第四单元 氧化还原反应和电化学【知识清单】-2024-2025学年高二化学上册单元速记·巧练（沪科版2020选择性必修1）

第四单元 氧化还原反应和电化学 ( 01 思维导图 ) ( 02 考点速记 ) 课题1 氧化还原反应 1． 反应特征 是反应前后有元素化合价发生变化的反应。 2． 反应本质 氧化还原的本质：电子转移;判断依据：有化合价的变化 氧化剂:得电子，化合价降低;具有氧化性；在反应中被氧化；在反应中的生成物叫还原产物； 还原剂：失电子，化合价升高;具有还原性；在反应中被氧化；在反应中的生成物叫氧化产物； 电子转移的方向和数目 注意：1箭头由失电子的元素指向得电子的元素 2 箭头的方向已经表示电子转移的方向，所以“桥”上无需在标得失，只需表明电子转移的总数即可。 三、反应规律 1. 常见的氧化剂和还原剂 （1）氧化剂：O2，O3，X2， KMnO4，K2Cr2O7，H2SO4， Na2O2，H2O2， HNO3，Fe3+，HClO，H2SO4(浓) （2）还原剂： C，H2，H2S，FeSO4，Na2SO3，CO，I- 2. 氧化性和还原性强弱的比较 （1）根据氧化还原反应发生的规律来判断：氧化还原反应可用如下式子表示： ( → ) 规律：反应物中氧化剂的氧化性强于生成物中氧化产物的氧化性，反应物中还原剂的还原性强于生成物中还原产物的还原性。 3. 根据元素在周期表中位置判断： 1）对同一周期金属而言，从左到右其金属活泼性依次减弱。如Na、Mg、A1金属性依次减弱，其还原性也依次减弱。 2）对同主族的金属而言，从上到下其金属活泼性依次增强。如Li、Na、K、Rb、Cs金属活泼性依次增强，其还原性也依次增强。 3）对同主族的非金属而言，从上到下其非金属活泼性依次减弱。如F、Cl、Br、I非金属活泼性依次减弱，其氧化性也依次减弱。 一般来说，越活泼的金属，失电子氧化成金属正离子越容易，其阳离子得电子还原成金属单质越难，氧化性越弱；反之，越不活泼的金属，失电子氧化成金属正离子越难，其阳离子得电子还原成金属单质越容易，氧化性越强。 ( K、Ca、Na、Mg、Al、Zn、Fe、Sn、Pb，(H)、Cu、Hg、Pt、Au 金属的活动性逐渐减弱（还原性逐渐减弱） ) ( K ＋ 、Ca 2＋ 、Na ＋ 、Mg 2＋ 、Al 3＋ 、Zn 3＋ 、Fe 2＋ 、Sn 2＋ 、Pb，(H ＋ )、Cu 2＋ 、Hg 2＋ 、Ag ＋ 氧化性逐渐增强 ) 一般来说，越活泼的非金属，得到电子还原成非金属负离子越容易，其负离子失电子氧化成单质越难，还原性越弱。 4. 根据原电池和电解池的电极反应 在原电池中，作负极的金属的还原性一般比作正极金属的还原性强。 在电解过程中，氧化性越强的正离子优先在阴极放电，还原性强的非金属负离子优先在阳极放电. 5. 根据外界条件 浓度越大，相应性质强些。如：浓、稀硫酸 ，浓、稀硝酸的氧化性。 温度高时，一般氧化性或还原性强些。如;硝酸盐在高温下是强氧化剂，KClO3，KMnO4与浓盐酸反应制氯气不需要加热，二氧化锰和浓盐酸需加热才能反应。 一般来说，氧化剂在酸性介质中氧化性强些。如：酸性高锰酸钾溶液是常用的强氧化剂。 6. 根据被氧化或被还原的程度来判断： 如：Cu +Cl2CuCl2 ，2Cu +SCu2S即氧化性：。 又如：2HBr+H2SO4(浓) Br2+SO2+2H2O，8HI+H2SO4(浓)4I2+H2S +4H2O 即有还原性：。 7. 氧化还原反应中的几种守恒 守恒规律 (1)质量守恒：即反应前后各元素种类不变，各元素原子数目，种类，质量不变。 (2)电荷守恒：有离子参加的氧化还原反应中，反应前后离子所带电荷总数相等。 (3)化合价升降守恒：即化合价升高的总价数等于化合价降低的总价数。 (4)得失电子守恒：即氧化剂得到的电子总数等于还原剂失去的电子总数。 价态律 元素处于最高价态时，只有氧化性，但不一定具有强氧化性。 元素处于最低价态时，只有还原性，但不一定具有强还原性。 元素处于中间价态时，既有氧化性又有还原性，但主要呈现一种性质，物质含有多种元素，其性质是这些 元素性质的综合体现。 应用：判断元素或物质有无氧化性、还原性。 强弱律 较强氧化性的氧化剂跟较强还原性的还原剂反应，生成较弱的还原产物和较弱氧化性的氧化产物。 应用：(1)比较物质问氧化性或还原性的强弱； (2)在适宜条件下，用氧化性强的物质制备氧化性弱的物质或用还原性强的物质制备还原性弱的物质。 转化律 (1)同种元素的相邻价态之间不发生氧化还原反应。如：实验室中SO2 气体可用浓H2SO4 干燥。 (2)氧化还原反应中，以元素相邻价态间的转化最容易，如H2S一般被氧化成单质S，浓H2SO4 一般被还原成SO2。 (3)同种元素不同价态之间的氧化还原反应，高价态和低价态相互反应，变成它们的相邻价态，此价态可相同也可不相同，应遵循“高价+低价→中间价”的规律，且价态的变化是“只靠拢，不相交”。最多刚好重合。 四、氧化还原反应的配平 (一)氧化还原的配平 1．配平原则 由于在氧化还原反应里存在着电子的转移，因此元素的化合价必然有升有降，我们把化合价能升高的元素或含该元素的物质称还原剂；反之称为氧化剂。由氧化还原反应的知识我们不难得出配平原则：还原剂失电子总数=氧化剂得电子总数，即还原剂（元素）化合价升高的总价数=氧化剂（元素）化合价降低的总价数。 2．氧化还原反应方程式配平的一般方法与步骤 （1）一般方法：化合价升降法。 （2）步骤：标变价、找变化、求总数、配系数。即 ① 标出变化元素化合价的始态和终态:   C + HNO3（浓）→NO2 + CO2 + H2O 分析：标变价 C (0) + HN (+5)O3（浓）→ N (+4)O2 ↑+ C (+4)O2 ↑+ H2O ② 找变化:  始态     终态    变化的总价数 = 变化 × 系数          C (0) + HN (+5)O3（浓）→ N (+4)O2 ↑+ C (+4)O2 ↑+ H2O 即:N元素化合价由+5到+4 ，变化的价数为（5-4）=1，C元素化合价由0到+4 ，变化的价数为（4-0）=4[若为负价则用大数减小数（带符号相加减）] 最小公倍数=4×1=4 注：假设以上变化均以正价表示，其中(b-a)×(d-c) 为最小公倍数。 ③ 将    上的系数，分别填在还原剂和氧化剂化学式的前面作为系数； ④配系数:用观察法配平其它元素    C 的系数为  1   HNO3的系数为  4   ，用观察法将其它系数配平 ⑤ 检查配平后的方程式是否符合质量守恒定律（离子方程式还要看是否符合电荷守恒） 经检查满足质量守恒定律,配平后的化学方程式为： C + 4 HNO3（浓） → 4 NO2 ↑+ CO2 ↑+ 2 H2O 3．氧化还原反应配平的特殊技巧 （1）逆向配平法 适用范围：此法最适用于某些物质（如硝酸、浓硫酸的反应）部分参加氧化还原反应的类型。 （2）整体总价法（零价法） 适用范围：在氧化还原反应中，一种反应物中有两种或两种以上的元素化合价发生变化或几种不同物质中的元素化合价经变化后同存在于一种产物中。 技巧：对于Fe3C，Fe3P等化合物来说，某些元素化合价难以确定，此时可将Fe3C，Fe3P中各元素视为零价。零价法思想还是把Fe3C，Fe3P等物质视为一整价。 （3）歧化归一法 适用范围：同种元素之间的歧化反应或归一反应。 技巧：同一物质内同一元素间发生氧化-还原反应称为歧化反应。配平时将该物质分子式写两遍，一份作氧化剂，一份作还原剂。接下来按配平一般氧化-还原方程式配平原则配平，配平后只需将该物质前两个系数相加就可以了。 （4）判断未知物 适用范围：在一个氧化还原反应中缺少反应物或生成物。   技巧：一般是把反应物和生成物中的所有原子进行比较，通过观察增加或减少了哪种元素： ①若增加的元素是除H、O以外的非金属，未知物一般是相应的酸； ②若增加的元素是金属，未知物一般是相应的碱； ③若反应前后经部分配平后发现两边氢、氧原子不平衡，则未知物是水。 （5）单质后配法 适用范围：反应物或生成物中有单质参加或单质生成，对于单质在反应后的化学和物中价态不单一的情况更适用技巧：把游离态的那种元素放在最后来配。 （6）待定系数法（原子个数守恒法） 适用范围：待定系数法对于某些反应后元素去向比较唯一（比如Na元素只在一种生成物NaOH中存在）的方程式比较得心应手，但是如果元素的去向不唯一（比如Na元素在生成物NaOH、Na2CO3中都存在），则用此法配平时就显得比较麻烦。 技巧：即方程式中将某些物质的系数设为未知数，然后由未知数暂时配平方程式，最后根据某种原子在反应前后数量守恒列方程或方程组，解出这些未知数的关系，通过未知数之间的关系来配平方程式。 课题2 原电池和化学电源 一、原电池的工作原理 1、原电池的定义：把化学能转化为电能的装置叫原电池。 2、形成原电池的条件： 1 电极：有两种活性不同的金属（或一种是非金属导体）做电极，较活泼的金属为负极，较不活泼的金属（或非金属）为正极。 2 电解质溶液：电极材料均插入电解质溶液中。 3 整个装置必须形成闭合电路。 4 自发进行的氧化还原反应 3、原电池的工作原理： （1）自发进行的氧化还原反应在两极进行 （2）电子从负极（较活泼的金属）流向正极（较不活泼的金属或非金属），负极发生氧化反应，正极发生还原反应。 如：Cu─H2SO4─Zn原电池： 正极： 2H+ + 2e- → H2↑ 正极得电子，发生还原反应 　　负极： Zn - 2e- → Zn2+ 负极失电子，发生氧化反应 总反应式： Zn + 2H+ = Zn2+ + H2↑ 二、化学电源 1.干电池 普通锌锰干电池 （1）电极材料及电极反应：负极：锌筒 Zn-2e-=Zn2+ 正极：石墨 2NH4++2MnO2+2e-=2NH3↑+Mn2O3+H2O 总反应：Zn+2MnO2+2NH4Cl=ZnCl2+2NH3↑+Mn2O3+H2O （2）电解质：MnO2、NH4Cl、ZnCl2、淀粉等调成糊状 （3）缺点：新电池会自动放电，锌皮腐蚀逐渐变薄、放电后电压下降较快、电量小、易气胀或漏液、存放时间缩短不易长时间连续使用 （4）优点：制作简单，价格便宜 碱性锌锰电池 （1）电极材料及电极反应：负极：锌筒 Zn-2e-+2OH-=Zn(OH)2 正极：MnO2 2MnO2+2e-+2H2O=2MnO(OH)(氢氧化氧锰)+2OH- （MnO2作为正极反应物，得电子被还原为MnO(OH)） 总反应： Zn+2MnO2+2H2O=2MnO(OH)+Zn(OH)2 （2）电解质：将NH4Cl换成湿的KOH （3）优点：比能量和可储存时间均有所提高，是普通干电池的升级换代产品 2.铅酸蓄电池 电极材料：负极：Pb 正极：PbO2 电解质：H2SO4 铅蓄电池（放电）：正极 (PbO2) ： PbO2 + 2e- + SO42- + 4H+ = PbSO4 + 2H2O 　　 负极 (Pb) ：Pb - 2e-+ (SO4)2-= PbSO4 　　 总反应式：Pb + PbO2 + 4H+ + 2(SO4)2- = 2PbSO4 + 2H2O　 工作特点：电压稳定，使用方便，安全可靠，价格低廉；但比能量低，笨重，废弃电池污染环境 接线方式：充电时，待充电电池的负极要接电源的负极，待充电电池的正极要接电源的正极，即正接正，负接负 3.氢燃料电池 工作原理： 连续将氢气、烃、肼、甲醇、氨、煤气等液体或气体燃料和氧化剂的化学能转换为电能。电极本身不包含活性物质，不参与氧化还原反应。工作时，燃料和氧化剂连续地由外部供给，在电极上不断地进行反应，生成物不断被排除 特点： （1）燃料电池中，燃料（还原性气体等）作负极，发生氧化反应，氧化剂（通常为氧气）作正极发生还原反应 （2）燃料电池的电极材料一般为惰性电极，具有很强的催化活性，如铂电极、活性炭电极等 （3）燃料电池在使用过程中，并没有发生燃料与氧化剂之间的直接燃烧，而是在两极之间发生了放电，将化学能转化 为电能 （4）燃料的燃烧是一种剧烈的氧化还原反应，而燃料电池则是平稳的氧化还原反应 （5）燃料直接燃烧时，大量的热能释放到空气中，利用率低；燃料电池工作时，能量转化率较高，是一种高效、环境友好的发电装置 （6）燃料电池的反应物并不储存在电池内部，而是由外设装备提供燃料和氧化剂 燃料电池与一般化学电池的区别 一般化学电池的活性物质储存在电池内部，故而限制了电池的容量，而燃料电池的电极本身不包含活性物质，只是一个催化转化元件。它工作时，燃料和氧化剂连续地由外部供给，在电极上不断地进行反应，生成物不断地被排除，于是电池就连续不断地提供电能 优点： 燃料电池的能量转化率超过80%，远高于普通燃烧过程（能量转化率仅30%多），可以持续使用，噪音低，不污染环境。既有利于节约能源，又绿色环保，具有广阔的发展前景，被誉为“绿色发电站” 种类 （1）氢氧燃料电池 电解质 酸性 中性 碱性 负极反应 H2-2e-=2H+ H2-2e-=2H+ H2-2e-+2OH-=2H2O 正极反应 O2+4e-+4H+=2H2O O2+4e-+2H2O=4OH- O2+4e+2H2O=4OH- 总反应 2H2+O2=2H2O （2）甲烷燃料电池 电解质 H2SO4 KOH 负极反应 CH4-8e-+2H2O=CO2+8H+ CH4-8e-+10OH-=CO32-+7H2O 正极反应 O2+4e-+4H+=2H2O O2+4e-+2H2O=4OH- 总反应 CH4+2O2=CO2+2H2O CH4+2O2+2OH-=CO32-+3H2O （3）甲醇燃料电池 电解质 H2SO4 KOH 负极反应 CH3OH-6e-+H2O=CO2+6H+ CH3OH-6e-+8OH-=CO32-+6H2O 正极反应 O2+4e-+4H+=2H2O O2+4e-+2H2O=4OH- 总反应 2CH3OH+3O2=2CO2+4H2O 2CH3OH+3O2+4OH-=2CO32-+6H2O （4）熔融盐电池 例如：用Li2CO3和Na2CO3的熔融盐混合物作电解质的燃料电池，CO为燃料，空气与CO2的混合气为助燃气，制得在650℃下工作的燃料电池，在工作过程中，电解质熔融盐的组成、浓度不变 电极反应式：负极：2CO+2CO32--4e-=4CO2 正极：O2+2CO2+4e-=2CO32- 总反应：2CO+O2=2CO2 燃料电池中常见正极反应式的书写 （1）在酸性溶液中：O2+4e-+4H+=2H2O （2）在碱性或中性溶液中，O2+4e-+2H2O=4OH- （3）在熔融碳酸盐中，O2+2CO2+4e-=2CO32- （4）在可传导O2-的晶体电解质中（例如：掺杂(Y2O3)氧化钇的(ZrO2)氧化锆晶体）：O2+4e-=2O2- 注：燃料电池的总反应就是各种物质的燃烧反应，但不写反应条件 课题3 电解池 1． 电解池 1.电解池的工作原理 电解池：一种将电能转化为化学能的装置。 电解：电解是使电流通过电解质溶液（或熔融的电解质）而在阴、阳两极发生氧化还原反应过程。 电解池反应原理： 阴极：与电源负极相连，本身不反应，溶液中正离子得电子发生还原反应。 阳极：与电源正极相连，发生氧化反应，若是惰性中极，则是溶液中阴离子失电子；若是非惰性电极，则电极本身失电子 电子的流向：负极—阴极—阳极—正极 电流的流向：正极—阳极—阴极—负极 电解反应中反应物的判断——放电顺序： ⑴阴极 A.阴极材料(金属或石墨)总是受到保护。 B.正离子得电子顺序 — 金属活动顺序表的反表：K+ <Ca2+ < Na+ < Mg2+ < Al3+< Zn2+ < Fe2+ < Sn2+ < Pb2+ < (H+) < Cu2+ < Hg2+ < Ag+ （正离子放电顺序与浓度有关，并不绝对） ⑵阳极 A.阳极材料是惰性电极(C、Pt、Au、Ti等)时：负离子失电子：S2- ＞ I- ＞ Br- ＞ Cl- ＞ OH- ＞ NO3- 等含氧酸根离子 ＞F- B.阳极是活泼电极时：电极本身被氧化，溶液中的离子不放电。 2.电解CuCl2的溶液 装置 电解池 实例 原理 使电流通过电解质溶液而在阴,阳两极上引起氧化还原反应的过程. 形成条件 ①电源； ②电极（惰性或非惰性）； ③电解质（水溶液或熔化态）。 反应类型 非自发的氧化还原反应 电极名称 由外电源决定： 阳极：连电源的正极； 阴极：连电源的负极； 电极反应 阴极：Cu2+ +2e- = Cu （还原反应） 阳极：2Cl--2e-=Cl2↑ （氧化反应） 电子流向 阳极→电源正极 阴极←电源负极 电流方向 阳极←电源正极 阴极→电源负极 能量转化 电能→化学能 应用 ①电解食盐水（氯碱工业）；②电镀（镀铜）；③电冶（冶炼Na、Mg、Al）；④精炼（精铜）。 3.电解原理的应用 （1）电解饱和食盐水——氯碱工业 氯碱工业所得的NaOH、Cl 2 、H2 都是重要的化工生产原料，进一步加工可得多种化工产品，涉及多种化工行业，如：有机合成、医药、农药、造纸、纺织等，与人们的生活息息相关。 阳极：石墨或金属钛　2Cl――2e＝Cl2↑ 阴极：铁网　　　　　2H＋＋2e＝H2↑ 电解质溶液：饱和食盐水 总方程式：2NaCl＋2H2O2NaOH＋H2↑＋Cl2↑ 分析：在饱和食盐水中接通直流电源后，溶液中带负电的OH—和Cl—向阳极移动，由于Cl—比OH—容易失去电子，在阳极被氧化成氯原子，氯原子结合成氯分子放出；溶液中带正电的Na+和H+向阴极移动，由于H+比Na+容易失去电子，在阴极被还原成氢原子，氢原子结合成氢分子放出；在阴极上得到NaOH。 饱和食盐水的精制： 原因：除去NaCl中的MｇCl2、Na2SO4等杂质，防止生成氢氧化镁沉淀影响 溶液的导电性，防止氯化钠中混有硫酸钠影响烧碱的质量。试剂加入的顺序：先加过量的BaCl2和过量的NaOH（顺序可换），再加入过量的Na2CO3，过滤，加盐酸调节pH为7。 隔膜的作用：防止氢气和氯气混合发生爆炸；防止氯气和氢氧化钠反应影响烧碱的质量。 （2）电镀 阳极（镀层金属）：Cu－2e－＝Cu2＋ 阴极（镀件）：Cu2＋＋2e－＝Cu 电镀液：含镀层金属的电解质 分析：因为由得失电子数目守恒可知， 阳极放电形成的Cu2＋离子和阴极Cu2＋离子放电的量相等，所以电解质溶液的浓度、质量、pH均不会改变。 注意： A、电镀是电解的应用。电镀是以镀层金属为阳极，待镀金属制品为阴极，含镀层金属离子为电镀液。 B、电镀过程的特点：牺牲阳极；电镀液的浓度（严格说是镀层金属离子的浓度）保持不变；在电镀的条件下，水电离产生的H+、OH—一般不放电。 （3）电冶金 阳极（粗铜棒）：Cu－2e－＝Cu2＋ 阴极（精铜棒）：Cu2＋＋2e－＝Cu 电解质溶液：含铜离子的可溶性电解质 分析：因为粗铜中含有金、银、锌、铁、镍等杂质，电解时，比铜活泼的锌、铁、镍会在阳极放电形成正离子进入溶液中，Zn－2e－ = Zn2+ 、Fe－2e－ = Fe2+ 、Ni－2e－ =Ni2+，Fe2+、Zn2+、Ni2+不会在阴极析出，最终留存溶液中，所以电解质溶液的浓度、质量、pH均会改变。还原性比铜差的银、金等不能失去电子，它们以单质的形式沉积在电解槽溶液中，成为阳极泥。阳极泥可再用于提炼金、银等贵重金属。 （4）电解法冶炼活泼金属： 电解熔融的氯化钠制金属钠： 2NaCl（熔融）2Na＋Cl2↑ 电解熔融的氯化镁制金属镁： MgCl2（熔融）Mg＋Cl2↑ 电解熔融的氧化铝制金属铝： 2Al2O3（熔融）4Al＋3O2↑ 分析：在金属活动顺序表中K、Ca、Na、Mg、Al等金属的还原性很强，这些金属都很容易失电子，因此不能用一般的方法和还原剂使其从化合物中还原出来，只能用电解其化合物熔融状态方法来冶炼。 注意：电解熔融NaCl和饱和NaCl溶液的区别；不能用MgO替代MgCl2的原因；不能用AlCl3替代Al2O3的原因。 课题4 金属的电化学腐蚀与防护 四．金属的电腐蚀与防护 1. 金属的腐蚀：是金属或合金被氧化而损耗的过程。 (1)化学腐蚀 金属或合金直接与周围介质发生反应而产生的腐蚀，直接被氧化剂氧化，无电流产生；。 (2)电化学腐蚀 不纯的金属或合金与周围电解质溶液接触而发生原电池反应产生的腐蚀，相对活泼的金属被氧化，有电流产生．钢铁的电化腐蚀又分为析氢腐蚀（酸性条件下）和吸氧腐蚀（中性或碱性条件下）． 钢铁腐蚀的电极反应方程式 A.吸氧腐蚀：负极：2Fe-4e=2Fe2+，正极：O2+2H2O+4e=4OH- B.析氢腐蚀 ：负极：2Fe-4e=2Fe2+，正极： 2H++2e=H2↑ 金属的腐蚀以电化学腐蚀为主，例如，钢铁生锈的主要过程为： 析氢腐蚀与吸氧腐蚀（以Fe为例） 析氢腐蚀 吸氧腐蚀 条件 水膜酸性较强（pH＜4.3 水膜酸性很弱或中性 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+2H2O=2Fe(OH)2 二、金属的防护 1、牺牲阳极的阴极保护法——原电池原理 （1）原理：正极：被保护金属 负极：活泼金属 （2）具体方法：牺牲阳极法通常是在被保护的钢铁设备上(如锅炉的内壁、船舶的外壳等)安装若干镁合金或锌块。镁、锌比铁活泼，它们就成为原电池的负极，不断遭受腐蚀(需要定期检查、更换),而作为正极的钢铁设备就被保护起来。 注：Fe2+的检验：Fe2++K3[Fe(CN)6]→KFe[Fe(CN)6]↓ 黄色 特征蓝色 2、外加电流的阴极保护法——电解池原理 （1）原理：阴极：被保护金属 （2）具体方法：外加电流法是把被保护的钢铁设备作为阴极，用惰性电极作为辅助阳极，两者均放在电解质溶液(如海水)里，外接直流电源。通电后，调整外加电压，强制电子流向被保护的钢铁设备，使钢铁表面腐蚀电流降至零或接近零。在这个系统中，钢铁设备被迫成为阴极而受到保护。 3. 其他方法 1、根据不同的设计条件选用不同的金属或非金属材料； 2、控制和改善环境介质因素(如选用缓蚀剂)等。 3、金属防护包括生产设计、选材、防腐措施、施工、监测、管理和维护等环节，需要进行综合评价和决策。 补充：金属腐蚀快慢的规律 1、构成原电池两极的活动性不同的两种金属，活动性差别越大，腐蚀越快； 2、对于同一金属而言，纯度越高，腐蚀速率越慢 3、对于同一种电解质来说，电解质溶液浓度越大，腐蚀速率越快 4、同一种金属在相同浓度不同介质中，腐蚀由快到慢的顺序为：强电解质溶液>弱电解质溶液>非电解质溶液 5、在同一电解质中：电解池原理引起的腐蚀>原电池原理引起的腐蚀>化学腐蚀>有防护措施的腐蚀 6、有无保护措施的腐蚀快慢顺序：无保护措施的金属腐蚀>有一定保护措施的金属腐蚀>牺牲阳极法引起的腐蚀>有外加电流法引起的金属腐蚀 ( 03 素养提升 ) 易错点辨析 一、氧化还原反应的计算 1.题型 ①求氧化剂与还原剂或氧化产物还原产物的物质的量之比或质量比。 ②计算参加反应的氧化剂或还原剂的量。 ③确定反应前后某一元素价态的变化。。 ④电子转移数目的计算 2.方法 ①找出氧化剂和还原剂以及各自的还原产物和氧化产物。 ②找准一个原子或离子得失电子数(注意：化学式中粒子的个数)。 ③根据得失电子守恒列等式。 n(氧化剂)×变价原子个数×化合价变化值 = n (还原剂)×变价原子个数×化合价变化值。 二、电解池与原电池的比较 原电池 电解池 能量转化 化学能→电能 电能→化学能 反应能否自发进行 自发进行的氧化还原反应 非自发进行的氧化还原反应 构成装置 两极、电解质、导线 两极、电解质、电源 电极名称 负极 正极 阴极（与负极相连） 阳极（与正极相连） 电极反应 失电子—氧化反应 得电子—还原反应 得电子—还原反应 失电子—氧化反应 电子流向 负极→外电路→正极 负极→阴极，阳极→正极 电流流向 正极→外电路→负极 正极→阳极，阴极→负极 离子流向 正离子→正极，负离子→负极 正离子→阴极，负离子→阳极 2 学科网（北京）股份有限公司 $$