?化學(xué)選修4 《化學(xué)反應(yīng)與原理?》知識點(diǎn)總結(jié)
第一章?化學(xué)反應(yīng)與能量
一、焓變、反應(yīng)熱???
1．反應(yīng)熱：一定條件下，一定物質(zhì)的量的反應(yīng)物之間完全反應(yīng)所放出或吸收的熱量????
2．焓變(ΔH)的意義：在恒壓條件下進(jìn)行的化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)
（1）.符號：?△H? （2）.單位：kJ/mol??
3．產(chǎn)生原因：化學(xué)鍵斷裂——吸熱??????化學(xué)鍵形成——放熱?
4、放熱反應(yīng)：放出熱量的化學(xué)反應(yīng)。(放熱>吸熱)
△H?為“—”或△H?放熱）
△H?為“+”或△H?>0??
熱能轉(zhuǎn)化為內(nèi)能
反應(yīng)物總能量＜生成物總能量
斷裂化學(xué)鍵吸收的總能量＞形成化學(xué)鍵放出的總能量
常見的放熱反應(yīng)：①?所有的燃燒反應(yīng) ②?酸堿中和反應(yīng)
③?大多數(shù)的化合反應(yīng) ④?金屬與酸的反應(yīng) ⑤?生石灰和水反應(yīng)
⑥?濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等 ⑦鋁熱反應(yīng)?
?常見的吸熱反應(yīng)： ①?晶體Ba(OH)2·8H2O與NH4Cl反應(yīng)
②?大多數(shù)的分解反應(yīng)
③?以H2、CO、C為還原劑的氧化還原反應(yīng)
④?銨鹽溶解等?
二、熱化學(xué)方程式?
書寫化學(xué)方程式注意要點(diǎn):?
1、熱化學(xué)方程式必須標(biāo)出能量變化。?
?2、熱化學(xué)方程式中必須標(biāo)明反應(yīng)物和生成物的聚集狀態(tài)（s、l、g分別表示固態(tài)、液態(tài)、氣態(tài)，水溶液中溶質(zhì)用aq表示）???
?3、熱化學(xué)反應(yīng)方程式要指明反應(yīng)時的溫度和壓強(qiáng)。??
?4、熱化學(xué)方程式中的化學(xué)計(jì)量數(shù)可以是整數(shù)，也可以是分?jǐn)?shù)?
?5、各物質(zhì)系數(shù)加倍，△H加倍；反應(yīng)逆向進(jìn)行，△H改變符號，數(shù)值不變?
6、△H的單位為kJ/mol
7、不標(biāo)氣體或沉淀符號
三、燃燒熱?
1．概念：25?℃，101?kPa時，1?mol純物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定的化合物時所放出的熱量。燃燒熱的單位用kJ/mol表示。?
注意以下幾點(diǎn)：?
（1）反應(yīng)條件：25?℃、101?kPa?
（2）反應(yīng)程度：完全燃燒，產(chǎn)物是穩(wěn)定的氧化物。
C—CO2(g) H—H2O(l) S—SO2(g)
（3）燃燒物的物質(zhì)的量：1?mol
（4）研究內(nèi)容：放出的熱量。（ΔH105時，該反應(yīng)就進(jìn)行得基本完全了。?
2、判斷平衡移動的方向
可以利用K值做標(biāo)準(zhǔn)，判斷正在進(jìn)行的可逆反應(yīng)是否平衡及不平衡時向何方進(jìn)行建立平衡。（Q：濃度積）
?Q〈 K：反應(yīng)向正反應(yīng)方向進(jìn)行；
Q = K：反應(yīng)處于平衡狀態(tài)；?
Q 〉K：反應(yīng)向逆反應(yīng)方向進(jìn)行?
3、判斷反應(yīng)的熱效應(yīng)?
若溫度升高，K值增大，則正反應(yīng)為吸熱反應(yīng)?若溫度升高，K值減小，則正反應(yīng)為放熱反應(yīng)?
四、等效平衡?
1、概念：在一定條件下（定溫、定容或定溫、定壓），只是起始加入情況不同的同一可逆反應(yīng)達(dá)到平衡后，任何相同組分的百分含量均相同，這樣的化學(xué)平衡互稱為等效平衡。?
2、分類?
（1）定溫，定容條件下的等效平衡?
第一類：對于反應(yīng)前后氣體分子數(shù)改變的可逆反應(yīng)：必須要保證化學(xué)計(jì)量數(shù)之比與原來相同；同時必須保證平衡式左右兩邊同一邊的物質(zhì)的量與原來相同。?
第二類：對于反應(yīng)前后氣體分子數(shù)不變的可逆反應(yīng)：只要反應(yīng)物的物質(zhì)的量的比例與原來相同即可視為二者等效。?
（2）定溫，定壓的等效平衡?：只要保證可逆反應(yīng)化學(xué)計(jì)量數(shù)之比相同即可視為等效平衡。
?五、化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行的方向?
1、反應(yīng)熵變與反應(yīng)方向：?
（1）熵：物質(zhì)的一個狀態(tài)函數(shù)，用來描述體系的混亂度，符號為S，?單位：J?mol-1?K-1?
（2）體系趨向于有序轉(zhuǎn)變?yōu)闊o序，導(dǎo)致體系的熵增加，這叫做熵增加原理，也是反應(yīng)方向判斷的依據(jù)。.?
（3）同一物質(zhì)，在氣態(tài)時熵值最大，液態(tài)時次之，固態(tài)時最小。即S(g)〉S(l)〉S(s)??
2、反應(yīng)方向判斷依據(jù)?
?在溫度、壓強(qiáng)一定的條件下，化學(xué)反應(yīng)的判斷依據(jù)為：??
ΔH-TΔS〈0???????反應(yīng)能自發(fā)進(jìn)行
ΔH-TΔS〉0???????反應(yīng)不能自發(fā)進(jìn)行?
注意：（1）ΔH為負(fù)，ΔS為正時，任何溫度反應(yīng)都能自發(fā)進(jìn)行??????
（2）ΔH為正，ΔS為負(fù)時，任何溫度反應(yīng)都不能自發(fā)進(jìn)行

第三章 水溶液中的離子平衡
一、弱電解質(zhì)的電離
1、定義：電解質(zhì)：在水溶液中或熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物。
非電解質(zhì)：在水溶液中和熔融狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物。
強(qiáng)電解質(zhì)：在水溶液中完全電離的電解質(zhì)。如：強(qiáng)酸，強(qiáng)堿，大多數(shù)鹽（包括可溶性鹽及難溶性鹽）
弱電解質(zhì)：在水溶液中部分電離的電解質(zhì)。如：弱酸，弱堿，水，兩性物質(zhì)，極少數(shù)鹽
2、電解質(zhì)與非電解質(zhì)本質(zhì)區(qū)別：
電解質(zhì)——離子化合物或共價化合物 非電解質(zhì)——共價化合物
注意：①電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物
②SO2、NH3、CO2等屬于非電解質(zhì)
③強(qiáng)電解質(zhì)不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部電離，故BaSO4為強(qiáng)電解質(zhì)）——電解質(zhì)的強(qiáng)弱與導(dǎo)電性、溶解性無關(guān)。
3、電離平衡：在一定的條件下，弱電解質(zhì)分子在溶液中電離成離子的速率和離子結(jié)合成分子的速率相等，電離過程就達(dá)到了平衡狀態(tài)，這叫電離平衡。
4、影響電離平衡的因素：
（1）內(nèi)因：電解質(zhì)本身的性質(zhì)
（2）外因：
A、溫度：電離一般吸熱，升溫有利于電離。
B、濃度：濃度越大，電離程度越??；溶液稀釋時，電離平衡向著電離的方向移動。
C、同離子效應(yīng)：在弱電解質(zhì)溶液里加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的電解質(zhì)，會減弱電離。
D、其他外加試劑：加入能與弱電解質(zhì)的電離產(chǎn)生的某種離子反應(yīng)的物質(zhì)時，有利于電離。
5、電離方程式的書寫：（1）強(qiáng)電解質(zhì)完全電離，在書寫電離方程式時，用“=”
（2）弱電解質(zhì)部分電離，在書寫電離方程式時，用“”
①一元弱酸、弱堿一步電離
②多元弱酸分步電離，必須分步寫出，不可合并（其中以第一步電離為主）
③多元弱堿分步電離（較復(fù)雜），在中學(xué)階段要求一步寫出
④兩性氫氧化物按兩種方式電離
6、電離常數(shù)：在一定條件下，弱電解質(zhì)在達(dá)到電離平衡時，溶液中電離所生成的各種離子濃度的冪之積，跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個常數(shù)。叫做電離平衡常數(shù)，（一般用Ka表示酸，Kb表示堿。 ）
表示方法：ABA+ + B- K = c（A+）c（B-）/c（AB）
7、影響因素： a、電離常數(shù)K只與電解質(zhì)的性質(zhì)和溫度有關(guān)，對同一弱電解質(zhì)，溫度一定，電離常數(shù)一定；溫度升高，電離常數(shù)增大。
b、同一溫度下，不同弱酸，電離常數(shù)越大，其電離程度越大，酸性越強(qiáng)。如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO
二、水的電離和溶液的酸堿性
1、水電離平衡：:
水的離子積：KW = c（H+）·c（OH-）
25℃時， c（H+）= c（OH-） =10-7 mol/L ; KW = c（H+）·c（OH-） = 1x10-14
注意：KW只與溫度有關(guān)，溫度一定，則KW值一定；溫度越高，KW越大。
KW不僅適用于純水，適用于任何溶液（酸、堿、鹽）
2、水電離特點(diǎn)：（1）可逆 （2）吸熱 （3）極弱
3、影響水電離平衡的外界因素：
①酸、堿 ：抑制水的電離，KW不變
②溫度：升高溫度，促進(jìn)水的電離（水的電離是吸熱的），KW增大
③加活潑金屬如Na：促進(jìn)水的電離，KW不變
4、溶液的酸堿性與c（H+）和c（OH-）的關(guān)系
判斷溶液的酸堿性的依據(jù)是c（H+）和c（OH-）的大小
酸性溶液：c（H+）＞c（OH-）
中性溶液：c（H+）= c（OH-）
堿性溶液：c（H+）＜c（OH-）
5、溶液的酸堿性和pH的關(guān)系：
（1）pH=-lgc[H+]
（2）pH和溶液的酸堿性的關(guān)系：室溫下，酸性溶液：c（H+）＞10-7 mol/L，pH＜7
中性溶液：c（H+）= 10-7 mol/L，pH=7
堿性溶液：c（H+）＜10-7 mol/L，pH＞7
（3）pH的測定方法：
①酸堿指示劑：甲基橙、石蕊、酚酞
變色范圍：甲基橙 3.1~4.4（橙色） 石蕊5.0~8.0（紫色） 酚酞8.2~10.0（淺紅色）
②pH試紙：操作：將一塊pH試紙放在潔凈、干燥的玻璃片或表面皿上，用玻璃棒蘸取待測液體點(diǎn)在試紙的中央，試紙變色后，馬上與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對比即可 。
注意：①事先不能用水濕潤PH試紙；②廣泛pH試紙只能讀取整數(shù)值或范圍
三 、混合液的pH值計(jì)算方法公式
1、強(qiáng)酸與強(qiáng)酸的混合：c（H+）混 =[c（H+）1V1+c（H+）2V2]/（V1+V2）
2、強(qiáng)堿與強(qiáng)堿的混合： c（OH-）混＝[c（OH-）1V1+ c（OH-）2V2[/（V1+V2）
3、強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的混合：先據(jù)H+ + OH- ==H2O計(jì)算余下的H+或OH-，
H+有余，則用余下的H+數(shù)除以溶液總體積求c（H+）混；
OH-有余，則用余下的OH-數(shù)除以溶液總體積求c（OH-）混，再求其它
四、稀釋過程溶液pH值的變化規(guī)律：
1、強(qiáng)酸溶液pH=a：稀釋10n倍時，pH =a+ n （但始終不能大于或等于7）
2、弱酸溶液pH=a：稀釋10n倍時，pH〈a+n （但始終不能大于或等于7）
3、強(qiáng)堿溶液pH=b：稀釋10n倍時，pH=b－n （但始終不能小于或等于7）
4、弱堿溶液pH=a：稀釋10n倍時，pH〉b－n （但始終不能小于或等于7）
5、不論任何溶液，稀釋時pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液無限稀釋后pH均接近7
6、稀釋時，弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的pH變化得慢，強(qiáng)酸、強(qiáng)堿變化得快。
五、強(qiáng)酸（pH1）強(qiáng)堿（pH2）混和計(jì)算規(guī)律w.w.w.k.s.5.u.c.o.m
1、若等體積混合
pH1+pH2=14 則溶液顯中性pH=7
pH1+pH2≥15 則溶液顯堿性pH＞7
pH1+pH2≤13 則溶液顯酸性pH＜7
2、若混合后顯中性
pH1+pH2=14 V酸：V堿=1：1
pH1+pH2≠14 V酸：V堿=10pH1+pH2-14
六、酸堿中和滴定：
1、中和滴定的原理
實(shí)質(zhì)：H++OH—=H2O 即酸能提供的H+和堿能提供的OH-物質(zhì)的量相等。
2、中和滴定的操作過程：
（1）①滴定管的刻度，O刻度在上，往下刻度標(biāo)數(shù)越來越大，全部容積大于它的最大刻度值，因?yàn)橄露擞幸徊糠譀]有刻度。滴定時，所用溶液不得超過最低刻度，不得一次滴定使用兩滴定管酸（或堿），也不得中途向滴定管中添加。
②滴定管可以讀到小數(shù)點(diǎn)后一位 。
（2）藥品：標(biāo)準(zhǔn)液；待測液；指示劑。
（3）準(zhǔn)備過程：檢漏、洗滌、潤洗、裝液、趕氣泡、調(diào)液面。（洗滌：用洗液洗→檢漏：滴定管是否漏水→用水洗→用標(biāo)準(zhǔn)液洗（或待測液洗）→裝溶液→排氣泡→調(diào)液面→記數(shù)據(jù)V(始)
（4）試驗(yàn)過程
3、酸堿中和滴定的誤差分析
七、鹽類的水解（只有可溶于水的鹽才水解）
1、鹽類水解：在水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)。
2、水解的實(shí)質(zhì)：水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結(jié)合，破壞水的電離，是平衡向右移動，促進(jìn)水的電離。
3、鹽類水解規(guī)律：
①有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解；誰強(qiáng)顯誰性，兩弱都水解，同強(qiáng)顯中性。
②多元弱酸根，濃度相同時正酸根比酸式酸根水解程度大，堿性更強(qiáng)。 (如Na2CO3 ＞NaHCO3)
4、鹽類水解的特點(diǎn)：（1）可逆（與中和反應(yīng)互逆） （2）程度小 （3）吸熱
5、影響鹽類水解的外界因素：
①溫度：溫度越高水解程度越大（水解吸熱，越熱越水解）
②濃度：濃度越小，水解程度越大（越稀越水解）
③酸堿：促進(jìn)或抑制鹽的水解（H+促進(jìn)陰離子水解而抑制陽離子水解；OH -促進(jìn)陽離子水解而抑制陰離子水解）
6、酸式鹽溶液的酸堿性：
①只電離不水解：如HSO4-顯酸性
②電離程度＞水解程度，顯酸性 （如: HSO3- 、H2PO4-）
③水解程度＞電離程度，顯堿性 （如：HCO3- 、HS- 、HPO42-）
7、雙水解反應(yīng)：
（1）構(gòu)成鹽的陰陽離子均能發(fā)生水解的反應(yīng)。雙水解反應(yīng)相互促進(jìn)，水解程度較大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。
（2）常見的雙水解反應(yīng)完全的為：Fe3+、Al3+與AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；S2-與NH4+；CO32-(HCO3-)與NH4+其特點(diǎn)是相互水解成沉淀或氣體。雙水解完全的離子方程式配平依據(jù)是兩邊電荷平衡
8、鹽類水解的應(yīng)用：
水解的應(yīng)用
實(shí)例
原理
1、凈水
明礬凈水
Al3++3H2O Al(OH)3(膠體)+3H+
△
2、去油污
用熱堿水冼油污物品
CO32-+H2O HCO3-+OH-
3、鹽溶液的配制
①配制FeCl3溶液時常加入少量鹽酸
Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+
②配制Na2CO3溶液時常加入少量NaOH
CO32-+H2O HCO3-+OH-
△
△
4、制備無水鹽
由MgCl2·6H2O制無水MgCl2 在HCl氣流中加熱
若不然，則：
MgCl2·6H2O Mg(OH)2+2HCl+4H2O
Mg(OH)2 MgO+H2O
5、泡沫滅火器
用Al2(SO4)3與NaHCO3溶液混合
Al3++3HCO3- = Al(OH)3↓+3CO2↑
6、比較鹽溶液中離子濃度的大小
比較NH4Cl溶液中離子濃度的大小
NH4++H2O NH3·H2O+H+
c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH)-

9、水解平衡常數(shù) （Kh）
對于強(qiáng)堿弱酸鹽：Kh =Kw/Ka(Kw為該溫度下水的離子積，Ka為該條件下該弱酸根形成的弱酸的電離平衡常數(shù))
對于強(qiáng)酸弱堿鹽：Kh =Kw/Kb（Kw為該溫度下水的離子積，Kb為該條件下該弱堿根形成的弱堿的電離平衡常數(shù)）
電離、水解方程式的書寫原則
1、多元弱酸（多元弱酸鹽）的電離（水解）的書寫原則：分步書寫
注意：不管是水解還是電離，都決定于第一步，第二步一般相當(dāng)微弱。
2、多元弱堿（多元弱堿鹽）的電離（水解）書寫原則：一步書寫
八、溶液中微粒濃度的大小比較
基本原則：抓住溶液中微粒濃度必須滿足的三種守恒關(guān)系：
電荷守恒：任何溶液均顯電中性，陽離子所帶的總電荷數(shù)＝陰離子所帶的總電荷數(shù)
②物料守恒：（即原子個數(shù)守恒或質(zhì)量守恒）
指一個平衡體系中，某一組分的總濃度一定等于它所電離或水解成的各種粒子的平衡濃度之和
③質(zhì)子守恒：即水電離出的H+濃度與OH-濃度相等。
九、難溶電解質(zhì)的溶解平衡
1、難溶電解質(zhì)的溶解平衡的一些常見知識
（1）溶解度小于0.01g的電解質(zhì)稱難溶電解質(zhì)。
（2）反應(yīng)后離子濃度降至1*10-5以下的反應(yīng)為完全反應(yīng)。如酸堿中和時[H+]降至10-7mol/L Fe3+>Cu2+>H+（指酸電離的) >Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+
陰離子的放電順序：
是惰性電極時：S2->I->Br->Cl->OH->含氧酸根離子>F-
是活性電極時：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。
電解質(zhì)水溶液點(diǎn)解產(chǎn)物的規(guī)律
類型
電極反應(yīng)特點(diǎn)
實(shí)例
電解對象
電解質(zhì)濃度
pH
電解質(zhì)溶液復(fù)原
電解電解質(zhì)型
?電解質(zhì)電離出的陰陽離子分別在兩極放電
HCl
?電解質(zhì)
?減小
?增大
?HCl
CuCl2
---
?CuCl2
放H2生成堿型
陰極：水放H2生堿
陽極：電解質(zhì)陰離子放電
NaCl

電解質(zhì)和水


生成新電解質(zhì)

?
增大
?HCl
放氧生酸型
陰極：電解質(zhì)陽離子放電
陽極：水放O2生酸

CuSO4
電解質(zhì)和水
生成新電解質(zhì)

?
減小

氧化銅

電解水型
陰極：4H++4e- == 2H2 ↑
陽極：4OH--4e- == O2↑+ 2H2O
NaOH
?

水
?

增大
?增大


水
H2SO4
?減小
Na2SO4
?不變
上述四種類型電解質(zhì)分類：
（1）電解水型：含氧酸，強(qiáng)堿，活潑金屬的含氧酸鹽
（2）電解電解質(zhì)型：無氧酸（除HF外），不活潑金屬的無氧酸鹽（除氟化物外）
（3）放氫生堿型：活潑金屬的無氧酸鹽（除氟化物外）
（4）放氧生酸型：不活潑金屬的含氧酸鹽
二、電解原理的應(yīng)用
1、電解飽和食鹽水以制造燒堿、氯氣和氫氣
2、電鍍：應(yīng)用電解原理在某些金屬表面鍍上一薄層其他金屬或合金的方法
電極、電解質(zhì)溶液的選擇：
陽極：鍍層金屬，失去電子，成為離子進(jìn)入溶液 M— ne - == M n+
陰極：待鍍金屬（鍍件）：溶液中的金屬離子得到電子，成為金屬原子，附著在金屬表面
M n+ + ne - == M
電解質(zhì)溶液：含有鍍層金屬離子的溶液做電鍍液
（1）鍍銅反應(yīng)原理
陽極(純銅)：Cu-2e-=Cu2+，
陰極(鍍件)：Cu2++2e-=Cu，
電解液：可溶性銅鹽溶液，如CuSO4溶液
（2）、銅的精煉
陽極：粗銅；
陰極：純銅
電解質(zhì)溶液：硫酸銅
3、電冶金
（1）、電冶金：使礦石中的 金屬陽離子 獲得電子，從它們的化合物中還原出來用于冶煉活潑金屬，如鈉、鎂、鈣、鋁
電解
（2）、電解氯化鈉：
通電前，氯化鈉高溫下熔融：NaCl(熔融) == Na + + Cl-
通直流電后：陽極：2Na+ + 2e- == 2Na
陰極：2Cl--2e- == Cl2↑
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條件。
① 有活潑性不同的兩個電極；
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)（有時是與水電離產(chǎn)生的H+作用），
只要同時具備這三個條件即為原電池。
（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，則為電鍍池。
（3）若多個單池相互串聯(lián)，又有外接電源時，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，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。
原電池，電解池，電鍍池的比較
性質(zhì)
類別
原電池
電解池
電鍍池
定義
（裝置特點(diǎn)）
將化學(xué)能轉(zhuǎn)變成電能的裝置
將電能轉(zhuǎn)變成化學(xué)能的裝置
應(yīng)用電解原理在某些金屬表面鍍上一側(cè)層其他金屬
反應(yīng)特征
自發(fā)反應(yīng)
非自發(fā)反應(yīng)
非自發(fā)反應(yīng)
裝置特征
無電源，兩級材料不同
有電源，兩級材料可同可不同
有電源
形成條件
活動性不同的兩極
電解質(zhì)溶液
形成閉合回路
兩電極連接直流電源
兩電極插入電解質(zhì)溶液
形成閉合回路
1鍍層金屬接電源正極，待鍍金屬接負(fù)極；
2電鍍液必須含有鍍層金屬的離子
電極名稱
負(fù)極：較活潑金屬
正極：較不活潑金屬（能導(dǎo)電非金屬）
陽極：與電源正極相連
陰極：與
電源負(fù)極相連
名稱同電解，但有限制條件
陽極：必須是鍍層金屬
陰極：鍍件
電極反應(yīng)
負(fù)極：氧化反應(yīng)，金屬失去電子
正極：還原反應(yīng)，溶液中的陽離子的電子或者氧氣得電子（吸氧腐蝕）
陽極：氧化反應(yīng)，溶液中的陰離子失去電子，或電極金屬失電子
陰極：還原反應(yīng)，溶液中的陽離子得到電子

陽極：金屬電極失去電子

陰極：電鍍液中陽離子得到電子
電子流向
負(fù)極→正極
電源負(fù)極→陰極
電源正極→陽極
同電解池
溶液中帶電粒子的移動
陽離子向正極移動
陰離子向負(fù)極移動
陽離子向陰極移動
陰離子向陽極移動
同電解池
聯(lián)系
在兩極上都發(fā)生氧化反應(yīng)和還原反應(yīng)
原電池與電解池的電極的得失電子聯(lián)系圖：
陽極 (失) e- 正極（得）e- 負(fù)極（失）e- 陰極（得）e-

第四節(jié) 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

電化腐蝕
化學(xué)腐蝕
條件
不純金屬或合金與電解質(zhì)溶液接觸
金屬與非電解質(zhì)直接接觸
現(xiàn)象
有微弱的電流產(chǎn)生
無電流產(chǎn)生
本質(zhì)
較活潑的金屬被氧化的過程
金屬被氧化的過程
關(guān)系
化學(xué)腐蝕與電化腐蝕往往同時發(fā)生，但電化腐蝕更加普遍，危害更嚴(yán)重
（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，會發(fā)生原電池反應(yīng)。比較活潑的金屬失去電子而被氧化，這種腐蝕叫做電化學(xué)腐蝕。
（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 ↑
總反應(yīng)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-
總反應(yīng)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 == 4Fe(OH)3
Fe(OH)3脫去一部分水就生成Fe2O3·x H2O（鐵銹主要成分）
規(guī)律總結(jié)：
金屬腐蝕快慢的規(guī)律：
1、金屬腐蝕的快慢情況為：
電解原理引起的腐蝕＞原電池原理引起的腐蝕＞化學(xué)腐蝕＞有防腐措施的腐蝕，即電解池的陽極＞原電池的負(fù)極＞一般化學(xué)腐蝕＞原電池的正極＞電解池的陰極
2、對同一金屬來講，其腐蝕快慢取決于與它接觸的物質(zhì)，即強(qiáng)電解質(zhì)溶液＞弱電解質(zhì)溶液＞非電解質(zhì)溶液
3、活動性不同的兩種金屬形成原電池而造成的腐蝕：兩金屬的活動性差異越大，較活潑的金屬腐蝕得越快。
4、對同一種電解質(zhì)溶液來說，電解質(zhì)溶液濃度越大，金屬腐蝕越快。
防腐措施由好到壞的順序如下：
外接電源的陰極保護(hù)法＞犧牲負(fù)極的正極保護(hù)法＞有一般防腐條件的腐蝕＞無防腐條件的腐蝕
二、金屬的電化學(xué)防護(hù)
1、利用原電池原理進(jìn)行金屬的電化學(xué)防護(hù)
（1）、犧牲陽極的陰極保護(hù)法
原理：原電池反應(yīng)中，負(fù)極被腐蝕，正極不變化
應(yīng)用：在被保護(hù)的鋼鐵設(shè)備上裝上若干鋅塊，腐蝕鋅塊保護(hù)鋼鐵設(shè)備
負(fù)極：鋅塊被腐蝕；正極：鋼鐵設(shè)備被保護(hù)
（2）、外加電流的陰極保護(hù)法
原理：通電，使鋼鐵設(shè)備上積累大量電子，使金屬原電池反應(yīng)產(chǎn)生的電流不能輸送，從而防止金屬被腐蝕
應(yīng)用：把被保護(hù)的鋼鐵設(shè)備作為陰極，惰性電極作為輔助陽極，均存在于電解質(zhì)溶液中，接上外加直流電源。通電后電子大量在鋼鐵設(shè)備上積累，抑制了鋼鐵失去電子的反應(yīng)。
2、改變金屬結(jié)構(gòu)：把金屬制成防腐的合金
3、把金屬與腐蝕性試劑隔開：電鍍、油漆、涂油脂、表面鈍化等

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