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選修4《復(fù)習(xí)提綱》 第一章化學(xué)反應(yīng)與能量 一、焓變、反應(yīng)熱 要點(diǎn)一：反應(yīng)熱（焓變）的概念及表示方法 化學(xué)反應(yīng)過程中所釋放或吸收的能量，都可以用熱量來描述，叫做反應(yīng)熱，又稱焓變，符號(hào)為ΔH，單位為kJ/mol，規(guī)定放熱反應(yīng)的ΔH為“—”，吸熱反應(yīng)的ΔH為“+”。 特別提醒：（1）描述此概念時(shí)，無論是用“反應(yīng)熱”、“焓變”或“ ΔH”表示，其后所用的數(shù)值必須帶“+”或“—”。 （2）單位是kJ/mol，而不是kJ，熱量(Q)的單位是kJ。 （3）在比較大小時(shí)，所帶“+”“—”符號(hào)均參入比較。熱量(Q)大，ΔH小。 1．(2011年中山高二檢測)根據(jù)以下三個(gè)熱化學(xué)方程式： 2H2S(g)＋3O2(g)===2SO2(g)＋2H2O(l) ΔH1＝－Q1kJ/mol 2H2S(g)＋O2(g)===2S(s)＋2H2O(l) ΔH2＝－Q2 kJ/mol 2H2S(g)＋O2(g)===2S(s)＋2H2O(g) ΔH3＝－Q3 kJ/mol 判斷Q1、Q2、Q3三者關(guān)系正確的是(　　) ΔH1，ΔH2，ΔH3三者關(guān)系是？ A．Q1>Q2>Q3 B．Q1>Q3>Q2 C．Q3>Q2>Q1 D．Q2>Q1>Q3 解析：選A。ΔH1＜ΔH2＜ΔH3 要點(diǎn)二：放熱反應(yīng)和吸熱反應(yīng) 1．放熱反應(yīng)的ΔH為“—”或ΔH＜0 ；吸熱反應(yīng)的ΔH為“+”或ΔH ＞0 ?H＝E（生成物的總能量）－E（反應(yīng)物的總能量） ?H＝E（反應(yīng)物的鍵能）－ E（生成物的鍵能） 1．(2011年北京宣武區(qū)高三質(zhì)檢)下列反應(yīng)中生成物總能量高于反應(yīng)物總能量的是(　　) A．碳酸鈣受熱分解　　　　 B．乙醇燃燒 C．鋁粉與氧化鐵粉末反應(yīng) D．氧化鈣溶于水 解析：選A。生成物的總能量高于反應(yīng)物的總能量的反應(yīng)是吸熱反應(yīng)。在題給四個(gè)反應(yīng)中，只有碳酸鈣受熱分解為吸熱反應(yīng)，其余的均為放熱反應(yīng)。 2．常見的放熱反應(yīng)和吸熱反應(yīng) ①放熱反應(yīng)：活潑金屬與水或酸的反應(yīng)、酸堿中和反應(yīng)、燃燒反應(yīng)、多數(shù)化合反應(yīng)。 ②吸熱反應(yīng)：多數(shù)的分解反應(yīng)、氯化銨固體與氫氧化鋇晶體的反應(yīng)、水煤氣的生成反應(yīng)、炭與二氧化碳生成一氧化碳的反應(yīng) 3．需要加熱的反應(yīng)，不一定是吸熱反應(yīng)；不需要加熱的反應(yīng)，不一定是放熱反應(yīng) 4．通過反應(yīng)是放熱還是吸熱，可用來比較反應(yīng)物和生成物的相對穩(wěn)定性。 如C（石墨，s） C（金剛石，s） △H3= +1.9kJ/mol，該反應(yīng)為吸熱反應(yīng)，金剛石的能量高，石墨比金屬石穩(wěn)定。（能量高，不穩(wěn)定） 1.（2009萊蕪質(zhì)檢）已知25℃、101 kPA下，石墨、金剛石燃燒的熱化學(xué)方程式分別為： C（石墨，s）+O2（g）CO2(g);ΔH=-393.51 kJmol-1 C(金剛石,s)+O2（g）CO2(g);ΔH=-395.41 kJmol-1 據(jù)此判斷，下列說法中正確的是 答案 A A.由于石墨制備金剛石是吸熱反應(yīng)；等質(zhì)量時(shí)，石墨的能量比金剛石的能量低 B.由于石墨制備金剛石是吸熱反應(yīng)；等質(zhì)量時(shí)，石墨的能量比金剛石的能量高 C.由于石墨制備金剛石是放熱反應(yīng)；等質(zhì)量時(shí)，石墨的能量比金剛石的能量低 D.由于石墨制備金剛石是放熱反應(yīng)；等質(zhì)量時(shí)，石墨的能量比金剛石的能量高 二、熱化學(xué)方程式的書寫 書寫熱化學(xué)方程式時(shí)，除了遵循化學(xué)方程式的書寫要求外，還要注意以下幾點(diǎn)： 1．反應(yīng)物和生成物的聚集狀態(tài)不同，反應(yīng)熱的數(shù)值和符號(hào)可能不同，因此必須注明反應(yīng)物和生成物的聚集狀態(tài)，用s、l、g分別表示固體、液體和氣體，而不標(biāo)“↓、↑”。 2．△H只能寫在熱化學(xué)方程式的右邊，用空格隔開，△H值“—” 表示放熱反應(yīng)， △H值“+”表示吸熱反應(yīng)；單位為“kJ/mol”。 3．熱化學(xué)方程式中各物質(zhì)化學(xué)式前面的化學(xué)計(jì)量數(shù)僅表示該物質(zhì)的物質(zhì)的量，并不表示物質(zhì)的分子數(shù)或原子數(shù)，因此，化學(xué)計(jì)量數(shù)可以是整數(shù)，也可以是分?jǐn)?shù)。 4．△H的值要與熱化學(xué)方程式中化學(xué)式前面的化學(xué)計(jì)量數(shù)相對應(yīng)，如果化學(xué)計(jì)量數(shù)加倍，△H也要加倍。 5．正反應(yīng)若為放熱反應(yīng)，則其逆反應(yīng)必為吸熱反應(yīng)，二者△H的數(shù)值相等而符號(hào)相反。 1、 1 g氫氣燃燒生成液態(tài)水時(shí)放出142.9 kJ熱量，表示該反應(yīng)的熱化學(xué)方程式正確的是 A.2H2（g)+O2(g) 2H2O(l);ΔH=-142.9 kJmol-1 B.2H2(g)+O2(g) 2H2O(l);ΔH=-571.6 kJmol-1 C.2H2+O22H2O;ΔH=-571.6 kJmol-1 D.2H2(g)+O2(g) 2H2O(l);ΔH=+571.6 kJmol-1答案 B 三、燃燒熱、中和熱、能源 要點(diǎn)一：燃燒熱、中和熱及其異同 燃燒熱 中和熱 相 同 點(diǎn) 能量變化 放熱反應(yīng) △H △H＜0， 單位：kJ/mol 不 同 點(diǎn) 反應(yīng)物的量 1mol（O2的量不限） 可能是1mol，也可能是0.5mol 生成物的量 不限量 H2O是1mol 含義 1mol反應(yīng)物完全燃燒時(shí)放出的熱量；不同反應(yīng)物，燃燒熱不同 生成1mol水時(shí)放出的熱量；強(qiáng)酸強(qiáng)堿的中和熱約為57.3 kJ/mol 特別提醒： 1．燃燒熱指的是1 mol可燃物燃燒生成穩(wěn)定的化合物時(shí)所放出的熱量，注意：穩(wěn)定的化合物，如H2→H2O(l)而不是H2O(g)、 C→CO2(g)而不是CO 、S→SO2(g)而不是SO3。 2．中和熱是指酸、堿的稀溶液發(fā)生中和反應(yīng)生成1 mol水所放出的熱量。注意：弱酸、弱堿電離出H+、OH-需要吸收熱量，故所測定中和熱的數(shù)值偏??；濃硫酸與堿測定中和熱時(shí)，因濃硫酸釋稀要放熱，故測定的中和熱的數(shù)值偏大。 3．因燃燒熱、中和熱是確定的放熱反應(yīng)，具有明確的含義，故在表述時(shí)不用帶負(fù)號(hào)，如CH4的燃燒熱為890KJ/mol。 4．注意表示燃燒熱的熱化學(xué)方程式和燃燒的熱化學(xué)方程式；表示中和熱的熱化學(xué)方程式和表示中和反應(yīng)的熱化學(xué)方程式的不同。燃燒熱以可燃物1mol為標(biāo)準(zhǔn)，且燃燒生成穩(wěn)定的化合物；中和熱以生成1mol水為標(biāo)準(zhǔn)。 1．(2011年河北正定中學(xué)高二月考)下列熱化學(xué)方程式中ΔH代表燃燒熱的是(　　) 選C。 A．CH4(g)＋3/2O2(g)===2H2O(l)＋CO(g)　ΔH1 B．S(s)＋3/2O2(g)===SO3(s)　ΔH2 C．C6H12O6(s)＋6O2(g)===6CO2(g)＋6H2O(l)　ΔH3 D．2CO(g)＋O2(g)===2CO2(g)　ΔH4 5．(2011年云浮高二檢測)已知反應(yīng)：①101 kPa時(shí)，2C(s)＋O2(g)===2CO(g)　ΔH＝－221 kJ/mol；②稀溶液中，H＋(aq)＋OH－(aq)===H2O(l)　ΔH＝－57.3 kJ/mol，下列結(jié)論正確的是(　　) 選A。 A．碳的燃燒熱大于110.5 kJ/mol B．①的反應(yīng)熱為221 kJ/mol C．濃H2SO4與稀NaOH溶液反應(yīng)的中和熱為57.3 kJ/mol D．稀醋酸與稀NaOH溶液反應(yīng)生成1 mol水，放出57.3 kJ/mol的熱量 要點(diǎn)二：能源 新能源的開發(fā)與利用,日益成為社會(huì)關(guān)注的焦點(diǎn),因此,以新型能源開發(fā)與利用為背景材料，考查熱化學(xué)方程式的書寫及求算反應(yīng)熱，已成為高考命題的熱點(diǎn)。 關(guān)于能源問題，應(yīng)了解下面的幾個(gè)問題： （1）能源的分類：常規(guī)能源（可再生能源，如水等，非再生能源，如煤、石油、天然氣等）；新能源（可再生能源，如太陽能、風(fēng)能、生物能；非再生能源，如核聚變?nèi)剂希? （2）能源的開發(fā)；①太陽能：每年輻射到地球表面的能量為51019kJ，相當(dāng)于目前全世界能量消耗的1.3萬倍。②生物能：將生物轉(zhuǎn)化為可燃性的液態(tài)或氣態(tài)化合物，再利用燃燒放熱。③風(fēng)能：利用風(fēng)力進(jìn)行發(fā)電、提水、揚(yáng)帆助航等技術(shù)，風(fēng)能是一種可再生的干凈能源。④地球能、海洋能。 1．21世紀(jì)人類正由“化石能源時(shí)期”逐步向“多能源時(shí)期”過渡，下列不屬于新能源的是 A．電力 B．核能 C．太陽能 D．氫能 解析：選A。新能源主要是指核能、地?zé)崮堋⒊毕?、沼氣、新方法利用的太陽能、風(fēng)能等。 四、反應(yīng)熱的求算 1．由蓋斯定律：化學(xué)反應(yīng)不管是一步完成還是分步完成，其反應(yīng)熱總是相同的。也就是說，化學(xué)反應(yīng)熱只與反應(yīng)的始態(tài)和終態(tài)有關(guān)，而與具體反應(yīng)的途徑無關(guān)。 2．反應(yīng)熱的數(shù)值等于E（形成新鍵釋放的總能量）與E（斷鍵所吸收的總能量）之差，放熱反應(yīng)△H的符號(hào)為“—”，吸熱反應(yīng)△H的符號(hào)為“+”。 特別提醒： （1）運(yùn)用蓋斯定律的技巧：參照目標(biāo)熱化學(xué)方程式設(shè)計(jì)合理的反應(yīng)途徑，對原熱化學(xué)方程式進(jìn)行恰當(dāng)“變形”（反寫、乘除某一個(gè)數(shù)），然后方程式之間進(jìn)行“加”，從而得出求算新熱化學(xué)方程式反應(yīng)熱△H的關(guān)系式。 （2）具體方法：①對原熱化學(xué)方程式反寫（將一個(gè)熱化學(xué)方程式顛倒時(shí)，DH的“+”“—”號(hào)也隨之改變，但數(shù)值不變）。乘以某一個(gè)數(shù)（反應(yīng)熱也必須乘上該數(shù)）；②對原熱化學(xué)方程式相加（反應(yīng)熱也隨之加）。 （3）注意1molH2、O2分別含有1molH-H、1mol O=O，1molH2O中含有2molO—H，1molNH3含有3molN-H ，1molCH4含有4molC-H。 1．已知在298 K時(shí)下述反應(yīng)的有關(guān)數(shù)據(jù)： C(s)＋1/2O2(g)===CO(g)　ΔH1＝－110.5 kJ/mol C(s)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH2＝－393.5 kJ/mol 則C(s)＋CO2(g)===2CO(g)的ΔH為(　　) A．＋283.5 kJ/mol B．＋172.5 kJ/mol C．－172.5 kJ/mol D．－504 kJ/mol 解析：選B。根據(jù)蓋斯定律：方程2反寫，ΔH2＝+393.5 kJ/mol，方程1乘2，ΔH1＝－110.5 kJ/mol2，變形的方程式相加（反應(yīng)熱也隨之加）。 ΔH＝2ΔH1+（－ΔH2）＝2(－110.5 kJ/mol) + (+393.5 kJ/mol)＝＋172.5 kJ/mol 2．已知破壞1 mol N≡N鍵、H—H鍵和N—H鍵分別需吸收的能量為946 kJ、436 kJ、391 kJ。計(jì)算1 mol N2(g)和3 mol H2(g)完全轉(zhuǎn)化為NH3(g)時(shí)反應(yīng)熱的理論值。 答案：ΔH＝－92 kJ/mol 第二章化學(xué)反應(yīng)速率與化學(xué)平衡 一、化學(xué)反應(yīng)速率及其簡單計(jì)算 1．化學(xué)反應(yīng)速率：通常用單位時(shí)間內(nèi)反應(yīng)物濃度的減小或生成物濃度的增加來表示，其數(shù)學(xué)表達(dá)式可表示為單位一般為mol/(Lmin)或mol.L-1min-1 2．結(jié)論：對于一般反應(yīng) aA + bB =cC + dD來說有： VA ：VB ：VC ：VD =△CA ：△CB ：△CC ：△CD = a ：b ：c ：d 特別提醒： 1．化學(xué)反應(yīng)速率指的是平均速率而不是瞬時(shí)速率 2．無論濃度的變化是增加還是減少，化學(xué)反應(yīng)速率均取正值。 3．同一化學(xué)反應(yīng)速率用不同物質(zhì)表示時(shí)可能不同，但是比較反應(yīng)速率快慢時(shí)，要根據(jù)反應(yīng)速率與化學(xué)方程式的計(jì)量系數(shù)的關(guān)系換算成同一種物質(zhì)來表示，看其數(shù)值的大小。注意比較時(shí)單位要統(tǒng)一。 二、影響化學(xué)反應(yīng)速率的因素 1．內(nèi)因（主要因素）：反應(yīng)物本身的性質(zhì)（分子結(jié)構(gòu)或原子結(jié)構(gòu)）所決定的。 2．外因（次要因素） （1）濃度：當(dāng)其他條件不變時(shí)，增大反應(yīng)物的濃度，V正急劇增大，V逆也逐漸增大。若減小反應(yīng)物濃度，V逆急劇減小，V正逐漸減小。（固體或純液體的濃度可視為常數(shù)，故反應(yīng)速率與其加入量多少無關(guān)）。 （2）溫度：當(dāng)其他條件不變時(shí)，升溫時(shí)， V正、V逆都加快；降溫時(shí)，V正、V逆都減小 （3）壓強(qiáng)：其他條件不變時(shí)，對于有氣體參加的反應(yīng)，通過縮小反應(yīng)容器，增大壓強(qiáng)，V正、V逆都增大；通過擴(kuò)大反應(yīng)容器，壓強(qiáng)減小，濃度變小，V正、V逆均減小。 （4）催化劑：使用催化劑，成百上千的同等倍數(shù)地增加了正、逆反應(yīng)速率。 特別提醒： 1．改變壓強(qiáng)的實(shí)質(zhì)是改變濃度，若反應(yīng)體系中無氣體參加，故對該類的反應(yīng)速率無影響。 2．恒容時(shí)，氣體反應(yīng)體系中充入稀有氣體（或無關(guān)氣體）時(shí)，氣體總壓增大，物質(zhì)的濃度不變，反應(yīng)速率不變。 3．恒壓時(shí)，充入稀有氣體，反應(yīng)體系體積增大，濃度減小，反應(yīng)速率減慢。 三、化學(xué)平衡狀態(tài)的標(biāo)志和判斷 1．化學(xué)平衡的標(biāo)志： （1）V正=V逆，它是化學(xué)平衡的本質(zhì)特征 （2）各組分的濃度不再改變，各組分的物質(zhì)的量、質(zhì)量、體積分?jǐn)?shù)、反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率等均不再改變，這是外部特點(diǎn)。 2．化學(xué)平衡的狀態(tài)的判斷： 舉例反應(yīng) mA(g)+ nB(g)pC(g)+qD(g) 正逆反應(yīng)速率的關(guān)系 單位時(shí)間內(nèi)消耗了mmolA同時(shí)生成mmolA， 即V正=V逆 平衡 單位時(shí)間內(nèi)消耗nmolB，同時(shí)生成了mmolA， 即V（B正）：V（A逆）=n：m 平衡 混合物體系中各組分的含量 各物質(zhì)的物質(zhì)的量或各物質(zhì)的量分?jǐn)?shù)一定 平衡 各物質(zhì)的質(zhì)量或各物質(zhì)的質(zhì)量分?jǐn)?shù)一定 平衡 壓強(qiáng) 當(dāng)m+n≠p+q時(shí)，壓強(qiáng)不變 平衡 溫度 任何化學(xué)反應(yīng)都伴隨能量變化，在其他條件不變的條件下，體系溫度一定 平衡 顏色 當(dāng)體系的顏色（反應(yīng)物或生成物的顏色）不再變化 平衡 混合氣體平均相對分子質(zhì)量 當(dāng)m+n≠p+q時(shí)，平均相對分子質(zhì)量不變 平衡 體系的密度 當(dāng)m+n≠p+q時(shí)，等壓、等溫時(shí)，氣體密度一定 平衡 特別提醒： 1．當(dāng)從正逆反應(yīng)速率關(guān)系方面描述時(shí)，若按化學(xué)計(jì)量數(shù)比例同向說時(shí)，則不能說明達(dá)到平衡狀態(tài)；若按化學(xué)計(jì)量數(shù)比例異向說明，則可以說明達(dá)到平衡狀態(tài)。 2．恒溫、恒容下的體積不變的反應(yīng)，體系的壓強(qiáng)或總物質(zhì)的量不變時(shí)，不能說明達(dá)到平衡狀態(tài)。如H2（g）+I2 （g）2HI（g）。 3．全部是氣體參加的體積不變的反應(yīng)，體系的平均相對分子質(zhì)量不變，不能說明達(dá)到平衡狀態(tài)。如2HI（g） H2（g）+I2（g） 4．全部是氣體參加的反應(yīng)，恒容條件下體系的密度不變，不能說明達(dá)到平衡狀態(tài)。 四、影響化學(xué)平衡的因素及勒夏特例原理 要點(diǎn)一：反應(yīng)條件對化學(xué)平衡的影響： （1）濃度：在其他條件不變時(shí)，增大反應(yīng)物的濃度或減少生成物的濃度，都可使平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)，反之，平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)。 （2）溫度：在其他條件不變時(shí)，升高溫度，平衡向吸熱方向移動(dòng)；降低溫度，平衡向放熱方向移動(dòng)；溫度對化學(xué)平衡的影響是通過改變平衡常數(shù)實(shí)現(xiàn)的。 （3）壓強(qiáng)：其他條件不變時(shí)，在有氣體參加的可逆反應(yīng)里，增大壓強(qiáng)，平衡向氣體總體積縮小的方向移動(dòng)；反之，平衡向氣體總體積增大的方向移動(dòng)。在這里，壓強(qiáng)改變是通過反應(yīng)器容積的改變來完成的（即壓縮或擴(kuò)大）。 （4）催化劑：使用催化劑能同等倍數(shù)地增大正逆反應(yīng)速率，平衡不移動(dòng)，縮短了達(dá)到平衡所需的時(shí)間，但不會(huì)改變化學(xué)平衡常數(shù)，不會(huì)改變反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率，不會(huì)改變各組分的百分含量。 特別提醒： 1．恒容時(shí)充入與該反應(yīng)無關(guān)的氣體（如稀有氣體），正逆反應(yīng)速率不變，平衡不移動(dòng) 2．使用催化劑或?qū)怏w體積不變的反應(yīng)改變壓強(qiáng)，同等倍數(shù)的改變正逆反應(yīng)速率，平衡不移動(dòng)。 3．若改變濃度、壓強(qiáng)、溫度，不同倍數(shù)的改變了正逆反應(yīng)速率時(shí)，化學(xué)平衡一定移動(dòng)。 要點(diǎn)二：勒夏特例原理 如果改變影響化學(xué)平衡的一個(gè)條件（如濃度、溫度、壓強(qiáng)），平衡就向能夠減弱這種方向移動(dòng)。對該原理中的“減弱”不能理解為消除、抵消，即平衡移動(dòng)的變化總是小于外界條件變化對反應(yīng)的改變。如給已達(dá)到平衡狀態(tài)的可逆體系，增加5個(gè)大氣壓，由于化學(xué)反應(yīng)向體積縮小的方向移動(dòng)，使體系的最終壓強(qiáng)大于其初始?jí)簭?qiáng)P0而小于P0+5。另外，工業(yè)上反應(yīng)條件的優(yōu)化，實(shí)質(zhì)上是勒夏特例原理和化學(xué)反應(yīng)速率兩方面綜合應(yīng)用的結(jié)果。 五、化學(xué)速率和化學(xué)平衡圖象 1．速率v——時(shí)間t的圖象： （1）由速率的變化判斷外界條件的改變：①若反應(yīng)速率與原平衡速率斷層，則是由改變溫度或壓強(qiáng)所致，具體改變的條件，則要結(jié)合V逆、V正大小關(guān)系及平衡移動(dòng)的方向進(jìn)行判斷。②若反應(yīng)速率與原平衡連續(xù)，則是由改變某一種物質(zhì)的濃度所致，具體是增大或減小反應(yīng)物還是生成物的濃度，則要結(jié)合V逆、V正大小關(guān)系及平衡移動(dòng)的方向進(jìn)行判斷 2．組分量——時(shí)間t、溫度T、壓強(qiáng)P的圖象 ①“先拐先平”：“先拐”的先達(dá)到平衡狀態(tài)，即對應(yīng)的溫度高或壓強(qiáng)大，從而判斷出曲線對應(yīng)的溫度或壓強(qiáng)的大小關(guān)系。 ②“定一議二”：即固定其中的一個(gè)因素（溫度或壓強(qiáng)等），然后討論另外一個(gè)因素與化學(xué)平衡中的參量（濃度、質(zhì)量分?jǐn)?shù)、體積分?jǐn)?shù)、平均相對分子質(zhì)量）的變化關(guān)系，從而判斷出該反應(yīng)為放熱反應(yīng)或吸熱反應(yīng)、反應(yīng)前后氣體體積的大小等。 六、化學(xué)平衡常數(shù) 1．對于一般的可逆反應(yīng)：mA(g)+ nB(g)pC(g)+qD(g)，其中m、n、p、q分別表示化學(xué)方程式中反應(yīng)物和生成物的化學(xué)計(jì)量數(shù)。當(dāng)在一定溫度下達(dá)到化學(xué)平衡時(shí)，這個(gè)反應(yīng)的平衡常數(shù)公式可以表示為：,各物質(zhì)的濃度一定是平衡時(shí)的濃度,而不是其他時(shí)刻的. 2．在進(jìn)行K值的計(jì)算時(shí)，固體和純液體的濃度可視為常數(shù)“1”。例如：Fe3O4(s)+4H2(g)3Fe(s)+4H2O(g)，在一定溫度下，化學(xué)平衡常數(shù)表示為。 3．利用K值可判斷某狀態(tài)是否處于平衡狀態(tài)。例如，在某溫度下，可逆反應(yīng)mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)，平衡常數(shù)為K。若某時(shí)刻時(shí)，反應(yīng)物和生成物的濃度關(guān)系如下： ，則有以下結(jié)論： ①Q(mào)c＝K ，V(正)＝V(逆)，可逆反應(yīng)處于化學(xué)平衡狀態(tài)； ②Qc＜K ，V(正)＞V(逆)，可逆反應(yīng)向正反應(yīng)方向進(jìn)行； ③Qc＞K ，V(正)＜V(逆)，可逆反應(yīng)向逆反應(yīng)方向進(jìn)行。 4．化學(xué)平衡常數(shù)是指某一具體化學(xué)反應(yīng)的平衡常數(shù)，當(dāng)化學(xué)反應(yīng)方程式的各物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量數(shù)增倍或減倍時(shí)，化學(xué)平衡常數(shù)也會(huì)發(fā)生相應(yīng)的變化。 5．化學(xué)平衡常數(shù)是描述可逆反應(yīng)進(jìn)行程度的重要參數(shù)，只與溫度有關(guān)，與反應(yīng)物、生成物的濃度無關(guān)，當(dāng)然也不會(huì)隨壓強(qiáng)的變化而變化，即與壓強(qiáng)無關(guān)。 八、化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行的方向 1．放熱反應(yīng)具有自發(fā)進(jìn)行的傾向，但有些吸熱反應(yīng)也能自發(fā)進(jìn)行，故用焓判據(jù)判斷反應(yīng)自發(fā)進(jìn)行的方向不全面 2．反應(yīng)體系熵值的增大，反應(yīng)有自發(fā)進(jìn)行的傾向，但有些熵減的反應(yīng)也能自發(fā)進(jìn)行，故用熵判據(jù)判斷反應(yīng)自發(fā)進(jìn)行的方向也不全面 3．復(fù)合判據(jù)---自由能變化：△G=△H-T△S，是最全面的判斷據(jù)： ①△G=△H—T△S＞0，不能自發(fā)進(jìn)行； ②△G=△H—T△S＜0，能自發(fā)進(jìn)行； ③△G=△H—T△S=0，反應(yīng)處于平衡狀態(tài)。 ⒈化學(xué)反應(yīng)自發(fā)進(jìn)行的方向 焓變（△H）與熵值（△S）綜合考慮 ⒉化學(xué)反應(yīng)方向的判斷 △H＜0、△S＞0，一定能自發(fā)進(jìn)行 △H＞0、△S＜0，一定不能自發(fā)進(jìn)行 △H＜0、△S＜0，低溫下能自發(fā)進(jìn)行 △H＞0、△S＞0，高溫下能自發(fā)進(jìn)行 1．可逆反應(yīng)2A+3B 2C+D在四種不同條件下的反應(yīng)速率分別是 A．v (A) 0.5mol/ (Lmin) B．v (B) 0.6mol/ (Lmin) C．v (C) 0.35mol/ (Lmin) D．v (D) 0.4mol/ (Lmin) 則該反應(yīng)在不同條件下反應(yīng)速率最快的是 （ ） 2．下列說法中正確的是 （ ） A．凡是放熱反應(yīng)都是自發(fā)的，由于吸熱反應(yīng)都是非自發(fā)的 B．自發(fā)反應(yīng)在恰當(dāng)條件下才能實(shí)現(xiàn) C．自發(fā)反應(yīng)在任何條件下都能實(shí)現(xiàn) D．自發(fā)反應(yīng)一定是熵增大，非自發(fā)反應(yīng)一定是熵減小或不變 3．升高溫度能加快反應(yīng)速率的主要原因是 （ ） A．活化分子能量明顯增加 B．降低活化分子的能量 C．增加活化分子的百分?jǐn)?shù) D．降低反應(yīng)所需的能量 4、一定條件下，可逆反應(yīng)C(s) + CO2(g)2CO(g) △H＞0，達(dá)到平衡狀態(tài)，進(jìn)行如下操作： ①升高反應(yīng)體系的溫度；　 ②增加反應(yīng)物C的用量；　 ③縮小反應(yīng)體系的體積；　 ④減少體系中CO的量。 上述措施中一定能使反應(yīng)的正反應(yīng)速率顯著加快的是　 A．①②③④　　　 B．①③　　　　 C．①②　　　　 D．①③④ 5．對可逆反應(yīng)4NH3（g）+ 5O2（g） 4NO（g）+ 6H2O（g），下列敘述正確的是（ ） A．達(dá)到化學(xué)平衡時(shí)，4υ正（O2）= 5υ逆（NO ） B．若單位時(shí)間內(nèi)生成x mol NO的同時(shí)，消耗x mol NH3 ，則反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài) C．達(dá)到化學(xué)平衡時(shí)，若增加容器體積，則正反應(yīng)速率減少，逆反應(yīng)速率增大 D．化學(xué)反應(yīng)速率關(guān)系是：2υ正（NH3）= 3υ正（H2O） 6．已知：4NH3(g)+5O2(g)=4NO(g)+6H2(g)；△H=-1025kJ/mol該反應(yīng)是一個(gè)可逆反應(yīng)。若反應(yīng)物起始物質(zhì)的量相同，下列關(guān)于該反應(yīng)的示意圖不正確的是( ) 7．將 4 mol A 氣體和 2 mol B 氣體在 2 L 的容器中混合并在一定條件下發(fā)生如下反應(yīng)： 2A（氣）＋B（氣） 2C（氣），若經(jīng) 2 s（秒）后測得 C 的濃度為 0.6 molL－1 ，現(xiàn)有下列幾種說法，其中正確的是 A．用物質(zhì) A 表示的反應(yīng)的平均速率為 0.3 molL－1s－1 B．用物質(zhì) B 表示的反應(yīng)的平均速率為 0.6 molL－1s－1 C．2 s 時(shí)物質(zhì) A的轉(zhuǎn)化率為70％ D．2 s 時(shí)物質(zhì) B的濃度為 0.7 molL－1 8．在25℃時(shí)，密閉容器中X、Y、Z三種氣體的初始濃度和平衡濃度如下表： 物質(zhì) X Y Z 初始濃度/molL-1 0.1 0.2 0 平衡濃度/molL-1 0.05 0.05 0.1 下列說法正確的是： A．反應(yīng)達(dá)到平衡時(shí)，X的轉(zhuǎn)化率為60％ B．反應(yīng)可表示為X+3Y2Z，其平衡常數(shù)為1600 C．增大壓強(qiáng)使平衡向生成Z的方向移動(dòng)，平衡常數(shù)增大 D．改變溫度可以改變此反應(yīng)的平衡常數(shù) 第三章水溶液中的離子平衡 一、電解質(zhì)、非電解質(zhì)，強(qiáng)弱電解質(zhì)的比較 1．電解質(zhì)、非電解質(zhì)的概念 電 解 質(zhì) 非 電 解 質(zhì) 相同點(diǎn) 都是化合物 通常為酸、堿、鹽、水、典型金屬氧化物等 通常為非金屬氧化物、某些非金屬氫化物、絕大多數(shù)有機(jī)物等 2．強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)的概念 強(qiáng) 電 解 質(zhì) 弱 電 解 質(zhì) 電離程度 完全 部分 與常見物質(zhì)類別的關(guān)系 強(qiáng)酸：HCl、H2SO4、HNO3 HclO4 強(qiáng)堿：NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2 鹽： 弱酸：弱堿：水 3．強(qiáng)弱電解質(zhì)通過實(shí)驗(yàn)進(jìn)行判斷的方法(以HAc為例)： （1）溶液導(dǎo)電性對比實(shí)驗(yàn)：相同條件下，HAc溶液的導(dǎo)電性明顯弱于強(qiáng)酸（鹽酸、硝酸） （2）測0.01mol/LHAc溶液的pH>2 （3）測NaAc溶液的pH值： 常溫下，PH>7 （4）測pH= a的HAc稀釋100倍后所得溶液pHc(HS-)>c(S2一)>c(OH一)。 如Na2CO3溶液：c(Na+)>c(CO32-)>c(OH-) >c(HCO3-)>(H+)。 2．混合溶液：混合溶液中離子濃度的比較，要注意能發(fā)生反應(yīng)的先反應(yīng)再比較，同時(shí)要注意混合后溶液體積的變化，一般情況下，混合溶液的體積等于各溶液體積之和。在此，常用到以下兩組混合液：①NH4C1 ～NH3.H2O(1：1)；②CH3COOH～CH3COONa(1：1)。一般均按電離程度大于水解程度考慮。即①NH4C1 ～NH3.H2O(1：1)中，c(NH4+)>c(Cl一) > c(OH一) >c(H+)；②CH3COOH～CH3COONa(1：1)中：c(CH3COO一)>c(Na+) > c(H+)>c(OH一) 3．掌握三個(gè)守恒關(guān)系: (1)電荷守恒：電解質(zhì)溶液中，不論存在多少種離子，溶液總是呈電中性，即陰離子所帶負(fù)電荷總數(shù)一定等于陽離子所帶正電荷總數(shù)。如在Na2CO3溶液中有c(Na+)+c(H+)=c(HCO3-)+2c(CO32-)+c(OH-)。 (2)物料守恒：電解質(zhì)溶液中，由于某些離子水解或電離，使離子種類增多，但某些主要原子的總數(shù)是守恒的。如在Na2 CO3溶液中有c(Na+)=2c(CO32-)+2c(HCO3-)+2c(H2CO3)。 (3)質(zhì)子守恒：任何溶液中，最后溶液中僅由水電離出的H+與OH-守恒，即由水電離產(chǎn)生的c(H+)=c(OH-)。在電解質(zhì)溶液中，由于某些離子發(fā)生水解，結(jié)合了水電離的H+或OH-，使溶液中c(H+)≠c(OH-)，但由水電離出的H+與OH-守恒。如在Na2CO3溶液中有c(OH-)=c(H+)+c(HCO3-)+2c(H2CO3)，也可由電荷守恒式和物料守恒式疊加得出。 八、溶沉淀解平衡及沉淀溶解平衡常數(shù) 要點(diǎn)一：沉淀溶解平衡： 1．溶解度小于0.01g的電解質(zhì)稱難溶電解質(zhì)。難溶并非不溶，任何難溶物在水中均存在溶解平衡。 2．反應(yīng)后離子濃度降至110-5mol/L以下的反應(yīng)為完全反應(yīng)，故用“=”，常見的難溶物在水中的離子濃度均遠(yuǎn)低于10-5mol/L 3．溶解平衡方程式的書寫： 在沉淀后用(s)標(biāo)明狀態(tài)，并用“ ”，如：Ag2S(s) 2Ag+ (aq)+ S2-(aq) 4.沉淀溶解平衡是動(dòng)態(tài)平衡，其影響因素主要有： ①溫度：一般升溫時(shí)，沉淀溶解度增大，能促進(jìn)溶解，但要注意Ca(OH)2的溶解度隨溫度的升高而減小。 ②同離子效應(yīng)：增大體系中沉淀溶解平衡中離子濃度，平衡向生成沉淀的方向移動(dòng)；反之，則向沉淀溶解的方向移動(dòng)。 5. 沉淀轉(zhuǎn)化的實(shí)質(zhì)：就是沉淀溶解平衡的移動(dòng)，一般說來，溶解度小的沉淀轉(zhuǎn)化成溶解度更小的沉淀。 要點(diǎn)二:沉淀溶解平衡常數(shù) 1．表達(dá)公式：沉淀溶解平衡常數(shù)，它的符號(hào)為Ksp，對于沉淀溶解平衡：MmNn(s) mMn+(aq)+nNm-(aq)。固體純物質(zhì)不列入平衡常數(shù)中。上述反應(yīng)的平衡常數(shù)為表示為：Ksp=[c(Mn+)]m[c(Nm-)]n 2．影響因素：在一定的溫度下，Ksp是一個(gè)常數(shù)，稱為溶度積常數(shù)，簡稱溶度積，它只受溫度影響，不受溶液中離子濃度的影響。 3．溶度積的應(yīng)用： 通過比較溶度積和溶液中有關(guān)離子濃度冪的乘積—離子積QC的相對大小，可以判斷難溶電解質(zhì)在給定條件下沉淀能否生成或溶解。 QC ＞Ksp 溶液過飽和，有沉淀析出，直至溶液飽和達(dá)到新的平衡狀態(tài) QC= Ksp 溶液飽和，沉淀與溶解處于平衡狀態(tài) QC ＜Ksp溶液未飽和，無沉淀析出，若加入過量難溶電解質(zhì)，難溶電解質(zhì)溶解直至溶液飽和。 1．對水的電離平衡不產(chǎn)生影響的粒子是( ) A．Fe3＋ B．CH3COOH- C．HCl D．Cl- 2． 0.1mol/LNaOH溶液和0.1mol/LNH4Cl溶液等體積混合后，溶液中離子濃度大小順序正確的是 A．c(Na＋)＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H＋) B．c(Na＋)＝c(Cl－)＞c(H＋)＞c(OH－) C．c(Cl－)＞c(Na＋)＞c(OH－)＞c(H＋) D．c(Na＋)＝c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H＋) 3．下列溶液一定呈中性的是（ ） A．pH=7的溶液 B．c(H+)=c(OH-)=10-6mol/L溶液 C．使石蕊試液呈紫色的溶液 D．酸與堿恰好完全反應(yīng)生成正鹽的溶液 4．實(shí)驗(yàn)室現(xiàn)有3種酸堿指示劑，其pH的變色范圍如下： 甲基橙：3.1～4.4 石蕊：50～8.0 酚酞：8.2～10.0 用0.1000molL－1NaOH溶液滴定未知濃度的CH3COOH溶液，反應(yīng)恰好完全時(shí)，下列敘述正確的是( ) A．溶液呈中性，可選用甲基橙或酚酞作指示劑 B．溶液呈中性，只能選用石蕊作指示劑 C．溶液呈堿性，可選用甲基橙或酚酞作指示劑 D．溶液呈堿性，只能選用酚酞作指示劑 5．為了配制NH4＋的濃度與Cl－的濃度比為1:1的溶液，可在NH4Cl溶液中加入： ①適量的HCl； ②適量的NaCl； ③適量的氨水； ④NaOH A．①② B．③ C．③④ D．④ 6．常溫下，某溶液中由水電離出來的c(H＋)＝1.010-13molL－1，該溶液可能是( ) A．二氧化硫 B．氯化銨水溶液 C．硝酸鈉水溶液 D．氫氧化鈉水溶液 7.室溫下，pH相同體積相同的醋酸和鹽酸兩種溶液分別采取下列措施，有關(guān)敘述正確的是 A．加水稀釋2倍后，兩溶液的pH均減小 B．使溫度都升高20℃后，兩溶液的pH均不變 C．加適量的醋酸鈉晶體后，兩溶液的pH均增大 D．加足量的鋅充分反應(yīng)后，醋酸產(chǎn)生的氫氣比鹽酸多 8．實(shí)驗(yàn)室欲配制澄清的氯化鐵溶液時(shí)，可在蒸餾水中加入少量(　　) A．硫酸 B．硝酸 C．氫氧化鈉 D．鹽酸 9．常溫下，將0.01mol NH4Cl和0.002mol NaOH溶于水配成1L混合溶液， （1）該溶液中存在的三個(gè)平衡體系是________________________________________________、_____________________________________、______________________________________。（用方程式表示） （2）溶液中共有 種不同的粒子。 （3）這些粒子中濃度為0.01mol/L的是 ，濃度為0.002mol/L的是 。 （4）物質(zhì)的量之和為0.01mol的二種粒子是______________________________________。 （5） 和 兩種粒子數(shù)量之和比OH－多0.008mol 10．在無機(jī)化合物的提純中，常利用難溶電解質(zhì)的溶解平衡原理除去某些離子。 （1）常溫下，在有固態(tài)Mg(OH)2剩余的飽和溶液中存在沉淀溶解平衡。 ①若向該溶液中加入適量純水，固態(tài)Mg(OH)2的質(zhì)量將________，Ksp[Mg(OH)2]將_________。（填增大、減小或不變） ②若向該溶液中加入固體CH3COONa，固態(tài)Mg(OH)2的質(zhì)量將________，理由是（結(jié)合相關(guān)的離子方程式解釋）__________________________________________________________________________。 （2）為了除去氯化鎂溶液中的雜質(zhì)Fe2＋，先加入一定量酸化的H2O2，將Fe2＋氧化成Fe3＋，再加入適量的氫氧化鎂粉末，充分?jǐn)嚢?、過濾即可。該除雜過程中反應(yīng)的離子方程式為____________________________________________________________________ 13 第四章電化學(xué)基礎(chǔ) （升價(jià)失電子發(fā)生氧化反應(yīng)的是陽極負(fù)極，反之…）即升失氧陽負(fù) (一)、電解(電能→化學(xué)能) 1、電解：使電流通過電解質(zhì)溶液(或熔融的電解質(zhì))而在陰、陽兩極引起氧化還原反應(yīng)的過程。 電解池：將電能轉(zhuǎn)化為化學(xué)能的裝置。 2、構(gòu)成電解池的條件 (1)與電源相連的兩個(gè)電極。 (2)電解質(zhì)溶液(或熔化的電解質(zhì))。 (3)形成閉合電路。 分析電解反應(yīng)的一般思路： 3、電解池反應(yīng)原理 　　明確溶液中存在哪些離子 根據(jù)陽極氧化，陰極還原分析得出產(chǎn)物 陰陽兩極附近有哪些離子 　　電解結(jié)果：在兩極上有新物質(zhì)生成。 ☆規(guī)律總結(jié)：電解反應(yīng)離子方程式書寫： 放電順序： 陽離子放電順序 Ag+>Hg2+>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，若陽極材料為活性電極（Fe、Cu)等金屬，則陽極反應(yīng)為電極材料失去電子，變成離子進(jìn)入溶液；若為惰性材料，則根據(jù)陰陽離子的放電順序，依據(jù)陽氧陰還的規(guī)律來書寫電極反應(yīng)式。 4.電解質(zhì)水溶液電解類型總結(jié) (簡易)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）電解電解質(zhì)型：無氧酸，不活潑金屬的無氧酸鹽（氟化物除外） （3）放氫生堿型：活潑金屬的無氧酸鹽 （4）放氧生酸型：不活潑金屬的含氧酸鹽 5、電解原理的應(yīng)用 (1)電解飽和食鹽水制取氯氣和燒堿(氯堿工業(yè)) 　　電解前應(yīng)除去食鹽溶液中的Ca2＋、Mg2＋、SO42－等雜質(zhì)離子 　　電極反應(yīng)：陽極(石墨)：2Cl－―2e－＝Cl2↑ 　　 陰極(鐵鋼)：2H＋＋2e－＝H2↑ 　　總反應(yīng)：2NaCl＋2H2O2NaOH＋Cl2↑＋H2↑ (2)電解法冶煉活潑金屬 　　Na、Mg、Al等活潑金屬都可用電解它們的熔融鹽或氧化物制得。 　　如制Al：陽極：6O2－―12e－＝3O2↑ 　　陰極：4Al3＋＋12e－＝4Al 　　總反應(yīng)：2Al2O34Al＋3O2↑ (3)電鍍 　?、俑拍睿弘婂兪且环N特殊的電解，是應(yīng)用電解原理在某些金屬的表面鍍上一薄層其它金屬或合金的過程。 　?、陔婂兂匦纬傻臈l件：鍍片作陰極、鍍層金屬作陽極、含鍍層金屬離子的電解質(zhì)溶液作電鍍液。用直流電源電鍍時(shí)，電解質(zhì)溶液的濃度和酸堿性理論上保持不變。 　?、蹖?shí)例——電解精煉銅。 電解精煉粗銅時(shí)，陽極材料是粗銅，陰極材料是純銅，電解質(zhì)溶液是CuSO4(或CuCl2)溶液。 　?、茈娊猱a(chǎn)物的計(jì)算 　　準(zhǔn)確寫出兩電極反應(yīng)式，以陰陽兩極得失電子數(shù)相等為紐帶，對兩極產(chǎn)物進(jìn)行計(jì)算。 (二)原電池(化學(xué)能→電能) 1、原電池的定義及化學(xué)原理 　　原電池的本質(zhì)是將化學(xué)能轉(zhuǎn)化為電能。一般說來，能自發(fā)進(jìn)行的氧化還原反應(yīng)，在理論上都可組成原電池。在反應(yīng)中，電子從發(fā)生氧化反應(yīng)(失電子)的電極流出，經(jīng)過外線路流向另一極(多為不活潑極，離子或物質(zhì)在該電極上得電子，發(fā)生還原反應(yīng))，同時(shí)溶液中的陰、陽離子分別不斷移向負(fù)極、正極，構(gòu)成閉合電路。 銅鋅原電池反應(yīng)原理： 　　 2、構(gòu)成原電池的條件 　　(1)具有活潑性不同的兩極，較活潑的金屬作負(fù)極，發(fā)生氧化反應(yīng)。較不活潑金屬或非金屬(石墨等)作正極，正極上發(fā)生還原反應(yīng)，正極本身不變。 　　(2)具有電解質(zhì)溶液。 　　(3)具有導(dǎo)線相連，可以組成閉合回路，或具備將化學(xué)能轉(zhuǎn)變成電能的條件。 3、原電池正負(fù)極的判斷 　　以Zn|H2SO4|Cu原電池為例，如下圖所示 　　 　　負(fù)極(Zn)Zn－2e－＝Zn2＋(氧化反應(yīng)) 　　正極(Cu)2H＋＋2e－＝H2↑(還原反應(yīng)) 　　總反應(yīng)：Zn＋H2SO4＝ZnSO4＋H2↑或Zn＋2H＋＝Zn2＋＋H2↑ （1）從電極材料：一般較活潑金屬為負(fù)極；或金屬為負(fù)極，非金屬為正極。 （2）從電子的流動(dòng)方向:負(fù)極流入正極 （3）從電流方向:正極流入負(fù)極 （4）根據(jù)電解質(zhì)溶液內(nèi)離子的移動(dòng)方向:陽離子流向正極，陰離子流向負(fù)極 （5）根據(jù)實(shí)驗(yàn)現(xiàn)象 ①溶解的一極為負(fù)極 ②增重的一極為正極 4、化學(xué)電源 　　實(shí)用電池應(yīng)具有的特點(diǎn)：能產(chǎn)生穩(wěn)定而具較高電壓的電流，安全、耐用且便于攜帶；能夠適用于特殊用途；便于回收處理，不污染環(huán)境或?qū)Νh(huán)境產(chǎn)生的影響較小。 常見化學(xué)電源： (1)干電池 　　電極反應(yīng)：　負(fù)極：Zn－2e－＝Zn2＋ 　　 正極：2NH4＋＋2e－＝2NH3＋H2 　　 正極產(chǎn)生的NH3又和ZnCl2作用：Zn2＋＋4NH3＝［Zn(NH3)4］2＋ 　　 淀粉糊的作用：提高陰、陽離子在兩個(gè)電極的遷移速度。 (2)鉛蓄電池： 　　電極反應(yīng)：　　負(fù)極：Pb＋SO42－－2e－＝PbSO4 　　 正極：PbO2＋SO42－＋4H＋＋2e－＝PbSO4＋2H2O 　　 總反應(yīng)式：Pb＋PbO2＋2H2SO42PbSO4＋2H2O (3)鈕扣電池 　　電極反應(yīng)： 負(fù)極：Zn＋2OH－－2e－＝ZnO＋H2O 　　 正極：Ag2O＋H2O＋2e－＝2Aｇ＋2OH－ 　　 總反應(yīng)式為：Ag2O＋Zn＝2Ag＋ZnO (4)氫氧燃燒電池 　　是一種高效低污染的新型電池。它的電極材料一般為活化電極，具有很強(qiáng)的催化活性，如鉑電極、活性炭等，電解質(zhì)溶液為40%的KOH溶液。 　　　　 當(dāng)電解質(zhì)溶液呈酸性時(shí)： 負(fù)極：2H2－4e- =4H+ 正極：Ｏ2＋4 e- 4H+ =2H2O 當(dāng)電解質(zhì)溶液呈堿性時(shí)： 負(fù)極：2H2＋4OH-－4e-＝4H2O 正極：Ｏ2＋2H2O＋4 e-＝4OH- 電池總反應(yīng)式為：2H2＋O2＝2H2O ※ 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 ☆ 規(guī)律總結(jié)：原電池、電解池、電鍍池的判斷規(guī)律 （1）若無外接電源，又具備組成原電池的三個(gè)條件。 ①有活潑性不同的兩個(gè)電極； ②兩極用導(dǎo)線互相連接成直接插入連通的電解質(zhì)溶液里； ③較活潑金屬與電解質(zhì)溶液能發(fā)生氧化還原反應(yīng)（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)條件即為原電池。 （2）若有外接電源，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）若多個(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成電鍍池。若無外接電源時(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。 (三)金屬的電化學(xué)腐蝕和防護(hù) 一、金屬的電化學(xué)腐蝕 （1）金屬腐蝕內(nèi)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)反應(yīng)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)生原電池反應(yīng)，比較活潑的金屬失去電子而被氧化。 （4）、電化學(xué)腐蝕的分類： 析氫腐蝕——腐蝕過程中不斷有氫氣放出 ①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） ②電極反應(yīng)：負(fù)極: Fe – 2e- = Fe2+ 正極: 2H+ + 2e- = H2 ↑ 總式：Fe + 2H+ = Fe2+ + H2 ↑ 吸氧腐蝕——反應(yīng)過程吸收氧氣 ①條件：中性或弱酸性溶液 ②電極反應(yīng)：負(fù)極: 2Fe – 4e- = 2Fe2+ 正極: O2+4e- +2H2O = 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 ， Fe(OH)2 + O2 + 2H2O == 4F