...wd......wd......wd...化學(xué)反響與原理章節(jié)知識(shí)點(diǎn)梳理第一章化學(xué)反響與能量一、焓變反響熱1．反響熱：一定條件下，一定物質(zhì)的量的反響物之間反響所放出或吸收的熱量2．焓變(ΔH)的意義：在恒壓條件下進(jìn)展的化學(xué)反響的熱效應(yīng)〔1〕.符號(hào)：〔2〕.單位：3.產(chǎn)生原因：化學(xué)鍵斷裂—熱化學(xué)鍵形成——熱放熱反響(放熱吸熱)△H為“〞或△H0吸熱反響〔吸熱放熱〕△H為“〞或△H0☆常見(jiàn)放熱反響：①②③④⑤☆常見(jiàn)的吸熱反響：①l②③二、熱化學(xué)方程式書(shū)寫(xiě)化學(xué)方程式注意要點(diǎn):①必須標(biāo)出能量變化。②必須標(biāo)明聚集狀態(tài)〔分別表示固液氣態(tài)，水溶液中溶質(zhì)用表示〕③熱化學(xué)反響方程式要指明反響時(shí)的溫度和壓強(qiáng)。④熱化學(xué)方程式中的化學(xué)計(jì)量數(shù)可以是，也可以是⑤各物質(zhì)系數(shù)加倍，△H；反響逆向進(jìn)展，△H三、燃燒熱1．概念：25℃※注意：①研究條件：101kPa②反響程度：完全燃燒，產(chǎn)物是。③燃燒物的物質(zhì)的量：④內(nèi)容：放出的熱量?！拨0，單位〕四、中和熱1．概念：溶液中，的反響熱。2．強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的中和反響其實(shí)質(zhì)是和反響，其熱化學(xué)方程式為：3．弱酸或弱堿，所以它們反響時(shí)的中和熱57.3kJ/mol。4．中和熱的測(cè)定實(shí)驗(yàn)用品儀器：大燒杯〔500ml〕、小燒杯〔100ml〕、、量筒〔50ml2只〕、、硬紙板或泡沫塑料板〔有2孔〕、泡沫塑料或碎紙條鹽酸〔0.50mol/L〕氫氧化鈉溶液〔0.55mol/L〕實(shí)驗(yàn)步驟：計(jì)算公式：誤差分析五、蓋斯定律1．內(nèi)容：化學(xué)反響的反響熱只與反響〔各反響物〕和〔各生成物〕有關(guān)，而與具體反響進(jìn)展的途徑無(wú)關(guān)，如果一個(gè)反響可以分幾步進(jìn)展，則。2．使用方法3.反響熱的計(jì)算第二章化學(xué)反響速率和化學(xué)平衡一、化學(xué)反響速率1.化學(xué)反響速率〔v〕⑴定義：衡量反響快慢，單位時(shí)間內(nèi)反響物或生成物的量的變化⑵表示方法：?jiǎn)挝粫r(shí)間內(nèi)反響濃度的減少或生成物濃度的增加來(lái)表示⑶計(jì)算公式：〔υ：平均速率，Δc：濃度變化〕單位：⑷影響因素：①?zèng)Q定因素〔內(nèi)因〕：〔決定因素〕②條件因素〔外因〕：反響所處的條件2.反響物濃度、氣體壓強(qiáng)、溫度、催化劑對(duì)反響速率的影響條件變化單位體積內(nèi)分子總數(shù)活化分子百分?jǐn)?shù)單位體積內(nèi)活化分子總數(shù)V變化光、電磁波、超聲波、固體反響物顆粒大小、溶劑等※注意：〔1〕固體和液體，由于壓強(qiáng)對(duì)濃度幾乎無(wú)影響，反響速率不變。〔2〕、惰性氣體對(duì)于速率的影響①恒溫恒容時(shí)：充入惰性氣體→總壓增大，但是各分壓不變，各物質(zhì)濃度不變→反響速率不變②恒溫恒體時(shí)：充入惰性氣體→體積增大→各反響物濃度減小→反響速率減慢二、化學(xué)平衡〔一〕1.定義：2、化學(xué)平衡的特征逆〔研究前提是反響〕等〔的正逆反響速率相等〕動(dòng)〔動(dòng)態(tài)平衡〕定〔各物質(zhì)的濃度與質(zhì)量分?jǐn)?shù)〕變〔條件改變，平衡發(fā)生變化〕例舉反響mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)混合物體系中各成分的含量①各物質(zhì)的物質(zhì)的量或各物質(zhì)的物質(zhì)的量的分?jǐn)?shù)一定平衡②各物質(zhì)的質(zhì)量或各物質(zhì)質(zhì)量分?jǐn)?shù)一定〔〕③各氣體的體積或體積分?jǐn)?shù)一定平衡④總體積、總壓強(qiáng)、總物質(zhì)的量一定〔〕正、逆反響速率的關(guān)系①在單位時(shí)間內(nèi)消耗了mmolA同時(shí)生成mmolA，即V(正)=V(逆)平衡②在單位時(shí)間內(nèi)消耗了nmolB同時(shí)消耗了pmolC，則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在單位時(shí)間內(nèi)生成nmolB，同時(shí)消耗了qmolD，因均指V(逆)不一定平衡壓強(qiáng)①m+n≠p+q時(shí)，總壓強(qiáng)一定〔其他條件一定〕〔〕②m+n=p+q時(shí)，總壓強(qiáng)一定〔其他條件一定〕〔〕混合氣體平均相對(duì)分子質(zhì)量Mr①M(fèi)r一定時(shí)，只有當(dāng)m+n≠p+q時(shí)〔〕②Mr一定時(shí)，但m+n=p+q時(shí)〔〕溫度任何反響都伴隨著能量變化，當(dāng)體系溫度一定時(shí)〔其他不變〕平衡體系的密度密度一定〔〕其他如體系顏色不再變化等平衡3、判斷平衡的依據(jù)判斷可逆反響到達(dá)平衡狀態(tài)的方法和依據(jù)〔二〕影響化學(xué)平衡移動(dòng)的因素1、濃度對(duì)化學(xué)平衡移動(dòng)的影響(1)其他條件不變，增大反響物的濃度或減少生成物的濃度，平衡向移動(dòng)；增大生成物的濃度或減小反響物的濃度，平衡向移動(dòng)?！?〕增加固體或純液體的量，由于濃度不變，所以平衡移動(dòng)〔3〕溶液中的反響，如稀釋溶液，反響物濃度減小，生成物濃度也減小，V正減小，V逆也減小，但是減小的程度不同，平衡向方程式中計(jì)量數(shù)之和大的方向移動(dòng)。2、溫度對(duì)化學(xué)平衡移動(dòng)的影響其他條件不變，溫度升高平衡向_____移動(dòng)，溫度降低平衡向方向移動(dòng)。3、壓強(qiáng)對(duì)化學(xué)平衡移動(dòng)的影響其他條件不變，增大壓強(qiáng)，平衡向移動(dòng)；減小壓強(qiáng)，平衡向移動(dòng)。注意：〔1〕改變壓強(qiáng)不能使無(wú)氣態(tài)物質(zhì)存在的化學(xué)平衡發(fā)生移動(dòng)〔2〕氣體減壓或增壓與溶液稀釋或濃縮的化學(xué)平衡移動(dòng)規(guī)律相似4.催化劑：由于催化劑對(duì)正反響速率和逆反響速率影響的程度是的，所以平衡。但是使用正催化劑可以到達(dá)平衡所需的時(shí)間_。5.勒夏特列原理〔平衡移動(dòng)原理〕：如果改變影響平衡的條件之一〔如溫度，壓強(qiáng)，濃度〕，平衡向著能的方向移動(dòng)。三、化學(xué)平衡常數(shù)〔符號(hào)〕〔一〕定義：一定溫度下，到達(dá)化學(xué)平衡時(shí)，_比值。〔二〕使用化學(xué)平衡常數(shù)K應(yīng)注意的問(wèn)題：1、表達(dá)式中各物質(zhì)的濃度是。2、K只與有關(guān)，與反響物或生成物的濃度無(wú)關(guān)。3、反響物或生產(chǎn)物中固體或純液體，由于其濃度是固定不變的。4、稀溶液中進(jìn)展的反響，如有水參加，水的濃度不必寫(xiě)在平衡關(guān)系式中?！踩郴瘜W(xué)平衡常數(shù)K的應(yīng)用:1、化學(xué)平衡常數(shù)值的大小是可逆反響的標(biāo)志。K值越大，說(shuō)明平衡時(shí)的濃度越大，它的進(jìn)展的程度越大，即該反響進(jìn)展得越完全，反響物轉(zhuǎn)化率越___。反之，則相反。一般地，K>105時(shí)，該反響就進(jìn)展得基本完全了。2、利用K值做標(biāo)準(zhǔn)，可判斷正在進(jìn)展的可逆反響是否平衡及建設(shè)平衡的方向。〔Q：濃度積〕QK:反響向正反響方向進(jìn)展;QK:反響處于平衡狀態(tài);QK:反響向逆反響方向進(jìn)展3、利用K值可判斷反響的熱效應(yīng)假設(shè)溫度升高，K值增大，則正反響為反響假設(shè)溫度升高，K值減小，則正反響為反響＊四、等效平衡1、概念：一定條件下〔定溫、定容或定溫、定壓〕，同一可逆反響經(jīng)不同途徑到達(dá)平衡后，任何一樣組分的百分含量均一樣，這樣的化學(xué)平衡互稱(chēng)為等效平衡。2、分類(lèi)〔1〕等溫，等容條件下的等效平衡第一類(lèi)：對(duì)于反響前后氣體分子數(shù)改變的可逆反響：第二類(lèi)：對(duì)于反響前后氣體分子數(shù)不變的可逆反響：〔2〕等溫，等壓的等效平衡：五、化學(xué)平衡圖像問(wèn)題看懂圖像〔面、線(xiàn)、點(diǎn)、勢(shì)〕--聯(lián)想規(guī)律---分析判斷六、化學(xué)反響進(jìn)展的方向1、反響熵變與反響方向：〔1〕熵:一個(gè)狀態(tài)函數(shù)，用來(lái)描述體系的混亂度，符號(hào)為S.單位：J???mol-1?K-1(2)體系趨向于有序變?yōu)闊o(wú)序，導(dǎo)致體系的熵增加，這叫做原理，也是反響方向判斷的依據(jù)。.〔3〕同一物質(zhì)，氣態(tài)、液態(tài)、固態(tài)時(shí)熵值關(guān)系為S(g)S(l)S(s)2、反響方向判斷依據(jù)在溫度、壓強(qiáng)一定的條件下，化學(xué)反響的判斷依據(jù)為：ΔG=ΔH-TΔS0反響能自發(fā)進(jìn)展ΔH-TΔS0反響到達(dá)平衡狀態(tài)ΔH-TΔS0反響不能自發(fā)進(jìn)展注意：〔1〕ΔH為負(fù)，ΔS為正時(shí)，任何溫度反響都能自發(fā)進(jìn)展〔2〕ΔH為正，ΔS為負(fù)時(shí)，任何溫度反響都不能自發(fā)進(jìn)展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)：在中或狀態(tài)下能導(dǎo)電的。非電解質(zhì)：強(qiáng)電解質(zhì)：。弱電解質(zhì)：。以下物質(zhì)中HCl、NaOH、NaCl、BaSO4、HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、H2O、SO3、CO2、CCl4、CH2=CH2屬非電解質(zhì)的有：屬?gòu)?qiáng)電解質(zhì)的有：。屬弱電解質(zhì)的有：2、電解質(zhì)與非電解質(zhì)本質(zhì)區(qū)別：電解質(zhì)的強(qiáng)弱與導(dǎo)電性、溶解性關(guān)。3、電離平衡：在一定的條件下，當(dāng)時(shí)，電離過(guò)程就到達(dá)了平衡狀態(tài)。4、影響電離平衡的因素：A、溫度：電離一般熱，升溫電離平衡向移動(dòng)。B、濃度：濃度越大，電離程度；溶液稀釋時(shí)，電離平衡向移動(dòng)。C、同離子效應(yīng)：參加與弱電解質(zhì)具有一樣離子的電解質(zhì)，會(huì)電離。D、其他外加試劑：參加能與弱電解質(zhì)電離的某種離子反響的物質(zhì)，電離。5、電離方程式的書(shū)寫(xiě)：用可逆符號(hào)弱酸的電離要分布寫(xiě)〔第一步為主〕6、電離常數(shù)：在一定條件下，弱電解質(zhì)在到達(dá)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?！潮硎痉椒ǎ篈BA++B-Ki=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=；25℃時(shí),;KW==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，適用于任何稀溶液〔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：水的電離②溫度：水的電離〔因?yàn)樗碾婋x是熱的〕③能水解的鹽：水的電離4、溶液的酸堿性和pH：〔1〕pH=]〔2〕pH的測(cè)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。注意：①事先不能用水濕潤(rùn)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(guò)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7〕2、弱酸溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀pH原+n〔但始終不能7〕3、強(qiáng)堿溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀pH原－n〔但始終不能7〕4、弱堿溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀pH原－n〔但始終不能7〕5、不管任何溶液，稀釋時(shí)pH均是向7靠近〔即向中性靠近〕；任何溶液無(wú)限稀釋后pH均接近76、稀釋時(shí)，弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的pH變化，強(qiáng)酸、強(qiáng)堿變化。五、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。2、中和滴定的操作過(guò)程：〔1〕滴定管的刻度，O刻度在，往下刻度標(biāo)數(shù)越來(lái)越大，全部容積它的最大刻度值。滴定時(shí)，所用溶液不得超過(guò)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?！?〕藥品：標(biāo)準(zhǔn)液；待測(cè)液；指示劑?！?〕準(zhǔn)備過(guò)程：準(zhǔn)備：檢漏、、、、趕氣泡、調(diào)液面。〔4〕實(shí)驗(yàn)過(guò)程及滴定終點(diǎn)的判斷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)展分析六、鹽類(lèi)的水解1、定義：。2、水解的實(shí)質(zhì)：水溶液中鹽電離出來(lái)的弱離子跟水電離出來(lái)的H+或OH-結(jié)合,破壞水的電離，使平衡向移動(dòng)，水的電離。3、鹽類(lèi)水解規(guī)律：①有才水解，無(wú)弱不水解，越弱越水解；誰(shuí)顯誰(shuí)性，同強(qiáng)顯中性。②多元弱酸根，濃度一樣時(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(lèi)水解的特點(diǎn)：〔1〕〔2〕〔3〕5、影響鹽類(lèi)水解的外界因素：①溫度：溫度越水解程度越大〔水解吸熱，越熱越水解〕②濃度：濃度越小，水解程度越〔越稀越水解〕③酸堿：促進(jìn)或抑制鹽的水解〔H+促進(jìn)水解而陽(yáng)離子水解；OH—〕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，顯性〔如:HSO3-、H2PO4-〕③水解程度＞電離程度，顯性〔如：HCO3-、HS-、HPO42-〕7、雙水解反響：〔1〕構(gòu)成鹽的陰陽(yáng)離子均能發(fā)生水解的反響。雙水解反響相互促進(jìn)，水解程度較大，有的甚至水解完全。〔2〕常見(jiàn)的雙水解反響完全的為：Fe3++與AlO2-、CO32-(HCO3-))；Al3+與AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)。其特點(diǎn)是相互水解成沉淀或氣體。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(lèi)水解的應(yīng)用：水解的應(yīng)用實(shí)例原理凈水明礬凈水△去油污△用熱堿水冼油污物品CO32-+H2OHCO3-+OH-藥品的保存①配制FeCl3溶液時(shí)常參加少量鹽酸②配制Na2CO3溶液時(shí)常參加少量NaOHCO32-+H2OHCO3-+OH-△△制備無(wú)水鹽△△由MgCl2·6H2O制無(wú)水MgCl2在HCl氣流中加熱假設(shè)不然，則：MgCl2·6H2OMg(OH)2+2HCl+4H2OMg(OH)2MgO+H2O泡沫滅火器用Al2(SO4)3與NaHCO3溶液混合比較鹽溶液中離子濃度的大小比較NH4Cl溶液中離子濃度的大小NH4++H2ONH3·H2O+H+c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH)-9、水解平衡常數(shù)〔Kh〕強(qiáng)堿弱酸鹽：Kh=Kw/Ka強(qiáng)酸弱堿鹽：Kh=Kw/Kb〔Kw為該溫度下水的離子積，Ka為該條件下該弱酸電離平衡常數(shù)；Kb為該條件下該弱堿的電離平衡常數(shù)〕七．電離、水解方程式的書(shū)寫(xiě)原則1、多元弱酸〔多元弱酸鹽〕的電離〔水解〕的書(shū)寫(xiě)原則：分步書(shū)寫(xiě)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(shū)寫(xiě)原則：一步書(shū)寫(xiě)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(mǎn)足的三種守恒關(guān)系：①電荷守恒：:任何溶液均顯電性，各陽(yáng)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(jiàn)知識(shí)〔1〕溶解度小于0.01g的電解質(zhì)稱(chēng)難溶電解質(zhì)。〔2〕反響后離子濃度降至以下的離子反響為完全反響。如酸堿中和時(shí)[H+]降至10-7mol/L<10-5mol/L，故為完全反響，用“=〞，常見(jiàn)的難溶物在水中的離子濃度均遠(yuǎn)低于10-5mol/L，故均用“=〞?！?〕難溶并非不溶，任何難溶物在水中均存在溶解平衡?！?〕掌握三種微溶物質(zhì)：〔5〕溶解平衡常為吸熱，但Ca(OH)2為放熱，升溫其溶解度減少?！?〕溶解平衡存在的一般前提是：存在沉淀，否則不存在平衡。2、溶解平衡方程式的書(shū)寫(xiě)注意在沉淀后用(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，沉淀越完全；沉淀劑過(guò)量能使沉淀更完全。〔2〕調(diào)pH值除某些易水解的金屬陽(yáng)離子：如除去MgCl2溶液中FeCl3可以參加〔3〕氧化復(fù)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(dòng)。常采用的方法有：①酸堿；②氧化復(fù)原；③。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。AgNO3AgCl()AgBr〔淡黃色〕AgI〔黃色〕Ag2S〔黑色〕6、溶度積〔KSP〕=1\*GB2⑴表達(dá)式：AmBn(s)mAn+(aq)+nBm-(aq)KSP=[c(An+)]m?[c(Bm-)]n=2\*GB2⑵影響溶解平衡的因素：決定因素是外因：①濃度：加水，平衡向方向移動(dòng)。②溫度：升溫，多數(shù)平衡向方向移動(dòng)。=3\*GB2⑶、溶度積規(guī)則QC〔離子積〕KSP有沉淀析出QCKSP平衡狀態(tài)QCKSP未飽和，繼續(xù)溶解第四章電化學(xué)根基一．原電池：1、概念：化學(xué)能轉(zhuǎn)化為電能的裝置叫做原電池2、組成條件：①②③3、電子：外電路：極——導(dǎo)線(xiàn)——極內(nèi)電路：鹽橋中離子移向負(fù)極的電解質(zhì)溶液，離子移向正極溶液。4、電極反響：以鋅銅原電池為例：負(fù)極：反響：正極：反響：總反響式：5、正、負(fù)極的判斷：〔1〕從電極材料：一般為負(fù)極；或金屬為負(fù)極，非金屬為正極?！?〕從電子的流動(dòng)方向和電流方向〔3〕從發(fā)生反響〔4〕根據(jù)電解質(zhì)溶液內(nèi)離子的移動(dòng)方向〔5〕根據(jù)實(shí)驗(yàn)現(xiàn)象二．化學(xué)電池1、電池的分類(lèi)：化學(xué)電池、太陽(yáng)能電池、原子能電池2、化學(xué)電池：借助于化學(xué)能直接轉(zhuǎn)變?yōu)殡娔艿难b置3、化學(xué)電池的分類(lèi)：一次電池、二次電池、燃料電池一次電池1、常見(jiàn)一次電池：堿性鋅錳電池、鋅銀電池、鋰電池等二次電池又叫充電電池1.鉛蓄電池的電極反響放電：負(fù)極〔鉛〕：正極〔氧化鉛〕：充電：陰極：陽(yáng)極：放電放電充電兩式可以寫(xiě)成一個(gè)可逆反響：PbO2＋Pb＋2H2SO42PbSO4↓＋2H2O2．目前已開(kāi)發(fā)出新型蓄電池：銀鋅電池、鎘鎳電池、氫鎳電池、鋰離子電池、聚合物鋰離子電池燃料電池1、燃料電池：使燃料與氧化劑反響直接產(chǎn)生電流的一種化學(xué)電池2、電極反響：一般燃料電池發(fā)生的電化學(xué)反響的最終產(chǎn)物與燃燒產(chǎn)物一樣，可根據(jù)燃燒反響寫(xiě)出總的電池反響，但不注明反響的條件。，負(fù)極發(fā)生氧化反響，正極發(fā)生復(fù)原反響，不過(guò)要注意一般電解質(zhì)溶液要參與電極反響。以氫氧燃料電池為例，鉑為正、負(fù)極，介質(zhì)分為酸性、堿性和中性。

當(dāng)電解質(zhì)溶液呈酸性時(shí)：

負(fù)極：正極：當(dāng)電解質(zhì)溶液呈堿性時(shí)：

負(fù)極：正極：甲烷燃料電池是用金屬鉑片插入KOH溶液作電極，在兩極上分別通甲烷和氧氣。電極反響式為：負(fù)極：；正極：。電池總反響式為：3、燃料電池的優(yōu)點(diǎn)：能量轉(zhuǎn)換率高、廢棄物少、運(yùn)行噪音低三．電解原理1、電解池：把電能轉(zhuǎn)化為化學(xué)能的裝置電解槽2、電解：直流電通過(guò)電解質(zhì)溶液，在陰陽(yáng)兩極引起氧化復(fù)原反響的過(guò)程3、放電：當(dāng)離子到達(dá)電極時(shí)，失去或獲得電子，發(fā)生氧化復(fù)原反響的過(guò)程4、電子流向：〔電源〕負(fù)極—〔電解池〕陰極—〔離子定向運(yùn)動(dòng)〕電解質(zhì)溶液—〔電解池〕陽(yáng)極—〔電源〕正極5、電極名稱(chēng)及反響：陽(yáng)極：與直流電源的相連的電極，發(fā)生反響陰極：與直流電源的相連的電極，發(fā)生反響6、電解CuCl2溶液的電極反響：陽(yáng)極：)陰極：總反響式：電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電過(guò)程，就是電解質(zhì)溶液的電解過(guò)程陰極〔陽(yáng)離子〕放電順序Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+)>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+陽(yáng)極放電順序惰性電極時(shí)：S2->I->Br->Cl->OH->含氧酸根離子>F-(SO32-/MnO4->OH-)活性電極時(shí)：電極本身溶解放電注意先要看電極材料，是惰性電極還是活性電極，假設(shè)陽(yáng)極材料為活性電極〔Fe、Cu)等金屬，則陽(yáng)極反響為電極材料失去電子，變成離子進(jìn)入溶液；假設(shè)為惰性材料，則根據(jù)陰陽(yáng)離子的放電順序，依據(jù)陽(yáng)氧陰還的規(guī)律來(lái)書(shū)寫(xiě)電極反響式。用惰性電極電解電解質(zhì)溶液規(guī)律電解類(lèi)型電解質(zhì)分類(lèi)實(shí)例電極反響特點(diǎn)pH變化溶液復(fù)原應(yīng)加四、電解原理的應(yīng)用1、電解飽和食鹽水以制造燒堿、氯氣和氫氣陽(yáng)極：)陰極：總反響式：2.電鍍〔1〕應(yīng)用電解原理在某些金屬外表鍍上一薄層其他金屬或合金的方法〔2〕、電極、電解質(zhì)溶液的選擇：陽(yáng)極：〔鍍層金屬〕M—ne—==Mn+陰極：待鍍金屬〔鍍件〕：Mn++ne—==M電解質(zhì)溶液：含有鍍層金屬離子的溶液做電鍍液〔3〕、電鍍應(yīng)用之一：銅的精煉陽(yáng)極：；陰極：電解質(zhì)溶液：3、電冶金〔1〕、電冶金：使礦石中的金屬陽(yáng)離子獲得電子，從它們的化合物中復(fù)原出來(lái)用于冶煉活潑金屬，如鈉、鎂、鋁〔2〕、電解氯化鈉：通電前，氯化鈉高溫下熔融：NaCl==Na++Cl—通直流電后：陽(yáng)極：陰極：☆規(guī)律總結(jié)：原電池、電解池、電鍍池的判斷規(guī)律

〔1〕假設(shè)無(wú)外接電源，又具備組成原電池的三個(gè)條件即為原電池。

〔2〕假設(shè)有外接電源，兩極插入電解質(zhì)溶液中，則可能是電解池或電鍍池；當(dāng)陰極為金屬，陽(yáng)極亦為金屬且與電解質(zhì)溶液中的金屬離子屬同種元素時(shí)，則為電鍍池。

〔3〕假設(shè)多個(gè)單池相互串聯(lián)，又有外接電源時(shí)，則與電源相連接的裝置為電解池或電鍍池。假設(shè)無(wú)外接電源時(shí)，先選較活潑金屬電極為原電池的負(fù)極〔電子輸出極〕，有關(guān)裝置為原電池，其余為電鍍池或電解池。原電池，電解池，電鍍池的比較類(lèi)別原電池電解池電鍍池定義〔裝置特點(diǎn)〕將化學(xué)能轉(zhuǎn)變成電能的裝置將電能轉(zhuǎn)變成化學(xué)能的裝置應(yīng)用電解原理在某些金屬外表鍍上一側(cè)層其他金屬是否是自發(fā)反響裝置特征有電源，兩級(jí)材料可同可不同形成條件活動(dòng)性不同的兩極電解質(zhì)溶液形成閉合回路鍍層金屬接電源正極，待鍍金屬接負(fù)極；電鍍液必須含有鍍層金屬的離子電極名稱(chēng)負(fù)極：較活潑金屬正極：較不活潑金屬〔能導(dǎo)電非金屬〕名稱(chēng)同電解，但有限制條件陽(yáng)極：必須是鍍層金