高中化學(xué)選修4知識點(diǎn)總結(jié)

高中化學(xué)選修四是最難的部分，知識點(diǎn)也比較瑣細(xì)，正因?yàn)槿绱?，我們面對這本書的時(shí)候更要好好認(rèn)真去學(xué)，小編在這里整理了學(xué)習(xí)這本書的所有知識點(diǎn)，希望能幫助到大家。

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第一章 化學(xué)反應(yīng)與能量

考點(diǎn)1：吸熱反應(yīng)與放熱反應(yīng)

1、吸熱反應(yīng)與放熱反應(yīng)的區(qū)別

特別注意：反應(yīng)是吸熱還是放熱與反應(yīng)的條件沒有必然的聯(lián)系，而決定于反應(yīng)物和生成物具有的總能量(或焓)的相對大小。

2、常見的放熱反應(yīng)

①一切燃燒反應(yīng);

②活潑金屬與酸或水的反應(yīng);

③酸堿中和反應(yīng);

④鋁熱反應(yīng);

⑤大多數(shù)化合反應(yīng)(但有些化合反應(yīng)是吸熱反應(yīng)，如：N2+O2=2NO，CO2+C=2CO等均為吸熱反應(yīng))。

3、常見的吸熱反應(yīng)

①Ba(OH)2·8H2O與NH4Cl反應(yīng);

②大多數(shù)分解反應(yīng)是吸熱反應(yīng)

③等也是吸熱反應(yīng);

④水解反應(yīng)

考點(diǎn)2：反應(yīng)熱計(jì)算的依據(jù)

1.根據(jù)熱化學(xué)方程式計(jì)算

反應(yīng)熱與反應(yīng)物各物質(zhì)的物質(zhì)的量成正比。

2.根據(jù)反應(yīng)物和生成物的總能量計(jì)算

ΔH=E生成物-E反應(yīng)物。

3.根據(jù)鍵能計(jì)算

ΔH=反應(yīng)物的鍵能總和-生成物的鍵能總和。

4.根據(jù)蓋斯定律計(jì)算

化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)熱只與反應(yīng)的始態(tài)(各反應(yīng)物)和終態(tài)(各生成物)有關(guān)，而與反應(yīng)的途徑無關(guān)。即如果一個(gè)反應(yīng)可以分步進(jìn)行，則各分步反應(yīng)的反應(yīng)熱之和與該反應(yīng)一步完成時(shí)的反應(yīng)熱是相同的。

溫馨提示：

①蓋斯定律的主要用途是用已知反應(yīng)的反應(yīng)熱來推知相關(guān)反應(yīng)的反應(yīng)熱。

②熱化學(xué)方程式之間的“+”“-”等數(shù)學(xué)運(yùn)算，對應(yīng)ΔH也進(jìn)行“+”“-”等數(shù)學(xué)計(jì)算。

5.根據(jù)物質(zhì)燃燒放熱數(shù)值計(jì)算：Q(放)=n(可燃物)×|ΔH|。

第二章 化學(xué)反應(yīng)速率與化學(xué)平衡

考點(diǎn)1：化學(xué)反應(yīng)速率

1、化學(xué)反應(yīng)速率的表示方法___________。

化學(xué)反應(yīng)速率通常用單位時(shí)間內(nèi)反應(yīng)物濃度和生成物濃度的變化來表示。表達(dá)式：___________ 。

其常用的單位是__________ 、 或__________ 。

2、影響化學(xué)反應(yīng)速率的因素

1)內(nèi)因(主要因素)

反應(yīng)物本身的性質(zhì)。

2)外因(其他條件不變，只改變一個(gè)條件)

3、理論解釋——有效碰撞理論

(1)活化分子、活化能、有效碰撞

①活化分子：能夠發(fā)生有效碰撞的分子。

②活化能：如圖

圖中：E1為正反應(yīng)的活化能，使用催化劑時(shí)的活化能為E3，反應(yīng)熱為E1-E2。(注：E2為逆反應(yīng)的活化能)

③有效碰撞：活化分子之間能夠引發(fā)化學(xué)反應(yīng)的碰撞。

(2)活化分子、有效碰撞與反應(yīng)速率的關(guān)系

考點(diǎn)2：化學(xué)平衡

1、化學(xué)平衡狀態(tài)：一定條件(恒溫、恒容或恒壓)下的可逆反應(yīng)里，正反應(yīng)和逆反應(yīng)的速率相等，反應(yīng)混合物(包括反應(yīng)物和生成物)中各組分的濃度保持不變的狀態(tài)。

2、化學(xué)平衡狀態(tài)的特征

3、判斷化學(xué)平衡狀態(tài)的依據(jù)

考點(diǎn)3：化學(xué)平衡的移動

1、概念

可逆反應(yīng)中舊化學(xué)平衡的破壞、新化學(xué)平衡的建立，由原平衡狀態(tài)向新化學(xué)平衡狀態(tài)的轉(zhuǎn)化過程，稱為化學(xué)平衡的移動。

2、化學(xué)平衡移動與化學(xué)反應(yīng)速率的關(guān)系

(1)v正>v逆：平衡向正反應(yīng)方向移動。

(2)v正=v逆：反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)，不發(fā)生平衡移動。

(3)v正

3、影響化學(xué)平衡的因素

4、“惰性氣體”對化學(xué)平衡的影響

①恒溫、恒容條件

原平衡體系體系總壓強(qiáng)增大―→體系中各組分的濃度不變―→平衡不移動。

②恒溫、恒壓條件

原平衡體系容器容積增大，各反應(yīng)氣體的分壓減小―→體系中各組分的濃度同倍數(shù)減小

5、勒夏特列原理

定義：如果改變影響平衡的一個(gè)條件(如C、P或T等)，平衡就向能夠減弱這種改變的方向移動。

原理適用的范圍：已達(dá)平衡的體系、所有的平衡狀態(tài)(如溶解平衡、化學(xué)平衡、電離平衡、水解平衡等)和只限于改變影響平衡的一個(gè)條件。

勒夏特列原理中“減弱這種改變”的解釋：外界條件改變使平衡發(fā)生移動的結(jié)果，是減弱對這種條件的改變，而不是抵消這種改變，也就是說：外界因素對平衡體系的影響占主要方面。

第三章 水溶液中的離子平衡

一、弱電解質(zhì)的電離

1、定義：電解質(zhì)：在水溶液中或熔化狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物,叫電解質(zhì)。

非電解質(zhì)：在水溶液中或熔化狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物。

強(qiáng)電解質(zhì)：在水溶液里全部電離成離子的電解質(zhì)。

弱電解質(zhì)：在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質(zhì)。

2、電解質(zhì)與非電解質(zhì)本質(zhì)區(qū)別：

電解質(zhì)——離子化合物或共價(jià)化合物 非電解質(zhì)——共價(jià)化合物

注意：①電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物 ②SO2、NH3、CO2等屬于非電解質(zhì)

③強(qiáng)電解質(zhì)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(qiáng)電解質(zhì))——電解質(zhì)的強(qiáng)弱與導(dǎo)電性、溶解性無關(guān)。

3、電離平衡：在一定的條件下，當(dāng)電解質(zhì)分子電離成 離子的速率 和離子結(jié)合成 時(shí)，電離過程就達(dá)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(shí)，電離平衡向著電離的方向移動。C、同離子效應(yīng)：在弱電解質(zhì)溶液里加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的電解質(zhì)，會減弱電離。D、其他外加試劑：加入能與弱電解質(zhì)的電離產(chǎn)生的某種離子反應(yīng)的物質(zhì)時(shí)，有利于電離。

5、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)

6、電離常數(shù)：在一定條件下，弱電解質(zhì)在達(dá)到電離平衡時(shí)，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(gè)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：ABA++B- Ki=[ A+][B-]/[AB]

7、影響因素：

a、電離常數(shù)的大小主要由物質(zhì)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(qiáng)。如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO

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(shí),[H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; KW= [H+]·[OH-] = 1_10-14

注意：KW只與溫度有關(guān)，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(diǎn)：(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(jìn)水的電離(水的電離是 吸 熱的)

③易水解的鹽：促進(jìn)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(biāo)準(zhǔn)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(jì)算方法公式

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

2、強(qiáng)堿與強(qiáng)堿的混合：(先求[OH-]混：將兩種酸中的OH?離子物質(zhì)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(jì)算[H+]混)

3、強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的混合：(先據(jù)H++ OH-==H2O計(jì)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(qiáng)酸溶液：稀釋10n倍時(shí)，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(shí)，pH稀〈pH原+n (但始終不能大于或等于7)

3、強(qiáng)堿溶液：稀釋10n倍時(shí)，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(shí)，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(shí)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(shí)，弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的pH變化得慢，強(qiáng)酸、強(qiáng)堿變化得快。

五、強(qiáng)酸(pH1)強(qiáng)堿(pH2)混和計(jì)算規(guī)律w

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

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

實(shí)質(zhì)：H++OH—=H2O 即酸能提供的H+和堿能提供的OH-物質(zhì)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(biāo)數(shù)越來越大，全部容積 大于 它的最大刻度值，因?yàn)橄露擞幸徊糠譀]有刻度。滴定時(shí)，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(diǎn)后 一位 。

(2)藥品：標(biāo)準(zhǔn)液;待測液;指示劑。

(3)準(zhǔn)備過程：

準(zhǔn)備：檢漏、洗滌、潤洗、裝液、趕氣泡、調(diào)液面。(洗滌：用洗液洗→檢漏：滴定管是否漏水→用水洗→用標(biāo)準(zhǔn)液洗(或待測液洗)→裝溶液→排氣泡→調(diào)液面→記數(shù)據(jù)V(始)

(4)試驗(yàn)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(jìn)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(zhì)的量濃度;

V——酸或堿溶液的體積。當(dāng)用酸去滴定堿確定堿的濃度時(shí)，則：

c堿=

上述公式在求算濃度時(shí)很方便，而在分析誤差時(shí)起主要作用的是分子上的V酸的變化，因?yàn)樵诘味ㄟ^程中c酸為標(biāo)準(zhǔn)酸，其數(shù)值在理論上是不變的，若稀釋了雖實(shí)際值變小，但體現(xiàn)的卻是V酸的增大，導(dǎo)致c酸偏高;V堿同樣也是一個(gè)定值，它是用標(biāo)準(zhǔn)的量器量好后注入錐形瓶中的，當(dāng)在實(shí)際操作中堿液外濺，其實(shí)際值減小，但引起變化的卻是標(biāo)準(zhǔn)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(dāng)用標(biāo)準(zhǔn)酸來測定堿的濃度時(shí)，c堿的誤差與V酸的變化成正比，即當(dāng)V酸的實(shí)測值大于理論值時(shí)，c堿偏高，反之偏低。

同理，用標(biāo)準(zhǔn)堿來滴定未知濃度的酸時(shí)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(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)。

2、水解的實(shí)質(zhì)： 水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結(jié)合,破壞水的電離，是平衡向右移動，促進(jìn)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(qiáng)顯誰性，兩弱都水解，同強(qiáng)顯中性。

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

4、鹽類水解的特點(diǎn)：(1)可逆(與中和反應(yīng)互逆)(2)程度小(3)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(jìn)或抑制鹽的水解(H+促進(jìn) 陰離子 水解而 抑制 陽離子水解;OH-促進(jìn)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(yīng)：

(1)構(gòu)成鹽的陰陽離子均能發(fā)生水解的反應(yīng)。雙水解反應(yīng)相互促進(jìn)，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(yīng)完全的為：Fe3+、Al3+與AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-);S2-與NH4+;CO32-(HCO3-)與NH4+其特點(diǎn)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(yīng)用：

9、水解平衡常數(shù)(Kh)

對于強(qiáng)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(qiáng)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(dāng)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(guān)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(gè)數(shù)守恒或質(zhì)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(zhì)子守恒：即水電離出的H+濃度與OH-濃度相等。

九、難溶電解質(zhì)的溶解平衡

1、難溶電解質(zhì)的溶解平衡的一些常見知識

(1)溶解度 小于 0.01g的電解質(zhì)稱難溶電解質(zhì)。

(2)反應(yīng)后離子濃度降至1_10-5以下的反應(yīng)為完全反應(yīng)。如酸堿中和時(shí)[H+]降至10-7mol/L<10-5mol/L，故為完全反應(yīng)，用“=”，常見的難溶物在水中的離子濃度均遠(yuǎn)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(zhì)：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

意在沉淀后用(s)標(biāo)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越小(即沉淀越難溶)，沉淀越完全;沉淀劑過量能使沉淀更完全。

(2)調(diào)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(yīng)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(zhuǎn)化。

5、沉淀的轉(zhuǎn)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(zhì)電解質(zhì)溶解成離子的速率等于離子重新結(jié)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(dá)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。

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

第四章 電化學(xué)

1.原電池的工作原理及應(yīng)用

1.概念和反應(yīng)本質(zhì)

原電池是把化學(xué)能轉(zhuǎn)化為電能的裝置，其反應(yīng)本質(zhì)是氧化還原反應(yīng)。

2.原電池的構(gòu)成條件

(1)一看反應(yīng)：看是否有能自發(fā)進(jìn)行的氧化還原反應(yīng)發(fā)生(一般是活潑性強(qiáng)的金屬與電解質(zhì)溶液反應(yīng))。

(2)二看兩電極：一般是活潑性不同的兩電極。

(3)三看是否形成閉合回路，形成閉合回路需三個(gè)條件：①電解質(zhì)溶液;②兩電極直接或間接接觸;③兩電極插入電解質(zhì)溶液中。

3.工作原理

以鋅銅原電池為例

(1)反應(yīng)原理

(2)鹽橋的組成和作用

①鹽橋中裝有飽和的KCl、KNO3等溶液和瓊膠制成的膠凍。

②鹽橋的作用：a.連接內(nèi)電路，形成閉合回路;b.平衡電荷，使原電池不斷產(chǎn)生電流。

2.電解的原理

1.電解和電解池

(1)電解：在電流作用下，電解質(zhì)在兩個(gè)電極上分別發(fā)生氧化反應(yīng)和還原反應(yīng)的過程。

(2)電解池：電能轉(zhuǎn)化為化學(xué)能的裝置。

(3)電解池的構(gòu)成

①有與電源相連的兩個(gè)電極。

②電解質(zhì)溶液(或熔融電解質(zhì))。

③形成閉合回路。

2.電解池的工作原理

(1)電極名稱及電極反應(yīng)式(電解CuCl2溶液為例)

總反應(yīng)式：

(2)電子和離子的移動方向

①電子：從電源負(fù)極流出后，流向電解池陰極;從電解池的陽極流出后流向電源的正極。

②離子：陽離子移向電解池的陰極，陰離子移向電解池的陽極。

3.陰陽兩極上放電順序

(1)陰極：(與電極材料無關(guān))。氧化性強(qiáng)的先放電，放電順序：

(2)陽極：若是活性電極作陽極，則活性電極首先失電子，發(fā)生氧化反應(yīng)。

若是惰性電極作陽極，放電順序?yàn)?/p>

3.化學(xué)電源

1.日常生活中的三種電池

(1)堿性鋅錳干電池——一次電池

正極反應(yīng)：2MnO2+2H2O+2e-===2MnOOH+2OH-;

負(fù)極反應(yīng)：Zn+2OH--2e-===Zn(OH)2;

總反應(yīng)：Zn+2MnO2+2H2O===2MnOOH+Zn(OH)2。

(2)鋅銀電池——一次電池

負(fù)極反應(yīng)：Zn+2OH--2e-===Zn(OH)2;

正極反應(yīng)：Ag2O+H2O+2e-===2Ag+2OH-;

總反應(yīng)：Zn+Ag2O+H2O===Zn(OH)2+2Ag。

(3)二次電池(可充電電池)

鉛蓄電池是最常見的二次電池，負(fù)極材料是Pb，正極材料是PbO2。

①放電時(shí)的反應(yīng)

a.負(fù)極反應(yīng)：Pb+SO42--2e-===PbSO4;

b.正極反應(yīng)：PbO2+4H++SO42-+2e-===PbSO4+2H2O;

c.總反應(yīng)：Pb+PbO2+2H2SO4===2PbSO4+2H2O。

②充電時(shí)的反應(yīng)

a.陰極反應(yīng)：PbSO4+2e-===Pb+SO42-;

b.陽極反應(yīng)：PbSO4+2H2O-2e-===PbO2+4H++SO42-;

c.總反應(yīng)：2PbSO4+2H2O電解=====Pb+PbO2+2H2SO4。

注　可充電電池的充、放電不能理解為可逆反應(yīng)。

2.“高效、環(huán)境友好”的燃料電池

氫氧燃料電池是目前最成熟的燃料電池，可分酸性和堿性兩種。

4.電解原理的應(yīng)用

1.氯堿工業(yè)

(1)電極反應(yīng)

陽極反應(yīng)式：2Cl--2e-===Cl2↑(氧化反應(yīng))

陰極反應(yīng)式：2H++2e-===H2↑(還原反應(yīng))

(2)總反應(yīng)方程式

2NaCl+2H2O2NaOH+H2↑+Cl2↑

(3)氯堿工業(yè)生產(chǎn)流程圖

2.電鍍

下圖為金屬表面鍍銀的工作示意圖，據(jù)此回答下列問題：

(1)鍍件作陰極，鍍層金屬銀作陽極。

(2)電解質(zhì)溶液是AgNO3溶液等含鍍層金屬陽離子的鹽溶液。

(3)電極反應(yīng)：

陽極：Ag-e-===Ag+;

陰極：Ag++e-===Ag。

(4)特點(diǎn)：陽極溶解，陰極沉積，電鍍液的濃度不變。

3.電解精煉銅

(1)電極材料：陽極為粗銅;陰極為純銅。

(2)電解質(zhì)溶液：含Cu2+的鹽溶液。

(3)電極反應(yīng)：

陽極：Zn-2e-===Zn2+、Fe-2e-===Fe2+、Ni-2e-===Ni2+、Cu-2e-===Cu2+;

陰極：Cu2++2e-===Cu。

4.電冶金

利用電解熔融鹽的方法來冶煉活潑金屬Na、Ca、Mg、Al等。

(1)冶煉鈉

2NaCl(熔融)2Na+Cl2↑

電極反應(yīng)：

陽極：2Cl--2e-===Cl2↑;陰極：2Na++2e-===2Na。

(2)冶煉鋁

2Al2O3(熔融)4Al+3O2↑

電極反應(yīng)：

陽極：6O2--12e-===3O2↑;

陰極：4Al3++12e-===4Al。

5.金屬的腐蝕與防護(hù)

1.金屬腐蝕的本質(zhì)

金屬原子失去電子變?yōu)榻饘訇栯x子，金屬發(fā)生氧化反應(yīng)。

2.金屬腐蝕的類型

(1)化學(xué)腐蝕與電化學(xué)腐蝕

(2)析氫腐蝕與吸氧腐蝕

以鋼鐵的腐蝕為例進(jìn)行分析：

3.金屬的防護(hù)

(1)電化學(xué)防護(hù)

①犧牲陽極的陰極保護(hù)法—原電池原理

a.負(fù)極：比被保護(hù)金屬活潑的金屬;

b.正極：被保護(hù)的金屬設(shè)備。

②外加電流的陰極保護(hù)法—電解原理

a.陰極：被保護(hù)的金屬設(shè)備;

b.陽極：惰性金屬或石墨。

(2)改變金屬的內(nèi)部結(jié)構(gòu)，如制成合金、不銹鋼等。

(3)加防護(hù)層，如在金屬表面噴油漆、涂油脂、電鍍、噴鍍或表面鈍化等方法。

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