化学反应原理知识点总结

2012届高考化学反应原理知识点总结 化学反应速率、化学平衡 一．化学反应速率 1．定义：化学反应速率是用来衡量化学反应进行快慢程度的，通常用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。单位：mol/(L·min)或mol/(L·s) v=△c·△t 2．规律：同一反应里用不同物质来表示的反应速率数值可以是不同的，但这些数值，都表示同一反应速率。且不同物质的速率比值等于其化学方程式中的化学计量数之比。如反应mA+nB=pC+qD 的v(A)：v(B)：v(C)：v(D)=m：n：p：q 3．影响反应速率的因素 内因：参加反应的物质的结构和性质是影响化学反应速率的决定性因素。例如H2、F2混合后，黑暗处都发生爆炸反应，化学反应速率极快，是不可逆反应。而H2、N2在高温、高压和催化剂存在下才能发生反应，化学反应速率较慢，由于是可逆反应，反应不能进行到底。

外因：

①浓度：当其他条件不变时，增大反应物的浓度，单位体积发生反应的分子数增加，反应速率加快。

②压强：对于有气体参加的反应，当其他条件不变时，增加压强，气体体积缩小，浓度增大，反应速率加快。

③温度：升高温度时，分子运动速率加快，有效碰撞次数增加，反应速率加快，一般来说，温度每升高10℃反应速率增大到原来的2～4倍。

④催化剂：可以同等程度增大逆反应速率。

⑤其他因素：增大固体表面积（粉碎），光照也可增大某些反应的速率，此外，超声波、电磁波、溶剂也对反应速率有影响。

【注意】：①改变外界条件时，若正反应速率增大，逆反应速率也一定增大，增大的倍数可能不同，但不可能正反应速率增大，逆反应速率减小。

②固体、纯液体浓度视为常数，不能用其表示反应速率，它们的量的变化不会引起反应速率的变化，但其颗粒的大小可影响反应速率。

③增大压强或浓度，是增大了分子之间的碰撞几率，因此增大了化学反应速率；

升高温度或使用催化剂，提高了活化分子百分数，增大了有效碰撞次数，使反应速率增大。

（二）化学平衡 1．化学平衡状态：指在一定条件下的可逆反应里，正反应和逆反应的速率相等，反应混合物中各组分的浓度不变的状态。

2．化学平衡状态的特征 （1）“等”即 V正=V逆>0。

（2）“动”即是动态平衡，平衡时反应仍在进行。

（3）“定”即反应混合物中各组分百分含量不变。

（4）“变”即条件改变，平衡被打破，并在新的条件下建立新的化学平衡。

（5）与途径无关，外界条件不变，可逆反应无论是从正反应开始，还是从逆反应开始，都可建立同一平衡状态（等效）。

3．化学平衡状态的标志 化学平衡状态的判断（以mA+nBxC+yD为例），可从以下几方面分析：

①v(B耗)=v(B生) ②v(C耗):v(D生)=x : y ③c(C)、C%、n(C)%等不变 ④若A、B、C、D为气体，且m+n≠x+y，压强恒定 ⑤体系颜色不变 ⑥单位时间内某物质内化学键的断裂量等于形成量 ⑦体系平均式量恒定（m+n ≠ x+y）等 4．影响化学平衡的条件 （1）可逆反应中旧化学键的破坏，新化学键的建立过程叫作化学平衡移动。

（2）化学平衡移动规律——勒沙特列原理 如果改变影响平衡的一个条件（如浓度、压强或温度），平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。

①浓度：增大反应物（或减小生成物）浓度，平衡向正反应方向移动。

②压强：增大压强平衡向气体体积减小的方向移动。减小压强平衡向气体体积增大的方向移动。

③温度：升高温度，平衡向吸热反应方向移动。降低温度，平衡向放热反应方向移动。

④催化剂：不能影响平衡移动。

5．等效平衡 在条件不变时，可逆反应不论采取何种途径，即由正反应开始或由逆反应开始，最后所处的平衡状态是相同；

一次投料或分步投料，最后所处平衡状态是相同的。某一可逆反应的平衡状态只与反应条件（物质的量浓度、温度、压强或体积）有关，而与反应途径（正向或逆向）无关。

（1）等温等容条件下等效平衡。对于某一可逆反应，在一定T、V条件下，只要反应物和生成物的量相当（即根据系数比换算成生成物或换算成反应物时与原起始量相同），则无论从反应物开始，还是从生成物开始，二者平衡等效。

（2）等温、等压条件下的等效平衡。反应前后分子数不变或有改变同一可逆反应，由极端假设法确定出两初始状态的物质的量比相同，则达到平衡后两平衡等效。

（3）在定温、定容情况下，对于反应前后气体分子数不变的可逆反应，只要反应物（或生成物）的物质的量的比值与原平衡相同，两平衡等效。

6．化学平衡计算时常用的2个率 （1）反应物转化率=转化浓度÷起始浓度×100%=转化物质的量÷起始物质的量×100%。

（2）产品的产率=实际生成产物的物质的量÷理论上可得到产物的物质的量×100%。

7．催化剂 能改变其他物质的化学反应速率，本身在反应前后质量和性质都不变的物质。通常说的催化剂是指能加快化学反应速率的正催化剂，也有减慢化学反应速率的负催化剂或阻催化剂。在反应中加负催化剂能大大延缓反应速率，使人们不需要的化学反应如金属的锈蚀，食物的腐烂，塑料的老化尽可能慢地发生。

催化剂的催化作用具有很强的选择性，某种催化剂往往只能催化某一种反应或某一类反应。使用生物酶制剂时的选择性更为突出。

常用的催化剂及催化反应 二氧化锰 氯酸钾分解制氧气；

过氧化氢分解成水和氧气。

五氧化二钒 二氧化硫催化氧化成三氧化硫。

铁触媒 合成氨。

铂或铂铑合金 氨的催化氧化。

硫酸汞 乙炔水化制乙醛。

醋酸锰 乙醛氧化制乙酸。

镍 不饱和烃及其他不饱和有机物与氢气的加成反应。

三溴化铁 笨的溴化制溴苯。

使用催化剂进行催化反应时，要注意对反应物的净化，避免带入的某些杂质使催化剂丧失催化功能，这种作用称作催化剂中毒。

8．可以利用平衡常数的值作标准判断反应是否达到平衡及不 平衡时向哪个方向进行．如对于可逆反应mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)，在一定温度的任意时刻，反应物与生成物的浓度有如下关系 Qc＝ ，Qc叫该反应的浓度商． Qc＜K，反应向正反应方向进行 Qc＝K，反应处于平衡状态 Qc＞K，反应向逆反应方向进行 电解质溶液 一．电解质和非电解质、强电解质和弱电解质 1．电解质 凡是水溶液里或熔融状态时能电离进而能导电的化合物叫做电解质。电解质溶于水或熔融时能电离出自由移动的阴、阳离子，在外电场作用下，自由移动的阴、阳离子分别向两极运动，并在两极发生氧化还原反应。所以说，电解质溶液或熔融状态时导电是化学变化。

2．分类 （1）强电解质：是指在水溶液里几乎能完全电离的电解质。

（2）弱电解质：是指在水溶液中只能部分电离的电解质。

3．强电解质和弱电解质的比较 强电解质 弱电解质 定义 水溶液里完全电离的电解质 水溶液里部分电离的电解质 化学键种类 离子键、强极性键 极性键 电离过程 完全电离 部分电离 表示方法 用等号“=” 用可逆号“” 代表物 强酸：HCl、H2SO4、HNO3、HI 强碱：NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2 绝大多数盐：NaCl、BaSO4 弱酸：H2S、H2CO3、H3PO4、HF、CH3COOH 弱碱：NH3·H2O 个别盐：HgCl2、Pb(CH3COO)2 4．非电解质 凡是在水溶液里或熔融状态都不能电离也不能导电的化合物。

常见的非电解质 非金属氧化物：CO2、SO2、SO3、NO2、P2O5 某些非金属氢化物：CH4、NH3 大多数有机物：苯、甘油、葡萄糖 二．弱电解质的电离平衡 1．弱电解质的电离特点 （1）微弱：弱电解质在水溶液中的电离是部分电离、电离程度都比较小，分子、离子共同存在。

（2）可逆：弱电解质在水分子作用下电离出离子、离子又可重新结合成分子。因此，弱电解质的电离是可逆的。

（3）能量变化：弱电解质的电离过程是吸热的。

（4）平衡：在一定条件下最终达到电离平衡。

2．电离平衡：当弱电解质分子离解成离子的速率等于结合成分子的速率时，弱电解质的电离就处于电离平衡状态。电离平衡是化学平衡的一种，同样具有化学平衡的特征。条件改变时平衡移动的规律符合勒沙特列原理。

三．水的电离和溶液的pH值 1．水的电离和水的离子积常数 H2O是一种极弱电解质，能够发生微弱电离H2OH+ + OH– 25℃时 c(H+)=c(OH–)=10–7 mol·L–1 水的离子积Kw=c(H+)·c(OH–)=10–14（25℃） ①Kw只与温度有关，温度升高，Kw增大。如：100℃ Kw=10–12 ②Kw适用于纯水或稀酸、稀碱、稀盐水溶液中。

2．溶液的pH （1）pH：pH=–lg[c(H+)]。在溶液的c(H+)很小时，用pH来表示溶液的酸碱度。

（2）含义：pH越大，c(H+)越小，c(OH–)越大，酸性越弱，碱性越强。pH越小c(H+)。c(OH–)越小，酸性越强，碱性越弱。

（3）范围：0～14 四．盐类水解 1．盐类水解定义：在溶液中盐电离出来的离子跟水所电离出来的H+或OH–结合生成弱电解质的反应叫作盐类的水解。

2．盐类水解规律 （1）谁弱谁水解，谁强显谁性，越弱越水解，都弱都水解，两强不水解。

（2）多元弱酸根、正酸根离子比酸式酸根离子水解程度大得多，故可只考虑第一步水解。

（3）水解是吸热反应，升温水解程度增大。

（4）单离子水解程度都很小，故书写水解离子方程式时要用“”，不能用“↑”或“↓”符号。

3．盐类水解的类型 （1）单向水解：强酸和弱碱生成的盐，溶液呈酸性；

强碱和弱酸生成的盐，溶液显碱性。如NH4Cl溶于水：

NH4+ + H2O NH3·H2O + H+ CH3COONa溶于水：CH3COO- + H2O CH3COOH + OH- （2）互相促进水解：弱酸和弱碱生成的盐溶于水，电离产生弱酸的阴离子和弱碱的阳离子，二者分别结合水电离产生的H+和OH-发生水解，而水溶液的离子积不变，因此促进水的电离使反应进行的程度较大。溶液的酸碱性取决于生成的弱电解质的相对强弱。如CH3COONH4溶于水：

CH3COO- + NH4+ CH3COOH + NH3·H2O （3） 互相抑制水解：能电离产生两种以上的弱酸阴离子或弱碱阳离子的盐溶于水，弱酸的阴离子或弱碱的阳离子均发生水解，但是互相抑制，所以这一类的水解程度较小。如 (NH4)2Fe(SO4)2溶于水：

NH4+ + H2O NH3·H2O + H+ Fe2+ + 2H2O Fe(OH)2 + H+ NH4+水解产生的H+对Fe2+的水解起到抑制作用，反之也成立。

五．电离平衡和水解平衡的比较 电 离 平 衡 水 解 平 衡 实 例 H2S水溶液（0.1mol/L） Na2S水溶液（0.1mol/L） 研究对象 弱电解质（弱酸、弱碱、水） 强电解质（弱酸盐、弱碱盐） 实 质 弱酸 H+ + 弱酸根离子 弱碱 OH— + 弱碱阳子 H2O + H2O H3O+ + OH— 离子化速率 = 分子化速率 弱酸根阴离子+H2O 弱酸 + OH— 弱碱阳离子+H2O 弱碱 + H+ 水解速率 = 中和速率 程 度 酸或碱越弱，电离程度越小，多元酸的一级电离远远大于二级电离，大于三级电离…… “越弱越水解”，多元弱酸根一级水解远远大于二级水解，大于三级水解…… 一般中和程度远远大于水解程度 双水解程度较大，甚至很彻底。

能量变化 吸热（极少数例外） 吸热 表达式 电离方程式：①用“ ” ②多元弱酸分步电离 H2S H+ + HS— HS— H+ + S2— 水解反应离子方程式①用“ ” ②多元弱酸根分步水解 ③除了双水解反应，产物不写分解产物，不标↑或↓ S2—+H2O HS—+OH—（主要） HS—+H2O H2S+OH—（次要） 微 粒 浓 度 大小比较 c(H2S)>c(H+)>c(HS—)>c(S2—) >c(OH-) c(Na+)>c(S2-)>c(OH-)>c(HS-)>c(H2S)> c(H+) 电荷守恒式 c(H+)= c(HS-)+2c(S2-)+ c(OH-) c(Na+)+ c(H+)= c(HS-)+2c(S2-)+ c(OH-) 物料守恒式 c(H2S)+c(HS—)+c(S2—)=0.1mol/L c(H2S)+c(HS—)+c(S2—)=0.1mol/L= c(Na+)/2 影 响 因 素 温 度 升温促进电离（极少数例外） 升温促进水解 浓 度 稀 释 促进电离，但浓度减小，酸性减弱 促进水解，但浓度减小，碱性减弱 通H2S 电离平衡向右移动，酸性增强，但 电离程度减小，电离常数不变。

S2—+H2O HS—+ OH— H2S + OH— HS—+ H2O 促使上述平衡右移，合并为：H2S + S2— 2HS— 加Na2S H2S H+ + HS— S2—+ H+ HS—促使上述平衡右移，合并为：H2S + S2— 2HS— 水解平衡向右移动，碱性增强，但水解程度减小。

七．何时考虑盐的水解 1．判断盐溶液酸碱性及能否使酸碱指示剂变色时，要考虑到盐的水解。

2．配制某些盐的溶液时，为了防止溶液变浑浊（水解），需加入对应的酸抑制其水解。如配制FeCl3溶液时，一般先将FeCl3溶解在盐酸中，然后再加水稀释。

3.比较盐溶液中离子浓度大小时，要考虑到盐的水解。如Na3PO4溶液中，c(Na+) > 3 c(PO43 4.说明盐溶液中微粒种类及多少时，要考虑到盐的水解。例如Na2S溶液中含有Na+、HS-、OH-、H+、S2—、H2S，其浓度关系为：

八．溶液中微粒间的关系 （1）电荷守恒关系——指任何电解质溶液在整体上不显电性，即溶液中所有阳离子带的正电总量与所有阴离子带的负电总量相等。

如在Na2S溶液中：

实质：所有Na+、H+带的正电荷总物质的量==所有S2—、HS—、OH—带的负电荷总物质的量。

表达形式：c(Na+) + c(H+) = 2c(S2—) + c(HS— ) + c(OH — ) （2）物料守恒关系——指不论盐中的哪种离子水解成多少种形式，它所含的一些元素原子的总物质的量之比一定符合它的化学式中的计量数比。

如在Na2S溶液中：

实质：n(Na) : n (S的各种存在形式总和) == 2 : 1 表达形式：c(Na+) = 2 c(S2—) + c(HS— ) + c(H2S) （3）水电离的离子数守恒关系——指在任何电解质溶液中，由水电离产生的H+和OH—的数目一定相等的关系。如在Na2S溶液中：

实质：n(OH—) == 溶液中自由H+物质的量与S2—结合水电离的H+物质的量之和 表达形式：c(OH — ) = c(H+) + c(HS— ) + 2c(H2S) ★该关系式可由电荷守恒式和物料守恒式代数变换得到。如将上述电荷守恒式与物料守恒式相减并移项即可得到上式。

还会一如既往得好。

作者真是很聪敏的人。

必修4

第一章 化学反应与能量

一、焓变 反应热 1．反应热的定义 2．焓变的意义

（1）符号

（2）单位

3.焓变产生原因

化学键断裂—— 热 化学键形成—— 热 放热反应 (放热>吸热) △H 为“-” 或△H 放热）△H 为“+” 或△H >0 4.可直接测量，测量仪器叫量热计。 ☆ 常见的放热反应：（6个）

☆ 常见的吸热反应： （4个）

二、热化学方程式

书写化学方程式注意要点（5条）

三、燃烧热 1．概念

2.注意事项（4条） ①研究条件 ②反应程度

③燃烧物的物质的量 ④研究内容

四、中和热 1．概念

2．强酸与强碱的中和反应其实质是什么，其热化学方程式为 3．弱酸或弱碱参加中和反应时的中和热小于57.3kJ/mol的原因4．中和热的测定实验

五、盖斯定律

1．内容

2.盖斯定律的应用 本章难点点拨：

难点一：焓变及其计算

难在：不能全面把握焓变要素，不能把方程与焓变对应 起来 难在：吸放与“+、-”，反应方向、状态变化与焓变的关系 解决规律小结：

1、方程加，焓变加，方程减，焓变减。

2、反应的向变符不符：方向不同，焓变变号。

3、质变对不对：反应前后物质不同，焓变值不同。

4、态变符不符：状态不同，焓变值不同。晶型不同，焓变不同。

5、量变配不配（焓变符号、焓变值、焓变单位）：焓变值为按系数完全进行的值。对可逆反应是不可能完全反应的，但焓变数值是对应与方程系数完全反应的数据。

6、反应条件符不符：如燃烧热对应于101kPa、25℃

难点二：反应方向——（恒压条件下）焓变、熵变以及温度对反应方向的影响 难在:

1、ΔH和 ΔS的理解

2、反应方向判椐的理解和应用

ΔH-T ΔS

ΔH-T ΔS=0，反应达到平衡

ΔH-T ΔS>0，反应不能自发进行

3、易产生焓变正负、熵变正负、反应自发与否的片面关系

第二章 化学反应速率和化学平衡

必修4

一、化学反应速率

1.化学反应速率（v） ⑴ 定义 ⑵ 表示方法

⑶ 计算公式及单位 ⑷ 影响因素：

① 决定因素（内因） ② 条件因素（外因）

2.外界条件对化学反应速率影响的变化规律

① 反应物的浓度 ② 反应物的压强 ③ 反应物的温度 ④ 催化剂 3.注意事项（5条）

二、化学平衡

（一）1.定义

2、化学平衡的特征

3、判断平衡的依据--判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据

（二）影响化学平衡移动的因素

1、浓度对化学平衡移动的影响

① 影响规律

② 增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，平衡移动方向

2、温度对化学平衡移动的影响

3、压强对化学平衡移动的影响

4、催化剂对化学平衡的影响

5、勒夏特列原理（平衡移动原理）

三、化学平衡常数

（一）定义 及符号

（二）使用化学平衡常数K应注意的问题

（三）化学平衡常数K的应用

1、化学平衡常数值的大小是可逆反应进行程度的标志。 K值越大，说明什么 K值越小，说明什么

2、可以利用K值做标准，判断正在进行的可逆反应是否平衡及不平衡时向何方进行建立平衡。（Q：浓度积） Q〈 K 表示什么意思

Q = K

表示什么意思 Q 〉K 表示什么意思

3、利用K值可判断反应的热效应

若温度升高，K值增大，则正反应为

热反应 若温度升高，K值减小，则正反应为

热反应

四、等效平衡

1、概念

2、分类

（1）定温，定容条件下的等效平衡 （2）定温，定压的等效平衡

五、化学反应进行的方向

1、反应熵变与反应方向： （1）熵的概念及符号、单位 （2）什么叫做叫做熵增加原理

（3）同一物质，在气、液、固时的熵

2、反应方向判断依据

在温度、压强一定的条件下，化学反应的判读依据为：

ΔH-TΔS〈0 ΔH-TΔS=0 ΔH-TΔS〉0

必修4 本章难点点拨

难点一：化学反应速率——表示和影响因素

难在: 大小比较，用活化能、有效碰撞理论解释 规律索引：

1、速率比等于系数比，相等；速率比高出系数比，速率大；速率比低于系数比，速率小

2、速率测量实验的原理：围绕测物质的浓度变化，围绕测反应时间。

3、用活化能、有效碰撞理论理解影响速率的因素必须要注意思路

难点二：反应限度——化学平衡的定义、平衡常数的计算、影响化学平衡的因素

难在:

1、化学平衡状态的识别

2、平衡常数及其计算,转化率、产率计算

3、影响化学平衡的因素的定性定量解释

4、等效平衡 解题对策：

1、化学平衡的定义抓住“反向速率比等于系数比”的标志

2、理解平衡常数、转化率、产率的定义,注重在方程式中用变化量计算转变为用起始量和平衡量表达变化量进行计算的训练.

3、定性定量解释影响化学平衡的因素加强训练，提高对这类知识的熟练程度。

4、理解等效平衡，务必理解清晰。

5、熟练掌握解决化学反应速率和化学平衡的简单计算问题的模式——三阶段法

第三章 水溶液中的离子平衡

一、弱电解质的电离

1、电解质、非电解质、强电解质、弱电解质的定义会区分

2、电解质与非电解质本质区别

3、电离平衡的定义

4、影响电离平衡的因素

① 温度 ② 浓度

③ 同离子效应 ④ 其他外加试剂

5、电离方程式的书写：弱酸、弱碱、水、强电解质、酸式盐

6、电离常数定于及表示方

7、影响因素：

二、水的电离和溶液的酸碱性

1、水电离平衡

① 水的离子积的定义

②

25℃时水的离子积常数

③ 影响水的离子积常数的因素

2、水电离特点

3、影响水电离平衡的外界因素：

①酸、碱

②温度

③易水解的盐

4、溶液的酸碱性和pH：

（1）pH

（2）pH的测定方法及注意事项 三、混合液的pH值计算方法公式

1、强酸与强酸的混合

2、强碱与强碱的混合

3、强酸与强碱的混合

3 必修4

四、稀释过程溶液pH值的变化规律：

1、强酸溶液：稀释10n倍时

2、弱酸溶液：稀释10n倍时

3、强碱溶液：稀释10n倍时

4、弱碱溶液：稀释10n倍时

5、溶液，稀释时pH如何变化

五、强酸（pH1）强碱（pH2）混和计算规律

1、若等体积混合 pH1+pH2=14

pH1+pH2≥15

pH1+pH2≤1

32、若混合后显中性

pH1+pH2=14

V酸：V碱 pH1+pH2≠14

V酸：V碱

六、酸碱中和滴定：

1、中和滴定的原理

2、中和滴定的操作过程：

① 仪器 ② 药品 ③ 步骤 ④ 试验过程

3、酸碱中和滴定的误差分析

七、盐类的水解

1、盐类水解

2、水解的实质

3、盐类水解规律：

4、盐类水解的特点

5、影响盐类水解的外界因素

6、酸式盐溶液的酸碱性：

HSO4-

HSO3-、H2PO4-

HCO3-、HS-、HPO42-

7、双水解反应的定义

8、盐类水解的应用：

八、溶液中微粒浓度的大小比较

☆☆基本原则：抓住溶液中微粒浓度必须满足的三种守恒关系： ①电荷守恒 ②物料守恒 ③质子守恒

九、难溶电解质的溶解平衡

1、难溶电解质的定义

2、溶解平衡方程式的书写

4、沉淀的溶解的方法

5、沉淀的转化：

6、溶度积（KSP）

① 定义 ② 表达式 ③ 影响因素： ④ 溶度积规则 QC（离子积） 〉 KSP

QC

= KSP

QC 〈 KSP

本章难点点拨：

难点一：弱电解质的电离，溶液中的离子浓度大小（定性、定量） 难在：

1、弱电解质溶液中离子浓度要根据电离平衡常数或电离度计算，不容易。

2、水的离子积的理解

3、酸碱溶液中H +、OH - 离子浓度较小时不能忽视水的电离。

4、c ( H+ )化pH、c ( OH-

)化pOH

必修4 解决方向：

+-

1、(H )、c (OH )→pH、pOH 思路的总结 (1)先将浓度取负对数,再整理 (2)先将浓度整理,再取负对数

-PH -POH(3)先将pH、pOH化为

10、10 ,再整理。 难点六：难溶电解质的溶解平衡,难溶物的转化 难在:

1、离子积与溶度度积的相对大小判断沉淀是溶解还是生成

2、沉淀转化涉及多平衡计算与分析

处理方略：控制扩展与加深。本考点在历年高考中考察比重不大，但近两年的高考中对计算能力的要求提高，故不排除会在此处开发题型。对此难点的挖掘要注意尺度，不可太深。

第四章 电化学基础

第一节 原电池 原电池：

1、概念

2、组成条件

3、电子流向

4、电极反应：以锌铜原电池为例

5、正、负极的判断：

第二节

化学电池

一、一次电池

1、常见一次电池

二、二次电池

1、二次电池

2、电极反应：铅蓄电池 为例

三、燃料电池

1、燃料电池定义

2、电极反应--以氢氧燃料电池为例，铂为正、负极，介质分为酸性、碱性和中性。

3、燃料电池的优点

四、废弃电池的处理：回收利用 第三节

电解池

一、电解原理

1、电解池定义：把电能转化为化学能的装置也叫电解槽

2、电子流向：

（电源）负极

（电解池）阴极

（离子定向运动）电解质溶液

（电解池）阳极

（电源）正极

3、什么是阴阳极

4、电解CuCl2溶液的电极反应：

5、放电顺序：

①

阳离子放电顺序 ②

阴离子的放电顺序

二、电解原理的应用

1、电解饱和食盐水以制造烧碱、氯气和氢气

2、电镀应用电解原理在某些金属表面镀上一薄层其他金属或合金的方法

3、电极、电解质溶液的选择

4、电镀应用之一：铜的精炼

阳极：

阴极：

电解质溶液：

6、电冶金 （1）、电冶金：使矿石中的金属阳离子获得电子，从它们的化合物中还原出来用于冶炼活泼金属，如钠、镁、钙、铝 （2）、电解氯化钠：

第四节

金属的电化学腐蚀和防护

5 必修4

一、金属的电化学腐蚀

1、金属腐蚀的分类：

2、化学腐蚀与电化腐蚀的比较

3、金属腐蚀的本质：都是金属原子失去电子而被氧化的过程

5、电化学腐蚀的分类：

①

析氢腐蚀 ②

吸氧腐蚀

6、金属腐蚀快慢的规律

7、防腐措施由好到坏的顺序如下：

二、金属的电化学防护

1、利用原电池原理进行金属的电化学防护

（1）、牺牲阳极的阴极保护法

（2）、外加电流的阴极保护法

2、改变金属结构：把金属制成防腐的合金

3、把金属与腐蚀性试剂隔开：电镀、油漆、涂油脂、表面钝化等

本章难点点拨：

高中化学中电化学的的试题，由于题材广、信息新、陌生度大，所以，大多数学生对这类试题感到难，而难在何处又十分迷茫。实际上这些题目主要考查的是学生迁移应用的能力。常见的几种考查题型如下：

题型一：新型电池“放电”时正极、负极的判断

知识基础：在Zn－Cu(稀硫酸)原电池中，较活泼的金属材料作负极，较不活泼

2＋＋－的金属材料或非金属材料作正极。负极：Zn－2e－―→Zn；正极：2H＋2e―→H2↑。 解题指导：

 新型电池中元素化合价降低的物质

正极材料发生还原反应的物质

元素化合价升高的物质

负极材料

发生氧化反应的物质



＋

题型二：新型电池“放电”时正极、负极上电极反应式的书写 知识基础：铅蓄电池[Pb－PbO2(H2SO4溶液)]电极反应的书写：

负极：①Pb－2e―→Pb2；②Pb2＋SO2→PbSO4。把二者合起来，即负极4―

－

＋

＋

－

反应式：Pb－2e＋SO2→PbSO4。 4―

－

－

正极：PbO2得电子变为Pb2，①PbO2＋2e＋4H―→Pb2＋2H2O；Pb2跟SO2

4＋

－

＋

＋

－

结合生成PbSO4，

②Pb2＋SO2→PbSO4。把二者合起来，即正极反应式：PbO2＋2e＋4H＋4―

＋

－

－

＋

SO2→PbSO4＋2H2O。 4―

－

总反应式＝正极反应式＋负极反应式，即：PbO2＋Pb＋4H＋2SO24===2PbSO4

＋

－

＋2H2O。

解题指导：首先分析物质得失电子的情况，然后再考虑电极反应生成的物质是否跟电解质溶液中的离子发生反应。对于较为复杂的电极反应，可以利用总反应—较简单一极电极反应式＝较复杂一极电极反应式的方法解决。 题型三：新型电池“充电”时阴极、阳极的判断

知识基础：充电的实质就是把放电时发生的变化再复原的过程。如铅蓄电池：

6 必修4 解题指导：首先应搞明白原电池放电时的正、负极，再根据电池充电时，阳极接正极，阴极接负极的原理，进行分析。

题型四：新型电池充、放电时，电解质溶液中离子移动方向的判断

知识基础：原电池中，阳离子移向正极，阴离子移向负极，如Zn－Cu(稀H2SO4)电池中：

H移向Cu极；SO24移向Zn极。电解池中，阳离子移向阴极，阴离子移向阳＋－极，符合

带电微粒在电场中的运动规律。

解题指导：首先应分清电池是放电还是充电；再判断出正、负极或阴、阳极，进而即可确定离子的移动方向。

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