- 2021-08-24 发布 |
- 37.5 KB |
- 15页
申明敬告: 本站不保证该用户上传的文档完整性,不预览、不比对内容而直接下载产生的反悔问题本站不予受理。
文档介绍
高中化学选修4知识点总结填空
选修四复习学案 第 1 页 共 15 页1 化学反应与原理 章节知识点梳理 第一章 化学反应与能量 一、焓变 反应热 1 .反应热:一定条件下,一定物质的量的反应物之间 反应所放出或吸 收的热量 2 .焓变 ( ΔH)的意义:在恒压条件下进行的化学反应的热效应( 1). 符号: (2). 单位: 3. 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 0 吸热反应 (吸热 放热)△ H 为“ ”或△ H 0 ☆ 常见放热反应:① ② ③ ④ ⑤ ☆ 常见的吸热反应:① l② ③ 二、热化学方程式 书写化学方程式注意要点 : ①必须标出能量变化。 ②必须标明聚集状态( 分别表示固 液 气态,水溶液中溶质用 表示) ③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。 ④热化学方程式中的化学计量数可以是 ,也可以是 ⑤各物质系数加倍,△ H ;反应逆向进行,△ H 三、燃烧热 1.概念: 25 ℃, 101 kPa 时, 。燃 烧热的单位用 表示。 ※注意:①研究条件: 101 kPa ②反应程度:完全燃烧,产物是 。 ③燃烧物的物质的量: ④内容:放出的热量。( ΔH 0 ,单位 ) 四、中和热 1.概念: 溶液中, 的反应热。 2.强酸与强碱的中和反应其实质是 和 反应,其热化学方程式为: 3.弱酸或弱碱 ,所以它们反应时的中和热 57.3kJ/mol 。 4.中和热的测定实验 用品仪器 :大烧杯 (500ml) 、小烧杯 (100ml) 、 、 量筒(50ml 2 只 )、 、 硬纸板或泡沫塑料板(有 2 孔)、泡沫塑料或碎纸 条 盐酸( 0.50mol/L )氢氧化钠溶液( 0.55mol/L ) 实验步骤 : 计算公式: 选修四复习学案 第 2 页 共 15 页2 误差分析 五、盖斯定律 1.内容:化学反应的反应热只与反应 (各反应物)和 (各生成 物)有关,而与具体 反应进行的途 径无关,如果 一个反应可以分 几步进行, 则 。 2.使用方法 3. 反应热的计算 第二章 化学反应速率和化学平衡 一、化学反应速率 1. 化学反应速率( v) ⑴ 定义: 衡量反应快慢,单位时间内反应物或生成物的量的变化 ⑵ 表示方法: 单位时间内反应浓度的减少或生成物浓度的增加来表示 ⑶ 计算公式: (υ:平均速率,Δ c:浓度变化)单位: ⑷ 影响因素:① 决定因素(内因) : (决定因素 ) ② 条件因素 (外因) :反应所处的条件 2.反应物浓度、 气体压强、 温度、催化剂对反应速率的影响 条件变化 单位体积内 分子总数 活化分子百分 数 单位体积内 活化分子总数 V 变化 光、电磁波、超声波、固体反应物 颗粒大小、溶剂等 ※注意: (1)固体和液体,由于压强对浓度几乎无影响,反应速率不变。 (2)、惰性气体对于速率的影响 ①恒温恒容时:充入惰性气体→总压增大,但是各分压不变,各物质 浓度不变→反应速率不变 ②恒温恒体时:充入惰性气体→体积增大→各反应物浓度减小→反应 速率减慢 二、化学平衡 (一) 1.定义: 2、化学平衡的特征 选修四复习学案 第 3 页 共 15 页3 逆(研究前提是 反应) 等( 的正逆反应速率相等) 动(动态平衡) 定(各物质的浓度与质量分数 ) 变(条件改变,平衡发生变化) 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)其他条件不变,增大反应物的浓度或减少生成物 的浓度,平衡向 移动;增大生成物的浓度或减小反应物 的浓度,平衡向 移动。 (2)增加固体或纯液体的量,由于浓度不变,所以平衡 移动 (3)溶液中的反应,如稀释溶液,反应物浓度减小,生成物浓度也减小, V 正减 例举反应 mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g) 混合物体系中 各成分的含量 ①各物质的物质的量或各物质的物质的量的分数一定 平衡 ②各物质的质量或各物质质量分数一定 ( ) ③各气体的体积或体积分数一定 平衡 ④总体积、总压强、总物质的量一定 ( ) 正、逆反应 速率的关系 ①在单位时间内消耗了 m molA 同时生成 m molA ,即 V(正 )=V(逆 ) 平衡 ②在单位时间内消耗了 n molB 同时消耗了 p molC,则 V(正 )=V(逆 ) ( ) ③V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q,V(正 )不一定等于 V(逆 ) 不一定平衡 ④在单位时间内生成 n molB,同时消耗了 q molD,因均 指 V(逆 ) 不一定平衡 压强 ①m+n≠p+q 时,总压强一定(其他条件一定) ( ) ②m+n=p+q 时,总压强一定(其他条件一定) ( ) 混 合 气 体 平 均 相 对 分 子 质 量 Mr ①Mr 一定时,只有当 m+n≠p+q 时 ( ) ②Mr 一定时,但 m+n=p+q 时 ( ) 温度 任何反应都伴随着能量变化, 当体系温度一定时 (其他不 变) 平衡 体系的密度 密度一定 ( ) 其他 如体系颜色不再变化等 平衡 选修四复习学案 第 4 页 共 15 页4 小,V 逆 也减小, 但是减小的程度不同, 平衡向方程式中计量数之和大的方向移动。 2、温度对化学平衡移动的影响 其他条件不变, 温度升高平衡向 _____移动,温度降低平衡向 方向移动。 3、压强对化学平衡移动的影响 其他条件不变, 增大压强, 平衡向 移动;减小压强, 平衡向 移动。 注意: (1)改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动 (2)气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学平衡移动规律相似 4.催化剂:由于催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程度是 的,所以平 衡 。但是使用正催化剂可以 达到平衡所需的时间 _。 5.勒夏特列原理(平衡移动原理) :如果改变影响平衡的条件之一(如温度,压强, 浓度) ,平衡向着能 的方向移动。 三、化学平衡常数 (符号 ) (一)定义:一定温度下,达到化学平衡时, _ 比值。 (二)使用化学平衡常数 K 应注意的问题: 1、表达式中各物质的浓度是 。 2、K 只与 有关,与反应物或生成物的浓度无关。 3、反应物或生产物中固体或纯液体,由于其浓度是固定不变的。 4、稀溶液中进行的反应,如有水参加,水的浓度不必写在平衡关系式中。 (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 的标志。 K 值越大,说明平衡时 的浓度越大, 它的 进行的程度越大, 即该反应进行得越完全, 反应物转化 率越 ___。反之,则相反。 一般地, K>105 时,该反应就进行得基本完全了。 2、利用 K 值做标准, 可判断正在进行的可逆反应是否平衡及建立平衡的方向。 (Q: 浓度积) Q K:反应向正反应方向进行 ; Q K:反应处于平衡状态 ; Q K:反应向逆反应方向进行 3、利用 K 值可判断反应的热效应 选修四复习学案 第 5 页 共 15 页5 若温度升高, K 值增大,则正反应为 反应 若温度升高, K 值减小,则正反应为 反应 *四、等效平衡 1、概念:一定条件下(定温、定容或定温、定压) ,同一可逆反应经不同途径达到 平衡后,任何相同组分的百分含量均相同,这样的化学平衡互称为等效平衡。 2、分类 (1)等温,等容 条件下的等效平衡 第一类:对于反应前后气体分子数改变的可逆反应: 第二类:对于反应前后气体分子数不变的可逆反应: (2)等温,等压 的等效平衡: 五、化学平衡图像问题 看懂图像(面、线、点、势) --联想规律 ---分析判断 六、化学反应进行的方向 1、反应熵变与反应方向: (1)熵 :一个状态函数,用来描述体系的混乱度,符号为 S. 单位: J?mol-1?K-1 (2)体系趋向于有序变为无序,导致体系的熵增加,这叫做 原理,也是反 应方向判断的依据。 . (3)同一物质,气态、液态、固态时熵值关系为 S(g ) S(l) S(s) 2、反应方向判断依据 在温度、压强一定的条件下,化学反应的判断依据为: ΔG=ΔH-TΔS 0 反应能自发进行 ΔH-TΔS 0 反应达到平衡状态 ΔH-TΔS 0 反应不能自发进行 注意: (1)ΔH为负, ΔS 为正时,任何温度反应都能自发进行 (2)ΔH为正, ΔS 为负时,任何温度反应都不能自发进行 第三章 水溶液中的离子平衡 一、弱电解质的电离 1、定义:电解质:在 中或 状态下能导电的 。 非电解质 : 强电解质 : 。 弱电解质: 。 下列物质中 HCl、NaOH、NaCl、BaSO4 、HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、H2O 、SO3、CO2、CCl4、 CH2=CH2 属非电解质 的有: 属强电解质 的有: 。 选修四复习学案 第 6 页 共 15 页6 属弱电解质的有: 2、电解质与非电解质本质区别: 电解质的强弱与导电性、溶解性 关。 3、电离平衡:在一定的条件下,当 时,电离 过程就达到了 平衡状态 。 4、影响电离平衡的因素: A、温度:电离一般 热,升温电离平衡向 移动。 B、浓度:浓度越大,电离程度 ;溶液稀释时,电离平衡向 移动。 C、同离子效应:加入与弱电解质具有相同离子的电解质,会 电离。 D、其他外加试剂:加入能与弱电解质电离的某种离子反应的物质, 电离。 5、电离方程式的书写:用可逆符号 弱酸的电离要分布写(第一步为主) 6、电离常数:在一定条件下,弱电解质在达到电离平衡时,溶液中电离所生成的 各种离子浓度的乘积, 跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。 叫做电离平衡 常数, (一般用 Ka 表示酸, Kb 表示碱。 ) 表示方法: AB A++B- Ki= 7、影响因素: a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。 b、电离常数受温度变化影响,不受浓度变化影响,在室温下一般变化不大。 C、同一温度下,不同弱酸,电离常数越大,其电离程度越大,酸性越强。如: H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO 二、水的电离和溶液的酸碱性 1、水电离平衡: : 水的离子积: KW = ; 25℃时 , ; KW = = 注意: KW 只与温度有关,温度一定,则 KW 值一定 KW 不仅适用于纯水,适用于任何稀溶液(酸、碱、盐) 2、水电离特点: (1)可逆 (2)吸热 (3)极弱 3、影响水电离平衡的外界因素: ①酸、碱 : 水的电离 ②温度: 水的电离(因为水的电离是 热的) ③能水解的盐: 水的电离 4、溶液的酸碱性和 pH: ( 1)pH= ] (2)pH 的测定方法: 酸碱指示剂—— 甲基橙 、 石蕊 、 酚酞 。 变色范围:甲基橙 3.1~4.4(橙色) 石蕊 5.0~8.0(紫色) 酚酞 8.2~10.0(浅红 色) 选修四复习学案 第 7 页 共 15 页7 pH 试纸 —操作 。 注意:①事先不能用水湿润 PH试纸; ②广泛 pH 试纸只能读取整数值或范围 三 、混合液的 pH 值计算方法 1、强酸与强酸的混合: (先求 [H+]混:将两种酸中的 H+离子物质的量相加除以总体 积,再求其它) [H+]混 =([H+]1V1+[H+]2V2)/ (V1+V2) 2、强碱与强碱的混合: (先求 [OH-]混:将两种酸中的 OH-离子物质的量相加除以总 体积,再求其它) [OH- ]混=( [OH- ] 1V1+[OH- ]2V2)/(V1+V2) (注意 :不能直接计 算[H+]混 ) 3、强酸与强碱的混合: (先据 H+ + OH- ==H2O 计算余下的 H+或 OH-,① H+有余,则 用余下的 H+数除以溶液总体积求 [H+ ]混;OH-有余,则用余下的 OH-数除以溶液总体 积求 [OH-]混,再求其它) 四、稀释过程溶液 pH 值的变化规律: 1、强酸溶液:稀释 10n 倍时, pH 稀 pH 原 + n (但始终不能 7) 2、弱酸溶液:稀释 10n 倍时, pH 稀 pH 原 +n (但始终不能 7) 3、强碱溶液:稀释 10n 倍时, pH 稀 pH 原 -n (但始终不能 7) 4、弱碱溶液:稀释 10n 倍时, pH 稀 pH 原 -n (但始终不能 7) 5、不论任何溶液,稀释时 pH 均是向 7 靠近(即向中性靠近) ;任何溶液无限稀释 后 pH 均接近 7 6、稀释时,弱酸、弱碱和水解的盐溶液的 pH 变化 ,强酸、强碱变化 。 五、酸碱中和滴定: 1、中和滴定的原理 实质: H++OH— =H2O 即酸能提供的 H+和碱能提供的 OH-物质的量 。 2、中和滴定的操作过程: (1)滴定管的刻度, O 刻度在 ,往下刻度标数越来越大,全部容积 它的 最大刻度值。 滴定时, 所用溶液不得超过最低刻度, 不得一次滴定使用两滴定管酸 (或碱) ,也不得中途向滴定管中添加。 (2)药品:标准液;待测液;指示剂。 (3)准备过程: 准备:检漏、 、 、 、赶气泡、调液面。 (4)实验过程及滴定终点的判断 3、酸碱中和滴定的误差分析 误差分析:利用 n 酸 c 酸 V 酸=n 碱 c 碱 V 碱进行分析 六、盐类的水解 1、定义: 。 2、水解的实质:水溶液中盐电离出来的弱离子跟水电离出来的 H+或 OH-结合 ,破坏 水的电离,使平衡向 移动, 水的电离。 选修四复习学案 第 8 页 共 15 页8 3、盐类水解规律: ①有 才水解,无弱不水解,越弱越水解;谁 显谁性,同强显中性。 ②多元弱酸根, 浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大, 碱性更强。 (如:Na 2CO3 >NaHCO3) 4、盐类水解的特点: (1) (2) (3) 5、影响盐类水解的外界因素: ①温度:温度越 水解程度越大 (水解吸热,越热越水解) ②浓度:浓度越小,水解程度越 (越稀越水解) ③酸碱:促进或抑制盐的水解( H+促进 水解而 阳离子水解; OH — ) 6、酸式盐溶液的酸碱性: ①只电离不水解:如 HSO4 - 显 酸 性 ②电离程度>水解程度,显 性 (如 : HSO3 - 、H2PO4 -) ③水解程度>电离程度,显 性 (如: HCO3 - 、HS- 、HPO4 2-) 7、双水解反应: (1)构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应。 双水解反应相互促进, 水解程度较 大,有的甚至水解完全。 (2)常见的双水解反应完全的为: Fe3++与 AlO2 - 、 CO3 2- (HCO3 - ));Al3 +与 AlO2 -、 CO3 2-(HCO3 -)、S2-(HS-)、SO3 2-(HSO3 -)。其特点是相互水解成沉淀或气体。离子方程式 配平依据是两边电荷平衡,如: 2Al3+ + 3S2- + 6H2O == 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑ 8、盐类水解的应用: 水解的应用 实例 原理 净水 明矾净水 去油污 用热碱水冼油污物品 CO3 2- +H2 O HCO 3 - +OH- 药品的保存 ①配制 FeCl 3 溶液时常加入 少量盐酸 ②配制 Na2 CO3 溶液时常加 入少量 NaOH CO3 2- +H2 O HCO 3 - +OH- 制备无水盐 由 MgCl2·6H2O制无水 MgCl2 在 HCl 气流中加热 若不然,则: MgCl2·6H2 O Mg(OH) 2 +2HCl+4H2 O Mg(OH)2 MgO+H 2 O 泡沫灭火器 用 Al 2 (SO4 ) 3 与 NaHCO3 溶液 混合 △ △ △ 选修四复习学案 第 9 页 共 15 页9 比较盐 溶液 中离 子浓度的大小 比较 NH4 Cl 溶液中离子浓 度的大小 NH4 ++H2O NH 3 ·H2 O+H+ c(Cl - )>c(NH 4 +)>c(H +)>c(OH) - 9、水解平衡常数 ( Kh) 强碱弱酸盐: Kh =Kw/Ka 强酸弱碱盐: Kh =Kw/Kb (Kw 为该温度下水的离子积, Ka 为该条件下该弱酸电离平衡常数; Kb 为该条件下该弱碱的电离平衡常数 ) 七.电离、水解方程式的书写原则 1、多元弱酸(多元弱酸盐)的电离(水解)的书写原则:分步书写 注意:不管是水解还是电离,都决定于第一步,第二步一般相当微弱。 2、多元弱碱(多元弱碱盐)的电离(水解)书写原则:一步书写 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: :任何溶液均显电 性,各阳离子浓度与其所带电荷数的乘积之和 =各阴离子浓度与其所带电荷数的乘积之和 ②物料守恒 : (即原子个数守恒或质量守恒) 某原子的总量 (或总浓度 )=其以各种形式存在的所有微粒的量 (或浓度 )之和 ③质子守恒:即水电离出的 H+浓度与 OH-浓度相等。 九、难溶电解质的溶解平衡 1、难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识 (1)溶解度 小于 0.01g 的电解质称难溶电解质。 (2)反应后离子浓度降至 以下的离子反应为完全反应。如酸碱中和时 [H +] 降至 10-7mol/L<10 -5mol/L ,故为完全反应,用“ =”,常见的难溶物在水中的离子浓 度均远低于 10-5mol/L ,故均用“ =”。 (3)难溶并非不溶,任何难溶物在水中均存在溶解平衡。 (4)掌握三种微溶物质: (5)溶解平衡常为吸热,但 Ca(OH)2 为放热,升温其溶解度减少。 (6)溶解平衡存在的一般前提是:存在沉淀,否则不存在平衡。 2、溶解平衡方程式的书写 注意在沉淀后用 (s)标明状态,并用“ ”。如: Ag2S(s) 2Ag+(aq)+ S2-(aq) 3、沉淀生成的三种主要方式 ( 1)加沉淀剂法: Ksp 越小,沉淀越完全;沉淀剂过量能使沉淀更完全。 ( 2)调 pH 值除某些易水解的金属阳离子:如除去 MgCl2 溶液中 FeCl3 可以 加入 ( 3)氧化还原沉淀法: (4)同离子效应法 4、沉淀的溶解: 选修四复习学案 第 10 页 共 15 页10 沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移动。常采用的方法有: ①酸碱; ②氧化还原; ③ 。 5、沉淀的转化: 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。 AgNO3 AgCl() AgBr(淡黄色) AgI(黄色) Ag2S(黑色) 6、溶度积( KSP) ⑴表达式: AmBn(s) mAn+(aq)+nBm-(aq) KSP= [c(An+ )]m ?[c(Bm- )]n ⑵影响溶解平衡的因素:决定因素是 外因:①浓度:加水,平衡向 方向移动。 ②温度:升温,多数平衡向 方向移动。 ⑶、溶度积规则 QC(离子积) KSP 有沉淀析出 QC KSP 平衡状态 QC KSP 未饱和,继续溶解 第四章 电化学基础 一.原电池 : 1、概念:化学能转化为电能的装置叫做原电池 2、组成条件:① ② ③ 3、电子:外电路: 极——导线—— 极 内电路:盐桥中 离子移向负极的电解质溶液, 离子移向正极溶液。 4、电极反应:以锌铜原电池为例: 负极: 反应: 正极: 反应: 总反应式: 5、正、负极的判断: (1)从电极材料:一般 为负极;或金属为负极,非金属为正极。 (2)从电子的流动方向和电流方向 (3)从发生反应 (4)根据电解质溶液内离子的移动方向 (5)根据实验现象 二. 化学电池 1、电池的分类:化学电池、太阳能电池、原子能电池 2、化学电池:借助于化学能直接转变为电能的装置 选修四复习学案 第 11 页 共 15 页11 3、化学电池的分类: 一次电池 、 二次电池 、 燃料电池 一次电池 1、常见一次电池:碱性锌锰电池、锌银电池、锂电池等 二次电池 又叫充电电池 1.铅蓄电池的电极反应 放电: 负极(铅) : 正极(氧化铅) : 充电:阴极: 阳极: 两式可以写成一个可逆反应: PbO2+ Pb+2H2SO4 2PbSO4↓+ 2H2O 2.目前已开发出新型蓄电池:银锌电池、镉镍电池、氢镍电池、锂离子电池、聚 合物锂离子电池 燃料电池 1、燃料电池:使燃料与氧化剂反应直接产生电流的一种化学电池 2、电极反应: 一般燃料电池发生的电化学反应的最终产物与燃烧产物相同, 可 根据燃烧反应写出总的电池反应,但不注明反应的条件。 ,负极发生氧化反应,正 极发生还原反应, 不过要注意一般电解质溶液要参与电极反应。 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。 当电解质溶液呈酸性时: 负极: 正极: 当电解质溶液呈碱性时: 负极: 正极: 甲烷燃料电池是用金属铂片插入 KOH溶液作电极, 在两极上分别通甲烷和氧气 。 电极反应式为: 负极: ; 正极: 。 电池总反应式为: 3、燃料电池的优点:能量转换率高、废弃物少、运行噪音低 三.电解原理 1、电解池:把电能转化为化学能的装置电解槽 2、电解:直流电通过电解质溶液,在阴阳两极引起氧化还原反应的过程 3、放电:当离子到达电极时,失去或获得电子,发生氧化还原反应的过程 4、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 放电 充电 选修四复习学案 第 12 页 共 15 页12 5、电极名称及反应: 阳极:与直流电源的 相连的电极,发生 反应 阴极:与直流电源的 相连的电极,发生 反应 6、电解 CuCl2 溶液的电极反应: 阳极: ) 阴极: 总反应式: 电解质溶液的导电过程,就是电解质溶液的电解过程 阴极(阳离子)放电顺序 Ag+ >Hg2+ >Fe3+ >Cu2+ >H+ )>Pb2+ >Sn2+ >Fe2+ >Zn2+ >Al3+ >Mg2+ >Na+ >Ca2+ >K+ 阳极放电顺序 惰性电极时: S2- >I- >Br- >Cl- >OH- >含氧酸根离子 >F- (SO3 2- /MnO 4 - >OH- ) 活性电极时:电极本身溶解放电 注意先要看电极材料, 是惰性电极还是活性电极, 若阳极材料为活性电极 (Fe、Cu) 等金属,则阳极反应为电极材料失去电子,变成离子进入溶液;若为惰性材料,则 根据阴阳离子的放电顺序,依据阳氧阴还的规律来书写电极反应式。 用惰性电极电解电解质溶液规律 电解类型 电解质分类 实例 电极反应特点 pH 变化 溶液复原应加 四、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 阳极: ) 阴极: 总反应式: 2.电镀 选修四复习学案 第 13 页 共 15 页13 (1)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 (2)、电极、电解质溶液的选择: 阳极: (镀层金属) M — ne — == M n+ 阴极:待镀金属(镀件) : M n+ + ne — == M 电解质溶液:含有镀层金属离子的溶液做电镀液 (3)、电镀应用之一:铜的精炼 阳极: ; 阴极: 电解质溶液: 3、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、铝 (2)、电解氯化钠: 通电前,氯化钠高温下熔融: NaCl == Na + + Cl — 通直流电后:阳极: 阴极: ☆规律总结:原电池、电解池、电镀池的判断规律 (1 )若无外接电源,又具备组成原电池的三个条件即为原电池。 (2 )若有外接电源,两极插入电解质溶液中,则可能是电解池或电镀池;当阴 极为金属, 阳极亦为金属且与电解质溶液中的金属离子属同种元素时, 则为电镀 池。 (3 )若多个单池相互串联,又有外接电源时,则与电源相连接的装置为电解池 或电镀池。 若无外接电源时, 先选较活泼金属电极为原电池的负极 (电子输出极) , 有关装置为原电池,其余为电镀池或电解池。 ☆ ☆ ☆ ☆ ☆ 原电池,电解池,电镀池的比较 类别 原电池 电解池 电镀池 定义 ( 装 置 特点) 将化学能转变成电能 的装置 将电能转变成化学能 的装置 应 用 电 解 原 理 在 某 些 金 属 表 面 镀 上 一 侧层其他金属 是 否 是 自 发 反应 选修四复习学案 第 14 页 共 15 页14 装 置 特 征 有电源,两级材料可 同可不同 形 成 条件 活动性不同的两极 电解质溶液 形成闭合回路 镀 层 金 属 接 电 源 正 极 , 待镀 金 属 接 负 极;电镀液必须含有 镀层金属的离子 电 极 名 称 负极:较活泼金属 正极:较不活泼金属 (能导电非金属) 名称同电解,但有限 制条件 阳极:必须是镀层金 属 阴极:镀件 电 极 反 应 阳极:金属电极失去 电子 阴极:电镀液中阳离 子得到电子 电 子 流 向 ()极→()极 电源()极→()极 ()极→电源()极 同电解池 带 电 粒 子移动 阳离子向()极移动 阴离子向()极移动 阳离子向()极移动 阴离子向()极移动 同电解池 联系 在两极上都发生氧化反应和还原反应 五. 金属的电化学腐蚀和防护 1、金属的电化学腐蚀 金属腐蚀的本质:都是金属原子 电子而被氧化的过程 电化腐蚀 化学腐蚀 条件 不纯金属或合金与 接触 金属与非电解质直接接触 现象 有( )产生 无电流产生 本质 ( )被氧化的过程 金属被氧化的过程 选修四复习学案 第 15 页 共 15 页15 关系 化学腐蚀与电化腐蚀往往同时发生, 但电化腐蚀更加普遍, 危害更严重 2、电化学腐蚀的分类: 析氢腐蚀——腐蚀过程中不断有氢气放出 ①条件:潮湿空气中形成的水膜 ,酸性较强(水膜中溶解有 CO2、SO2、H2S 等气体) ②电极反应:负极 : 正极 : 总式: 吸氧腐蚀——反应过程吸收氧气 ①条件:中性或弱酸性溶液 ②电极反应:负极 : 正极 : - 总式: 生成的 Fe(OH)2 被空气中的 O2 氧化,生成 Fe(OH)3 , 反应式为 3 Fe(OH)3 脱去一部分水就生成 Fe2O3·x H2O(铁锈主要成分) 规律总结: 金属腐蚀快慢的规律:在同一电解质溶液中,金属腐蚀的快慢规律如下: 电解原理引起的腐蚀>原电池原理引起的腐蚀>化学腐蚀>有防腐措施的腐蚀 防腐措施由好到坏的顺序如下: 外接电源的阴极保护法>牺牲负极的正极保护法>有一般防腐条件的腐蚀>无防 腐条件的腐蚀 3.金属的电化学防护 (1)、牺牲阳极的阴极保护法 原理:原电池反应中, ( )极被腐蚀, ( )极不变化 应用:在被保护的钢铁设备上装上若干锌块,腐蚀锌块保护钢铁设备 负极:锌块被腐蚀;正极:钢铁设备被保护 (2)、外加电流的阴极保护法 原理:通电,使钢铁设备上积累大量电子,从而防止金属被腐蚀 应用: 把被保护的钢铁设备作为阴极, 作为辅助阳极, 均存在于电解质溶 液中, 接上外加直流电源。 通电后电子大量在钢铁设备上积累, 抑制了钢铁失去电 子的反应。 其他保护: 1、改变金属结构:把金属制成防腐的合金 2、把金属与腐蚀性试剂隔开:电镀、油漆、涂油脂、表面钝化等查看更多