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第一章 化学反应的热效应
知识梳理
化学反应的热效应
第 1 节
一、反应热　焓变
1．体系与环境
被研究的物质系统称为 ，体系以外的其他部分称为 或 。
2．内能
内能是体系内物质的各种能量的总和，受温度、压强、物质的 和组成的影响。
3．反应热
在化学反应过程中，当反应物和生成物具有相同 时，吸收或释放的热称为化学反应的 ，
也称 。
4．焓、焓变
(1)焓
焓是与 有关的物理量，用符号 H 表示。
(2)焓变
在恒压的条件下，化学反应过程中 的热即为反应的 ，用 表示，
单位常采用 。
注意：(1)焓变为恒压条件下的反应热。(2)反应热、焓变的单位均为 kJ·mol－1，热量的单位为 kJ。
5．焓变(ΔH)与吸热反应和放热反应的关系
(1)化学反应过程中的能量变化。
一个化学反应是吸收能量还是释放能量，取决于 和 之间的相对大小。若反应物
的总能量 生成物的总能量，则反应过程中 ；若反应物的总能量 生成物的总
能量，则反应过程中 。
(2)焓变(ΔH)与吸热反应和放热反应的关系。
宏观角度：ΔH＝ 总能量－ 总能量。
①吸收热的反应称为吸热反应，ΔH 0；
②放出热的反应称为放热反应，ΔH 0。
微观角度：反应物的键能总和＞生成物的键能总和 ，E1＞E2，吸收热量
反应物的键能总和＜生成物的键能总和，E1＜E2，放出热量
用图示理解如下：
宏观角度- 热反应　　 热反应 微观角度- 热反应　　 热反应
二、热化学方程式
1．概念
能够表示 的化学方程式叫做 。
2．意义
不仅表示化学反应中的物质变化，也表明了化学反应中的能量变化。
实例：已知 25 ℃、101 kPa 下，热化学方程式为 2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l)　ΔH＝－571.6 kJ·mol－1，其表
示在 25 ℃、101 kPa 下， 与 完全反应生成 时 的热量是 。
3．热化学方程式的书写方法
(1)写出相应的化学方程式。
热化学方程式中各物质化学式前的化学计量数只表示其 ，可以是整数或分数。
(2)标注反应的 和 。
没有特殊说明是在 25 ℃、101 kPa 条件下的反应热。不用标明反应条件(如“加热”“高温”“催化剂”等)。
(3)标注各物质 。
在物质后面用括号标注各物质的聚集状态：气体用“g”，液体用“ ”，固体用“ ”，水溶液用“ ”。
(4)标注 ΔH 的正负。
热化学方程式后面空一格标注 ΔH，若为放热反应，ΔH 为“ ”；若为吸热反应，ΔH 为“ ”。
(5)计算 ΔH 的数值。
根据化学方程式中的化学计量数计算写出 ΔH 的数值。ΔH 单位是 。
注意：ΔH 的单位中“mol－1”的含义
对一个热化学反应，ΔH 的单位中“mol－1”不是指每摩尔具体物质，而是指“每摩尔反应”。因此 ΔH 必须与
热化学方程式一一对应。
(6)下面是 25 ℃、101 kPa 下的四个热化学方程式：
1
①H2(g)＋ O2(g)===H2O(g)　ΔH＝－241.8 kJ mol－12
1
②H2(g)＋ O2(g)===H2O(l)　ΔH＝－285.8 kJ mol－12
③2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l)　ΔH＝－571.6 kJ mol－1
1
④H2O(g)===H2(g)＋ O2(g)　ΔH＝241.8 kJ mol－12
①②相比，反应热(焓变)数值不同的原因是 。
②③相比，若化学方程式的化学计量数扩大一倍，则反应热数值 。
①④相比，可得出的结论是正向、逆向反应的焓变数值 ，符号 。
热化学方程式书写的注意事项
(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：焓变与温度和压强等测定条件有关，所以书写时必须在 ΔH 后指明反应的
温度和压强(298 K、101 kPa 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 的单位常采用 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
的数值也加倍；若反应逆向进行，则 ΔH 的符号改变，但数值不变。
(6)可逆反应的 ΔH 表示的是当反应物按化学计量数完全反应时产生的热效应，实际反应中，若按化学计
量数放入反应物，产生的热量偏小，如 2SO2(g)＋O2(g) 2SO －13(g)　ΔH＝－196.6 kJ·mol ，若 2 mol SO2
与 1 mol O2反应，放出的热量小于 196.6 kJ。
三、化学反应过程中能量变化的原因
(1)实例
以 N2(g)＋O2(g)===2NO(g)反应的能量变化为例说明，如图所示：
由图可知：1 mol N2 分子中的化学键断裂吸收的能量是 ，1 mol O2 分子中的化学键断裂吸收的
能量是 ，2 mol NO 分子中的化学键形成释放的能量是 ，则 N2(g)＋O2(g)===2NO(g)
的反应吸收的热量为 。
(2)结论
化学反应中能量变化的本质：化学键的 和 是化学反应过程中伴随能量变化的根本原因。
化学反应的本质是旧化学键 和新化学键的 ，旧化学键断裂需要 能量，新化
学键形成需要 能量，在化学键断裂和形成过程中能量变化不相等，则产生了化学反应的焓变。
反应热的测量和计算
第 2 节
一、反应热的测量
1．量热计和简易量热计的构造
(1)将下列实验装置中各仪器(或物品)的名称填在横线上。
(2)仪器各部分的作用
①搅拌器或环形玻璃搅拌棒的作用是使 。
②保温层的作用是 。
③温度计的作用是测定反应前后反应体系的温度。
2．实验步骤及测量数据
(1)初始温度(T1)：测量混合前 50 mL 0.50 mol L－1盐酸、50 mL 0.50 mol L－1氢氧化钠溶液的温度，
取 为 T1。
(2)终止温度(T2)：将酸碱溶液迅速混合，用 不断搅动溶液，并准确读取混合溶液的 ，
记录为终止温度 T2。
(3)重复实验操作三次，记录每次的实验数据，取其平均值作为计算依据，异常数据要舍去。
(4)实验数据处理
为了简便计算反应热，近似地认为实验所用酸、碱溶液的密度和比热与水相同，并忽略实验装置的比热，
则：50 mL 0.50 mol L－1盐酸的质量 m1＝50 g，50 mL 0.50 mol L－1 NaOH溶液的质量 m2＝50 g。反应前后
溶液温度变化ΔT＝T2－T1。
反应后体系的热容 C＝(m1＋m2)×4.18/(J ℃－1)
C × ΔT × 10－3
生成 1 mol H2O时的反应热为ΔH＝－ kJ mol－1。
0.025
(5)实验预测
用同样的方法分别测定氢氧化钾与盐酸反应、氢氧化钠与硝酸反应的反应热，所测得的中和反应的反应热
相同，理由是： 。
3、反应热的测量实验原理(以中和热测定为例)
中和热定义：在稀溶液中，强酸与强碱发生中和反应生成 时所释放的热量为中和热。
4、中和热相关理解
(1)中和热定义中的“稀溶液”一般是指酸、碱的物质的量浓度均小于或等于 1 mol/L 的溶液。
(2)中和热不包括其他离子在水溶液中的生成热、物质的溶解热、电解质电离时所伴随的热效应。
(3)中和热以生成 1 mol H2O 为基准，是一个定值。
二、盖斯定律及其应用
1．盖斯定律的理解
(1)大量实验证明，一个化学反应，不论是 完成，还是 完成，其总的热效应是
的。
(2)化学反应的焓变(ΔH)只与反应体系的 和 有关，而与反应的 无关。
(3)始态和终态相同的反应途径有如下三种：
ΔH＝ ＝ 。
2.运用盖斯定律计算反应热的 3 个关键
(1)热化学方程式的化学计量数加倍，ΔH 也相应加倍。
(2)热化学方程式相加减，同种物质之间可加减，反应热也相应加减。
(3)将热化学方程式颠倒时，ΔH 的正负必须随之改变。
3．盖斯定律的意义
应用盖斯定律可以间接计算以下情况(不能直接测定)的反应热：
(1)有些反应速率很慢。
(2)有些反应不容易直接发生。
(3)有些反应的产品不纯(有副反应发生)。
4.运用盖斯定律计算反应热的方法
(1)加和法
(2)虚拟途径法
能源的充分利用
第 3 节
一、能源的充分利用
1．概念
能源是可以提供 的自然资源，它包括 、阳光、风力、流水、潮汐等。
2．分类
（1）根据能源性质可分为 (如化石燃料等)和 (太阳能、风能、氢能、生物质
能等)。
（2）我国目前使用的主要能源是化石燃料。
（3）新能源的特点：资源丰富、可再生、无污染或少污染。
3．能源危机的解决方法
降低能耗，开发 ，节约 ，提高能源的 。
4．燃料的选择
(1)生活中选择何种物质作为燃料，考虑 大小；
(2)考虑燃料的 、来源、价格、运输、对环境的影响、使用的安全性等多方面的因素。
二、标准燃烧热和热值
1．标准燃烧热
(1)概念。
在 下， 物质 燃烧的 叫做该物质的标准燃烧热。
(2)完全燃烧的标准。
N→ 、H→ 、C→ 。
(3)单位。
标准燃烧热是反应热的一种，单位为 或 。
注意：标准燃烧热是反应热的一种类型，标准燃烧热规定可燃物必须是 ，生成物必须是稳定产物。
2．标准燃烧热的热化学方程式以燃烧 1 mol 物质为标准来配平其余物质的化学计量数，故在其热化学方程
式中常出现分数系数。
“表示标准燃烧热的热化学方程式”与“可燃物燃烧的热化学方程式”的书写不同。前者可燃物的化学计量数必
须为 1，后者不强调可燃物的物质的量，可为任意值。
2．热值
物质完全燃烧的反应热叫做该物质的热值。
3．标准燃烧热和热值的意义
标准燃烧热或热值可以衡量燃料燃烧放出热量的大小。
利用标准燃烧热可计算一定量燃料燃烧能放出多少热量：由标准燃烧热定义可知，25 ℃、101 kPa 时，可燃
物完全燃烧产生的热量＝可燃物的物质的量×|其标准燃烧热|，即 Q 放＝ ；或变换一下求物质的标
Q 放
准燃烧热：ΔH＝－ 。此公式中的 ΔH 是指物质的标准燃烧热，而不是指一般反应的反应热。
n(可燃物)
原电池的工作原理
第 4 节
一、原电池工作原理
1．原电池的构成条件
(1)定义：能把 转化为 的装置。
(2)构成条件：
2．实验探究：
（1）锌和硫酸铜溶液反应中的能量转化
向一只烧杯中加入 1.0 mol L－1 CuSO4溶液约 30 mL，再加入适量锌粉，现象是 Zn 逐渐 ，溶液颜
色 ，有 物质生成，用温度计测量溶液的温度，温度 ，能量变化的主要形
式是 转化为 。
（2）铜锌原电池的构造与工作原理
电池名称 单液电池 双液电池(盐桥电池)
实验装置
电流表 指针
实验
电极变化 锌片逐渐溶解，铜片质量
现象
电流变化 一段时间后，电流逐渐衰减 产生的电流持续、稳定
锌片的 Zn 失去电子形成 进入溶液，质量减轻；
微观探析 电子通过导线传递到铜片上形成电流，电流表指针偏转；
溶液中的 在铜片获得电子变成 沉积在铜片上，质量增加
Zn 片：
符号 电极反应式
Cu 片：
表征
电池总反应 Zn＋Cu2＋===Zn2＋＋Cu
能量转换 转化为
①盐桥成分：含有 KCl 饱和溶液的琼脂。作用：使两个半电池形成 ；
② ；离子移动方向：Cl－移向 ZnSO4 溶液(负极
盐桥 区)，K＋移向 CuSO4 溶液(正极区)。
③ ，相比单液原电池有利于最大程度地将化学能转化
为电能
3.原电池的工作原理(以锌铜原电池为例)
溶液中的阳离子向 移动，阴离子向 移动，电子只能在导线中流动而不能在
溶液中流动，离子只能在溶液中移动而不能在导线中移动，原电池的内电路和外电路分别通过离子的移动
和电子的流动而形成闭合回路，可形象地描述为“ ”。
二、原电池原理的应用
1．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 ，正极金属的活动性 。
例如：有两种金属 a 和 b，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。根据电极现
象判断出 a 是负极，b 是正极，由原电池原理可知，金属活动性 a＞b。
2．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 。
例如：在锌与稀硫酸反应时加入少量 CuSO4溶液能使产生 H2的速率加快。
3．设计原电池
(1)理论上，任何自发的 反应都可以设计成原电池。
(2)外电路： 性较强的物质在负极上失去电子， 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、阳离子作 移动。
Ⅰ.原电池装置的设计思路是“两极一液一连线”
第一步：将电池总反应拆成两个半反应，即原电池的负极反应和正极反应。
第二步：确定负极材料、正极材料和电解质溶液。
第三步：画出装置图，并注明电极材料和电解质溶液。
三、电极反应式的书写
1．电极反应式书写要求
电极反应式符合离子方程式书写要求，用“===”表示，注意分子、离子形式及电子、电荷、元素守恒。
2.一般电极反应式的书写方法
(1)定电极，标得失。
按照负极发生氧化反应，正极发生还原反应，判断出电极反应产物，找出得失电子的数量。
(2)看环境，配守恒。
电极产物在电解质溶液中应能稳定存在，如碱性介质中生成的 H＋应让其结合 OH－生成水。电极反应式要依
据电荷守恒和质量守恒、得失电子守恒等加以配平。
(3)两式加，验总式。
两电极反应式相加，与总反应方程式对照验证。
化学电源
第 5 节
一、化学电源概述 　
1．化学电源的分类及特点
(1)化学电源的分类。
①一次电池：也叫作 ，常见的一次电池有普通锌锰电池、碱性锌锰电池、纽扣式银锌电
池。
②二次电池：又称为 或蓄电池， 是最常见的二次电池。目前已开发出镍镉电池、
镍氢电池、银锌电池、锂电池和锂离子电池等新型二次电池。
③燃料电池：氢氧燃料电池等。
(2)各类电池的特点。
①一次电池：电池中发生氧化还原反应的物质大部分被消耗后就不能再使用，放电后不可再充电。
②二次电池：又称充电电池或蓄电池，放电后可以再充电，可多次重复使用。
③燃料电池：燃料电池的氧化剂和还原剂不是储藏在电池内部，而是在工作时不断从外部输入，同时
将电极反应产物不断排出电池，因此燃料电池能连续不断地提供电能。
二、一次电池
1．锌锰干电池
普通锌锰干电池制作简单、价格便宜，但存在放电时间短、放电后电压下降较快等缺点。碱性锌锰电
池比普通锌锰干电池性能优越，它的比能量[电池单位质量或单位体积所输出电能的多少，单位(W·h)/kg 或
(W·h)/L]大，能提供较大电流并连续放电。
普通锌锰电池 碱性锌锰干电池
装置
负极： 负极：
电极材料及电解质
正极： 正极：
溶液
溶液 溶液
碱性锌锰干电池的总反应：
电极反应 负极：
正极：
2.银锌纽扣电池的构造与工作原理
总反应： 。
负极： 。
正极： 。
三、二次电池
二次电池放电后可以再充电使活性物质获得再生，又称 或 。
充、放电时各电极上发生的反应：
1．铅蓄电池的构造与工作原理
(1)放电时
负极： ，正极： ，电解质溶液： 溶液。
负极： 。
正极： 。
(2)充电时
铅蓄电池的充电反应是放电反应的逆过程。
总反应方程式： 。
(3)铅蓄电池的优缺点。
①优点：可重复使用、电压稳定、使用方便、安全可靠、价格低廉，在生产生活中应用广泛。
②缺点：比能量低、笨重，废弃的电池污染环境。
2．锂离子电池
常见锂离子电池的构造与工作原理
负极材料 正极材料 电解质溶液
锂离子的载体，如六氟磷酸锂
嵌锂石墨(LixC6) 磷酸铁锂(LiFePO4)或钴酸锂(LiCoO2)
(LiPF6)的碳酸酯无水溶液
装置与工作原理
(以钴酸锂 -石墨锂电池为
例) 放电：总反应：LixC6＋Li(1－x)CoO2===6C＋LiCoO2
负极反应： ；
正极反应： ；
四、燃料电池
1．燃料电池
(1)利用 (如氢气、烃、肼、甲醇、氨、煤气等液体或气体)和 之间发生的氧化还原反应
将化学能直接转换成电能的化学电池。工作时，燃料和氧化剂连续地由外部供给，在电极上不断地进行反
应，生成物不断地被排除，能连续不断地提供电能。
2．氢氧燃料电池的工作原理
电极：惰性电极。燃料：H2
(1)碱性电解质
总反应：2H2＋O2===2H2O
负极： ；
正极： 。
(2)酸性电解质
总反应：2H2＋O2===2H2O
负极： ；
正极： 。
3.电池特点。
①能量转换率高，污染小。
②工作时，燃料和氧化剂连续地由外部供给，在电极上不断进行反应，连续不断地提供电能。
四、燃料电池的电极反应式书写
1．O2参与的燃料电池正极反应式的书写
介质 正极反应式
酸性(质子交换膜)
碱性
能传导 O2－的固体电解质(如 Y2O)
熔融碳酸盐(如熔融 K2CO3)
特别提醒：电解质溶液中注意离子参与反应，如碱性环境，OH－参与；O2－环境，O2－参与。
2．负极反应式的书写
方法一：加减法
(1)写出电池总反应式
燃料电池的总反应与燃料的燃烧反应一致，若产物能和电解质反应，则总反应为加和后的反应。甲烷燃料
电池(电解质溶液为 NaOH 溶液)的反应：
CH4＋2O2===CO2＋2H2O　①
CO2＋2NaOH===Na2CO3＋H2O　②
①＋②式得燃料电池总反应为 。
(2)根据电解质情况写出正极反应式，电池的总反应式－电池正极反应式＝电池负极反应式，注意在将两个
反应式相减时，要调整 O2的化学计量数以约去正极的反应物 O2。
方法二：直接书写法
(1)确定生成物
(2)确定转移电子数
利用化合物中化合价代数和为 0 的规则确定有机物中碳元素的化合价，从而确定 1 mol 有机物失去电子的数
目。
如：C2H4中碳元素的化合价为－2，碳元素化合价的变化为－2→＋4，故 1 mol C2H4失去 12 mol 电子。
(3)列出负极反应的表达式，如 C2H4 在碱性条件下负极反应的表达式：C2H4＋　OH－－12e－===　CO23－＋　
H2O。
(4)利用原子守恒和电荷守恒确定电极反应式中各物质的化学计量数，由碳原子守恒确定 CO 23－的化学计量
数为 2，由电荷守恒确定 OH－的化学计量数为 16(注：失去 12e－，相当于带 12 个正电荷)，由氢原子守恒确
定 H2O 的化学计量数为 10，故负极反应式为 C2H4＋16OH－－12e－===2CO23－＋10H2O。
电解池的工作原理
第 6 节
1．电解和电解池的工作原理
(1)电解：在直流电的作用下，在两极上分别发生 反应和 反应的过程。
(2)电解池：将 转化为 的装置(也称电解槽)。
(3)电解池的构成条件
①直流电源；②两个电极；③电解质溶液或熔融电解质；④形成闭合回路。
(4)电解原理
2．电解熔融态氯化钠
电解熔融态氯化钠原理图
(1)实验现象。
通电后，在阳极周围有 产生，在阴极上生成 。
(2)实验分析。
①熔融氯化钠中存在的微粒： 、 。
②通电后离子和电子的移动方向
离子：阳离子 (填离子符号)移向阴极；阴离子 (填离子符号)移向阳极。
电子：从电源 流向 ，从 流向电源的 。
③电极上发生的变化
阴极： (还原反应)。
阳极： (氧化反应)。
(3)实验结论。
熔融的氯化钠在 作用下发生了化学变化，分解生成了钠和氯气。
通电 通电
应用：工业上活泼金属的制备通常用电解法。如 NaCl(熔融) ―― →Na，MgCl2(熔融) ―― →Mg，Al2O3(熔
通电
融) ―― →Al。
3．电解 CuCl2溶液
电解质溶液中有 、 、 、 。
其中 、 移向阴极，阴极电极反应： ； 、 移向阳极，阳极
电极反应： 。
电解反应： 。
4．电解池阴、阳极的判断方法
5.电解池电极反应式、电池总反应式的书写
书写步骤 具体操作
判断两极 阳极：与电源正极相连 阴极：与电源负极相连
活性电极：电极材料本身失电子
判断反应微粒 溶液中的较易得电子的阳离子反应
惰性电极：溶液中较易失去电子的阴离子反应
书写电极反应 活性电极：M－ne－===Mn＋
Mn＋＋ne－===M
式 惰性电极：mRn－－mne－===Rm
书写电解总 根据得失电子数相等，将阴阳极电极反应式相加得电解总反应式，注意若是水电离的 H＋
方程式 或 OH－参与电极反应，写总反应式时要写成 H2O
6.惰性电极电解电解质溶液的规律
电解时电极产物的判断
惰性电极为铂、金、石墨电极，活性电极(除铂、金、石墨电极之外的电极)在阳极时优先放电。
电解对 电解质溶 电解质
类型 电极反应特点 实例 pH
象 液浓度 溶液复原
电解水 阴极：2H＋＋2e－===H2↑(或 2H2O＋ NaOH 溶液
型 2e－===2OH－＋H2↑) H2SO4溶液
阳极：4OH－－4e－===2H2O＋O2↑(或 Na2SO4溶
2H2O－4e－===4H＋＋O2↑) 液
电解电 电解质电离出的阴、阳离子分别在两 HCl 溶液
解质型 极放电 CuCl2溶液
放
阴极：2H －2O＋2e ===2OH－＋H2↑
2 NaCl 溶液
阳极：电解质阴离子放电
生碱型
放 O2 阴极：电解质阳离子放电
CuSO4溶液
生酸型 阳极：H2O 放 O2生酸
总结如图：
电解原理的应用
第 7 节
一、氯碱工业
1．概念
用电解 的方法来制取 ，并以它们为原料生产一系列化工产品的工业，
称为氯碱工业。
2．原理
(1)阳极反应： ( 反应)；
(2)阴极反应： ( 反应)；
总反应式： 。
二、铜的电解精炼
1．阳极材料： 。
阳极反应： 、 、 ，比 Cu 不活泼的金、银形成 。
2．阴极材料： 。
阴极反应： 。
3．电解质溶液： 溶液，经过精炼，溶液中 Cu2＋浓度会 。
三、电镀与电冶金
1．铁钉镀锌
电镀操作：用烧杯作电镀槽，加入电镀液，用锌片作 ，铁钉作 ，接通 6 V 的直流电源，
电镀 20～25 min。
实验现象：阳极(锌片)质量 ，电极反应式为 ，阴极质量 ，电极反应式
为 。
2．电镀银装置
原理：金属材料电镀时，通常以 制品为阴极，以 金属为阳极，用含有 的溶
液作电解质溶液。在直流电的作用下，镀层金属在待镀金属制品表面形成均匀、光亮而致密的镀层。
3．电冶金：对于比较活泼的金属，常用电解其熔融盐的方法制取，如工业上钠、镁的制取是通过电解熔融
的 、 ，而铝的制取是通过电解熔融的 。
四、电镀与铜的电解精炼的比较
电镀 铜的电解精炼
应用电解原理在某些金属或非金属材料表面镀上
定义 利用电解原理提纯铜
一层其他金属或合金
装置
举例
形成 ①镀层金属作阳极接直流电源正极，镀件作阴极 ①粗铜作阳极，纯铜作阴极
条件 接直流电源负极 ②含 Cu2＋的盐溶液作电解质溶液
②电镀液必须是含有镀层金属离子的盐溶液 ③直流电源
③形成闭合回路 ④形成闭合回路
电极 (以铁上镀锌为例)阳极： 阳极： (主要)
反应 阴极： 阴极： (纯铜)
电解(镀)
液浓度
联系 电镀池和电解精炼池是特定条件下的电解池
金属的腐蚀与防护
第 8 节
一、金属的电化学腐蚀
1．金属的腐蚀
(1)金属的腐蚀是指金属或合金与周围环境中的物质发生 而腐蚀损耗的现象。
(2)金属腐蚀的实质。
金属原子 电子被 的过程，用反应方程式表示(M 代表金属元素)为 。
(3)金属腐蚀的类型。
①化学腐蚀：指金属与其他物质 接触发生氧化还原反应而引起的腐蚀。腐蚀过程中无电流产生。
②电化学腐蚀：指不纯的金属或合金发生 反应，使较活泼的金属失去电子被氧化而引起的腐蚀。
2．钢铁的电化学腐蚀
类别
析氢腐蚀 吸氧腐蚀
项目
图形描述
条件 水膜酸性较强 水膜酸性较弱或呈中性
负极
正极
总反应
最终生成铁锈(主要成分为 Fe2O3 nH2O)，反应如下：
后续反应
，2Fe(OH)3===Fe2O3 nH2O＋(3－n)H2O
联系 通常两种腐蚀同时存在，但吸氧腐蚀更普遍
二、金属的电化学防护
1．本质
阻止金属发生 反应。
2．方法
(1)加防护层，如在金属表面 、 、 等。
(2)改变金属组成或结构，如制成合金等。
(3)电化学防护
方法 牺牲阳极的阴极保护法 外加电流的阴极保护法
原理 原电池原理 电解原理
被保护金属 作 极 作 极
构成 被保护金属、比被保护金属活泼的金属等 被保护金属、惰性电极及直流电源等
无需外加电源，但需要定期更换被腐蚀的金
优、缺点 无需更换电极，但消耗电能
属
示意图
牺牲阳极的阴极保护法示意图 外加电流的阴极保护法示意图
联系 被保护的金属都因为电子的流入而免遭腐蚀
三．不同条件下金属腐蚀快慢的比较
(1)影响金属腐蚀的因素。
影响金属腐蚀的因素包括金属的本性、纯度和介质三个方面：
①就金属本性来说，金属越活泼，就越容易失去电子而被腐蚀。
②同一金属越纯，越难腐蚀。如纯铁即使在潮湿空气中反应也会很慢，而含杂质的生铁在潮湿的空气中会
很快生锈而被腐蚀。
③介质对金属腐蚀的影响也很大，如果金属在潮湿的空气中，接触腐蚀性气体或电解质溶液，都容易被腐
蚀。
(2)不同条件下金属腐蚀快慢的判断。
条件 快慢顺序
电解原理引起的腐蚀＞原电池原理引起的腐蚀＞化学腐蚀＞有防
腐蚀类型不同
护措施的腐蚀(原电池原理的防护＞电解原理的防护)
同种金属 强电解质溶液＞弱电解质溶液＞非电解质溶液
活泼性不同的两金属 活泼性差别越大，活泼性强的金属腐蚀越快
同种电解质溶液 电解质溶液浓度越大，腐蚀越快第一章 化学反应与能量变化
知识梳理
化学反应的热效应
第 1 节
一、反应热　焓变
1．体系与环境
被研究的物质系统称为体系，体系以外的其他部分称为环境或外界。
2．内能
内能是体系内物质的各种能量的总和，受温度、压强、物质的聚集状态和组成的影响。
3．反应热
在化学反应过程中，当反应物和生成物具有相同温度时，吸收或释放的热称为化学反应的热效应，也称
反应热。
4．焓、焓变
(1)焓
焓是与内能有关的物理量，用符号 H 表示。
(2)焓变
在恒压的条件下，化学反应过程中吸收或释放的热即为反应的焓变，用 ΔH 表示，单位常采用 kJ·mol－1。
注意：(1)焓变为恒压条件下的反应热。(2)反应热、焓变的单位均为 kJ·mol－1，热量的单位为 kJ。
5．焓变(ΔH)与吸热反应和放热反应的关系
(1)化学反应过程中的能量变化。
一个化学反应是吸收能量还是释放能量，取决于反应物总能量和生成物总能量之间的相对大小。若反应
物的总能量小于生成物的总能量，则反应过程中吸收能量；若反应物的总能量大于生成物的总能量，则
反应过程中释放能量。
(2)焓变(ΔH)与吸热反应和放热反应的关系。
宏观角度：ΔH＝生成物总能量－反应物总能量。
①吸收热的反应称为吸热反应，ΔH＞0；
②放出热的反应称为放热反应，ΔH＜0。
微观角度：反应物的键能总和＞生成物的键能总和 ，E1＞E2，吸收热量
反应物的键能总和＜生成物的键能总和，E1＜E2，放出热量
用图示理解如下：
宏观角度-吸热反应　　放热反应 微观角度-吸热反应　　放热反应
二、热化学方程式
1．概念
能够表示反应热的化学方程式叫做热化学方程式。
2．意义
不仅表示化学反应中的物质变化，也表明了化学反应中的能量变化。
实例：已知 25 ℃、101 kPa 下，热化学方程式为 2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l)　ΔH＝－571.6 kJ·mol－1，其表
示在 25 ℃、101 kPa 下，2_mol_H2(氢气)与 1_mol_O2(氧气)完全反应生成 2_mol_液态水时放出的热量是
571.6_kJ。
3．热化学方程式的书写方法
(1)写出相应的化学方程式。
热化学方程式中各物质化学式前的化学计量数只表示其物质的量，可以是整数或分数。
(2)标注反应的温度和压强。
没有特殊说明是在 25 ℃、101 kPa 条件下的反应热。不用标明反应条件(如“加热”“高温”“催化剂”等)。
(3)标注各物质聚集状态。
在物质后面用括号标注各物质的聚集状态：气体用“g”，液体用“l”，固体用“s”，水溶液用“aq”。
(4)标注 ΔH 的正负。
热化学方程式后面空一格标注 ΔH，若为放热反应，ΔH 为“－”；若为吸热反应，ΔH 为“＋”。
(5)计算 ΔH 的数值。
根据化学方程式中的化学计量数计算写出 ΔH 的数值。ΔH 单位是 kJ·mol－1。
注意：ΔH 的单位中“mol－1”的含义
对一个热化学反应，ΔH 的单位中“mol－1”不是指每摩尔具体物质，而是指“每摩尔反应”。因此 ΔH 必须与
热化学方程式一一对应。
(6)下面是 25 ℃、101 kPa 下的四个热化学方程式：
1
①H2(g)＋ O2(g)===H2O(g)　ΔH＝－241.8 kJ mol－12
1
②H2(g)＋ O2(g)===H2O(l)　ΔH＝－285.8 kJ mol－12
③2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l)　ΔH＝－571.6 kJ mol－1
1
④H2O(g)===H2(g)＋ O2(g)　ΔH＝241.8 kJ mol－12
①②相比，反应热(焓变)数值不同的原因是生成物中水的状态不同。
②③相比，若化学方程式的化学计量数扩大一倍，则反应热数值扩大一倍，符号不变。
①④相比，可得出的结论是正向、逆向反应的焓变数值相同，符号相反。
热化学方程式书写的注意事项
(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：焓变与温度和压强等测定条件有关，所以书写时必须在 ΔH 后指明反应的
温度和压强(298 K、101 kPa 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 的单位常采用 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
的数值也加倍；若反应逆向进行，则 ΔH 的符号改变，但数值不变。
(6)可逆反应的 ΔH 表示的是当反应物按化学计量数完全反应时产生的热效应，实际反应中，若按化学计
量数放入反应物，产生的热量偏小，如 2SO2(g)＋O2(g) 2SO3(g)　ΔH＝－196.6 kJ·mol－1，若 2 mol SO2
与 1 mol O2反应，放出的热量小于 196.6 kJ。
三、化学反应过程中能量变化的原因
(1)实例
以 N2(g)＋O2(g)===2NO(g)反应的能量变化为例说明，如图所示：
由图可知：1 mol N2分子中的化学键断裂吸收的能量是 946_kJ，1 mol O2分子中的化学键断裂吸收的能量
是 498_kJ，2 mol NO 分子中的化学键形成释放的能量是 1_264_kJ，则 N2(g)＋O2(g)===2NO(g)的反应吸
收的热量为 180_kJ。
(2)结论
化学反应中能量变化的本质：化学键的断裂和形成是化学反应过程中伴随能量变化的根本原因。化学反
应的本质是旧化学键断裂和新化学键的形成，旧化学键断裂需要吸收能量，新化学键形成需要放出能量，
在化学键断裂和形成过程中能量变化不相等，则产生了化学反应的焓变。
反应热的测量和计算
第 2 节
一、反应热的测量
1．量热计和简易量热计的构造
(1)将下列实验装置中各仪器(或物品)的名称填在横线上。
(2)仪器各部分的作用
①搅拌器或环形玻璃搅拌棒的作用是使反应物混合均匀充分接触。
②保温层的作用是减少热量的散失。
③温度计的作用是测定反应前后反应体系的温度。
2．实验步骤及测量数据
(1)初始温度(T1)：测量混合前 50 mL 0.50 mol L－1盐酸、50 mL 0.50 mol L－1氢氧化钠溶液的温度，取两温度
平均值为 T1。
(2)终止温度(T2)：将酸碱溶液迅速混合，用环形玻璃搅拌棒不断搅动溶液，并准确读取混合溶液的最高温
度，记录为终止温度 T2。
(3)重复实验操作三次，记录每次的实验数据，取其平均值作为计算依据，异常数据要舍去。
(4)实验数据处理
为了简便计算反应热，近似地认为实验所用酸、碱溶液的密度和比热与水相同，并忽略实验装置的比热，
则：50 mL 0.50 mol L－1盐酸的质量 m1＝50 g，50 mL 0.50 mol L－1 NaOH溶液的质量 m2＝50 g。反应前后
溶液温度变化ΔT＝T2－T1。
反应后体系的热容 C＝(m1＋m2)×4.18/(J ℃－1)
C × ΔT × 10－3
生成 1 mol H2O时的反应热为ΔH＝－ kJ mol－1。
0.025
(5)实验预测
用同样的方法分别测定氢氧化钾与盐酸反应、氢氧化钠与硝酸反应的反应热，所测得的中和反应的反应热
相同，理由是：参与反应的物质都是强酸，强碱，它们在水中完全电离，中和反应的离子方程式都是氢离
子和氢氧根离子反应生成水，并且反应的其他条件相同，所以反应热也相同。
3、反应热的测量实验原理(以中和热测定为例)
中和热定义：在稀溶液中，强酸与强碱发生中和反应生成 1 mol H2O(l)时所释放的热量为中和热。
4、中和热相关理解
(1)中和热定义中的“稀溶液”一般是指酸、碱的物质的量浓度均小于或等于 1 mol/L 的溶液。
(2)中和热不包括其他离子在水溶液中的生成热、物质的溶解热、电解质电离时所伴随的热效应。
(3)中和热以生成 1 mol H2O 为基准，是一个定值。
二、盖斯定律及其应用
1．盖斯定律的理解
(1)大量实验证明，一个化学反应，不论是一步完成，还是分几步完成，其总的热效应是完全相等的。
(2)化学反应的焓变(ΔH)只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关。
(3)始态和终态相同的反应途径有如下三种：
ΔH＝ΔH1＋ΔH2＝ΔH3＋ΔH4＋ΔH5。
2.运用盖斯定律计算反应热的 3 个关键
(1)热化学方程式的化学计量数加倍，ΔH 也相应加倍。
(2)热化学方程式相加减，同种物质之间可加减，反应热也相应加减。
(3)将热化学方程式颠倒时，ΔH的正负必须随之改变。
3．盖斯定律的意义
应用盖斯定律可以间接计算以下情况(不能直接测定)的反应热：
(1)有些反应速率很慢。
(2)有些反应不容易直接发生。
(3)有些反应的产品不纯(有副反应发生)。
4.运用盖斯定律计算反应热的方法
(1)加和法
(2)虚拟途径法
能源的充分利用
第 3 节
一、能源的充分利用
1．概念
能源是可以提供能量的自然资源，它包括化石燃料、阳光、风力、流水、潮汐等。
2．分类
（1）根据能源性质可分为不可再生能源(如化石燃料等)和可再生能源(太阳能、风能、氢能、生物质能等)。
（2）我国目前使用的主要能源是化石燃料。
（3）新能源的特点：资源丰富、可再生、无污染或少污染。
3．能源危机的解决方法
降低能耗，开发新能源，节约现有能源，提高能源的利用率。
4．燃料的选择
(1)生活中选择何种物质作为燃料，考虑热值大小；
(2)考虑燃料的稳定性、来源、价格、运输、对环境的影响、使用的安全性等多方面的因素。
二、标准燃烧热和热值
1．标准燃烧热
(1)概念。
在 101_kPa 下，1_mol 物质完全燃烧的反应热叫做该物质的标准燃烧热。
(2)完全燃烧的标准。
N→N2(g)、H→H2O(l)、C→CO2(g)。
(3)单位。
标准燃烧热是反应热的一种，单位为 kJ·mol－1或 kJ/mol。
注意：标准燃烧热是反应热的一种类型，标准燃烧热规定可燃物必须是 1 mol，生成物必须是稳定产物。
2．标准燃烧热的热化学方程式以燃烧 1 mol 物质为标准来配平其余物质的化学计量数，故在其热化学方程
式中常出现分数系数。
“表示标准燃烧热的热化学方程式”与“可燃物燃烧的热化学方程式”的书写不同。前者可燃物的化学计量数必
须为 1，后者不强调可燃物的物质的量，可为任意值。
2．热值
1_g 物质完全燃烧的反应热叫做该物质的热值。
3．标准燃烧热和热值的意义
标准燃烧热或热值可以衡量燃料燃烧放出热量的大小。
利用标准燃烧热可计算一定量燃料燃烧能放出多少热量：由标准燃烧热定义可知，25 ℃、101 kPa 时，可燃
物完全燃烧产生的热量＝可燃物的物质的量×|其标准燃烧热|，即 Q 放＝n(可燃物)×|ΔH|；或变换一下求物质
Q 放
的标准燃烧热：ΔH＝－ 。此公式中的 ΔH 是指物质的标准燃烧热，而不是指一般反应的反应热。
n(可燃物)
原电池的工作原理
第 4 节
一、原电池工作原理
1．原电池的构成条件
(1)定义：能把化学能转化为电能的装置。
(2)构成条件：
2．实验探究：
（1）锌和硫酸铜溶液反应中的能量转化
向一只烧杯中加入 1.0 mol L－1 CuSO4溶液约 30 mL，再加入适量锌粉，现象是 Zn 逐渐溶解，溶液颜色变浅，
有红色物质生成，用温度计测量溶液的温度，温度升高，能量变化的主要形式是化学能转化为热能。
（2）铜锌原电池的构造与工作原理
电池名称 单液电池 双液电池(盐桥电池)
实验装置
电流表 指针偏转
实验
电极变化 锌片逐渐溶解，铜片质量增加
现象
电流变化 一段时间后，电流逐渐衰减 产生的电流持续、稳定
锌片的 Zn 失去电子形成 Zn2＋进入溶液，质量减轻；
微观探析 电子通过导线传递到铜片上形成电流，电流表指针偏转；
溶液中的 Cu2＋在铜片获得电子变成 Cu 沉积在铜片上，质量增加
Zn 片：Zn－2e－===Zn2＋(氧化反应)
符号 电极反应式
Cu 片：Cu2＋＋2e－===Cu(还原反应)
表征
电池总反应 Zn＋Cu2＋===Zn2＋＋Cu
能量转换 化学能转化为电能
①盐桥成分：含有 KCl 饱和溶液的琼脂。作用：使两个半电池形成闭合回路；
②平衡两侧溶液的电荷，使溶液保持电中性；离子移动方向：Cl－移向 ZnSO4溶液
盐桥 (负极区)，K＋移向 CuSO4溶液(正极区)。
③避免电极与电解质溶液直接反应，相比单液原电池有利于最大程度地将化学能
转化为电能
3.原电池的工作原理(以锌铜原电池为例)
溶液中的阳离子向正极移动，阴离子向负极移动，电子只能在导线中流动而不能在溶液中流动，离子只能
在溶液中移动而不能在导线中移动，原电池的内电路和外电路分别通过离子的移动和电子的流动而形成闭
合回路，可形象地描述为“电子不下水，离子不上岸”。
二、原电池原理的应用
1．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：有两种金属 a 和 b，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。根据电极现
象判断出 a 是负极，b 是正极，由原电池原理可知，金属活动性 a＞b。
2．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：在锌与稀硫酸反应时加入少量 CuSO4溶液能使产生 H2的速率加快。
3．设计原电池
(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、阳离子作定向移动。
Ⅰ.原电池装置的设计思路是“两极一液一连线”
第一步：将电池总反应拆成两个半反应，即原电池的负极反应和正极反应。
第二步：确定负极材料、正极材料和电解质溶液。
第三步：画出装置图，并注明电极材料和电解质溶液。
三、电极反应式的书写
1．电极反应式书写要求
电极反应式符合离子方程式书写要求，用“===”表示，注意分子、离子形式及电子、电荷、元素守恒。
2.一般电极反应式的书写方法
(1)定电极，标得失。
按照负极发生氧化反应，正极发生还原反应，判断出电极反应产物，找出得失电子的数量。
(2)看环境，配守恒。
电极产物在电解质溶液中应能稳定存在，如碱性介质中生成的 H＋应让其结合 OH－生成水。电极反应式要依
据电荷守恒和质量守恒、得失电子守恒等加以配平。
(3)两式加，验总式。
两电极反应式相加，与总反应方程式对照验证。
化学电源
第 5 节
一、化学电源概述
1．化学电源的分类及特点
(1)化学电源的分类。
①一次电池：也叫作干电池，常见的一次电池有普通锌锰电池、碱性锌锰电池、纽扣式银锌电池。
②二次电池：又称为充电电池或蓄电池，铅蓄电池是最常见的二次电池。目前已开发出镍镉电池、镍
氢电池、银锌电池、锂电池和锂离子电池等新型二次电池。
③燃料电池：氢氧燃料电池等。
(2)各类电池的特点。
①一次电池：电池中发生氧化还原反应的物质大部分被消耗后就不能再使用，放电后不可再充电。
②二次电池：又称充电电池或蓄电池，放电后可以再充电，可多次重复使用。
③燃料电池：燃料电池的氧化剂和还原剂不是储藏在电池内部，而是在工作时不断从外部输入，同时
将电极反应产物不断排出电池，因此燃料电池能连续不断地提供电能。
二、一次电池
1．锌锰干电池
普通锌锰干电池制作简单、价格便宜，但存在放电时间短、放电后电压下降较快等缺点。碱性锌锰电
池比普通锌锰干电池性能优越，它的比能量[电池单位质量或单位体积所输出电能的多少，单位(W·h)/kg 或
(W·h)/L]大，能提供较大电流并连续放电。
普通锌锰电池 碱性锌锰干电池
装置
负极：锌筒 负极：锌粉
电极材料及电解质
正极：石墨棒 正极：二氧化锰
溶液
氯化铵和氯化锌溶液 氢氧化钾溶液
碱性锌锰干电池的总反应：Zn＋2MnO2＋2H2O===2MnOOH＋Zn(OH)2
电极反应 负极：Zn＋2OH－－2e－===Zn(OH)2
正极：2MnO －2＋2H2O＋2e ===2MnOOH＋2OH－
2.银锌纽扣电池的构造与工作原理
总反应：Zn＋Ag2O===ZnO＋2Ag。
负极：Zn＋2OH－－2e－===ZnO＋H2O。
正极：Ag －2O＋H2O＋2e ===2Ag＋2OH－。
三、二次电池
二次电池放电后可以再充电使活性物质获得再生，又称充电电池或蓄电池。
充、放电时各电极上发生的反应：
1．铅蓄电池的构造与工作原理
(1)放电时
负极：Pb，正极：PbO2，电解质溶液：H2SO4溶液。
负极：Pb＋SO24－－2e－===PbSO4。
正极：PbO ＋ －2＋4H ＋SO24－＋2e ===PbSO4＋2H2O。
(2)充电时
铅蓄电池的充电反应是放电反应的逆过程。
放 电
总反应方程式：Pb＋PbO2＋2H2SO4 充 电 2PbSO4＋2H2O。
(3)铅蓄电池的优缺点。
①优点：可重复使用、电压稳定、使用方便、安全可靠、价格低廉，在生产生活中应用广泛。
②缺点：比能量低、笨重，废弃的电池污染环境。
2．锂离子电池
常见锂离子电池的构造与工作原理
负极材料 正极材料 电解质溶液
锂离子的载体，如六氟磷酸锂
嵌锂石墨(LixC6) 磷酸铁锂(LiFePO4)或钴酸锂(LiCoO2)
(LiPF6)的碳酸酯无水溶液
装置与工作原理
(以钴酸锂 -石墨锂电池为
例) 放电：总反应：LixC6＋Li(1－x)CoO2===6C＋LiCoO2
负极反应：LixC －6－xe ===6C＋xLi＋；
正极反应：Li(1－x)CoO ＋xLi＋2 ＋xe－===LiCoO2；
四、燃料电池
1．燃料电池
(1)利用燃料(如氢气、烃、肼、甲醇、氨、煤气等液体或气体)和氧化剂之间发生的氧化还原反应将化学能直
接转换成电能的化学电池。工作时，燃料和氧化剂连续地由外部供给，在电极上不断地进行反应，生成物
不断地被排除，能连续不断地提供电能。
2．氢氧燃料电池的工作原理
电极：惰性电极。燃料：H2
(1)碱性电解质
总反应：2H2＋O2===2H2O
负极：2H ＋4OH－－4e－2 ===4H2O；
正极：O2＋2H2O＋4e－===4OH－。
(2)酸性电解质
总反应：2H2＋O2===2H2O
负极：2H －4e－2 ===4H＋；
正极：O2＋4H＋＋4e－===2H2O。
3.电池特点。
①能量转换率高，污染小。
②工作时，燃料和氧化剂连续地由外部供给，在电极上不断进行反应，连续不断地提供电能。
四、燃料电池的电极反应式书写
1．O2参与的燃料电池正极反应式的书写
介质 正极反应式
酸性(质子交换膜) O2＋4H＋＋4e－===2H2O
碱性 O2＋2H2O＋4e－===4OH－
能传导 O2－的固体电解质(如 Y2O) O2＋4e－===2O2－
熔融碳酸盐(如熔融 K2CO3) O2＋2CO2＋4e－===2CO32－
特别提醒：电解质溶液中注意离子参与反应，如碱性环境，OH－参与；O2－环境，O2－参与。
2．负极反应式的书写
方法一：加减法
(1)写出电池总反应式
燃料电池的总反应与燃料的燃烧反应一致，若产物能和电解质反应，则总反应为加和后的反应。甲烷燃料
电池(电解质溶液为 NaOH 溶液)的反应：
CH4＋2O2===CO2＋2H2O　①
CO2＋2NaOH===Na2CO3＋H2O　②
①＋②式得燃料电池总反应为 CH4＋2O2＋2NaOH===Na2CO3＋3H2O。
(2)根据电解质情况写出正极反应式，电池的总反应式－电池正极反应式＝电池负极反应式，注意在将两个
反应式相减时，要调整 O2的化学计量数以约去正极的反应物 O2。
方法二：直接书写法
(1)确定生成物
(2)确定转移电子数
利用化合物中化合价代数和为 0 的规则确定有机物中碳元素的化合价，从而确定 1 mol 有机物失去电子的数
目。
如：C2H4中碳元素的化合价为－2，碳元素化合价的变化为－2→＋4，故 1 mol C2H4失去 12 mol 电子。
(3)列出负极反应的表达式，如 C2H4 在碱性条件下负极反应的表达式：C2H4＋　OH－－12e－===　CO23－＋　
H2O。
(4)利用原子守恒和电荷守恒确定电极反应式中各物质的化学计量数，由碳原子守恒确定 CO 23－的化学计量
数为 2，由电荷守恒确定 OH－的化学计量数为 16(注：失去 12e－，相当于带 12 个正电荷)，由氢原子守恒确
定 H －2O 的化学计量数为 10，故负极反应式为 C2H4＋16OH －12e－===2CO32－＋10H2O。
电解池的工作原理
第 6 节
1．电解和电解池的工作原理
(1)电解：在直流电的作用下，在两极上分别发生氧化反应和还原反应的过程。
(2)电解池：将电能转化为化学能的装置(也称电解槽)。
(3)电解池的构成条件
①直流电源；②两个电极；③电解质溶液或熔融电解质；④形成闭合回路。
(4)电解原理
2．电解熔融态氯化钠
电解熔融态氯化钠原理图
(1)实验现象。
通电后，在阳极周围有气泡产生，在阴极上生成银白色金属。
(2)实验分析。
①熔融氯化钠中存在的微粒：Na＋、Cl－。
②通电后离子和电子的移动方向
离子：阳离子 Na＋(填离子符号)移向阴极；阴离子 Cl－(填离子符号)移向阳极。
电子：从电源负极流向阴极，从阳极流向电源的正极。
③电极上发生的变化
阴极：2Na＋＋2e－===2Na(还原反应)。
阳极：2Cl－－2e－===Cl2↑(氧化反应)。
(3)实验结论。
熔融的氯化钠在电流作用下发生了化学变化，分解生成了钠和氯气。
通电 通电
应用：工业上活泼金属的制备通常用电解法。如 NaCl(熔融) ―― →Na，MgCl2(熔融) ―― →Mg，Al2O3(熔
通电
融) ―― →Al。
3．电解 CuCl2溶液
电解质溶液中有 Cl－、Cu2＋、H＋、OH－。
其中 Cu2＋、H＋移向阴极，阴极电极反应：Cu2＋＋2e－===Cu；Cl－、OH－移向阳极，阳极电极反应：2Cl－－
2e－===Cl2↑。
通电
电解反应：CuCl2 ===== Cu＋Cl 2
↑。
4．电解池阴、阳极的判断方法
5.电解池电极反应式、电池总反应式的书写
书写步骤 具体操作
判断两极 阳极：与电源正极相连 阴极：与电源负极相连
活性电极：电极材料本身失电子
判断反应微粒 溶液中的较易得电子的阳离子反应
惰性电极：溶液中较易失去电子的阴离子反应
书写电极反应 活性电极：M－ne－===Mn＋
Mn＋＋ne－===M
式 惰性电极：mRn－－mne－===Rm
书写
根据得失电子数相等，将阴阳极电极反应式相加得电解总反应式，注意若是水电离的 H＋
电解总
或 OH－参与电极反应，写总反应式时要写成 H2O
方程式
6.惰性电极电解电解质溶液的规律
电解时电极产物的判断
惰性电极为铂、金、石墨电极，活性电极(除铂、金、石墨电极之外的电极)在阳极时优先放电。
电解对 电解质溶 电解质
类型 电极反应特点 实例 pH
象 液浓度 溶液复原
阴极：2H＋＋2e－===H2↑(或 2H2O＋ NaOH 溶液 水 增大 增大 加水
电解水 2e－===2OH－＋H2↑) H2SO4溶液 水 增大 减小 加水
型 阳 极 ： 4OH － － 4e － ===2H2O ＋
Na2SO4溶液 水 增大 不变 加水
O2↑(或 2H － ＋2O－4e ===4H ＋O2↑)
电解电 电解质电离出的阴、阳离子分别在 HCl 溶液 电解质 减小 增大 通氯化氢
解质型 两极放电 CuCl2溶液 电解质 减小 — 加氯化铜
放
阴极：2H2O＋2e－===2OH－＋H2↑ 电解质 生成新电
2 NaCl 溶液 增大 通氯化氢
阳极：电解质阴离子放电 和水 解质
生碱型
放 O2 阴极：电解质阳离子放电 电解质 生成新电 加氧化铜或
CuSO4溶液 减小
生酸型 阳极：H2O 放 O2生酸 和水 解质 碳酸铜
总结如图：
电解原理的应用
第 7 节
一、氯碱工业
1．概念
用电解饱和氯化钠溶液的方法来制取氢氧化钠、氢气和氯气，并以它们为原料生产一系列化工产品的工业，
称为氯碱工业。
2．原理
(1)阳极反应：2Cl－－2e－===Cl2↑(氧化反应)；
(2)阴极反应：2H2O＋2e－===H2↑＋2OH－(还原反应)；
通电
总反应式：2NaCl＋2H2O ===== 2NaOH＋H2↑＋Cl2↑。
二、铜的电解精炼
1．阳极材料：粗铜。
阳极反应：Zn－2e－===Zn2＋、Fe－2e－===Fe2＋、Cu－2e－===Cu2＋，比 Cu 不活泼的金、银形成阳极泥。
2．阴极材料：纯铜。
阴极反应：Cu2＋＋2e－===Cu。
3．电解质溶液：CuSO 溶液，经过精炼，溶液中 Cu2＋4 浓度会减小。
三、电镀与电冶金
1．铁钉镀锌
电镀操作：用烧杯作电镀槽，加入电镀液，用锌片作阳极，铁钉作阴极，接通 6 V 的直流电源，电镀 20～
25 min。
实验现象：阳极(锌片)质量减少，电极反应式为 Zn－2e－===Zn2＋，阴极质量增多，电极反应式为 Zn2＋＋2e－
===Zn。
2．电镀银装置
原理：金属材料电镀时，通常以待镀金属制品为阴极，以镀层金属为阳极，用含有镀层金属离子的溶液作
电解质溶液。在直流电的作用下，镀层金属在待镀金属制品表面形成均匀、光亮而致密的镀层。
3．电冶金：对于比较活泼的金属，常用电解其熔融盐的方法制取，如工业上钠、镁的制取是通过电解熔融
的氯化钠、氯化镁，而铝的制取是通过电解熔融的氧化铝。
四、电镀与铜的电解精炼的比较
电镀 铜的电解精炼
应用电解原理在某些金属或非金属材料表面镀上
定义 利用电解原理提纯铜
一层其他金属或合金
装置
举例
①镀层金属作阳极接直流电源正极，镀件作阴极 ①粗铜作阳极，纯铜作阴极
形成 接直流电源负极 ②含 Cu2＋的盐溶液作电解质溶液
条件 ②电镀液必须是含有镀层金属离子的盐溶液 ③直流电源
③形成闭合回路 ④形成闭合回路
电极 (以铁上镀锌为例)阳极：Zn－2e－===Zn2＋ 阳极：Cu(粗铜)－2e－===Cu2＋(主要)
反应 阴极：Zn2＋＋2e－===Zn 阴极：Cu2＋＋2e－===Cu(纯铜)
电解(镀)
不变 减小
液浓度
联系 电镀池和电解精炼池是特定条件下的电解池
金属的腐蚀与防护
第 8 节
一、金属的电化学腐蚀
1．金属的腐蚀
(1)金属的腐蚀是指金属或合金与周围环境中的物质发生化学反应而腐蚀损耗的现象。
(2)金属腐蚀的实质。
金属原子失去电子被氧化的过程，用反应方程式表示(M 代表金属元素)为 M－ne－===Mn＋。
(3)金属腐蚀的类型。
①化学腐蚀：指金属与其他物质直接接触发生氧化还原反应而引起的腐蚀。腐蚀过程中无电流产生。
②电化学腐蚀：指不纯的金属或合金发生原电池反应，使较活泼的金属失去电子被氧化而引起的腐蚀。
2．钢铁的电化学腐蚀
类别
析氢腐蚀 吸氧腐蚀
项目
图形描述
条件 水膜酸性较强 水膜酸性较弱或呈中性
负极 Fe－2e－===Fe2＋
正极 2H＋＋2e－===H2↑ O2＋4e－＋2H2O===4OH－
总反应 Fe＋2H＋===Fe2＋＋H2↑ 2Fe＋O2＋2H2O===2Fe(OH)2
最终生成铁锈(主要成分为 Fe2O3 nH2O)，反应如下：
后续反应
4Fe(OH)2＋O2＋2H2O===4Fe(OH)3，2Fe(OH)3===Fe2O3 nH2O＋(3－n)H2O
联系 通常两种腐蚀同时存在，但吸氧腐蚀更普遍
二、金属的电化学防护
1．本质
阻止金属发生氧化反应。
2．方法
(1)加防护层，如在金属表面涂油或油漆、覆盖塑料、镀不活泼金属等。
(2)改变金属组成或结构，如制成合金等。
(3)电化学防护
方法 牺牲阳极的阴极保护法 外加电流的阴极保护法
原理 原电池原理 电解原理
被保护金属 作正极 作阴极
构成 被保护金属、比被保护金属活泼的金属等 被保护金属、惰性电极及直流电源等
无需外加电源，但需要定期更换被腐蚀的金
优、缺点 无需更换电极，但消耗电能
属
示意图
牺牲阳极的阴极保护法示意图 外加电流的阴极保护法示意图
联系 被保护的金属都因为电子的流入而免遭腐蚀
三．不同条件下金属腐蚀快慢的比较
(1)影响金属腐蚀的因素。
影响金属腐蚀的因素包括金属的本性、纯度和介质三个方面：
①就金属本性来说，金属越活泼，就越容易失去电子而被腐蚀。
②同一金属越纯，越难腐蚀。如纯铁即使在潮湿空气中反应也会很慢，而含杂质的生铁在潮湿的空气中会
很快生锈而被腐蚀。
③介质对金属腐蚀的影响也很大，如果金属在潮湿的空气中，接触腐蚀性气体或电解质溶液，都容易被腐
蚀。
(2)不同条件下金属腐蚀快慢的判断。
条件 快慢顺序
电解原理引起的腐蚀＞原电池原理引起的腐蚀＞化学腐蚀＞有防
护措施的腐蚀(原电池原理的防护＞电解原理的防护)
腐蚀类型不同
同种金属 强电解质溶液＞弱电解质溶液＞非电解质溶液
活泼性不同的两金属 活泼性差别越大，活泼性强的金属腐蚀越快
同种电解质溶液 电解质溶液浓度越大，腐蚀越快

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