期末复习选修4知识点总结

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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。（ Δ H 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： 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 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 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 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 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 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-TΔ S 0 反应能自发进行 Δ H-TΔ S 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： 。 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） 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。 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:Na2CO3 ＞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- +H2O 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- +H2O 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： MgCl2·6H2O Mg(OH) 2+2HCl+4H2O Mg(OH)2 MgO+H 2O 泡沫灭火器 用 Al 2(SO4) 3 与 NaHCO3 溶液 混合 △ △ △ 比较盐溶液中离 子浓度的大小 比较 NH4Cl 溶液中离子浓 度的大小 NH4 ++H2 O NH 3·H2O+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： 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 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 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 （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 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 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