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一、化学反应的能量变化
1.体系与环境
人为划定的研究对象(物质系统)称为体系，体系以外的其他部分称为环境。
2.定性认识化学反应的能量转化
(1)吸热反应和放热反应
通常情况下，化学反应中能量的转化主要是化学能与热能之间的转化，依据化学反应中能量的转化对化学反应分类：
化学反应
(2)常见的吸热反应和放热反应
放热反应：①大多数化合反应；②所有的燃烧反应；③酸碱中和反应；④较活泼金属与酸的反应；⑤活泼金属与H2O的反应；⑥铝热反应；⑦缓慢氧化反应。
吸热反应：①大多数分解反应；②Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl的反应；③C和CO2或H2O(g)的反应；④少数化合反应。
3.定量认识化学反应的能量转化——反应热
(1)反应热的概念
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称为该反应在此温度下的热效应，简称反应热。
(2)表示方法：用符号Q表示：Q＞0，反应吸热；Q＜0，反应放热。
4.从“断键”和“成键”的角度理解反应热
化学反应的本质是反应物中旧化学键断裂和反应产物中新化学键形成的过程。
以氢气与氯气反应生成氯化氢为例说明用化学键的变化计算反应热的方法：
(1)物质变化
H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g)
(2)能量变化
(3)1 mol H2与1 mol Cl2反应生成HCl的反应热Q＝－(862－679) kJ＝－183 kJ。
由于Q＜0，则该反应为放热反应。
反应热与化学键的关系
Q＝ΔE1－ΔE2
Q＝Σ反应物键能－Σ反应产物键能
注：键能是断裂1 mol化学键吸收的能量或形成1 mol化学键释放的能量。
二、反应热的测定
1.反应热数值的获得方法
(1)反应热的数值可以通过实验测得，也可以通过理论计算求得。
(2)热化学：用实验方法和理论方法研究反应热的化学分支。
2.反应热测定的方法和装置
(1)测定反应热的仪器——量热计
下图是一种简易量热计示意图。
(2)测定方法：将反应物加入到内筒并搅拌使之迅速反应，测量反应前后溶液温度的变化值。
(3)计算公式：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.实验探究——中和反应的反应热的测定
(1)实验目的：测定室温下强酸和强碱反应的反应热，体验化学反应的热效应。
(2)实验原理
酸碱中和反应是放热反应，利用一定质量的酸和碱发生反应，测出反应前后溶液温度差，再根据参加反应的酸溶液和碱溶液的体积求出混合溶液的质量，根据公式计算：Q＝－c·m·ΔT，其中：c为比热容，m为酸碱溶液的质量和，ΔT＝T2－T1。然后换算成生成1 mol H2O放出的能量即可。
(3)实验步骤
①向量热计内筒中加入1.0 mol·L－1的盐酸100 mL，盖上杯盖，插入温度计，匀速搅拌后记录初始温度T1。
②向250 mL烧杯中加入1.0 mol·L－1 NaOH溶液100 mL，调节温度为T1。
③快速将烧杯中的碱液倒入量热计中，盖好杯盖，匀速搅拌，记录体系达到的最高温度T2。
④重复实验操作，记录每次的实验数据，取其平均值作为计算依据。
(4)实验数据的处理
盐酸、氢氧化钠溶液为稀溶液，其密度近似地认为都是1 g·cm－3，反应前后溶液的比热容为4.18 kJ·K－1·kg－1。该实验中盐酸和NaOH溶液反应的反应热Q＝－0.836(T2－T1) kJ。
换算为强酸与强碱中和反应生成1 mol H2O的反应热：
Q＝－8.36(T2－T1)或 kJ。
三、化学反应的内能变化
1.内能
2.用内能理解化学反应的能量变化
(1)若U(反应产物)＞U(反应物)，反应吸收能量；若U(反应产物)＜U(反应物)，反应释放能量。
(2)内能变化与反应热的关系
化学反应体系与环境进行能量交换的两种形式是热和功。根据能量守恒定律，化学反应中内能的变化等于反应热和功的加和，即：ΔU＝Q＋W。
如反应前后体系体积不变且没有做电功等其他功，化学反应的反应热等于化学反应前后体系内能的变化，用公式表示：ΔU＝Q。
(3)内能变化与放热反应和吸热反应的关系
如果反应后体系的内能是增加的，则Q＞0，反应吸热。
如果反应后体系的内能是减少的，则Q＜0，反应放热。
四、化学反应的焓变
1.焓与反应焓变
(1)焓
(2)反应焓变
2.反应焓变与反应热的关系
(1)对于等压条件下进行的化学反应，如果反应中物质的能量变化全部转化为热能，则反应焓变等于反应的反应热，表达式：ΔH＝Qp。
(2)反应焓变与吸热反应和放热反应的关系
图示
体系能量变化 反应产物的焓小于反应物的焓，说明反应向环境释放能量 反应产物的焓大于反应物的焓，说明反应从环境吸收能量
反应类型 放热反应 吸热反应
五、热化学方程式
1.热化学方程式的概念及意义
(1)概念
把一个化学反应中物质的变化和反应的焓变同时表示出来的化学方程式。
(2)意义
热化学方程式不仅表明了物质的变化，还表明了焓变(能量变化)。
(3)实例：H2(g)＋O2(g)===H2O(l)　ΔH＝－285.8 kJ·mol－1表示的意义是：在298 K、101 kPa下，1 mol气态H2与 mol气态O2反应生成1 mol液态水时，放出的热量是285.8 kJ。
(4)热化学方程式括号中英文字母的含义
s表示固态、l表示液态、g表示气态、aq表示溶液。
2.热化学方程式的书写方法
书写热化学方程式的注意事项
(1)在反应物和反应产物的化学式后面用括号注明各物质的聚集状态，因为反应的焓变与各反应物和反应产物的聚集状态有关。
(2)ΔH的单位是J·mol－1或kJ·mol－1。
(3)根据焓的性质，若化学方程式中各物质化学式前的系数加倍，则ΔH数值的绝对值也加倍；若反应逆向进行，则ΔH改变符号，但数值的绝对值不变。
(4)指明反应的温度和压强。若不特别说明，反应温度为298 K，压强为101 kPa。
六、盖斯定律
1.盖斯定律的内容
一个化学反应无论是一步完成还是分几步完成，反应热都是一样的。
2.盖斯定律的理解
(1)化学反应的反应焓变只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关。
(2)某反应始态和终态相同，反应的途径有如下三种：
则ΔH＝ΔH1＋ΔH2＝ΔH3＋ΔH4＋ΔH5。
3.应用盖斯定律计算反应热的常用方法
根据如下两个反应：
Ⅰ.C(s)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH1＝－393.5 kJ·mol－1
Ⅱ.CO(g)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH2＝－283.0 kJ·mol－1
选用两种方法，计算C(s)＋O2(g)===CO(g)的反应热ΔH。
(1)虚拟路径法
反应C(s)＋O2(g)===CO2(g)的途径可设计如下：
根据盖斯定律得：ΔH＝ΔH1－ΔH2＝－393.5 kJ·mol－1－(－283.0 kJ·mol－1)＝－110.5 kJ·mol－1。
(2)加合法
①写出目标反应的热化学方程式，确定各物质在各反应中的位置，C(s)＋O2(g)===CO(g)；
②将已知热化学方程式Ⅱ变形，得反应Ⅲ：
CO2(g)===CO(g)＋O2(g)　ΔH3＝＋283.0 kJ·mol－1；
③将热化学方程式相加，ΔH也相加。反应Ⅰ＋反应Ⅲ得：
C(s)＋O2(g)===CO(g)　ΔH＝ΔH1＋ΔH3，
则ΔH＝－110.5 kJ·mol－1。
总结方法　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。
4.盖斯定律的意义

四步分析法应用于盖斯定律的计算(思维模型)
(1)分析目标反应和已知反应的差异，明确①目标反应物和反应产物；②需要约掉的中间产物。
(2)将每个已知的热化学方程式两边同乘以某个合适的数，使已知热化学方程式中某种反应物或反应产物的化学计量数与目标热化学方程式中的该物质的化学计量数一致，热化学方程式的焓变也进行相应的计算。
(3) 将已知热化学方程式相加减消掉目标反应热化学方程式中没有的物质(同侧相减，异侧相加消去中间产物)。
(4)得出目标热化学方程式(目标热化学方程式系数不能存在公约数，应为最简形式)。
以上步骤可以概括为找目标、看来源、调系数、相加减、得答案。
七、能源　摩尔燃烧焓
1.能源及能源的综合利用
(1)能源的概念
能为人类提供能量的物质或物质运动统称能源，包括太阳能、风能、水能、生物质能、地热能、海洋能、核能、化石燃料等。
(2)能源开发的重要意义
能源是国民经济的重要物质基础，能源的开发和有效利用程度以及人均消费量，是一个国家生产技术水平和生活水平的重要标志。
(3)我国的能源现状
我国的能源总量较丰富，约占世界能源总量的十分之一，但人均能源可采储量远低于世界平均水平。目前，我国能源消费结构以煤为主，以石油、天然气为辅，以水能、核能、风能、太阳能为补充。
(4)能源危机的解决方法
一方面必须“开源”，即开发核能、风能、太阳能等新能源；另一方面需要“节流”，加大节能减排的力度，提高能源的利用效率。
2.煤的综合利用
(1)直接燃煤的危害：不仅利用效率低，而且会产生大量固体垃圾和多种有害气体。
(2)煤的综合利用方法：工业上通过煤的干馏、气化和液化等方法来实现煤的综合利用。
(3)煤的干馏：是以煤为原料，在隔绝空气条件下，加热到950 ℃左右，经高温分解生产焦炭，同时获得煤气、煤焦油并回收其他化工产品的一种煤转化工艺。
(4)煤的气化：将煤转化为可燃性气体的过程。
(5)煤的液化：就是在一定条件下(温度、压力、催化剂、溶剂、氢气等)将固体煤炭转化为烃类液体燃料和化工原料的过程。
3.摩尔燃烧焓
(1)摩尔燃烧焓的定义
在一定反应温度和压强条件下，1 mol纯物质完全氧化为同温下的指定产物时的焓变，并指定物质中含有的氮元素氧化为N2(g)、氢元素氧化为H2O(l)、碳元素氧化为CO2(g)。
(2)摩尔燃烧焓的意义
甲烷的摩尔燃烧焓为－890.3 kJ·mol－1，或ΔH＝－890.3 kJ·mol－1，它表示298 K、101 kPa时，1 mol甲烷完全燃烧生成CO2和液态H2O时放出890.3 kJ的热量。
(3)摩尔燃烧焓的计算
由摩尔燃烧焓的定义可知：298 K、101 kPa时，可燃物完全燃烧产生的热量＝可燃物的物质的量×其摩尔燃烧焓，即Q放＝n(可燃物)×|ΔH|；或变换一下求物质的摩尔燃烧焓：ΔH＝－。此公式中的ΔH是指物质的摩尔燃烧焓，而不是指一般反应的反应热。
1.能源
(1)沼气和天然气的主要成分都是甲烷，沼气是可再生能源，天然气是不可再生能源。
(2)未来最理想的新能源是氢能。
2.书写表示摩尔燃烧焓的热化学方程式的注意事项
(1)注意摩尔燃烧焓的符号，ΔH一定为负值，单位为kJ·mol－1。
(2)指定物质中含有的氮元素氧化为N2(g)、氢元素氧化为H2O(l)、碳元素氧化为CO2(g)。
(3)可燃物的化学计量数必须为1，然后配平其他物质的化学计量数。
八、原电池的工作原理
1.实验探究：铜锌原电池的构造与工作原理
装置示意图如图所示
实验现象 锌片逐渐溶解，铜片上红色固体质量增加， 溶液颜色变浅，检流计指针发生偏转， 取出右侧装置中的盐桥，检流计指针回到原点
能量转化 化学能转化为电能
原因解释 锌极为负极，锌原子失电子，发生氧化反应，形成Zn2＋进入溶液， 电极反应式是Zn－2e－===Zn2＋； 铜极为正极，溶液中的Cu2＋从铜片上得电子，被还原成Cu，沉积在铜片上， 电极反应式是Cu2＋＋2e－===Cu； 盐桥的作用：平衡电荷，形成闭合回路， 电池总反应是Zn＋Cu2＋===Zn2＋＋Cu
电子或离子的移动方向 (1)导线(电子导体)中，电子从Zn片(负极)移向Cu片(正极)。 (2)电解质溶液及盐桥(离子导体)中阳离子向铜片(正极)移动，阴离子向锌片(负极)移动
优缺点 左侧装置缺点：锌能与电解质溶液中的Cu2＋直接发生氧化还原反应，电能利用效率较低 右侧装置优点：锌与Cu2＋彼此隔离，锌发生氧化反应失去的电子都通过导线，能充分将化学能转化为电能
2.原电池
(1)定义：将化学能转化为电能的装置。
(2)装置构成的条件：电极反应物、电极材料、离子导体、电子导体、自发进行的氧化还原反应。
(3)电极
负极——电子流出(还原剂发生氧化反应)的电极。
正极——电子流入(氧化剂发生还原反应)的电极。
(4)半反应：氧化反应和还原反应是在两个电极分别进行的。每个电极或是发生失去电子的变化——氧化，或是发生获得电子的变化——还原，分别相当于氧化还原反应的一半，这种反应常称为半反应。
(5)电极反应：在电极上进行的半反应。
3.原电池工作原理示意图
1.原电池中盐桥的作用
(1)构成闭合回路，形成原电池。
(2)避免电极与电解质溶液直接反应，有利于最大程度地将化学能转化为电能。
(3)盐桥中的阴、阳离子定向迁移，使溶液保持电中性，反应持续进行，能长时间稳定放电。
2.一般电极反应式的书写方法
(1)判断原电池的正、负极，即找出氧化剂和还原剂。
(2)结合介质的酸碱性确定还原产物和氧化产物。
(3)写出电极反应式，将两式相加得总反应式。
九、原电池原理的应用
1.制作干电池、蓄电池、燃料电池。
2.比较金属活动性强弱
对于酸性电解质，一般是负极金属的活动性较强，正极金属的活动性较弱。
例如：a和b两种金属，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，则a极为负极，b极为正极，金属活动性：a>b。
3.加快氧化还原反应的速率
构成原电池的反应速率比直接接触的反应速率快。
例如：实验室制取氢气时，粗锌比纯锌与稀硫酸反应速率快；或向溶液中滴入几滴硫酸铜溶液，产生氢气的速率加快。
4.设计化学电池
(1)理论上，任何自发的氧化还原反应都可以设计成原电池。
(2)外电路：还原性较强的物质在负极上失去电子，氧化性较强的物质在正极上得到电子。
(3)内电路：将两电极浸入电解质溶液中，阴、阳离子做定向移动。
设计原电池的方法思路
(1)根据原电池总反应式确定正、负极反应式。
(2)根据正、负极反应式选择电极材料和电解质溶液。
(3)要形成闭合回路(可画出装置图)。
十、化学电源及其分类
1.化学电源的分类
(1)化学电源按其使用性质常分为如下三类：
①一次电池：又叫干电池，活性物质消耗到一定程度就不能再使用。
②二次电池：又称可充电电池，放电后可以再充电使活性物质获得再生。
③燃料电池：一种连续将燃料和氧化剂的化学能直接转化为电能的化学电源。
(2)化学电源按其电解质性质可分为中性电池、酸性电池、碱性电池。
2.化学电池的回收利用
使用后的废弃电池中含有大量的重金属和酸碱等有害物质，随处丢弃会给土壤、水源等造成严重的污染。废弃电池要进行回收利用。
十一、常见的化学电源
1.一次电池
电解质溶液制成胶状，不流动的一次电池，也叫干电池。常见的一次电池主要有酸性锌锰干电池、碱性锌锰干电池、锌银电池和锂电池等。
锌锰干电池
酸性锌锰干电池 碱性锌锰干电池
示意图
电极 负极：锌，正极：石墨棒 负极反应物：锌粉，正极反应物：二氧化锰
电解质 溶液 氯化铵和氯化锌混合液 氢氧化钾溶液
电极反应 碱性锌锰干电池总反应：Zn＋2MnO2＋H2O===2MnOOH＋ZnO ①负极：Zn＋2OH－－2e－===ZnO＋H2O ②正极：2MnO2＋2H2O＋2e－===2MnOOH＋2OH－
2.二次电池
二次电池的特点是发生氧化还原反应的物质(电极材料、电解质溶液)大部分被消耗后，又可以通过充电而恢复其供电能力。
铅蓄电池是最常见的二次电池。
放电过程 充电过程
负极：Pb－2e－＋SO===PbSO4(氧化反应) 阴极：PbSO4＋2e－===Pb＋SO(还原反应)
正极：PbO2＋2e－＋SO＋4H＋===PbSO4＋H2O (还原反应) 阳极：PbSO4＋2H2O－2e－===PbO2＋4H＋SO (氧化反应)
充、放电时的电池反应为Pb＋PbO2＋2H2SO42PbSO4＋2H2O
十二、燃料电池
1.制作一个简单的燃料电池
设计思路
将水电解器电解得到的氢气和氧气，通入两个石墨电极把氢气和氧气反应的化学能转化为电能。
设计目标 选择实验用品及目的 实验装置 实验现象
获得氢气和氧气 电解水发生器：获取氢气和氧气的装置。 蒸馏水：制取氢气和氧气。 KOH溶液：增强导电性 a、b两管均产生无色气体，且体积比为1∶2
制作氢氧燃料电池 KOH溶液：离子导体 石墨棒：作电极 U形管：发生装置 电流表、导线：检测产生的电流 电流表指针发生偏转
2.燃料电池
(1)工作原理：将反应物分别不断地输入电池的两极，通过燃料(如氢气)在负极发生氧化反应、氧化剂(如氧气)在正极发生还原反应，实现一个相当于燃烧反应的电池反应，将化学能转化为电能。
(2)特点：电池的正、负极反应物分别是氧化剂和燃料。
(3)常见类型：除了氢气外，甲烷、甲醇和乙醇等也可用作燃料电池的负极反应物。氢氧燃料电池是目前最成熟的燃料电池，它可以使用不同的电解质如KOH溶液、H3PO4溶液、熔融碳酸盐、固体电解质作为离子导体。
(1)燃料电池的总反应相当于燃料的燃烧，书写总反应化学方程式时，要注意产物与电解质溶液是否发生反应，若能反应，电解质溶液要写在总反应化学方程式中。
(2)大多数燃料电池正极反应的本质是氧气得电子发生还原反应，即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着密切的关系。
(3)书写燃料电池的电极反应式，一定要注意电解质的酸碱性。碱性溶液电极反应式不能出现H＋；酸性溶液电极反应式不能出现OH－。
(4)负极燃料CxHy或CxHyOz氧化后，在酸溶液中生成CO2，在碱溶液中生成CO。
十三、新型化学电源及电极反应式书写
1.根据装置书写电极反应式
(1)确定原电池的正、负极及放电的物质
首先根据题目给定的图示装置特点，结合原电池正、负极的判断方法，确定原电池的正、负极及放电的物质。
(2)电极反应式书写的一般步骤
2.给出总反应式，写电极反应式
如果给定的是总反应式，可分析此反应中的氧化反应或还原反应(即分析有关元素的化合价变化情况)，再选择一个简单变化情况去写电极反应式，另一极的电极反应式可直接书写或用总反应式减去已写出的电极反应式，即得结果。
3.新型可充电电池电极反应式的书写
(1)充电时阴极的电极反应式是该电池放电时的负极反应式的“逆反应”。
(2)充电时阳极的电极反应式是该电池放电时的正极反应式的“逆反应”。
十四、电解的原理
1.电解熔融氯化钠实验
(1)实验装置如图
(2)实验现象：通电后，石墨片周围有气泡产生，铁片上生成银白色金属。
(3)实验分析
①通电前：熔融NaCl中存在的微粒有Na＋、Cl－，这些微粒做无规则(或自由)运动。
②通电后：
离子移动方向：Na＋移向铁电极，Cl－移向石墨电极。
电极上发生的反应：铁电极：2Na＋＋2e－===2Na，发生还原反应；
石墨电极：2Cl－－2e－===Cl2↑，发生氧化反应。
(4)实验结论：熔融的NaCl在直流电作用下发生了氧化还原反应，分解生成了Na和Cl2。
2.基本概念
(1)电解：将直流电通过熔融电解质或电解质溶液，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
①定义：将电能转化为化学能的装置。
②构成条件：直流电源、电极反应物、电极材料、离子导体、电子导体。
(3)电极
阳极——发生氧化反应的电极(与电源正极相连)
阴极——发生还原反应的电极(与电源负极相连)
(4)电极反应
在电极上进行的半反应，可以用电极反应式表示。
3.原电池和电解池的比较
比较 原电池 电解池
定义 将化学能转变成电能的装置 将电能转变成化学能的装置
能量转化 化学能→电能 电能→化学能
装置特征 无电源 有电源，两极材料可同可不同
形成条件 ①自发的氧化还原反应 ②电极和电极反应物 ③离子导体 ④形成闭合回路 ①两电极连接直流电源 ②电极插入离子导体 ③形成闭合回路
电极名称 负极：电子流出的电极 正极：电子流入的电极 阳极：与电源正极相连的电极 阴极：与电源负极相连的电极
电极反应类型 负极：氧化反应 正极：还原反应 阳极：氧化反应 阴极：还原反应
电子流向 负极→正极 电源负极→阴极 阳极→电源正极
离子的移动方向 阳离子向正极移动 阴离子向负极移动 阳离子向阴极移动 阴离子向阳极移动
电池反应 都是氧化还原反应
电解池的工作原理
十五、酸、碱、盐溶液的电解规律
1.电极反应规律
(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＋>Fe3＋>Cu2＋>H＋(酸)>Pb2＋>Sn2＋>Fe2＋>Zn2＋>H＋(水)>Al3＋>Mg2＋>Na＋>Ca2＋>K＋(水溶液中Al3＋、Mg2＋、Na＋、Ca2＋、K＋不放电)。
(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：活泼电极>S2－>I－>Br－>Cl－>OH－>含氧酸根离子(水溶液中含氧酸根离子不放电)。
2.酸、碱、盐溶液电解规律(惰性电极)
用惰性电极电解下列酸、碱、盐溶液，请填写下表：
(1)电解水型
电解质 H2SO4 Na2SO4 NaOH
阳极反应式 2H2O－4e－===O2↑＋4H＋ 4OH－－4e－===O2↑＋2H2O
阴极反应式 4H＋＋4e－===2H2↑ 4H2O＋4e－===2H2↑＋4OH－
pH变化 减小 不变 增大
复原加入物质 加入H2O
(2)电解电解质型
电解质 HCl CuCl2
阳极反应式 2Cl－－2e－===Cl2↑
阴极反应式 2H＋＋2e－===H2↑ Cu2＋＋2e－===Cu
pH变化 增大
复原加入物质 加入HCl 加入CuCl2
(3)电解质和水都发生电解型
电解质 NaCl CuSO4
阳极反应式 2Cl－－2e－===Cl2↑ 4OH－－4e－===O2↑＋2H2O
阴极反应式 2H＋＋2e－===H2↑ 2Cu2＋＋4e－===2Cu
pH变化 增大 减小
复原加入物质 加入HCl 加入CuO或CuCO3
分析电解问题的基本方法思路
(1)确定电解池的阴、阳两极，判断阳极是惰性电极还是活泼电极。
(2)分析通电前溶液中含有哪些阴、阳离子(包括水电离出的H＋和OH－)。
(3)通电后阴离子移向阳极，阳离子移向阴极，判断两极上的放电顺序。
(4)确定电极产物，书写电极反应式(注意遵循原子守恒和电荷守恒)。
(5)分析电解时的相关变化，如两极现象、离子浓度的变化、pH变化等。
十六、电解食盐水制备烧碱、氢气和氯气
1.电解饱和食盐水制备烧碱、氢气和氯气
(1)实验装置
(2)实验现象
①阳极上有带刺激性气味的黄绿色气体产生，并能使湿润的淀粉碘化钾试纸变蓝色。
②阴极上有无色气体产生，阴极附近溶液变红色。
(3)原理分析
①通电前，氯化钠溶液中含有的离子：Na＋、Cl－、H＋、OH－。
②通电后，Na＋、H＋移向阴极，Cl－、OH－移向阳极。
阳极：离子放电顺序为Cl－>OH－，电极反应式为2Cl－－2e－===Cl2↑；
阴极：离子放电顺序为H＋>Na＋，电极反应式为2H＋＋2e－===H2↑。
因H＋放电，故阴极区生成NaOH。
(4)电解的总反应式
化学方程式：2NaCl＋2H2OH2↑＋Cl2↑＋2NaOH；
离子方程式：2Cl－＋2H2OH2↑＋Cl2↑＋2OH－。
2.氯碱工业
工业上，用隔膜阻止OH－移向阳极，则Na＋和OH－可以在阴极附近的溶液中富集，这就是电解食盐水制备烧碱的原理，也称作氯碱工业。
工业电解饱和食盐水制取烧碱
在氯碱工业中，采用了阳离子交换膜，阳离子交换膜将电解槽隔成阴极室和阳极室，它只允许阳离子(Na＋、H＋)通过，而阻止阴离子(Cl－、OH－)和气体通过。这样既能防止阴极产生的H2和阳极产生的Cl2混合而引起爆炸，又能避免Cl2和NaOH作用生成NaClO而影响烧碱的质量。
十七、铜的电解精炼、电镀
1.铜的电解精炼
(1)装置
(2)粗铜成分
①主要成分：Cu。
②杂质金属：比铜活泼的有Zn、Fe、Ni等。
比铜不活泼的有Ag、Pt、Au等。
(3)电极反应
(4)电解精炼的结果
粗铜中比铜活泼的金属Zn、Fe、Ni等失去电子形成的阳离子进入溶液中；比铜不活泼的金属Ag、Au、Pt等以金属单质的形式沉积在电解池的底部，与其他不溶性杂质混在一起形成阳极泥，阴极上得到纯铜。
2.电镀
(1)设计思路及依据
确定阴极 阴极材料：铁钉(镀件) 电极反应式：Cu2＋＋2e－===Cu
阴极反应物：Cu2＋
确定阳极 阳极材料：铜片(镀层金属) 电极反应式：Cu－2e－===Cu2＋
阳极反应物：铜片
(2)实验装置及现象
①实验装置如图
②实验现象：
铜片逐渐溶解，铁钉表面有红色物质析出。
(3)电镀池
①原理：利用电解原理，在金属表面镀上一薄层金属或合金。
②构成：一般都是用含有镀层金属离子的电解质溶液作电镀液；把镀层金属浸入电镀液中与直流电源的正极相连，作为阳极；待镀金属制品与直流电源的负极相连，作为阴极。
(1)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。
(2)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。
十八、电解的相关计算
1.计算的原则
(1)阳极失去的电子数等于阴极得到的电子数。
(2)串联电路中通过各电解池的电子总数相等。
(3)电源输出的电子总数和电解池中转移的电子总数相等。
2.计算的方法
(1)得失电子守恒法计算：用于串联电路、通过阴阳两极的电量相同等类型的计算，其依据是电路上转移的电子总数相等。
(2)总反应式计算：先写出电极反应式，再写出总反应式，最后根据总反应式列比例式计算。
(3)关系式计算：借得失电子守恒关系建立已知量与未知量之间的桥梁，建立计算所需的关系式。如电路中通过4 mol e－可构建如下关系式：
4e－～2Cl2(Br2、I2)～O2～4H＋～4OH－～2H2～2Cu～4Ag
　　 　 阳极产物　　　　　　　 阴极产物
十九、金属电化学腐蚀的原理
1.金属腐蚀的定义和分类
2.化学腐蚀和电化学腐蚀
金属腐蚀 化学腐蚀 电化学腐蚀
定义 金属与接触到的物质直接反应 不纯的金属在潮湿的空气或电解质溶液中发生原电池反应
现象 金属被腐蚀 较活泼金属被腐蚀
区别 无电流产生 有微弱电流产生
实质与联系 ①实质：都是金属原子失去电子被氧化的过程； ②化学腐蚀与电化学腐蚀往往同时发生，但电化学腐蚀更普遍
3.钢铁的吸氧腐蚀和析氢腐蚀
类别 吸氧腐蚀 析氢腐蚀
条件 水膜酸性不强 水膜酸度较高
正极反应 O2＋2H2O＋4e－===4OH－ 2H＋＋2e－===H2↑
负极反应 Fe－2e－===Fe2＋
生成铁锈的反应 Fe2＋＋2OH－===Fe(OH)2↓、4Fe(OH)2＋O2＋2H2O===4Fe(OH)3、 2Fe(OH)3===Fe2O3·xH2O＋(3－x)H2O
4.金属腐蚀的快慢比较
(1)在同一种电解质溶液中，金属腐蚀由快到慢的顺序是电解池的阳极＞原电池的负极＞化学腐蚀＞原电池的正极＞电解池的阴极。
(2)在不同溶液中，金属在电解质溶液中的腐蚀＞金属在非电解质溶液中的腐蚀；在相同浓度的电解质溶液中，金属在强电解质溶液中的腐蚀＞金属在弱电解质溶液中的腐蚀。
(3)对同一种电解质溶液来说，一般电解质溶液浓度越大，腐蚀速率越快。
(1)化学腐蚀和电化学腐蚀往往同时发生，只是电化学腐蚀比化学腐蚀更普遍，危害更大。
(2)析氢腐蚀和吸氧腐蚀取决于金属表面电解质溶液的酸碱性，实际情况中以吸氧腐蚀为主。
(3)钢铁发生析氢腐蚀或吸氧腐蚀时，负极都是铁失电子生成Fe2＋，而非Fe3＋。
二十、金属腐蚀的防护
1.在金属表面覆盖保护层
(1)涂耐腐蚀物质，如涂油漆等。
(2)镀抗腐蚀金属，如电镀等。
(3)镀膜，如烤蓝等。
2.改变金属内部组成、结构等，如制成不锈钢。
3.电化学防护方法
电化学防护 牺牲阳极保护法 外加电流阴极保护法
原理 原电池原理 电解池原理
措施 被保护的金属作正极(阴极)，以一种活动性较强的金属作负极(阳极) 被保护的金属作阴极，惰性电极作辅助阳极，连接直流电源
应用 如锅炉内壁、船舶外壳、铁塔、铁管道装上若干锌块，可保护钢铁设备 如钢闸门、输送酸性溶液的铁管道等
示意图
金属防护的方法
二十一、电化学腐蚀原理的应用
1.一次性保暖贴工作原理
铁与氧气的反应是一个放热反应，这个反应在自然条件下进行得很慢，当它以电池反应的形式发生时则会变得很快，并且放出大量的热。
负极 正极
电极材料 铁粉 活性炭
电极反应 Fe－2e－===Fe2＋ O2＋2H2O＋4e－===4OH－(碱性或中性)
离子导体 食盐水
使用后固体主要成分 炭粉、氯化钠固体、三氧化二铁固体以及含镁和铝的盐
2.微电解技术处理工业废水
负极 正极
电极材料 铁屑中的铁 铁屑中的碳
电极反应 Fe－2e－===Fe2＋ O2＋2H2O＋4e－===4OH－(碱性或中性条件) 2H＋＋2e－===H2↑(酸性条件)
离子导体 工业废水
原理 新生成的电极反应产物具有很高的反应活性，能与废水中的某些污染物发生氧化还原反应，从而达到去除污染物的目的
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