第一篇：【人教版】高中化學選修4知識點總結：第四章電化學基礎

第四章電化學基礎

一、原電池

課標要求

1、掌握原電池的工作原理

2、熟練書寫電極反應式和電池反應方程式

要點精講

1、原電池的工作原理

（1）原電池概念： 化學能轉化為電能的裝置，叫做原電池。

若化學反應的過程中有電子轉移，我們就可以把這個過程中的電子轉移設計成定向的移動，即形成電流。只有氧化還原反應中的能量變化才能被轉化成電能；非氧化還原反應的能量變化不能設計成電池的形式被人類利用，但可以以光能、熱能等其他形式的能量被人類應用。

（2）原電池裝置的構成

①有兩種活動性不同的金屬（或一種是非金屬導體）作電極。②電極材料均插入電解質溶液中。③兩極相連形成閉合電路。（3）原電池的工作原理

原電池是將一個能自發(fā)進行的氧化還原反應的氧化反應和還原反應分別在原電池的負極和正極上發(fā)生，從而在外電路中產(chǎn)生電流。負極發(fā)生氧化反應，正極發(fā)生還原反應，簡易記法：負失氧，正得還。

2、原電池原理的應用

（1）依據(jù)原電池原理比較金屬活動性強弱

①電子由負極流向正極，由活潑金屬流向不活潑金屬，而電流方向是由正極流向負極，二者是相反的。

②在原電池中，活潑金屬作負極，發(fā)生氧化反應；不活潑金屬作正極，發(fā)生還原反應。③原電池的正極通常有氣體生成，或質量增加；負極通常不斷溶解，質量減少。（2）原電池中離子移動的方向

①構成原電池后，原電池溶液中的陽離子向原電池的正極移動，溶液中的陰離子向原電池的負極移動；

②原電池的外電路電子從負極流向正極，電流從正極流向負極。注：外電路：電子由負極流向正極，電流由正極流向負極；

內電路：陽離子移向正極，陰離子移向負極。

3、原電池正、負極的判斷方法：

（1）由組成原電池的兩極材料判斷

一般是活潑的金屬為負極，活潑性較弱的金屬或能導電的非金屬為正極。（2）根據(jù)電流方向或電子流動方向判斷。電流由正極流向負極；電子由負極流向正極。（3）根據(jù)原電池里電解質溶液內離子的流動方向判斷

在原電池的電解質溶液內，陽離子移向正極，陰離子移向負極。（4）根據(jù)原電池兩極發(fā)生的變化來判斷

原電池的負極失電子發(fā)生氧化反應，其正極得電子發(fā)生還原反應。（5）根據(jù)電極質量增重或減少來判斷。

工作后，電極質量增加，說明溶液中的陽離子在電極（正極）放電，電極活動性弱；反之，電極質量減小，說明電極金屬溶解，電極為負極，活動性強。

（6）根據(jù)有無氣泡冒出判斷

電極上有氣泡冒出，是因為發(fā)生了析出H2的電極反應，說明電極為正極，活動性弱。

本節(jié)知識樹

原電池中發(fā)生了氧化還原反應，把化學能轉化成了電能。

二、化學電源

課標要求

1、了解常見電池的種類

2、掌握常見電池的工作原理

要點精講

1、一次電池

（1）普通鋅錳電池

鋅錳電池是最早使用的干電池。鋅錳電池的電極分別是鋅（負極）和碳棒（正極），內部填充的是糊狀的MnO2和NH4Cl。電池的兩極發(fā)生的反應是：

（2）堿性鋅錳電池

用KOH電解質溶液代替NH4Cl作電解質時，無論是電解質還是結構上都有較大變化，電池的比能量和放電電流都能得到顯著的提高。它的電極反應如下：

（3）銀鋅電池——紐扣電池

該電池使用壽命較長，廣泛用于電子表和電子計算機。其電極分別為Ag2O和Zn，電解質為KOH溶液。其電極反應式為：

（4）高能電池——鋰電池

該電池是20世紀70年代研制出的一種高能電池。由于鋰的相對原子質量很小，所以比容量（單位質量電極材料所能轉換的電量）特別大，使用壽命長。

如作心臟起搏器的鋰碘電池的電極反應式為：

2、二次電池

原理：充電電池在放電時進行的氧化還原反應在充電時又逆向進行，生成物重新轉化為反應物，使充電放電可在一定時期內循環(huán)進行。

鉛蓄電池

構成：該電池以Pb和PbO2作電極材料，硫酸作電解質溶液。

放電時二氧化鉛電極上發(fā)生還原反應，鉛電極上發(fā)生氧化反應。充電時二氧化鉛電極上發(fā)生氧化反應，鉛電極上發(fā)生還原反應。

3、氫氧燃料電池（1）氫氧燃料電池的構造

在氫氧燃料電池中，電解質溶液為KOH溶液。石墨為電極，H2和 O2或空氣）源源不斷地通到電極上。

（2）氫氧燃料電池的優(yōu)點是產(chǎn)物只有水，不產(chǎn)生污染物。

本節(jié)知識樹

根據(jù)原電池的工作原理，設計了各種用途的原電池產(chǎn)品。需要了解常見電池的基本構造、工作原理、性能和使用范圍。

三、電解池

課標要求

1、掌握電解池的工作原理

2、能夠正確書寫電極反應式和電解池反應方程式

3、了解電解池、精煉池、電鍍池的原理

要點精講

1、電解原理

（1）電解的含義：使電流通過電解質溶液（或熔化的電解質）而在陰、陽兩極引起氧化還原反應的過程叫做電解，這種把電能轉變成化學能的裝置叫做電解池。

（2）構成電解池的條件 ①直流電源。

②兩個電極。其中與電源的正極相連的電極叫做陽極，與電源的負極相連的電極叫做陰極。

③電解質溶液或熔融態(tài)電解質用石墨、金、鉑等制作的電極叫做惰性電極，因為它們在一般的通電條件下不發(fā)生化學反應。用還原性較強的材料制作的電極叫做活性電極，它們作電解池的陽極時，先于其他物質發(fā)生氧化反應。

（3）陰、陽極的判斷及反應原理 與電源的正極相連的電極為陽極。陽極如果是活潑的金屬電極，則金屬失去電子生成金屬陽離子；陽極如果不能失去電子，則需要溶液中能失去電子（即具有還原性）的離子在陽極表面失去電子，發(fā)生氧化反應。

與電源的負極相連的電極為陰極。陰極如果是具有氧化性的物質，則陰極本身得到電子，發(fā)生還原反應，生成還原產(chǎn)物；陰極如果不能得到電子，則溶液中的離子在陰極表面得電 子，發(fā)生還原反應（如下圖所示）

2、電解原理的應用

（1）電解飽和食鹽水以制備燒堿、氯氣和氫氣 ①電解飽和食鹽水的反應原理

②離子交換膜法電解制燒堿的主要生產(chǎn)流程

（2）電鍍

①電鍍的含義： 電鍍是應用電解原理在某些金屬表面鍍上一薄層其他金屬或合金的過程。

②電鍍的目的：電鍍的目的主要是使金屬增強抗腐蝕能力、增加美觀和表面硬度。③電鍍特點：“一多、一少、一不變”。一多指陰極上有鍍層金屬沉積，一少指陽極上有鍍層金屬溶解，一不變指電解液濃度不變。

（3）電鍍的應用——銅的電解精煉 ①電解法精煉銅的裝置

②電解法精煉銅的化學原理

電解精煉是一種特殊的電解池。電解精煉中的兩個電極都是同種金屬單質，陽極是純度較低的金屬單質，陰極是純度較高的金屬單質。

（3）電冶金

原理：化合態(tài)的金屬陽離子，在直流電的作用下，得到電子，變成金屬單質。

本節(jié)知識樹

化學能與電能可以相互轉化。電能轉化為化學能的反應為電解反應，實現(xiàn)電能轉化成化學能的裝置叫電解池。

原電池與電解池比較

四、金屬的電化學腐蝕與防護

課標要求

①能夠解釋金屬電化學腐蝕的原因 ②了解金屬腐蝕的危害 ③掌握金屬腐蝕的防護措施

要點精講

1、金屬的腐蝕（1）定義： 金屬的腐蝕是指金屬與周圍的氣體或液體物質發(fā)生氧化還原反應而引起損耗的現(xiàn)象。

（2）分類：由于金屬接觸的介質不同，發(fā)生腐蝕的情況也不同，一般可分為化學腐蝕和電化學腐蝕。

①化學腐蝕： 金屬跟接觸到的物質直接發(fā)生反應而引起的腐蝕叫做化學腐蝕。化學腐蝕過程中發(fā)生的化學反應是普通的氧化還原反應，而不是原電池反應，無電流產(chǎn)生。

②電化學腐蝕：不純的金屬與電解質溶液接觸時，會發(fā)生原電池反應。比較活潑的金屬失去電子而被氧化，這種腐蝕叫做電化學腐蝕。

（3）電化學腐蝕

電化學腐蝕，實際上是由大量的微小的電池構成微電池群自發(fā)放電的結果。①析氫腐蝕

鋼鐵在潮濕的空氣中表面會形成一薄層水膜，在鋼鐵表面形成了一層電解質溶液的薄膜，與鋼鐵里的鐵和少量的碳恰好形成了原電池。這無數(shù)個微小的原電池遍布鋼鐵表面，在這些原電池里，鐵是負極，碳是正極。若電解質溶液酸性較強則發(fā)生析氫腐蝕。

②吸氧腐蝕

金屬表面酸性較弱或呈中性時，溶解在溶液中的氧氣與水結合，生成OH-，消耗了氧氣，從而使得溶液不斷吸收空氣中的氧氣而發(fā)生吸氧腐蝕。

2、金屬的防護

金屬防護的目的就是防止金屬的腐蝕。金屬的防護要解決的主要問題就是使金屬不被氧化。

（1）犧牲陽極的陰極保護法

將被保護的金屬與更活潑的金屬連接，構成原電池，使活潑金屬作陽極被氧化，被保護的金屬作陰極。

（2）外加電源的陰極保護法

利用外加直流電，負極接在被保護金屬上成為陰極，正極接其他金屬。（3）非電化學防護法

①非金屬保護層②金屬保護層③金屬的鈍化

3、判斷金屬活動性強弱的規(guī)律

（1）金屬與水或酸的反應越劇烈，該金屬越活潑。（2）金屬對應的最高價氧化物的水化物的堿性越強，該金屬越活潑。

（3）一種金屬能從另一種金屬的鹽溶液中將其置換出來，則該金屬比另一種金屬更活潑。

（4）兩金屬構成原電池時，作負極的金屬比作正極的金屬更活潑。

（5）在電解的過程中，一般地先得到電子的金屬陽離子對應的金屬單質的活潑性比后得到電子的金屬陽離子對應的金屬單質的活潑性弱。

本節(jié)知識樹

在揭示金屬腐蝕的嚴重性和危害性的基礎上，分析發(fā)生金屬腐蝕的原因，探討防止金屬腐蝕的思路和方法。

本章知識網(wǎng)絡

金屬冶煉方法總結

第二篇：高中化學選修4知識點歸納總結

高中化學選修4知識點歸納總結 第一章 化學反應與能量

一、焓變 反應熱 1．反應熱：一定條件下，一定物質的量的反應物之間完全反應所放出或吸收的熱量

2．焓變(ΔH)的意義：在恒壓條件下進行的化學反應的熱效應（1）.符號： △H（2）.單位：kJ/mol 3.產(chǎn)生原因：化學鍵斷裂——吸熱 化學鍵形成——放熱放出熱量的化學反應。(放熱>吸熱)△H 為―—‖或△H <0吸收熱量的化學反應。（吸熱>放熱）△H 為―+‖或△H >0☆ 常見的放熱反應：① 所有的燃燒反應 ② 酸堿中和反應 ③ 大多數(shù)的化合反應 ④ 金屬與酸的反應 ⑤ 生石灰和水反應 ⑥ 濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等☆ 常見的吸熱反應：① 晶體Ba(OH)2?8H2O與NH4Cl ② 大多數(shù)的分解反應 ③ 以H2、CO、C為還原劑的氧化還原反應 ④ 銨鹽溶解等

二、熱化學方程式 書寫化學方程式注意要點: ①熱化學方程式必須標出能量變化。②熱化學方程式中必須標明反應物和生成物的聚集狀態(tài)（g,l,s分別表示固態(tài)，液態(tài)，氣態(tài)，水溶液中溶質用aq表示）③熱化學反應方程式要指明反應時的溫度和壓強。④熱化學方程式中的化學計量數(shù)可以是整數(shù)，也可以是分數(shù) ⑤各物質系數(shù)加倍，△H加倍；反應逆向進行，△H改變符號，數(shù)值不變

三、燃燒熱1．概念：25 ℃，101 kPa時，1 mol純物質完全燃燒生成穩(wěn)定的化合物時所放出的熱量。燃燒熱的單位用kJ/mol表示?！⒁庖韵聨c：①研究條件：101 kPa②反應程度：完全燃燒，產(chǎn)物是穩(wěn)定的氧化物。③燃燒物的物質的量：1 mol④研究內容：放出的熱量。（ΔH<0，單位kJ/mol）

四、中和熱1．概念：在稀溶液中，酸跟堿發(fā)生中和反應而生成1mol H2O，這時的反應熱叫中和熱。2．強酸與強堿的中和反應其實質是H+和OH-反應，其熱化學方程式為：H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l)，ΔH=－57.3kJ/mol3．弱酸或弱堿電離要吸收熱量，所以它們參加中和反應時的中和熱小于57.3kJ/mol。

4．中和熱的測定實驗

五、蓋斯定律1．內容：化學反應的反應熱只與反應的始態(tài)（各反應物）和終態(tài)（各生成物）有關，而與具體反應進行的途徑無關，如果一個反應可以分幾步進行，則各分步反應的反應熱之和與該反應一步完成的反應熱是相同的。

第二章 化學反應速率和化學平衡

一、化學反應速率1.化學反應速率（v）⑴ 定義：用來衡量化學反應的快慢，單位時間內反應物或生成物的物質的量的變化⑵ 表示方法：單位時間內反應濃度的減少或生成物濃度的增加來表示⑶ 計算公式：v=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：濃度變化，Δt：時間）單位：mol/（L?s）⑷ 影響因素：① 決定因素（內因）：反應物的性質（決定因素）② 條件因素（外因）：反應所處的條件

外因對化學反應速率影響的變化規(guī)律 條件變化 反應物的濃度 大

減小

氣體反應物的壓強 大

減

單位體積里的總數(shù)目減少，百分數(shù)不變

減小 增

單位體積里的總數(shù)目增多，百分數(shù)不變

增大

單位體積里的總數(shù)目減少，百分數(shù)不變

減小 增

活化分子的量的變化

單位體積里的總數(shù)目增多，百分數(shù)不變

反應速率的變化 增大 小

反應物的溫度 高

降低

反應物的催化劑 用

撤去

其他

劑等

※注意：（1）、參加反應的物質為固體和液體，由于壓強的變化對濃度幾乎無影響，可以認為反應速率不變。（2）、惰性氣體對于速率的影響 ①恒溫恒容時：充入惰性氣體→總壓增大，但是各分壓不變，各物質濃度不變→反應速率不變②恒溫恒體時：充入惰性氣體→體積增大→各反應物濃度減小→反應速率減慢

二、化學平衡

（一）1.定義：化學平衡狀態(tài)：一定條件下，當一個可逆反應進行到正逆反應速率相等時，更組成成分濃度不再改變，達到表面上靜止的一種―平衡‖，這就是這個反應所能達到的限度即化學平衡狀態(tài)。

2、化學平衡的特征逆（研究前提是可逆反應）等（同一物質的正逆反應速率相等）動（動態(tài)平衡）定（各物質的濃度與質量分數(shù)恒定）變（條件改變，平衡發(fā)生變化）

3、判斷平衡的依據(jù)判斷可逆反應達到平衡狀態(tài)的方法和依據(jù)

例舉反應

mA(g)+nB(g)C(g)+qD(g)①各物質的物質的量或各物質的物質的量的分數(shù)一定

混合物體系中

各成分的含量

④總體積、總壓力、總物質的量一定

①在單位時間內消耗了m molA同時生成m molA，即V(正)=V(逆)②在單位時間內消耗了n molB同時消耗了p molC，則正、逆反應 速率的關系

③V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q，V(正)不一定等于V(逆)④在單位時間內生成n molB，同時消耗了q molD，因均指V(逆)①m+n≠p+q時，總壓力一定（其他條件一定）

壓強

②m+n=p+q時，總壓力一定（其他條件一定）

不一定平衡平衡 不一定平衡 不一定平衡 V(正)=V(逆)

不一定平衡 ②各物質的質量或各物質質量分數(shù)一定 ③各氣體的體積或體積分數(shù)一定

平衡平衡平衡

光，電磁波，超聲波，固體反應物顆粒的大小，溶

有影響

百分數(shù)劇減，單位體積里的總數(shù)目劇減

劇減 使

百分數(shù)劇增，單位體積里的總數(shù)目劇增

劇增

百分數(shù)減少，單位體積里的總數(shù)目減少

減小 升

百分數(shù)增大，單位體積里的總數(shù)目增多

增大

平衡

平衡 混合氣體平均相對分子質量Mr ①Mr一定時，只有當m+n≠p+q時 ②Mr一定時，但m+n=p+q時

平衡 不一定平衡平衡 不一定平衡平衡 溫度 體系的密度 其他 任何反應都伴隨著能量變化，當體系溫度一定時（其他不變）密度一定

如體系顏色不再變化等

（二）影響化學平衡移動的因素

1、濃度對化學平衡移動的影響（1）影響規(guī)律：在其他條件不變的情況下，增大反應物的濃度或減少生成物的濃度，都可以使平衡向正方向移動；增大生成物的濃度或減小反應物的濃度，都可以使平衡向逆方向移動（2）增加固體或純液體的量，由于濃度不變，所以平衡不移動（3）在溶液中進行的反應，如果稀釋溶液，反應物濃度減小，生成物濃度也減小，V正減小，V逆也減小，但是減小的程度不同，總的結果是化學平衡向反應方程式中化學計量數(shù)之和大的方向移動。

2、溫度對化學平衡移動的影響影響規(guī)律：在其他條件不變的情況下，溫度升高會使化學平衡向著吸熱反應方向移動，溫度降低會使化學平衡向著放熱反應方向移動。

3、壓強對化學平衡移動的影響影響規(guī)律：其他條件不變時，增大壓強，會使平衡向著體積縮小方向移動；減小壓強，會使平衡向著體積增大方向移動。注意：（1）改變壓強不能使無氣態(tài)物質存在的化學平衡發(fā)生移動（2）氣體減壓或增壓與溶液稀釋或濃縮的化學平衡移動規(guī)律相似4.催化劑對化學平衡的影響：由于使用催化劑對正反應速率和逆反應速率影響的程度是等同的，所以平衡不移動。但是使用催化劑可以影響可逆反應達到平衡所需的_時間_。5.勒夏特列原理（平衡移動原理）：如果改變影響平衡的條件之一（如溫度，壓強，濃度），平衡向著能夠減弱這種改變的方向移動。

三、化學平衡常數(shù)

（一）定義：在一定溫度下，當一個反應達到化學平衡時，生成物濃度冪之積與反應物濃度冪之積的比值是一個常數(shù)比值。符號：K

（二）使用化學平衡常數(shù)K應注意的問題：

1、表達式中各物質的濃度是變化的濃度，不是起始濃度也不是物質的量。

2、K只與溫度（T）關，與反應物或生成物的濃度無關。

3、反應物或生產(chǎn)物中有固體或純液體存在時，由于其濃度是固定不變的，可以看做是―1‖而不代入公式。

4、稀溶液中進行的反應，如有水參加，水的濃度不必寫在平衡關系式中。

（三）化學平衡常數(shù)K的應用:

1、化學平衡常數(shù)值的大小是可逆反應進行程度的標志。K值越大，說明平衡時生成物的濃度越大，它的正向反應進行的程度越大，即該反應進行得越完全，反應物轉化率越高。反之，則相反。

2、可以利用K值做標準，判斷正在進行的可逆反應是否平衡及不平衡時向何方進行建立平衡。（Q：濃度積）Q〈K:反應向正反應方向進行;Q=K:反應處于平衡狀態(tài);Q〉K:反應向逆反應方向進行

3、利用K值可判斷反應的熱效應若溫度升高，K值增大，則正反應為吸熱反應若溫度升高，K值減小，則正反應為放熱反應＊

四、等效平衡

1、概念：在一定條件下（定溫、定容或定溫、定壓），只是起始加入情況不同的同一可逆反應達到平衡后，任何相同組分的百分含量均相同，這樣的化學平衡互稱為等效平衡。

2、分類（1）定溫，定容條件下的等效平衡第一類：對于反應前后氣體分子數(shù)改變的可逆反應：必須要保證化學計量數(shù)之比與原來相同；同時必須保證平衡式左右兩邊同一邊的物質的量與原來相同。第二類：對于反應前后氣體分子數(shù)不變的可逆反應：只要反應物的物質的量的比例與原來相同即可視為二者等效。（2）定溫，定壓的等效平衡只要保證可逆反應化學計量數(shù)之比相同即可視為等效平衡。

五、化學反應進行的方向

1、反應熵變與反應方向：（1）熵:物質的一個狀態(tài)函數(shù)，用來描述體系的混亂度，符號為S.單位：J???mol-1?K-1(2)體系趨向于有序轉變?yōu)闊o序，導致體系的熵增加，這叫做熵增加原理，也是反應方向判斷的依據(jù)。.（3）同一物質，在氣態(tài)時熵值最大，液態(tài)時次之，固態(tài)時最小。即S(g)〉S(l)〉S(s)

2、反應方向判斷依據(jù) 在溫度、壓強一定的條件下，化學反應的判讀依據(jù)為： ΔH-TΔS〈0 反應能自發(fā)進行ΔH-TΔS=0 反應達到平衡狀態(tài)ΔH-TΔS〉0 反應不能自發(fā)進行注意：（1）ΔH為負，ΔS為正時，任何溫度反應都能自發(fā)進行（2）ΔH為正，ΔS為負時，任何溫度反應都不能自發(fā)進行

第三章 水溶液中的離子平衡

一、弱電解質的電離

1、定義：電解質：在水溶液中或熔化狀態(tài)下能導電的化合物,叫電解質。非電解質：在水溶液中或熔化狀態(tài)下都不能導電的化合物。

強電解質：在水溶液里全部電離成離子的電解質。

弱電解質： 在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質。

2、電解質與非電解質本質區(qū)別：

電解質——離子化合物或共價化合物 非電解質——共價化合物

注意：①電解質、非電解質都是化合物 ②SO2、NH3、CO2等屬于非電解質

③強電解質不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部電離，故BaSO4 為強電解質）——電解質的強弱與導電性、溶解性無關。

3、電離平衡：在一定的條件下，當電解質分子電離成 離子的速率 和離子結合成 時，電離過程就達到了平衡狀態(tài)，這叫電離平衡。

4、影響電離平衡的因素：

A、溫度：電離一般吸熱，升溫有利于電離。

B、濃度：濃度越大，電離程度 越小 ；溶液稀釋時，電離平衡向著電離的方向移動。C、同離子效應：在弱電解質溶液里加入與弱電解質具有相同離子的電解質，會 減弱 電離。D、其他外加試劑：加入能與弱電解質的電離產(chǎn)生的某種離子反應的物質時，有利于電離。

9、電離方程式的書寫：用可逆符號 弱酸的電離要分布寫（第一步為主）

10、電離常數(shù)：在一定條件下，弱電解質在達到電離平衡時，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積，跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個常數(shù)。叫做電離平衡常數(shù)，（一般用Ka表示酸，Kb表示堿。）

表示方法：AB11、影響因素：

a、電離常數(shù)的大小主要由物質的本性決定。

b、電離常數(shù)受溫度變化影響，不受濃度變化影響，在室溫下一般變化不大。C、同一溫度下，不同弱酸，電離常數(shù)越大，其電離程度越大，酸性越強。如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO

A++B-Ki=[ A+][ B-]/[AB]

二、水的電離和溶液的酸堿性

1、水電離平衡：:

水的離子積：KW = c[H+]·c[OH-] 25℃時, [H+]=[OH-] =10-7 mol/L;KW = [H+]·[OH-] = 1*10-14 注意：KW只與溫度有關，溫度一定，則KW值一定 KW不僅適用于純水，適用于任何溶液（酸、堿、鹽）

2、水電離特點：（1）可逆（2）吸熱（3）極弱

3、影響水電離平衡的外界因素： ①酸、堿 ：抑制水的電離 KW〈1*10-14 ②溫度：促進水的電離（水的電離是 吸 熱的）③易水解的鹽：促進水的電離 KW 〉 1*10-14

4、溶液的酸堿性和pH：

（1）pH=-lgc[H+]（2）pH的測定方法：

酸堿指示劑—— 甲基橙、石蕊、酚酞。

變色范圍：甲基橙 3.1~4.4（橙色）石蕊5.0~8.0（紫色）酚酞8.2~10.0（淺紅色）pH試紙 —操作 玻璃棒蘸取未知液體在試紙上，然后與標準比色卡對比即可。

注意：①事先不能用水濕潤PH試紙；②廣泛pH試紙只能讀取整數(shù)值或范圍 三、混合液的pH值計算方法公式

1、強酸與強酸的混合：（先求[H+]混：將兩種酸中的H+離子物質的量相加除以總體積，再求其它）[H+]混 =（[H+]1V1+[H+]2V2）/（V1+V2）

2、強堿與強堿的混合：（先求[OH-]混：將兩種酸中的OH離子物質的量相加除以總體積，再求其它）[OH-]混＝（[OH-]1V1+[OH-]2V2）/（V1+V2）(注意 :不能直接計算[H+]混)

3、強酸與強堿的混合：（先據(jù)H+ + OH-==H2O計算余下的H+或OH-，①H+有余，則用余下的H+數(shù)除以溶液總體積求[H+]混；OH-有余，則用余下的OH-數(shù)除以溶液總體積求[OH-]混，再求其它）

四、稀釋過程溶液pH值的變化規(guī)律：

1、強酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀=pH原+ n（但始終不能大于或等于7）

2、弱酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀〈pH原+n（但始終不能大于或等于7）

3、強堿溶液：稀釋10n倍時，pH稀=pH原－n（但始終不能小于或等于7）

4、弱堿溶液：稀釋10n倍時，pH稀〉pH原－n（但始終不能小于或等于7）

5、不論任何溶液，稀釋時pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液無限稀釋后pH均接近7

6、稀釋時，弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的pH變化得慢，強酸、強堿變化得快。

五、強酸（pH1）強堿（pH2）混和計算規(guī)律

1、若等體積混合

pH1+pH2=14 則溶液顯中性pH=7 pH1+pH2≥15 則溶液顯堿性pH=pH2-0.3 pH1+pH2≤13 則溶液顯酸性pH=pH1+0.3

2、若混合后顯中性

pH1+pH2=14 V酸：V堿=1：1 pH1+pH2≠14 V酸：V堿=1：10〔14-（pH1+pH2）〕

六、酸堿中和滴定：

1、中和滴定的原理

w.w.w.k.s.5.u.c.o.m 實質：H++OH—=H2O 即酸能提供的H+和堿能提供的OH-物質的量相等。

2、中和滴定的操作過程：

（1）儀②滴定管的刻度，O刻度在 上，往下刻度標數(shù)越來越大，全部容積 大于 它的最大刻度值，因為下端有一部分沒有刻度。滴定時，所用溶液不得超過最低刻度，不得一次滴定使用兩滴定管酸（或堿），也不得中途向滴定管中添加。②滴定管可以讀到小數(shù)點后 一位。

（2）藥品：標準液；待測液；指示劑。（3）準備過程：

準備：檢漏、洗滌、潤洗、裝液、趕氣泡、調液面。（洗滌：用洗液洗→檢漏：滴定管是否漏水→用水洗→用標準液洗（或待測液洗）→裝溶液→排氣泡→調液面→記數(shù)據(jù)V(始)（4）試驗過程

3、酸堿中和滴定的誤差分析

誤差分析：利用n酸c酸V酸=n堿c堿V堿進行分析

式中：n——酸或堿中氫原子或氫氧根離子數(shù)；c——酸或堿的物質的量濃度； V——酸或堿溶液的體積。當用酸去滴定堿確定堿的濃度時，則：

c堿= 上述公式在求算濃度時很方便，而在分析誤差時起主要作用的是分子上的V酸的變化，因為在滴定過程中c酸為標準酸，其數(shù)值在理論上是不變的，若稀釋了雖實際值變小，但體現(xiàn)的卻是V酸的增大，導致c酸偏高；V堿同樣也是一個定值，它是用標準的量器量好后注入錐形瓶中的，當在實際操作中堿液外濺，其實際值減小，但引起變化的卻是標準酸用量的減少，即V酸減小，則c堿降低了；對于觀察中出現(xiàn)的誤差亦同樣如此。綜上所述，當用標準酸來測定堿的濃度時，c堿的誤差與V酸的變化成正比，即當V酸的實測值大于理論值時，c堿偏高，反之偏低。

同理，用標準堿來滴定未知濃度的酸時亦然。

七、鹽類的水解（只有可溶于水的鹽才水解）

1、鹽類水解：在水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結合生成弱電解質的反應。

2、水解的實質： 水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結合,破壞水的電離，是平衡向右移動，促進水的電離。

3、鹽類水解規(guī)律：

①有 弱 才水解，無弱不水解，越弱越水解；誰 強顯誰性，兩弱都水解，同強顯中性。

②多元弱酸根，濃度相同時正酸根比酸式酸根水解程度大，堿性更強。(如:Na2CO3 ＞NaHCO3)

4、鹽類水解的特點：（1）可逆（與中和反應互逆）（2）程度?。?）吸熱

5、影響鹽類水解的外界因素：

①溫度：溫度越 高 水解程度越大（水解吸熱，越熱越水解）②濃度：濃度越小，水解程度越 大（越稀越水解）

③酸堿：促進或抑制鹽的水解（H+促進 陰離子 水解而 抑制 陽離子水解；OH-促進陽離子水解而抑制陰離子水解）

6、酸式鹽溶液的酸堿性：

①只電離不水解：如HSO4-顯 酸 性

②電離程度＞水解程度，顯 酸 性（如: HSO3-、H2PO4-）③水解程度＞電離程度，顯 堿 性（如：HCO3-、HS-、HPO42-）

7、雙水解反應：

（1）構成鹽的陰陽離子均能發(fā)生水解的反應。雙水解反應相互促進，水解程度較大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。

（2）常見的雙水解反應完全的為：Fe3+、Al3+與AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；S2-與NH4+；CO32-(HCO3-)與NH4+其特點是相互水解成沉淀或氣體。雙水解完全的離子方程式配平依據(jù)是兩邊電荷平衡，如：2Al3+ + 3S2-+ 6H2O == 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑

8、鹽類水解的應用： 水解的應用

1、凈水

實例 明礬凈水

原理

Al3++3H2O Al(OH)3(膠體)+3H+

2、去油污

用熱堿水冼油污物品 CO32-+H2O HCO3-+OH-

①配制FeCl3溶液時常加

3、藥品的保存 入少量鹽酸

②配制Na2CO3溶液時常加入少量NaOH

Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+

CO32-+H2O HCO3-+OH-

若不然，則：

由MgCl2·6H2O制無水

4、制備無水鹽 MgCl2 在HCl氣流中加熱

MgCl2·6H2O Mg(OH)2+2HCl+4H2O Mg(OH)2 MgO+H2O

用Al2(SO4)3與NaHCO3溶液混合

5、泡沫滅火器 Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑

6、比較鹽溶液中離子濃度的大小

比較NH4Cl溶液中離子濃度的大小

NH4++H2O NH3·H2O+H+ c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH)-

9、水解平衡常數(shù)（Kh）

對于強堿弱酸鹽：Kh =Kw/Ka(Kw為該溫度下水的離子積，Ka為該條件下該弱酸根形成的弱酸的電離平衡常數(shù))對于強酸弱堿鹽：Kh =Kw/Kb（Kw為該溫度下水的離子積，Kb為該條件下該弱堿根形成的弱堿的電離平衡常數(shù)）

電離、水解方程式的書寫原則

1、多元弱酸（多元弱酸鹽）的電離（水解）的書寫原則：分步書寫

注意：不管是水解還是電離，都決定于第一步，第二步一般相當微弱。

2、多元弱堿（多元弱堿鹽）的電離（水解）書寫原則：一步書寫

八、溶液中微粒濃度的大小比較

☆☆基本原則：抓住溶液中微粒濃度必須滿足的三種守恒關系：

①電荷守恒：:任何溶液均顯電 中 性，各陽離子濃度與其所帶電荷數(shù)的乘積之和＝各陰離子濃度與其所帶電荷數(shù)的乘積之和

②物料守恒:（即原子個數(shù)守恒或質量守恒）

某原子的總量(或總濃度)＝其以各種形式存在的所有微粒的量(或濃度)之和 ③質子守恒：即水電離出的H+濃度與OH-濃度相等。

九、難溶電解質的溶解平衡

1、難溶電解質的溶解平衡的一些常見知識（1）溶解度 小于 0.01g的電解質稱難溶電解質。

（2）反應后離子濃度降至1*10-5以下的反應為完全反應。如酸堿中和時[H+]降至10-7mol/L<10-5mol/L，故為完全反應，用―=‖，常見的難溶物在水中的離子濃度均遠低于10-5mol/L，故均用―=‖。

（3）難溶并非不溶，任何難溶物在水中均存在溶解平衡。

（4）掌握三種微溶物質：CaSO4、Ca(OH)

2、Ag2SO4（5）溶解平衡常為吸熱，但Ca(OH)2為放熱，升溫其溶解度減少。

（6）溶解平衡存在的前提是：必須存在沉淀，否則不存在平衡。

2、溶解平衡方程式的書寫

注意在沉淀后用(s)標明狀態(tài)，并用― ‖。如：Ag2S(s)2Ag+(aq）+ S2-(aq)

3、沉淀生成的三種主要方式

（1）加沉淀劑法：Ksp越?。闯恋碓诫y溶），沉淀越完全；沉淀劑過量能使沉淀更完全。

（2）調pH值除某些易水解的金屬陽離子：如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。

（3）氧化還原沉淀法：

（4）同離子效應法

4、沉淀的溶解：

沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移動。常采用的方法有：①酸堿；②氧化還原；③ 沉淀轉化。

5、沉淀的轉化：

溶解度大的生成溶解度小的，溶解度小的生成溶解度 更小 的。

如：AgNO3 AgCl(白色沉淀)AgBr（淡黃色）AgI（黃色）Ag2S（黑色）

6、溶度積（KSP）

1、定義：在一定條件下，難溶電解質電解質溶解成離子的速率等于離子重新結合成沉淀的速率，溶液中各離子的濃度保持不變的狀態(tài)。

2、表達式：AmBn(s)mAn+(aq)+nBm-(aq)KSP= [c(An+)]m ?[c(Bm-)]n

3、影響因素：

外因：①濃度：加水，平衡向溶解方向移動。②溫度：升溫，多數(shù)平衡向溶解方向移動。

w.w.w.k.s.5.u.c.o.m

4、溶度積規(guī)則

QC（離子積）〉KSP 有沉淀析出 QC= KSP平衡狀態(tài) QC〈KSP 飽和，繼續(xù)溶解 第四章 電化學基礎 第一節(jié) 原電池 原電池：

1、概念：化學能轉化為電能的裝置叫做原電池。

2、組成條件：①兩個活潑性不同的電極② 電解質溶液③ 電極用導線相連并插入電解液構成閉合回路

3、電子流向：外電路： 負 極——導線—— 正 極

內電路：鹽橋中 陰 離子移向負極的電解質溶液，鹽橋中 陽 離子移向正極的電解質溶液。

4、電極反應：以鋅銅原電池為例：

負極： 氧化反應： Zn－2e＝Zn2＋（較活潑金屬）正極： 還原反應： 2H＋＋2e＝H2↑（較不活潑金屬）總反應式： Zn+2H+=Zn2++H2↑

5、正、負極的判斷：

（1）從電極材料：一般較活潑金屬為負極；或金屬為負極，非金屬為正極。（2）從電子的流動方向 負極流入正極（3）從電流方向 正極流入負極

（4）根據(jù)電解質溶液內離子的移動方向 陽離子流向正極，陰離子流向負極（5）根據(jù)實驗現(xiàn)象①__溶解的一極為負極② 增重或有氣泡一極為正極 第二節(jié) 化學電池

1、電池的分類：化學電池、太陽能電池、原子能電池

2、化學電池：借助于化學能直接轉變?yōu)殡娔艿难b置

3、化學電池的分類： 一次電池、二次電池、燃料電池 一、一次電池

1、常見一次電池：堿性鋅錳電池、鋅銀電池、鋰電池等 二、二次電池

1、二次電池：放電后可以再充電使活性物質獲得再生，可以多次重復使用，又叫充電電池或蓄電池。

2、電極反應：鉛蓄電池

放電：負極（鉛）： Pb＋－2e-＝PbSO4↓

正極（氧化鉛）： PbO2＋4H+＋＋2e-＝PbSO4↓＋2H2O 充電：陰極： PbSO4＋2H2O－2e-＝PbO2＋4H+＋

陽極： PbSO4＋2e-＝Pb＋

兩式可以寫成一個可逆反應： PbO2＋Pb＋2H2SO4 2PbSO4↓＋2H2O

3、目前已開發(fā)出新型蓄電池：銀鋅電池、鎘鎳電池、氫鎳電池、鋰離子電池、聚合物鋰離子電池

三、燃料電池

1、燃料電池： 是使燃料與氧化劑反應直接產(chǎn)生電流的一種原電池

2、電極反應：一般燃料電池發(fā)生的電化學反應的最終產(chǎn)物與燃燒產(chǎn)物相同，可根據(jù)燃燒反應寫出總的電池反應，但不注明反應的條件。，負極發(fā)生氧化反應，正極發(fā)生還原反應，不過要注意一般電解質溶液要參與電極反應。以氫氧燃料電池為例，鉑為正、負極，介質分為酸性、堿性和中性。當電解質溶液呈酸性時：

負極：2H2－4e-=4H+ 正極：O2＋4e-+4H+ =2H2O 當電解質溶液呈堿性時：

負極： 2H2＋4OH-－4e-＝4H2O 正極：O2＋2H2O＋4 e-＝4OH-另一種燃料電池是用金屬鉑片插入KOH溶液作電極，又在兩極上分別通甲烷(燃料)和氧氣(氧化劑)。電極反應式為：

負極：CH4＋10OH－－8e--＝ ＋7H2O； 正極：4H2O＋2O2＋8e-＝8OH-。

電池總反應式為：CH4＋2O2＋2KOH＝K2CO3＋3H2O

3、燃料電池的優(yōu)點：能量轉換率高、廢棄物少、運行噪音低

四、廢棄電池的處理：回收利用 第三節(jié) 電解池

一、電解原理

1、電解池： 把電能轉化為化學能的裝置 也叫電解槽

2、電解：電流(外加直流電)通過電解質溶液而在陰陽兩極引起氧化還原反應(被動的不是自發(fā)的)的過程

3、放電：當離子到達電極時，失去或獲得電子，發(fā)生氧化還原反應的過程

4、電子流向：

（電源）負極—（電解池）陰極—（離子定向運動）電解質溶液—（電解池）陽極—（電源）正極

5、電極名稱及反應：

陽極：與直流電源的 正極 相連的電極，發(fā)生 氧化 反應

陰極：與直流電源的 負極 相連的電極，發(fā)生 還原 反應

6、電解CuCl2溶液的電極反應： 陽極： 2Cl--2e-=Cl2(氧化)陰極： Cu2++2e-=Cu(還原)總反應式： CuCl2 =Cu+Cl2 ↑

7、電解本質：電解質溶液的導電過程，就是電解質溶液的電解過程 ☆規(guī)律總結：電解反應離子方程式書寫： 放電順序： 陽離子放電順序

Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+（指酸電離的)>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+ 陰離子的放電順序

是惰性電極時：S2->I->Br->Cl->OH->NO3->SO42-(等含氧酸根離子)>F-(SO32-/MnO4->OH-)是活性電極時：電極本身溶解放電

注意先要看電極材料，是惰性電極還是活性電極，若陽極材料為活性電極（Fe、Cu)等金屬，則陽極反應為電極材料失去電子，變成離子進入溶液；若為惰性材料，則根據(jù)陰陽離子的放電順序，依據(jù)陽氧陰還的規(guī)律來書寫電極反應式。

電解質水溶液點解產(chǎn)物的規(guī)律 類型 電極反應特點

實例

對象

電解

度

分解電解質型 電解質電離出的陰陽離子分別在兩極放電

CuCl2 HCl

質

電解

減小

大

---

Cl2 放H2生成堿型 陰極：水放H2生堿 陽極：電解質陰離子放電

NaCl

電解質和水

解質

生成新電

大 生

氧化

增

HCl

增

Cu

電解質濃

pH

原

HCl 電解質溶液復放氧陰極：電解質陽離子放電 CuSO4 電解生酸型 陽極：水放O2生酸 質和水 成新電解質

小

增大

小 大

減銅

電解水型 陰極：4H+4e-== 2H2 ↑ 陽極：4OH-4e-== O2↑+ 2H2O

NaOH

水

增水

H2SO4 減

Na2SO4

變

上述四種類型電解質分類：

（1）電解水型：含氧酸，強堿，活潑金屬含氧酸鹽

（2）電解電解質型：無氧酸，不活潑金屬的無氧酸鹽（氟化物除外）（3）放氫生堿型：活潑金屬的無氧酸鹽（4）放氧生酸型：不活潑金屬的含氧酸鹽

二、電解原理的應用

1、電解飽和食鹽水以制造燒堿、氯氣和氫氣

（1）、電鍍應用電解原理在某些金屬表面鍍上一薄層其他金屬或合金的方法（2）、電極、電解質溶液的選擇：

陽極：鍍層金屬，失去電子，成為離子進入溶液 M— ne== M 電解質溶液：含有鍍層金屬離子的溶液做電鍍液 鍍銅反應原理

陽極(純銅)：Cu-2e-=Cu2+，陰極(鍍件)：Cu2++2e-=Cu，電解液：可溶性銅鹽溶液，如CuSO4溶液（3）、電鍍應用之一：銅的精煉

陽極：粗銅；陰極： 純銅電解質溶液： 硫酸銅

3、電冶金

（1）、電冶金：使礦石中的 金屬陽離子 獲得電子，從它們的化合物中還原出來用于冶煉活潑金屬，如鈉、鎂、鈣、鋁

（2）、電解氯化鈉：

通電前，氯化鈉高溫下熔融：NaCl == Na + + Cl-通直流電后：陽極：2Na+ + 2e-== 2Na 陰極：2Cl-— 2e-== Cl2↑

☆規(guī)律總結：原電池、電解池、電鍍池的判斷規(guī)律

（1）若無外接電源，又具備組成原電池的三個條件。①有活潑性不同的兩個電極；②兩極用導線互相連接成直接插入連通的電解質溶液里；③較活潑金屬與電解質溶液能發(fā)生氧化還原反應（有時是與水電離產(chǎn)生的H+作用），只要同時具備這三個條件即為原電池。

（2）若有外接電源，兩極插入電解質溶液中，則可能是電解池或電鍍池；當陰極為金屬，陽極亦為金屬且與電解質溶液中的金屬離子屬同種元素時，則為電鍍池。

（3）若多個單池相互串聯(lián)，又有外接電源時，則與電源相連接的裝置為電解池成電鍍池。若無外接電源時，先選較活潑金屬電極為原電池的負極（電子輸出極），有關裝置為原電池，其余為電鍍池或電解池。

☆ 原電池，電解池，電鍍池的比較

原電池

性質 類別

定義

（裝置特點）反應特征

裝置特征

將化學能轉變成電能的裝置

將電能轉變成化學能的裝置

應用電解原理在某些金屬表面鍍上一側層其他金屬

電解池

電鍍池

自發(fā)反應 無電源，兩級材料不同

非自發(fā)反應 有電源，兩級材料可同可不同

兩電極連接直流電源 兩電極插入電解質溶

非自發(fā)反應

有電源

形成條件

極

活動性不同的兩1鍍層金屬接電源正極，待鍍金屬接負極；2電鍍液必須含有鍍層金屬的離子

電解質溶液 形成閉合回路

電極名稱

屬

正極：較不活潑負極：較活潑金

液

形成閉合回路 陽極：與電源正極相連

陰極：與電源負極相

名稱同電解，但有限制條件

陽極：必須是鍍層金屬 陰極：鍍件 金屬（能導電非金屬）連

電極反應 負極：氧化反應，金屬失去電子

陽極：氧化反應，溶陽極：金屬電極失去電子 陰極：電鍍液中陽離子得到電子

液中的陰離子失去電子，或

電極金屬失電子

正極：還原反應，溶液中的陽離子的電氧腐蝕）

電子流向

負極→正極

電源負極→陰極 陰極：還原反應，溶子或者氧氣得電子（吸液中的陽離子得到電子

同電解池

電源正極→陽極

溶液中帶電粒子的移動 動

陰離子向負極移動

聯(lián)系

在兩極上都發(fā)生氧化反應和還原反應 陽離子向正極移

陽離子向陰極移動 陰離子向陽極移動

同電解池

☆☆原電池與電解池的極的得失電子聯(lián)系圖：

陽極(失)e-正極（得）e-負極（失）e-陰極（得）

第四節(jié) 金屬的電化學腐蝕和防護

一、金屬的電化學腐蝕（1）金屬腐蝕內容：

（2）金屬腐蝕的本質：都是金屬原子 失去 電子而被氧化的過程

條件 現(xiàn)象 本質 關系 電化腐蝕

不純金屬或合金與電解質溶液接觸 有微弱的電流產(chǎn)生

較活潑的金屬被氧化的過程

化學腐蝕

金屬與非電解質直接接觸 無電流產(chǎn)生 金屬被氧化的過程

化學腐蝕與電化腐蝕往往同時發(fā)生，但電化腐蝕更加普遍，危害更嚴重

（4）、電化學腐蝕的分類：

析氫腐蝕——腐蝕過程中不斷有氫氣放出

①條件：潮濕空氣中形成的水膜,酸性較強（水膜中溶解有CO2、SO2、H2S等氣體）②電極反應：負極: Fe – 2e-= Fe2+ 正極: 2H+ + 2e-= H2 ↑

總式：Fe + 2H+ = Fe2+ + H2 ↑ 吸氧腐蝕——反應過程吸收氧氣 ①條件：中性或弱酸性溶液

②電極反應：負極: 2Fe – 4e-= 2Fe2+ 正極: O2+4e-+2H2O = 4OH-總式：2Fe + O2 +2H2O =2 Fe(OH)2 離子方程式：Fe2+ + 2OH-= Fe(OH)2 生成的 Fe(OH)2被空氣中的O2氧化，生成 Fe(OH)3，F(xiàn)e(OH)2 + O2 + 2H2O == 4Fe(OH)3 Fe(OH)3脫去一部分水就生成Fe2O3·x H2O（鐵銹主要成分）規(guī)律總結：

金屬腐蝕快慢的規(guī)律：在同一電解質溶液中，金屬腐蝕的快慢規(guī)律如下： 電解原理引起的腐蝕＞原電池原理引起的腐蝕＞化學腐蝕＞有防腐措施的腐蝕

防腐措施由好到壞的順序如下：

外接電源的陰極保護法＞犧牲負極的正極保護法＞有一般防腐條件的腐蝕＞無防腐條件的腐蝕

二、金屬的電化學防護

1、利用原電池原理進行金屬的電化學防護

（1）、犧牲陽極的陰極保護法

原理：原電池反應中，負極被腐蝕，正極不變化

應用：在被保護的鋼鐵設備上裝上若干鋅塊，腐蝕鋅塊保護鋼鐵設備

負極：鋅塊被腐蝕；正極：鋼鐵設備被保護

（2）、外加電流的陰極保護法

原理：通電，使鋼鐵設備上積累大量電子，使金屬原電池反應產(chǎn)生的電流不能輸送，從而防止金屬被腐蝕

應用：把被保護的鋼鐵設備作為陰極，惰性電極作為輔助陽極，均存在于電解質溶液中，接上外加直流電源。通電后電子大量在鋼鐵設備上積累，抑制了鋼鐵失去電子的反應。

2、改變金屬結構：把金屬制成防腐的合金

3、把金屬與腐蝕性試劑隔開：電鍍、油漆、涂油脂、表面鈍化等（3）金屬腐蝕的分類：

化學腐蝕— 金屬和接觸到的物質直接發(fā)生化學反應而引起的腐蝕

電化學腐蝕— 不純的金屬跟電解質溶液接觸時，會發(fā)生原電池反應。比較活潑的金屬失去電子而被氧化，這種腐蝕叫做電化學腐蝕。

第三篇：高中化學選修4知識點

第二章化學反應速率和化學平衡

1、化學反應速率

（1）化學反應速率的概念

化學反應速率是用來衡量化學反應進行的快慢程度的物理量。

（2）化學反應速率的表示方法

對于反應體系體積不變的化學反應，通常用單位時間內反應物或生成物的物質的量濃度的變化值表示。

某一物質A的化學反應速率的表達式為：

式中——某物質A的濃度變化，常用單位為mol·L-1。

——某段時間間隔，常用單位為s,min,h。

υ——物質A的反應速率，常用單位是mol·L-1·s-1，mol·L-1·s-1等。

（3）化學反應速率的計算規(guī)律

①同一反應中不同物質的化學反應速率間的關系

同一時間內，用不同的物質表示的同一反應的反應速率數(shù)值之比等于化學方程式中各物質的化學計量數(shù)之比。

②化學反應速率的計算規(guī)律

同一化學反應，用不同物質的濃度變化表示的化學反應速率之比等于反應方程式中相應的物質的化學計量數(shù)之比，這是有關化學反應速率的計算或換算的依據(jù)。

（4）化學反應速率的特點

①反應速率不取負值，用任何一種物質的變化來表示反應速率都不取負值。

②同一化學反應選用不同物質表示反應速率時，可能有不同的速率數(shù)值，但速率之比等于化學方程式中各物質的化學計量數(shù)之比。

③化學反應速率是指時間內的“平均”反應速率。

小貼士：①化學反應速率通常指的是某物質在某一段時間內化學反應的平均速率，而不是在某一時刻的瞬時速率。

②由于在反應中純固體和純液體的濃度是恒定不變的，因此對于有純液體或純固體參加的反應一般不用純液體或純固體來表示化學反應速率。其化學反應速率與其表面積大小有關，而與其物質的量的多少無關。通常是通過增大該物質的表

面積（如粉碎成細小顆粒、充分攪拌、振蕩等）來加快反應速率。

③對于同一化學反應，在相同的反應時間內，用不同的物質來表示其反應速率，其數(shù)值可能不同，但這些不同的數(shù)值表示的都是同一個反應的速率。因此，表示化學反應的速率時，必須指明是用反應體系中的哪種物質做標準。

2、化學反應速率的測量

（1）基本思路

化學反應速率是通過實驗測定的。因為化學反應中發(fā)生變化的是體系中的化學物質（包括反應物和生成物），所以與其中任何一種化學物質的濃度（或質量）相關的性質在測量反應速率時都可以加以利用。

（2）測定方法

①直接可觀察的性質，如釋放出氣體的體積和體系的壓強。

②依靠科學儀器才能測量的性質，如顏色的深淺、光的吸收、光的發(fā)射、導電能力等。

③在溶液中，當反應物或產(chǎn)物本身有比較明顯的顏色時，常常利用顏色深淺和顯色物質濃度間的正比關系來跟蹤反應的過程和測量反應速率。

第四篇：高中化學選修4《化學反應原理》知識點總結

《化學反應原理》知識點總結

第一章：化學反應與能量變化

1、反應熱與焓變：△H=H(產(chǎn)物)-H(反應物)

2、反應熱與物質能量的關系

3、反應熱與鍵能的關系

△H=反應物的鍵能總和-生成物的鍵能總和

4、常見的吸熱、放熱反應 ⑴常見的放熱反應：

①活潑金屬與水或酸的反應

②酸堿中和反應

③燃燒反應

④多數(shù)的化合反應⑤鋁熱反應

⑵常見的吸熱反應

①多數(shù)的分解反應

②2NH4Cl(s)+Ba(OH)2·8H2O(s)=BaCl2+2NH3+10H2O ③ C(s)+ H2O(g)CO+H2

④CO2+ C2 CO

5、反應條件與吸熱、放熱的關系：反應是吸熱還是放熱與反應的條件沒有必然的聯(lián)系，而取決與反應物和產(chǎn)物具有的總能量（或焓）的相對大小。

6、書寫熱化學方程式除了遵循書寫化學方程式的要求外，還應注意以下幾點： ①放熱反應△H為“-”，吸熱反應△H為“+”，△H的單位為kJ/mol ②反應熱△H與測定條件（溫度、壓強等）有關，因此應注意△H的測定條件；絕大多數(shù)化學反應的△H是在298K、101Pa下測定的，可不注明溫度和壓強。

③熱化學方程式中各物質化學式前面的系數(shù)僅表示該物質的物質的量，并不表示物質的分子或原子數(shù)，因此化學計量數(shù)可以是分數(shù)或小數(shù)。必須注明物質的聚集狀態(tài)，熱化學方程式是表示反應已完成的數(shù)量，所以方程式中化學式前面的計量數(shù)必須與△H相對應；當反應逆向進行時，反應熱數(shù)值相等，符號相反。

7、利用蓋斯定律進行簡單的計算

8、電極反應的書寫：

活性電極：電極本身失電子

⑴電解：陽極：（與電源的正極相連）發(fā)生氧化反應

惰性電極：溶液中陰離子失電子（放電順序：I->Br->Cl->OH-）

陰極:（與電源的負極相連）發(fā)生還原反應，溶液中的陽離子得電子

（放電順序：Ag+>Cu2+>H+）

注意問題：①書寫電極反應式時，要用實際放電的離子來表示 ②電解反應的總方程式要注明“通電”

③若電極反應中的離子來自與水或其他弱電解質的電離，則總反應離子方程式中要用化學式表示

⑵原電池：負極：負極本身失電子，M→Mn+ +ne-

① 溶液中陽離子得電子

Nm++me-→N

正極：

2H++2e-→H2↑

②負極與電解質溶液不能直接反應：O2+4e-+2H2O→4OH-（即發(fā)生吸氧腐蝕）書寫電極反應時要注意電極產(chǎn)物與電解質溶液中的離子是否反應，若反應，則在電極反應中應寫最終產(chǎn)物。

9、電解原理的應用：

⑴氯堿工業(yè)：陽極(石墨):2Cl-→Cl2+2e-(Cl2的檢驗：將濕潤的淀粉碘化鉀試紙靠近出氣口，試紙變藍，證明生成了Cl2)。

陰極：2H++2e-→H2↑（陰極產(chǎn)物為H2、NaOH?，F(xiàn)象（滴入酚酞）：有氣泡逸出，溶液變紅）。⑵銅的電解精煉：電極材料：粗銅做陽極，純銅做陰極。電解質溶液：硫酸酸化的硫酸銅溶液

⑶電鍍：電極材料：鍍層金屬做陽極（也可用惰性電極做陽極），鍍件做陰極。電解質溶液是用含有鍍層金屬陽離子的鹽溶液。

10、化學電源

⑴燃料電池：先寫出電池總反應（類似于可燃物的燃燒）；

再寫正極反應（氧化劑得電子，一般是O2+4e-+2H2O→4OH-（中性、堿性溶液）O2+4e-+4H+→2H2O(酸性水溶液)。負極反應=電池反應-正極反應（必須電子轉移相等）

⑵充放電電池：放電時相當于原電池，充電時相當于電解池（原電池的負極與電源的負極相連，做陰極，原電池的正極與電源的正極相連，做陽極），11、計算時遵循電子守恒，常用關系式：2 H2~ O2~2Cl2~2Cu~4Ag~4OH-~4H+~4e-

12、金屬腐蝕：電解陽極引起的腐蝕>原電池負極引起的腐蝕>化學腐蝕>原電池正極>電解陰極

鋼鐵在空氣中主要發(fā)生吸氧腐蝕。負極：2Fe→2Fe 2++4e-

正極：O2+4e-+2H2O→4OH-

總反應：2Fe + O2+2H2O＝2Fe(OH)2

第二章：化學反應的方向、限度和速度

1、反應方向的判斷依據(jù)：△H-T△S<0,反應能自發(fā)進行；△H-T△S=0，反應達到平衡狀態(tài)

△H-T△S>0反應不能自發(fā)。該判據(jù)指出的是一定條件下，自發(fā)反應發(fā)生的可能性，不能說明實際能否發(fā)生反應（計算時注意單位的換算）課本P40T3

2、化學平衡常數(shù)：

①平衡常數(shù)的大小反映了化學反應可能進行的程度，平衡常數(shù)越大，說明反應進行的越完全。②純固體或純溶劑參加的反應，它們不列入平衡常數(shù)的表達式

③平衡常數(shù)的表達式與化學方程式的書寫方式有關，單位與方程式的書寫形式一一對應。對于給定的化學反應，正逆反應的平衡常數(shù)互為倒數(shù)

④化學平衡常數(shù)受溫度影響，與濃度無關。溫度對化學平衡的影響是通過影響平衡常數(shù)實現(xiàn)的。溫度升高，化學平衡常數(shù)增大還是減小與反應吸放熱有關。

3、平衡狀態(tài)的標志：①同一物質的v正=v逆

②各組分的物質的量、質量、含量、濃度（顏色）保持不變

③氣體的總物質的量、總壓強、氣體的平均分子量保持不變只適用于△vg≠0的反應④密度適用于非純氣體反應或體積可變的容器

4、惰性氣體對化學平衡的影響

⑴恒壓時充入惰性氣體，體積必增大，引起反應體系濃度的減小，相當于減壓對平衡的影響 ⑵恒容時充入惰性氣體，各組分的濃度不變，速率不變，平衡不移動

⑶對于△vg=0的可逆反應，平衡體系中加入惰性氣體，恒容、恒壓下平衡都不會移動

5、⑴等效平衡：①恒溫恒壓，適用于所有有氣體參加的可逆反應，只要使轉化后物質的量之比與最初加入的物質的量之比相同，均可達到等效平衡；平衡時各組分的百分含量相同，濃度相同，轉化率相同。②恒溫恒容，△vg=0的反應，只要使轉化后物質的量之比與最初加入的物質的量之比相同，均可達到等效平衡；平衡時各組分的百分含量相同，轉化率相同。

⑵等同平衡：恒溫恒容，適用于所有有氣體參加的可逆反應，只要使轉化后物質的量與最初加入的物質的量相同，均可達到等同平衡；平衡時各組分的物質的量相同，百分含量相同，濃度相同。

6、充氣問題：以aA(g)+bB(g)cC(g)⑴只充入一種反應物，平衡右移，增大另一種反應物的轉化率，但它本身的轉化率降低 ⑵兩種反應物按原比例充，恒容時相當于加壓，恒壓時等效平衡

⑶初始按系數(shù)比充入的反應物或只充入產(chǎn)物，平衡時再充入產(chǎn)物，恒容時相當于加壓，恒壓時等效平衡 化學反應速率: 速率的計算和比較；濃度對化學速率的影響（溫度、濃度、壓強、催化劑）； V-t圖的分析

第三章

物質在水溶液中的行為

1、強弱電解質：

⑴強電解質：完全電離，其溶液中無溶質分子，電離方程式用“＝”，且一步電離；強酸、強堿、大多數(shù)鹽都屬于強電解質。

⑵弱電解質：部分電離，其溶液中存在溶質分子，電離方程式用“”，多元弱酸的電離方程式分步寫，其余的弱電解質的電離一步完成；弱酸、弱堿、水都是弱電解質。

⑶常見的堿：KOH、NaOH、Ca(OH)

2、Ba(OH)2是強堿，其余為弱堿；

常見的酸：HCl、HBr、HI、HNO3、H2SO4是強酸，其余為弱酸；

注意：強酸的酸式鹽的電離一步完成，如：NaHSO4=Na++H++SO42-，而弱酸的酸式鹽要分步寫，如：NaHCO3=Na++HCO3-, HCO3-CO32-+H+

2、電離平衡

⑴ 電離平衡是平衡的一種，遵循平衡的一般規(guī)律。溫度、濃度、加入與弱電解質相同的離子或與弱電解質反應的物質，都會引起平衡的移動

⑵ 電離平衡常數(shù)（Ka或Kb）表征了弱電解質的電離能力，一定溫度下，電離常數(shù)越大，弱電解質的電離程度越大。Ka或Kb是平衡常數(shù)的一種，與化學平衡常數(shù)一樣，只受溫度影響。溫度升高，電離常數(shù)增大。

3、水的電離：

⑴ H2OH++OH-，△H>0。升高溫度、向水中加入酸、堿或能水解的鹽均可引起水的電離平衡的移動。

⑵ 任何稀的水溶液中，都存在，且[H+]·[OH-]是一常數(shù)，稱為水的離子積（Kw）；Kw是溫度常數(shù)，只受溫度影響，而與H+或OH-濃度無關。

⑶ 溶液的酸堿性是H+與OH-濃度的相對大小，與某一數(shù)值無直接關系。

⑷ 當溶液中的H+ 濃度≤1mol/L時，用pH表示。

無論是單一溶液還是溶液混合后求pH，都遵循同一原則：若溶液呈酸性，先求c(H+);若溶液呈堿性，先求c(OH-),由Kw求出c(H+)，再求pH。

⑸向水中加入酸或堿，均抑制水的電離，使水電離的c(H+)或c(OH-)<10-7mol/L，但

c(H+)H2O=c(OH-)H2O。如某溶液中水電離的c(H+)=10-13mol/L，此時溶液可能為強酸性，也可能為強堿性，即室溫下，pH=1或13 向水中加入水解的鹽，促進水的電離，使水電離的c(H+)或c(OH-)>10-7mol/L，如某溶液中水電離的c(H+)=10-5mol/L，此時溶液為酸性，即室溫下，pH=5，可能為強酸弱堿鹽溶液。

4、鹽的水解

⑴在溶液中只有鹽電離出的離子才水解。本質是鹽電離出的離子與水電離出H+或OH-結合生成弱電解質，使H+或OH-的濃度減小，從而促進水的電離。

⑵影響因素：①溫度：升溫促進水解

②濃度：稀釋促進水解 ③溶液的酸堿性④ 同離子效應 ⑷水解方程式的書寫：

①單個離子的水解：一般很微弱，用，產(chǎn)物不標“↑”“↓”；多元弱酸鹽的水解方程式要分步寫 ②雙水解有兩種情況：Ⅰ水解到底，生成氣體、沉淀，用＝，標出“↑”“↓”。Ⅱ部分水解，無沉淀、氣體，用，產(chǎn)物不標“↑”“↓”；

⑸ 鹽類水解的應用：①判斷溶液的酸堿性

②判斷鹽溶液中的離子種類及其濃度大小

③判斷離子共存

④加熱濃縮或蒸干某些鹽溶液時產(chǎn)物的判斷，如AlCl3溶液

⑤某些鹽溶液的保存與配制，如FeCl3溶液

⑥某些膠體的制備，如Fe(OH)3膠體

⑦解釋生產(chǎn)、生活中的一些化學現(xiàn)象，如明礬凈水、化肥的施用等。（解釋時規(guī)范格式：寫上對應的平衡-----條件改變平衡移動-----結果）

5、沉淀溶解平衡：

⑴ Ksp:AmBnmAn++nBm-,Ksp=[An+]m[Bm-]n。

①Ksp只與難溶電解質的性質和溫度有關，溶液中離子濃度的變化只能使平衡移動，不改變Ksp。②對于陰陽離子個數(shù)比相同的電解質，Ksp越大，電解質在水中的溶解能力越強。⑵ Q>Ksp,有沉淀生成；Q=Ksp，沉淀與溶解處于平衡狀態(tài)；Q

⑶ 一種沉淀可以轉化為更難溶的沉淀。如鍋垢中Mg(OH)2的生成，工業(yè)中重金屬離子的除去。

6、離子反應：

⑴ 與量有關的離子方程式的書寫：設量少的物質物質的量為1mol，與另一過量的物質充分反應。⑵ 離子共存推斷題解答時應注意：①判斷一種離子存在后，一定注意與之不共存的離子一定不存在；②前面加入的試劑對后面的鑒定是否有影響。

⑶ 離子（或物質）檢驗的一般步驟：取少量——加試劑——觀現(xiàn)象——定結論。

第五篇：高中化學選修4目錄

緒言

第一章 化學反應與能量

第一節(jié) 化學反應與能量的變化

第二節(jié) 燃燒熱 能源

第三節(jié) 化學反應熱的計算

歸納與整理

第二章 化學反應速率和化學平衡

第一節(jié) 化學反應速率

第二節(jié) 影響化學反應速率的因素

第三節(jié) 化學平衡

第四節(jié) 化學反應進行的方向

歸納與整理

第三章 水溶液中的離子平衡

第一節(jié) 弱電解質的電離

第二節(jié) 水的電離和溶液的酸堿性

第三節(jié) 鹽類的水解

第四節(jié) 難溶電解質的溶解平衡

歸納與整理

第四章 電化學基礎

第一節(jié) 原電池

第二節(jié) 化學電源

第三節(jié) 電解池

第四節(jié) 金屬的電化學腐蝕與防護

歸納與整理