高二化學選修四化工原理考點總結

化學反應原理高二化學選修四考試要求

一、試卷結構

1、考試范圍：化學人教版選修四全冊四章2、試卷長度：8k紙反正面×23、難度：6：2：2

4、題型：單項選擇25題共50分簡答題26-33題共50分

二、各章考點

第一章化學反應與能量

1、2、

會識別能量圖，能判斷典型反應的吸、放熱情況能正確書寫熱化學方程式，會蓋斯定律的應用

第二章化學反應速率與化學平衡1、會化學反應速率的相關計算2、理解影響化學反應速率的因素3、化學平衡狀態(tài)建立的標志和特征

4、知道化學平衡常數(shù)k的表達式及含義，會運用k表示化學平衡狀態(tài)

5、綜合運用C、P、T對平衡移動的影響（包括等效平衡問

題）

6、能綜合考慮焓判定、熵判定，來確定反應是否自發(fā)第三章水溶液中離子平衡

1、知道弱電解質的電離情況，會正確書寫電離方程2、了解電離平衡常數(shù)的含義3、理解水的電離平衡，kw的應用4、掌握溶液的酸堿性判定及pH的計算

5、掌握酸堿中和滴定實驗操作，能正確誤差分析6、掌握水解反應的方程式的書寫，能綜合運用。

（離子濃度比較，電荷守恒，原子守恒，質子守恒的綜合應用）

7、理解難溶電解質溶解平衡應用第四章電化學基礎1、了解原電池定義、正確書寫正負極反應2、了解電解池定義，正確判斷陰、陽極產(chǎn)物。

會書寫電極反應，總反應，會合理計算。3、4、

知道電解的應用（氯堿工業(yè)、電鍍、電冶金）知道金屬的電化學腐蝕與防護

三、強調事項1、

務必認真審題，按題目要求答題

2、

不要脫離課本，注意書上的文字描述和方程式的書寫

擴展閱讀：高二化學選修4知識總結

第1章、化學反應與能量轉化

化學反應的實質是反應物化學鍵的斷裂和生成物化學鍵的形成，化學反應過程中伴隨著能量的釋放或吸收。

一、化學反應的熱效應1、化學反應的反應熱(1)反應熱的概念：

當化學反應在一定的溫度下進行時，反應所釋放或吸收的熱量稱為該反應在此溫度下的熱效應，簡稱反應熱。用符號Q表示。(2)反應熱與吸熱反應、放熱反應的關系。

Q＞0時，反應為吸熱反應；Q＜0時，反應為放熱反應。(3)反應熱的測定

測定反應熱的儀器為量熱計，可測出反應前后溶液溫度的變化，根據(jù)體系的熱容可計算出反應熱，計算公式如下：Q＝－C(T2－T1)

式中C表示體系的熱容，T1、T2分別表示反應前和反應后體系的溫度。實驗室經(jīng)常測定中和反應的反應熱。

2、化學反應的焓變(1)反應焓變

物質所具有的能量是物質固有的性質，可以用稱為“焓”的物理量來描述，符號為H，單位為kJmol-1。

反應產(chǎn)物的總焓與反應物的總焓之差稱為反應焓變，用ΔH表示。(2)反應焓變ΔH與反應熱Q的關系。

對于等壓條件下進行的化學反應，若反應中物質的能量變化全部轉化為熱能，則該反應的反應熱等于反應焓變，其數(shù)學表達式為：Qp＝ΔH＝H(反應產(chǎn)物)－H(反應物)。

(3)反應焓變與吸熱反應，放熱反應的關系：ΔH＞0，反應吸收能量，為吸熱反應。ΔH＜0，反應釋放能量，為放熱反應。(4)反應焓變與熱化學方程式：

把一個化學反應中物質的變化和反應焓變同時表示出來的化學方程式稱為熱化學方程式，如：H2(g)＋O2(g)＝H2O(l)；ΔH(298K)＝－285.8kJmol－1

書寫熱化學方程式應注意以下幾點：

①化學式后面要注明物質的聚集狀態(tài)：固態(tài)(s)、液態(tài)(l)、氣態(tài)(g)、溶液(aq)。

②化學方程式后面寫上反應焓變ΔH，ΔH的單位是Jmol－1或kJmol－1，且ΔH后注明反應溫度。

③熱化學方程式中物質的系數(shù)加倍，ΔH的數(shù)值也相應加倍。

3、反應焓變的計算(1)蓋斯定律

對于一個化學反應，無論是一步完成，還是分幾步完成，其反應焓變一樣，這一規(guī)律稱為蓋斯定律。

(2)利用蓋斯定律進行反應焓變的計算。常見題型是給出幾個熱化學方程式，合并出題目所求的熱化學方程式，根據(jù)蓋斯定律可知，該方程式的ΔH為上述各熱化學方程式的ΔH的代數(shù)和。(3)根據(jù)標準摩爾生成焓，ΔfHmθ計算反應焓變ΔH。對任意反應：aA＋bB＝cC＋dD

ΔH＝［cΔfHmθ(C)＋dΔfHmθ(D)］－［aΔfHmθ(A)＋bΔfHmθ(B)］第2章、化學反應的方向、限度與速率(1、2節(jié))

原電池的反應都是自發(fā)進行的反應，電解池的反應很多不是自發(fā)進行的，如何判定反應是否自發(fā)進行呢？一、化學反應的方向

1、反應焓變與反應方向

放熱反應多數(shù)能自發(fā)進行，即ΔH＜0的反應大多能自發(fā)進行。有些吸熱反應也能自發(fā)進行。如NH4HCO3與CH3COOH的反應。有些吸熱反應室溫下不能進行，但在較高溫度下能自發(fā)進行，如CaCO3高溫下分解生成CaO、CO2。

2、反應熵變與反應方向

熵是描述體系混亂度的概念，熵值越大，體系混亂度越大。反應的熵變ΔS為反應產(chǎn)物總熵與反應物總熵之差。產(chǎn)生氣體的反應為熵增加反應，熵增加有利于反應的自發(fā)進行。

3、焓變與熵變對反應方向的共同影響ΔH－TΔS＜0反應能自發(fā)進行。ΔH－TΔS＝0反應達到平衡狀態(tài)。ΔH－TΔS＞0反應不能自發(fā)進行。

在溫度、壓強一定的條件下，自發(fā)反應總是向ΔH－TΔS＜0的方向進行，直至平衡狀態(tài)。

二、化學反應的限度

1、化學平衡常數(shù)

(1)對達到平衡的可逆反應，生成物濃度的系數(shù)次方的乘積與反應物濃度的系數(shù)次方的乘積之比為一常數(shù)，該常數(shù)稱為化學平衡常數(shù)，用符號K表示。(2)平衡常數(shù)K的大小反映了化學反應可能進行的程度(即反應限度)，平衡常數(shù)越大，說明反應可以進行得越完全。

(3)平衡常數(shù)表達式與化學方程式的書寫方式有關。對于給定的可逆反應，正逆反應的平衡常數(shù)互為倒數(shù)。

(4)借助平衡常數(shù)，可以判斷反應是否到平衡狀態(tài)：當反應的濃度商Qc與平衡常數(shù)Kc相等時，說明反應達到平衡狀態(tài)。

2、反應的平衡轉化率

(1)平衡轉化率是用轉化的反應物的濃度與該反應物初始濃度的比值來表示。如反應物A的平衡轉化率的表達式為：α（A）＝(2)平衡正向移動不一定使反應物的平衡轉化率提高。提高一種反應物的濃度，可使另一反應物的平衡轉化率提高。

(3)平衡常數(shù)與反應物的平衡轉化率之間可以相互計算。

3、反應條件對化學平衡的影響(1)溫度的影響

升高溫度使化學平衡向吸熱方向移動；降低溫度使化學平衡向放熱方向移動。溫度對化學平衡的影響是通過改變平衡常數(shù)實現(xiàn)的。(2)濃度的影響

增大生成物濃度或減小反應物濃度，平衡向逆反應方向移動；增大反應物濃度或減小生成物濃度，平衡向正反應方向移動。

溫度一定時，改變濃度能引起平衡移動，但平衡常數(shù)不變�；�工生產(chǎn)中，常通過增加某一價廉易得的反應物濃度，來提高另一昂貴的反應物的轉化率。(3)壓強的影響

ΔVg＝0的反應，改變壓強，化學平衡狀態(tài)不變。

ΔVg≠0的反應，增大壓強，化學平衡向氣態(tài)物質體積減小的方向移動。(4)勒夏特列原理

由溫度、濃度、壓強對平衡移動的影響可得出勒夏特列原理：如果改變影響平衡的一個條件(濃度、壓強、溫度等)平衡向能夠減弱這種改變的方向移動�！纠�題分析】

例1、已知下列熱化學方程式：

(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寫出FeO(s)被CO還原成Fe和CO2的熱化學方程式。

解析：依據(jù)蓋斯定律：化學反應不管是一步完成還是分幾步完成，其反應熱是相同的。我們可從題目中所給的有關方程式進行分析：從方程式(3)與方程式(1)可以看出有我們需要的有關物質，但方程式(3)必須通過方程式(2)有關物質才能和方程式(1)結合在一起。

將方程式(3)×2＋方程式(2)；可表示為(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將(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、熔融鹽燃料電池具有高的發(fā)電效率，因而得到重視，可用Li2CO3和Na2CO3的熔融鹽混合物作用電解質，CO為陽極燃氣，空氣與CO2的混合氣體為陰極助燃氣，制得在650℃下工作的燃料電池，完成有關的電池反應式：陽極反應式：2CO＋2CO32－→4CO2＋4e－

陰極反應式：；總電池反應式：。解析：作為燃料電池，總的效果就是把燃料進行燃燒。本題中CO為還原劑，空氣中O2為氧化劑，電池總反應式為：2CO＋O2＝2CO2。用總反應式減去電池負極（即題目指的陽極）反應式，就可得到電池正極（即題目指的陰極）反應式：O2＋2CO2＋4e－＝2CO32－。

答案：O2＋2CO2＋4e－＝2CO32－；2CO＋O2＝2CO2

例3、下列有關反應的方向說法中正確的是()A、放熱的自發(fā)過程都是熵值減小的過程。B、吸熱的自發(fā)過程常常是熵值增加的過程。

C、水自發(fā)地從高處流向低處，是趨向能量最低狀態(tài)的傾向。D、只根據(jù)焓變來判斷化學反應的方向是可以的。

解析：放熱的自發(fā)過程可能使熵值減小、增加或無明顯變化，故A錯誤。只根據(jù)焓變來判斷反應進行的方向是片面的，要用能量判據(jù)、熵判據(jù)組成的復合判據(jù)來判斷，D錯誤。水自發(fā)地從高處流向低處，是趨向能量最低狀態(tài)的傾向是正確的。有些吸熱反應也可以自發(fā)進行。如在25℃和1.01×105Pa時，2N2O5(g)＝4NO2(g)＋O2(g)；ΔH＝56.7kJ/mol，(NH4)2CO3(s)＝NH4HCO3(s)＋NH3(g)；ΔH＝74.9kJ/mol，上述兩個反應都是吸熱反應，又都是熵增的反應，所以B也正確。答案：BC。

化學反應原理復習（二）【知識講解】第2章、第3、4節(jié)

一、化學反應的速率

1、化學反應是怎樣進行的

(1)基元反應：能夠一步完成的反應稱為基元反應，大多數(shù)化學反應都是分幾步完成的。

(2)反應歷程：平時寫的化學方程式是由幾個基元反應組成的總反應�？偡磻�中用基元反應構成的反應序列稱為反應歷程，又稱反應機理。

(3)不同反應的反應歷程不同。同一反應在不同條件下的反應歷程也可能不同，反應歷程的差別又造成了反應速率的不同。

2、化學反應速率(1)概念：

單位時間內反應物的減小量或生成物的增加量可以表示反應的快慢，即反應的速率，用符號v表示。(2)表達式：

(3)特點

對某一具體反應，用不同物質表示化學反應速率時所得的數(shù)值可能不同，但各物質表示的化學反應速率之比等于化學方程式中各物質的系數(shù)之比。3、濃度對反應速率的影響(1)反應速率常數(shù)(K)

反應速率常數(shù)(K)表示單位濃度下的化學反應速率，通常，反應速率常數(shù)越大，反應進行得越快。反應速率常數(shù)與濃度無關，受溫度、催化劑、固體表面性質等因素的影響。

(2)濃度對反應速率的影響

增大反應物濃度，正反應速率增大，減小反應物濃度，正反應速率減小。增大生成物濃度，逆反應速率增大，減小生成物濃度，逆反應速率減小。(3)壓強對反應速率的影響

壓強只影響氣體，對只涉及固體、液體的反應，壓強的改變對反應速率幾乎無影響。

壓強對反應速率的影響，實際上是濃度對反應速率的影響，因為壓強的改變是通過改變容器容積引起的。壓縮容器容積，氣體壓強增大，氣體物質的濃度都增大，正、逆反應速率都增加；增大容器容積，氣體壓強減小；氣體物質的濃度都減小，正、逆反應速率都減小。

4、溫度對化學反應速率的影響(1)經(jīng)驗公式

阿倫尼烏斯總結出了反應速率常數(shù)與溫度之間關系的經(jīng)驗公式：

式中A為比例系數(shù)，e為自然對數(shù)的底，R為摩爾氣體常數(shù)量，Ea為活化能。由公式知，當Ea＞0時，升高溫度，反應速率常數(shù)增大，化學反應速率也隨之增大�？芍�，溫度對化學反應速率的影響與活化能有關。(2)活化能Ea。

活化能Ea是活化分子的平均能量與反應物分子平均能量之差。不同反應的活化能不同，有的相差很大�；罨�能Ea值越大，改變溫度對反應速率的影響越大。

5、催化劑對化學反應速率的影響

(1)催化劑對化學反應速率影響的規(guī)律：催化劑大多能加快反應速率，原因是催化劑能通過參加反應，改變反應歷程，降低反應的活化能來有效提高反應速率。(2)催化劑的特點：

催化劑能加快反應速率而在反應前后本身的質量和化學性質不變。催化劑具有選擇性。

催化劑不能改變化學反應的平衡常數(shù)，不引起化學平衡的移動，不能改變平衡轉化率。

二、化學反應條件的優(yōu)化工業(yè)合成氨

1、合成氨反應的限度

合成氨反應是一個放熱反應，同時也是氣體物質的量減小的熵減反應，故降低溫度、增大壓強將有利于化學平衡向生成氨的方向移動。2、合成氨反應的速率

(1)高壓既有利于平衡向生成氨的方向移動，又使反應速率加快，但高壓對設備的要求也高，故壓強不能特別大。

(2)反應過程中將氨從混合氣中分離出去，能保持較高的反應速率。

(3)溫度越高，反應速率進行得越快，但溫度過高，平衡向氨分解的方向移動，不利于氨的合成。

(4)加入催化劑能大幅度加快反應速率。

3、合成氨的適宜條件

在合成氨生產(chǎn)中，達到高轉化率與高反應速率所需要的條件有時是矛盾的，故應該尋找以較高反應速率并獲得適當平衡轉化率的反應條件：一般用鐵做催化劑，控制反應溫度在700K左右，壓強范圍大致在1×107Pa～1×108Pa之間，并采用N2與H2分壓為1∶2.8的投料比。第3章、物質在水溶液中的行為一、水溶液

1、水的電離H2OH＋＋OH－

水的離子積常數(shù)KW＝［H＋］［OH－］，25℃時，KW＝1.0×10－14mol2L－2。溫度升高，有利于水的電離，KW增大。

2、溶液的酸堿度

＋－－7－1

室溫下，中性溶液：［H］＝［OH］＝1.0×10molL，pH＝7酸性溶液：［H＋］＞［OH－］，［H＋］＞1.0×10－7molL－1，pH＜7堿性溶液：［H＋］＜［OH－］，［OH－］＞1.0×10－7molL－1，pH＞7

3、電解質在水溶液中的存在形態(tài)(1)強電解質

強電解質是在稀的水溶液中完全電離的電解質，強電解質在溶液中以離子形式存在，主要包括強酸、強堿和絕大多數(shù)鹽，書寫電離方程式時用“＝”表示。(2)弱電解質

在水溶液中部分電離的電解質，在水溶液中主要以分子形態(tài)存在，少部分以離子形態(tài)存在，存在電離平衡，主要包括弱酸、弱堿、水及極少數(shù)鹽，書寫電離方程式時用“”表示。

二、弱電解質的電離及鹽類水解

1、弱電解質的電離平衡。(1)電離平衡常數(shù)

在一定條件下達到電離平衡時，弱電解質電離形成的各種離子濃度的乘積與溶液中未電離的分子濃度之比為一常數(shù)，叫電離平衡常數(shù)。

弱酸的電離平衡常數(shù)越大，達到電離平衡時，電離出的H＋越多。多元弱酸分步電離，且每步電離都有各自的電離平衡常數(shù)，以第一步電離為主。(2)影響電離平衡的因素，以CH3COOHCH3COO－＋H＋為例。加水、加冰醋酸，加堿、升溫，使CH3COOH的電離平衡正向移動，加入CH3COONa固體，加入濃鹽酸，降溫使CH3COOH電離平衡逆向移動。

2、鹽類水解(1)水解實質

鹽溶于水后電離出的離子與水電離的H＋或OH－結合生成弱酸或弱堿，從而打破水的電離平衡，使水繼續(xù)電離，稱為鹽類水解。(2)水解類型及規(guī)律

①強酸弱堿鹽水解顯酸性。NH4Cl＋H2ONH3H2O＋HCl②強堿弱酸鹽水解顯堿性。CH3COONa＋H2OCH3COOH＋NaOH③強酸強堿鹽不水解。④弱酸弱堿鹽雙水解。

Al2S3＋6H2O＝2Al(OH)3↓＋3H2S↑(3)水解平衡的移動

加熱、加水可以促進鹽的水解，加入酸或堿能抑止鹽的水解，另外，弱酸根陰離子與弱堿陽離子相混合時相互促進水解。三、沉淀溶解平衡

1、沉淀溶解平衡與溶度積(1)概念

當固體溶于水時，固體溶于水的速率和離子結合為固體的速率相等時，固體的溶解與沉淀的生成達到平衡狀態(tài)，稱為沉淀溶解平衡。其平衡常數(shù)叫做溶度積常數(shù)，簡稱溶度積，用Ksp表示。PbI2(s)Pb2+(aq)＋2I－(aq)

Ksp＝［Pb2＋］［I－］2＝7.1×10－9mol3L－3

(2)溶度積Ksp的特點

Ksp只與難溶電解質的性質和溫度有關，與沉淀的量無關，且溶液中離子濃度的變化能引起平衡移動，但并不改變溶度積。Ksp反映了難溶電解質在水中的溶解能力。

2、沉淀溶解平衡的應用(1)沉淀的溶解與生成

根據(jù)濃度商Qc與溶度積Ksp的大小比較，規(guī)則如下：Qc＝Ksp時，處于沉淀溶解平衡狀態(tài)。

Qc＞Ksp時，溶液中的離子結合為沉淀至平衡。

Qc＜Ksp時，體系中若有足量固體，固體溶解至平衡。(2)沉淀的轉化根據(jù)溶度積的大小，可以將溶度積大的沉淀可轉化為溶度積更小的沉淀，這叫做沉淀的轉化。沉淀轉化實質為沉淀溶解平衡的移動。四、離子反應

1、離子反應發(fā)生的條件(1)生成沉淀

既有溶液中的離子直接結合為沉淀，又有沉淀的轉化。(2)生成弱電解質

主要是H＋與弱酸根生成弱酸，或OH－與弱堿陽離子生成弱堿，或H＋與OH－生成H2O。

(3)生成氣體

生成弱酸時，很多弱酸能分解生成氣體。(4)發(fā)生氧化還原反應

強氧化性的離子與強還原性離子易發(fā)生氧化還原反應，且大多在酸性條件下發(fā)生。

2、離子反應能否進行的理論判據(jù)(1)根據(jù)焓變與熵變判據(jù)

對ΔH－TΔS＜0的離子反應，室溫下都能自發(fā)進行。(2)根據(jù)平衡常數(shù)判據(jù)

離子反應的平衡常數(shù)很大時，表明反應的趨勢很大。

3、離子反應的應用

(1)判斷溶液中離子能否大量共存

相互間能發(fā)生反應的離子不能大量共存，注意題目中的隱含條件。(2)用于物質的定性檢驗根據(jù)離子的特性反應，主要是沉淀的顏色或氣體的生成，定性檢驗特征性離子。

(3)用于離子的定量計算

常見的有酸堿中和滴定法、氧化還原滴定法。(4)生活中常見的離子反應。

硬水的形成及軟化涉及到的離子反應較多，主要有：Ca2＋、Mg2＋的形成。

CaCO3＋CO2＋H2O＝Ca2＋＋2HCO3－

MgCO3＋CO2＋H2O＝Mg2＋＋2HCO3－

加熱煮沸法降低水的硬度：

Ca2＋＋2HCO3－CaCO3↓＋CO2↑＋H2O

2＋－

Mg＋2HCO3MgCO3↓＋CO2↑＋H2O或加入Na2CO3軟化硬水：

Ca2＋＋CO32－＝CaCO3↓，Mg2＋＋CO32－＝MgCO3↓

五、電化學

【知識精要】

一、原電池原理及應用

原電池是一種由化學能轉變成電能的裝置。其本質是通過自發(fā)進行的氧化還原反應，使反應中電子轉移而產(chǎn)生電流，反應中的氧化反應和還原反應分別在兩個電極上發(fā)生，這便形成了帶電粒子按一定方向流動的閉合回路。1．原電池的判定

先分析有無外接電源，有外接電源者為電解池，無外接電源者可能為原電池；再依據(jù)原電池的形成條件分析判定，主要思路是“三看”：一看電極，兩極為導體且活潑性不同；二看溶液，兩極插入電解質溶液中；三看回路：形成閉合回路或兩極接觸。2．原電池正極和負極的確定

（1）由兩極的相對活潑性確定：在原電池中，相對活潑性較強的金屬為原電池的負極，相對活潑性較差的金屬或導電的非金屬作原電池的正極。

（2）由電極現(xiàn)象確定：通常情況下，在原電池中某一電極若不斷溶解或質量不斷減少，該電極發(fā)生氧化反應，此為原電池的負極；若原電池中某一電極上有氣體生成、電極的質量不斷增加或電極質量不變，該電極發(fā)生還原反應，此為原電池的正極。3．原電池原理的應用

（1）利用原電池原理可以制造出各種實用電池，即化學電源，如鋅錳干電池、鉛蓄電池、鋰電池、新型燃料電池等。

（2）原電池原理可用于解決一些實際問題，如加快某些化學反應時的速率（稀硫酸與鋅反應時，常滴入幾滴硫酸銅溶液）；分析金屬電化學腐蝕的快慢和防護方法等。[重點提醒]

（1）由電極裝置書寫電極反應：找出發(fā)生氧化反應和還原反應的物質（或離子），確定正負或陰陽極反應的物質（或放電的離子），利用電荷守恒分別寫出電極反應式。

（2）差值法書寫電極反應式：正負（或陰陽）極反應式之和為電池反應的方程式。一般先寫出反應的總方程式和較易寫出的電極反應式，然后用總方程式減去較易寫出的電極反應式得較難寫的電極反應式。書寫時，無論是總反應式還是電極反應式都既要滿足電子轉移守恒、電荷守恒，又要滿足質量守恒。書寫時注意介質通常是定向移動到該電極附近的導電離子如H+、OH-、H2O等等，若氧化(或還原)產(chǎn)物能與之發(fā)生復分解反應，則其一般書寫在電極方程式中。

3、常見電極反應式

(1)鋅錳干電池

負極反應：Zn→Zn2＋＋2e－；

正極反應：2NH4＋＋2e－→2NH3＋H2；

（2）氫、氧燃燒電池（電池的產(chǎn)物負極為H2O，正極則有大量的氫氧根生成）：負極:2H2+4OH-4e=4H2O正極:O2+4e+2H2O=4OH電池總反應：2H2＋O2＝2H2O

（3）甲烷燃燒電池（電池負極甲烷燃燒失去電子，在堿性條件下生成的CO2與OH-反應生成CO32-和H2O,而正極是O2得到電子而成為OH-。）負極：CH48e+10OH=CO32-+7H2O正極：2O2+8e+4H2O=8OH（4）愛迪生蓄電池：Ｆｅ＋ＮｉＯ２＋２Ｈ２Ｏ

充電放電Ｆｅ（ＯＨ）２＋Ｎｉ（ＯＨ）２

負極：Fe2e+2OH==Fe(OH)2正極：NiO2+2e+2H2O==Ni(OH)2+2OH（5）紐扣電池：Ａｇ２Ｏ＋Ｈ２Ｏ＋Ｚｎ＝ＺＮ（ＯＨ）２＋２Ａｇ

負極：Zn-4e+2OH=Zn(OH)2正極：Ag2O+H2O+2e==2Ag+2OH（6）鉛蓄電池

負極：Pb+SO42-2e-=PbSO4正極：PbO2+4H++SO42+2e-=PbSO4+2H2O

放電時總反應：Pb＋PbO2＋2H2SO4＝2PbSO4＋2H2O。充電時總反應：2PbSO4＋2H2O＝Pb＋PbO2＋2H2SO4。二、電解原理及應用

電解池是將電能轉化為化學能的裝置，在電解池中，陽極發(fā)生氧化反應、陰極發(fā)生還原

2-----反應，其放電順序一般為：陽極：活潑性電極>S>I>Br>Cl>OH>含氧酸根離子陰極：與金屬活動順序表中金屬陽離子的氧化順序一致1．（惰性電極）電解電解質溶液的類型類型實例NaOH電解水H2SO4Na2SO4電解電解質HClCuCl2NaCl電解質電離出的陰陽離子分別在兩極放電電極反應特點陰：2H+2e====H2↑--+-電解對象水電解質濃度增大增大增大減小減小生成新電解質pH增大減小不變增大增大溶液復原水水水氯化氫氯化銅氯化氫陽：4OH-4e====2H2O+O2↑水水電解質電解質放H2生堿陰極：H2O放H2生堿陽極：電解質電解質陰離子放電陰極：電解質陽離子放電陽極：H2O放O2生酸和水電解質和水放O2生酸CuSO4生成新電解質減小氧化銅2．電解原理的應用（1）電解精煉銅：粗銅作陽極，精銅作陰極，CuSO4溶液作電解質溶液。電解時，發(fā)生如下

-2+2+-反應：陽極，Cu-2e=Cu，陰極，Cu+2e=Cu。陽極泥中存在金、銀等不活潑的貴重金屬，

陰極得到純銅。

（2）電鍍銅：精銅作陽極，鍍件金屬作陰極，硫酸銅（或其他可溶性銅鹽）溶液作電解質

-2+

溶液，從理論上講電鍍時電解質溶液組成、濃度和質量不變化。電極反應：陽極Cu-2e=Cu，

2+-陰極Cu+2e=Cu。

--+-（3）氯堿工業(yè)：陽極2Cl-2e=Cl2↑，陰極2H+2e=H2↑總反應2NaCl+2H2O

電解2NaOH+H2

↑+Cl2↑(反應條件：直流電)

（4）冶煉金屬：電解熔融電解質，可煉得活潑金屬。如：K、Na、Ca、Mg、Al等金屬可通過電解其熔融的氯化物或氧化物制得。電源的負極是最強的“還原劑”，可“強迫”活潑金

2--3+-屬的陽離子得電子。如電解冶煉鋁：陽極反應6O-12e=3O2↑，陰極反應4Al+12e=4Al，總反應式為：2Al2O3

電解4Al+3O2↑。

[重點提醒]

（1）電化學計算的基本方法

原電池和電解池的計算包括兩極產(chǎn)物的定量計算、溶液pH的計算、相對原子質量和阿伏加德羅常數(shù)測定的計算、根據(jù)電荷量求產(chǎn)物的量與根據(jù)產(chǎn)物的量求電荷量等的計算。不論哪類計算，均可概括為下列三種方法：

①根據(jù)電子守恒法計算：用于串聯(lián)電路、陰陽兩極產(chǎn)物、正負兩極產(chǎn)物、相同電荷量等類型的計算，其依據(jù)是電路中轉移的電子數(shù)相等。

②根據(jù)總反應式計算：先寫出電極反應式，再寫出總反應式，最后根據(jù)總反應式列比例式計算。

③根據(jù)關系式計算：借得失電子守恒關系建立已知量與未知量之間的橋梁，建立計算所需的關系式。

（2）電化學試題的命題點歸納

①二次電池的充電和放電：放電時原電池，充電時電解池；

②電極名稱：原電池的電極名稱是正和負極，電解池是陽極和陰極；③反應類型：負極和陽極發(fā)生氧化反應，失電子被氧化，正極和陰極發(fā)生還原反應，得電子被氧化；

④電極反應：負極的反向是陰極，正極的反向是陽極。酸性電池中不能出現(xiàn)OH，堿性電池

++

中不能出現(xiàn)H，非溶液電池不會出現(xiàn)H和OH；

⑤溶液和電極附近溶液酸堿性變化：總反應消耗酸（堿），溶液PH增大（減�。�。電極反應

+++

式中H（OH）放電云集OH（H），電極溶液顯堿性（酸性）。電極反應消耗H（OH），酸

+

性（堿性）減弱，生成H（OH），酸性（堿性）增強。⑥濃度復原：消耗什么補充什么，消耗多少補多少。三、金屬腐蝕與保護

1．吸氧腐蝕和析氫腐蝕的區(qū)別電化腐蝕類型條件正極反應負極反應總反應方程式吸氧腐蝕水膜酸性很弱或呈中性O2+4e-+2H2O==4OH-Fe－2e-==Fe2+4Fe(OH)2+O2+2H2O==4Fe(OH)32Fe(OH)3==Fe2O3+3H2O腐蝕作用是主要的腐蝕類型，具有廣泛性析氫腐蝕水膜酸性較強2H++2e-==H2↑Fe－2e-==Fe2+Fe+2H+=Fe2++H2↑發(fā)生在某些局部區(qū)域內2．金屬的防護方法：①改變金屬的內部組織結構。合金鋼中含有合金元素，使組織結構發(fā)生變化，耐腐蝕。如：不銹鋼。②在金屬表面覆蓋保護層。常見方式有：涂油脂、油漆或覆蓋搪瓷、塑料等；使表面生成致密氧化膜；在表面鍍一層有自我保護作用的另一種金屬。③電化學保護法：外加電源的陰極保護法:接上外加直流電源構成電解池，被保護的金屬作陰極。犧牲陽極的陰極保護法：外加負極材料，構成原電池，被保護的金屬作正極。

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