第一章 化学反应的热效应 知识清单 2025-2026学年高二上学期化学人教版选择性必修1

把握生命里的每一分钟，全力以赴我们心中的梦 第一章：化学反应的热效应 2.中和反应反应热的测定 a、测定原理：环境温度不变时，根据测得的体系的温度变化和有关物质的比热容等来计算反应热。即利用公式Q＝cmΔt进行计算。 b、实验装置及部分仪器的作用 ①玻璃搅拌器的作用是使反应物混合均匀充分接触 ②隔热层的作用是减少热量的散失 ③温度计的作用是测定反应前后反应体系的温度。 c、提高中和反应反应热的测定准确度的措施 ①为使测得的数据更准确，酸、碱溶液应当使用强酸、强碱的稀溶液。测定实验中若用弱酸或弱碱，因其电离吸热使测定数值偏小；若用浓酸或浓碱，因其溶解放热使测定数值偏大。 ②为保证盐酸被完全中和，碱的浓度应稍大。 ③酸碱溶液混合要迅速，防止热量散失。 ④在测量反应混合液的温度时，温度计不要贴在容器壁上或插入容器底部，要随时读取温度值，记录下最高温度值 ⑤不可将温度计当搅拌器使用；玻璃搅拌器应上下移动。 ⑥应使用玻璃搅拌器，不能用金属质搅拌器代替。 （3）、焓与焓变 c、计算： ①用键能来表示 对于一个化学反应：在25℃和101kPa下各物质键能为： 化学键 H-H Cl-Cl H-Cl 键能KJ/mol 436 243 431 总结： ②反应物和生成物总能量表示 图示 ΔH 图1：ΔH＝生成物总键能-反应物总键能，表示放热反应 图2：ΔH＝生成物总键能-反应物总键能，表示吸热反应 总结：ΔH＝生成物总键能-反应物总键能（>0 吸热反应 <0 放热反应） ③用反应过程中的能量变化 图示 意义 a表示正反应的活化能；b表示逆反应的活化能；c表示该反应的反应热 ΔH 图1：ΔH＝(a－b)kJ·mol－1＝－c kJ·mol－1，表示放热反应 图2：ΔH＝(a－b)kJ·mol－1＝c kJ·mol－1，表示吸热反应 总结：ΔH＝正反应活化能-逆反应活化能（>0 吸热反应 <0 放热反应） （4）、热化学方程式书写 3.书写 ①写出相应的化学方程式。热化学方程式中各物质化学式前的化学计量数只表示其物质的量，可以是整数或分数。 ②标注反应的温度和压强。没有特殊说明是指25 ℃（298K）、101 kPa。不用标明反应条件(如“加热”“高温”“催化剂”等)。 ③标注各物质聚集状态。在物质后面用括号标注各物质的聚集状态：气体用“g”，液体用“l”，固体用“s”，溶液用“aq”。 ④标注ΔH的正负。化学方程式后面空一格标注ΔH，若为放热反应，ΔH为“负值”；若为吸热反应，ΔH为“正值”。 ⑤计算ΔH的数值。根据化学方程式中的化学计量数计算写出ΔH的数值。ΔH单位是kJ/mol。 4.ΔH的单位中“mol－1”的含义 对一个化学反应，ΔH的单位中“mol－1”不是指每摩尔具体物质，而是指 “每摩尔反应”。因此ΔH必须与化学方程式一一对应。 5.书写热化学方程式的注意点 ①需注明环境的温度和压强(25 ℃、101 kPa，可不注明)。 ②应注明反应物和生成物的状态。 ③对于相同的反应，当化学计量数不同时，其ΔH不同。 ④注意可逆反应的热效应，可逆反应中的“ΔH”表示的是完全反应时对应的焓变值。若按该反应的化学计量数投料进行反应，由于可逆反应不能进行彻底，那么吸收或放出的热量一定比该值小。 （5）、燃烧热 1.概念 a、概念：在101 kPa时，1mol纯物质完全燃烧生成制定产物时所放出的热量。 b、要求：①1mol燃料；②完全燃烧；③生成制定产物。 如：C元素→ 　H元素→ S元素→ 　N元素→ 2.单位：kJ·mol－1或kJ/mol 。 3.意义 甲烷的燃烧热为890.3 kJ· mol－1，或ΔH＝－890.3 kJ· mol－1，它表示25 ℃、101 kPa时， 甲烷完全燃烧生成和（l）时释放890.3 kJ的热量。 4.表示燃烧热的热化学方程式的书写 书写表示燃烧热的热化学方程式时，以燃烧1 mol可燃物为标准来配平其余物质的化学计量数，同时可燃物要完全燃烧且生成指定产物。 （6）、盖斯定律 1.概念 大量实验证明，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。换句话说，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.用加和法计算反应热 a、目标物质较多时 ①方法 找：找出目标物质（唯一的）； 看：看目标物质的系数和位置（同为反应物（生成物）则加，相反则减；系数相同直接写下来，不同则转化与目标物质的相同）。 ②例题 （2023甲卷28题节选）已知下列反应的热化学方程式： ① ② 反应③ 的 解析：观察反应③发现是只有②式中有的即为目标物质，观察②式中的发现同为反应物（位置相同），化学计量数不同，将②式的化学计量数变得和③式中的相同即；然后观察③式中的只有①式中有（①②都存在不能选择）观察位置不同（①为生成物，②为反应物）且系数不同，将①式化成③式相同即可，即；即 b、目标物质较少时 ①方法 找：找出目标物质（唯一的）； 看：看目标物质的系数和位置（同为反应物（生成物）则减，相反则加；系数相同直接写下来，不同则转化与目标物质的相同）。 ②例题 已知下列热化学方程式： （1）Fe2O3(s)+3CO(g)=2Fe(s)+3CO2(g) ΔH1＝－24.8 kJ/mol （2）Fe2O3(s)+1/3CO(g)=2/3Fe3O4(s)+1/3CO2(g) ΔH2＝－15.73 kJ/mol （3）Fe3O4(s)+CO(g)=3FeO(s)+CO2(g) ΔH3＝+640.4 kJ/mol 则（4）对应的ΔH=___________ 解析：观察（4）式只有（3）式有，观察位置和系数均不同，化成（4）式相同的即，这时发现和在三式中均有故不选用，观察（3）式发现Fe3O4(s)（2）式中也存在观察位置不相同系数相同即，同理得出。即 第二章：化学反应速率与化学平衡 第一节 化学反应速率 1.定义 用来衡量化学反应过程进行的快慢，通常表示单位时间内反应物的减少量或生成物的增加量来表示（取正值）。公式为：。单位：和（速率的另一种表达：对于任意基元反应,正反应速率可以表示为, ，其中分别表示正反应和逆反应的速率常数、分别表示A、B、C、D的浓度）。 2.用三段法解反应速率 对于反应在2L 密闭容器中充入2mol 的和6mol的，在5s末测得为，用表示反应的速率，它们之间有何关系? 起始浓度/ 1 3 0 变化浓度/ 0.25 0.75 0.5 5s末浓度/ 0.75 2.25 0.5 解： 规律：（速率之比等于化学计量数之比） 注：（1）.起始浓度-末浓度=变化浓度、变化浓度之比等于化学计量数之比，所以在解决该类型的题时重点是求出某一物质的变化浓度，根据化学计量数求出其他变化浓度。 （2）.固体纯液体的浓度默认为1,其变化浓度为0，故固体或纯液体不表示速率，也不列入三段中。（g表示气体、l表示液体、s表示固体、aq表示溶液） （3）.反应物的转化率（表示转化率，表示变化浓度，表示初始浓度） 3.影响速率的因素 a、温度：（微观视角：升高温度→活化分子的百分数增多→单位时间内有效碰撞的次数增加→反应速率增大） 升高温度，速率加快；降低温度，速率减慢。（） b、浓度：（微观视角：反应物浓度增大→单位体积内活化分子数增多→单位时间内有效碰撞的次数增加→反应速率增大） 增大浓度，速率加快；减少浓度，速率减慢。（） c、压强（有气体参加的反应）：（微观视角：增大压强→气体体积缩小→反应物浓度增大→单位体积内活化分子数增多→单位时间内有效碰撞的次数增加→反应速率增大） 增大压强，速率加快；减小压强，速率减慢。（） d、恒温恒容充入惰性气体（有气体参加的反应）： 充入惰性气体，速率不变。（ e、恒温恒压充入惰性气体（有气体参加的反应）： 充入惰性气体，速率减慢。（） f、催化剂：（微观视角：使用催化剂→改变了反应的历程，反应的活化能降低→活化分子的百分数增多→单位时间内有效碰撞的几率增加→反应速率加快。） 加入催化剂，改变反应速率。 g、比表面积 增大接触面积，加快反应速率。 4.碰撞理论 a、基元反应：大多数的化学反应往往经过多个反应步骤才能实现。其中每一步反应都称为基元反应。如的2个基元反应为、。 b、反应机理：先后进行的基元反应反映了化学反应的反应历程，反应历程又称反应历程。 c、基元反应发生的先决条件 基元反应发生的先决条件是反应物的分子必须发生碰撞，但是并不是每一次分子碰撞都能发生化学反应。 d、有效碰撞 越快 e、活化能和活化分子 ①活化分子：能够发生有效碰撞的分子。 对于某一化学反应来说，在一定条件下，反应物分子中活化分子的百分数是一定的。 ②活化能：活化分子具有的平均能量与反应物分子具有的平均能量之差，叫做反应的活化能。 第二节 化学平衡（本节内容均以反应为例） （1）、化学平衡状态 1.可逆反应：在相同条件下，既能向正反应方向进行，同时又能向逆反应方向进行的反应。 2.化学平衡的建立： A与B随着反应的进行，其浓度逐渐减少，v正逐渐减小，而C与D的浓度逐渐增大，v逆逐渐增大，某一时刻时，它们的浓度不再改变，v正=v逆，反应达到平衡。随着C与D的分解，其浓度逐渐减少，v逆逐渐减少，而A与B的浓度逐渐增大，v正逐渐增大，某一时刻起，它们的浓度不再改变，v正=v逆，反应达到平衡。通过上述两例说明，平衡的建立与建立的途径无关。（既可以从正反应方向建立，又可以从逆反应方向建立） 3.化学平衡的概念 在一定条件下的可逆反应，当正、逆反应的速率相等时，反应物和生成物的浓度均保持不变，即体系的组成不随时间而改变，这表明该反应中物质的转化达到了“限度”，这时的状态我们称为化学平衡状态，简称化学平衡。 （2）、化学平衡状态的判断 1.从速率的角度判断（一定要体现出两个方向；也可以是断键与形成等） a、相同位置（同为反应物或者是同为生成物也可以指的是同一种物质）的当消耗速率和生成速率成化学计量时之比时达到平衡。比如用A和B判断，当A的消耗速率（正反应）与B的生成速率（逆反应）成m:n时达到化学平衡。 b、不同位置（一个生成物一个反应物）的当生成速率（或者消耗速率）成化学计量时之比时达到平衡。例如，当A的生成速率（逆反应）与C的生成速率（正反应）之比等于m:p时达到平衡。 2.从各组分（浓度、物质的量、颜色、压强）保持不变角度判断（核心：变化的不在发生变化达到化学平衡） a、压强和平均摩尔质量（，其中是不变的（质量守恒）），平均分子质量（）（根据理想气体方程可以得出在恒温恒容时压强之比等于总物质的量，而总物质的量变化又与m+n与p+q（前后化学计量数之和）有关） ①当m＋n≠p＋q时，总压强一定(其他条件一定)达到平衡（反应前后总物质的量不相等可以得出反应前后总压强也是不相等的）； ②当m＋n＝p＋q时，总压强一定(其他条件一定)不一定达到平衡（反应前后总物质的量相等可以得出反应前后总压强也是相等的）。 b、恒温恒容条件下，用“混合气体的密度”（） ①有固体参与，密度不变时达到平衡（增大）； ②没有固体参与时，密度不变不能说明达到平衡（）。 c、各组成成分的质量、物质的量、分子数、体积(气体)、物质的量浓度均保持不变。各组成成分的质量分数、物质的量分数、气体的体积分数均保持不变。反应物的转化率、产物的产率保持不变。（均需看情况不能一概而论！！！） （3）、化学平衡常数 1.概念 在一定温度下，当一个可逆反应达到化学平衡时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积 的比值是一个常数(简称平衡常数)，用符号K表示。（） 2.浓度商 表示任意时刻生成物与反应物浓度的幂之积。用Q表示；表达式为。当Q=K时反应达到平衡。 当Q>K平衡逆向进行（因为Q>K所以要减小，要么减小分子（生成物浓度），要么增大分母（反应物浓度）即减小生成物浓度和增大反应物浓度平衡都是逆向进行的）；当Q<K平衡正向进行（因为Q<K所以要增大，要么增大分子（生成物浓度），要么减小分母（反应物浓度）即增大生成物浓度和减小反应物浓度平衡都是正向进行的）。 3.意义 平衡常数的大小反映了化学反应（正反应）进行的程度(也叫化学反应的限度)。K值越大，表示反应进行得越完成，反应物的转化率越高，当K＞时，该反应就进行的基本完全了。K值越小，表示反应进行得越不完全，反应物的转化率越低。当K＜时，该反应很难发生。 4.影响因素 a、内因：不同的化学反应及方程式的书写形式是决定化学平衡常数的主要因素。 b、外因：在化学方程式一定的情况下，K只受温度影响。 5.化学平衡常数表达式书写注意事项 a、化学平衡常数表达式中各物质的浓度必须是平衡时的浓度，且不出现固体或纯液体的浓度。 b、化学平衡常数表达式与化学方程式的书写有关。若反应方向改变、化学计量数等倍扩大或缩小，化学平衡常数都会相应改变。 6.若两反应的平衡常数分别为K1、K2 a、若两反应相加，则总反应的平衡常数K＝K1·K2。 b、若两反应相减，则总反应的平衡常数 （4）、化学平衡常数计算 “三段式”法进行化学平衡的有关计算 可按下列步骤建立模式，确定关系式进行计算。如可逆反应：mA(g)＋nB(g) pC(g)＋qD(g)，在体积为V的恒容密闭容器中，反应物A、B的初始加入量分别为a mol、b mol，达到化学平衡时，设A物质转化的物质的量为mx mol。 mA(g) ＋ nB(g) pC(g) ＋ qD(g) 起始量/mol a b 0 0 转化量/mol mx nx px qx 平衡量/mol a－mx b－nx px qx 对于反应物：n(平)＝n(始)－n(转) 对于生成物：n(平)＝n(始)＋n(转) 试将充入量改为化学计量数之比充入有何不同？请按上述计算进行验证！ （5）、化学平衡影响因素 核心：勒夏特列原理：当达到平衡时，如果改变影响平衡的一个因素（如温度、压强及参加反应的物质的浓度）（人为影响因素），平衡就向着能够减弱这种改变（反应过程中本身就会发生变化如温度、浓度及压强等）的方向移动。 1.浓度 分析：随着反应的进行自然会发生，正反应方向：反应物浓度减小，生成物浓度增大；逆反应方向：反应物浓度增大，生成物浓度减小 a、增大反应物浓度（平衡要向着减小反应物浓度方向进行），平衡正向进行，图①； （注意图像是连续的！） b、减小反应物浓度（平衡要向着增大反应物浓度方向进行），平衡逆向进行，图②； c、增大生成物浓度（平衡要向着减小生成物浓度方向进行），平衡逆向进行，图③； d、减小生成物浓度（平衡要向着增大生成物浓度方向进行），平衡正向进行，图④。 还可以从浓度商的角度理解：例如，增大反应物的浓度导致分母变大Q变小，要使得和平衡常数相等必须要增大分子（增大生成物浓度），即平衡正向进行。 工业术语：适当增大廉价的反应物的浓度，使化学平衡向正反应方向移动，可提高价格较高的原料的转化率（利用率），从而降低生产成本；及时分离产物（减小生成物浓度）使平衡正向进行，提高原料的利用率。 2.压强 分析：随着反应的进行因为m+n和p+q的关系不同使得最终总浓度也是不相同的，根据理想气体方程总物质的量发生变化使得总压强也是有变化的，具体变化如下： m+n>p+q m+n=p+q m+n<p+q 正向进行 总压强减小 总压强不变 总压强增大 逆向进行 总压强增大 总压强不变 总压强减小 总结：增大压强向着气体体积减小的方向移动，减小压强向着气体体积增大的方向移动。 m+n>p+q m+n=p+q m+n<p+q 增大压强，缩小容器体积（平衡向减小压强的方向进行） 正向进行 不移动（图③） 逆向进行（图①） 减小压强，增大容器体积（平衡向增大压强的方向进行） 逆向进行 不移动（图③） 正向进行（图②） （注意图像是不连续的） 注意：①恒温恒容充入惰性气体，平衡不移动； ②恒温恒压充入惰性气体（要保证压强不变只能增大体积，相当于减小压强），m+n>p+q平衡逆向进行，m+n<p+q平衡正向进行。 3.温度 分析：随着反应的进行，周围温度也会发生变化，具体如下 吸热反应（） 放热反应（） 正反应方向 周围温度降低 周围温度升高 逆反应方向 周围温度升高 周围温度降低 规律：升高温度，平衡向吸热反应方向移动；降低温度，平衡向放热反应方向移动。 吸热反应（） 放热反应（） 升高温度（平衡向着温度降低的方向移动） 正向进行 逆向进行（图①） 降低温度（平衡向着温度升高的方向移动） 逆向进行 正向进行（图②） 注意：①催化剂只能改变速率，不能影响平衡！！！ ②由于平衡常数的影响因素只有温度，故改变温度，平衡会发生移动平衡常数也会发生变化。K增大平衡正向进行，K减小平衡逆向进行。具体变化如下： 吸热反应（） 放热反应（） 升高温度（平衡向着温度降低的方向移动） K增大 K减小 降低温度（平衡向着温度升高的方向移动） K减小 K增大 ③K值越大，该反应进行得越完全，反应物的转化率越大；反之，就越不完全，转化率越小。 （6）、化学平衡图像分析 1.速率—时间图像(v－t图像) 速率图像是连续的说明影响因素为浓度，压强和温度的影响因素均为不连续的曲线。 ②反应正向进行，反应逆向进行，平衡不移动。 ③第一平衡状态速率低于第二平衡状态速率，说明增大浓度、温度或者压强；第一平衡状态速率高于第二平衡状态速率，说明减小浓度、降低温度、减小压强。 2.百分含量(或转化率)—时间—温度(或压强)图像 )“先拐先平数值大”。在化学平衡图像中，先出现拐点的反应则是先达到平衡，先出现拐点的曲线表示的温度较高(如图Ⅰ中T2＞T1)、压强较大(如图Ⅱ中p2＞p1)或使用了催化剂(如图Ⅲ中a使用了催化剂)。 ②正确掌握图像Ⅰ、Ⅱ中反应规律的判断方法 图Ⅰ中，T2＞T1，升高温度，生成物百分含量降低，平衡逆向移动，正反应为放热反应。图Ⅱ中，p2＞p1，增大压强，反应物的转化率降低，平衡逆向移动。则正反应为气体体积增大的反应。图Ⅲ说明了条件改变对化学平衡不产生影响，a可能是加入了催化剂，或该反应是反应前后气体体积不变的反应，a是增大压强。 3.百分含量(或转化率)—压强—温度图像 ①单看107（105）曲线可知，随着温度的升高平衡生成物逐渐减少，即平衡逆向移动，该反应为放热反应。 ②T1时做垂直与x轴的线交107、105分别与B和A，B在A的上方，说明当温度一定时增大压强（107 Pa >105Pa）有利于平衡正向进行。 ③定一议二：在化学平衡图像中，包括纵坐标、横坐标和曲线所表示的三个量。确定横坐标所表示的量，讨论纵坐标与曲线的关系，或者确定纵坐标所表示的量，讨论横坐标与曲线的关系，即“定一议二”。如上图中T1温度下，A→B压强增大，C%增大，平衡正向移动，则正反应是气体分子数减小的反应；105Pa时，A→C温度升高，C%减小，平衡逆向移动，则正反应是放热反应。 4.物质的量 (浓度)—时间图像[n(c)－t图像] ①斜率代表速率。 ②可以看成平衡的时间，及反应方程式。各物质的n或c不随时间变化时达到平衡状态，据起始量和平衡量求出转化量，各物质的转化量之比等于化学计量数之比，可以得出方程式中的化学计量数。 5.特殊图像 多因素影响，在拐点前是一种影响，拐点后是另一种。如图M点以前升高温度加快反应速率，M点以后浓度减少，反应逐渐减小等也可以是速率与平衡两个方面的。 第三节 化学反应的方向 （1）、自发过程和自发反应 自发过程 自发反应 含义 在一定条件下，不用借助外力，就能自发进行的过程 在给定的条件下，可以自发进行到显著程度的化学反应 特征 具有方向性，即过程的某个方向在一定条件下自发进行，而该过程逆方向在该条件下肯定不能自发进行 举例 高山流水，自由落体，冰雪融化 钢铁生锈 应用 (1)可被用来完成有用功。如H2燃烧可设计成原电池。 (2)非自发过程要想发生，必须对它做功。如通电将水分解为H2和O2 注意：自发过程的判断 ①根据条件判断：不是看是否需要条件，而是看是否需要持续施加外力(如加热等)。 ②根据其逆向过程是否自发判断：若逆向过程自发，则正向过程一定不自发；若逆向过程不自发，则正向过程一定自发。 （2）、化学反应进行方向的判据 1. 焓判据和熵判据判断反应是否自发都是不全面。 2.熵 a、定义：表示体系的混乱程度的物理量，用符号S表示 b、熵值大小 ①体系的熵值：体系的混乱程度越大，体系的熵值就越大。 ②同一物质的熵值：S(g)>S(l)>S(s)，同一条件下，不同物质的熵值不同。 3.综合判据（吉布斯自由能判断） a、公式：吉布斯自由能判据 b、反应方向与关系 ①当ΔG＜0时，反应自发进行； ②当ΔG＝0时，反应处于平衡状态； ③当ΔG＞0时，反应不能自发进行。 c、判断自发性 焓变(ΔH) 熵变(ΔS) 反应在某状况下能否自发进行 ＜0 ＞0 能自发进行 ＞0 ＜0 不能自发进行 ＜0 ＜0 取决于温度，低温自发 ＞0 ＞0 取决于温度，高温自发 d、图像表示 第四节 化学反应的调控 （1）、合成氨反应的原理分析 N2(g)＋3H2(g) 2NH3(g) ΔH=－92.4 kJ·mol－1 条件 提高反应速率 提高平衡转化率 压强 增大压强 增大压强 温度 升高温度 降低温度 催化剂 使用合适的催化剂 无影响 浓度 反应物浓度 增大反应物浓度，减少生成物浓度 （2）、选择工业合成适宜条件的原则 ①考虑参加反应的物质组成、结构和性质等本身因素。 ②考虑影响化学反应速率和平衡的温度、压强、浓度、催化剂等反应条件。 ③选择适宜的生产条件还要考虑设备条件、安全操作、经济成本等情况。 ④选择适宜的生产条件还要考虑环境保护及社会效益等方面的规定和要求。 （3）、选择工业合成适宜条件的分析角度 分析角度 原则要求 从化学反应速率分析 既不能过快，又不能太慢 从化学平衡移动分析 既要注意外界条件对速率和平衡影响的一致性，又要注意二者影响的矛盾性 从原料的利用率分析 增加易得廉价原料，提高难得高价原料的利用率，从而降低生产成本 从实际生产能力分析 如设备承受高温、高压能力等 从催化剂的使用活性分析 注意催化剂的活性对温度的限制 第三章：水溶液中的离子反应与平衡 第一节 电离平衡 （1）、强电解质与弱电解质 强电解质：在水溶液中能全部电离的电解质。在水溶液中电解质只有离子存在，包括强酸（）、强碱（）和绝大多数的盐（中学阶段若无特殊说明均为强电解质）。 弱电解质：在水溶液中能部分电离的电解质。在水溶液中电解质除离子形式外还有分子存在，包括弱酸（等）、弱碱（等）和少部分盐。 注：① 、、等物质溶于水能导电，是因为溶于水后生成、等电解质导电，不是其本身电离出离子，故应为非电解质。 ② 电解质的强、弱与其溶解性无关。难溶的盐如AgCl、等，溶于水的部分能完全电离，是强电解质。易溶的如、等在溶液中电离程度较小，是弱电解质。 ③ 溶液的导电能力与电解质的强弱无关。溶液的导电能力取决于溶液的离子浓度和离子所带的电荷，与电解质的强弱无关。 （2）、弱电解质电离 1.概念：在一定条件(如温度、浓度)下，弱电解质分子电离成离子的速率 与离子结合成弱电解质分子的速率相等，溶液中各分子和离子的浓度都不再发生变化，电离过程就达到了电离平衡状态。 2.特征：弱、等、动、定、变 3.电离方程式书写 a、强电解质 完全电离，在写电离方程式时，用“=”。 b、弱电解质 部分电离，在写电离方程式时，用“”。 ① 弱酸电离分步进行 ： ： ： ② 弱碱一步电离 ： : : 4.电离平衡的影响因素 a、温度：弱电解质的电离一般是吸热过程，升高温度使电离平衡向电离的方向移动，电离程度增大。（越热越电离） b、稀释：在一定温度下，同一弱电解质溶液，浓度越小，离子相互碰撞结合为分子的几率越小，电离程度越大。（越稀越电离） c、浓度：增大反应物浓度和介绍反应物浓度（化学反应：加入能与弱电解质电离出的离子发生反应的离子时）电离程度增大；减小反应物浓度和增大生成物浓度（同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的电解质时）电离程度增大。 注：① 电离吸热，升高温度，电离平衡一定正向移动，电离程度增大。 ② 弱电解质的电离程度、溶液的导电性与电离平衡的移动没有必然的关系。 ③ 弱电解质溶液加水稀释时，要注意离子浓度与离子物质的量的变化。如0.1 mol·L－1 CH3COOH加水稀释，c(CH3COOH)、c(H＋)、c(CH3COO－)均减小，但稀释促进电离，所以n(CH3COOH)减小，n(H＋)、n(CH3COO－)增大。 （3）、电离平衡常数 1.概念：在一定条件下，当弱电解质的电离达到平衡时，溶液中弱电解质电离所生成的各种离子浓度的乘积，与溶液中未电离分子的浓度之比是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数，用K表示。 2.表示方法： ① 弱酸分步表示 ： ： ： ② 弱碱 ： 3.意义：表示弱电解质的电离能力。一定温度下，K值越大，弱电解质的电离程度越越大，酸(或碱)性越越强。 4.电离常数的影响因素： a、内因：同一温度下，不同的弱电解质的电离常数不同，说明电离常数首先由物质的本性 所决定。 b、外因：对于同一弱电解质，电离平衡常数只与温度有关，由于电离为吸热过程，所以电离平衡常数随温度升高而增大。 5.电离常数的计算：通常情况下电离程度非常微弱，故弱酸的浓度可以忽略变化。 6.电离常数的应用： a、根据电离平衡常数可以判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，相同条件下，电离平衡常数越大，酸性(或碱性)越强。 b、根据浓度商Q与电离平衡常数K的相对大小判断电离平衡的移动方向。 c、根据电离平衡常数判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。（凑电离常数，将两个变量转化为一个变量） （4）、酸性（碱性）强弱比较 1.根据电离常数进行比较：相同条件下，电离常数越大，酸性（碱性）越强。 2.根据图像比较：相同条件下，图像下方的酸性强（图像上方的碱性强）。 3.强酸制弱酸原理：酸性强的能将酸性弱的从其盐溶液中生成。 （5）、强酸与弱酸的比较 1.同浓度、等体积 eg：常温下，10ml 0.1的HCl溶液和10ml 0.1溶液（）的pH、电离度、以及与足量的Mg反应放出的气体比较 pH 电离度 与足量的Mg反应放出的气体 0.1的HCl 1 100％ 0.1 0.0005 mol 0.1 3 1％ 0.001 0.0005 mol 注：根据电离常数可以进行计算！ 图示： 2.同pH,等体积 eg：常温下，pH均为1的HCl溶液和溶液（）各10 ml，比较HCl溶液和溶液的浓度、电离度、以及与足量的Mg反应放出的气体 浓度 电离度 与足量的Mg反应放出的气体 pH=1的HCl 0.1 100％ 0.1 0.0005 mol pH=1的 0.01％ 5 mol 注：根据电离常数可以进行计算！ 图示： 第二节 水的电离和溶液的pH （1）、水的电离 1.水是一种极弱的电解质。 2.水的电离方程式为，简写为。 3.水的电离是吸热过程。 4.水的离子积 a、表达式：。 b、影响因素：升高温度，增大。 c、适用范围：纯水或者是稀的电解质溶液。 5.影响水的电离因素 a、酸或碱：抑制水的电离 b、强碱弱酸盐、强酸弱碱盐和弱酸弱碱盐：促进水的电离 c、温度：升高温度，电离程度增大 6.注： ① 25 ℃时，Kw＝1.0×10－14，不仅适用于纯水(或其他中性溶液)，也适用于酸、碱、盐的稀溶液。 ②在不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水电离出的c水(H＋)与c水(OH－)一定相等。Kw＝c(H＋)·c(OH－)中，c(H＋)、c(OH－)均指整个溶液中所有H＋和OH－的总物质的量浓度。 （2）、溶液的酸碱性与pH 1.判断方法： ① 溶液中c(H＋)与c(OH－)浓度的相对大小 c(H＋)=c(OH－) 中性 c(H＋)>c(OH－) 酸性 c(H＋)<c(OH－) 碱性 ② 常温下pH（1×10－14 mol·L－1＜c(H＋)＜1 mol·L－1） pH=7 中性 pH<7 酸性 pH>7 碱性 2.pH的计算 公式： 注： 3. pH的测定 a、pH试纸：取一小块pH试纸于干燥洁净的玻璃片或表面皿，用干燥洁净的玻璃棒蘸取试液点在试纸上，当试纸颜色变化稳定后迅速与标准比色卡对照，读出pH。（特别强调：pH试纸试纸只能取整数！！！） b、pH计：精度0.01 注：① 不能用湿润的玻璃棒蘸取待测液，也不能将pH试纸先用水润湿，否则会将溶液稀释，可能导致所测定的pH不准确，使酸性溶液的pH变大，碱性溶液的pH变小，但中性溶液不受影响。 ② 若某溶液具有漂白性，则不能用酸碱指示剂测定该溶液的酸碱性，也不能用pH试纸测定其pH。 ③ pH试纸不能测c()>1 mol·L－1或c()>1 mol·L－1的溶液的pH。 （3）、酸碱中和滴定 1.概念：依据中和反应，用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的方法。 2.原理：在中和反应中，酸提供的与碱提供的之间的物质的量相等。 注：中学阶段酸碱中和滴定、氧化还原滴定、沉淀滴定和络合滴定在高考中均有涉及，考察方式也只有原理的考察，只需要抓住酸碱中和滴定中的等量关系就是、氧化还原滴定的等量关系是得失电子相等、沉淀滴定等量关系是阴阳离子电荷守恒，络合滴定一般会有原理的表示，只需要按照原理找准等量关系。 3.表示： 4.误差分析 a、核心抓住：等量关系，进行分析。 b、滴定管读数误差分析： ① 如图Ⅰ，开始仰视读数，滴定完毕俯视读数，偏小 ② 如图Ⅱ，开始俯视读数，滴定完毕仰视读数，偏大 注：误差分析没有绝对的答案，要具体代入情景中分析；多了，少了可以给赋予具体的数值，将抽象的思维具体化。 第三节 盐类水解 （1）、盐类的酸碱性 1.盐的分类 a、强酸强碱盐： 电离出的离子均不会结合形成新的分子，故该溶液中c(H＋)=c(OH－)该溶液显中性。 b、强酸弱碱盐： 电离出的会和结合形成，使得水的电离程度增大，最终导致c(H＋)>c(OH－)，溶液显酸性。 c、强碱弱酸盐： 电离出的会和结合形成，使得水的电离程度增大，最终导致c(H＋)<c(OH－)，该溶液显碱性。 d、弱酸弱碱盐： 总结：有弱才水解，无弱不水解；谁强显谁性，同强显中性。 2.盐类的水解 a、概念：在水溶液中，盐电离出来的离子与水电离出来的或结合生成弱电解质 的反应，叫做盐类的水解。 b、实质：生成生成弱酸或弱碱，促进水的电离。 c、特点：① 是酸碱中和反应的逆反应；② 是吸热反应；③ 水解程度很微弱。 3.水解方程式的书写 盐类水解程度一般很小，水解时通常不生成沉淀和气体，书写水解的离子方程式时，一般用“”连接，产物不标“↑”或“↓”。 a、强酸弱碱盐的水解：实际上就是弱碱阳离子结合氢氧根的过程，故强酸阴离子可以省略。 ① ： ② ： b、强碱弱酸盐的水解：实际上就是弱酸根结合氢离子的过程，故强碱阳离子可以省略。在电离的过程中，弱酸根会分步结合氢离子，故水解方程式也需要分步书写。 ① ： ② ：（主）； （次） c、双水解：弱酸弱碱盐中阴、阳离子水解相互促进。 ① 水解程度较小时：任然用“”连接，产物不标“↑”或“↓” ② 水解程度较大时：用“”连接，产物标出“↑”或“↓”，一般有沉淀或气体生成。 （泡沫灭火器原理） 注：弱酸的酸式酸根离子在水溶液中存在电离平衡和水解平衡，弱酸酸式盐溶液的酸碱性取决于其电离程度和水解程度的相对大小。 (1)水解程度大于电离程度：如呈碱性的NaHCO3、NaHS、Na2HPO4溶液。 (2)电离程度大于水解程度：如呈酸性的NaHSO3、KHC2O4、NaH2PO4溶液。 （3）、盐类水解的影响因素 1.内因：盐类水解程度的大小主要由盐的性质所决定的，生成盐的弱酸(或弱碱)越难电离(电离常数越小)，盐的水解程度就越大，即越弱越水解。 ，由此可知水解常数和电离常数成反比，即水解程度越强电离程度越弱，水解程度越弱电离程度越强。 2.外因：符合勒夏特列原理，平衡向着减弱这种改变的方向移动。 a、温度：因为该反应为吸热反应，故升高温度平衡正向进行。即越热越热越水解。 b、浓度：增大反应物浓度和减少生成物浓度（化学反应：加入能与弱电解质电离出的离子发生反应的离子时）电离程度增大；减小反应物浓度和增大生成物浓度（同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的电解质时）电离程度减小。 注：弱碱阳离子水解一般会有沉淀生成，故调节溶液的pH可以除去溶液中的杂质！ 3.水解常数 注：① 由此可知水解常数可以用电离常数和水的溶度积表示，故不经常使用水解常数。 ② 水解常数可以表示水解程度，水解常数越大，水解程度越大。 ③ 多元弱酸根水解时分步进行，水解常数也一一对应。特别注意如碳酸根水解，其水解常数、=。 ④ 酸式盐要比较电离程度和水解程度可以比较电离常数和水解常数相对大小。如NaHCO3溶液中，水解程度和电离程度的相对大小可以以水解常数(Kh)与电离常数(Ka2)的相对大小进行比较。 （3）、盐类水解的应用 1.生活中的应用 a、泡沫灭火器原理：泡沫灭火器中药品成分为NaHCO3与Al2(SO4)3，发生的反应为 b、明矾作净水剂： c、铵态氮肥与草木灰不得混合施用：碳酸根和铵根双水解，使得氮肥失效。 d、除锈剂：NH4Cl溶液与ZnCl2溶液可作焊接时的除锈剂，原理为、 e、热纯碱去污能力强：加热，促进Na2CO3的水解，使c(OH－)增大，去污能力增强 2.化学实验中的应用 a、判断溶液的酸碱性：FeCl3溶液显酸性，原因是。 b、判断酸性强弱（水解能力越强，电离能力越弱）：相同浓度的NaX、NaY、NaZ溶液的pH分别为8、9、10，则酸性：HX>HY>HZ。 c、配制或贮存易水解的盐溶液：加相应的酸或者碱抑制水解。如配制溶液时，加入少量，抑制水解；贮存溶液不能用玻璃塞（防止生成的氢氧根和玻璃中的二氧化硅反应） d、胶体的制取： e、制备无水盐：将氯盐溶液（弱酸盐）蒸干时，在通HCl的气流中（或HCl的氛围中）加热蒸干。（① 强酸强碱盐溶液和水解生成难挥发性酸的盐溶液，蒸干后一般得到原物质，如NaCl溶液蒸干得NaCl固体，CuSO4溶液蒸干得CuSO4固体；② 盐溶液水解生成易挥发性酸时，蒸干后一般得到对应的弱碱，如AlCl3、FeCl3溶液蒸干后一般得到Al(OH)3、Fe(OH)3，若灼烧则会生成Al2O3、Fe2O3；③ 酸根阴离子易水解的强碱盐，蒸干后可得到原物质，如Na2CO3溶液蒸干得Na2CO3固体；④ 考虑盐受热时是否分解。因为Ca(HCO3)2、NaHCO3、NH4Cl固体受热易分解，因此蒸干灼烧后分别为Ca(HCO3)2→CaCO3；NaHCO3→Na2CO3；NH4Cl→NH3↑＋HCl↑；⑤ 还原性盐在蒸干时会被O2氧化，如Na2SO3溶液蒸干得到Na2SO4；FeSO4溶液蒸干得到Fe2(SO4)3。） f、判断离子是否共存（主要是双水解）：Al3＋与CO、HCO、S2－、HS－、AlO；Fe3＋与HCO、CO、AlO；NH与AlO、SiO因相互促进水解强 g、判断中和反应至中性的试剂用量（判断酸碱中和滴定点）：如NH3·H2O与HCl反应至中性，NH3·H2O过量，CH3COOH与NaOH反应至中性时CH3COOH过量。 h、制备无机化合物（判断是否水解首先考虑化合价有无变化，有则为氧化还原反应，无为水解）：用TiCl4制备TiO2，其反应的化学方程式为TiCl4＋(x＋2)H2O===TiO2·xH2O↓＋4HCl加入大量的水，同时加热，促使水解趋于完全 （4）、电解质溶液中微粒间的关系 1.电荷守恒 电解质溶液中阳离子所带的电荷总数与阴离子所带的电荷总数相等。即电荷守恒，溶液呈电中性。 如：： 2.元素质量守恒 在电解质溶液中，由于某些离子发生水解或电离，离子的存在形式发生了变化，就该离子所含的某种元素来说，其质量在反应前后是守恒的，即元素质量守恒。 如：： 注：找到金属阳离子和弱酸根中的中心离子（如中的P，中的C）之间的等量关系。 3.质子守恒 方法一：可以由电荷守恒与元素质量守恒推导出来。（消金属阳离子） 如：： 电离守恒： ① 物料守恒： ② ①-②得： 方法一：依据由水电离出的氢离子和氢氧根相等 如：： 即： 4.溶液中微粒浓度大小比较 a、弱酸溶液中离子浓度大小比较（电离微弱，溶液中还是以原物质存在） ① 例1：中离子浓度大小比较 一水合氨电离出，水电离出；由电荷守恒可知：，又一水合氨的电离程度大于水的电离，即；所以溶液中微粒浓度大小关系为 ② 例2：中离子浓度大小比较 电离出、、且<（第一步电离远大于第二部电离），水电离出；由电荷守恒可知：；。 b、盐溶液中离子浓度大小的比较 ① 例1：氯化铵溶液 溶液完全电离成和，但是要水解成和，但总是有（物料守恒），由此可知；水电离出，由电荷守恒可知，即；。 ② 例2：碳酸钠溶液 溶液完全电离成和，但是要水解成（一级水解）、（二级水解）和，但总是有（物料守恒），且；水电离出，由电荷守恒可知；。 ③ 例3：碳酸氢钠溶液 溶液完全电离成和，但是要水解成和，也会电离出和但程度都很微弱，溶液中还是以为主存在，即，且，由于的水解程度大于电离程度；水电离出，由电荷守恒可知；即溶液中离子浓度大小关系是（） ④ 例4：亚硫酸氢钠溶液 溶液完全电离成和，但是要水解成和，也会电离出和但程度都很微弱，溶液中还是以为主存在，即，且，由于的水解程度小于电离程度；水电离出，由电荷守恒可知；即溶液中离子浓度大小关系是 c、混合溶液中各离子浓度比较 ① 强酸与弱碱（或强碱与弱酸）等体积等浓度混合：反应完全生成对应的盐盐水解判断 ② 强酸与弱碱（或强碱与弱酸）等浓度体积成倍数混合：盐与弱碱（或弱酸）混合根据物料守恒和电荷守恒判断 注：①多元弱酸的正盐溶液(如Na2CO3溶液)，要分清主次关系。即盐完全电离，多元弱酸根的第一步水解大于第二步水解。 ②多元弱酸的酸式盐溶液，要注意考虑酸式酸根水解程度和电离程度的相对大小。若酸式酸根的电离程度大于水解程度，溶液呈酸性；若水解程度大于电离程度，溶液呈碱性。 ③当两种溶液混合或两种物质发生反应时，要根据反应原理准确地判断溶质的成分，然后判断离子种类，再根据规律比较其大小。 ④不同溶液中同一离子浓度的比较要看溶液中其他离子对它的影响。 第四节 沉淀溶解平衡 （1）、难溶电解质的沉淀溶解平衡 1.难溶电解质沉淀溶解平衡的影响因素 a、内因(决定因素)：难溶电解质本身的性质。 b、外因：温度、浓度等条件的影响符合勒夏特列原理。 2.溶度积常数 a、概念 难溶电解质的沉淀溶解平衡常数称为溶度积常数，简称溶度积，符号为，的大小反映难溶电解质在水中的溶解能力（同类型（如AB型、A2B型）的越大，溶解能力越强，反之溶解能力就越弱；不同类型之间不可比较溶解度！）。 b、表达式 ① 如： c、图像表示 分析：① 曲线上任意一点都达到了沉淀溶解平衡状态，此时Qc＝Ksp。 ② 曲线上方区域的点均为过饱和溶液，此时Qc＞Ksp有沉淀析出。 ③ 曲线下方区域的点均为不饱和溶液，此时Qc＜Ksp 。 （2）、应用 1. 沉淀的生成 a、沉淀生成时沉淀剂的选择原则 ① 使生成沉淀的反应进行得越完全越好(被沉淀离子形成沉淀的Ksp尽可能地小，即沉淀溶解度越小越好)。 ② 不能影响其他离子的存在，由沉淀剂引入溶液的杂质离子要便于除去或不引入新的杂质离子。 第四章：化学反应与电能 第一节 原电池 （1）、原电池工作原理 1.概念：把化学能转化为电能的装置 2.本质：自发进行的氧化还原反应 3.铜锌原电池 注：盐桥的作用：形成闭合回路；平衡两侧的电荷，溶液呈电中性；避免电极与电解质溶液的直接接触，减少电流的衰减。 4.判断正负极方法 负极 正极 电子 电子流出；失电子；氧化反应 电子流入；得电子；还原反应 电流 电流流入 电流流出 阴阳离子 阴离子流向 阳离子流向 若有盐桥 阴离子移向 阳离子移向 注意：电子不下水 （2）、原电池的应用 ① 加快氧化还原反应的速率 在形成的原电池中，氧化反应和还原反应分别在两个电极上发生，溶液中的离子运动时相互干扰减小，电解质溶液中离子的运动更快，使化学反应速率加快。 例如，在锌与稀H2SO4反应时加入少量CuSO4溶液，CuSO4与锌发生置换反应生成Cu，从而形成Cu－Zn微小原电池，加快产生H2的速率。 ② 比较金属活动性强弱 一般来说，负极金属的活动性强于正极金属。根据现象判断出原电池的正、负极，金属的活动性：负极强于正极。例如，有两种金属a和b，用导线连接后插入稀硫酸中，观察到a极溶解，b极上有气泡产生。由此可判断出a是负极、b是正极，且金属活动性：a>b。 （3）、化学电源 1.一次电池（注意碳棒为正极，金属为负极） 2.二次电池（可充电电池，蓄电池） a、电极反应 负极：Pb 正极： 总反应： 3.燃料电池 a、概念 燃料电池是一种连续地将燃料和氧化剂的化学能直接转化为电能的化学电源。电极本身不包含活性物质，只是一个催化转化元件。 b、总反应 燃料电池的总反应为燃烧反应方程式，若在碱性条件下产生的二氧化碳会和电解质反应生成碳酸根，即： c、正极反应 介质 电极反应 酸性 碱性 固体电解质 熔融碳酸盐 d、燃料电池的优点 ① 工作时，燃料和氧化剂连续地由外部供给并在电极上进行反应，生成物不断地被排出，能连续不断地提供电能。 ② 能量转换率高，有利于节约能源。 ③ 排放的废弃物少，绿色环保。 e、燃料电池电极反应式书写的注意事项 ① 燃料电池的总反应相当于燃料的燃烧。 ② 书写电极反应式及总反应式时，若产物与电解质溶液能反应，电解质溶液要写在总反应式中。 ③ 燃料电池正极反应的本质是O2＋4e－===2O2－，产生的O2－存在形式与电解质溶液的酸碱性和电解质的状态有密切的关系。 第二节 电解池 （1）、电解池工作原理 a、概念 在外接电源的作用下，将电能转化为化学能的装置。 b、电极名称 阴极：与直流电源的负极相连的电极，发生还原反应； 阳极：与直流电源的正极相连的电极，发生氧化反应。 c、电解溶液 ① 装置图 ② 原理分析 通电时在电场的作用下，溶液中的离子作定向运动，即Cl－、OH－移向a极，Cu2＋、H＋移向b极。 a极电极反应式是： b极电极反应式是： 总反应方程式： d、电解池工作原理 e、阴阳极判断方法 阴极 阳极 电源正负极 与电源负极相连 与电源正极相连 反应类型 还原反应（电子流入，得电子） 氧化反应（电子流出，失电子） 阴阳离子 阳离子流向 阴离子流向 f、电解规律 ① 阴极：无论是惰性电极还是活泼电极都不参与电极反应，发生反应的是溶液中的阳离子。阳离子放电顺序：Ag＋>Hg2＋>Fe3＋>Cu2＋>H＋(酸)>Pb2＋>Sn2＋>Fe2＋>Zn2＋>H＋(水)>Al3＋>Mg2＋>Na＋>Ca2＋>K＋。 ② 阳极：溶液中还原性强的阴离子失去电子被氧化，或者电极材料本身失去电子被氧化而溶入溶液中，其放电顺序：活泼金属阳极>S2－>I－>Br－>Cl－>OH－>含氧酸根离子>F－。 注：①活性电极一般指Pt、Au以外的金属电极。②电解的离子方程式中，若参与电极反应的H＋或OH－是由水电离出来的，用H2O作为反应物。 g、电解后溶液的复原：从溶液中放出的气体和生成的沉淀，按照原子个数比组成具体物质再加入溶液即可。遵循“少什么加什么，少多少加多少”的原则。 h、电解规律的应用 ① 氯碱工业（电解饱和食盐水） 阳极： 阳极： 总反应： 化学方程式： ② 电镀 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。目的：使金属增强抗腐蚀能力，增加表面硬度和美观。 阳极材料：镀层金属Cu，电极反应：； 阴极材料：镀件铁件，电极反应：。 电解质溶液：Cu2＋浓度保持不变。 镀层金属活性大于镀件金属，镀层损害后构成原电池继续保护金属（牺牲阳极保护阴极）；镀层金属活性小于镀件金属，镀层损害后构成原电池加快金属腐蚀（酸性环境为析氢腐蚀，碱性或中性环境为吸氧腐蚀）。 注：电镀过程中的“一多，一少，一不变”：“一多”指阴极上有镀层金属沉积；“一少”指阳极上有镀层金属溶解；“一不变”指电镀液(电解质溶液)的浓度不变。 ③ 电解精炼(粗铜含锌、银、金等杂质) 阳极材料：粗铜，电极反应：、、； 阴极材料：精铜，电极反应：Cu2＋＋2e－===Cu； 电解质溶液：Cu2＋浓度减少，金、银等金属沉积形成阳极泥。 注：电解精炼过程中的“两不等”：电解质溶液浓度在电解前后不相等；阴极增加的质量和阳极减少的质量不相等。 ④ 电冶金（活波金属熔融状态的盐） 冶炼： 阳极：； 阴极： ； 总反应： 冶炼金属镁： 阳极：； 阴极：； 总反应：。 ③冶炼金属铝： 阳极：； 阴极：； 总反应：。 ⑤ 计算：核心是电子转移守恒。 第三节 金属的腐蚀与防护 （1）、金属的腐蚀 a、概念 金属或合金与周围的气体或液体发生氧化反应反应而引起损耗的现象。其实质是金属原子失去电子变为阳离子，金属发生氧化反应。 b、分类 ①化学腐蚀：金属与其表面接触的一些物质(如O2、Cl2、SO2等)直接反应而引起的腐蚀。腐蚀的速率随温度升高而加快。 ②电化学腐蚀：当不纯的金属与电解质溶液接触时会发生原电池反应，比较活泼 的金属发生氧化反应而被腐蚀。 注：金属腐蚀过程中，电化学腐蚀和化学腐蚀同时发生，但绝大多数属于电化学腐蚀，且比化学腐蚀的速率大得多。 钢铁的电化学腐蚀： 类型 析氢腐蚀 吸氧腐蚀 介质 酸性环境 碱性或中性环境 负极反应 正极反应 联系 - 更常见 （2）、金属的保护 a、改变金属材料的组成 b、在金属表面覆盖保护层 ①在钢铁制品的表面喷涂油漆、矿物性油脂或覆盖搪瓷、塑料等。 ②用电镀等方法在钢铁表面镀上一层锌、锡、铬、镍等金属。（镀层金属活性大于镀件金属，镀层损害后构成原电池继续保护金属（牺牲阳极保护阴极）；镀层金属活性小于镀件金属，镀层损害后构成原电池加快金属腐蚀（酸性环境为析氢腐蚀，碱性或中性环境为吸氧腐蚀）。） ③烤蓝，用化学方法在钢铁部件表面进行发蓝处理(生成一层致密的四氧化三铁薄膜)。 ④利用阳极氧化处理铝制品的表面，使之形成致密的氧化膜而钝化。 ⑤采用离子注入、表面渗镀等方式在金属表面形成稳定的钝化膜。 c、电化学保护 ① 牺牲阳极法（原电池型） 原理：原电池原理，被保护的金属作正极，活泼性更强的金属作负极。 应用：锅炉内壁、船舶外壳、钢铁闸门安装镁合金或锌块。 ② 外加电流法（电解池型） 原理：电解池原理，被保护的金属作为阳极，与电源的负极相连。 应用：钢铁闸门、高压线铁架、地下管道连接直流电源的负极。 注：金属腐蚀快慢的判断方法 (1)在同一电解质溶液中，同一种金属腐蚀由快到慢的顺序为电解池的阳极＞原电池的负极＞化学腐蚀＞原电池的正极>电解池的阴极。 (2)同一种金属在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。 (3)对同一种电解质溶液来说，电解质溶液浓度越大，金属腐蚀越快。 (4)金属活动性差别越大，活泼性强的金属腐蚀越快。 第1页 / 共2页 学科网（北京）股份有限公司 $