专题01 化学反应与能量（期末复习知识清单）高二化学上学期人教版

该高中化学“化学反应与能量”期末复习知识清单，涵盖反应热与焓变、热化学方程式、原电池、电解池等9大考点及8大易错点，以思维导图引领、考点清单梳理、易错清单剖析的递进式结构搭建学习支架。 清单通过对比表格（如燃烧热与中和热比较）、分步解析（如盖斯定律应用流程）呈现知识体系，结合科学思维（反应热比较的模型建构）和化学观念（能量变化规律），如易错点中“原电池电极反应式书写”强调电解质影响，帮助学生规避误区，教师可据此优化教学，提升复习效率。

专题01化学反应与能量（期末复习知识清单） 思维导图→考点清单（9大考点）→易错清单（8大易错点） 考点01 反应热与焓变 1.反应热、焓变及其关系 (1)反应热：在等温条件下，化学反应体系向环境释放或从环境吸收的热量。 (2)内能、焓和焓变 概念 内能(U) 体系内物质的各种能量的总和，受温度、压强和物质聚集状态的影响 焓(H) 与内能有关的物理量 焓变(ΔH) 生成物与反应物焓值差，常用单位： (3)焓变与反应热的关系 等压条件下进行的化学反应，如果反应中物质的能量变化全部转化为热能，则有反应热 反应的焓变。 2.吸热反应和放热反应 (1)从反应物和生成物的总能量相对大小分析 ΔH=生成物总能量-反应物总能量 (2)从反应过程中化学键变化分析 ΔH=反应物总键能-生成物总键能 3.活化能与反应热的关系 (1)催化剂能降低反应所需的活化能，但 焓变的大小。 (2)在无催化剂的情况下，E1为正反应的活化能，E2为逆反应的活化能，即E1=E2+ΔH。 考点02 热化学方程式 1.概念和意义 (1)概念：表明反应所释放或吸收的热量的化学方程式。 (2)意义：既表明了化学反应中的物质变化，也表明了化学反应中的能量变化。 如2H2(g)+O2(g)===2H2O(l)　ΔH=-571.6 kJ·mol-1表示在25 ℃、101 kPa条件下，2 mol H2(g)与1 mol O2(g)反应生成2 mol液态水时放出的热量为571.6 kJ。  2.热化学方程式的书写 考点03 中和热与燃烧热 1.燃烧热和中和反应反应热的比较 燃烧热 中和反应反应热 相同点 能量变化 放热 ΔH及其单位 ΔH<0，单位均为kJ·mol-1 不同点 反应物的量 1 mol 不一定为1 mol 生成物的量 不确定 生成物水为1 mol 反应热含义 101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成指定产物时所放出的热量 在25 ℃和101 kPa下，强酸的稀溶液与强碱的稀溶液发生中和反应生成1 mol水时所放出的热量 表示方法 燃烧热为ΔH=-a kJ·mol-1(a>0) 强酸与强碱在稀溶液中的中和反应反应热为57.3 kJ·mol-1或ΔH=-57.3 kJ·mol-1 【特别提醒】燃烧热中元素所对应的指定产物：C→CO2(g)，H→H2O(l)，S→SO2(g)，N→N2(g)等。 2.中和反应热的测定 (1)测定原理 通过简易量热计测得体系在反应前后的温度变化，再利用相关物质的比热容计算反应热。 ΔH=- c=4.18 J·g-1·℃-1=4.18×10-3 kJ·g-1·℃-1；n为生成H2O的物质的量。稀溶液的密度用1 g·mL-1进行计算。 (2)实验步骤及装置 实验装置 实验步骤 ①测量反应物的温度 ②测量反应后体系温度(记录反应后体系的最高温度) ③重复步骤①、②两次 ④数据处理：取三次测量所得温度进行计算，测得的数值取平均值 大量实验测得：在25 ℃和101 kPa下，强酸的稀溶液与强碱的稀溶液发生中和反应生成1 mol H2O时，放出57.3 kJ的热量 (3)注意事项 ①隔热层及杯盖的作用是保温、隔热，减少热量损失。 ②温度计测量完盐酸温度后，要用水把温度计上的酸冲洗干净，擦干备用。 ③为保证酸、碱完全中和，常采用碱稍稍过量(0.50 mol·L-1盐酸、0.55 mol·L-1 NaOH溶液等体积混合)。 ④实验时不能用铜质搅拌器代替玻璃搅拌器的理由是铜导热性好，比用玻璃搅拌器误差大。 考点04盖斯定律和反应热的计算 1.盖斯定律 (1)内容 一个化学反应，不管是一步完成的还是分几步完成的，其反应热是相同的。即化学反应的反应热只与反应体系的 有关，而与反应的途径无关。 (2)意义 间接计算某些反应的反应热。 (3)应用 转化关系 反应热间的关系 aAB；AB ΔH1=aΔH2 AB ΔH1=-ΔH2 ΔH=ΔH1+ΔH2 2.利用盖斯定律求反应热的流程 (1)找出 根据待求解的热化学方程式中的反应物和生成物找出可用的已知热化学方程式 (2)调整 ①根据待求解的热化学方程式调整可用热化学方程式的方向，同时调整ΔH的符号。 ②根据待求解的热化学方程式将调整好的热化学方程式进行缩小或扩大相应的倍数，同时调整ΔH的值 (3)加和求ΔH 将调整好的热化学方程式和ΔH分别进行加和。确定目标反应的焓变ΔH 考点05原电池工作原理及应用 1.原电池构成条件 2.原电池的工作原理 (1)两种装置 如图是锌铜原电池的两种装置： (2)工作原理(以装置Ⅱ为例) 电极名称 负极 正极 电极材料 电极反应 Zn-2e-===Zn2+ Cu2++2e-===Cu 反应类型 电子流向 由Zn片沿导线流向Cu片 盐桥中离子移向 盐桥中装有含饱和KCl溶液的琼脂，K+移向正极，Cl-移向负极 盐桥作用 ①连接内电路，形成闭合回路； ②平衡电荷，使原电池不断产生电流 工作效率 装置Ⅰ中有部分Zn与Cu2+直接反应，使电池效率降低；装置Ⅱ中使Zn与Cu2+隔离，电池效率提高，电流稳定 考点06常见化学电源 1.一次电池 负极反应式：Zn+2OH--2e-===Zn(OH)2； 正极反应式：MnO2+H2O+e-===MnO(OH)+OH-； 总反应：Zn+2MnO2+2H2O===2MnO(OH)+Zn(OH)2 负极反应式：Zn+2OH--2e-===ZnO+H2O； 正极反应式：Ag2O+H2O+2e-===2Ag+2OH-； 总反应：Zn+Ag2O===ZnO+2Ag 2.二次电池 铅酸蓄电池是最常见的二次电池，总反应：Pb+PbO2+2H2SO42PbSO4+2H2O。 (1)放电时 负极反应式：Pb+S-2e-===PbSO4； 正极反应式：PbO2+4H++S+2e-===PbSO4+2H2O。 放电时，当外电路上有2 mol e-通过时，溶液中消耗H2SO4 2 mol。 (2)充电时 阴极反应式：PbSO4+2e-===Pb+S； 阳极反应式：PbSO4+2H2O-2e-===PbO2+4H++S。 ①充电一段时间电解质溶液的pH减小(填“增大”“减小”或“不变”)。 ②充电时电极的连接，负接负作阴极，正接正作阳极。 3.燃料电池 (1)氢氧燃料电池是目前最成熟的燃料电池，常见的燃料除H2外，还有CO、水煤气(CO和H2)、烃类(如CH4)、醇类(如CH3OH)、醚类(如CH3OCH3)、氨(NH3)、肼(H2N—NH2)等。如无特别提示，燃料电池反应原理类似于燃料的燃烧。 (2)燃料电池的电解质常有四种类型：酸性条件、碱性条件、固体电解质(可传导O2-)、熔融碳酸盐，不同电解质会对总反应式、电极反应式有影响。 (3)以甲醇为燃料，写出下列介质中的电极反应式。 ①酸性溶液(或含质子交换膜) 正极：O2+4e-+4H+===2H2O， 负极：CH3OH-6e-+H2O===CO2+6H+。 ②碱性溶液 正极：O2+4e-+2H2O===4OH-， 负极：CH3OH-6e-+8OH-===C+6H2O。 ③固体氧化物(其中O2-可以在固体介质中自由移动) 正极：O2+4e-===2O2-， 负极：CH3OH-6e-+3O2-===CO2+2H2O。 ④熔融碳酸盐(C) 正极(通入CO2)：O2+4e-+2CO2===2C， 负极：CH3OH-6e-+3C===4CO2+2H2O。 考点07电解池及工作原理 1.电解与电解池 2.电解池工作原理(以电解CuCl2溶液为例) 3.用惰性电极电解电解质溶液的类型 (1)电解水型 实例 电极反应式及总反应式 电解质溶液浓度 复原方法 H2SO4 (2)电解电解质型 实例 电极反应式及总反应式 电解质溶液浓度 复原方法 HCl 通入HCl CuCl2 加CuCl2 固体 (3)电解质和水均参与电解型 实例 电极反应式及总反应式 电解质溶液浓度 复原方法 NaCl、KCl (放H2生碱) 并生成 新电解质 通入HCl 气体 CuSO4、Cu(NO3)2 (放O2生酸) 并生成 新电解质 加CuO 考点08电解原理的应用 1.氯碱工业 习惯上把电解饱和食盐水的工业生产叫做氯碱工业。 (1)反应原理 阳极：2Cl--2e-===Cl2↑(氧化反应)。 阴极：2H2O+2e-===H2↑+2OH-(还原反应)。 总反应化学方程式：2NaCl+2H2O2NaOH+H2↑+Cl2↑。 总反应离子方程式：2Cl-+2H2O2OH-+H2↑+Cl2↑。 注意　电解所用的食盐要精制。 (2)离子交换膜法的生产过程 加入或流出的物质a、b、c、d分别是精制饱和NaCl溶液、H2O(含少量NaOH)、淡盐水、NaOH溶液；X、Y分别是Cl2、H2。 (3)阳离子交换膜的作用 阻止OH-进入阳极室与Cl2发生副反应：2NaOH+Cl2===NaCl+NaClO+H2O，阻止阳极产生的Cl2和阴极产生的H2混合发生爆炸。 (4)氯碱工业产品 2.电镀、电解精炼铜与电冶金 (1)电镀 ①概念：利用电解原理在某些金属表面镀上一薄层其他金属或合金的加工工艺。 ②目的：增强金属的抗腐蚀能力，增加表面硬度和美观。 (2)电解精炼铜 银、金等金属不放电形成阳极泥，在阴极只有Cu2+放电，锌、铁、镍较活泼的金属阳离子残留在电解质溶液中，故能够将杂质除去。电解过程中，Cu2+的浓度有所下降。 (3)电冶金 利用电解熔融盐或氧化物的方法来冶炼活泼金属Na、Ca、Mg、Al等。 总反应化学方程式 电极反应式 2NaCl(熔融) 2Na+Cl2↑ MgCl2(熔融)Mg+Cl2↑ 2Al2O3(熔融)4Al+3O2↑ 考点09 金属腐蚀与防护 1.金属的腐蚀 (1)金属腐蚀的本质 金属原子失去电子变为金属阳离子，发生 。 (2)金属腐蚀的类型 ①化学腐蚀与电化学腐蚀 类型 化学腐蚀 电化学腐蚀 条件 金属与接触到的干燥气体或非电解质液体直接发生化学反应 不纯的金属接触到电解质溶液发生原电池反应 本质 M-ne-===Mn+ M-ne-===Mn+ 现象 金属被腐蚀 较活泼的金属被腐蚀 区别 无电流产生 有微弱电流产生 联系 腐蚀比 腐蚀普遍得多，腐蚀速率更快，危害也更严重 ②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 水膜酸性 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+2H2O===2Fe(OH)2 联系 更普遍 2.金属的防护 (1)改变金属材料的组成 如制成合金、不锈钢等。 (2)在金属表面覆盖 如在金属表面喷油漆、涂油脂、电镀、喷镀或表面 等方法。 (3)电化学保护法 ①牺牲阳极法—— 原理 a.负极：比被保护金属活泼的金属； b.正极：被保护的金属设备。 ②外加电流法—— 原理 a.阴极：被保护的金属设备； b.阳极：惰性金属。 易错点01 常见1 mol下列物质中化学键的数目 物质 金刚石 SiO2 P4 CO2 CH4 化学键 C—C Si—O P—P C==O C—H 化学键数目 2NA 4NA 6NA 2NA 4NA 易错点02 反应热大小的比较 1.根据反应物量的大小比较反应焓变的大小 (1)H2(g)+O2(g)===H2O(g)　ΔH1 (2)2H2(g)+O2(g)===2H2O(g)　ΔH2 反应(2)中H2的量更多，因此放热更多，|ΔH1|<|ΔH2|，但ΔH1<0，ΔH2<0，故ΔH1>ΔH2。 2.根据反应进行的程度大小比较反应焓变的大小 (1)C(s)+O2(g)===CO(g)　ΔH1 (2)C(s)+O2(g)===CO2(g)　ΔH2 反应(2)中，C完全燃烧，放热更多，|ΔH1|<|ΔH2|，但ΔH1<0，ΔH2<0，故ΔH1>ΔH2。 3.根据反应物或生成物的状态比较反应焓变的大小 (1)S(g)+O2(g)===SO2(g)　ΔH1 (2)S(s)+O2(g)===SO2(g)　ΔH2 方法一：图像法，画出上述两反应能量随反应过程的变化曲线。 由图像可知：|ΔH1|>|ΔH2|，但ΔH1<0，ΔH2<0，故ΔH1<ΔH2。 方法二：通过盖斯定律构建新的热化学方程式。 由反应(1)-反应(2)可得S(g)===S(s)　ΔH=ΔH1-ΔH2<0，故ΔH1<ΔH2。 4.根据特殊反应的焓变情况比较反应焓变的大小 (1)2Al(s)+O2(g)===Al2O3(s)　ΔH1 (2)2Fe(s)+O2(g)===Fe2O3(s)　ΔH2 由反应(1)-反应(2)可得2Al(s)+Fe2O3(s)===2Fe(s)+Al2O3(s)　ΔH=ΔH1-ΔH2，已知铝热反应为放热反应，故ΔH<0，ΔH1<ΔH2。 易错点03 原电池原理的应用 1.比较金属的活动性，在原电池中，一般较活泼的金属作负极 (注意电解质溶液对电极反应的影响)。 2.加快化学反应速率，创造多个微电池反应环境，可加快反应(腐蚀)速率。 3.应用于金属防护。 4.设计原电池。 ①首先将氧化还原反应分成两个半反应。 ②根据原电池反应的特点，结合两个半反应找出正、负极材料和电解质溶液。 易错点04 解答燃料电池题目的三个关键点 1.要注意介质是电解质溶液还是熔融盐或氧化物。 2.通入负极的物质为燃料，通入正极的物质为氧气。 3.通过介质中离子的移动方向，可判断电池的正、负极，同时考虑该离子参与靠近一极的电极反应。 易错点05 电解池电极反应式的书写 1.用惰性电极电解，分析溶液中的阴阳离子：阳离子向阴极移动，分析阳离子在阴极上得电子的顺序；阴离子向阳极移动，分析阴离子在阳极上失电子的顺序。 2.金属被腐蚀溶解的作阳极，被保护不被腐蚀的作阴极。 3.在写电极反应式时，要考虑电解质溶液的酸碱性、离子交换膜、甚至反应的区域等对电极产物的影响。 易错点06 电解时电极上的放电顺序及产物 1.阳极上的放电顺序及产物 ①活性电极(除Au、Pt以外的金属材料作电极)，电极材料失电子，生成金属阳离子。 ②惰性电极(Pt、Au、石墨)，要依据阴离子的放电顺序加以判断。 阴离子的放电顺序： 。 S2-、I-、Br-、Cl-放电，产物分别是S、I2、Br2、Cl2；若OH-放电，则得到H2O和O2。 2.阴极上的放电顺序及产物 直接根据阳离子放电顺序进行判断。 阳离子放电顺序： 。 易错点07 电解质溶液的分段电解及计算 1.正确书写电解过程中各电极或在不同阶段时的电极反应式。 2.在同一电路中，根据各电极得失电子数相等关系建立等量关系或根据电解总反应式列比例式计算。若分段电解，则每个电极各阶段的电极反应转移电子数总和相等。 易错点08 金属腐蚀快慢的判断 1.对同一电解质溶液来说，腐蚀的快慢：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。 2.对同一金属来说，腐蚀的快慢：强电解质溶液中>弱电解质溶液中>非电解质溶液中(浓度相同)。 3.活动性不同的两种金属，活动性差异越大，腐蚀越快。 4.对同一种电解质溶液来说，电解质浓度越大，金属腐蚀速率越快。 学科网（北京）股份有限公司8 / 13 学科网（北京）股份有限公司 $ 专题01化学反应与能量（期末复习知识清单） 思维导图→考点清单（9大考点）→易错清单（8大易错点） 考点01 反应热与焓变 1.反应热、焓变及其关系 (1)反应热：在等温条件下，化学反应体系向环境释放或从环境吸收的热量。 (2)内能、焓和焓变 概念 内能(U) 体系内物质的各种能量的总和，受温度、压强和物质聚集状态的影响 焓(H) 与内能有关的物理量 焓变(ΔH) 生成物与反应物焓值差，常用单位：kJ·mol-1或kJ/mol (3)焓变与反应热的关系 等压条件下进行的化学反应，如果反应中物质的能量变化全部转化为热能，则有反应热等于反应的焓变。 2.吸热反应和放热反应 (1)从反应物和生成物的总能量相对大小分析 ΔH=生成物总能量-反应物总能量 (2)从反应过程中化学键变化分析 ΔH=反应物总键能-生成物总键能 3.活化能与反应热的关系 (1)催化剂能降低反应所需的活化能，但不影响焓变的大小。 (2)在无催化剂的情况下，E1为正反应的活化能，E2为逆反应的活化能，即E1=E2+ΔH。 考点02 热化学方程式 1.概念和意义 (1)概念：表明反应所释放或吸收的热量的化学方程式。 (2)意义：既表明了化学反应中的物质变化，也表明了化学反应中的能量变化。 如2H2(g)+O2(g)===2H2O(l)　ΔH=-571.6 kJ·mol-1表示在25 ℃、101 kPa条件下，2 mol H2(g)与1 mol O2(g)反应生成2 mol液态水时放出的热量为571.6 kJ。  2.热化学方程式的书写 考点03 中和热与燃烧热 1.燃烧热和中和反应反应热的比较 燃烧热 中和反应反应热 相同点 能量变化 放热 ΔH及其单位 ΔH<0，单位均为kJ·mol-1 不同点 反应物的量 1 mol 不一定为1 mol 生成物的量 不确定 生成物水为1 mol 反应热含义 101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成指定产物时所放出的热量 在25 ℃和101 kPa下，强酸的稀溶液与强碱的稀溶液发生中和反应生成1 mol水时所放出的热量 表示方法 燃烧热为ΔH=-a kJ·mol-1(a>0) 强酸与强碱在稀溶液中的中和反应反应热为57.3 kJ·mol-1或ΔH=-57.3 kJ·mol-1 【特别提醒】燃烧热中元素所对应的指定产物：C→CO2(g)，H→H2O(l)，S→SO2(g)，N→N2(g)等。 2.中和反应热的测定 (1)测定原理 通过简易量热计测得体系在反应前后的温度变化，再利用相关物质的比热容计算反应热。 ΔH=- c=4.18 J·g-1·℃-1=4.18×10-3 kJ·g-1·℃-1；n为生成H2O的物质的量。稀溶液的密度用1 g·mL-1进行计算。 (2)实验步骤及装置 实验装置 实验步骤 ①测量反应物的温度 ②测量反应后体系温度(记录反应后体系的最高温度) ③重复步骤①、②两次 ④数据处理：取三次测量所得温度进行计算，测得的数值取平均值 大量实验测得：在25 ℃和101 kPa下，强酸的稀溶液与强碱的稀溶液发生中和反应生成1 mol H2O时，放出57.3 kJ的热量 (3)注意事项 ①隔热层及杯盖的作用是保温、隔热，减少热量损失。 ②温度计测量完盐酸温度后，要用水把温度计上的酸冲洗干净，擦干备用。 ③为保证酸、碱完全中和，常采用碱稍稍过量(0.50 mol·L-1盐酸、0.55 mol·L-1 NaOH溶液等体积混合)。 ④实验时不能用铜质搅拌器代替玻璃搅拌器的理由是铜导热性好，比用玻璃搅拌器误差大。 考点04盖斯定律和反应热的计算 1.盖斯定律 (1)内容 一个化学反应，不管是一步完成的还是分几步完成的，其反应热是相同的。即化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关。 (2)意义 间接计算某些反应的反应热。 (3)应用 转化关系 反应热间的关系 aAB；AB ΔH1=aΔH2 AB ΔH1=-ΔH2 ΔH=ΔH1+ΔH2 2.利用盖斯定律求反应热的流程 (1)找出 根据待求解的热化学方程式中的反应物和生成物找出可用的已知热化学方程式 (2)调整 ①根据待求解的热化学方程式调整可用热化学方程式的方向，同时调整ΔH的符号。 ②根据待求解的热化学方程式将调整好的热化学方程式进行缩小或扩大相应的倍数，同时调整ΔH的值 (3)加和求ΔH 将调整好的热化学方程式和ΔH分别进行加和。确定目标反应的焓变ΔH 考点05原电池工作原理及应用 1.原电池构成条件 2.原电池的工作原理 (1)两种装置 如图是锌铜原电池的两种装置： (2)工作原理(以装置Ⅱ为例) 电极名称 负极 正极 电极材料 锌片 铜片 电极反应 Zn-2e-===Zn2+ Cu2++2e-===Cu 反应类型 氧化反应 还原反应 电子流向 由Zn片沿导线流向Cu片 盐桥中离子移向 盐桥中装有含饱和KCl溶液的琼脂，K+移向正极，Cl-移向负极 盐桥作用 ①连接内电路，形成闭合回路； ②平衡电荷，使原电池不断产生电流 工作效率 装置Ⅰ中有部分Zn与Cu2+直接反应，使电池效率降低；装置Ⅱ中使Zn与Cu2+隔离，电池效率提高，电流稳定 考点06常见化学电源 1.一次电池 负极反应式：Zn+2OH--2e-===Zn(OH)2； 正极反应式：MnO2+H2O+e-===MnO(OH)+OH-； 总反应：Zn+2MnO2+2H2O===2MnO(OH)+Zn(OH)2 负极反应式：Zn+2OH--2e-===ZnO+H2O； 正极反应式：Ag2O+H2O+2e-===2Ag+2OH-； 总反应：Zn+Ag2O===ZnO+2Ag 2.二次电池 铅酸蓄电池是最常见的二次电池，总反应：Pb+PbO2+2H2SO42PbSO4+2H2O。 (1)放电时 负极反应式：Pb+S-2e-===PbSO4； 正极反应式：PbO2+4H++S+2e-===PbSO4+2H2O。 放电时，当外电路上有2 mol e-通过时，溶液中消耗H2SO4 2 mol。 (2)充电时 阴极反应式：PbSO4+2e-===Pb+S； 阳极反应式：PbSO4+2H2O-2e-===PbO2+4H++S。 ①充电一段时间电解质溶液的pH减小(填“增大”“减小”或“不变”)。 ②充电时电极的连接，负接负作阴极，正接正作阳极。 3.燃料电池 (1)氢氧燃料电池是目前最成熟的燃料电池，常见的燃料除H2外，还有CO、水煤气(CO和H2)、烃类(如CH4)、醇类(如CH3OH)、醚类(如CH3OCH3)、氨(NH3)、肼(H2N—NH2)等。如无特别提示，燃料电池反应原理类似于燃料的燃烧。 (2)燃料电池的电解质常有四种类型：酸性条件、碱性条件、固体电解质(可传导O2-)、熔融碳酸盐，不同电解质会对总反应式、电极反应式有影响。 (3)以甲醇为燃料，写出下列介质中的电极反应式。 ①酸性溶液(或含质子交换膜) 正极：O2+4e-+4H+===2H2O， 负极：CH3OH-6e-+H2O===CO2+6H+。 ②碱性溶液 正极：O2+4e-+2H2O===4OH-， 负极：CH3OH-6e-+8OH-===C+6H2O。 ③固体氧化物(其中O2-可以在固体介质中自由移动) 正极：O2+4e-===2O2-， 负极：CH3OH-6e-+3O2-===CO2+2H2O。 ④熔融碳酸盐(C) 正极(通入CO2)：O2+4e-+2CO2===2C， 负极：CH3OH-6e-+3C===4CO2+2H2O。 考点07电解池及工作原理 1.电解与电解池 2.电解池工作原理(以电解CuCl2溶液为例) 3.用惰性电极电解电解质溶液的类型 (1)电解水型 实例 电极反应式及总反应式 电解质溶液浓度 复原方法 H2SO4 阴极：2H++2e-===H2↑ 阳极：2H2O-4e-===4H++O2↑ 总反应式：2H2O2H2↑+O2↑ 增大 加水 (2)电解电解质型 实例 电极反应式及总反应式 电解质溶液浓度 复原方法 HCl 阴极：2H++2e-===H2↑ 阳极：2Cl--2e-===Cl2↑ 总反应式：2HClH2↑+Cl2↑ 减小 通入HCl CuCl2 阴极：Cu2++2e-===Cu 阳极：2Cl--2e-===Cl2↑ 总反应式：CuCl2Cu+Cl2↑ 加CuCl2 固体 (3)电解质和水均参与电解型 实例 电极反应式及总反应式 电解质溶液浓度 复原方法 NaCl、KCl (放H2生碱) 阳极：2Cl--2e-===Cl2↑ 阴极：2H2O+2e-===H2↑+2OH- 总反应式：2Cl-+2H2OCl2↑+H2↑+2OH- 减小并生成 新电解质 通入HCl 气体 CuSO4、Cu(NO3)2 (放O2生酸) 阳极：2H2O-4e-===4H++O2↑ 阴极：Cu2++2e-===Cu 总反应式：2Cu2++2H2O2Cu+O2↑+4H+ 减小并生成 新电解质 加CuO 考点08电解原理的应用 1.氯碱工业 习惯上把电解饱和食盐水的工业生产叫做氯碱工业。 (1)反应原理 阳极：2Cl--2e-===Cl2↑(氧化反应)。 阴极：2H2O+2e-===H2↑+2OH-(还原反应)。 总反应化学方程式：2NaCl+2H2O2NaOH+H2↑+Cl2↑。 总反应离子方程式：2Cl-+2H2O2OH-+H2↑+Cl2↑。 注意　电解所用的食盐要精制。 (2)离子交换膜法的生产过程 加入或流出的物质a、b、c、d分别是精制饱和NaCl溶液、H2O(含少量NaOH)、淡盐水、NaOH溶液；X、Y分别是Cl2、H2。 (3)阳离子交换膜的作用 阻止OH-进入阳极室与Cl2发生副反应：2NaOH+Cl2===NaCl+NaClO+H2O，阻止阳极产生的Cl2和阴极产生的H2混合发生爆炸。 (4)氯碱工业产品 2.电镀、电解精炼铜与电冶金 (1)电镀 ①概念：利用电解原理在某些金属表面镀上一薄层其他金属或合金的加工工艺。 ②目的：增强金属的抗腐蚀能力，增加表面硬度和美观。 (2)电解精炼铜 银、金等金属不放电形成阳极泥，在阴极只有Cu2+放电，锌、铁、镍较活泼的金属阳离子残留在电解质溶液中，故能够将杂质除去。电解过程中，Cu2+的浓度有所下降。 (3)电冶金 利用电解熔融盐或氧化物的方法来冶炼活泼金属Na、Ca、Mg、Al等。 总反应化学方程式 电极反应式 2NaCl(熔融) 2Na+Cl2↑ 阳极：2Cl--2e-===Cl2↑ 阴极：Na++e-===Na MgCl2(熔融)Mg+Cl2↑ 阳极：2Cl--2e-===Cl2↑ 阴极：Mg2++2e-===Mg 2Al2O3(熔融)4Al+3O2↑ 阳极：2O2--4e-===O2↑ 阴极：Al3++3e-===Al 考点09 金属腐蚀与防护 1.金属的腐蚀 (1)金属腐蚀的本质 金属原子失去电子变为金属阳离子，发生氧化反应。 (2)金属腐蚀的类型 ①化学腐蚀与电化学腐蚀 类型 化学腐蚀 电化学腐蚀 条件 金属与接触到的干燥气体或非电解质液体直接发生化学反应 不纯的金属接触到电解质溶液发生原电池反应 本质 M-ne-===Mn+ M-ne-===Mn+ 现象 金属被腐蚀 较活泼的金属被腐蚀 区别 无电流产生 有微弱电流产生 联系 电化学腐蚀比化学腐蚀普遍得多，腐蚀速率更快，危害也更严重 ②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+2H2O===2Fe(OH)2 联系 吸氧腐蚀更普遍 2.金属的防护 (1)改变金属材料的组成 如制成合金、不锈钢等。 (2)在金属表面覆盖保护层 如在金属表面喷油漆、涂油脂、电镀、喷镀或表面钝化等方法。 (3)电化学保护法 ①牺牲阳极法——原电池原理 a.负极：比被保护金属活泼的金属； b.正极：被保护的金属设备。 ②外加电流法——电解原理 a.阴极：被保护的金属设备； b.阳极：惰性金属。 易错点01 常见1 mol下列物质中化学键的数目 物质 金刚石 SiO2 P4 CO2 CH4 化学键 C—C Si—O P—P C==O C—H 化学键数目 2NA 4NA 6NA 2NA 4NA 易错点02 反应热大小的比较 1.根据反应物量的大小比较反应焓变的大小 (1)H2(g)+O2(g)===H2O(g)　ΔH1 (2)2H2(g)+O2(g)===2H2O(g)　ΔH2 反应(2)中H2的量更多，因此放热更多，|ΔH1|<|ΔH2|，但ΔH1<0，ΔH2<0，故ΔH1>ΔH2。 2.根据反应进行的程度大小比较反应焓变的大小 (1)C(s)+O2(g)===CO(g)　ΔH1 (2)C(s)+O2(g)===CO2(g)　ΔH2 反应(2)中，C完全燃烧，放热更多，|ΔH1|<|ΔH2|，但ΔH1<0，ΔH2<0，故ΔH1>ΔH2。 3.根据反应物或生成物的状态比较反应焓变的大小 (1)S(g)+O2(g)===SO2(g)　ΔH1 (2)S(s)+O2(g)===SO2(g)　ΔH2 方法一：图像法，画出上述两反应能量随反应过程的变化曲线。 由图像可知：|ΔH1|>|ΔH2|，但ΔH1<0，ΔH2<0，故ΔH1<ΔH2。 方法二：通过盖斯定律构建新的热化学方程式。 由反应(1)-反应(2)可得S(g)===S(s)　ΔH=ΔH1-ΔH2<0，故ΔH1<ΔH2。 4.根据特殊反应的焓变情况比较反应焓变的大小 (1)2Al(s)+O2(g)===Al2O3(s)　ΔH1 (2)2Fe(s)+O2(g)===Fe2O3(s)　ΔH2 由反应(1)-反应(2)可得2Al(s)+Fe2O3(s)===2Fe(s)+Al2O3(s)　ΔH=ΔH1-ΔH2，已知铝热反应为放热反应，故ΔH<0，ΔH1<ΔH2。 易错点03 原电池原理的应用 1.比较金属的活动性，在原电池中，一般较活泼的金属作负极 (注意电解质溶液对电极反应的影响)。 2.加快化学反应速率，创造多个微电池反应环境，可加快反应(腐蚀)速率。 3.应用于金属防护。 4.设计原电池。 ①首先将氧化还原反应分成两个半反应。 ②根据原电池反应的特点，结合两个半反应找出正、负极材料和电解质溶液。 易错点04 解答燃料电池题目的三个关键点 1.要注意介质是电解质溶液还是熔融盐或氧化物。 2.通入负极的物质为燃料，通入正极的物质为氧气。 3.通过介质中离子的移动方向，可判断电池的正、负极，同时考虑该离子参与靠近一极的电极反应。 易错点05 电解池电极反应式的书写 1.用惰性电极电解，分析溶液中的阴阳离子：阳离子向阴极移动，分析阳离子在阴极上得电子的顺序；阴离子向阳极移动，分析阴离子在阳极上失电子的顺序。 2.金属被腐蚀溶解的作阳极，被保护不被腐蚀的作阴极。 3.在写电极反应式时，要考虑电解质溶液的酸碱性、离子交换膜、甚至反应的区域等对电极产物的影响。 易错点06 电解时电极上的放电顺序及产物 1.阳极上的放电顺序及产物 ①活性电极(除Au、Pt以外的金属材料作电极)，电极材料失电子，生成金属阳离子。 ②惰性电极(Pt、Au、石墨)，要依据阴离子的放电顺序加以判断。 阴离子的放电顺序：S2->I->Br->Cl->OH->含氧酸根离子>F-。 S2-、I-、Br-、Cl-放电，产物分别是S、I2、Br2、Cl2；若OH-放电，则得到H2O和O2。 2.阴极上的放电顺序及产物 直接根据阳离子放电顺序进行判断。 阳离子放电顺序：Ag+>Fe3+>Cu2+>H+(酸)>Fe2+>Zn2+>H+(水)>Al3+>Mg2+。 易错点07 电解质溶液的分段电解及计算 1.正确书写电解过程中各电极或在不同阶段时的电极反应式。 2.在同一电路中，根据各电极得失电子数相等关系建立等量关系或根据电解总反应式列比例式计算。若分段电解，则每个电极各阶段的电极反应转移电子数总和相等。 易错点08 金属腐蚀快慢的判断 1.对同一电解质溶液来说，腐蚀的快慢：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。 2.对同一金属来说，腐蚀的快慢：强电解质溶液中>弱电解质溶液中>非电解质溶液中(浓度相同)。 3.活动性不同的两种金属，活动性差异越大，腐蚀越快。 4.对同一种电解质溶液来说，电解质浓度越大，金属腐蚀速率越快。 学科网（北京）股份有限公司8 / 13 学科网（北京）股份有限公司 $