人教版化学选修四笔记

1、第一章 化学反应与能量第一节 化学反应与能量变化一 、物质能量与键能1、键能：破坏1mol化学键所需要的能量称为键能2、物质能量与键能的关系键能越大，物质能量越低，稳定性越好键能越小、物质能量越高，稳定性越差3、化学键的破坏与形成破坏化学键需要吸收能量形成化学键必然放出能量二、焓变：H1、化学反应中主要的能量变化为热量变化，也称为焓变2、焓变的计算1）化学反应中，断裂反应物中的化学键需要吸收能量，形成生成物中的新化学键会放出能量，吸收与放出的能量差值即为焓变2）计算公式H=反应物键能生成物键能，高键能生成低键能吸热，反之放热H=生成物能量反应物能量，高能量生成低能量放热，反之吸热3、焓变大小与

2、反应吸放热的关系H0，反应吸热H0，反应放热三 、反应热量变化与反应类型1、常见的放热反应1）绝大部分化合反应2）活泼金属与酸或水的反应3）绝大部分置换反应4）酸碱中和5）燃烧反应2、常见的吸热反应1）绝大部分分解反应2）含碳物质还原金属氧化物的反应3）铵盐和碱的反应四 、热化学方程式1、含义：能表示化学反应热量变化的式子2、与化学方程式的区别1）各物质标注状态，气体：g，液体：l，固体：s2）一般不标注反应条件3）标注焓变，且焓变值与方程系数成比例4）方程系数可以是分数例如1 mol Cu（s）与适量O2（g）反应，生成CuO（g），放出157kJ热量Cu（s）+O2（g）= CuO（g）

3、H= - 157 kJ/mol第二节 燃烧热 能源一 、燃烧热1、反应热分类按照反应类型的不同，反应热分为：燃烧热、中和热、溶解热等等2、燃烧热25、101 kPa 状态下1 mol纯物质完全与氧气反应，生成稳定氧化物，放出的热量称为该物质的燃烧热；其关键点可总结为：一、完、稳3、中和热25、101 kPa 状态下在稀溶液中强酸和强碱发生中和反应，生成1 mol水时，放出的热量称为中和热；其关键点可总结为：稀、强、一4、用热化学方程式表示燃烧热例：甲烷的燃烧热为890.31 kJ，用热化学方程式表示为：CH4（g）+2O2（g）= CO2（g）+2H2O（l） H= - 890.31 kJ/m

4、ol氢气的燃烧热为285.8 kJ，用热化学方程式表示为：H2（g）+O2（g）=H2O（l） H= - 285.8 kJ/mol二 、能源1、一次能源：从自然界获得，不需经过改变或转化就可以直接利用的能源，例如：原煤、天然气、太阳能、风能、潮汐能等2、二次能源：将一次能源经过加工或转化得到的其他种类或形式的能源，例如：电能、煤气、汽油、柴油、蒸汽、核电等3、可再生能源：从自然界可无限制获取，且用之不尽的能源，如：太阳能、风能、水能4、不可再生能源：人类开发利用后，不能再生的能源，如：煤炭、石油、核能、天然气等5、能量转化1）太阳能转化为电能2）化学能转化为热能3）热能转化为机械能4）重点掌握

5、热电厂能量转化形式：化学能热能机械能电能第三节 化学反应热计算一 、盖斯定律1、内容：化学反应过程中的能量变化只与初始状态和最终状态有关，与过程无关例：由固态碳生成气体二氧化碳过程中放出的热量固定，无论由碳直接生成二氧化碳，或是先生成一氧化碳再生成二氧化碳，放出的能量始终一致2、盖斯定律的计算应用计算整体过程或单步过程中的热量变化例如： C（s）+O2（g）=CO2（g） H1= -393.5 kJ/mol CO（g）+O2（g）=CO2（g） H2= -283.0 kJ/mol C（s）+O2（g）=CO（g） H3=？由盖斯定律可得：反应式=+，所以H3=H1 - H2= -110.5 k

6、J/mol二 、反应热其他计算方式1、根据化学方程式计算例：1 g H2在O2中完全燃烧放出142.9 kJ热量，则2H2(g)+O2(g)=2H2O(g)的反应热H= 2、根据燃烧热计算例：已知乙醇的燃烧热为 -1366.8 kJ/mol ，在25 、101 kPa状况下1 kg 乙醇完全燃烧放出的热量为：第二章 化学反应速率和化学平衡第一节 化学反应速率一 、化学反应速率1、概念的提出化学反应有快有慢，快如氢氧混合爆炸，几乎转瞬完成；慢如氯酸钾的受热分解，需要几小时才能分解一定量，因为如此，反应速率才具有存在的意义，并用来描述反应进行的快慢2、化学反应速率表达式1s内某物质的物质的量浓度的

7、改变量，或1 min内某物质的物质的量浓度的改变量，表达式为：，单位：mol/Ls 或mol/Lmin微观概念里，反应速率是单位时间内生成或消耗物质的粒子数，或单位时间内断裂或结合成的新化学键的数目注：化学反应速率是平均速率，并非瞬时速率化学反应速率不仅仅可以衡量可逆反应，也适用于彻底反应3、化学反应速率之间的关系在同一个反应中，各物质的反应速率之比与反应方程中个物质的系数之比相等4、化学反应速率的计算（三段式）N2（g）+3H2（g） 2NH3（g） 历经时间：t min起始 c01 c02 c03变化 c1 c2 c3终态 c11 c12 c13变化：c1= c01 - c11，c2= c

8、02 - c12，c3= c03 - c13，c1：c2：c3=1：3：2速率： 二 、化学反应速率适用范围1、有气体反应或生成的情况2、溶液环境注：如某物质在反应中的浓度保持不变，则不能用反应速率衡量其反应快慢，如：液态水，纯固体物质第二节 影响化学反应速率的因素一 、影响反应速率的内在因素（内因）：物质的性质例如：锌和稀盐酸，镁和稀盐酸反应速率不同，主要原因是镁的还原性比锌强二 、影响反应速率的外在因素（外因）1、微观1）活化分子：吸收足够能量，可以发生化学反应的分子单位体积内活化分子越多，化学反应速率越快改变活化分子数的措施：改变温度2）有效碰撞：活化分子在合适的碰撞方向下才能发生反应，

9、这样的碰撞称为有效碰撞单位时间内有效碰撞次数越多，化学反应速率越快改变有效碰撞次数的措施：改变浓度、可引起浓度改变的压强变化3）活化能：从初始态到可自发进行反应状态，分子所需要吸收的能量相同状态下，活化能越低，化学反应速率越快改变活化能的措施：使用催化剂 综述：发生反应的分子吸收足够能量（活化能）、成为活化分子、发生有效碰撞才能发生化学反应2、宏观因素1）温度（改变活化分子数）升高温度，反应速率增大；降低温度，反应速率降低2）浓度（改变有效碰撞次数）增大浓度，反应速率增大；减小浓度，反应速率降低3）压强（可改变浓度的压强变化）（可改变有效碰撞次数）增大压强，反应速率增大；减小压强，反应速率降低

10、4）催化剂（改变反应所需的活化能）使用催化剂，反应速率增大整体规律：增大影响速率的因素，化学反应速率增大，反之则速率降低注：规律适用于彻底反应和可逆反应，在可逆反应中，增大影响速率的因素，正逆反应速率都增大，反之都降低第三节 化学平衡一 、化学平衡概念1、研究对象：可逆反应（在相同条件下可同时从正逆两方向进行的反应）2、化学平衡含义：可逆反应进行到正逆反应速率相等时的状态3、平衡转化率：=4、化学平衡特征1）等：达到化学平衡时，正反应速率等于逆反应速率2）动：达到化学平衡时，可逆反应处于动态平衡，并非反应已停止3）定：达到化学平衡时，各组分的浓度、百分含量，保持恒定不变4）变：达到化学平衡后，

11、如外界条件改变，化学平衡状态会发生移动直至达到新的平衡状态，再次达到平衡后不再移动5、判断化学平衡1）正逆反应速率相等（适用于所有化学平衡）注：所用判断平衡的两个速率必须表示正、逆两方向，同时比例关系要与反应系数比例相等2）某物质浓度保持恒定不变注：如反应体系中有纯液体或固体，其浓度始终为恒定值，不能用于判断平衡3）某物质的百分含量保持恒定不变当某物质的质量分数、物质的量分数或体积分数保持恒定时，可判断该反应已达到平衡4）反应体系压强保持不变有气体参与或生成的可逆反应，当反应体系的压强保持不变时，可判断反应已达到平衡注：a、若可逆反应先后气体体积无改变，此规律不适用b、当反应容器体积可变时，此

12、规律不适用5）混合气体的颜色深浅保持不变有带颜色的气体参与或生成的可逆反应，当混合气体的颜色深浅不再变化时，可判断反应已达到平衡6）反应放出的热量值保持恒定不变可逆反应放出的热量保持恒定不变时，可判断反应已达到平衡7）断裂或形成化学键速率相等断裂旧化学键或生成新化学键的速率保持不变时，可判断反应已达到平衡二 、化学平衡移动1、化学平衡移动原理（勒夏特列原理）针对已达到平衡的可逆反应，外界发生条件改变时，反应会向着减小这种改变的方向移动如N2（g）+3H2（g） 2NH3（g） H 0，a、升高温度：正向移动，正逆速率增大b、降低温度：逆向移动，正逆速率降低Q p+q，a、增大压强：正向移动，正

13、逆速率增大b、减小压强：逆向移动，正逆速率降低m+n = p+q，c、压强变化：平衡不移动，升压速率增大，反之降低m+n 0时，温度增大，K增大，反之减小；Q K，平衡逆向移动；QC = K，平衡不移动；QC K，平衡正向移动四 、等效平衡以m A（g）+n B（g） p C（g）+q D（g） H=Q为例1、等效平衡的含义两个平衡状态中，各物质浓度两两对应相等或比例相等，这两个平衡互为等效2、等效平衡条件1）恒温恒压容器（m+n p+q）若加入物质的起始浓度之比相等，则两平衡等效2）恒温恒容容器若加入物质的起始浓度相等，则两平衡等效3）特殊情况若m+n = p+q，则只要加入物质的起始浓度之

14、比相等，无论处在何种容器，都等效例：1 mol N2、3 mol H2充入一恒温恒容容器，另将0.5 mol N2、1.5 mol H2、1 mol NH3充入相同容器，则两容器内反应达到平衡后等效（将1mol NH3归零到N2和H2，其量分别为0.5 mol、1.5 mol，累加后与原加入量相等，即浓度相等）若反应容器为恒温恒压，则归零后，只要N2和H2物质的量比例等于1:3即等效第四节 化学反应的自发性一 、自发反应与非自发反应1、自发反应：不需要人为改变条件就能发生的反应2、非自发反应：需要人为改变条件才能发生的反应注：自发与否与反应的吸、放热情况无关，吸热反应未必需要加热才能发生，放热

15、反应也未必需要冷却才能发生二 、自发反应的判断1、熵：物质的无序程度，一般认为：固体无序度小于液体无序度，液体无序度小于气体无序度；单质无序度小于化合物无序度；少量粒子数无序度小于大量粒子的无序度2、判断公式：G=H TS，G 0非自发温度T为开氏温度，单位为K，高中阶段视为T始终大于零，与摄氏温度的转换关系为：T=t+273GHTS自发情况高温000高温自发低温非自发000任何温度都非自发00任何温度都自发低温00p+q m+n 0、升温 b、Q 0、降温 c、Q 0、升温 d、Q c (OH - )，溶液呈酸性c (H+) = c (OH - )，溶液呈中性c (H+) c (OH - )

16、，溶液呈碱性在未指明温度情况下，仅从pH值无法判断溶液的酸碱性酸性溶液未必是酸溶液碱性溶液未必是碱溶液四 、溶液的pH计算1、pH标准计算公式： pH仅与氢离子浓度有关：c (H+)增大，pH减小；c (H+)减小，pH增大2、变式（由c (OH - )和Kw计算）由，得， 则: 若，3、混合溶液pH计算1）强酸和强酸混合体积为V1 L，pH= m的强酸A和体积为V2 L，pH=n的强酸B混合，混合后其2）强碱和强碱混合常温下，体积为V1 L，pH= x 的强碱A和体积为V2 L，pH= y的强碱B混合，混合后其3）强酸和强碱混合原理：比较混合前酸、碱中氢离子和氢氧根的物质的量：若c (H+)

17、大于c (OH - )，则混合后溶液呈酸性；若c (H+)等于c (OH - )，则混合后溶液呈中性；若c (H+)小于c (OH - )，则混合后溶液呈碱性。4）等体积酸碱混合a、t时，Kw=110 - m，pH=a的某强酸和pH=b的某强碱等体积混合，若a+b=m，则混合后溶液呈中性b、t时，Kw=110 - m，pH=a的某强酸和pH=b的某强碱混合，若混合后溶液呈中性，则消耗的酸和碱的体积比：V酸：V碱=10a：10m - b5）溶液稀释a、pH=a的强酸溶液，稀释10m倍后，其pH=a+m （a+m 7） pH=a的弱酸溶液，稀释10m倍后，其pH范围：a+m -1 pH a+m (

18、a+m 7） pH=b的弱碱溶液，稀释10 m倍后，其pH范围：b - m pH 7 )第三节 酸碱中和滴定原理及其实验一 、滴定原理用已知浓度的物质与另一未知浓度物质反应，通过消耗量与参加反应物质比例，计算未知浓度。二 、实验过程1、实验仪器：酸式、碱式滴定管、滴定管夹（蝴蝶夹）、移液管、锥形瓶或小烧杯2、药品：0.01 mol/L 盐酸溶液、未知浓度的氢氧化钠溶液、酚酞试液3、实验操作1）检漏：检查滴定管是否漏水，方法：将蒸馏水加入两支滴定管，关闭酸式滴定管阀门，如尖嘴没有连续滴水，证明滴定管不漏液；2）洗涤：用蒸馏水洗涤滴定管和锥形瓶23次3）润洗：分别用已知浓度的盐酸和未知浓度的氢氧化

19、钠溶液润洗酸式、碱式滴定管23次4）移液：用移液管吸取一定量盐酸、氢氧化钠溶液分别加到酸式滴定管、碱式滴定管，并排除滴定管尖嘴气泡5）调刻线：分别将酸式、碱式滴定管页面调节至某一刻度线，分别记录酸式、碱式滴定管的刻度值6）滴定：放出10 mL 氢氧化钠溶液至锥形瓶，加入23滴酚酞试液，将锥形瓶移到酸式滴定管尖嘴下方，慢速滴加盐酸溶液7）滴定终点：当加入最后一滴盐酸，溶液恰好变为无色，且30秒内颜色不恢复，说明达到滴定终点8）记录：记录酸式滴定管液面刻度值，计算出消耗盐酸溶液的体积9）重复：重复上述过程23次4、计算c(NaOH）= V酸c酸 / V碱5、误差分析1）未润洗：酸式：滴定管内留有残

20、存蒸馏水，致使盐酸溶液浓度下降，耗酸体积增大，最终计算浓度偏大碱式：残存蒸馏水稀释氢氧化钠，导致放出氢氧化钠的溶质的量减少，消耗盐酸体积减小，最终计算浓度偏小2）未排气泡： 酸式：由于气泡存在，使最终盐酸液面刻度偏大，耗酸体积变大，最终计算浓度偏大 碱式：导致放出氢氧化钠实际体积减小，耗酸体积减小，浓度偏小3）仰视刻线： 酸式：a、调刻线时仰视刻线，耗酸体积偏小，最终浓度偏小 b、滴定终点读数时仰视刻线，耗酸体积偏大，最终浓度偏大 碱式：a、调刻线时仰视刻线，放出碱液体积偏大，最终浓度偏大 b、放液终点时仰视刻线，放出碱液体积偏小，最终浓度偏小4）俯视刻线： 酸式：a、调刻线时俯视刻线，耗酸体

21、积偏大，最终浓度偏大 b、滴定终点读数时俯视刻线，耗酸体积偏小，最终浓度偏小 碱式：a、调刻线时俯视刻线，放出碱液体积偏小，最终浓度偏小 b、放液终点时俯视刻线，放出碱液体积偏大，最终浓度偏大第四节 盐类水解及其应用一 、盐类水解1、水解原理：1）弱酸根或弱酸的酸式根结合水电离产生的H +，形成弱酸和OH 2）弱碱阳离子结合水电离产生的OH -，形成弱碱和H +2、水解规律1）盐的分类a、可由强酸和强碱中和得到的盐称为强酸强碱盐b、可由强酸和弱碱中和得到的盐称为强酸弱碱盐c、可由强碱和弱酸中和得到的盐称为强碱弱酸盐d、可由弱酸和弱碱中和得到的盐称为弱酸弱碱盐2）水解规律a、强酸弱碱盐水解之后溶

22、液呈酸性b、强碱弱酸盐水解之后溶液呈碱性c、弱酸弱碱眼水解之后溶液的酸碱性由对应的弱酸和弱碱的电离平衡常数决定，谁的常数大，就显谁性 有弱才水解，无弱不水解 都弱都水解，谁强显谁性 弱酸弱碱眼，酸碱由K定3）水解离子方程式a、弱酸根的水解CO32 -+H2O HCO3 -+OH -SO32 -+H2O HSO3 -+OH -b、弱碱阳离子的水解NH4+H2O NH3H2O+H+Al3+3H2O Al (OH)3+3H+3水解平衡移动（稀溶液）1）弱酸根水解平衡 a、正向移动：升温、加水稀释、加入酸、加入可生成难溶物的金属阳离子 b、逆向移动：降温、加碱2）弱碱阳离子水解平衡 a、正向移动：升温

23、、加水稀释、加入碱、加入活泼金属或金属氧化物 b、逆向移动：降温、加酸4、电解质溶液中的离子浓度关系1）离子浓度比较a、比较依据：完全电离产生的离子浓度最大 可逆来源多的离子浓度大 水解产生的粒子的电离不考虑b、比较步骤：列举出溶液中所有离子 写出所有可逆过程 比较浓度例：Na2CO3溶液中的离子浓度由大到小排列溶液中的离子有：Na+、CO32 -、HCO3 -、H+、OH -所有可逆过程：CO32 -+H2O HCO3 -+OH - HCO3 -+H2O H2CO3+OH - H2O H+OH -完全电离产生的离子Na+、CO32 -，由于Na+总量最多所以其浓度最大，OH -的可逆来源多，

24、所以比HCO3 - 和H+浓度大，水电离产生的氢离子大部分被结合，所以浓度最小，溶液中所有离子浓度由大到小排列为：c(Na+ ) c( CO32 - ) c( OH - ) c(HCO32 - ) c( H2CO3 ) c( H + )2）电荷守恒a、含义：溶液中阳离子所带正电荷和阴离子所带负电荷数量相等b、适用范围：所有电解质溶液c、例：Na2S溶液中的电荷守恒 溶液中的离子：Na+、S2 -、HS -、H+、OH - Na+、HS -、H+、OH -所带电荷数量和自身数量相等S2 - 所带电荷数量等于自身数量的二倍，所以该溶液中的电荷数量关系为： n(Na+）+ n(H+）= n(OH -

25、）+ n(HS -）+ 2n(S2 -）由于所有离子在同一溶液中，所以其浓度关系仍然相等： c(Na+）+ c(H+）= c(OH -）+ c(HS -）+ 2c(S2 -）3）物料守恒a、含义：溶液中阳离子含有的某种相同元素与阴离子中所含另一种相同元素的物质的量的比例，等于溶质化学式中两种元素的数量之比b、适用范围：所有盐溶液、单一酸溶液、单一碱溶液c、例：FeCl3溶液中的物料守恒溶质化学式中Fe元素和Cl元素数量之比为1:3，即3n(Fe）=n(Cl）溶液中含有Fe元素的粒子有Fe3+和Fe(OH)3，含有Cl元素的粒子为Cl -其物质的量的关系为：n(Cl -）=3n(Fe3+）+3n

26、 Fe(OH)3 其浓度的关系为：c(Cl -）=3c(Fe3+）+3c Fe(OH)3 Na2C2O4溶液中的物料守恒：c(Na+）= 2c(C2O42 -）+ c(HC2O4 -）+ 2c(H2C2O4）4）质子守恒a、含义：电解质溶液中由水电离产生的H+和OH -浓度相等b、例：K2SO3溶液中的质子守恒 SO32 -水解，消耗水电离产生的H+，SO32 -水解产生的HSO3 -再次水解，再次消耗水电离产生的H+，由SO32 -到HSO3 -，消耗与HSO3 -等量的氢离子，由SO32 -到H2SO3分子，消耗二倍H2SO3的量的氢离子，水解剩余的H+和被结合消耗的氢离子的总量等于溶液中

27、OH -的数量，所以该溶液中存在：n(OH -）= n(H+）+ n(HSO3 - ）+ 2n(H2SO3）由此，该溶液中的质子守恒为：c(OH -）= c(H+）+ c(HSO3 - ）+ 2c(H2SO3）二 、盐类水解平衡常数：Kh1、弱酸根水解平衡常数（以F - +H2O HF+OH 为例）2、弱碱阳离子水解平衡常数（以NH4+H2O NH3H2O+H+为例）3、Kh与Ka或Kb的关系 当Kw已知时，弱酸的Ka与对应弱酸根或弱酸的酸式根的Kh之间关系：KaKh = Kw弱碱的Kb与对应弱碱阳离子的Kh之间关系：KbKh = Kw三 、盐类水解的应用1、预配溶液处理一般配制含有Fe3+、

28、Al3+、Cu2+等易水解离子的盐溶液时，都要加入少量与溶液中阴离子相同的酸，以防金属离子的水解2、结晶制固体盐的防护结晶过程中，如果溶质易水解，一般采用低温蒸干或添加水解生成物的方法，以已知盐水解，防止最终生成水解产物例：制氯化铁固体，一般低温蒸干水分，同时增加氯化氢气体保护气氛3、除锈剂的反应原理除锈剂成分：NH4Cl溶液原理：NH4+水解产生的氢离子可以和铁锈反应生成可溶性铁盐，从而达到除锈的目的4、有效施用化肥原则：尽量避免两种化肥产生双水解现象5、泡沫灭火器的反应原理灭火器药剂：硫酸铝溶液、碳酸氢钠溶液灭火原理：药剂混合后其中的Al3+和HCO3 发生双水解，生成Al(OH)3和CO

29、2气体，两者与水形成泡沫，覆盖在可燃物上，达到灭火目的第四节 难溶电解质的溶解平衡一 、溶解平衡1、含义：在难溶物的饱和溶液中，难溶物的溶解速率和离子结合成沉淀的速率相等，这种状况称为溶解平衡2、溶解平衡方程CaCO3：CaCO3（s） Ca2+（aq）+CO32 -（aq）Al (OH)3：Al (OH)3（s） Al3+（aq）+3OH -（aq）AgCl：AgCl（s） Ag+（aq）+Cl - （aq）3、溶解平衡常数Ksp难溶物因是纯固体，不计入平衡常数，如：Ksp（AgCl）= c(Ag+）c( Cl - ） KspFe(OH)3= c(Fe3+）c3( OH - ）4、溶解平衡移

30、动1）正向移动：稀释，加入可与溶解产生的离子生成更难溶物质的离子，升温（除氢氧化钙）、加入可与溶解产生的离子反应生成气体的离子2）逆向移动：降温（氢氧化钙除外）、加入溶解产生的离子二 、溶解平衡常数相关计算1、判断沉淀先后顺序1）相同类型沉淀（AgCl、AgBr、AgI等含有相同个数离子的沉淀） Ksp越小越先析出沉淀2）不同类型沉淀（AgCl与Ag2SO4等含有不同个数离子的沉淀）根据构成沉淀的离子数将对应的Ksp开对应次方2、计算沉淀pH（开始沉淀）使用Ksp表达式，将溶液中欲沉淀的离子浓度带入表达式，计算氢氧根浓度，进而计算开始沉淀时的pH3、计算完全沉淀pH（结束沉淀）一般，当溶液中欲

31、沉淀的离子浓度不大于10 - 5 mol / L时，视为该离子已沉淀完全。将10- 5带入Ksp，计算氢氧根浓度，进而计算完全沉淀时的pH，4、计算饱和沉淀溶液pH 沉淀通式：M(OH)n 将饱和溶液中Mn+离子浓度带入Ksp，计算氢氧根浓度，即得饱和溶液pH三 、沉淀溶解平衡的应用1、沉淀转化Ksp较大的沉淀易转化为Ksp较小的沉淀，总结为：以难溶制更难溶同时，Ksp接近的两种沉淀可以相互转化2、沉淀溶解 如能将沉淀溶解产生的某种离子转化为气体从溶液中除去，从而促使沉淀溶解完全第四章 电化学基础第一节 原电池一 、概念将化学能转化成电能的最简单的装置二、结构细分1、结构两极、电解质溶液、导线

32、、用电器（负载）2、原电池的构成条件1）具有活性不同的两极负极活性强于正极2）有电解质溶液3）构成闭合回路4）负极与电解质或正极中材料发生自发的氧化还原反应3、两极与发生的反应1）负极：还原性较强的一极，在该电极上发生失电子反应即氧化反应2）正极：还原性较弱的一极，在该电极上发生得电子反应即还原反应 4、电极反应式（电子：e - ，电极反应式中的气体、沉淀一般不标注箭头）1）正极：发生还原反应物质得到电子生成还原产物的式子2）负极：发生氧化反应物质失去电子生成氧化产物的式子3）与总反应式的关系：正极+负极=总反应式4）特殊规则：水溶液中不存在O2-O2-酸性时与H+结合成水，碱性时与H2O结合

33、成OH H+酸性时游离，碱性时与OH - 结合成H2O5、电子、电流、离子移动以及pH变化电子移动方向：由负极流经导线，流向正极电流移动方向：由正极流经导线，流向负极离子移动方向：阳离子由负极移向正极阴离子由正极移向负极pH变化：生成H+的一极附近pH变小；消耗H+的一极附近pH增大 生成OH - ，pH增大；消耗OH - ，pH减小三 、原电池的应用1、设计原电池原则：将氧化还原反应分拆成可控的氧化、还原两部分，其中电极材料的选择是重点，必须遵循：1）选取的电极材料不能与直接接触的电解质溶液反应2）能良好的传导电2、加快化学反应速率在氧化还原反应中，如能构成原电池，则可加快化学反应速率，如：

34、在实验室制取氢气时，向稀硫酸溶液中加入少量硫酸铜或氧化铜，锌可将铜离子还原成铜单质，这样即可构成铜-锌-硫酸原电池，即可加快锌和硫酸的反应速率第二节 化学电源一 、化学电源1、定义：利用原电池原理，将可自发进行的氧化还原反应设计成能把化学能转化为电能的装置。2、一次电池：仅能使用有限时间，当电池内反应耗尽时，变无法继续产生电能，这样的电池称为一次电池3、二次电池：电能耗尽时可以通过充电，使电池内反应物复原，达到可重复使用的目的，这样的电池称为二次电池二、一次电池1、普通锌锰干电池1）构成材料：Zn、MnO2、NH4Cl、石墨、铜片（增强导电用途）2）负极：Zn 2e - =Zn2+3）正极：M

35、nO2 + NH4Cl + e - =MnOOH + NH3 + Cl 4）总反应：Zn + 2MnO2 + 2NH4Cl = ZnCl2 + 2MnOOH + 2NH32、碱性锌锰干电池1）构成材料：Zn、MnO2、KOH、石墨、铜片（增强导电用途）2）负极：Zn + 2OH - 2e - =Zn(OH)23）正极：MnO2 + H2O + 2e - = MnOOH + OH 4）总反应：Zn + 2 MnO2 + 2H2O = 2 MnOOH + Zn(OH)23、银锌纽扣电池1）构成材料：Ag2O、Zn、KOH2）负极：Zn + 2OH - 2e - = Zn(OH)23）正极：Ag2O

36、 + H2O+2e - = 2Ag + 2OH 4）总反应：Zn + Ag2O + H2O = 2Ag + Zn(OH)2三 、二次电池（铅蓄电池）构成材料：Pb、PbO2、H2SO4负极：Pb + SO42 - - 2e - = PbSO4（硫酸铅为难溶解、难电离物质）正极：PbO2 + 4H + SO42 - +2e - = PbSO4 + 2H2O总反应：Pb + PbO2 + 2H2SO4 = 2PbSO4 + 2H2O充电总反应：2PbSO4 + 2H2O = Pb +PbO2 + 2H2SO4由于铅蓄电池充电时可再生硫酸，所以理论上铅蓄电池在使用过程中，不需要补充稀硫酸（加水）四

37、、燃料电池 *1、构成燃料（可燃性气等）、氧气或空气、电解质溶液或离子导体、电极2、分类1）酸性电解质（例：CH4） a、负极：CH4 + 2H2O 8e - = 2CO2 + 12H+ b、正极：O2 + 4H+ + 4e - = 2H2O c、总反应式：CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O2）碱性电解质、或中性电解质（例：H2） a、负极：H2 + 2OH - - e - =2H2O b、正极：O2 + 2H2O + 4e - = 4 OH c、总反应式：2H2 + O2=2H2O3）离子导体型电解质（例：CH3OH） a、负极：CH3OH + 3O2 - - 6e - = CO2

38、 + 2H2O b、正极：O2 + 4e - = 2 O2 c、总反应式：2CH3OH + 3O2 = 2CO2 + 4H2O4）熔融碳酸盐（例：CO） a、负极：CO + CO32 - - 2e - = 2CO2 b、正极：O2 + 2CO2 + 4e - = 2CO32 c、总反应式：2CO + O2 = 2CO23、燃料电池两极判断燃料通入极为负极氧气或空气通入极为正极第三节 电解池一 、原理将将能转化成化学能的装置，可实现非自发进行的氧化还原反应二 、结构1、外接电源、电解池2、电解池结构1）阴极：与外接电源负极连接，在该极上发生还原反应2）阳极：与外接电源正极连接，在该极上发生氧化反

39、应注：电解池的两极可以使活性相同的材料3）电解质溶液：发生氧化还原反应的主要反应物三 、电极反应1、电极材料类型1）惰性电解：Pt、Au、石墨等2）活性电极：金属活动顺序中位于Pt之前的金属材料，当活性材料作阳极时优先发生电极材料的氧化反应2、阴极主要发生阳离子的还原反应，一般情况，电解质中的阳离子得到电子生成单质，如：Cu2+2e - = Cu，Zn2+2e - = Zn，2H+2e - = H2一般，阳离子移向该极3、阳极主要发生阴离子的氧化反应，一般情况，电解质中的阴离子失去电子生成单质，如：2Cl - - 2e - = Cl2，4OH - - 2e - =O2+2H2O，S2 - -

40、2e - = S一般，阴离子移向该极4、阴阳离子在两极上的放电顺序（失去原有电性叫做放电）1）阴离子（在阳极上被氧化）S2 - I - Br - Cl - OH - 最高价含氧酸根 F 水溶液中，只有OH 和位于OH 之前的离子才能被电解，其后的阴离子无法被电解2）阳离子（在阴极上被还原）Ag+ Hg2+ Fe3+ Cu2+ H+ (强酸性溶液) Pb2+ Sn2+ Fe2+ Zn2+ H+ (非强酸性溶液 )Al3+ Mg2+ Na+ Ca2+ K+水溶液中，只有H +和位于H +之前的离子才能被电解，其后的阳离子无法被电解四 、四种基本电解类型（惰性电极电解）1、电解水型1）电解质类型：a

41、、位于H+ (非强酸性溶液 ) （以下简称非酸氢）之后的阳离子和OH 之后的阴离子组成的电解质b、强碱c、最高价含氧酸2）阴极反应：2H+ + 2e - = H2（强酸性溶液） 2H2O + 2e - = H2 + 2OH （非强酸性溶液）3）阳极反应：2H2O - 4e - = O2 + 4H+（非强碱性溶液） 4OH - - 2e - =O2 + 2H2O（强碱性溶液）2、消耗电解质型（以CuCl2为例）1）电解质类型：a、位于非酸氢之前的阳离子和OH 之前的阴离子组成的电解质b、除HF之外的无氧酸2）阴极反应：Cu2+2e - = Cu3）阳极反应：2Cl - - 2e - = Cl23、放氢生碱型（以KBr为例）1）电解质类型：位于非酸氢之后的阳离子和位于OH 之前的阴离子组成的电解质2）阴极反应：2H2O + 2e - = H2 + 2OH 3）阳极反应：2Br - - 2e - = Br24、放氧生酸型（以CuSO4为例）1）电解质类型：位于非酸氢之前的阳离子和位于OH 之后的阴离子组成的电解质2）阴极反应：Cu2+ + 2e - = Cu3）阳极反应：2H2O - 4e - = O2 + 4