【正文】 ，得到電子，變成金屬單質。（1）犧牲陽極的陰極保護法將被保護的金屬與更活潑的金屬連接，構成原電池，使活潑金屬作陽極被氧化，被保護的金屬作陰極。2．強酸與強堿的中和反應其實質是H+和OH反應，其熱化學方程式為：H+(aq)+OH(aq)=H2O(l)，ΔH=－．弱酸或弱堿電離要吸收熱量。K值越大，說明平衡時生成物的濃度越大，它的正向反應進行的程度越大，即該反應進行得越完全，反應物轉化率越高。電離平衡：在一定的條件下，當電解質分子電離成 離子的速率 和離子結合成 時，電離過程就達到了平衡狀態(tài)，這叫電離平衡。五、強酸（pH1）強堿（pH2）混和計算規(guī)律若等體積混合pH1+pH2=14 則溶液顯中性pH=7 pH1+pH2≥15 則溶液顯堿性pH= pH1+pH2≤13 則溶液顯酸性pH=pH1+若混合后顯中性pH1+pH2=14 V酸：V堿=1：1 pH1+pH2≠14 V酸：V堿=1：10〔14（pH1+pH2）〕六、酸堿中和滴定：中和滴定的原理 實質：H++OH—=H2O 即酸能提供的H+和堿能提供的OH物質的量相等。使得平衡向右移。常采用的方法有：①酸堿；②氧化還原；③ 沉淀轉化。①有活潑性不同的兩個電極；②兩極用導線互相連接成直接插入連通的電解質溶液里；③較活潑金屬與電解質溶液能發(fā)生氧化還原反應（有時是與水電離產生的H+作用），只要同時具備這三個條件即為原電池。s1，mol（2）測定方法①直接可觀察的性質，如釋放出氣體的體積和體系的壓強。負極反應=電池反應正極反應（必須電子轉移相等）⑵充放電電池：放電時相當于原電池，充電時相當于電解池（原電池的負極與電源的負極相連，做陰極，原電池的正極與電源的正極相連，做陽極），1計算時遵循電子守恒，常用關系式：2 H2~ O2~2Cl2~2Cu~4Ag~4OH~4H+~4e1金屬腐蝕：電解陽極引起的腐蝕原電池負極引起的腐蝕化學腐蝕原電池正極電解陰極鋼鐵在空氣中主要發(fā)生吸氧腐蝕。水的電離：⑴ H2OH++OH，△H0。②對于陰陽離子個數(shù)比相同的電解質，Ksp越大，電解質在水中的溶解能力越強。⑵影響因素：①溫度：升溫促進水解②濃度：稀釋促進水解 ③溶液的酸堿性④ 同離子效應 ⑷水解方程式的書寫：①單個離子的水解：一般很微弱，用，產物不標“↑”“↓”；多元弱酸鹽的水解方程式要分步寫 ②雙水解有兩種情況：Ⅰ水解到底，生成氣體、沉淀，用＝，標出“↑”“↓”。⑶常見的堿：KOH、NaOH、Ca(OH)Ba(OH)2是強堿，其余為弱堿；常見的酸：HCl、HBr、HI、HNOH2SO4是強酸，其余為弱酸；注意：強酸的酸式鹽的電離一步完成，如：NaHSO4=Na++H++SO42，而弱酸的酸式鹽要分步寫，如：NaHCO3=Na++HCO3, HCO3CO32+H+電離平衡⑴ 電離平衡是平衡的一種，遵循平衡的一般規(guī)律。⑵銅的電解精煉：電極材料：粗銅做陽極，純銅做陰極。③對于同一化學反應，在相同的反應時間內，用不同的物質來表示其反應速率，其數(shù)值可能不同，但這些不同的數(shù)值表示的都是同一個反應的速率。L1。當電解質溶液呈酸性時：負極：2H2－4e=4H+ 正極：O2＋4e+4H+ =2H2O 當電解質溶液呈堿性時：負極： 2H2＋4OH－4e＝4H2O 正極：O2＋2H2O＋4 e＝4OH另一種燃料電池是用金屬鉑片插入KOH溶液作電極，又在兩極上分別通甲烷(燃料)和氧氣(氧化劑)。溶解平衡方程式的書寫注意在沉淀后用(s)標明狀態(tài)，并用― ‖。鹽類水解規(guī)律：①有 弱 才水解，無弱不水解，越弱越水解；誰 強顯誰性，兩弱都水解，同強顯中性。KW = [H+]非電解質：在水溶液中或熔化狀態(tài)下都不能導電的化合物。K只與溫度（T）關，與反應物或生成物的濃度無關。燃燒熱的單位用kJ/mol表示。若電解質溶液酸性較強則發(fā)生析氫腐蝕。③電鍍特點：“一多、一少、一不變”。氫氧燃料電池（1）氫氧燃料電池的構造在氫氧燃料電池中，電解質溶液為KOH溶液。（4）根據(jù)原電池兩極發(fā)生的變化來判斷原電池的負極失電子發(fā)生氧化反應，其正極得電子發(fā)生還原反應。若化學反應的過程中有電子轉移，我們就可以把這個過程中的電子轉移設計成定向的移動，即形成電流。（2）根據(jù)電流方向或電子流動方向判斷。鉛蓄電池構成：該電池以Pb和PbO2作電極材料，硫酸作電解質溶液。與電源的負極相連的電極為陰極。（3）電化學腐蝕電化學腐蝕，實際上是由大量的微小的電池構成微電池群自發(fā)放電的結果。(放熱吸熱)△H 為―—‖或△H 放熱）△H 為―+‖或△H 0☆ 常見的放熱反應：① 所有的燃燒反應 ② 酸堿中和反應 ③ 大多數(shù)的化合反應 ④ 金屬與酸的反應 ⑤ 生石灰和水反應 ⑥ 濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等☆ 常見的吸熱反應：① 晶體Ba(OH)2?8H2O與NH4Cl ② 大多數(shù)的分解反應 ③ 以HCO、C為還原劑的氧化還原反應 ④ 銨鹽溶解等二、熱化學方程式 書寫化學方程式注意要點: ①熱化學方程式必須標出能量變化。（平衡移動原理）：如果改變影響平衡的條件之一（如溫度，壓強，濃度），平衡向著能夠減弱這種改變的方向移動。五、化學反應進行的方向反應熵變與反應方向：（1）熵:物質的一個狀態(tài)函數(shù)，用來描述體系的混亂度，：J???mol1?K1(2)體系趨向于有序轉變?yōu)闊o序，導致體系的熵增加，這叫做熵增加原理，也是反應方向判斷的依據(jù)。C、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。同理，用標準堿來滴定未知濃度的酸時亦然。如酸堿中和時[H+]降至107mol/L（3）難溶并非不溶，任何難溶物在水中均存在溶解平衡。電極反應：鉛蓄電池放電：負極（鉛）： Pb＋－2e＝PbSO4↓正極（氧化鉛）： PbO2＋4H+＋＋2e＝PbSO4↓＋2H2O 充電：陰極： PbSO4＋2H2O－2e＝PbO2＋4H+＋陽極： PbSO4＋2e＝Pb＋兩式可以寫成一個可逆反應： PbO2＋Pb＋2H2SO4 2PbSO4↓＋2H2O目前已開發(fā)出新型蓄電池：銀鋅電池、鎘鎳電池、氫鎳電池、鋰離子電池、聚合物鋰離子電池三、燃料電池燃料電池： 是使燃料與氧化劑反應直接產生電流的一種原電池電極反應：一般燃料電池發(fā)生的電化學反應的最終產物與燃燒產物相同，可根據(jù)燃燒反應寫出總的電池反應，但不注明反應的條件。第三篇：高中化學選修4知識點第二章化學反應速率和化學平衡化學反應速率（1）化學反應速率的概念化學反應速率是用來衡量化學反應進行的快慢程度的物理量。②由于在反應中純固體和純液體的濃度是恒定不變的，因此對于有純液體或純固體參加的反應一般不用純液體或純固體來表示化學反應速率。電解原理的應用：⑴氯堿工業(yè)：陽極(石墨):2Cl→Cl2+2e(Cl2的檢驗：將濕潤的淀粉碘化鉀試紙靠近出氣口，試紙變藍，證明生成了Cl2)。⑵等同平衡：恒溫恒容，適用于所有有氣體參加的可逆反應，只要使轉化后物質的量與最初加入的物質的量相同，均可達到等同平衡；平衡時各組分的物質的量相同，百分含量相同，濃度相同。如某溶液中水電離的c(H+)=1013mol/L，此時溶液可能為強酸性，也可能為強堿性，即室溫下，pH=1或13 向水中加入水解的鹽，促進水的電離，使水電離的c(H+)或c(OH)107mol/L，如某溶液中水電離的c(H+)=105mol/L，此時溶液為酸性，即室溫下，pH=5，可能為強酸弱堿鹽溶液。離子反應：⑴ 與量有關的離子方程式的書寫：設量少的物質物質的量為1mol，與另一過量的物質充分反應。[OH]是一常數(shù)，稱為水的離子積（Kw）；Kw是溫度常數(shù)，只受溫度影響，而與H+或OH濃度無關。②純固體或純溶劑參加的反應，它們不列入平衡常數(shù)的表達式③平衡常數(shù)的表達式與化學方程式的書寫方式有關，單位與方程式的書寫形式一一對應。第四篇：高中化學選修4《化學反應原理》知識點總結《化學反應原理》知識點總結第一章：化學反應與能量變化反應熱與焓變：△H=H(產物)H(反應物)反應熱與物質能量的關系反應熱與鍵能的關系△H=反應物的鍵能總和生成物的鍵能總和常見的吸熱、放熱反應 ⑴常見的放熱反應：①活潑金屬與水或酸的反應②酸堿中和反應③燃燒反應④多數(shù)的化合反應⑤鋁熱反應⑵常見的吸熱反應①多數(shù)的分解反應②2NH4Cl(s)+Ba(OH)2（3）化學反應速率的計算規(guī)律①同一反應中不同物質的化學反應速率間的關系同一時間內，用不同的物質表示的同一反應的反應速率數(shù)值之比等于化學方程式中各物質的化學計量數(shù)之比。若無外接電源時，先選較活潑金屬電極為原電池的負極（電子輸出極），有關裝置為原電池，其余為電鍍池或電解池。表達式：AmBn(s)mAn+(aq)+nBm(aq)KSP= [c(An+)]m ?[c(Bm)]n影響因素：外因：①濃度：加水，平衡向溶解方向移動。6H2O制無水制備無水鹽 MgCl2 在HCl氣流中加熱MgCl2②滴定管可以讀到小數(shù)點后 一位。C、同離子效應：在弱電解質溶液里加入與弱電解質具有相同離子的電解質，會 減弱 電離。（Q：濃度積）Q〈K:反應向正反應方向進行。（2）、惰性氣體對于速率的影響 ①恒溫恒容時：充入惰性氣體→總壓增大，但是各分壓不變，各物質濃度不變→反應速率不變②恒溫恒體時：充入惰性氣體→體積增大→各反應物濃度減小→反應速率減慢二、化學平衡（一）：化學平衡狀態(tài)：一定條件下，當一個可逆反應進行到正逆反應速率相等時，更組成成分濃度不再改變，達到表面上靜止的一種―平衡‖，這就是這個反應所能達到的限度即化學平衡狀態(tài)。（2）金屬對應的最高價氧化物的水化物的堿性越強，該金屬越活潑。原電池與電解池比較四、金屬的電化學腐蝕與防護課標要求①能夠解釋金屬電化學腐蝕的原因 ②了解金屬腐蝕的危害 ③掌握金屬腐蝕的防護措施要點精講金屬的腐蝕（1）定義： 金屬的腐蝕是指金屬與周圍的氣體或液體物質發(fā)生氧化還原反應而引起損耗的現(xiàn)象。②兩個電極。電池的兩極發(fā)生的反應是：（2）堿性鋅錳電池用KOH電解質溶液代替NH4Cl作電解質時，無論是電解質還是結構上都有較大變化，電池的比能量和放電電流都能得到顯著的提高。原電池原理的應用（1）依據(jù)原電池原理比較金屬活動性強弱①電子由負極流向正極，由活潑金屬流向不活潑金屬，而電流方向是由正極流向負極，二者是相反的。負極發(fā)生氧化反應，正極發(fā)生還原反應，簡易記法：負失氧，正得還。鋅錳電池的電極分別是鋅（負極）和碳棒（正極），內部填充的是糊狀的MnO2和NH4Cl。（2）構成電解池的條件 ①直流電源。電能轉化為化學能的反應為電解反應，實現(xiàn)電能轉化成化學能的裝置叫電解池。（3）非電化學防護法①非金屬保護層②金