目录高中化学电子课本鲁科版 新人教版化学选修四教材 化学选修四电子课本pdf 化学选修四新教材 人教版化学选修实验化学
人教版高中化学选修四知识点有化学反应与能量、水溶液中的离子平衡、化学反应速率和化学平衡、电化学基础、金属的电化学腐蚀与防护、影响化学反应速率的因素等。
人教版化学选修四目录
第一章、化学反应与能量
第一节、化学反应与能量的变化
第二节、燃烧热、能源
第三节、化学反应热的计算
第二章、化学反应速率和化学平衡
第一节、化学反应速率
第二节、影响化学反应速率的因素
第三节、化学平衡
第四节、化学反应厅喊进行的方向
第三章、水溶液中的离子平衡
第一节、弱电解质的电离
第二节、水的电离和溶液的酸碱性
第三节、盐类的水解
第四节、难溶电解质的溶解平衡
第四章、电化学基础
第一节、原电池
第二节、化学电源
第三节、电解池
第四节、金属的电化学腐蚀与防护
高中化学怎么学
摩尔、化学计量、理想气体方程等这块其实是高中化学一个小难点，最好的方法是...刷题。这块内容有一个做题的技巧，而这个技巧我是没法直接传授给你的，所以我说再多也比不上你刷题之后产生晌悔的熟练度。我的建议就是，对于每一道你认为有价值的题（包括但不限于错题），认真研读解析，如果错了一定要不看解析再算一遍，确保自己掌握了这种做题方法。
千万千万不要看完答案觉得自己下次做没问题然后跳过，下次继续掉到坑里...再说一下计算。计算这个东西感觉技巧成分很扮谨野大，但是真的只能靠自己的能力。我的计算也是从非常烂刷题刷到合格的，大家去刷刷刷吧。还是一样，对有价值的题重点研究、重做，如果你认为真的很好还可以抄到错题本上，过一阵子再做，你未必能做对。
第一章 化学反应与能量第一节 化学反应与能量的变化1. 反应热焓变的概念单位符号 2. 反应过程中能量变化的微观解释3. 焓变的表示方法4. 什么叫体系 环境5. 热化学方程式的概念6. 热化学方程式的意义7. 书写热化学方程式的注意问题 第二节 燃烧热 能量1. 燃烧热的概念单位：2. 焓变的大小比较 3. 能源的概念分类优缺点 第三节化学反应热的计算1. 盖斯定律的内容 意义 表达式2. 举例说明盖斯定律的应用3. 反应热的计算类型： A.根据反应热的概念的计算B 根据热化学方程式的计算 C 根据化学键键能的计算第二章芦培化学反应速率和化学平衡第一节化学反应速率1. 化学反应速率概念 公式 单位:2.自编一道化学反应速率的简单计算题3. 同一化学反应的速率可用不同物质表示,它们之间的关系是什么4. 化学反应方程式的计量数与那些方面有关系5. 化学反应速率的表达方式还有那些:6.第二节影响化学反应速率的因素1. 一些概念: 活化分子:活化能:活化分子百分数:有效碰撞:2. 浓度 温度 压强 催化剂对化学反应速率是怎样影响的,并用有效碰撞理论加以解释3. 压强对怎样的化学反应化学反应速率无影响4. 增大压强一定能增大反应速率吗？（恒容充入惰性气体）5. 恒压充入惰性气体化学反应速率怎样变化？ 第三节 化学平衡1. 什么叫可逆反应？2. 你是怎样理解溶解平恒的？3. 化学平衡状态的判断方法：4. 化学平衡状态的特征：5. 影响化学平衡状态的因素：（列表分析）6. 勒夏特列原理的内容：7. 化学平衡常数的公式及意义8. 化学平衡常数的计算：a. 由概念引出的计算 b.以知反应物的物质的量及平衡常数求转化率9.等效平衡 恒温恒容恒温横压 第四节 化学反应进行的方向1. 什么叫自发过程 2. 自发反应？3. 什么叫能量趋于最低原理 . 熵增原理4. 怎样理解自发反应的焓态培判据5. 怎样理解自发反应的熵判据6. 同一物质在气.液.固状态的熵值情况是怎样的7. 综合焓判据 熵判据说明什么样的反应能自发进行第三章 水溶液中的离子平衡第一节 弱电解质的电离1. 什么叫电解质 非电解质 强电解质 弱电解质？（举例） 2. 同浓度同体积的一元强酸 弱酸相比较（溶液的PH、氢离子的浓度、中和碱的能力、产生氢气的量、产生氢气的速度）均怎样？ 3. 书写电离方程式：Na2CO3NaHCO3 CH3COOHNH3.H2O NaHSO4（熔融）NaHSO4（溶液）4. 什么叫电离平衡5. 电离平衡的特征6. 影陪闭唯响电离平衡的因素a 升温 b 稀释 c 降低离子浓度d增大离子浓度（平衡移动后各成分的浓度怎样变化。举例说明）7. 电离常数的公式 意义8. 多元弱酸的例子及电离的特点第二节 水的电离和溶液的酸碱性1. 写出水的电离方程式：2. 水的离子积公式：常温下水的离子积常数的值： 100摄氏度水的离子积：3. 溶液的酸碱性与CH+。COH-的关系，与PH的关系4. PH与溶液中CH+的关系5. PH怎样测定6. PH有那些应用？7. 复习对数的一些公式8. 什么叫酸碱中和滴定？所用仪器有那些？9. 怎样使用滴定管：10.pH的计算类型及方法一、直接根据公式计算1.强酸、强碱和纯水pH的计算第三节 盐类的水解1. 指出下列盐的酸碱性：NaCl. Na2CO3 NaHCO3 NH4CL Na2SO4 CH3COONa (NH4)2SO4 2. 由上例能得出什么结论？3. 举例说明盐溶液呈现不同酸碱性的原因？4. CH3COONa溶液中存在那些粒子5. 盐类水解的焓变6. 分析促进或抑制FeCl3 .CH3COONa .NH4CL水解的因素。（写出它们水解的方程式）7. 为什么NaHS溶液呈弱碱性 Na2S溶液呈较强碱性NaH2PO4溶液呈酸性 Na2HPO4溶液却呈碱性？8. 盐类水解的本质：9. 举例说明盐类水解的应用 第五节 难溶电解质的溶解平衡1. 固体物质的溶解性 2. 复分解反应发生的条件 3. 离子反应能否进行到底 4. 写出氯化银的溶解平衡式5. 溶解平衡的特征 6. 沉淀反应的应用：A 出掉SO4用钙离子还是钡离子，能否全部除去B 怎样使碳酸钙溶解写出沉淀溶解转化的方程式7.沉淀怎样转化AgClAgIAg2SCaSO4 CaCO3电化学基础知识及其应用1 原电池及其应用 原电池的概念：1.1 原电池原理 1. 原电池装置构成 ① ② 2. 铜锌原电池发电原理及电极反应 电极反应式：负极：(流出电子)正极：流进电子) 总反应式：.2 原电池的应用 主要有两方面：其一，利用原电池自发进行的氧化还原反应，开发化学电源；其二，抑制原电池反应发生，应用于金属腐蚀的防护。 金属的腐蚀及防护 （1）金属的腐蚀 （2）金属的防护根据金属腐蚀的类型及其原理，可从以下几方面采取防护措施：① 阻断形成原电池的条件，② 形成原电池，但把被保护的金属作正极，避免腐蚀。如在钢铁船体埋锌块，在海水中可形成Zn-Fe原电池，因钢铁船体为正极得以保护。③ 外接直流电源，将被保护金属接到电源的负极，并形成闭合回路。由于外电源负极提供大量的电子，有效地压制了被保护金属失电子的氧化，达到防腐的作用。 2电解池及其应用 电解池是将电能转化为化学能的装置2.1 电解的原理电解池装置构成 ①阴阳两个电极; ② 电解质溶液（或熔化的电解质）。2.1.2 电解原理分析 以惰性电极电解氯化铜溶液为例说明通电前：通电后： ① 离子定向移动阳离子(Cu2+ 和 H+)移向阴极, 阴离子(SO42- 和 OH-)移向阳极② 电极反应阴极: 阳极: ② 溶液pH变化
气体有实际气体和理想气体之分。下面是由我整理的高中化学选修4说课稿，希望对大家有所帮助。
高中化学选修4说课稿(一)
一、 教材分析
1、 本课的地位与作用。
我说课的课题是：高中化学选修四《化学反应原理》，第 三 单元，第 一 课《 弱电解质的电离 》。这节课在本册书中的地位承上启下，关联化学平衡和电离平衡，所以要学生掌握归纳、演绎、分析辨析的能力。
学习本课有以下几个作用： 一、复习化学平衡的有关知识。二、推演电离平衡和化学平衡的联系及区别。三、掌握电解质的概念，区分强弱电解质。四、为盐的水解平衡构建基础。
2、 教学目标及依据。
根据《化学课程标准》的具体要求，结合教材，本着面向全体学生、使学生自主全面主动发展的原则，我确定本节课的教学目标如下：
①知识与能力目标：
1、能描述弱电解质在水溶液中的电离平衡，了解酸碱电离理论
2、了解电离平衡常数及其意义
3、了解强电解质和弱电解质与结构的关系
②过程与方法目标：
通过实验，培养学生观察、分析能力，掌握推理、归纳、演绎和类比等科学方法
③情感、态度与价值观目标：
让学生了解化学与生活，化学与社会的息息相关
3、 重点与难点突破及途径。
本节教学重点是：强、弱电解质的概念和弱电解质的概念
难点原因：弱电解质的电离平衡，要掌握弱电解质的可逆电离，再由化学平衡的定义推演
突破途径：构建实验，设计实验方案，从等浓度的盐酸和醋酸导电性以及PH值不同的比较，分析不同的原因，归纳出强弱电解质的划分标准及概念。
二、教材处理
1、 学生状况及对策：
学生对化学平衡已经有了较深刻的理解，已经知道化学平衡的特征，所以上手较容易。要让学生学会用已知知识推断和演绎未知知识的思想，要强化实验的设计和分析，培养学生的理科思维。
2、 内容的组织安排：
内容上结合学生实际，分为两课时，这节课主要让学生掌握强弱电解质的区别及电离平衡的构建。教学中要注意前后知识的关联，侧重实验的分析，概念的辨析，从知识最细微的地方强化区别。课堂主思路就是回顾------辨析------实验-----分析------构建概念-----应用-------小结。
三、教法学法与教学手段
1、教学方法：为了突出重点，突破难点，完成教学目标灶族，选择行之有效的教学方法是非常关键的。根据课程标准的要求和本节课的特点，我主要采用(实验探究法、控制变量法、知识迁移法、建立模型法、认识类比法、问题讨论法、教师导学法、学生自学法)倡导自主、合作、探究的学习方式，关注学生的个体差异和不同的学习需求，爱护学生的好奇心、求知欲。这样既充分调动了学生学习的积极性，又培养了学生的观察、分析和思维能力和创新意识。
2、学习方法
古人主张：“授人鱼，不如授人以渔”，在全面推进课程改革的今天，课堂上不仅要传授文化知识，更重要的是教给学生科学的学习方法，为他们今后继续教育或终身教育打下基础，所以在教学过程中我注意渗透学生学法指导，如：(自学法、实验探究法、控制变量法、知识迁移法、模型法、类比法、由简到繁法陵谨、动手动脑)
3、教学手段：运用多媒体、板书、投影机等
四、 教学程序设计
为了完成本节的教学目标，我是这样安排的：
第一环节：知识回顾：导入旧概念，提出新问题，激发兴趣，(激发求知欲)对
已掌握知识做二次回顾和概念辨析。
第二隐汪弊环节：新课学习： 设计实验情景，让学生动手动脑，学会知识的关联，会
应用已有知识解决新问题，通过学生互助，教师引导，完成知识的构建，能力的应用。
第三环节：课堂检测：设计情境，让学生对新知识做到再次辨析，升华知识，理
解新内容。最后课堂小结，完善知识体系，总结课堂问题，加深记
忆。
第四环节：布置作业：分为两部分：
(1)书面作业课本课后习题P43-44及学案练习题和复习本节。
(2)预习下节内容，目的是为了巩固本节知识和顺利学习下节课做准备。
第五环节：教学体会
总之，本节课我是在培养学生各方面素质的前提下设计的。教学中采用(实验探究法、控制变量法、知识迁移法、建立模型法、认识类比法、分组讨论法、问题讨论法、教师导学法、学生自学法)等多种教学方法。运用实验、电教媒体等教学手段，把学生探索知识、培养学生兴趣和能力、渗透学生学习方法有机地结合在一起，目的使学生得到全面发展。
第六环节：板书设计：
第三章 水溶液中的离子平衡
第一节 弱电解质的电离
一、电解质有强弱之分
在水溶液里全部电离成离子的电解质叫强电解质;如强酸、强碱、绝大多数盐。
只有一部分分子电离成离子的电解质叫弱电解质。如弱酸、弱减、水。
二、弱电解质的电离过程是可逆的
1、CH3COOH
弱电解质电离平衡状态建立示意图
2、在一定条件(如温度、浓度)下，当电解质分子电离成离子的速率和离 CH3COO-+H+
子重新结合生成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。
3、电离平衡的特征
4、影响因素：①浓度 ②温度
高中化学选修4说课稿(二)
今天我说课的内容是新课程人教版高中化学选修4第三章第三节《盐类的水解》(第一课时)，以下我从五个方面加以阐述。
一、教材分析
1、本节课在教材中的地位和作用
(1)盐类的水解是在学生已经学习了化学平衡原理的基础上讨论电解质在水溶液中的电离行为，包括弱电解质的电离平衡和水的电离平衡两个平衡体系;学生也知道溶液酸碱性的本质原因，在此基础上再来探究盐类在水溶液中的酸碱性规律，这样有助于促进学生的认知发展。
(2)盐类水解是后续电化学学习的必备基础。从知识结构上讲，盐类水解平衡是继弱酸、弱碱及水的电离平衡体系之后的又一个电解质溶液的平衡体系，利于学生形成完整的电解质溶液的平衡体系。
2、本节课的重点、难点
重点：盐类水解的本质。
难点：盐类水解的离子方程式的书写。
二、课标要求
1、认识盐类水解的原理，能解释强酸弱碱盐和强碱弱酸盐的水解。弱酸弱碱盐的水解不做要求。
2、能运用盐类水解的规律判断常见盐溶液的酸碱性，正确书写盐类水解的离子方程式。
三、学习目标及措施
根据学生已有的知识水平和认知能力，结合新课标的基本理念，制定学习目标如下：
1、盐类水解的原理是什么?借助于实验探究和理论分析这“两条腿”走路，引导学生
+–根据溶液酸碱性与溶液中H、OH浓度的关系这一核心思路，综合分析水的电离和弱电解质
的电离两个平衡体系中各种离子间的相互作用，探究盐类水解的原理。
2、盐类水解的规律有哪些?采用归纳法揭示几类盐水解的规律。
3、如何正确书写盐类水解的反应方程式?结合离子反应方程式书写的基础多加练习。
四、教学方法
这节课，我采取了实验探究和理论研究两条学习主线：
实验探究是使用实验探究的科学方法，探究不同类型盐溶液的酸碱性，揭示化学平衡理论在盐溶液中的延伸。其目的在于使学生体验科学研究的过程，激发学习化学的兴趣，强化科学探究的意识，促进学习方式的转变，培养学生的创新精神和实践能力。
理论研究是能从微粒间相互作用这一微观本质的角度去理解盐溶液呈现酸碱性这一宏观现象。运用已有的化学平衡知识，发掘出新知识的“生长点”——盐类水解，形成科学的世界观。
本节课的教学设计充分体现新课改理念，如
①引课的情境设计贴近学生、贴近实际;
②采用归纳法揭示几类盐水解的规律;
③教学重、难点的突破采用自主合作探究方法;
④概念的建构充分体现概念的科学价值。感性和理性两条探究主线相辅相成，使盐类水解的概念统一在化学平衡的理论体系之中。既达到理论完整，又培养了学生实事求是的科学态度。
五、教学过程
Ⅰ引课(3分钟) [实验并投影展示]
1、泡沫灭火器(NaHCO3溶液和Al2(SO4)3溶液)的灭火原理。
2、NH4Cl溶液能除锈、Na2CO3溶液能除油。(前两条贴近生产、生活实际)
3、在必修1第二章物质的分类一节，科学探究中有制备Fe(OH)3胶体的实验(向沸水中逐滴加入1~2mL FeCl3饱和溶液)，实验室中盛装NaHCO3 、CH3COONa 溶液的试剂瓶使用橡胶塞。(贴近学习生活)
引课突出关键词：盐、水、酸碱性。
将关键词联立起来，提出假设：盐溶液可能呈酸碱性。 设计意图：
①问题情境设计贴近学生、贴近实际，能激发学生求知欲，会产生大胆的猜测。
②充分发挥教师的主导作用，挖掘关键词，提出假设→实验探究→得出结论→运用理论。使学生能够运用科学的研究方法。
③培养学生处理信息的能力。 Ⅱ学习新课(20分钟)
[板书]一、实验探究——盐溶液的酸碱性
[分组实验]对盐溶液进行酸碱性测定
[板书]溶液呈中性的有：NaCl 、 Na2SO4 溶液呈酸性的有：NH4Cl 、 AlCI3
pH
溶液呈碱性的有：CH3COONa 、 NaHCO3
pH
得出结论：盐溶液有酸、碱、中性。
谁强显谁性
设计意图：
①将教材图表中七种盐调整为六种，去Na2CO3换AlCI3，好处是不影响盐类水解概念的建立，却能降低“越弱越水解”规律提炼的难度。把Na2CO3的水解放在水解方程式书写环节中处理。
②增加了盐溶液pH值一项，为盐的水解规律“越弱越水解”的提炼做好铺垫。 以上设计就是为了教学过程中问题的提出更具有层次和梯度，符合认知规律，从而发挥学生的主体作用，使学生更好的参与到教学活动中去。
[思考]
1、盐溶液呈现酸性或碱性是由盐类的水解造成的。那么强酸和强碱所生成的盐会不会水解呢?(由学生自主分析)
2、弱酸、弱碱的电离与盐类的水解有什么异同?
设计意图：
运用对比法，分清概念。
[设问]盐类水解有哪些规律呢?
Ⅲ 找规律(3分钟)
3、盐类水解的规律：有弱才水解，无弱不水解;
[设问]相同条件下，pH值： NH4Cl > AlCI3
pH 值： NaHCO3 > CH3COONa 为什么呢?
[分析]碱性：NH3·H2O> Al(OH)3
酸性：CH3COOH >H2CO3
[结论]越弱越水解。
[小结]有弱才水解，无弱不水解;谁弱谁水解，谁强显谁性;越弱越水解，同强显中性。
本节课同学们旨在通过实验和理论分析两个角度理解并掌握盐类水解的原理——盐溶于水后在水中电离出的弱离子(弱酸酸根离子或弱碱的阳离子)与水电离出的H+或OH结-合生成弱电解质的过程。并在掌握盐类水解原理的基础之上学会盐类水解方程式的书写。
高中化学选修4知识点总结
第1章、化学反应与能量转化
化学反应的实质是反应物化学键的断裂和生成物化学键的形成,化学反应过程中伴随着能量的释放或吸收.
一、化学反应的热效应
1、化学反应的反应热
(1)反应热的概念：
当化学反应在一定的温度下进行时,反应所释放或吸收的热量称为该反应在此温度下的热效应,简称反应热.用符号Q表示.
(2)反应热与吸热反应、放热反应的关系.
Q＞0时,反应为吸热反应；Q＜0时,反应为放热反应.
(3)反应热的测定
测定反应热的仪器为量热计,可测出反应前后溶液温度的变化,根据体系的热容可计算出反应热,计算公式如下：
Q＝－C(T2－T1)
式中C表示体系的热容,T1、T2分别表示反应前和反应后体系的温度.实验室经常测定中和反应的反应热.
2、化学反应的焓变
(1)反应焓变
物质所具有的能量是物质固有的性质,可以用称为“焓”的物理量来描述,符号为H,单位为kJ·mol-1.
反应产物的总焓与反应物的总焓之差称为反应焓变,用ΔH表示.
(2)反应焓变ΔH与反应热Q的关系.
对于等压条件下进行的化学反应,若反应中物质的能量变化全部转化为热能,则该反应的反应热等于反应焓变,其数学表达式为：Qp＝ΔH＝H(反应产物)－H(反应物).
(3)反应焓变与吸热反应,放热反应的关系：
ΔH＞0,反应吸收能量,为吸热反应.
ΔH＜0,反应释放能量,为放热反应.
(4)反应焓变与热化学方程式：
把一个化学反应中物质的变化和反应焓变同时表示出来的化学方程式称为热化学方程式,如：H2(g)＋O2(g)＝H2O(l)；ΔH(298K)＝－285.8kJ·mol－1
书写热化学方程式应注意以下几点：
①化学式后面要注明物质的聚集状态：固态(s)、液态(l)、气态(g)、溶液(aq).
②化学方程式后面写上反应焓变铅手ΔH,ΔH的单位是J·mol－1或 kJ·mol－1,且ΔH后注明反应温度.
③热化学方程式中物质的系数加倍,ΔH的数值也相应加倍.
3、反应焓变的计算
(1)盖斯定律
对于一个化学反应,无论是一步完成,还是分几步完成,其反应焓变一样,这一规律称为盖斯定律肆神.
(2)利用盖斯定律进行反应焓变的计算.
常见题型是给出几个热化学方程式,合并出题目所求的热化学方程式,根据盖斯定律可知,该方程式的ΔH为上述各热化学方程式的ΔH的代数和.
(3)根据标准摩尔生成焓,ΔfHmθ计算反应焓变ΔH.
对任意反应：aA＋bB＝cC＋dD
ΔH＝［cΔfHmθ(C)＋dΔfHmθ(D)］－［aΔfHmθ(A)＋bΔfHmθ(B)］
二、电能转化为化学能——电解
1、电解的原理
(1)电解的概念：
在直流电作用下,电解质在两上电极上分别发生氧化反应和还原反应的过程叫做电解.电能转化为化学能的装置叫做电解池.
(2)电极反应：以电解熔融的NaCl为例：
阳极：与电源正极相连的电极称为阳极,阳极发生氧化反应：2Cl－→Cl2↑＋2e－.
阴极：与电源负极相连的电极称为阴极,阴极发生还原反应：Na＋＋e－→Na.
总方程式：2NaCl(熔)2Na＋Cl2↑
2、电解原理的应用
(1)电解食盐水制备烧碱、氯气和氢气.
阳极：2Cl－→Cl2＋2e－
阴极：2H＋＋e－→H2↑
总反应：2NaCl＋2H2O2NaOH＋H2↑＋Cl2↑
(2)铜的电解精炼.
粗铜(含Zn、Ni、Fe、Ag、Au、Pt)为阳极,精铜为阴极,CuSO4溶液为电解质溶液.
阳极反应：Cu→Cu2＋＋2e－,还发生几个副反应
Zn→Zn2＋＋2e－；Ni→Ni2＋＋2e－
Fe→Fe2＋＋2e－
Au、Ag、Pt等不反应,沉积在电解池底部形成阳极泥.
阴极反应：Cu2＋＋槐雹嫌2e－→Cu
(3)电镀：以铁表面镀铜为例
待镀金属Fe为阴极,镀层金属Cu为阳极,CuSO4溶液为电解质溶液.
阳极反应：Cu→Cu2＋＋2e－
阴极反应： Cu2＋＋2e－→Cu
三、化学能转化为电能——电池
1、原电池的工作原理
(1)原电池的概念：
把化学能转变为电能的装置称为原电池.
(2)Cu－Zn原电池的工作原理：
如图为Cu－Zn原电池,其中Zn为负极,Cu为正极,构成闭合回路后的现象是：Zn片逐渐溶解,Cu片上有气泡产生,电流计指针发生偏转.该原电池反应原理为：Zn失电子,负极反应为：Zn→Zn2＋＋2e－；Cu得电子,正极反应为：2H＋＋2e－→H2.电子定向移动形成电流.总反应为：Zn＋CuSO4＝ZnSO4＋Cu.
(3)原电池的电能
若两种金属做电极,活泼金属为负极,不活泼金属为正极；若一种金属和一种非金属做电极,金属为负极,非金属为正极.
2、化学电源
(1)锌锰干电池
负极反应：Zn→Zn2＋＋2e－；
正极反应：2NH4＋＋2e－→2NH3＋H2；
(2)铅蓄电池
负极反应：Pb＋SO42－PbSO4＋2e－
正极反应：PbO2＋4H＋＋SO42－＋2e－PbSO4＋2H2O
放电时总反应：Pb＋PbO2＋2H2SO4＝2PbSO4＋2H2O.
充电时总反应：2PbSO4＋2H2O＝Pb＋PbO2＋2H2SO4.
(3)氢氧燃料电池
负极反应：2H2＋4OH－→4H2O＋4e－
正极反应：O2＋2H2O＋4e－→4OH－
电池总反应：2H2＋O2＝2H2O
3、金属的腐蚀与防护
(1)金属腐蚀
金属表面与周围物质发生化学反应或因电化学作用而遭到破坏的过程称为金属腐蚀.
(2)金属腐蚀的电化学原理.
生铁中含有碳,遇有雨水可形成原电池,铁为负极,电极反应为：Fe→Fe2＋＋2e－.水膜中溶解的氧气被还原,正极反应为：O2＋2H2O＋4e－→4OH－,该腐蚀为“吸氧腐蚀”,总反应为：2Fe＋O2＋2H2O＝2Fe(OH)2,Fe(OH)2又立即被氧化：4Fe(OH)2＋2H2O＋O2＝4Fe(OH)3,Fe(OH)3分解转化为铁锈.若水膜在酸度较高的环境下,正极反应为：2H+＋2e－→H2↑,该腐蚀称为“析氢腐蚀”.
(3)金属的防护
金属处于干燥的环境下,或在金属表面刷油漆、陶瓷、沥青、塑料及电镀一层耐腐蚀性强的金属防护层,破坏原电池形成的条件.从而达到对金属的防护；也可以利用原电池原理,采用牺牲阳极保护法.也可以利用电解原理,采用外加电流阴极保护法.
第2章、化学反应的方向、限度与速率(1、2节)
原电池的反应都是自发进行的反应,电解池的反应很多不是自发进行的,如何判定反应是否自发进行呢?
一、化学反应的方向
1、反应焓变与反应方向
放热反应多数能自发进行,即ΔH＜0的反应大多能自发进行.有些吸热反应也能自发进行.如NH4HCO3与CH3COOH的反应.有些吸热反应室温下不能进行,但在较高温度下能自发进行,如CaCO3高温下分解生成CaO、CO2.
2、反应熵变与反应方向
熵是描述体系混乱度的概念,熵值越大,体系混乱度越大.反应的熵变ΔS为反应产物总熵与反应物总熵之差.产生气体的反应为熵增加反应,熵增加有利于反应的自发进行.
3、焓变与熵变对反应方向的共同影响
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.
在温度、压强一定的条件下,自发反应总是向ΔH－TΔS＜0的方向进行,直至平衡状态.
二、化学反应的限度
1、化学平衡常数
(1)对达到平衡的可逆反应,生成物浓度的系数次方的乘积与反应物浓度的系数次方的乘积之比为一常数,该常数称为化学平衡常数,用符号K表示 .
(2)平衡常数K的大小反映了化学反应可能进行的程度(即反应限度),平衡常数越大,说明反应可以进行得越完全.
(3)平衡常数表达式与化学方程式的书写方式有关.对于给定的可逆反应,正逆反应的平衡常数互为倒数.
(4)借助平衡常数,可以判断反应是否到平衡状态：当反应的浓度商Qc与平衡常数Kc相等时,说明反应达到平衡状态.
2、反应的平衡转化率
(1)平衡转化率是用转化的反应物的浓度与该反应物初始浓度的比值来表示.如反应物A的平衡转化率的表达式为：
α（A）＝
(2)平衡正向移动不一定使反应物的平衡转化率提高.提高一种反应物的浓度,可使另一反应物的平衡转化率提高.
(3)平衡常数与反应物的平衡转化率之间可以相互计算.
3、反应条件对化学平衡的影响
(1)温度的影响
升高温度使化学平衡向吸热方向移动；降低温度使化学平衡向放热方向移动.温度对化学平衡的影响是通过改变平衡常数实现的.
(2)浓度的影响
增大生成物浓度或减小反应物浓度,平衡向逆反应方向移动；增大反应物浓度或减小生成物浓度,平衡向正反应方向移动.
温度一定时,改变浓度能引起平衡移动,但平衡常数不变.化工生产中,常通过增加某一价廉易得的反应物浓度,来提高另一昂贵的反应物的转化率.
(3)压强的影响
ΔVg＝0的反应,改变压强,化学平衡状态不变.
ΔVg≠0的反应,增大压强,化学平衡向气态物质体积减小的方向移动.
(4)勒夏特列原理
由温度、浓度、压强对平衡移动的影响可得出勒夏特列原理：如果改变影响平衡的一个条件(浓度、压强、温度等)平衡向能够减弱这种改变的方向移动.
【例题分析】
例1、已知下列热化学方程式：
(1)Fe2O3(s)＋3CO(g)＝2Fe(s)＋3CO2(g) ΔH＝－25kJ/mol
(2)3Fe2O3(s)＋CO(g)＝2Fe3O4(s)＋CO2(g) ΔH＝－47kJ/mol
(3)Fe3O4(s)＋CO(g)＝3FeO(s)＋CO2(g) ΔH＝＋19kJ/mol
写出FeO(s)被CO还原成Fe和CO2的热化学方程式 .
解析：依据盖斯定律：化学反应不管是一步完成还是分几步完成,其反应热是相同的.我们可从题目中所给的有关方程式进行分析：从方程式(3)与方程式(1)可以看出有我们需要的有关物质,但方程式(3)必须通过方程式(2)有关物质才能和方程式(1)结合在一起.
将方程式(3)×2＋方程式(2)；可表示为(3)×2＋(2)
得：2Fe3O4(s)＋2CO(g)＋3Fe2O3(s)＋CO(g)＝6FeO(s)＋2CO2(g)＋2Fe3O4(s)＋CO2(g)；ΔH＝＋19kJ/mol×2＋(－47kJ/mol)
整理得方程式(4)：Fe2O3(s)＋CO(g)＝2FeO(s)＋CO2(g)；ΔH＝－3kJ/mol
将(1)－(4)得2CO(g)＝2Fe(s)＋3CO2(g)－2FeO(s)－CO2(g)；ΔH＝－25kJ/mol－(－3kJ/mol)
整理得：FeO(s)＋CO(s)＝Fe(s)＋CO2(g)；ΔH＝－11kJ/mol
答案：FeO(s)＋CO(s)＝Fe(s)＋CO2(g)；ΔH＝－11kJ/mol
例2、熔融盐燃料电池具有高的发电效率,因而得到重视,可用Li2CO3和Na2CO3的熔融盐混合物作用电解质,CO为阳极燃气,空气与CO2的混合气体为阴极助燃气,制得在650℃下工作的燃料电池,完成有关的电池反应式：
阳极反应式：2CO＋2CO32－→4CO2＋4e－
阴极反应式：；
总电池反应式：.
解析： 作为燃料电池,总的效果就是把燃料进行燃烧.本题中CO为还原剂,空气中O2为氧化剂,电池总反应式为：2CO＋O2＝2CO2.用总反应式减去电池负极（即题目指的阳极）反应式,就可得到电池正极（即题目指的阴极）反应式：O2＋2CO2＋4e－＝2CO32－ .
答案：O2＋2CO2＋4e－＝2CO32－；2CO＋O2＝2CO2
例3、下列有关反应的方向说法中正确的是( )
A、放热的自发过程都是熵值减小的过程.
B、吸热的自发过程常常是熵值增加的过程.
C、水自发地从高处流向低处,是趋向能量最低状态的倾向.
D、只根据焓变来判断化学反应的方向是可以的.
解析：放热的自发过程可能使熵值减小、增加或无明显变化,故A错误.只根据焓变来判断反应进行的方向是片面的,要用能量判据、熵判据组成的复合判据来判断,D错误.水自发地从高处流向低处,是趋向能量最低状态的倾向是正确的.有些吸热反应也可以自发进行.如在25℃和1.01×105Pa时,2N2O5(g)＝4NO2(g)＋O2(g)；ΔH＝56.7kJ/mol,(NH4)2CO3(s)＝NH4HCO3(s)＋NH3(g)；ΔH＝74.9kJ/mol,上述两个反应都是吸热反应,又都是熵增的反应,所以B也正确.
答案：BC.
化学反应原理复习（二）
【知识讲解】
第2章、第3、4节
一、化学反应的速率
1、化学反应是怎样进行的
(1)基元反应：能够一步完成的反应称为基元反应,大多数化学反应都是分几步完成的.
(2)反应历程：平时写的化学方程式是由几个基元反应组成的总反应.总反应中用基元反应构成的反应序列称为反应历程,又称反应机理.
(3)不同反应的反应历程不同.同一反应在不同条件下的反应历程也可能不同,反应历程的差别又造成了反应速率的不同.
2、化学反应速率
(1)概念：
单位时间内反应物的减小量或生成物的增加量可以表示反应的快慢,即反应的速率,用符号v表示.
(2)表达式：
(3)特点
对某一具体反应,用不同物质表示化学反应速率时所得的数值可能不同,但各物质表示的化学反应速率之比等于化学方程式中各物质的系数之比.
3、浓度对反应速率的影响
(1)反应速率常数(K)
反应速率常数(K)表示单位浓度下的化学反应速率,通常,反应速率常数越大,反应进行得越快.反应速率常数与浓度无关,受温度、催化剂、固体表面性质等因素的影响.
(2)浓度对反应速率的影响
增大反应物浓度,正反应速率增大,减小反应物浓度,正反应速率减小.
增大生成物浓度,逆反应速率增大,减小生成物浓度,逆反应速率减小.
(3)压强对反应速率的影响
压强只影响气体,对只涉及固体、液体的反应,压强的改变对反应速率几乎无影响.
压强对反应速率的影响,实际上是浓度对反应速率的影响,因为压强的改变是通过改变容器容积引起的.压缩容器容积,气体压强增大,气体物质的浓度都增大,正、逆反应速率都增加；增大容器容积,气体压强减小；气体物质的浓度都减小,正、逆反应速率都减小.
4、温度对化学反应速率的影响
(1)经验公式
阿伦尼乌斯总结出了反应速率常数与温度之间关系的经验公式：
式中A为比例系数,e为自然对数的底,R为摩尔气体常数量,Ea为活化能.
由公式知,当Ea＞0时,升高温度,反应速率常数增大,化学反应速率也随之增大.可知,温度对化学反应速率的影响与活化能有关.
(2)活化能Ea.
活化能Ea是活化分子的平均能量与反应物分子平均能量之差.不同反应的活化能不同,有的相差很大.活化能 Ea值越大,改变温度对反应速率的影响越大.
5、催化剂对化学反应速率的影响
(1)催化剂对化学反应速率影响的规律：
催化剂大多能加快反应速率,原因是催化剂能通过参加反应,改变反应历程,降低反应的活化能来有效提高反应速率.
(2)催化剂的特点：
催化剂能加快反应速率而在反应前后本身的质量和化学性质不变.
催化剂具有选择性.
催化剂不能改变化学反应的平衡常数,不引起化学平衡的移动,不能改变平衡转化率.
二、化学反应条件的优化——工业合成氨
1、合成氨反应的限度
合成氨反应是一个放热反应,同时也是气体物质的量减小的熵减反应,故降低温度、增大压强将有利于化学平衡向生成氨的方向移动.
2、合成氨反应的速率
(1)高压既有利于平衡向生成氨的方向移动,又使反应速率加快,但高压对设备的要求也高,故压强不能特别大.
(2)反应过程中将氨从混合气中分离出去,能保持较高的反应速率.
(3)温度越高,反应速率进行得越快,但温度过高,平衡向氨分解的方向移动,不利于氨的合成.
(4)加入催化剂能大幅度加快反应速率.
3、合成氨的适宜条件
在合成氨生产中,达到高转化率与高反应速率所需要的条件有时是矛盾的,故应该寻找以较高反应速率并获得适当平衡转化率的反应条件：一般用铁做催化剂 ,制反应温度在700K左右,压强范围大致在1×107Pa～1×108Pa 之间,并采用N2与H2分压为1∶2.8的投料比.
第3章、物质在水溶液中的行为
一、水溶液
1、水的电离
H2OH＋＋OH－
水的离子积常数KW＝［H＋］［OH－］,25℃时,KW＝1.0×10－14mol2·L－2.温度升高,有利于水的电离, KW增大.
2、溶液的酸碱度
室温下,中性溶液：［H＋］＝［OH－］＝1.0×10－7mol·L－1,pH＝7
酸性溶液：［H＋］＞［OH－］,［ H＋］＞1.0×10－7mol·L－1,pH＜7
碱性溶液：［H＋］＜［OH－］,［OH－］＞1.0×10－7mol·L－1,pH＞7
3、电解质在水溶液中的存在形态
(1)强电解质
强电解质是在稀的水溶液中完全电离的电解质,强电解质在溶液中以离子形式存在,主要包括强酸、强碱和绝大多数盐,书写电离方程式时用“＝”表示.
(2)弱电解质
在水溶液中部分电离的电解质,在水溶液中主要以分子形态存在,少部分以离子形态存在,存在电离平衡,主要包括弱酸、弱碱、水及极少数盐,书写电离方程式时用“ ”表示.
二、弱电解质的电离及盐类水解
1、弱电解质的电离平衡.
(1)电离平衡常数
在一定条件下达到电离平衡时,弱电解质电离形成的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的分子浓度之比为一常数,叫电离平衡常数.
弱酸的电离平衡常数越大,达到电离平衡时,电离出的H＋越多.多元弱酸分步电离,且每步电离都有各自的电离平衡常数,以第一步电离为主.
(2)影响电离平衡的因素,以CH3COOHCH3COO－＋H＋为例.
加水、加冰醋酸,加碱、升温,使CH3COOH的电离平衡正向移动,加入CH3COONa固体,加入浓盐酸,降温使CH3COOH电离平衡逆向移动.
2、盐类水解
(1)水解实质
盐溶于水后电离出的离子与水电离的H＋或OH－结合生成弱酸或弱碱,从而打破水的电离平衡,使水继续电离,称为盐类水解.
(2)水解类型及规律
①强酸弱碱盐水解显酸性.
NH4Cl＋H2ONH3·H2O＋HCl
②强碱弱酸盐水解显碱性.
CH3COONa＋H2OCH3COOH＋NaOH
③强酸强碱盐不水解.
④弱酸弱碱盐双水解.
Al2S3＋6H2O＝2Al(OH)3↓＋3H2S↑
(3)水解平衡的移动
加热、加水可以促进盐的水解,加入酸或碱能抑止盐的水解,另外,弱酸根阴离子与弱碱阳离子相混合时相互促进水解.
三、沉淀溶解平衡
1、沉淀溶解平衡与溶度积
(1)概念
当固体溶于水时,固体溶于水的速率和离子结合为固体的速率相等时,固体的溶解与沉淀的生成达到平衡状态,称为沉淀溶解平衡.其平衡常数叫做溶度积常数,简称溶度积,用Ksp表示.
PbI2(s)Pb2+(aq)＋2I－(aq)
Ksp＝［Pb2＋］［I－］2＝7.1×10－9mol3·L－3
(2)溶度积Ksp的特点
Ksp只与难溶电解质的性质和温度有关,与沉淀的量无关,且溶液中离子浓度的变化能引起平衡移动,但并不改变溶度积.
Ksp反映了难溶电解质在水中的溶解能力.
2、沉淀溶解平衡的应用
(1)沉淀的溶解与生成
根据浓度商Qc与溶度积Ksp的大小比较,规则如下：
Qc＝Ksp时,处于沉淀溶解平衡状态.
Qc＞Ksp时,溶液中的离子结合为沉淀至平衡.
Qc＜Ksp时,体系中若有足量固体,固体溶解至平衡.
(2)沉淀的转化
根据溶度积的大小,可以将溶度积大的沉淀可转化为溶度积更小的沉淀,这叫做沉淀的转化.沉淀转化实质为沉淀溶解平衡的移动.
四、离子反应
1、离子反应发生的条件
(1)生成沉淀
既有溶液中的离子直接结合为沉淀,又有沉淀的转化.
(2)生成弱电解质
主要是H＋与弱酸根生成弱酸,或OH－与弱碱阳离子生成弱碱,或H＋与OH－生成H2O.
(3)生成气体
生成弱酸时,很多弱酸能分解生成气体.
(4)发生氧化还原反应
强氧化性的离子与强还原性离子易发生氧化还原反应,且大多在酸性条件下发生.
2、离子反应能否进行的理论判据
(1)根据焓变与熵变判据
对ΔH－TΔS＜0的离子反应,室温下都能自发进行.
(2)根据平衡常数判据
离子反应的平衡常数很大时,表明反应的趋势很大.
3、离子反应的应用
(1)判断溶液中离子能否大量共存
相互间能发生反应的离子不能大量共存,注意题目中的隐含条件.
(2)用于物质的定性检验
根据离子的特性反应,主要是沉淀的颜色或气体的生成,定性检验特征性离子.
(3)用于离子的定量计算
常见的有酸碱中和滴定法、氧化还原滴定法.
(4)生活中常见的离子反应.
硬水的形成及软化涉及到的离子反应较多,主要有：
Ca2＋、Mg2＋的形成.
CaCO3＋CO2＋H2O＝Ca2＋＋2HCO3－
MgCO3＋CO2＋H2O＝Mg2＋＋2HCO3－
加热煮沸法降低水的硬度：
Ca2＋＋2HCO3－CaCO3↓＋CO2↑＋H2O
Mg2＋＋2HCO3－MgCO3↓＋CO2↑＋H2O
或加入Na2CO3软化硬水：
Ca2＋＋CO32－＝CaCO3↓,Mg2＋＋CO32－＝MgCO3↓
第四章电化学基础
第一节原电池
1、概念：化学能转化为电能的装置叫做原电池_______
2、组成条件：①两个活泼性不同的电极②电解质溶液③电极用导线相连并插入电解液构成闭合回路
3、电子流向：外电路：负极——导线——正极
内电路：盐桥中阴离子移向负极的电解质溶液，盐桥中阳离子移向正极的电解质溶液。
4、电极反应：以锌铜原电池为例：
负极：氧化反应：Zn－2e＝Zn2＋（较活泼金属）
正极：还原反应：2H＋＋2e＝H2↑（较不活泼金属）
总反应式：Zn+2H+=Zn2++H2↑
5、正、负极的判断：
（1）从电极材料：一般较活泼金属为负极；或金属为负极，非金属为正极。
（2）从电子的流动方向负极流入正极
（3）从电流方向正极流入负极
（4）根据电解质溶液内离子的移动方向阳离子流向正极，阴离子流向负极
（5）根据实验现象①__溶解的一极为负极__②增重或有气泡一极为正极
第二节化学电池
1、电池的分类：化学电池、太阳能电池仔御、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、一次电池：常见一次电池：碱性锌锰电池、锌银电池、锂电池等
二、二次电池
1、二次电池：放电后可以再充电使活性物质获得再生，可以多次重复使用，又叫充电电池或蓄电池。
2、电极反应：铅蓄电池
放电：负极（铅）：Pb＋－2e＝PbSO4↓
正极（氧化铅）：PbO2＋4H+＋＋2e＝PbSO4↓＋2H2O
充电：阴极：PbSO4＋2H2O－2e＝PbO2＋4H+＋
阳极：PbSO4＋2e＝Pb＋
两式可以写成一个可逆反应：PbO2＋Pb＋2H2SO42PbSO4↓＋2H2O
3、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
三、燃料电池
1、燃料电池：是使燃料与氧化剂反应直接产生电流的一种原电池
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：2H2－4e=4H+正极：O2＋4e4H+=2H2O
当电解质溶液呈碱性时：负极：2H2＋4OH－4e＝4H2O负极：O2＋2H2O＋4e＝4OH
另一种燃料电池是用金属铂片插入KOH溶液作电极，又在两极上分别通甲烷燃料和氧气氧化剂。
电极反应式为：负极：CH4＋10OH－－8e＝7H2O；
正极：4H2O＋2O2＋8e＝8OH－。
电池总反应式为：CH4＋2O2＋2KOH＝K2CO3＋3H2O
3、燃料电池的优点：能量转换率高、废弃物少、运行噪音低
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：把电能转化为化学能的装置也叫电解槽
2、电解：电流(外加直流电)通过电解质溶液而在阴阳两极引起氧化还原反应(被动的不是自发的)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
5、电极名称及反应：
阳极：与直流电源的正极相连的电极，发生氧化反应
阴极：与直流电源的负极相连的电极，发生还原反应
6、电解CuCl2溶液的电极反应：阳极：2Cl--2e=Cl2(氧化)阴极：Cu2++2e=Cu(还原)
总反应式：CuCl2=Cu+Cl2↑
7、电解本质：电解质溶液的导电过程，就是电解质溶液的电解过程
☆规行晌律总结：电解反应离子方程式书写：
阳离子放电顺序：Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+（指酸电离的)>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+
阴离子放电顺序：是惰性电极时：S2->I->Br->Cl->OH->NO3->SO42-(等含氧酸根离子)>F-(SO32-/MnO4->OH-)
是活性电极时：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。
电解质水溶液点解产物的规律
类型电极反应档戚锋特点实例电解对象电解质浓度pH电解质溶液复原
分解电解质型电解质电离出的阴阳离子分别在两极放电HCl电解质减小增大HCl
CuCl2---CuCl2
放H2生成碱型阴极：水放H2生碱
阳极：电解质阴离子放电NaCl电解质和水生成新电解质增大HCl
放氧生酸型阴极：电解质阳离子放电
阳极：水放O2生酸CuSO4电解质和水生成新电解质减小氧化铜
电解水型阴极：4H++4e-==2H2↑
阳极：4OH--4e-=O2↑+2H2ONaOH水增大增大水
H2SO4减小
Na2SO4不变
上述四种类型电解质分类：
（1）电解水型：含氧酸，强碱，活泼金属含氧酸盐
（2）电解电解质型：无氧酸，不活泼金属的无氧酸盐（氟化物除外）
（3）放氢生碱型：活泼金属的无氧酸盐
（4）放氧生酸型：不活泼金属的含氧酸盐
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
（1）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
（2）电极、电解质溶液的选择：
阳极：镀层金属，失去电子，成为离子进入溶液；M—ne—==Mn+
阴极：待镀金属（镀件）：溶液中的金属离子得到电子，成为金属原子，附着在金属表面
Mn++ne—==M
电解质溶液：含有镀层金属离子的溶液做电镀液
镀铜反应原理：阳极(纯铜)：Cu-2e-=Cu2+，阴极(镀件)：Cu2++2e-=Cu，
电解液：可溶性铜盐溶液，如CuSO4溶液
（3）电镀应用之一：铜的精炼：阳极：粗铜；阴极：纯铜电解质溶液：硫酸铜
2、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：通电前，氯化钠高温下熔融：NaCl==Na++Cl—
通直流电后：阳极：2Na++2e—==2Na阴极：2Cl——2e—==Cl2↑
☆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。①有活泼性不同的两个电极；②两极用导线互相连接成直接插入连通的电解质溶液里；③较活泼金属与电解质溶液能发生氧化还原反应（有时是与水电离产生的H+作用），只要同时具备这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成电镀池。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。
☆
☆
☆
☆
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☆
☆
☆
☆原电池，电解池，电镀池的比较
性质类别
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
反应特征自发反应非自发反应非自发反应
装置特征无电源，两级材料不同有电源，两级材料可同可不同有电源
形成条件活动性不同的两极
电解质溶液
形成闭合回路两电极连接直流电源
两电极插入电解质溶液
形成闭合回路1镀层金属接电源正极，待镀金属接负极；2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）阳极：与电源正极相连
阴极：与电源负极相连名称同电解，但有限制条件
阳极：必须是镀层金属
阴极：镀件
电极反应负极：氧化反应，金属失去电子
正极：还原反应，溶液中的阳离子的电子或者氧气得电子（吸氧腐蚀）阳极：氧化反应，溶液中的阴离子失去电子，或电极金属失电子
阴极：还原反应，溶液中的阳离子得到电子
阳极：金属电极失去电子
阴极：电镀液中阳离子得到电子
电子流向负极→正极电源负极→阴极
电源正极→阳极同电解池
溶液中带电粒子的移动阳离子向正极移动
阴离子向负极移动阳离子向阴极移动
阴离子向阳极移动同电解池
联系在两极上都发生氧化反应和还原反应
☆☆原电池与电解池的极的得失电子联系图：
阳极(失)e-正极（得）e-负极（失）e-阴极（得）
第四节金属的电化学腐蚀和防护
一、金属的电化学腐蚀
（1）金属腐蚀内容：（2）金属腐蚀的本质：都是金属原子失去电子而被氧化的过程
（3）金属腐蚀的分类：
化学腐蚀—金属和接触到的物质直接发生化学反应而引起的腐蚀
电化学腐蚀—不纯的金属跟电解质溶液接触时，会发生原电池反应。比较活泼的金属失去电子而被氧化，这种腐蚀叫做电化学腐蚀。
化学腐蚀与电化腐蚀的比较
电化腐蚀化学腐蚀
条件不纯金属或合金与电解质溶液接触金属与非电解质直接接触
现象有微弱的电流产生无电流产生
本质较活泼的金属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
（4）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:Fe–2e-=Fe2+
正极:2H++2e-=H2↑
总式：Fe+2H+=Fe2++H2↑
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:2Fe–4e-=2Fe2+
正极:O2+4e-+2H2O=4OH-
总式：2Fe+O2+2H2O=2Fe(OH)2
离子方程式：Fe2++2OH-=Fe(OH)2
生成的Fe(OH)2被空气中的O2氧化，生成Fe(OH)3，Fe(OH)2+O2+2H2O==4Fe(OH)3
Fe(OH)3脱去一部分水就生成Fe2O3•xH2O（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
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
原理：原电池反应中，负极被腐蚀，正极不变化
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，使金属原电池反应产生的电流不能输送，从而防止金属被腐蚀
应用：把被保护的钢铁设备作为阴极，惰性电极作为辅助阳极，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。
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
