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高中化学选择性必修1(RJ)一课一背
1.1.1　反应热　焓变
1.反应热：在等温条件下，化学反应体系向环境释放或从环境吸收的热量。
2.(1)常见放热反应：活泼金属与水(酸)反应、酸碱中和、燃烧反应、多数化合反应。(2)常见吸热反应：多数分解反应、氯化铵固体与氢氧化钡晶体反应、水煤气生成反应、C与CO2生成CO。
3.中和反应反应热的测定：Q=cmΔt。
4.反应热与焓变(ΔH)：ΔH＝H生成物－H反应物，单位：kJ/mol或kJ·mol－1
中学阶段认为，等压条件下化学反应的反应热等于反应的焓变。
1.1.2　热化学方程式　燃烧热
1.热化学方程式的书写
(1)注明反应时的温度和压强，25 ℃、101 kPa下进行的反应可不注明。
(2)注明反应物和生成物的聚集状态：固态(s)、液态(l)、气态(g)、溶液(aq)。
(3)热化学方程式的化学计量数，可以是整数或分数。
(4)ΔH必须与化学方程式一一对应。ΔH的单位中“mol-1”，指的是“每摩尔反应”，对于相同物质的反应，当化学计量数不同时，其ΔH也不同。
2.燃烧热：在101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成指定产物时所放出的热量。
常见元素完全燃烧的指定产物：C→CO2(g)、H→H2O(l)、S→SO2(g)、N→N2(g)
3.燃烧热的热化学方程式书写：以燃烧1mol可燃物为标准来配平其余物质的化学计量数，同时可燃物要完全燃烧且生成指定产物。
1.2.1　盖斯定律
1.盖斯定律的特点：遵循能量守恒定律，在一定条件下，化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关。
2.盖斯定律应用的常见方法
(1) 虚拟路径法：
(2) 加合法：结合已知热化学方程式消去“中间产物”，得到目标热化学方程式，采用“目标加合法”可快速消去“中间产物”，反应热也随之相加减。
3.ΔH的大小比较：“四看法”
看物质状态，看ΔH符号，看化学计量数，看反应的程度。
1.2.2　反应热的计算
1.一定量的反应物产生热量的计算
(1)依据热化学方程式计算：热化学方程式中反应热数值与各物质的化学计量数成正比
(2)依据燃料的燃烧热计算：Q=n(可燃物)×|ΔH|(燃烧热)。
2.几种常见反应热的计算类型
(1)根据键能或燃烧热计算：键能计算ΔH=E(反应物总键能)-E(生成物总键能)
(2)根据盖斯定律计算：将两个或两个以上的热化学方程式包括其ΔH相加或相减,得到一个新的热化学方程式及其ΔH。
(3)根据图像信息计算
第一章_整理与提升
1.热化学方程式的书写：一写化学方程式、二标聚集状态、三写ΔH[数值(包括正负)及单位]、四标温度和压强(25℃和101 kPa时可不标)
2.反应热的计算
(1)ΔH与热化学方程式中物质的化学计量数成比例
(2)键能计算：ΔH=E(反应物的键能总和)-E(生成物的键能总和)
(3)总能量计算：ΔH=H(生成物的总能量)-H(反应物的总能量)
(4)盖斯定律：虚拟路径法、加合法；遵循能量守恒定律
(5)图像信息计算
2.1.1　化学反应速率
1.表达式 ；单位mol·L-1·min-1或mol·L-1·s-1。
2.在同一时间内，用不同物质来表示的反应速率可能不同，但表示反应的快慢相同，且反应速率的数值之比等于化学计量数之比。
3. 化学反应速率计算的“三段式”模板
利用转化量之比等于化学计量数之比建立各数据间的关系
2.1.2　影响化学反应速率的因素
1.本质因素：由反应物的组成、结构和性质等因素决定
2.其他条件不变，只改变一个条件，对化学反应速率的影响规律：
(1)浓度：增大反应物的浓度，化学反应速率增大；减小反应物的浓度，化学反应速率减小
(2)压强：适用于有气体参与的反应，且通过浓度对反应速率的影响实现。一般是增大压强，反应速率增大；减小压强，反应速率减小
(3)温度：升高温度，化学反应速率增大；降低温度，化学反应速率减小
(4)催化剂：使用合适催化剂，反应速率增大
(5)其他因素：接触面积、溶剂、光照等均能改变化学反应速率
2.1.3　活化能　理论解释外因对化学反应速率的影响
1.有效碰撞：能够发生化学反应的碰撞；条件：有足够的能量和合适的取向。
2.活化能：活化分子具有的平均能量与反应物分子具有的平均能量之差。
3.外界因素影响化学反应速率的理论解释
(1)浓度、压强：增大反应物浓度(增大压强)→单位体积内活化分子数增多→单位时间内有效碰撞次数增加→反应速率增大；反之，反应速率减小。
(2)温度：升高温度→活化分子的百分数增大→单位时间内有效碰撞的次数增加→反应速率增大；反之，反应速率减小。
(3)催化剂：使用催化剂→改变了反应历程，反应的活化能降低→单位体积内活化分子数增大→单位时间内有效碰撞的次数增加→反应速率加快。
第二章　第一节复习提升课
1.常见影响反应速率的因素：浓度、温度、压强、催化剂活性、接触面积、副反应等。
2.碰撞理论对催化作用的解释：催化剂通过参加反应，改变反应历程，降低反应的活化能，使活化分子百分数增多，从而加快反应速率。
活化能越小，反应速率越快；活化能越大，反应速率越慢，反应越难进行。
3.过渡态理论：化学反应中反应速率最慢的一步基元反应决定了整个反应的速率，最慢的反应也是基元反应中活化能(能垒)最大的反应。
4.速率方程：v=kcx(A)·cy(B)；k称为速率常数，对同一反应，温度升高，k值增大，反应速率加快。
2.2.1　化学平衡状态
1.可逆反应的特点
双同(正、逆反应同时进行)，双向(" "表征正、逆两个方向)，一小(任一反应物的转化率小于100%，反应物与生成物共存)
2.化学平衡状态的特征
逆(可逆反应)，等(v正=v逆)，动(动态平衡，v正=v逆≠0)，定(平衡混合物中，各组分的浓度保持一定)，变(外界条件改变，化学平衡状态可能发生改变)
3.化学平衡状态的判断方法
(1)直接判据——定义法："等"，"定"
"等"：v正=v逆，①同一种物质：生成速率等于消耗速率；②不同物质：速率之比等于化学方程式中各物质的化学计量数之比，但必须是不同方向的速率
(2)间接判据——"变量不变"时即为平衡
2.2.2　化学平衡常数
1.表达式：mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g)
任意时刻，浓度商，平衡时，
2.影响因素：K与温度有关，升高温度，吸热反应的平衡常数增大，反之减小
3.应用：(1)K值越大，反应进行得越完全，反应物转化率越大；(2)温度升高，若K增大，则正反应为吸热反应；(3)若Qv逆；若Q>K，向逆反应方向进行，v正4.计算：(1)平衡常数K：①正、逆反应的K互为倒数；②两反应相加，K总=K1·K2；两反应相减，K总=；
(2)平衡转化率α(A)=
2.2.3　浓度、压强对化学平衡的影响
1.化学平衡移动的过程：

2.浓度对化学平衡移动的规律总结：当其他条件不变时
(1)c(反应物)增大或c(生成物)减小，平衡向正反应方向移动。
(2)c(反应物)减小或c(生成物)增大，平衡向逆反应方向移动。
3.压强对化学平衡的影响规律：
对于有气体参加的可逆反应，当达到平衡时，在其他条件不变时：
(1)增大压强(减小容器的容积)，化学平衡向气体体积缩小的方向移动。
(2)减小压强(增大容器的容积)，化学平衡向气体体积增大的方向移动。
(3)对于反应后气体的总体积不变的可逆反应，改变压强，平衡不移动。
2.2.4　温度、催化剂对化学平衡的影响　勒夏特列原理
1.温度对化学平衡的影响规律
(1)改变温度，任意可逆反应的化学平衡一定会发生移动。
(2)当其他条件不变时，升高温度，化学平衡向吸热反应的方向移动；降低温度，化学平衡向放热反应的方向移动。
2.催化剂对化学平衡的影响规律
(1)催化剂能同等程度的改变正、逆反应速率。
(2)当其他条件不变时，催化剂不能改变达到化学平衡状态时反应混合物的组成，但能改变反应达到化学平衡所需的时间。
3.勒夏特列原理
(1)如果改变影响平衡的一个因素(如温度、压强等)，平衡就向着能够减弱这种改变的方向移动。其中的"减弱"不等于"消除"，更不是"扭转"。
(2)适用范围：已达到平衡的反应体系。
第二章　第二节复习提升课
1.压强平衡常数表达式：mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g)
2.绝热体系的化学平衡分析方法
在绝热条件下，体系与外界不进行热交换，若反应放热，体系内温度升高，平衡向吸热反应方向移动；若反应吸热，体系内温度降低，平衡向放热反应方向移动。
3.常见平衡移动图像分类突破
(1)条件改变时速率—时间图像：改变浓度，图像一点保持连续；改变温度或压强，两点突变
(2)含量(或转化率)—时间—温度(或压强)图像：看拐点，想原理
(3)转化率(或质量分数)与压强—温度图像：定一议二
2.3　化学反应的方向
1.熵变ΔS=S(反应产物)-S(反应物)
(1)体系的熵值：体系的混乱程度越大，体系的熵值就越大
(2)同一物质的熵值：S(g)>S(l)>S(s)
2 .自由能变化与焓变、熵变的关系
ΔG=ΔH-TΔS。ΔG不仅与焓变和熵变有关，还与温度有关。
3 .反应方向与自由能的关系
化学反应总是向着自由能减小的方向进行，直到体系达到平衡。
①ΔG<0,反应能自发进行;②ΔG=0，处于平衡状态;③ΔG>0,反应不能自发进行
(1)ΔH<0，ΔS>0，ΔG<0，一定能自发
(2)ΔH>0，ΔS<0，ΔG>0，一定不能自发
(3)ΔH<0，ΔS<0，ΔG的正负决定于温度，低温能自发
(4)ΔH>0，ΔS>0，ΔG的正负决定于温度，高温能自发
2.4　化学反应的调控
1.合成氨反应的特点
自发性，可逆性，熵变(ΔS<0)，焓变(ΔH<0)。
2.实际工业合成氨的适宜条件
工业生产中,必须从反应速率和反应限度两个角度来选择适宜条件
(1)压强：一般采用的压强为10~30 MPa。
(2)温度：一般采用的温度为400~500 ℃。
(3)催化剂：铁触媒
(4)浓度：及时将氨气从反应混合物中分离出去，将未反应的N2和H2循环使用并及时补充N2和H2，使反应物保持一定的浓度。
(5)投料比：实际生产中是1∶2.8。
(6)其他：兼顾环境保护和社会效益。
3.1.1　弱电解质的电离平衡
1.强电解质与弱电解质的比较
(1)强电解质：在水溶液中能全部电离；溶液中只有电离出的阴、阳离子；包括强酸、强碱和大部分盐。
(2)弱电解质：在水溶液中只能部分电离；溶液中既有电离出的阴、阳离子，又有电解质分子；包括弱酸、弱碱、水。
2.外界条件对弱电解质的电离平衡的影响
(1)浓度：对溶液加水稀释时，电离平衡向着电离的方向移动
(2)温度：电离吸热，升高温度，电离平衡向着电离的方向移动
(3)相同离子：加入与弱电解质电离产生相同离子的强电解质，电离平衡将向电离的反方向移动
(4)化学反应：加入能与弱电解质电离产生的某种离子反应的物质，电离平衡将向电离的方向移动
3.1.2　电离平衡常数　强酸与弱酸比较
1.电离平衡常数：AB A++B-，(酸用Ka，碱用Kb)
(1)对于同一弱电解质的稀溶液来说，电离常数只与温度有关
(2)多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定
(3)相同温度下，弱酸(碱)的Ka(Kb)越大，电离程度越大，酸(碱)性越强
2.一元强酸和一元弱酸的比较
(1)相同V、相同c
①一元强酸的c(H+)大,酸性强,与同一金属反应时的起始反应速率大;一元弱酸反之
②一元强酸和一元强碱的中和碱的能力、与足量活泼金属反应产生H2的总量相同
(2)相同V、相同c(H+)
①一元强酸的中和碱的能力小,与足量活泼金属反应产生H2总量少;一元弱酸反之
②一元强酸和一元强碱的c(H+)、酸性、与同一金属反应时的起始反应速率相同
3.2.1　水的电离
1.水的离子积常数：Kw =c(H+)·c(OH-)，25 ℃时，Kw=1.0×10-14。
Kw只与温度有关，升高温度Kw增大。适用于纯水和稀的电解质溶液。
2.酸或碱溶液中c水(H+)、c水(OH-)的计算方法
(1)在酸或碱溶液中水的电离虽然受到抑制，但c水(H+)=c水(OH-)。
(2)酸溶液中c水(H+)=c水(OH-)=(忽略水电离出的H+浓度)，酸电离的c(H+)认为是溶液中总c(H+)。
(3)碱溶液中c水(OH-)=c水(H+)=(忽略水电离出的OH-浓度)，碱电离的c(OH-)认为是溶液中总c(OH-)。
3.水的电离平衡曲线
曲线上的任意点的Kw都相同，曲线外的任意点与曲线上任意点的Kw不同。
3.2.2　溶液的酸碱性与pH
1.溶液的酸碱性：取决于溶液中c(H+)、c(OH-)的相对大小
酸性溶液：c(H+)>c(OH-)，c(H+)>1×10-7 mol·L-1
中性溶液：c(H+)=c(OH-)=1×10-7 mol·L-1
碱性溶液：c(H+)2.溶液的pH与溶液酸碱性的关系：pH=-lg c(H+)
pH<7，为酸性溶液；pH=7，为中性溶液；pH>7，为碱性溶液。
3.计算酸碱溶液的pH
酸性：先求c(H+)→pH(注意元数)；碱性：先求c(OH-)由c(H+)→pH
4.酸碱溶液稀释时pH变化规律(常温)
(1)强酸(碱)每稀释10倍，pH向7靠拢1个单位；(2)弱酸(碱)每稀释10倍，pH向7靠拢不到1个单位；(3)酸碱溶液无限稀释，pH只能接近7。
3.2.3　酸碱中和滴定
1.酸碱中和滴定的原理
c(H+)·V酸=c(OH-)·V碱，
2.指示剂的选择
滴定终点为碱性时选酚酞；酸性选甲基橙；中性时酚酞、甲基橙均可。
3. 滴定管：“0”刻度线在上方，尖嘴部分无刻度，精确度：0.01 mL。
(1)酸式滴定管，装酸性/中性/强氧化性溶液，不能装碱性溶液。
(2)碱式滴定管，盛装碱性溶液，不能盛装酸性/强氧化性溶液。
4.滴定终点:等到滴入最后半滴标准液，指示剂变色，且在半分钟内不恢复原来的颜色，视为滴定终点并记录此时滴定管的读数。
5.误差分析依据：均为定值，误差在V标准。
第三章　第一、二节复习提升课
1.弱酸(碱)稀释时pH的变化规律
无论是浓度相等还是pH相等，加水稀释相同倍数pH变化大的都是强酸(碱)。
原因：强酸(碱)已完全电离，随着加水稀释，溶液中H+(OH-)的物质的量(水电离的除外)不会增多，而弱酸(碱)随着加水稀释，电离程度增大，H+(OH-)的物质的量会不断增多。
2.氧化还原滴定
(1)常见的用于滴定的氧化剂有KMnO4、K2Cr2O7、I2等。
(2)指示剂的选择：用KMnO4溶液滴定H2C2O4溶液或Fe2+溶液时，不需另加指示剂。用Na2S2O3溶液滴定含I2的溶液时，以淀粉溶液为指示剂。
(3)滴定终点的判断的模板：当滴入最后半滴xxx标准溶液后，溶液变成xxx色，且半分钟内不恢复原来的颜色。
3.3.2　影响盐类水解的因素
1.定量描述盐类水解能力大小——水解常数(Kh)
(1)表达式：CH3COO-+H2O CH3COOH+OH-，Kh=
(2)水解常数与电离常数的关系
同理Kh= 。弱酸(碱)的电离常数越小，其所生成的盐的水解程度就越大。
2.影响盐类水解因素总结
(1)内因：盐的性质，越弱越水解
(2)外因：①盐溶液的浓度越小，水解程度越大；②越热越水解；③加入酸(碱)与盐水解的性质相同时，酸(碱)会抑制盐类水解；④加入水解性质相同的盐，相互抑制，加入水解性质相反的盐，相互促进。

第三章　第三节复习提升课
1.质子守恒式的书写
电荷守恒式与元素守恒式联立，消去未参与水解平衡的微粒，即得质子守恒式
2.电解质溶液中粒子浓度关系综合分析解题模型
(1)分析溶液混合是否反应及各溶质的定量关系
(2)确定混合后溶液的溶质成分是恰好反应单一溶质，还是过量混合溶质
(3)若是混合溶质溶液，分析溶质成分和定量关系，进而分析电离程度与水解程度，确定粒子成分及其浓度关系
3.抓“五点”破解中和滴定图像
起点、一半点、中性点、恰好反应点、过量点
4.利用中和滴定曲线分析粒子浓度思路
三看：一看谁滴定谁，二看坐标，三看特殊点(起点、恰好反应点和中性点)
3.4.1　难溶电解质的沉淀溶解平衡
1.沉淀溶解平衡：
(1)概念：一定温度下，当沉淀和溶解的速率相等时，即建立了动态平衡。
(2)影响因素：①内因(决定因素)--难溶电解质本身的性质；
②外因--温度、浓度等条件的影响符合勒夏特列原理。
2.溶度积常数(Ksp)：AmBn(s) mAn+(aq)+nBm-(aq)
(1)表达式：Ksp=cm(An+)·cn(Bm-)，Ksp只与难溶电解质的性质和温度有关。
(2)应用：定量判断给定条件下有无沉淀生成。任意时刻，Q=cm(An+)·cn(Bm-)
①Q>Ksp，溶液过饱和，有沉淀析出，直至溶液饱和，达到新的平衡；
②Q=Ksp，溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态；
③Q(3)对同类型物质(如AgCl/AgBr等),Ksp越大,难溶电解质在水中的溶解能力越强
3.4.2　沉淀溶解平衡的应用
1.沉淀的生成
(1)利用生成沉淀分离或除去某些离子的原则：①生成沉淀的反应能够发生；②反应完成后，溶液中剩余离子的浓度尽量小。
(2)沉淀生成的方法：①调节pH法；②加沉淀剂法。
2.沉淀溶解的原理
(1)根据平衡移动原理，对于在水中难溶的电解质，如果能设法不断地移去平衡体系中的相应离子，使平衡向沉淀溶解的方向移动，就可以使沉淀溶解。
(2)沉淀溶解的方法：①酸溶解法；②配位溶解法；③盐溶液溶解法
3.沉淀转化的实质与条件
(1)由一种难溶物转化为另一种难溶物的过程，实质是沉淀溶解平衡的移动。
(2)溶解度小的沉淀转化为溶解度更小的沉淀容易实现，两者溶解度相差越大，转化越容易。当溶解度相差不太大时，可通过提高转化试剂的浓度实现。
3.4.3　沉淀溶解平衡的图像分析
1.难溶盐的沉淀溶解平衡曲线
pc(Rn+)~pc(Xn-)图像，纵、横坐标均为沉淀溶解平衡粒子浓度的负对数。
(1)横坐标数值越大，c(Xn-)越小；纵坐标数值越大，c(Rn+)越小
(2)直线上任意一点，坐标数值越大，其对应的离子浓度越小
2.金属氢氧化物的沉淀溶解平衡曲线
pc(Bn+)~pH图像，横坐标：pH=-lg c(H+)，纵坐标：pC=-lg c(Bn+)
(1)c(H+)/c(Bn+)越大，则pH/pC越小；(2)直线上的任意一点都达到沉淀溶解平衡
3.沉淀溶解平衡滴定曲线
(1)横坐标：滴加溶液的体积，纵坐标：随溶液体积增加相应离子浓度的变化；(2)突跃点表示恰好完全反应，其数据可计算对应沉淀的Ksp，曲线上的点都处于沉淀溶解平衡状态；(3)平衡图像突破方法：识图像、想原理、找联系。
4.1.1　原电池的工作原理
1.锌铜原电池的工作原理：总反应：Zn+Cu2+===Cu+Zn2+
(1)负极：锌片,氧化反应，Zn-2e-=Zn2+；正极：铜片,还原反应，Cu2++2e-=Cu
(2)电子流向：由锌极(负极)通过导线流向铜极(正极)
(3)离子移向：阳离子移向正极，阴离子移向负极
2.原电池：(1)把化学能转化为电能的装置
(2)构成条件：①反应：自发进行的氧化还原反应；②电极：两个活泼性不同的电极；③溶液：电解质溶液；④回路：形成闭合回路，内电路--电解质溶液(作离子导体)，外电路--导线(作电子导体)
3.原电池工作原理的应用：(1)加快化学反应速率；
(2)比较金属的活动性强弱：一般作负极的金属比作正极的金属活泼(注意电解质溶液的种类)；(3)设计原电池的一般思路：“两极一液一回路”
4.1.2　常见化学电源(一)——一次电池和二次电池
1.一次电池——碱性锌锰电池
(1)负极反应物：锌粉；正极反应物：MnO2；电解质：KOH
(2)总反应：Zn+2MnO2+2H2O===2MnO(OH)+Zn(OH)2
(3)负极：Zn+2OH--2e-===Zn(OH)2；正极：MnO2+H2O+e-===MnO(OH)+OH-
2.二次电池——铅酸蓄电池
(1)放电反应和充电反应总反应：Pb+PbO2+2H2SO4 2PbSO4+2H2O
(2)放电反应原理
负极：Pb+SO42--2e-===PbSO4；正极：PbO2+4H++SO42-+2e-==PbSO4+2H2O
(3)充电反应原理：充电过程与其放电过程相反
3. 二次电池充电时的电极连接方法：正接正，负接负
4.1.3　常见化学电源(二)——形形色色的燃料电池
1.氢氧燃料电池工作原理：总反应式：2H2+O2===2H2O
(1)酸性电解质(H2SO4)：负极：H2-2e-===2H+；正极：O2+4e-+4H+===2H2O
(2)碱性电解质(KOH)：负极：H2-2e-+2OH-=2H2O；正极：O2+4e-+2H2O=4OH-
2.甲烷燃料电池工作原理
(1)在酸性介质中：总反应：CH4+2O2===CO2+2H2O
负极：CH4+2H2O-8e-===CO2+8H+；正极：O2+4H++4e-===2H2O
(2)在碱性(KOH溶液)介质中：总反应：CH4+2O2+2OH-===CO32-+3H2O
负极：CH4+10OH--8e-===CO32-+7H2O；正极：O2+2H2O+4e-===4OH-
3.燃料电池电极反应式的书写：(1)写总反应式：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；(2)写正极反应式(正极一般为O2得电子)；(3)电池负极反应式=电池反应的总反应式-电池正极反应式
第四章　第一节复习提升课
复杂电池反应中电极反应式的书写
(1)列物质写式子
负极反应式：符合“还原剂-ne-→氧化产物”的形式
正极反应式：符合“氧化剂+ne-→还原产物”的形式
(2)看环境配守恒
检查是否符合原子守恒、电荷守恒、得失电子守恒
酸性介质：多余的“O”，加“H”转化为H2O，不能出现OH-
碱性介质：多余的“O”加“H2O”转化为OH-，不能出现H+
熔融态电解质：可添加熔融态电解质中的相应离子
(3)两式加验总式
两电极反应式相加，与总反应式对照验证
4.2.1　电解原理
1.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
2.电解原理
(1)阴极：与电源负极相连，还原反应；阳极：与电源正极相连，氧化反应
(2)离子移动方向：在电解质溶液中，阳离子向阴极移动，阴离子向阳极移动
3.放电规律
(1)阳极为惰性电极(如碳棒、Pt、稀土金属材料等)时，离子的放电顺序：
①阳极：溶液中阴离子放电，放电顺序：S2->I->Br->Cl->OH->含氧酸根离子
②阴极：溶液中阳离子放电，常见阳离子的放电顺序：Ag+>Fe3+>Cu2+>H+(酸)>Fe2+>Zn2+>H+(水)>……
(2)阳极为活性电极(如Fe/Cu/Ag等)，电极本身先放电，反应式为M-ne-=Mn+
4.2.2　电解原理的应用
1.氯碱工业
阳极：2Cl--2e-===Cl2↑(氧化反应)；阴极：2H2O+2e-===H2↑+2OH-(还原反应)
总反应：2NaCl+2H2OH2↑+Cl2↑+2NaOH；2Cl-+2H2OH2↑+Cl2↑+2OH-
2.电镀--在铁制钥匙上面镀铜
阳极：镀层金属Cu，Cu-2e-===Cu2+；阴极：镀件铁制钥匙，Cu2++2e-===Cu
电解质溶液：Cu2+浓度保持不变
3.电解精炼(粗铜含锌、银、金等杂质)
阳极：粗铜，Cu-2e-===Cu2+、Zn-2e-===Zn2+；阴极：纯铜，Cu2++2e-===Cu
电解质溶液：Cu2+浓度减小，金、银等金属沉积形成阳极泥
4.电冶金--冶炼金属钠(电解熔融NaCl)
阳极：2Cl--2e-=Cl2↑;阴极：Na++e-=Na; 总反应：2NaCl(熔融) 2Na+Cl2↑
4.2.3　电解原理的创新应用
“5点”突破电解综合应用题
(1)分清阴、阳极，与电源正极相连的为阳极，与电源负极相连的为阴极，两极反应为“阳氧阴还”。
(2)剖析离子移向，阳离子移向阴极，阴离子移向阳极。(注意离子交换膜会限制某些离子的移动方向)
(3)注意放电顺序，正确判断放电的微粒或物质。
(4)注意介质，正确判断反应产物，酸性介质不出现OH-，碱性介质不出现H+；不能想当然地认为金属作阳极，电极产物为金属阳离子。
(5)注意得失电子守恒和电荷守恒，正确书写电极反应式。
4.3　金属的腐蚀与防护
1.金属腐蚀的本质：金属原子失去电子变为阳离子，金属发生氧化反应
2.钢铁的电化学腐蚀：两种腐蚀同时存在，但吸氧腐蚀更普遍
(1)析氢腐蚀：条件--水膜酸性较强
负极：Fe-2e-===Fe2+；正极：2H++2e-===H2↑；总反应：Fe+2H+===Fe2++H2↑
(2)吸氧腐蚀：条件--水膜酸性很弱或呈中性；总：2Fe+O2+2H2O=2Fe(OH)2
负极：Fe-2e-===Fe2+；正极：O2+4e-+2H2O===4OH-
3.金属的防护：(1)改变金属材料的组成；(2)在金属表面覆盖保护层；
(3)电化学保护法：①牺牲阳极法：原电池原理，被保护的金属作正极，活泼性更强的金属作负极；②外加电流法：电解池原理，被保护的金属作阴极，与电源的负极相连
4.同一电解质溶液中，同一种金属腐蚀快慢顺序：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
第四章　整理与提升
原电池工作原理的新认识
(1)相同的金属插入相同的电解质溶液中，由于电解质浓度不同，导致两极上氧化反应或还原反应的程度不同，可形成原电池，如浓差电池。
(2)惰性电极材料也可能是原电池的正、负极，只要在电极表面能发生电子的交换就能构成原电池，能向外输出电子的电极为负极，能从电极上获取电子的为正极反应物，该电极为正极。
(3)能源物质(燃料)不一定将电子直接传给负极，可能与电催化剂(电子传递体)进行电子交换，因而要特别关注催化循环中物质的变化、电子的转移方向及反应类型。
(4)储能(充电)过程，不一定是电能转化为化学能，也可能是光能直接转化为化学能。

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