专题五 电化学（考点剖析）-【高考引领教学】2023年高考化学二轮针对性复习方案

专题五 电化学 必备知识解读 知识点一 原电池 一、原电池工作原理 1.以锌铜原电池为例 两极电极反应式 负极(锌极)：Zn－2e－===Zn2＋(氧化反应)。 正极(铜极)：2H＋＋2e－===H2(还原反应)。 总反应：Zn＋2H＋===Zn2＋＋H2↑。 2.单液原电池和双液原电池对比 比较项目 单液原电池 双液原电池 相同点 正负极，电极反应，总反应式，电极现象 不 同 点 能量 变化 化学能转化为电能和热能 化学能只转化为电能 反应 区域 两极反应在相同区域 两极反应在不同区域 2.构成条件 (1) 自发的氧化还原反应：（强还原剂在负极上自发的失去电子，被氧化；氧化剂在正极上自发的得到电子，被还原。） (2) 两个不同材料的电极：两极都是固体材料。 正极：能导电的固体，两个作用：一是只导电，不参加反应。参加反应的是溶液中的离子或溶于溶液中的氧化性气体。二是即导电又作氧化剂。 负极：一是比正极活泼的金属，作还原剂参加反应；二是楕性电极，只导电不参加反应。 (3) 电解质溶液：溶液中离子的移动方向:正向正，负向负。 (4) 形成闭合回路：电子不能通过溶液。电流可通过溶液。 二.原电池的应用 （1）比较金属的活动性强弱：Fe—Cu--CuSO，说明铁比铜活动性强 Mg-Al-NaOH(或Al-Cu—浓HNO3)电池中有反常特例。 (2) 加快化学反应速率：形成了原电池使反应速率加快。 例如,Zn与稀硫酸反应制氢气时,可向溶液中滴加少量CuSO4溶液,形成Cu-Zn原电池,加快反应进行。 (3)设计制作化学电源 如:根据反应2FeCl3+Cu2FeCl2+CuCl2 设计的原电池为: 练：根据反应10KI+2KMnO4+8H2SO4=5I2+6K2SO4+2MnSO4+8H2O设计的原电池（用盐桥） （4） 组成原电池保护金属 1　 金属的析氢腐蚀与吸氧腐蚀(以钢铁的腐蚀为例) 类型 析氢腐蚀 吸氧腐蚀 条件 水膜酸性较强 水膜酸性很弱或呈中性 电极 反应 负极 Fe-2e-Fe2+ 正极 2H++2e-H2↑ O2+2H2O+4e-4OH- 总反应式 Fe+2H+Fe2++H2↑ 2Fe+O2+2H2O2Fe(OH)2 联系 吸氧腐蚀更普遍 铁锈 形成 4Fe(OH)2+O2+2H2O4Fe(OH)3 2Fe(OH)3Fe2O3·xH2O(铁锈)+(3-x)H2O 2　 金属的原电池防护 牺牲阳极的阴极保护法——原电池原理 负极 比被保护金属活泼的金属 正极 被保护的金属设备　 知识点二 电解池 一、电解原理：电解质溶液的导电过程。 构成电解池：（1）要有电源：电势高的电极叫正极，电势低的电极叫负极，电流正极出，电子负极出。 （2） 有两个电极：发生氧化反应的极叫阳极，与电源的正极相连，阳极上的离子失去电子；发生还原反应的极叫阴极，与电源的负极相连，阴极上的离子得到电子。 （3） 有电解质溶液：电子不能通过电解质溶液，要通过离子运动导电。阳离子向阴极移动，在阴极上得到电子，被还原；阴离子向阳极移动，在阳极上失去电子，被氧化。 电解质溶液导电必然发生氧化还原反应。 二、熟记电解的放电顺序： 阴极：阳离子放电顺序：Ag＋>Fe3＋>Cu2＋>H＋(酸)>Pb2＋>Sn2＋>Fe2＋>Zn2＋>H＋(水)>Al3＋>Mg2＋>Na＋>Ca2＋>K＋。 阳极：金属电极>S2－>I－>Br－>Cl－>OH－>含氧酸根离子(NO、SO、CO)>F－。 应考能力解密 一、原电池电极反应的书写 1. 电极反应的最先进书写方法：根据氧化还原反应原理写出电极反应式： (1) 负极反应：负极上还原剂失去电子。可以是活泼金属或还原性气体。正极反应：正极上氧化剂得到电子。溶液中的氧化性离子或溶于其中的氧化性气体以及氧化性的金属氧化物。判断得失电子的物质。 （2） 计算得失电子的多少：（高价-低价）×原子个数 （3） 用电解质溶液中的离子，如：H+、OH-、O2-、CO32-等使两边电荷平衡。 （4） 用H2O、CO2等使两边原子个数平衡。 例如：当正极上的反应物质是O2时：若电解质溶液为中性或碱性，则水必须写入正极反应式中，O2生成OH－，写为O2＋2H2O＋4e－===4OH－； 若电解质溶液为酸性，则H＋必须写入正极反应式中，O2生成水，写为O2＋4H＋＋4e－===2H2O。如果是K2CO3，正极通CO2，则正极反应为：O2+4e-+2CO2=2CO32- 2.几种常见原电池电极反应的书写： （1）负极参加反应，还原剂失电子，发生氧化反应；正极材料不反应： 如：Al-Mg-NaOH。 负极：Al-3e-+4OH-=AlO2-+2H2O