【正文】 子同電解池電源正極→陽極溶液中帶電粒子的移動 動陰離子向負(fù)極移動聯(lián)系在兩極上都發(fā)生氧化反應(yīng)和還原反應(yīng) 陽離子向正極移陽離子向陰極移動 陰離子向陽極移動同電解池☆☆原電池與電解池的極的得失電子聯(lián)系圖：陽極(失)e正極（得）e負(fù)極（失）e陰極（得）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條件 現(xiàn)象 本質(zhì) 關(guān)系 電化腐蝕不純金屬或合金與電解質(zhì)溶液接觸 有微弱的電流產(chǎn)生較活潑的金屬被氧化的過程化學(xué)腐蝕金屬與非電解質(zhì)直接接觸 無電流產(chǎn)生 金屬被氧化的過程化學(xué)腐蝕與電化腐蝕往往同時(shí)發(fā)生，但電化腐蝕更加普遍，危害更嚴(yán)重（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COSOH2S等氣體）②電極反應(yīng)：負(fù)極: Fe – 2e= Fe2+ 正極: 2H+ + 2e= H2 ↑總式：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，F(xiàn)e(OH)2 + O2 + 2H2O == 4Fe(OH)3 Fe(OH)3脫去一部分水就生成Fe2O3（3）若多個(gè)單池相互串聯(lián)，又有外接電源時(shí)，則與電源相連接的裝置為電解池成電鍍池。①有活潑性不同的兩個(gè)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(shí)是與水電離產(chǎn)生的H+作用），只要同時(shí)具備這三個(gè)條件即為原電池。電池總反應(yīng)式為：CH4＋2O2＋2KOH＝K2CO3＋3H2O燃料電池的優(yōu)點(diǎn)：能量轉(zhuǎn)換率高、廢棄物少、運(yùn)行噪音低四、廢棄電池的處理：回收利用 第三節(jié) 電解池一、電解原理電解池： 把電能轉(zhuǎn)化為化學(xué)能的裝置 也叫電解槽電解：電流(外加直流電)通過電解質(zhì)溶液而在陰陽兩極引起氧化還原反應(yīng)(被動的不是自發(fā)的)的過程放電：當(dāng)離子到達(dá)電極時(shí)，失去或獲得電子，發(fā)生氧化還原反應(yīng)的過程電子流向：（電源）負(fù)極—（電解池）陰極—（離子定向運(yùn)動）電解質(zhì)溶液—（電解池）陽極—（電源）正極電極名稱及反應(yīng)：陽極：與直流電源的 正極 相連的電極，發(fā)生 氧化 反應(yīng)陰極：與直流電源的 負(fù)極 相連的電極，發(fā)生 還原 反應(yīng)電解CuCl2溶液的電極反應(yīng)： 陽極： 2Cl2e=Cl2(氧化)陰極： Cu2++2e=Cu(還原)總反應(yīng)式： CuCl2 =Cu+Cl2 ↑電解本質(zhì)：電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電過程，就是電解質(zhì)溶液的電解過程 ☆規(guī)律總結(jié)：電解反應(yīng)離子方程式書寫： 放電順序： 陽離子放電順序Ag+Hg2+Fe3+Cu2+H+（指酸電離的)Pb2+Sn2+Fe2+Zn2+Al3+Mg2+Na+Ca2+K+ 陰離子的放電順序是惰性電極時(shí)：S2IBrClOHNO3SO42(等含氧酸根離子)F(SO32/MnO4OH)是活性電極時(shí)：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。當(dāng)電解質(zhì)溶液呈酸性時(shí)：負(fù)極：2H2－4e=4H+ 正極：O2＋4e+4H+ =2H2O 當(dāng)電解質(zhì)溶液呈堿性時(shí)：負(fù)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)。負(fù)極發(fā)生氧化反應(yīng)，正極發(fā)生還原反應(yīng)，不過要注意一般電解質(zhì)溶液要參與電極反應(yīng)。（2）從電子的流動方向 負(fù)極流入正極（3）從電流方向 正極流入負(fù)極（4）根據(jù)電解質(zhì)溶液內(nèi)離子的移動方向 陽離子流向正極，陰離子流向負(fù)極（5）根據(jù)實(shí)驗(yàn)現(xiàn)象①__溶解的一極為負(fù)極② 增重或有氣泡一極為正極 第二節(jié) 化學(xué)電池電池的分類：化學(xué)電池、太陽能電池、原子能電池化學(xué)電池：借助于化學(xué)能直接轉(zhuǎn)變?yōu)殡娔艿难b置化學(xué)電池的分類： 一次電池、二次電池、燃料電池 一、一次電池常見一次電池：堿性鋅錳電池、鋅銀電池、鋰電池等 二、二次電池二次電池：放電后可以再充電使活性物質(zhì)獲得再生，可以多次重復(fù)使用，又叫充電電池或蓄電池。組成條件：①兩個(gè)活潑性不同的電極② 電解質(zhì)溶液③ 電極用導(dǎo)線相連并插入電解液構(gòu)成閉合回路電子流向：外電路： 負(fù) 極——導(dǎo)線—— 正 極內(nèi)電路：鹽橋中 陰 離子移向負(fù)極的電解質(zhì)溶液，鹽橋中 陽 離子移向正極的電解質(zhì)溶液。②溫度：升溫，多數(shù)平衡向溶解方向移動。如：AgNO3 AgCl(白色沉淀)AgBr（淡黃色）AgI（黃色）Ag2S（黑色）溶度積（KSP）定義：在一定條件下，難溶電解質(zhì)電解質(zhì)溶解成離子的速率等于離子重新結(jié)合成沉淀的速率，溶液中各離子的濃度保持不變的狀態(tài)。常采用的方法有：①酸堿；②氧化還原；③ 沉淀轉(zhuǎn)化。（2）調(diào)pH值除某些易水解的金屬陽離子：如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。溶解平衡方程式的書寫注意在沉淀后用(s)標(biāo)明狀態(tài)，并用― ‖。（4）掌握三種微溶物質(zhì)：CaSOCa(OH)Ag2SO4（5）溶解平衡常為吸熱，但Ca(OH)2為放熱，升溫其溶解度減少。（2）反應(yīng)后離子濃度降至1*105以下的反應(yīng)為完全反應(yīng)。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：①電荷守恒：:任何溶液均顯電 中 性，各陽離子濃度與其所帶電荷數(shù)的乘積之和＝各陰離子濃度與其所帶電荷數(shù)的乘積之和②物料守恒:（即原子個(gè)數(shù)守恒或質(zhì)量守恒）某原子的總量(或總濃度)＝其以各種形式存在的所有微粒的量(或濃度)之和 ③質(zhì)子守恒：即水電離出的H+濃度與OH濃度相等。6H2O Mg(OH)2+2HCl+4H2O Mg(OH)2 MgO+H2O用Al2(SO4)3與NaHCO3溶液混合泡沫滅火器 Al3++3HCO3=Al(OH)3↓+3CO2↑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雙水解完全的離子方程式配平依據(jù)是兩邊電荷平衡，如：2Al3+ + 3S2+ 6H2O == 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑鹽類水解的應(yīng)用： 水解的應(yīng)用凈水實(shí)例 明礬凈水原理Al3++3H2O Al(OH)3(膠體)+3H+去油污用熱堿水冼油污物品 CO32+H2O HCO3+OH①配制FeCl3溶液時(shí)常加藥品的保存 入少量鹽酸②配制Na2CO3溶液時(shí)常加入少量NaOHFe3++3H2O Fe(OH)3+3H+CO32+H2O HCO3+OH若不然，則：由MgCl2使得平衡向右移。(如:Na2CO3 ＞NaHCO3)鹽類水解的特點(diǎn)：（1）可逆（與中和反應(yīng)互逆）（2）程度?。?）吸熱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）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: HSOH2PO4）③水解程度＞電離程度，顯 堿 性（如：HCOHS、HPO42）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)。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。七、鹽類的水解（只有可溶于水的鹽才水解）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)。綜上所述，當(dāng)用標(biāo)準(zhǔn)酸來測定堿的濃度時(shí)，c堿的誤差與V酸的變化成正比，即當(dāng)V酸的實(shí)測值大于理論值時(shí)，c堿偏高，反之偏低。（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)過程酸堿中和滴定的誤差分析誤差分析：利用n酸c酸V酸=n堿c堿V堿進(jìn)行分析式中：n——酸或堿中氫原子或氫氧根離子數(shù)；c——酸或堿的物質(zhì)的量濃度； V——酸或堿溶液的體積。（2）藥品：標(biāo)準(zhǔn)液；待測液；指示劑。滴定時(shí)，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。五、強(qiáng)酸（pH1）強(qiáng)堿（pH2）混和計(jì)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(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。變色范圍：甲基橙 ~（橙色）~（紫色）~（淺紅色）pH試紙 —操作 玻璃棒蘸取未知液體在試紙上，然后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對比即可。KW = [H+]如：H2SO3H3PO4HFCH3COOHH2CO3H2SHClOA++BKi=[ A+][ B]/[AB]二、水的電離和溶液的酸堿性水電離平衡：:水的離子積：KW = c[H+]b、電離常數(shù)受溫度變化影響，不受濃度變化影響，在室溫下一般變化不大。叫做電離平衡常數(shù)，（一般用Ka表示酸，Kb表示堿。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(shí)，有利于電離。B、濃度：濃度越大，電離程度 越小 ；溶液稀釋時(shí)，電離平衡向著電離的方向移動。電離平衡：在一定的條件下，當(dāng)電解質(zhì)分子電離成 離子的速率 和離子結(jié)合成 時(shí)，電離過程就達(dá)到了平衡狀態(tài)，這叫電離平衡。弱電解質(zhì)： 在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質(zhì)。非電解質(zhì)：在水溶液中或熔化狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物。.（3）同一物質(zhì)，在氣態(tài)時(shí)熵值最大，液態(tài)時(shí)次之，固態(tài)時(shí)最小。（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。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(shí)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。Q=K:反應(yīng)處于平衡狀態(tài)?？梢岳肒值做標(biāo)