《化學(xué)選修 化學(xué)反應(yīng)原理重要知識(shí)點(diǎn)》由會(huì)員分享，可在線閱讀，更多相關(guān)《化學(xué)選修 化學(xué)反應(yīng)原理重要知識(shí)點(diǎn)（14頁(yè)珍藏版）》請(qǐng)?jiān)谘b配圖網(wǎng)上搜索。

1、word化學(xué)選修 化學(xué)反響原理復(fù)習(xí)第一章一、焓變反響熱 1反響熱：一定條件下，一定物質(zhì)的量的反響物之間完全反響所放出或吸收的熱量 2焓變(H)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)： H2.單位：kJ/mol 3.產(chǎn)生原因：化學(xué)鍵斷裂吸熱化學(xué)鍵形成放熱放出熱量的化學(xué)反響。(放熱吸熱)H 為“-或H 放熱H 為“+或H 0 常見(jiàn)的放熱反響： 所有的燃燒反響 酸堿中和反響 大多數(shù)的化合反響 金屬與酸的反響 生石灰和水反響 濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等 常見(jiàn)的吸熱反響： 晶體Ba(OH)28H2O與NH4Cl 大多數(shù)的分解反響 以H2、CO、C為復(fù)原劑的氧化復(fù)原反響 銨鹽溶解等二、熱化

2、學(xué)方程式書(shū)寫(xiě)化學(xué)方程式注意要點(diǎn):熱化學(xué)方程式必須標(biāo)出能量變化。熱化學(xué)方程式中必須標(biāo)明反響物和生成物的聚集狀態(tài)g,l,s分別表示固態(tài)，液態(tài)，氣態(tài)，水溶液中溶質(zhì)用aq表示熱化學(xué)反響方程式要指明反響時(shí)的溫度和壓強(qiáng)。熱化學(xué)方程式中的化學(xué)計(jì)量數(shù)可以是整數(shù)，也可以是分?jǐn)?shù)各物質(zhì)系數(shù)加倍，H加倍；反響逆向進(jìn)展，H改變符號(hào)，數(shù)值不變?nèi)?、燃燒?概念：25 ，101 kPa時(shí)，1 mol純物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定的化合物時(shí)所放出的熱量。燃燒熱的單位用kJ/mol表示。注意以下幾點(diǎn)：研究條件：101 kPa反響程度：完全燃燒，產(chǎn)物是穩(wěn)定的氧化物。燃燒物的物質(zhì)的量：1 mol研究容：放出的熱量。H_105_時(shí)，該反響就進(jìn)

3、展得根本完全了。2、可以利用K值做標(biāo)準(zhǔn)，判斷正在進(jìn)展的可逆反響是否平衡與不平衡時(shí)向何方進(jìn)展建立平衡。Q：濃度積Q_K:反響向正反響方向進(jìn)展;Q_=_K:反響處于平衡狀態(tài) ;Q_K: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)假如溫度升高，K值增大，如此正反響為_(kāi)吸熱_反響假如溫度升高，K值減小，如此正反響為_(kāi)放熱_反響四、等效平衡1、概念：在一定條件下定溫、定容或定溫、定壓，只是起始參加情況不同的同一可逆反響達(dá)到平衡后，任何一樣組分的百分含量均一樣，這樣的化學(xué)平衡互稱為等效平衡。2、分類1定溫，定容條件下的等效平衡第一類：對(duì)于反響前后氣體分子數(shù)改變的可逆反響：必須要保證化學(xué)計(jì)量數(shù)之比與原

4、來(lái)一樣；同時(shí)必須保證平衡式左右兩邊同一邊的物質(zhì)的量與原來(lái)一樣。第二類：對(duì)于反響前后氣體分子數(shù)不變的可逆反響：只要反響物的物質(zhì)的量的比例與原來(lái)一樣即可視為二者等效。2定溫，定壓的等效平衡只要保證可逆反響化學(xué)計(jì)量數(shù)之比一樣即可視為等效平衡。五、化學(xué)反響進(jìn)展的方向1、反響熵變與反響方向：1熵:物質(zhì)的一個(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：Jmol-1K-1 (2)體系趨向于有序轉(zhuǎn)變?yōu)闊o(wú)序，導(dǎo)致體系的熵增加，這叫做熵增加原理，也是反響方向判斷的依據(jù)。.3同一物質(zhì)，在氣態(tài)時(shí)熵值最大，液態(tài)時(shí)次之，固態(tài)時(shí)最小。即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

5、的判讀依據(jù)為：H-TS0 反響能自發(fā)進(jìn)展H-TS=0 反響達(dá)到平衡狀態(tài)H-TS0 反響不能自發(fā)進(jìn)展注意：1H為負(fù)，S為正時(shí)，任何溫度反響都能自發(fā)進(jìn)展 2H為正，S為負(fù)時(shí)，任何溫度反響都不能自發(fā)進(jìn)展第三章一、弱電解質(zhì)的電離 1、定義：電解質(zhì)：在水溶液中或熔化狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物,叫電解質(zhì)。非電解質(zhì) ：在水溶液中或熔化狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物。強(qiáng)電解質(zhì) ： 在水溶液里全部電離成離子的電解質(zhì) 。弱電解質(zhì)： 在水溶液里只有一局部分子電離成離子的電解質(zhì) 。物質(zhì)單質(zhì)化合物電解質(zhì)非電解質(zhì)： 非金屬氧化物，大局部有機(jī)物 。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2強(qiáng)電解質(zhì)： 強(qiáng)酸，強(qiáng)堿，大多數(shù)

6、鹽 。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4弱電解質(zhì)： 弱酸，弱堿，極少數(shù)鹽，水 。如HClO、NH3H2O、Cu(OH)2、H2O混和物純凈物2、電解質(zhì)與非電解質(zhì)本質(zhì)區(qū)別：電解質(zhì)離子化合物或共價(jià)化合物 非電解質(zhì)共價(jià)化合物 注意：電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物 SO2、NH3、CO2等屬于非電解質(zhì)強(qiáng)電解質(zhì)不等于易溶于水的化合物如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部電離，故BaSO4為強(qiáng)電解質(zhì)電解質(zhì)的強(qiáng)弱與導(dǎo)電性、溶解性無(wú)關(guān)。3、電離平衡：在一定的條件下，當(dāng)電解質(zhì)分子電離成 離子的速率 和離子結(jié)合成時(shí)，電離過(guò)程就達(dá)到了 平衡狀態(tài) ，這叫電離平衡。4、影響電離平衡的因素：A、溫度：電離一般吸

7、熱，升溫有利于電離。B、濃度：濃度越大，電離程度 越小 ；溶液稀釋時(shí)，電離平衡向著電離的方向移動(dòng)。C、同離子效應(yīng)：在弱電解質(zhì)溶液里參加與弱電解質(zhì)具有一樣離子的電解質(zhì)，會(huì) 減弱 電離。D、其他外加試劑：參加能與弱電解質(zhì)的電離產(chǎn)生的某種離子反響的物質(zhì)時(shí)，有利于電離。9、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10、電離常數(shù)：在一定條件下，弱電解質(zhì)在達(dá)到電離平衡時(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。 表示方法：ABA+B- Ki= A+ B-/AB11、影響因素：a、電離常數(shù)的大小主要由物質(zhì)

8、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：H2SO3H3PO4HFCH3COOHH2CO3H2SHClO二、水的電離和溶液的酸堿性1、水電離平衡：:水的離子積：KW = cH+cOH-25時(shí), H+=OH- =10-7 mol/L ; KW = H+OH- = 1*10-14 注意：KW只與溫度有關(guān)，溫度一定，如此KW值一定KW不僅適用于純水，適用于任何溶液酸、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：酸、堿 ：抑制水的電離 KW1*10-14溫度：促進(jìn)水

9、的電離水的電離是 吸 熱的易水解的鹽：促進(jìn)水的電離 KW 1*10-144、溶液的酸堿性和pH： 1pH=-lgcH+2pH的測(cè)定方法：酸堿指示劑 甲基橙 、 石蕊 、 酚酞 。變色圍：甲基橙 3.14.4橙色 石蕊5.08.0紫色 酚酞8.210.0淺紅色pH試紙 操作 玻璃棒蘸取未知液體在試紙上，然后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡比照即可 。 注意：事先不能用水濕潤(rùn)PH試紙；廣泛pH試紙只能讀取整數(shù)值或圍三 、混合液的pH值計(jì)算方法公式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+V22、強(qiáng)堿與強(qiáng)堿的混合：先求OH-混：將兩種

10、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-，H+有余，如此用余下的H+數(shù)除以溶液總體積求H+混；OH-有余，如此用余下的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 但始終不能大于或等于72、弱酸溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀pH原+n 但始終不能大于或等于73、強(qiáng)堿溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀 = pH原n 但始終不能小于或等于74、弱堿溶液：稀釋10n

11、倍時(shí)，pH稀pH原n 但始終不能小于或等于75、不論任何溶液，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變化得慢，強(qiáng)酸、強(qiáng)堿變化得快。五、強(qiáng)酸pH1強(qiáng)堿pH2混和計(jì)算規(guī)律1、假如等體積混合pH1+pH2=14 如此溶液顯中性pH=7pH1+pH215 如此溶液顯堿性pH=pH2pH1+pH213 如此溶液顯酸性pH=pH2、假如混合后顯中性pH1+pH2=14 V酸：V堿=1：1pH1+pH214 V酸：V堿=1：1014-pH1+pH2五、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

12、-物質(zhì)的量相等。2、中和滴定的操作過(guò)程：1儀滴定管的刻度，O刻度在 上 ，往下刻度標(biāo)數(shù)越來(lái)越大，全部容積 大于 它的最大刻度值，因?yàn)橄露擞幸痪植繘](méi)有刻度。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。滴定管可以讀到小數(shù)點(diǎn)后 一位 。2藥品：標(biāo)準(zhǔn)液；待測(cè)液；指示劑。3準(zhǔn)備過(guò)程：準(zhǔn)備：檢漏、洗滌、潤(rùn)洗、裝液、趕氣泡、調(diào)液面。洗滌：用洗液洗檢漏：滴定管是否漏水用水洗用標(biāo)準(zhǔn)液洗或待測(cè)液洗裝溶液排氣泡調(diào)液面記數(shù)據(jù)V(始)4試驗(yàn)過(guò)程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)展分析式中：n酸或堿中氫原子或氫氧根離子數(shù)；c酸或堿的物質(zhì)的量

13、濃度；V酸或堿溶液的體積。當(dāng)用酸去滴定堿確定堿的濃度時(shí)，如此：c堿=上述公式在求算濃度時(shí)很方便，而在分析誤差時(shí)起主要作用的是分子上的V酸的變化，因?yàn)樵诘味ㄟ^(guò)程中c酸為標(biāo)準(zhǔn)酸，其數(shù)值在理論上是不變的，假如稀釋了雖實(shí)際值變小，但表現(xiàn)的卻是V酸的增大，導(dǎo)致c酸偏高；V堿同樣也是一個(gè)定值，它是用標(biāo)準(zhǔn)的量器量好后注入錐形瓶中的，當(dāng)在實(shí)際操作中堿液外濺，其實(shí)際值減小，但引起變化的卻是標(biāo)準(zhǔn)酸用量的減少，即V酸減小，如此c堿降低了；對(duì)于觀察中出現(xiàn)的誤差亦同樣如此。綜上所述，當(dāng)用標(biāo)準(zhǔn)酸來(lái)測(cè)定堿的濃度時(shí)，c堿的誤差與V酸的變化成正比，即當(dāng)V酸的實(shí)測(cè)值大于理論值時(shí)，c堿偏高，反之偏低。同理，用標(biāo)準(zhǔn)堿來(lái)滴定未知濃度的

14、酸時(shí)亦然。六、鹽類的水解只有可溶于水的鹽才水解1、鹽類水解：在水溶液中鹽電離出來(lái)的離子跟水電離出來(lái)的H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反響。2、水解的實(shí)質(zhì)：水溶液中鹽電離出來(lái)的離子跟水電離出來(lái)的H+或OH-結(jié)合,破壞水的電離，是平衡向右移動(dòng)，促進(jìn)水的電離。3、鹽類水解規(guī)律：有 弱 才水解，無(wú)弱不水解，越弱越水解；誰(shuí) 強(qiáng)顯誰(shuí)性，兩弱都水解，同強(qiáng)顯中性。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、鹽類水解的特點(diǎn)：1可逆與中和反響互逆 2程度小 3吸熱5、影響鹽類水解的外界因素：溫度：溫度越 高 水解程度越大 水解吸熱，越熱越水解濃度：濃度越小，水

15、解程度越 大 越稀越水解酸堿：促進(jìn)或抑制鹽的水解H+促進(jìn) 陰離子 水解而 抑制 陽(yáng)離子水解；OH -促進(jìn)陽(yáng)離子水解而抑制陰離子水解6、酸式鹽溶液的酸堿性：只電離不水解：如HSO4- 顯 酸 性 電離程度水解程度，顯 酸 性 如: HSO3- 、H2PO4- 水解程度電離程度，顯 堿 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。使得平衡向右移。 2常見(jiàn)的雙水解反響完全的為：Fe3+、Al3+與AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；S2-與NH4+；

16、CO32-(HCO3-)與NH4+其特點(diǎn)是相互水解成沉淀或氣體。雙水解完全的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、鹽類水解的應(yīng)用：水解的應(yīng)用實(shí)例原理1、凈水明礬凈水Al3+3H2O Al(OH)3(膠體)+3H+2、去油污用熱堿水冼油污物品CO32-+H2O HCO3-+OH-3、藥品的保存配制FeCl3溶液時(shí)常參加少量鹽酸Fe3+3H2O Fe(OH)3+3H+ 配制Na2CO3溶液時(shí)常參加少量NaOHCO32-+H2O HCO3-+OH-4、制備無(wú)水鹽由MgCl26H2O制無(wú)水MgCl2在HCl氣流中加熱假如不然

17、，如此：MgCl26H2O Mg(OH)2+2HCl+4H2OMg(OH)2 MgO+H2O5、泡沫滅火器用Al2(SO4)3與NaHCO3溶液混合Al3+3HCO3-=Al(OH)3+3CO26、比擬鹽溶液中離子濃度的大小比擬NH4Cl溶液中離子濃度的大小NH4+H2O NH3H2O+H+c(Cl-)c(NH4+)c(H+)c(OH)-9、水解平衡常數(shù) Kh對(duì)于強(qiáng)堿弱酸鹽：Kh =Kw/Ka(Kw為該溫度下水的離子積，Ka為該條件下該弱酸根形成的弱酸的電離平衡常數(shù))對(duì)于強(qiáng)酸弱堿鹽：Kh =Kw/KbKw為該溫度下水的離子積，Kb為該條件下該弱堿根形成的弱堿的電離平衡常數(shù)電離、水解方程式的書(shū)寫(xiě)

18、原如此1、多元弱酸多元弱酸鹽的電離水解的書(shū)寫(xiě)原如此：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)原如此：一步書(shū)寫(xiě) 八、溶液中微粒濃度的大小比擬根本原如此：抓住溶液中微粒濃度必須滿足的三種守恒關(guān)系：電荷守恒：:任何溶液均顯電 中 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

19、.01g的電解質(zhì)稱難溶電解質(zhì)。2反響后離子濃度降至1*10-5以下的反響為完全反響。如酸堿中和時(shí)H+降至10-7mol/LHg2+Fe3+Cu2+H+(指酸電離的)Pb2+Sn2+Fe2+Zn2+Al3+Mg2+Na+Ca2+K+ 陰離子的放電順序 是惰性電極時(shí)：S2-I-Br-Cl-OH-NO3-SO42-(等含氧酸根離子)F-(SO32-/MnO4-OH-)是活性電極時(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，假如陽(yáng)極材料為活性電極Fe、Cu)等金屬，如此陽(yáng)極反響為電極材料失去電子，變成離子進(jìn)入溶液；假如為惰性材料，如此根據(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

20、極反響式。電解質(zhì)水溶液點(diǎn)解產(chǎn)物的規(guī)律類型電極反響特點(diǎn)實(shí)例電解對(duì)象電解質(zhì)濃度pH電解質(zhì)溶液復(fù)原分解電解質(zhì)型電解質(zhì)電離出的陰陽(yáng)離子分別在兩極放電HCl電解質(zhì)減小 增大HCl CuCl2-CuCl2放H2生成堿型陰極：水放H2生堿陽(yáng)極：電解質(zhì)陰離子放電NaCl電解質(zhì)和水生成新電解質(zhì)增大HCl放氧生酸型陰極：電解質(zhì)陽(yáng)離子放電陽(yáng)極：水放O2生酸CuSO4電解質(zhì)和水生成新電解質(zhì)減小氧化銅電解水型陰極：4H+ + 4e- = 2H2 陽(yáng)極：4OH- - 4e- = O2+ 2H2ONaOH 水 增大增大水H2SO4減小Na2SO4不變上述四種類型電解質(zhì)分類：1電解水型：含氧酸，強(qiáng)堿，活潑金屬含氧酸鹽2電解電

21、解質(zhì)型：無(wú)氧酸，不活潑金屬的無(wú)氧酸鹽氟化物除外3放氫生堿型：活潑金屬的無(wú)氧酸鹽4放氧生酸型：不活潑金屬的含氧酸鹽 二、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1、電鍍應(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，失去電子，成為離子進(jìn)入溶液 M ne = Mn+陰極：待鍍金屬鍍件：溶液中的金屬離子得到電子，成為金屬原子，附著在金屬外表Mn+ + ne = M電解質(zhì)溶液：含有鍍層金屬離子的溶液做電鍍液鍍銅反響原理 陽(yáng)極(純銅)：Cu-2e-=Cu2+，陰極(鍍件)：Cu2+2e-=Cu， 電解液：可溶性銅鹽溶液，如CuSO4溶液

22、3、電鍍應(yīng)用之一：銅的精煉 陽(yáng)極：粗銅；陰極： 純銅電解質(zhì)溶液： 硫酸銅 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、鈣、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：2Na+ + 2e = 2Na陰極：2Cl 2e = Cl2規(guī)律總結(jié)：原電池、電解池、電鍍池的判斷規(guī)律 1假如無(wú)外接電源，又具備組成原電池的三個(gè)條件。有活潑性不同的兩個(gè)電極；兩極用導(dǎo)線互相連接成直接插入連通的電解質(zhì)溶液里；較活潑金屬與電解質(zhì)溶液能發(fā)生氧化復(fù)原反響有時(shí)是與水電離產(chǎn)生的H+作用，只要同時(shí)具備這三個(gè)條件即為原

23、電池。 2假如有外接電源，兩極插入電解質(zhì)溶液中，如此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)，如此為電鍍池。 3假如多個(gè)單池相互串聯(lián)，又有外接電源時(shí)，如此與電源相連接的裝置為電解池成電鍍池。假如無(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，電鍍池的比擬性質(zhì) 類別 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)層其他金屬反響特征 自發(fā)反響 非自發(fā)反響 非自發(fā)反響 裝置特征無(wú)電源，兩級(jí)材料不同有電源，兩級(jí)材料可同可

24、不同 有電源 形成條件活動(dòng)性不同的兩極電解質(zhì)溶液形成閉合回路兩電極連接直流電源兩電極插入電解質(zhì)溶液形成閉合回路1鍍層金屬接電源正極，待鍍金屬接負(fù)極；2電鍍液必須含有鍍層金屬的離子 電極名稱負(fù)極：較活潑金屬正極：較不活潑金屬能導(dǎo)電非金屬陽(yáng)極：與電源正極相連陰極：與電源負(fù)極相連名稱同電解，但有限制條件陽(yáng)極：必須是鍍層金屬陰極：鍍件 電極反響負(fù)極：氧化反響，金屬失去電子正極：復(fù)原反響，溶液中的陽(yáng)離子的電子或者氧氣得電子吸氧腐蝕陽(yáng)極：氧化反響，溶液中的陰離子失去電子，或電極金屬失電子陰極：復(fù)原反響，溶液中的陽(yáng)離子得到電子陽(yáng)極：金屬電極失去電子陰極：電鍍液中陽(yáng)離子得到電子電子流向負(fù)極正極 電源負(fù)極陰極電

25、源正極陽(yáng)極 同電解池溶液中帶電粒子的移動(dòng)陽(yáng)離子向正極移動(dòng)陰離子向負(fù)極移動(dòng)陽(yáng)離子向陰極移動(dòng)陰離子向陽(yáng)極移動(dòng) 同電解池聯(lián)系 在兩極上都發(fā)生氧化反響和復(fù)原反響原電池與電解池的極的得失電子聯(lián)系圖：陽(yáng)極(失) e- 正極得 e- 負(fù)極失 e- 陰極得第四節(jié) 金屬的電化學(xué)腐蝕和防護(hù)一、金屬的電化學(xué)腐蝕1金屬腐蝕容：2金屬腐蝕的本質(zhì)：都是金屬原子 失去 電子而被氧化的過(guò)程3金屬腐蝕的分類：化學(xué)腐蝕 金屬和接觸到的物質(zhì)直接發(fā)生化學(xué)反響而引起的腐蝕 電化學(xué)腐蝕 不純的金屬跟電解質(zhì)溶液接觸時(shí)，會(huì)發(fā)生原電池反響。比擬活潑的金屬失去電子而被氧化，這種腐蝕叫做電化學(xué)腐蝕。 化學(xué)腐蝕與電化腐蝕的比擬 電化腐蝕 化學(xué)腐蝕條

26、件不純金屬或合金與電解質(zhì)溶液接觸金屬與非電解質(zhì)直接接觸現(xiàn)象有微弱的電流產(chǎn)生 無(wú)電流產(chǎn)生 本質(zhì)較活潑的金屬被氧化的過(guò)程 金屬被氧化的過(guò)程 關(guān)系 化學(xué)腐蝕與電化腐蝕往往同時(shí)發(fā)生，但電化腐蝕更加普遍，危害更嚴(yán)重4、電化學(xué)腐蝕的分類： 析氫腐蝕腐蝕過(guò)程中不斷有氫氣放出條件：潮濕空氣中形成的水膜,酸性較強(qiáng)水膜中溶解有CO2、SO2、H2S等氣體電極反響：負(fù)極: Fe 2e- = Fe2+ 正極: 2H+ + 2e- = H2 總式：Fe + 2H+ = Fe2+ + H2吸氧腐蝕反響過(guò)程吸收氧氣條件：中性或弱酸性溶液電極反響：負(fù)極: 2Fe 4e- = 2Fe2+ 正極: O2+4e- +2H2O =

27、4OH- 總式：2Fe + O2 +2H2O =2 Fe(OH)2 離子方程式：Fe2+ + 2OH- = Fe(OH)2 生成的 Fe(OH)2被空氣中的O2氧化，生成 Fe(OH)3 ，F(xiàn)e(OH)2+ O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3Fe(OH)3脫去一局部水就生成Fe2O3x H2O鐵銹主要成分規(guī)律總結(jié)：金屬腐蝕快慢的規(guī)律：在同一電解質(zhì)溶液中，金屬腐蝕的快慢規(guī)律如下：電解原理引起的腐蝕原電池原理引起的腐蝕化學(xué)腐蝕有防腐措施的腐蝕 防腐措施由好到壞的順序如下：外接電源的陰極保護(hù)法犧牲負(fù)極的正極保護(hù)法有一般防腐條件的腐蝕無(wú)防腐條件的腐蝕二、金屬的電化學(xué)防護(hù) 1、利用原電池原理進(jìn)展金屬的電化學(xué)防護(hù) 1、犧牲陽(yáng)極的陰極保護(hù)法 原理：原電池反響中，負(fù)極被腐蝕，正極不變化 應(yīng)用：在被保護(hù)的鋼鐵設(shè)備上裝上假如干鋅塊，腐蝕鋅塊保護(hù)鋼鐵設(shè)備 負(fù)極：鋅塊被腐蝕；正極：鋼鐵設(shè)備被保護(hù) 2、外加電流的陰極保護(hù)法原理：通電，使鋼鐵設(shè)備上積累大量電子，使金屬原電池反響產(chǎn)生的電流不能輸送，從而防止金屬被腐蝕應(yīng)用：把被保護(hù)的鋼鐵設(shè)備作為陰極，惰性電極作為輔助陽(yáng)極，均存在于電解質(zhì)溶液中，接上外加直流電源。通電后電子大量在鋼鐵設(shè)備上積累，抑制了鋼鐵失去電子的反響。 2、改變金屬結(jié)構(gòu)：把金屬制成防腐的合金 3、把金屬與腐蝕性試劑隔開(kāi)：電鍍、油漆、涂油脂、外表鈍化等14 / 14