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第一章 化学反应与能量转化知识清单
考点1 化学反应的反应热与焓变
一、化学反应的反应热
1．反应热
（1）定义：当化学反应在一定的温度下进行时，反应所释放或吸收的热量。
（2）表示符号
（3）单位：kJ·mol－1或J·mol－1。
2．反应热的测定
（1）仪器——量热计
（2）原理：Q＝－C（T2－T1），其中C表示溶液及量热计的热容，T1、T2分别表示反应前和反应后体系的温度。
3．焓变与反应热的关系
（1）文字叙述：在等压条件下，反应中物质的能量变化全部转化为热能时，焓变与该化学反应的反应热相等。
（2）数学表达式：ΔH＝Qp。
【特别提醒】
（1）物理变化中的能量变化不是反应热。如物质的三态变化，物质的溶解等。
（2）反应放热或吸热与反应条件无关。
二、化学反应的焓变
1．焓：用来描述物质所具有的能量的物理量，符号：H。
2．焓变
（1）定义：反应产物的总焓与反应物的总焓之差，符号：ΔH。
（2）表达式：ΔH＝H（反应产物）－H（反应物）.
（3）单位：kJ·mol－1或J·mol－1。
（4）化学反应的焓变示意图
【特别提醒】同一物质聚集的状态不同，所具有的能量也不同，“焓”也不同，一般来说气态＞液态＞固态。
3．焓变与化学键的关系
4．物质能量变化与焓变
5．常见的放热反应和吸热反应
（1）放热反应
①金属、金属氧化物与酸或水的反应
②可燃物的燃烧反应及缓慢氧化
③酸和碱的中和反应
④铝热反应，如2Al+Fe2O32Fe+Al2O3
⑤大多数的化合反应。如2NO2N2O4
（2）吸热反应
①大多数的分解的反应（2H2O22H2O+O2↑除外）
②铵盐和碱反应，如Ba（OH）2 8H2O+2NH4Cl＝BaCl2+2NH3 H2O+8H2O
③盐的水解反应
④两个特殊反应：C+CO22CO、C+H2O（g）CO+H2
⑤碳酸氢钠与柠檬酸的反应
6．反应的热效应与反应条件的关系
（1）反应的热效应与反应条件无必然关系
①在高温下才能进行的化学反应不一定是吸热反应
②在常温下进行的化学反应不一定是放热反应
③使用催化剂的反应不一定是吸热反应
（2）可用根据反应条件判断反应的热效应
①需要持续加热才能进行的反应一般是吸热反应
②反应开始需要加热，停热后仍能继续进行，一般是放热反应
7．根据反应现象判断反应的热效应
（1）反应体系的温度变化
①体系的温度升高：放热反应
②体系的温度降低：吸热反应
（2）密闭体系的压强变化
①体系的压强增大：放热反应
②体系的压强减小：吸热反应
（3）液体的挥发程度
①液体的挥发程度增大：放热反应
②液体的挥发程度减小：吸热反应
（4）催化剂的红热程度
①停热后催化剂继续红热：放热反应
②停热后催化剂不再红热：吸热反应
8．ΔH的计算方法
（1）ΔH＝反应物断键吸收的总能量－反应产物成键释放的总能量
（2）ΔH＝反应产物所具有的总焓－反应物所具有的总焓
三、中和热的含义及测量
1．各类中和热数值的比较
（1）强酸和强碱的稀溶液发生中和反应，其反应热的数值是相等的，都约是57.3kJ·mol－1。
H+（aq）+OH－（aq）H2O（l） ΔH＝－57.3kJ·mol－1
（2）强酸和弱碱或弱酸和强碱的稀溶液发生中和反应，反应热的数值一般小于57.3kJ·mol－1，因为弱电解质的电离是吸热的。
（3）有浓酸或浓碱参与的中和反应，反应热的数值一般大于57.3kJ·mol－1，因为浓酸或浓碱的溶解是放热的。
（4）有沉淀生成的中和反应，反应热的数值一般大于57.3kJ·mol－1，因为生成沉淀的过程是化学键的形成过程，是放热的。
（5）中和反应的实质是H+和OH－反应生成H2O。若反应过程中有其他物质生成（如生成不溶性物质、难电离物质等），这部分反应热不在中和反应反应热之内。
2．测定中和反应的反应热需注意的几个问题
（1）实验中要用强酸、强碱的稀溶液（0.1～0.5mol·L－1）。
（2）操作时动作要快，尽量减少热量的损失，使用绝热装置，避免热量散发到反应体系外。
（3）测量盐酸的温度后，要将温度计上的酸冲洗干净后，再测量NaOH溶液的温度，避免酸、碱在温度计的表面反应放热而影响测量结果。
（4）读取的中和反应的温度（T2）是反应混合液的最高温度。
（5）不能用弱酸或弱碱，因弱酸、弱碱电离时吸收热量而使测量数值偏低。
（6）反应热的数值是57.3kJ·mol－1，测定时与强酸、强碱的用量无关。
3．中和热的计算公式：H中和热＝－kJ/mol
三、反应过程中热量大小的比较
1．燃烧过程中热量大小的比较
（1）物质完全燃烧时放出的热量多
（2）物质在O2中完全燃烧放出的热量比在空气中的少（光能多）
（3）物质完全燃烧生成固态产物时放出的热量最多
（4）气态的物质完全燃烧放出的热量最多
2．各类中和热的比较
（1）强酸与强碱的中和热的数值等于57.3kJ·mol－1
（2）有浓酸或浓碱参加的中和热的数值大于57.3kJ·mol－1
（3）有弱酸或弱碱参加的中和热的数值小于57.3kJ·mol－1
（4）有沉淀生成的中和热的数值等于57.3kJ·mol－1
3．根据稳定性判断能量高低
（1）微粒稳定性的判断
①能量角度：微粒所含的能量越低越稳定
②键能角度：微粒所含的化学键键能越大越稳定
（2）生成稳定性强的物质，放热多
4．能量高低的判断
（1）金属性和非金属性强弱判据
①金属性越强，越容易失电子，吸收的能量越少
②非金属性越强，越容易得电子，释放的能量越多
③非金属单质与H2化合时生成的气态氢化物越稳定，放出的能量越多
（2）微粒稳定性判据：能量越低越稳定
（3）键能大小判据：断裂1个键的键能越大，物质越稳定，所含能量越低
考点2 热化学方程式反应焓变的计算
一、热化学方程式
1．概念：把一个化学反应中的物质的变化和反应的焓变同时表示出来的式子。
2．意义：热化学方程式不仅表明了物质的变化，还表示了能量的变化。
3．热化学方程式中各量的含义
2A（g）+B（g）3C（g） △H＝－akJ·mol－1
（1）化学计量数
①含义：只表示物质的量，不表示分子个数
②特点：可以是整数也可以是分数
（2）热化学方程式的意义：2molA（g）和1molB（g）完全反应生成3mol C（g）时释放akJ的热量。
（3）热化学方程式中的△H
①△H＝－akJ·mol－1中mol－1的含义：每摩尔反应
②单位：kJ·mol－1，与化学计量数无关
③正负：正逆反应的数值相等，符号相反
3．热化学方程式的书写方法
4．热化学方程式的正误判断
（1）注意标明物质的聚集状态：方程式中每种物质的化学式后面用括号注明物质的聚集状态（g、l、s），不用标“↑”或“↓”，水溶液用aq表示。
（2）注意注明必要的反应条件：焓变与温度等测定条件有关，所以书写时必须在ΔH后指明反应的温度（298K时可不注明）。
（3）注意明确化学计量数的含义：化学计量数只表示该物质的物质的量，不表示分子个数或原子个数，因此热化学方程式中化学计量数也可以是分数。
（4）注意ΔH的单位及符号：ΔH的单位是J·mol－1或kJ·mol－1，ΔH只能写在化学方程式的右边，表示正向反应的焓变。ΔH＜0表示为放热反应；ΔH＞0表示为吸热反应。
（5）注意同一反应中化学计量数与ΔH数值的对应关系：化学方程式中各物质的化学计量数加倍，则ΔH数值的绝对值也加倍；若反应逆向进行，则ΔH的数值改变符号，但绝对值不变。
二、反应焓变的计算及应用
1．盖斯定律
（1）定义：对于一个化学反应，无论是一步完成还是分几步完成，其反应焓变都是一样的。
（2）盖斯定律的特点
①化学反应的焓变只与反应的始态和终态有关，与反应的途径无关。
②反应焓变一定。如图分别有三个途径：（Ⅰ）（Ⅱ）（Ⅲ）。
则有ΔH＝ΔH1+ΔH2＝ΔH3+ΔH4+ΔH5。
【特别提醒】化学反应的焓变与反应的过程、条件无关。
（2）盖斯定律的应用
①科学意义：对于无法或较难通过实验测定的反应的焓变，可应用盖斯定律计算求得。
②若一个化学方程式可由另外几个化学方程式相加减而得到，则该化学反应的焓变即为这几个化学反应焓变的代数和。
2．根据盖斯定律进行计算
（1）计算步骤
（2）ΔH与书写方式的关系
①正逆反应的△H、K的关系：△H正+△H逆＝0，K正·K逆＝1
②化学计量数变成n倍，△H变为n倍，K变为n次方倍
③反应③＝反应①+反应②，则：△H3＝△H1+△H2，K3＝K1·K2
④反应③＝反应①－反应②，则：△H3＝△H1－△H2，K3＝
⑤反应③＝a×反应①－×反应②，则：△H3＝a△H1－△H2，K3＝
（3）反应举例
①A+B＝C+D ⊿H1
②2E+F＝2C ⊿H2
③3D＝M+2N ⊿H3
则：6A+6B＝6E+3F+ 2M+4N △H＝6△H1－3△H2+2△H3
三、能源
1．定义：自然界中，能为人类提供热、光、电等有用能量的物质或物质运动统称为能源。
2．分类
分类依据 种类 举例
转换过程 一次能源 太阳能、风能、化石燃料、地热能、潮汐能等
二次能源 电能、氢能、石油加工产品、煤的加工产品等
使用历史 常规能源 化石燃料
新能源 太阳能、风能、核能、氢能、生物质能等
性质 可再生能源 太阳能、风能、氢能、生物质能等
不可再生能源 化石燃料、核能
3．我国能源现状
（1）我国目前使用最多的能源是化石燃料，包括煤、石油、天然气等，属于不可再生能源，并且能源利用率总体偏低。
（2）开源节流：即一方面开发核能、风能、太阳能等新能源，另一方面大力实施节能减排，提高能源利用效率。
考点3 原电池的工作原理
一、原电池的工作原理
1．定义和反应本质
（1）能量转化：把化学能能转化为电能能
（2）反应本质：发生氧化还原反应。
2．构成条件
（1）一看反应：看是否有能自发进行放热的氧化还原反应
（2）二看两电极：一般是活泼性不同的两电极（两种金属或一种金属和一种能导电的非金属）。
（3）三看是否形成闭合回路
①有电解质溶液或熔融的电解质
②两电极直接或间接接触
③两电极插入电解质溶液中。
3．工作原理（以锌铜原电池为例）
（1）电极反应
①负极：电子流出的一极，发生氧化反应；
②正极：电子流入的一极，发生还原反应。
（2）三个“流向”
①电子流向：负极正极
②电流流向：正极负极正极
③离子流向：阳离子→正极；阴离子→负极
（3）盐桥作用
①导电：盐桥中离子的定向迁移构成了电流通路
②平衡电荷：使由它连接的两溶液保持电中性
③隔离：使相互反应的物质不接触
4．根据经验规律判断电池的正负极
（1）根据电极材料判断正负极
①金属单质和非金属形成的电池，金属单质为负极
②金属单质和化合物形成的电池，金属单质为负极
③电极材料相同的原电池，还原剂为负极
（2）根据电解质溶液的酸碱性及氧化性判断正负极
①能够和电解质溶液反应的电极为负极
②容易和电解质溶液反应的电极为负极
（3）燃料电池中，可燃物作负极，助燃物作正极
二、原电池工作原理的应用
1．比较金属活泼性
（1）基本规律：一般负极金属活泼
（2）特殊情况
①强碱性溶液中，Mg-NaOH溶液-Al原电池中，Al负极
②氧化性溶液中，Cu-浓硝酸-Fe原电池中，Cu是负极
③铅蓄电池，负极质量增加，正极质量增加
2．加快氧化还原反应的速率
（1）一个自发进行的氧化还原反应，设计成原电池时反应速率增大。
①向反应中加入少量不活泼金属的盐溶液
②不纯的金属腐蚀速率快
（2）金属腐蚀速率：电解原理引起的腐蚀＞原电池原理引起的腐蚀
（3）利用原电池原理可加快制氢气的速率，但可能影响生成氢气的量。需注意生成氢气的总量是取决于金属的量还是取决于酸的量。
①足量的锌和一定量的稀硫酸反应，加入少量硫酸铜，产生氢气的量不变
②一定量的锌和足量的稀硫酸反应，加入少量硫酸铜，产生氢气的量减少
3．设计原电池
（1）分析原电池反应，判断正负极和溶液
①能设计成原电池的反应一定是自发的、放热的氧化还原反应
②负极材料确定之后，正极材料的选择范围较广，只要合理都可以
（2）盐桥式原电池
①导电：盐桥中离子的定向迁移构成了电流通路
②平衡电荷：使由它连接的两溶液保持电中性，使电池能持续提供电流
③隔离：相互反应的电极和溶液通过盐桥隔离开
考点4 化学电源
一、化学电源
1．化学电源的分类
2．一次电池
（1）特点：只能使用一次，不能充电复原继续使用
（2）代表：碱性锌锰干电池、酸性锌锰干电池
（3）电极：锌筒作负极，石墨作正极
3．二次电池：又称可逆电池、蓄电池、可充电电池
（1）特点：放电后能充电复原继续使用
（2）代表：铅蓄电池
（3）电极：铅作负极，二氧化铅作正极
（4）优点：性能优良，价格便宜，可多次充放电；单位重量的电极材料释放的电能小。
4．燃料电池
（1）代表：氢氧燃料电池
（2）电极：石墨电极材料
（3）特点：燃料电池没有燃烧现象。
（4）优点：能量利用效率高、可连续使用、排放污染物少。
二、原电池电极反应式的书写
1．书写步骤
（1）确定反应物和最终产物
（2）确定得失电子的数目
（3）电荷守恒配离子
①优先选择原电解质溶液中所含的离子
②再选择水中的H+或OH－，原则“左水右离子”
（4）元素守恒配平其他物质，一般缺H或O，用水补
2．典型电池电极反应的产物
（1）含碳燃料的氧化产物
正常产物 酸性 碱性 碳酸盐溶液 熔融碳酸盐 O2－
CO2 CO2 CO32－ HCO3－ CO2 CO32－
（2）含氮燃料的氧化产物：与环境无关，都是氮气
（3）氢气的氧化产物
正常产物 酸性 碱性 中性 CO32－ O2－
H+ H+ H2O H+ CO2+H2O H2O
（4）氧气的还原产物
正常产物 酸性 碱性 中性 CO2
O2－ H2O OH－ OH－ CO32－
3．几种一次电池的电极反应式
（1）碱性锌锰干电池
①电池反应：Zn+2MnO2+2H2O2MnOOH+Zn（OH）2
②负极反应：Zn+2OH－－2e－Zn（OH）2
③正极反应：2MnO2+2H2O+2e－2MnOOH+2OH－
（2）纽扣式锌银电池
①电池反应：Zn+Ag2O+H2OZn（OH）2+2Ag
②负极反应：Zn+2OH－－2e－Zn（OH）2
③正极反应：Ag2O+H2O+2e－2Ag+2OH－
4．二次电池
（1）放电时为原电池，电极属性为正负极；充电时为电解池，电极属性为阴阳极
（2）阳极连正极，阴极连负极，电极反应和电极反应式相反，充放电时电极互变
①充电时，阳极变成正极，阴极变成负极
②放电时，正极变成阳极，负极变成阴极
（3）铅蓄电池：Pb+PbO2+2H2SO42PbSO4+2H2O
①负极反应：Pb+SO42－－2e－PbSO4
②正极反应：PbO2+4H++SO42－+2e－PbSO4+2H2O
③阳极反应：PbSO4+2H2O－2e－PbO2+4H++SO42－
④阴极反应：PbSO4+2e－Pb+SO42－
5．燃料电池
（1）燃料电池的电极材料
①可燃物在负极上发生氧化反应，如氢气、甲烷、乙醇等还原剂
②助燃物在正极上发生还原反应，如氧气、氯气等氧化剂
（2）燃料电池的总反应：可燃物的燃烧反应兼顾产物和溶液的反应
（3）燃料电池的正极反应式
环境 氧气
酸性环境 4H++O2+4e－2H2O
碱性环境 2H2O+O2+4e－4OH－
中性环境 2H2O+O2+4e－4OH－
熔融氧化物 O2+4e－2O2－
有CO2存在 O2+4e－+2CO22CO32－
（4）燃料电池的负极反应式
环境 甲烷 氢气
酸性环境 CH4+2H2O－8e－CO2+8H+ H2－2e－2H+
碱性环境 CH4+10OH－－8e－CO32－+7H2O H2－2e－+2OH－2H2O
熔融碳酸盐 CH4+4CO32－－8e－5CO2↑+2H2O H2－2e－+CO32－H2O+ CO2↑
碳酸盐溶液 CH4+9CO32－－8e－+3H2O10HCO3－ H2－2e－+CO32－H2O+ CO2↑
熔融氧化物 CH4+5O2－－8e－CO32－+2H2O H2－2e－+O2－2H2O
环境 甲醇 肼
酸性环境 CH3OH+H2O－6e－CO2↑+6H+ N2H4－4e－N2↑+4H+
碱性环境 CH3OH+8OH－－6e－CO32－+6H2O N2H4－4e－+4OH－N2↑+4H2O
熔融碳酸盐 CH3OH－6e－+3CO32－4CO2↑+2H2O
碳酸盐溶液 CH3OH +7CO32－－6e－+2H2O8HCO3－
熔融氧化物 CH3OH +4O2－－6e－CO32－+2H2O N2H4－4e－+2O2－N2↑+2H2O
考点5 电解的原理
一、电解的原理
1．电解和电解池
（1）电解：在电流作用下，电解质在两个电极上分别发生氧化反应和还原反应的过程。
（2）电解池：电能转化为化学能的装置。
（3）电解池的构成
①有与直流电源相连的两个电极。
②电解质溶液（或熔融电解质）。
③形成闭合回路。
2．电解池的工作原理
（1）电极反应
①阳极：连原电池的正极，发生氧化反应
②阴极：连原电池的负极，发生还原反应
（2）三个“流向”
①电子流向：阳极阴极
②电流流向：阴极阳极阴极
③离子流向：阳离子→阴极；阴离子→阳极
（3）电势高低
①原电池：正极＞负极
②电解池：阴极＞阳极
3．电极按性质分类
（1）惰性电极：由Pt（铂）、Au（金）、C（石墨）组成的电极
（2）活泼电极：除了Pt、Au以外的其他金属电极
4．阴阳两极上放电顺序
（1）阴极（与电极材料无关）：氧化性强的微粒先放电，放电顺序：
（2）阳极（与电极材料有关）：
①若是活性电极作阳极，则活性电极首先失电子，发生氧化反应。
②若是惰性电极作阳极，放电顺序为：
（3）三注意
①阴极不管是什么材料，电极本身都不反应，一定是溶液（或熔融电解质）中的阳离子放电。
②最常用、最重要的放电顺序为阳极：Cl－＞OH－；阴极：Ag+＞Cu2+＞H+。
③电解水溶液时，K+～Al3+不可能在阴极放电。
5．重要的电化学反应式（水的化学计量数为2）
（1）铅蓄电池充放电反应：Pb+PbO2+2H2SO42PbSO4+2H2O
（2）吸氧腐蚀的正极反应
①弱酸性、中性或碱性：2H2O+O2+4e－4OH－
②酸性：4H++O2+4e－2H2O
③CO2：O2+4e－+2CO22CO32－
（3）阳极OH－的放电反应
①碱溶液中OH－的放电反应：4OH－－4e－2H2O+O2↑
②水中的OH－的放电反应：2H2O－4e－O2↑+4H+
（3）阴极H+的放电反应
①酸溶液中H+的放电反应：2H++2e－H2↑
②水中的H+的放电反应：2H2O+2e－H2↑+2OH－
（4）惰性电极电解溶液
①NaCl：2NaCl+2H2O2NaOH+Cl2↑+H2↑
②CuSO4：2CuSO4+2H2O2Cu+O2↑+2H2SO4
③AgNO3：4AgNO3+2H2O4Ag+O2↑+4HNO3
④Cu（NO3）2：2Cu（NO3）2+2H2O2Cu+O2↑+4HNO3
6．其他
（1）电解质溶液的选择
①碱金属电极：不选择水溶液及醇类，一般选择有机电解质或固体电解质
②盐桥式原电池：负极材料和与其反应的电解质在不同的容器中
（2）电极pH变化
①看该电极反应是消耗还是产生H+或OH－
②若H+或OH－无变化，看该电极是消耗还是产生水
（3）溶液pH变化
①看总反应是消耗还是产生H+或OH－
②若H+或OH－无变化，看总反应是消耗还是产生水
（4）指示剂颜色变化和电极极性的关系
指示剂 颜色变化 放电微粒 电极极性
酚酞 变红 H+ 阳极或正极
石蕊 变红 OH－ 阳极
淀粉 变蓝 I－ 阳极
二、用惰性电极电解溶液
1．电解水型
（1）放电微粒：H+离子和OH－离子同时放电
（2）放电产物：同时有H2和O2产生
（3）溶液的变化
电解液 浓度变化 pH变化 溶液的复原
H2SO4 变大 变小 加H2O
NaOH 变大或不变 变大或不变 加H2O
KNO3 变大或不变 不变 加H2O
2．电解电解质型
（1）放电微粒：电解质中阴阳离子同时放电
（2）溶液的变化
电解液 浓度变化 pH变化 溶液的复原
HCl 变小 变大 通HCl气体
CuCl2 变小 理论变大，实际变小 加CuCl2固体
3．放氢生碱型
（1）放电微粒：水中的H+离子和电解质中的阴离子同时放电
（2）阴极产物：H2和OH－（2H2O+2e－H2↑+2OH－）
（3）溶液的变化
电解液 浓度变化 pH变化 溶液的复原
NaCl 变小 变大 通HCl气体
Na2S 变小 变大 通H2S气体
4．放氧生酸型
（1）放电微粒：水中的OH－离子和电解质中的阳离子同时放电
（2）阳极产物：O2和H+（2H2O－4e－O2↑+4H+）
（3）溶液的变化
电解液 浓度变化 pH变化 溶液的复原
CuSO4 变小 变小 加CuO或CuCO3固体
AgNO3 变小 变小 加Ag2O或Ag2CO3固体
【特别提醒】
（1）在“电解水型”中，若电解某物质的饱和溶液，则电解过程中会析出晶体，其浓度和pH均不变。
（2）电解后溶液的复原原则：少什么加什么，少多少加多少
（3）注意过度电解
①NaCl：2NaCl+2H2O2NaOH+Cl2↑+H2↑，2H2O2H2↑+O2↑，加盐酸恢复原状
②CuSO4：2CuSO4+2H2O2Cu+O2↑+2H2SO4，2H2O2H2↑+O2↑，加Cu（OH）2或Cu2（OH）2CO3恢复原状
考点6 电解原理的应用
一、用活泼电极电解溶液
1．电解精炼铜（含Zn、Ni、Fe、Ag、Au、Pt等杂质）
（1）电解池的构成
①粗铜作阳极
②精铜作阴极
③硫酸酸化的CuSO4溶液作电解液
（2）电极反应
①阳极：Zn－2e－Zn2+、Fe－2e－Fe2+、Ni－2e－Ni2+、Cu－2e－Cu2+
②阴极：Cu2++2e－Cu
（3）精炼结果
①比铜活泼的金属：变成阳离子留在溶液中
②比铜不活泼的金属：形成阳极泥
③铜在阴极上形成精铜
（4）反应特点
①阳极材料被消耗，需要及时补充
②溶液中的阴离子SO42－浓度不变
③电解过程中原电解质溶液浓度减小
④阳极减重量和阴极增重量的关系不确定
2．电镀
（1）电解池的构成
①镀层金属作阳极
②被镀物品作阴极
③含镀层金属离子溶液作电解液
（2）电极反应
①阳极：Cu－2e－Cu2+
②阴极：Cu2++2e－Cu _
（3）反应特点
①不能写出总反应方程式
②电解过程中原电解质溶液浓度不变
3．用活泼电极电解制备物质
（1）用铁为阳极电解KOH溶液制备K2FeO4
①阳极：Fe－6e－+8OH－FeO42－+4H2O
②阴极：2H2O+2e－H2↑+2OH－
③电解：Fe+2KOH+2H2OK2FeO4+3H2↑
（2）用铜为阳极电解NaOH溶液制备Cu2O
①阳极：2Cu+2OH－－2e－Cu2O+H2O
②阴极：2H2O+2e－H2↑+2OH－
③电解：2Cu+H2OCu2O+H2↑
二、用惰性电极电解熔融物
1．电冶炼：制备K、Ca、Na、Mg、Al等活泼金属
（1）炼钠的方法：电解熔融的NaCl
①阳极反应：2Cl－－2e－Cl2↑
②阴极反应：2Na++2e－2Na
③电解反应：2NaCl2Na+Cl2↑
（2）炼镁的方法：电解熔融的MgCl2
①阳极反应：2Cl－－2e－Cl2↑
②阴极反应：Mg2++2e－Mg
③电解反应：MgCl2Mg+Cl2↑
（3）炼铝的方法：电解熔融的Al2O3
①阳极反应：2O2－－4e－O2↑
②阴极反应：Al3++3e－Al
③电解反应：2Al2O34Al+3O2↑
④不用氯化铝的原因：AlCl3是共价化合物，熔融状态下不导电
⑤冰晶石的作用：作熔剂，降低氧化铝的熔点，节能
⑥阳极石墨被氧气腐蚀，需定期更换
2．电解熔融的碳酸钠
（1）阳极反应：2CO32－－4e－O2↑+2CO2↑
（2）阴极反应：2Na++2e－2Na
（2）电解反应：2Na2CO34Na+O2↑+2CO2↑
三、含离子交换膜电化学装置分析
1．离子交换膜在电解池中的作用
（1）隔离：将两极区隔离，阻止两极区产生的物质接触
①防止副反应发生，避免影响所制取产品的质量
②防止副反应发生，避免引发不安全因素（如爆炸）
（2）通透：能选择性的通过离子，起到平衡电荷、形成闭合回路的作用
（3）实例：氯碱工业中阳离子交换膜的作用
①平衡电荷，形成闭合回路；
②防止Cl2和H2混合而引起爆炸；
③避免Cl2与NaOH反应生成NaClO，影响NaOH的产量；
④避免Cl－进入阴极区导致制得的NaOH不纯。
2．常见的离子交换膜（隔膜）
（1）阳离子交换膜：简称阳膜，只允许阳离子通过
（2）阴离子交换膜：简称阴膜，只允许阴离子通过
（3）质子交换膜：只允许氢离子通过
3．含离子交换膜电化学装置的几个区域
（1）原料区
①主料区：加入原料的浓溶液，流出原料的稀溶液
②辅料区：加入辅料的稀溶液，流出辅料的浓溶液
（2）产品区：产品中的阴阳离子通过离子交换膜进入该区域
（3）缓冲区：两侧的离子交换膜属性相同，起防漏的保护作用
（4）计算含交换膜电化学装置中某一区域质量变化，注意离子的迁移
装置 问题
根据O2~4e－~4H+，阳极产生lmol O2时，有4mol H+由阳极移向阴极，则阳极溶液的质量减轻32g+4g＝36g
四、多池串联池属性的判断
1．有外接电源的全部都是原电池
2．无明显外接电源的一般只有1个原电池，其余全是电解池
（1）有盐桥的是原电池
（2）有燃料电池的是原电池
（3）能发生自发氧化还原反应的装置为原电池
（4）多个自发，两电极金属性相差最大的为原电池
3．电极的连接顺序：负→阴→阳→阴→…→阳→正
4．串联电路的特点：每一个电极转移的电子数都相等
五、电化学的相关计算
1．方法：电子守恒和电荷守恒列关系式
（1）电子守恒：两极得失电子数相等
①串联电路各支路转移的电子数相同，按支路算
②并联电路总电子数等于支路电子数之和，按干路算
（2）电荷守恒：1个电子对应1个正电荷或负电荷
（3）常用关系式：O2~4e－~4Ag~2Cu~2H2~2Cl2~4OH－~4H+~Mn+
2．电化学计算的物理公式
（1）电量公式：Q＝It＝nNAq＝nF
（2）电能公式：W＝UIt＝UQ
①n——得失电子的物质的量（mol）
②NA——阿伏加德罗常数（6.02×1023mol－1）
③q——1个电子所带的电量（1.60×10－19C）
④I——电流强度（A）
⑤t——时间（s）
⑥F——法拉弟常数（96500C/mol）
⑦U——电压（V）
⑧W——电能（J）
3．几个注意问题
（1）气体体积相关计算时，必须注明标准状况
（2）计算含交换膜电化学装置中某一区域质量变化，注意离子的迁移
六、电解混合溶液或混合物时要注意以下问题
1．首先要考虑阳极是否是惰性电极
（1）若阳极是惰性电极，则溶液中的阴离子放电
（2）若阳极是活泼电极，则是活泼电极放电
2．其次要考虑离子间能否发生化学反应
（1）电解等物质的量的Ag+、Cl－、SO42－、Ba2+、Na+、NO3－混合液
（2）阳极产物与阴极产物的物质的量之比为1∶2
3．不能按照电解各物质计算，必须根据离子放电顺序计算判断
（1）惰性电极电解KCl和CuSO4的混合溶液
①首先电解CuCl2
②其次电解H2O
（2）阴阳两极都可能发生多个反应，满足阴阳两极得失电子总数相等
考点7 金属的腐蚀与防护
一、金属的腐蚀和电化学防护
1．金属的腐蚀
（1）化学腐蚀
①反应类型：普通的化学反应
②特点：无电流产生，电子直接转移给氧化剂
（2）电化腐蚀
①反应类型：原电池反应
②特点：有电流产生，电子间接转移给氧化剂
（3）普遍性：两者往往同时发生，电化腐蚀更普遍
2．电化学腐蚀的类型
（1）析氢腐蚀
①形成条件：水膜酸性较强
②特点：在密闭容器中气体压强增大
（2）吸氧腐蚀
①形成条件：形成条件：水膜酸性很弱或呈中性甚至碱性
②特点：在密闭容器中气体压强减小
（3）特殊性：在酸性条件下，氢前的活泼金属发生析氢腐蚀，氢后的不活泼金属发生吸氧腐蚀
（4）普遍性：吸氧腐蚀更为普遍
3．钢铁吸氧腐蚀的过程
（1）腐蚀过程
①负极反应：Fe－2e－Fe2+
②正极反应：2H2O+O2+4e－4OH－
③电池反应：2Fe+2H2O+O22Fe（OH）2
（2）后续反应
①氧化反应：4Fe（OH）2+O2+2H2O4Fe（OH）3
②部分分解：2Fe（OH）3Fe2O3·xH2O +（3－x）H2O
（3）铁锈成分：Fe2O3的复杂水合物（Fe2O3·nH2O）
（4）铁在无氧条件下的生锈过程：FeFe2+Fe(OH)2
二、金属腐蚀的防护
1．金属表面覆盖保护层
（1）涂矿物油、油漆或覆盖搪瓷、塑料
（2）镀抗腐蚀金属——电镀、热镀、喷镀法
（3）用化学方法使其表面形成一层致密的氧化膜，金属的钝化
2．改变金属内部结构：制成不锈钢
3．金属的电化学防护法
（1）原电池防护法：牺牲阳极的阴极保护法
①负极：比被保护金属活泼的金属
②正极：被保护的金属设备
（2）电解池防护法：外加电流的阴极保护法
①阳极：惰性电极
②阴极：被保护的金属设备
4．金属腐蚀速率的比较
（1）同一金属：离子浓度大＞离子浓度小＞非电解质
（2）同一电解液
①电解质浓度越大，金属腐蚀越快
②电解腐蚀＞原电池腐蚀＞化学腐蚀＞有防护的腐蚀
（3）不同金属、同一电解液：两金属活动性相差越大，活泼金属腐蚀越快

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