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化学反应原理知识点总结.doc

化学反应原理知识点总结

百分之99
2014-01-31 0人阅读 举报 0 0 暂无简介

简介:本文档为《化学反应原理知识点总结doc》,可适用于高等教育领域

英德中学高二化学期末复习提纲化学选修化学反应原理复习第一章一、焓变反应热.反应热:一定条件下一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量.焓变(ΔH)的意义:在恒压条件下进行的化学反应的热效应()符号:△H()单位:kJmol产生原因:化学键断裂吸热化学键形成放热放出热量的化学反应。(放热>吸热)△H为“”或△H<吸收热量的化学反应。(吸热>放热)△H为“”或△H>☆常见的放热反应:①所有的燃烧反应②酸碱中和反应③大多数的化合反应④金属与酸的反应⑤生石灰和水反应⑥浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等☆常见的吸热反应:①晶体Ba(OH)·HO与NHCl②大多数的分解反应③以H、CO、C为还原剂的氧化还原反应④铵盐溶解等二、热化学方程式书写化学方程式注意要点:①热化学方程式必须标出能量变化。②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态(g,l,s分别表示固态液态气态水溶液中溶质用aq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整数也可以是分数⑤各物质系数加倍△H加倍反应逆向进行△H改变符号数值不变三、燃烧热.概念:℃kPa时mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。燃烧热的单位用kJmol表示。※注意以下几点:①研究条件:kPa②反应程度:完全燃烧产物是稳定的氧化物。③燃烧物的物质的量:mol④研究内容:放出的热量。(ΔH<单位kJmol)四、中和热.概念:在稀溶液中酸跟碱发生中和反应而生成molHO这时的反应热叫中和热。.强酸与强碱的中和反应其实质是H和OH反应其热化学方程式为:H(aq)OH(aq)=HO(l)ΔH=-kJmol.弱酸或弱碱电离要吸收热量所以它们参加中和反应时的中和热小于kJmol。.中和热的测定实验五、盖斯定律.内容:化学反应的反应热只与反应的始态(各反应物)和终态(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各分步反应的反应热之和与该反应一步完成的反应热是相同的。第二章一、化学反应速率化学反应速率(v)⑴定义:用来衡量化学反应的快慢单位时间内反应物或生成物的物质的量的变化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:v=ΔcΔt(υ:平均速率Δc:浓度变化Δt:时间)单位:mol(L·s)⑷影响因素:①决定因素(内因):反应物的性质(决定因素)②条件因素(外因):反应所处的条件※注意:()、参加反应的物质为固体和液体由于压强的变化对浓度几乎无影响可以认为反应速率不变。()、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)定义:化学平衡状态:一定条件下当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时更组成成分浓度不再改变达到表面上静止的一种“平衡”这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态。、化学平衡的特征逆(研究前提是可逆反应)等(同一物质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恒定)变(条件改变平衡发生变化)、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平衡③各气体的体积或体积分数一定平衡④总体积、总压力、总物质的量一定不一定平衡正、逆反应速率的关系①在单位时间内消耗了mmolA同时生成mmolA即V(正)=V(逆)平衡②在单位时间内消耗了nmolB同时消耗了pmolC则V(正)=V(逆)平衡③V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:qV(正)不一定等于V(逆)不一定平衡④在单位时间内生成nmolB同时消耗了qmolD因均指V(逆)不一定平衡压强①mn≠pq时总压力一定(其他条件一定)平衡②mn=pq时总压力一定(其他条件一定)不一定平衡混合气体平均相对分子质量Mr①Mr一定时只有当mn≠pq时平衡②Mr一定时但mn=pq时不一定平衡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不一定平衡其他如体系颜色不再变化等平衡(二)影响化学平衡移动的因素、浓度对化学平衡移动的影响()影响规律:在其他条件不变的情况下增大反应物的浓度或减少生成物的浓度都可以使平衡向正方向移动增大生成物的浓度或减小反应物的浓度都可以使平衡向逆方向移动()增加固体或纯液体的量由于浓度不变所以平衡不移动()在溶液中进行的反应如果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总的结果是化学平衡向反应方程式中化学计量数之和大的方向移动。、温度对化学平衡移动的影响影响规律:在其他条件不变的情况下温度升高会使化学平衡向着吸热反应方向移动温度降低会使化学平衡向着放热反应方向移动。、压强对化学平衡移动的影响影响规律:其他条件不变时增大压强会使平衡向着体积缩小方向移动减小压强会使平衡向着体积增大方向移动。注意:()改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动()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催化剂对化学平衡的影响:由于使用催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程度是等同的所以平衡不移动。但是使用催化剂可以影响可逆反应达到平衡所需的时间。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)平衡向着能够减弱这种改变的方向移动。三、化学平衡常数(一)定义:在一定温度下当一个反应达到化学平衡时生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数比值。符号:K(二)使用化学平衡常数K应注意的问题:、表达式中各物质的浓度是变化的浓度不是起始浓度也不是物质的量。、K只与温度(T)有关与反应物或生成物的浓度无关。、反应物或生产物中有固体或纯液体存在时由于其浓度是固定不变的可以看做是“”而不代入公式。、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:、化学平衡常数值的大小是可逆反应进行程度的标志。K值越大说明平衡时生成物的浓度越大它的正向反应进行的程度越大即该反应进行得越完全反应物转化率越高。反之则相反。一般地K>时该反应就进行得基本完全了。、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: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、利用K值可判断反应的热效应若温度升高K值增大则正反应为吸热反应若温度升高K值减小则正反应为放热反应*四、等效平衡、概念:在一定条件下(定温、定容或定温、定压)只是起始加入情况不同的同一可逆反应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。、分类()定温定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:必须要保证化学计量数之比与原来相同同时必须保证平衡式左右两边同一边的物质的量与原来相同。第二类:对于反应前后气体分子数不变的可逆反应:只要反应物的物质的量的比例与原来相同即可视为二者等效。()定温定压的等效平衡只要保证可逆反应化学计量数之比相同即可视为等效平衡。五、化学反应进行的方向、反应熵变与反应方向:()熵:物质的一个状态函数用来描述体系的混乱度符号为S单位:J•••mol•K()体系趋向于有序转变为无序导致体系的熵增加这叫做熵增加原理也是反应方向判断的依据。()同一物质在气态时熵值最大液态时次之固态时最小。即S(g)〉S(l)〉S(s)、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:ΔHTΔS〈反应能自发进行ΔHTΔS=反应达到平衡状态ΔHTΔS〉反应不能自发进行注意:()ΔH为负ΔS为正时任何温度反应都能自发进行()ΔH为正ΔS为负时任何温度反应都不能自发进行第三章一、弱电解质的电离、定义:电解质:在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质。非电解质:在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物。强电解质:在水溶液里全部电离成离子的电解质。弱电解质:在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质。、电解质与非电解质本质区别:电解质离子化合物或共价化合物非电解质共价化合物注意:①电解质、非电解质都是化合物②SO、NH、CO等属于非电解质③强电解质不等于易溶于水的化合物(如BaSO不溶于水但溶于水的BaSO全部电离故BaSO为强电解质)电解质的强弱与导电性、溶解性无关。、电离平衡:在一定的条件下当电解质分子电离成离子的速率和离子结合成时电离过程就达到了平衡状态这叫电离平衡。、影响电离平衡的因素:A、温度:电离一般吸热升温有利于电离。B、浓度:浓度越大电离程度越小溶液稀释时电离平衡向着电离的方向移动。C、同离子效应:在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质会减弱电离。D、其他外加试剂:加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时有利于电离。、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)、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:ABABKi=ABAB、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:HSO>HPO>HF>CHCOOH>HCO>HS>HClO二、水的电离和溶液的酸碱性、水电离平衡::水的离子积:KW=cH·cOH℃时,H=OH=molLKW=H·OH=*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溶液(酸、碱、盐)、水电离特点:()可逆()吸热()极弱、影响水电离平衡的外界因素:①酸、碱:抑制水的电离KW〈*②温度:促进水的电离(水的电离是吸热的)③易水解的盐:促进水的电离KW〉*、溶液的酸碱性和pH:()pH=lgcH()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~(橙色)石蕊~(紫色)酚酞~(浅红色)pH试纸操作玻璃棒蘸取未知液体在试纸上然后与标准比色卡对比即可。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值计算方法公式、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=(HVHV)(VV)、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=(OHVOHV)(VV)(注意:不能直接计算H混)、强酸与强碱的混合:(先据HOH==HO计算余下的H或OH①H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:、强酸溶液:稀释n倍时pH稀=pH原n(但始终不能大于或等于)、弱酸溶液:稀释n倍时pH稀〈pH原n(但始终不能大于或等于)、强碱溶液:稀释n倍时pH稀=pH原-n(但始终不能小于或等于)、弱碱溶液:稀释n倍时pH稀〉pH原-n(但始终不能小于或等于)、不论任何溶液稀释时pH均是向靠近(即向中性靠近)任何溶液无限稀释后pH均接近、稀释时弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢强酸、强碱变化得快。五、强酸(pH)强碱(pH)混和计算规律、若等体积混合pHpH=则溶液显中性pH=pHpH≥则溶液显碱性pH=pHpHpH≤则溶液显酸性pH=pH、若混合后显中性pHpH=V酸:V碱=:pHpH≠V酸:V碱=:〔(pHpH)〕五、酸碱中和滴定:、中和滴定的原理实质:HOH=HO即酸能提供的H和碱能提供的OH物质的量相等。、中和滴定的操作过程:()仪②滴定管的刻度O刻度在上往下刻度标数越来越大全部容积大于它的最大刻度值因为下端有一部分没有刻度。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滴定管可以读到小数点后一位。()药品:标准液待测液指示剂。()准备过程:准备:检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面。(洗涤:用洗液洗→检漏:滴定管是否漏水→用水洗→用标准液洗(或待测液洗)→装溶液→排气泡→调液面→记数据V(始)()试验过程、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碱进行分析式中:n酸或碱中氢原子或氢氧根离子数c酸或碱的物质的量浓度V酸或碱溶液的体积。当用酸去滴定碱确定碱的浓度时则:c碱=上述公式在求算浓度时很方便而在分析误差时起主要作用的是分子上的V酸的变化因为在滴定过程中c酸为标准酸其数值在理论上是不变的若稀释了虽实际值变小但体现的却是V酸的增大导致c酸偏高V碱同样也是一个定值它是用标准的量器量好后注入锥形瓶中的当在实际操作中碱液外溅其实际值减小但引起变化的却是标准酸用量的减少即V酸减小则c碱降低了对于观察中出现的误差亦同样如此。综上所述当用标准酸来测定碱的浓度时c碱的误差与V酸的变化成正比即当V酸的实测值大于理论值时c碱偏高反之偏低。同理用标准碱来滴定未知浓度的酸时亦然。六、盐类的水解(只有可溶于水的盐才水解)、盐类水解:在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H或OH结合生成弱电解质的反应。、水解的实质:水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H或OH结合,破坏水的电离是平衡向右移动促进水的电离。、盐类水解规律:①有弱才水解无弱不水解越弱越水解谁强显谁性两弱都水解同强显中性。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:NaCO>NaHCO)、盐类水解的特点:()可逆(与中和反应互逆)()程度小()吸热、影响盐类水解的外界因素:①温度:温度越高水解程度越大(水解吸热越热越水解)②浓度:浓度越小水解程度越大(越稀越水解)③酸碱:促进或抑制盐的水解(H促进阴离子水解而抑制阳离子水解OH促进阳离子水解而抑制阴离子水解)、酸式盐溶液的酸碱性:①只电离不水解:如HSO显酸性②电离程度>水解程度显酸性(如:HSO、HPO)③水解程度>电离程度显碱性(如:HCO、HS、HPO)、双水解反应:()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。使得平衡向右移。()常见的双水解反应完全的为:Fe、Al与AlO、CO(HCO)、S(HS)、SO(HSO)S与NHCO(HCO)与NH其特点是相互水解成沉淀或气体。双水解完全的离子方程式配平依据是两边电荷平衡如:AlSHO==Al(OH)↓HS↑、盐类水解的应用:水解的应用实例原理、净水明矾净水AlHOAl(OH)(胶体)H、去油污用热碱水冼油污物品COHOHCOOH、药品的保存①配制FeCl溶液时常加入少量盐酸FeHOFe(OH)H②配制NaCO溶液时常加入少量NaOHCOHOHCOOH、制备无水盐由MgCl·HO制无水MgCl在HCl气流中加热若不然则:MgCl·HOMg(OH)HClHOMg(OH)MgOHO、泡沫灭火器用Al(SO)与NaHCO溶液混合AlHCO=Al(OH)↓CO↑、比较盐溶液中离子浓度的大小比较NHCl溶液中离子浓度的大小NHHONH·HOHc(Cl)>c(NH)>c(H)>c(OH)、水解平衡常数(Kh)对于强碱弱酸盐:Kh=KwKa(Kw为该温度下水的离子积Ka为该条件下该弱酸根形成的弱酸的电离平衡常数)对于强酸弱碱盐:Kh=KwKb(Kw为该温度下水的离子积Kb为该条件下该弱碱根形成的弱碱的电离平衡常数)电离、水解方程式的书写原则、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。、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::任何溶液均显电中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、难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识()溶解度小于g的电解质称难溶电解质。()反应后离子浓度降至*以下的反应为完全反应。如酸碱中和时H降至molL<molL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molL故均用“=”。()难溶并非不溶任何难溶物在水中均存在溶解平衡。()掌握三种微溶物质:CaSO、Ca(OH)、AgSO()溶解平衡常为吸热但Ca(OH)为放热升温其溶解度减少。()溶解平衡存在的前提是:必须存在沉淀否则不存在平衡。、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:AgS(s)Ag(aq)S(aq)、沉淀生成的三种主要方式()加沉淀剂法:Ksp越小(即沉淀越难溶)沉淀越完全沉淀剂过量能使沉淀更完全。()调pH值除某些易水解的金属阳离子:如加MgO除去MgCl溶液中FeCl。()氧化还原沉淀法:()同离子效应法、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沉淀转化。、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。如:AgNOAgCl(白色沉淀)AgBr(淡黄色)AgI(黄色)AgS(黑色)、溶度积(KSP)、定义:在一定条件下难溶电解质电解质溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉淀的速率溶液中各离子的浓度保持不变的状态。、表达式:AmBn(s)mAn(aq)nBm(aq)KSP=c(An)m•c(Bm)n、影响因素:外因:①浓度:加水平衡向溶解方向移动。②温度:升温多数平衡向溶解方向移动。、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第一节原电池原电池:、概念:化学能转化为电能的装置叫做原电池、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、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。、电极反应:以锌铜原电池为例:负极:氧化反应:Zn-e=Zn+(较活泼金属)正极:还原反应:H++e=H↑(较不活泼金属)总反应式:ZnH=ZnH↑、正、负极的判断:()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。()从电子的流动方向负极流入正极()从电流方向正极流入负极()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()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、电池的分类:化学电池、太阳能电池、原子能电池、化学电池:借助于化学能直接转变为电能的装置、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、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。、电极反应:铅蓄电池放电:负极(铅):Pb+-e=PbSO↓正极(氧化铅):PbO+H++e=PbSO↓+HO充电:阴极:PbSO+HO-e=PbO+H+阳极:PbSO+e=Pb+两式可以写成一个可逆反应:PbO+Pb+HSOPbSO↓+HO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、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、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:H-e=H正极:O+eH=HO当电解质溶液呈碱性时:负极:H+OH-e=HO正极:O+HO+e=OH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:CH+OH--e=+HO正极:HO+O+e=OH。电池总反应式为:CH+O+KOH=KCO+HO、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、电解池:把电能转化为化学能的装置也叫电解槽、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、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、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、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、电解CuCl溶液的电极反应:阳极:Cle=Cl(氧化)阴极:Cue=Cu(还原)总反应式:CuCl=CuCl↑、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☆规律总结:电解反应离子方程式书写:放电顺序:阳离子放电顺序Ag>Hg>Fe>Cu>H(指酸电离的)>Pb>Sn>Fe>Zn>Al>Mg>Na>Ca>K阴离子的放电顺序是惰性电极时:S>I>Br>Cl>OH>NO>SO(等含氧酸根离子)>F(SOMnO>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 HClCuCl CuCl放H生成碱型阴极:水放H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O生酸CuSO 电解质和水 生成新电解质 减小氧化铜电解水型阴极:He==H↑阳极:OHe=O↑HONaOH 水 增大 增大水HSO 减小NaSO 不变上述四种类型电解质分类:()电解水型:含氧酸强碱活泼金属含氧酸盐()电解电解质型:无氧酸不活泼金属的无氧酸盐(氟化物除外)()放氢生碱型:活泼金属的无氧酸盐()放氧生酸型:不活泼金属的含氧酸盐二、电解原理的应用、电解饱和食盐水以制造烧碱、氯气和氢气()、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()、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Mne==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Mnne==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):Cue=Cu阴极(镀件):Cue=Cu电解液:可溶性铜盐溶液如CuSO溶液()、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、电冶金()、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()、电解氯化钠:通电前氯化钠高温下熔融:NaCl==NaCl通直流电后:阳极:Nae==Na阴极:Cle==Cl↑☆规律总结:原电池、电解池、电镀池的判断规律()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。()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。()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。☆​ 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)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()金属腐蚀内容:()金属腐蚀的本质:都是金属原子失去电子而被氧化的过程()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()、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CO、SO、HS等气体)②电极反应:负极:Fe–e=Fe正极:He=H↑总式:FeH=FeH↑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:Fe–e=Fe正极:OeHO=OH总式:FeOHO=Fe(OH)离子方程式:FeOH=Fe(OH)生成的Fe(OH)被空气中的O氧化生成Fe(OH)Fe(OH)OHO==Fe(OH)Fe(OH)脱去一部分水就生成FeO·xHO(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、利用原电池原理进行金属的电化学防护()、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()、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。、改变金属结构:把金属制成防腐的合金、把金属与腐蚀性试剂隔开:电镀、油漆、涂油脂、表面钝化等

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