《化學(xué)反應(yīng)原理》課程目標(biāo)與內(nèi)容概述本課程旨在使學(xué)生掌握化學(xué)反應(yīng)速率、化學(xué)平衡、酸堿理論、沉淀溶解平衡和電化學(xué)等基本原理，能夠運用這些原理分析和解決實際問題。課程內(nèi)容涵蓋化學(xué)反應(yīng)速率理論、影響因素、平衡常數(shù)、勒夏特列原理、酸堿定義、電離平衡、pH值計算、緩沖溶液、鹽類水解、溶度積、原電池、電解池以及電化學(xué)腐蝕等核心概念。課程目標(biāo)掌握化學(xué)反應(yīng)基本原理；培養(yǎng)科學(xué)思維和解決實際問題的能力；為后續(xù)課程和研究打下基礎(chǔ)。內(nèi)容概述化學(xué)反應(yīng)速率理論簡介化學(xué)反應(yīng)速率是指單位時間內(nèi)反應(yīng)物濃度的減少或生成物濃度的增加。碰撞理論認(rèn)為反應(yīng)物分子必須有效碰撞才能發(fā)生反應(yīng)，活化分子理論則強調(diào)反應(yīng)物分子必須達(dá)到活化狀態(tài)才能越過能壘。過渡態(tài)理論描述了反應(yīng)物分子轉(zhuǎn)化為生成物的過程，速率常數(shù)與活化能之間存在Arrhenius方程關(guān)系。1碰撞理論有效碰撞是反應(yīng)發(fā)生的必要條件。2活化分子理論反應(yīng)物分子必須達(dá)到活化狀態(tài)。過渡態(tài)理論影響化學(xué)反應(yīng)速率的因素影響化學(xué)反應(yīng)速率的因素主要包括濃度、溫度、催化劑和反應(yīng)物的本性。濃度增加，反應(yīng)速率通常加快；溫度升高，反應(yīng)速率顯著增加；催化劑通過降低活化能加速反應(yīng)；反應(yīng)物的本性決定了反應(yīng)的難易程度。此外，反應(yīng)物的表面積（對于多相反應(yīng)）和光照（對于光化學(xué)反應(yīng)）也會影響反應(yīng)速率。濃度濃度增加，反應(yīng)速率加快。溫度溫度升高，反應(yīng)速率增加。催化劑降低活化能，加速反應(yīng)。反應(yīng)物本性決定反應(yīng)的難易程度。濃度對反應(yīng)速率的影響在一定溫度下，增加反應(yīng)物濃度，反應(yīng)速率通常加快。這是因為濃度增加導(dǎo)致單位體積內(nèi)反應(yīng)物分子數(shù)目增多，有效碰撞頻率提高。對于基元反應(yīng)，反應(yīng)速率與反應(yīng)物濃度的乘積成正比，符合質(zhì)量作用定律。速率方程可以定量描述濃度與速率之間的關(guān)系。濃度增加，分子數(shù)目增多。有效碰撞頻率提高。符合質(zhì)量作用定律。溫度對反應(yīng)速率的影響溫度升高，反應(yīng)速率顯著增加。這是因為溫度升高導(dǎo)致分子平均動能增加，活化分子百分?jǐn)?shù)提高，有效碰撞幾率增大。Arrhenius方程定量描述了溫度與速率常數(shù)之間的關(guān)系：k=Aexp(-Ea/RT)，其中Ea為活化能，R為氣體常數(shù)，A為指前因子。升高溫度有助于克服反應(yīng)的能壘，促進反應(yīng)進行。1溫度升高分子平均動能增加。2活化分子活化分子百分?jǐn)?shù)提高。3有效碰撞有效碰撞幾率增大。4速率加快反應(yīng)速率顯著增加。催化劑的作用機制催化劑通過改變反應(yīng)途徑，降低反應(yīng)的活化能，從而加速反應(yīng)速率，而自身在反應(yīng)前后質(zhì)量和化學(xué)性質(zhì)不變。催化劑不改變反應(yīng)的平衡狀態(tài)，只能加快達(dá)到平衡的速度。均相催化劑與反應(yīng)物處于同一相，多相催化劑與反應(yīng)物處于不同相。催化劑的選擇性和活性是評價催化劑性能的重要指標(biāo)。降低活化能改變反應(yīng)途徑，降低能壘。加速反應(yīng)速率提高反應(yīng)速率，縮短反應(yīng)時間。不改變平衡只能加快達(dá)到平衡的速度。催化劑的類型和應(yīng)用催化劑類型多樣，包括均相催化劑、多相催化劑和酶催化劑。均相催化劑常用于液相反應(yīng)，如酸堿催化、金屬絡(luò)合物催化。多相催化劑廣泛應(yīng)用于工業(yè)生產(chǎn)，如鐵觸媒用于合成氨、鉑催化劑用于汽車尾氣處理。酶催化劑具有高選擇性和高效性，應(yīng)用于生物化工和醫(yī)藥領(lǐng)域。均相催化劑1多相催化劑2酶催化劑3活化能的概念與計算活化能是指反應(yīng)物分子轉(zhuǎn)化為活化分子所需的最低能量?；罨茉礁撸磻?yīng)速率越慢。可以通過實驗測定不同溫度下的速率常數(shù)，然后利用Arrhenius方程計算活化能。催化劑的作用在于降低反應(yīng)的活化能，從而加速反應(yīng)速率。1活化能高2反應(yīng)速率慢3活化能低速率方程的推導(dǎo)與應(yīng)用速率方程描述了反應(yīng)速率與反應(yīng)物濃度之間的定量關(guān)系。對于基元反應(yīng)，速率方程可以直接根據(jù)化學(xué)計量數(shù)寫出。對于復(fù)雜反應(yīng)，需要通過實驗測定速率方程。速率方程可以用來預(yù)測反應(yīng)速率、確定反應(yīng)機理和優(yōu)化反應(yīng)條件。不同類型的反應(yīng)具有不同的速率方程形式，如一級反應(yīng)、二級反應(yīng)等。1實驗測定2確定反應(yīng)機理3預(yù)測反應(yīng)速率化學(xué)平衡狀態(tài)的定義當(dāng)可逆反應(yīng)正反應(yīng)速率與逆反應(yīng)速率相等時，反應(yīng)體系達(dá)到化學(xué)平衡狀態(tài)。在平衡狀態(tài)下，反應(yīng)物和生成物的濃度保持不變，宏觀性質(zhì)不隨時間變化?；瘜W(xué)平衡是一種動態(tài)平衡，正逆反應(yīng)仍在進行，但速率相等，因此反應(yīng)物和生成物的濃度保持穩(wěn)定。TimeReactantConcentrationProductConcentrationThechartillustratestheconcentrationsofreactantsandproductsovertime,reachingastableequilibriumstate.化學(xué)平衡常數(shù)的意義化學(xué)平衡常數(shù)（K）是描述化學(xué)平衡狀態(tài)的定量指標(biāo)，反映了反應(yīng)進行程度的大小。K值越大，反應(yīng)正向進行的程度越大，生成物越多；K值越小，反應(yīng)正向進行的程度越小，反應(yīng)物越多。K值只與溫度有關(guān)，與濃度、壓強和催化劑無關(guān)。K>1正反應(yīng)趨勢大，生成物多。K<1逆反應(yīng)趨勢大，反應(yīng)物多。K=1正逆反應(yīng)趨勢相當(dāng)。平衡常數(shù)的計算平衡常數(shù)可以通過實驗測定平衡時反應(yīng)物和生成物的濃度，然后代入平衡常數(shù)表達(dá)式計算。也可以利用熱力學(xué)數(shù)據(jù)（如標(biāo)準(zhǔn)生成焓和標(biāo)準(zhǔn)熵）計算平衡常數(shù)。對于有氣體參與的反應(yīng)，可以使用分壓平衡常數(shù)Kp。Kp與Kc之間存在關(guān)系：Kp=Kc(RT)^Δn，其中Δn為氣相反應(yīng)物和生成物計量系數(shù)的變化。實驗測定測定平衡時各物質(zhì)的濃度，代入平衡常數(shù)表達(dá)式計算。熱力學(xué)計算利用標(biāo)準(zhǔn)生成焓和標(biāo)準(zhǔn)熵等熱力學(xué)數(shù)據(jù)計算。影響化學(xué)平衡的因素影響化學(xué)平衡的因素主要包括濃度、壓強、溫度和惰性氣體。濃度改變會引起平衡移動，使反應(yīng)向減小該物質(zhì)濃度的方向進行。壓強改變對于有氣體參與的反應(yīng)會引起平衡移動，使反應(yīng)向氣體分子數(shù)減小的方向進行。溫度改變會改變平衡常數(shù)，使反應(yīng)向吸熱或放熱方向進行。加入惰性氣體，若體積不變，平衡不移動；若壓強不變，平衡向氣體分子數(shù)增大的方向進行。濃度平衡向減小該物質(zhì)濃度的方向移動。壓強平衡向氣體分子數(shù)減小的方向移動。溫度平衡向吸熱或放熱方向移動。惰性氣體體積不變，平衡不移動；壓強不變，平衡移動。勒夏特列原理勒夏特列原理指出，如果改變平衡體系的一個條件（如濃度、壓強或溫度），平衡將向著減弱這種改變的方向移動。這一原理是判斷平衡移動方向的重要依據(jù)。理解勒夏特列原理有助于我們控制反應(yīng)條件，提高目標(biāo)產(chǎn)物的產(chǎn)率。改變條件，平衡移動。減弱改變的方向。濃度改變對平衡的影響增加反應(yīng)物濃度，平衡向生成物方向移動；增加生成物濃度，平衡向反應(yīng)物方向移動。減少反應(yīng)物濃度，平衡向反應(yīng)物方向移動；減少生成物濃度，平衡向生成物方向移動?？梢酝ㄟ^不斷移走生成物，促使反應(yīng)正向進行，提高目標(biāo)產(chǎn)物的產(chǎn)率。在工業(yè)生產(chǎn)中，常利用這一原理優(yōu)化反應(yīng)條件。1增加反應(yīng)物平衡向生成物方向移動。2增加生成物平衡向反應(yīng)物方向移動。3減少反應(yīng)物平衡向反應(yīng)物方向移動。4減少生成物平衡向生成物方向移動。壓強改變對平衡的影響對于有氣體參與的反應(yīng)，增加壓強，平衡向氣體分子數(shù)減小的方向移動；減小壓強，平衡向氣體分子數(shù)增大的方向移動。如果反應(yīng)前后氣體分子數(shù)不變，壓強改變對平衡沒有影響?？梢酝ㄟ^改變反應(yīng)容器的體積來改變壓強，從而調(diào)節(jié)平衡狀態(tài)。增加壓強平衡向氣體分子數(shù)減小的方向移動。減少壓強平衡向氣體分子數(shù)增大的方向移動。溫度改變對平衡的影響升高溫度，平衡向吸熱方向移動；降低溫度，平衡向放熱方向移動。溫度改變會改變平衡常數(shù)K值。對于吸熱反應(yīng)，升高溫度，K值增大；降低溫度，K值減小。對于放熱反應(yīng)，升高溫度，K值減??；降低溫度，K值增大。在工業(yè)生產(chǎn)中，需要根據(jù)反應(yīng)的吸放熱性質(zhì)選擇合適的反應(yīng)溫度。升高溫度1降低溫度2惰性氣體對平衡的影響在恒容條件下，加入惰性氣體，反應(yīng)體系總壓增加，但各反應(yīng)物和生成物的分壓不變，因此平衡不移動。在恒壓條件下，加入惰性氣體，反應(yīng)體系體積增大，各反應(yīng)物和生成物的分壓減小，平衡向氣體分子數(shù)增大的方向移動。需要明確反應(yīng)條件是恒容還是恒壓，才能正確判斷惰性氣體對平衡的影響。1恒容2恒壓平衡移動的應(yīng)用實例工業(yè)合成氨反應(yīng)：N2(g)+3H2(g)?2NH3(g)ΔH<0。采用高壓、較低溫度和鐵觸媒催化劑，有利于提高氨的產(chǎn)率。硫氧化反應(yīng)：2SO2(g)+O2(g)?2SO3(g)ΔH<0。采用較高溫度和V2O5催化劑，有利于加快反應(yīng)速率。酯化反應(yīng)：酸+醇?酯+水。移走生成物水，有利于提高酯的產(chǎn)率。1合成氨2硫氧化3酯化反應(yīng)酸堿理論發(fā)展簡史早期酸堿概念基于物質(zhì)的性質(zhì)，如酸味和腐蝕性。Arrhenius酸堿理論認(rèn)為酸是在水中電離產(chǎn)生氫離子的物質(zhì)，堿是在水中電離產(chǎn)生氫氧根離子的物質(zhì)。Bronsted-Lowry酸堿理論認(rèn)為酸是質(zhì)子給予體，堿是質(zhì)子接受體。Lewis酸堿理論認(rèn)為酸是電子對接受體，堿是電子對給予體。酸堿理論的發(fā)展不斷深化了我們對酸堿本質(zhì)的理解。Thebarchartillustratesthetimelineofacid-basetheorydevelopment.酸堿的定義與分類根據(jù)Arrhenius理論，酸是在水中電離產(chǎn)生氫離子的物質(zhì)，如HCl、H2SO4。堿是在水中電離產(chǎn)生氫氧根離子的物質(zhì)，如NaOH、KOH。根據(jù)Bronsted-Lowry理論，酸是質(zhì)子給予體，堿是質(zhì)子接受體。根據(jù)Lewis理論，酸是電子對接受體，堿是電子對給予體。酸堿可以分為強酸強堿和弱酸弱堿。Arrhenius酸Arrhenius堿強酸強堿的電離強酸在水中完全電離，如HCl→H++Cl-。強堿在水中完全電離，如NaOH→Na++OH-。強酸強堿的電離過程是不可逆的，溶液中不存在未電離的強酸或強堿分子。強酸強堿的濃度可以直接用來計算溶液中氫離子或氫氧根離子的濃度。強酸電離HCl→H++Cl-(完全電離)強堿電離NaOH→Na++OH-(完全電離)弱酸弱堿的電離平衡弱酸在水中部分電離，存在電離平衡，如CH3COOH?H++CH3COO-。弱堿在水中部分電離，存在電離平衡，如NH3·H2O?NH4++OH-。弱酸弱堿的電離過程是可逆的，溶液中同時存在已電離的離子和未電離的分子。弱酸電離CH3COOH?H++CH3COO-(部分電離)弱堿電離NH3·H2O?NH4++OH-(部分電離)電離常數(shù)的概念電離常數(shù)（Ka或Kb）是描述弱酸或弱堿電離程度的定量指標(biāo)。Ka值越大，酸性越強；Kb值越大，堿性越強。Ka和Kb值只與溫度有關(guān)，與濃度無關(guān)。可以通過實驗測定弱酸或弱堿的電離度和濃度，然后代入電離常數(shù)表達(dá)式計算。Ka值越大，酸性越強。Kb值越大，堿性越強。電離度與濃度的關(guān)系電離度是指弱酸或弱堿在溶液中已電離的分子占總分子數(shù)的百分比。在一定溫度下，隨著溶液濃度的降低，電離度增大。這是因為稀釋溶液有利于電離平衡向電離方向移動。電離度可以用來計算溶液中氫離子或氫氧根離子的濃度。1濃度降低電離度增大。2稀釋溶液電離平衡向電離方向移動。酸堿中和反應(yīng)酸與堿反應(yīng)生成鹽和水的反應(yīng)稱為中和反應(yīng)。強酸與強堿完全中和，生成中性鹽。弱酸與強堿中和，生成堿性鹽。強酸與弱堿中和，生成酸性鹽。中和反應(yīng)是放熱反應(yīng)，可以通過滴定實驗測定酸或堿的濃度。強酸+強堿中性鹽+水弱酸+強堿堿性鹽+水強酸+弱堿酸性鹽+水溶液的酸堿性表示法溶液的酸堿性可以用氫離子濃度[H+]或氫氧根離子濃度[OH-]表示。在25℃時，[H+]>1.0×10-7mol/L，溶液呈酸性；[H+]<1.0×10-7mol/L，溶液呈堿性；[H+]=1.0×10-7mol/L，溶液呈中性。也可以用pH值表示溶液的酸堿性。[H+]>1.0×10-71[H+]<1.0×10-72[H+]=1.0×10-73pH值的定義與計算pH值是溶液酸堿性的一種表示方法，定義為pH=-lg[H+]。pH值越小，酸性越強；pH值越大，堿性越強；pH=7，溶液呈中性?？梢酝ㄟ^pH試紙或pH計測定溶液的pH值。pH值可以用來表示酸雨、土壤和人體體液的酸堿性。1pH小2pH中3pH大緩沖溶液的原理與配制緩沖溶液是指能夠抵抗外加少量酸或堿的影響，使溶液pH值基本保持不變的溶液。緩沖溶液通常由弱酸及其共軛堿鹽或弱堿及其共軛酸鹽組成。緩沖原理：加入少量酸，與共軛堿反應(yīng)；加入少量堿，與弱酸反應(yīng)，從而維持pH值的穩(wěn)定。1弱酸/鹽2抵抗pH變化3維持pH穩(wěn)定緩沖溶液的應(yīng)用緩沖溶液廣泛應(yīng)用于生物化學(xué)、醫(yī)藥和工業(yè)生產(chǎn)中。在生物化學(xué)實驗中，需要使用緩沖溶液維持酶的最適pH值。在醫(yī)藥生產(chǎn)中，需要使用緩沖溶液保證藥物的穩(wěn)定性。在工業(yè)生產(chǎn)中，需要使用緩沖溶液控制反應(yīng)的pH值。BiochemistryMedicineIndustryThepiechartillustratesthepercentagedistributionofbuffersolutionapplications.鹽類水解的概念鹽類水解是指鹽的離子與水發(fā)生反應(yīng)，生成弱酸或弱堿的反應(yīng)。水解反應(yīng)是吸熱反應(yīng)，溫度升高，水解程度增大。只有強酸弱堿鹽、強堿弱酸鹽和弱酸弱堿鹽才能發(fā)生水解反應(yīng)，強酸強堿鹽不發(fā)生水解反應(yīng)。鹽類水解水解反應(yīng)的實質(zhì)水解反應(yīng)的實質(zhì)是鹽的離子與水電離產(chǎn)生的氫離子或氫氧根離子結(jié)合，生成弱電解質(zhì)的過程。例如，弱酸根離子與氫離子結(jié)合生成弱酸分子，弱堿陽離子與氫氧根離子結(jié)合生成弱堿分子。水解反應(yīng)促進了水的電離平衡的移動。弱酸根離子與氫離子結(jié)合生成弱酸分子。弱堿陽離子與氫氧根離子結(jié)合生成弱堿分子。影響水解的因素影響水解的因素主要包括鹽的本性、濃度和溫度。弱酸弱堿鹽的水解程度較大，濃度越小，水解程度越大，溫度升高，水解程度增大?？梢酝ㄟ^改變?nèi)芤旱膒H值來抑制水解反應(yīng)的進行。在實際應(yīng)用中，需要根據(jù)具體情況控制水解反應(yīng)的條件。鹽的本性弱酸弱堿鹽水解程度較大。濃度濃度越小，水解程度越大。溫度溫度升高，水解程度增大。水解平衡常數(shù)水解平衡常數(shù)（Kh）是描述鹽類水解程度的定量指標(biāo)。Kh值越大，水解程度越大。Kh值只與溫度有關(guān)，與濃度無關(guān)。可以通過實驗測定鹽類水解的程度，然后代入水解平衡常數(shù)表達(dá)式計算。Kh與弱酸或弱堿的電離常數(shù)之間存在關(guān)系。Kh值越大，水解程度越大。Kh值只與溫度有關(guān)。水解的應(yīng)用實例制備膠體溶液：FeCl3溶液水解生成氫氧化鐵膠體。NH4Cl溶液用作焊接時的清潔劑：NH4Cl水解產(chǎn)生HCl，去除金屬表面的氧化物。純堿洗滌劑去污：Na2CO3水解顯堿性，能使油污分散、乳化。農(nóng)業(yè)生產(chǎn)中，銨態(tài)氮肥不能與草木灰混合施用，否則會因NH4+水解而降低肥效。1制備膠體FeCl3溶液水解生成氫氧化鐵膠體。2焊接清潔劑NH4Cl溶液水解產(chǎn)生HCl。3純堿洗滌Na2CO3水解顯堿性。4銨態(tài)氮肥不能與草木灰混合施用。沉淀溶解平衡的概念在一定溫度下，難溶電解質(zhì)的飽和溶液中，固體和溶液中的離子之間存在動態(tài)平衡，稱為沉淀溶解平衡。例如，AgCl(s)?Ag+(aq)+Cl-(aq)。沉淀溶解平衡是一種動態(tài)平衡，溶解速率和沉淀速率相等，溶液中離子濃度保持穩(wěn)定。溶解固體→離子沉淀離子→固體溶度積常數(shù)的意義溶度積常數(shù)（Ksp）是描述難溶電解質(zhì)溶解程度的定量指標(biāo)。Ksp值越大，溶解度越大；Ksp值越小，溶解度越小。Ksp值只與溫度有關(guān)，與離子濃度無關(guān)?？梢酝ㄟ^實驗測定難溶電解質(zhì)的溶解度，然后代入溶度積表達(dá)式計算。Ksp大1溶解度大2Ksp小3溶度積的計算可以通過實驗測定難溶電解質(zhì)的溶解度，然后代入溶度積表達(dá)式計算Ksp值。例如，對于AgCl(s)?Ag+(aq)+Cl-(aq)，Ksp=[Ag+][Cl-]。已知Ksp值，可以計算難溶電解質(zhì)的溶解度。溶度積的計算可以用來判斷沉淀是否生成。1溶解度2溶度積影響沉淀溶解平衡的因素影響沉淀溶解平衡的因素主要包括溫度、同離子效應(yīng)和鹽效應(yīng)。溫度升高，難溶電解質(zhì)的溶解度通常增大。同離子效應(yīng)是指在難溶電解質(zhì)溶液中加入含有相同離子的易溶鹽，會降低難溶電解質(zhì)的溶解度。鹽效應(yīng)是指在難溶電解質(zhì)溶液中加入不含有相同離子的易溶鹽，會略微增加難溶電解質(zhì)的溶解度。1溫度2同離子效應(yīng)3鹽效應(yīng)離子濃度對溶解平衡的影響增加溶液中某種離子的濃度，會使溶解平衡向沉淀方向移動，降低難溶電解質(zhì)的溶解度。減小溶液中某種離子的濃度，會使溶解平衡向溶解方向移動，增加難溶電解質(zhì)的溶解度?？梢岳每刂齐x子濃度的方法來控制沉淀的生成和溶解。Thelinechartillustratestherelationshipbetweenionconcentrationandsolubility.常見離子的分離與鑒定可以利用沉淀溶解平衡原理分離和鑒定常見離子。例如，利用控制pH值的方法分離Fe3+和Mg2+。利用選擇性沉淀法分離Ag+、Ba2+和SO42-。利用焰色反應(yīng)鑒定堿金屬和堿土金屬離子。選擇性沉淀焰色反應(yīng)沉淀轉(zhuǎn)化的原理與應(yīng)用沉淀轉(zhuǎn)化是指將一種沉淀轉(zhuǎn)化為另一種沉淀的過程。例如，將AgCl沉淀轉(zhuǎn)化為AgI沉淀。沉淀轉(zhuǎn)化的原理是利用不同難溶電解質(zhì)的Ksp值差異?？梢詫⑷芙舛容^大的沉淀轉(zhuǎn)化為溶解度較小的沉淀。沉淀轉(zhuǎn)化常用于分離和提純物質(zhì)。溶解度差異利用不同難溶電解質(zhì)的Ksp值差異。沉淀轉(zhuǎn)化將溶解度較大的沉淀轉(zhuǎn)化為溶解度較小的沉淀。電化學(xué)基礎(chǔ)知識回顧氧化還原反應(yīng)：有電子轉(zhuǎn)移的反應(yīng)。氧化：失去電子的過程。還原：得到電子的過程。氧化劑：得到電子的物質(zhì)。還原劑：失去電子的物質(zhì)。電極：進行氧化或還原反應(yīng)的場所。電解質(zhì)：在水中或熔融狀態(tài)下能夠?qū)щ姷奈镔|(zhì)。氧化還原反應(yīng)有電子轉(zhuǎn)移的反應(yīng)。氧化失去電子的過程。還原得到電子的過程。原電池的構(gòu)成與原理原電池：將化學(xué)能轉(zhuǎn)化為電能的裝置。構(gòu)成條件：兩個活潑性不同的電極、電解質(zhì)溶液、閉合回路。工作原理：氧化還原反應(yīng)在兩個電極上分別進行，產(chǎn)生電流。負(fù)極：發(fā)生氧化反應(yīng)，失去電子。正極：發(fā)生還原反應(yīng)，得到電子。兩個活潑性不同的電極。電解質(zhì)溶液。閉合回路。電極反應(yīng)的書寫負(fù)極反應(yīng)：還原劑失去電子，發(fā)生氧化反應(yīng)。正極反應(yīng)：氧化劑得到電子，發(fā)生還原反應(yīng)。電極反應(yīng)必須滿足質(zhì)量守恒和電荷守恒。電極反應(yīng)的書寫是理解原電池和電解池工作原理的關(guān)鍵。1負(fù)極反應(yīng)還原劑失去電子，發(fā)生氧化反應(yīng)。2正極反應(yīng)氧化劑得到電子，發(fā)生還原反應(yīng)。電池電動勢的計算電池電動勢（E）是指原電池正極電勢與負(fù)極電勢之差。E=E正-E負(fù)。可以通過查閱標(biāo)準(zhǔn)電極電勢表計算電池電動勢。電池電動勢越大，原電池提供的電能越多。電池電動勢與反應(yīng)的Gibbs自由能變化之間存在關(guān)系：ΔG=-nFE，其中n為轉(zhuǎn)移電子數(shù)，F(xiàn)為法拉第常數(shù)。查閱電極電勢標(biāo)準(zhǔn)電極電勢表。計算電動勢E=E正-E負(fù)常見原電池的類型鋅錳干電池：負(fù)極Zn，正極MnO2，電解質(zhì)NH4Cl和ZnCl2。鉛蓄電池：負(fù)極Pb，正極PbO2，電解質(zhì)H2SO4。燃料電池：負(fù)極燃料（如H2、CH4），正極O2，電解質(zhì)KOH或H2SO4。鋰離子電池：負(fù)極石墨，正極LiCoO2，電解質(zhì)有機溶劑中的鋰鹽。鋅錳干電池1鉛蓄電池2燃料電池3鋰離子電池4燃料電池的工作原理燃料電池：直接將燃料的化學(xué)能轉(zhuǎn)化為電能的裝置。燃料（如H2、CH4）在負(fù)極發(fā)生氧化反應(yīng)，氧氣在正極發(fā)生還原反應(yīng)，產(chǎn)生電流。燃料電池的優(yōu)點：能量轉(zhuǎn)化效率高、無污染。燃料電池的應(yīng)用：電動汽車、發(fā)電站。1效率高2無污染電解池的構(gòu)成與原理電解池：將電能轉(zhuǎn)化為化學(xué)能的裝置。構(gòu)成條件：電源、電解質(zhì)溶液、兩個電極。工作原理：外加電源驅(qū)動氧化還原反應(yīng)的進行。陽極：與電源正極相連，發(fā)生氧化反應(yīng)。陰極：與電源負(fù)極相連，發(fā)生還原反應(yīng)。1電源2電解質(zhì)3電極電解反應(yīng)的書寫陽極反應(yīng)：溶液中還原性較強的離子失去電子，發(fā)生氧化反應(yīng)。陰極反應(yīng)：溶液中氧化性較強的離子得到電子，發(fā)生還原反應(yīng)。電解反應(yīng)必須滿足質(zhì)量守恒和電荷守恒。電解反應(yīng)的書寫是理解電解池工作原理的關(guān)鍵。Thechartsummarizesthereactionsthattakeplaceateachelectrode.電解的應(yīng)用實例電解水：2H2O(l)→2H2(g)+O2(g)。電解氯化鈉溶液：2NaCl(aq)+2H2O(l)→2NaOH(aq)+H2(g)+Cl2(g)。電鍍：在金屬表面鍍上一層金屬。精煉銅：用電解法提純銅。電解水電鍍金屬的電化學(xué)腐蝕金屬的電化學(xué)腐蝕：金屬與電解質(zhì)溶液接觸，發(fā)生氧化還原反應(yīng)，導(dǎo)致金屬損耗。析氫腐蝕：在酸性條件下發(fā)生。吸氧腐蝕：在中性或堿性條件下發(fā)生。電化學(xué)腐蝕比化學(xué)腐蝕的速率更快、危害更大。析氫腐蝕在酸性條件下發(fā)生。吸氧腐蝕在