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第28讲 金属的腐蚀与防腐
考点1 了解金属腐蚀的概念和分类
金属的腐蚀：金属单质失去电子成为金属阳离子的过程
化学腐蚀 电化腐蚀
含义 直接与具有腐蚀性的化学物质接触发生氧化还原反应而消耗的过程。 与 接触发生原电池反应而消耗的过程。
发生的条件 金属 纯金属或合金 不纯金属或合金
氧化剂 非电解质为主(如O2、Cl2、C2H5OH) 电解质溶液中的溶质
电子得失 金属直接将电子转移给有氧化性的物质 活泼金属将电子间接转移给氧化性较强的物质
电流现象 无电流产生 有微电流产生
腐蚀现象 金属单质 较活泼的金属
相互关系 化学腐蚀与电化腐蚀往往同时存在,以电化腐蚀为主
特别提醒：化学腐蚀和电化腐蚀的本质区别是有无电流，即是否能形成原电池
[例1] （2009广东省珠海一中等三校第二次联考）下列有关金属腐蚀的说法正确的是
A.金属腐蚀指不纯金属接触到的电解质溶液进行化学反应而损耗的过程
B.电化腐蚀指在外加电流的作用下不纯金属发生化学反应而损耗的过程
C.钢铁腐蚀最普遍的是吸氧腐蚀,负极吸收氧气最终转化为铁锈
D.金属的电化腐蚀和化学腐蚀本质相同,但电化腐蚀伴有电流产生
[解析] A项中不是金属腐蚀的条件，而是电化腐蚀的条件，B项中在外加电流的作用下不是发生原电池腐蚀，即不是电化腐蚀，C项中钢铁腐蚀最普遍的是吸氧腐蚀,但负极是金属单质失去电子成为金属阳离子（氧化反应），D项中金属的电化腐蚀和化学腐蚀本质相同,其主要区别是电化腐蚀伴有电流产生。
　【答案】D。
[规律总结]判断金属的腐蚀是化学腐蚀还是电化腐蚀：(1)首先看金属：如金属是纯金属,也不与其它金属接触，则发生的腐蚀可能为 ；若金属不纯或与其它金属接触,则发生的腐蚀为 。(2)其次看接触的物质：如接触的物质是干燥的物质、非电解质、气体单质等，金属发生的腐蚀为化学腐蚀；如接触的物质是电解质溶液，则发生的腐蚀可能为电化腐蚀。
考点2 掌握钢铁的吸氧腐蚀和析氢腐蚀的原理
1．钢铁的吸氧腐蚀和析氢腐蚀的比较
吸氧腐蚀 析氢腐蚀
电解液的性质 中性或弱酸性 酸性较强
负极反应式 Fe－2e－=Fe2+ Fe－2e－=Fe2+
正极反应式
相互关系 自然现象中吸氧腐蚀和析氢腐蚀通常是同时存在的，为吸氧腐蚀为主
特别提醒：吸氧腐蚀有发生条件是金属不纯和覆盖的水膜成中性或很弱酸性
2．金属腐蚀的一般规律
（1）在同一电解质溶液中， 引起的腐蚀> 引起的腐蚀>化学腐蚀>有防腐措施的腐蚀。
（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；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）有保护措施的条件下，无防护条件的腐蚀>有一般防护条件下的腐蚀>牺牲阳极的阴极保护法条件下的腐蚀>外接电源的阴极保护法条件下的腐蚀。
（4）对同一种电解质溶液来说，电解质溶液浓度越大，腐蚀越快。
（5）由于金属表面一般不会遇到酸性较强的溶液，故吸氧腐蚀是金属腐蚀的主要形式，只有在金属活动性顺序表中排在氢以前的金属才可能发生析氢腐蚀，而位于氢之后的金属腐蚀时只能是吸氧腐蚀。
[例2] （08重庆卷）如题图所示，将紧紧缠绕不同金属的铁钉放入培养皿中，再加入含有适量酚酞和NaCl的琼脂热溶液，冷却后形成琼胶（离子在琼胶内可以移动），下列叙述正确的是（ ）
A．a中铁钉附近呈现红色
B．b中铁钉上发生还原反应
C．a中铜丝上发生氧化反应
D．b中铝条附近有气泡产生
[解析] 本题主要考查钢铁腐蚀的基本原理a、b均能形成原电池，其中a中Fe作负极：Fe－2e－=Fe2＋，发生氧化反应，Cu作正极发生还原反应，铜丝附近呈现红色；B中Al作负极：Al＋3e－ ===Al3＋，发生氧化反应，而Fe作正极：发生还原反应。
【答案】B。
考点3了解金属的防护
金属的防护目的：防止金属被氧化
金属防护的依据：依据金属腐蚀发生的化学原理和腐蚀的类型来确定防护方法
金属腐蚀的防护方法
(1)改变金属 (如把钢中加Cr、Ni制成不锈钢)
(2)在金属表面
以钢铁的防护为例，根据保护层成分的不同，可分为如下几种：
①在钢铁表面涂矿物性油脂、油漆或覆盖搪瓷、塑料等物质；
②用电镀、热镀、喷镀的方法，在钢铁表面镀上一层不易被腐蚀的金属；
③用化学方法使钢铁表面生成一层致密而稳定的氧化膜。（表面钝化）
（3）电化学保护法
① 的阴极保护法(把被保护的设备与外接电源的负极相连)
阴极：被保护金属，与电源负极相连
电解装置
阳极：惰性电极，与电源正极相连
② 的阴极保护法(被保护的设备与活泼的金属相连接)
正极（阴极）：被保护金属
原电池装置
负极（阳极）：活泼金属（比被保护金属活泼）
[例3] 下列事实不能用电化学理论解释的是 ( )
A．轮船水线以下的船壳上镶嵌有一定量的锌块
B．镀锌的铁制品比镀锡的铁制品耐用
C．铝片不需要用特殊方法保存
D．锌跟稀硫酸反应时，滴加少量硫酸铜溶液后，反应速率加快
[解析]金属的腐蚀分三种情况，一是直接的化学腐蚀，即金属直接与其他物质反应而腐蚀；二是电化学腐蚀，即能形成原电池的化学腐蚀；三是电解时作阳极的金属的腐蚀。常见的为前二种情况。A项是牺牲锌块保护铁的防腐措施。B项中镀锌铁若镀层破损后，则锌为负极，铁为正极，保护了铁镀锡的铁镀层破损后，铁为负极铁被腐蚀，锡为正极被保护。D项中Zn与CuSO4溶液反应置换出Cu，形成Cu－Zn原电池，比直接的化学反应快。
【答案】 C
[方法技巧]：从形成原电池的基本条件去分析。
参考答案
考点1 了解金属腐蚀的概念和分类
1. 金属或合金、不纯金属或合金、电解质溶液
2. 化学腐蚀、电化腐蚀
考点2 掌握钢铁的吸氧腐蚀和析氢腐蚀的原理
1． O2+2H2O+4e－=4OH－；2H++2e－=H2↑
2．电解原理、原电池原理
考点3 了解金属的防护
1．内部结构
2．覆盖保护层
3． 外加电流、牺牲阳极
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第21讲 化学平衡
考点1化学平衡的理解及平衡的判定
1. 定义：是指在一定条件下的 里，正反应和逆反应的 相等，反应体系中所有参加反应的物质的质量或浓度可以 的状态。
2. 化学平衡的特征：
（1）化学平衡研究的对象是可逆反应；(逆)
（2）达到平衡时正反应速率等于逆反应速率；(等)
（3）达到平衡时反应混合物中各组分的浓度 ；(定)
（4）由于化学平衡状态时反应仍在进行，故其是一种 ; (动)
（5）条件改变平衡会发生移动.(变)
3.化学平衡状态的判定
例 举 反 应 m A(g) + n B(g) p C(g) + q D(g)
混合物体系中各成分的含量 各物质的 物质的量或各物质的质量分数一定 平衡
各物质的质量或物质的质量分数一定 平衡
各气体的体积或体积分数一定 平衡
总体积、总压强、总物质的量一定 不一定平衡
正、逆反应速率相等 在单位时间内消耗了m mol A，同时也生成了m mol A，即v(正)=v(逆) 平衡
在单位时间内消耗了n mol B，同时也消耗了p mol C，即v(正)=v(逆) 平衡
v(A)： v(B)： v(C)： v(D)=m：n：p：q，v(正)不一定等于v(逆) 不一定平衡
在单位时间内生成了n mol B，同时也消耗了p mol C，因均指v(逆) 不一定平衡
压强 m + n ≠ p + q 时，总压强一定（其他条件一定） 平衡
m + n = p + q 时，总压强一定（其他条件一定） 不一定平衡
混合气体的平均相对分子质量M r M r一定时，且m + n ≠ p + q时（非气体的不算） 平衡
M r一定时，且m + n = p + q时（非气体的不算） 不一定平衡
温度 任何化学反应都伴有能量的变化，当体系温度一定时（其他不变） 平衡
气体的密度 密度一定 不一定平衡
颜色 反应体系内有色物质的颜色稳定不变 平衡
注意:“同边异，异边同”原理(平衡的判断方法之一)
同一边的物质（都是反应物或者都是生成物）一个“消耗”一定量，同时另一个“生成”一定量才可以说明是达到了平衡；而两个不同一边的物质（一个是反应物而另一个是生成物）都“同时消耗”一定量或者“同时生成”一定量也可以表示达到了平衡。
[例1]对可逆反应A2(g)＋B2(g) 2AB(g) 在一定条件下，达到平衡状态的标志是（ ）
A、平衡时容器内各物质的物质的量比为1∶1∶2
B、平衡时容器内的总压强不随时间而变化
C、单位时间内生成2n mol AB的同时，生成n mol的B2
D、单位时间内，生成n mol A2的同时，生成n mol的B2
[解析] 平衡时容器内各物质的物质的量之比是没有规律的,只是各物质的物质的量浓度保持不变是一般规律，A错；对于反应前后气体不变的反应，容器内的总压强不随时间的变化而改变，无论是否平衡！B不能选择；对于C，D 类型需要了解六个字的“同边异，异边同”原理，对于D，如果反应向左进行，单位时间内，本来就是生成n mol A2的同时，一定生成了n mol的B2；对于C，表示反应向左进行的同时也在向右进行，而且程度相同！所以是正确的。
【答案】C
[方法技巧]“同边异，异边同”原理是一个很实用的原理，在学习中要灵活利用！
考点2化学平衡的影响因素及勒沙特列原理
1.影响化学平衡的条件
主要有 和间接条件等。
要注意的是：使用催化剂可以改变反应速率但是不能使化学平衡移动。因为催化剂能同等程度的改变正、逆反应的反应速率，始终有v（正）=v（逆），故不会影响化学平衡移动，但可以大大提高反应速率，缩短达到平衡的时间，从而提高生成物的产率。
2.勒沙特列原理
如果改变平衡的一个条件（如浓度、温度、压强等），平衡就会向 的方向移动。
[例2] （08天津卷）对平衡CO2（g）CO2（aq）；△H= -19.75kJ/mol，为增大二氧化碳气体在水中的溶解度，应采用的方法是（ ）
A．升温增压 B．降温减压 C．升温减压 D．降温增压
[解析] 增大二氧化碳气体在水中的溶解度,即使平衡向正向移动，而正向为一气体体积减少同时放热，因此可以降低温度，同时还可增大压强。
【答案】D。
特别提醒：改变固体或纯液体的量．化学平衡不移动；恒温、恒容时，通入稀有气体，化学平衡不移动；恒温、恒压时，通入稀有气体，化学平衡向着气体分子数增大的方向移动；加入一种反应物后另一种反应物的转化率会增大，其本身的转化率反而减小；对于等体积反应，改变体系压强对化学平衡无影响。
考点3化学平衡图象
解平衡图象要注意识图方法，总的来说有以下几点：
一看面（即横坐标和纵坐标）；
二看线（即看线的走向、变化的趋势）；
三看点（看线是否通过原点，两条线的交点及线的拐点）（重点理解）；
四看辅（要不要作辅助线，如等温线、等压线）；
五看数 （定量图像中有关数值的多少大小）。
[例3]（08全国Ⅰ卷）已知：4NH3(g)+5O2(g)=4NO(g)+6H2(g). △H=-1025kJ/mol该反应是一个可逆反应。若反应物起始物质的量相同，下列关于该反应的示意图不正确的是( )
[解析]根据“先拐先平数值大”的原则，选项A、B正确；根据升高温度，平衡向吸热反应方向移动（即逆反应方向移动），可确定A、B正确；根据使用催化剂只能改变化学反应速率，缩短达到平衡的时间，但对化学平衡的移动无影响，所以选项D正确。
【答案】C
[方法技巧]化学平衡经常会以图像来考查，不仅要掌握影响化学平衡的因素及勒沙特列原理，同时还要掌握识图的方法和一些规律，如“先拐先平数值大”和“定一议二”等原则。
考点4等效平衡规律
1．在定温（T）、定容（V）条件下的等效平衡
① 在定T、V条件下，对于反应前后气体分子数改变的可逆反应只改变起始时加入物质的物质的量，如通过可逆反应的化学计量数比换算成同一半边的物质的物质的量　　　　，则两平衡等效。
②在定T、V条件下，对于反应前后气体分子数不改变的可逆反应只改变起始时加入物质的物质的量，只要反应物（或生成物）的物质的量的比值　　　　，则两平衡等效。
2．在　　　　下，改变起始时加入物质的物质的量，只要按化学计量数换算成同一半边的物质的物质的量之比与原平衡相同，则达到平衡后与原平衡等效。
[例4](2007 四川13) 向某密闭容器中充入1molCO和2molH2O（g），发生反应：CO+H2O (g)CO2 +H2。当反应达到平衡时，CO的体积分数为x。若维持容器的体积和温度不变，起始物质按下列四种配比充入该容器中，达到平衡时CO的体积分数大于x的是
A．0.5molCO+2molH2O(g)+1molCO2+1molH2
B．1molCO+1molH2O(g)+1molCO2+1molH2 .
C．0.5molCO+1.5molH2O(g)+0.4molCO2+0.4molH2
D．0.5molCO+1.5molH2O(g)+0.5molCO2+0.5molH2
[解析] 题中反应前后气体的体积不变，因此在恒温和恒容条件下是等效平衡的条件是CO和H2O (g)的物质的量之比与起始时加入的CO和H2O (g)的物质的量之比相等即可。因此只要将各个选项中的投料转化为CO和H2O (g)的物质的量，并与原平衡进行对比即可。
对于A选项中的配料相当于CO有1.5mol、H2O (g)有3mol，即二者之比为1︰2，所以此情况下的平衡与原平衡等效，即CO的体积分数仍为x；
对于B选项中的配料相当于CO有2mol、H2O (g)有2mol，相对于原平衡可以认为是在原平衡的基础上又加入了1molCO，相当于平衡向右移动，但是CO的体积分数增大，即大于x；
对于C选项中的配料相当于CO有0.9mol、H2O (g)有1.9mol，此投料相当于在0.9molCO和1.8molH2O (g)的平衡体系中再加入0.1molH2O (g)，而0.9molCO和1.8molH2O (g)的平衡与原平衡是等效平衡，再加入0.1molH2O (g)时平衡向右移动，CO的体积分数减小，即小于x；
对于D选项中的配料相当于CO有1mol、H2O (g)有2mol，此平衡与平衡相同，所以CO的体积分数也为x。因此达到平衡时CO的体积分数大于x的只有B选项。
【答案】B
[规律总结]定温、定容时：①、对于一般的可逆反应只改变起始时加入物质的物质的量，如通过可逆反应的化学计量数比换算成同一半边的物质的物质的量与原平衡相同，则两平衡等效。
②、对于反应前后气体分子数不变的可逆反应，只要反应物（或生成物）的物质的量的比例与原平衡相同，两平衡等效。
考点5 化学平衡计算和化学平衡常数
（1）“起”、“转”、“平”三步骤计算的技巧（一般表示如下：）（例题见[真题1]）
mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)
“起”始浓度： a b c d
“转”化浓度： mx nx px qx
“平”衡浓度： a－mx b－nx c+px d+qx
此三种浓度中，只有“转”化浓度之比等于计量数之比，常常要用平衡时候的数据求其他的值：
(1)如求A物质的平衡转化率α(A) α(A)＝
(2) 在恒温、等容的条件下，反应前后的压强比等于物质的量比。
(3) 求B物质平衡时的体积分数(B)，
(B)＝
（2）化学平衡常数的计算和判断
一定温度下，对于可逆反应，mA(g)+nB(g)pC(g)+qDg) K＝　　　
了解：●平衡常数K只与　　　有关；温度一定K一定
●平衡常数K的大小可以表示反应进行的程度；
●平衡常数K表达式中均为物质的量浓度，反应式不同K　　　。
[例5]（08海南卷）X、Y、Z三种气体，取X和Y按1：1的物质的量之比混合，放入密闭容器中发生如下反应：X+2Y2Z ，达到平衡后，测得混合气体中反应物的总物质的量与生成物的总物质的量之比为3：2，则Y的转化率最接近于（ ）
A．33% B．40% C．50% D．65%
[解析]由可知： X+2Y2Z
起始： 1 1 0
转化： a 2a 2a
平衡： 1－a 1－2a 2a
根据题意有： = ，a＝，Y的转化率最接近65%。
【答案】D。
参考答案
考点1 化学平衡的理解及平衡的判定
1. 可逆反应、速率、保持恒定
2. 保持不变、动态平衡
考点2 化学平衡的影响因素及勒沙特列原理
1． 温度、压强、浓度
2．能够减弱这种改变
考点3化学平衡图象
考点4 等效平衡规律
1．与原平衡相同
2．与原平衡相同
3．定温（T）、定压（P）
考点5 化学平衡计算和化学平衡常数
1． “转”化浓度之比
2．、
3．温度、不同
催化剂
高温
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第24讲 盐类的水解
考点1 盐类水解反应的本质
（一） 盐类水解的实质：溶液中盐电离出来的某一种或多种离子跟 结合生成 ，从而了水的电离。
（二）盐类水解的条件：盐必须能 ；构成盐的离子中必须有，如NH4+、Al3+、CO32-、S2-等。
（三）盐类水解的结果
（1） 了水的电离。
（2）盐溶液呈什么性，取决于形成盐的对应的酸、碱的相对强弱；如强酸弱碱盐的水溶液显 ，强碱弱酸盐的水溶液显 ，强酸强碱盐的水溶液显 ，弱酸弱碱盐的水溶液是 。（3）生成了弱电解质。
(四)特征
（1）水解 ：盐+水 酸 + 碱，ΔH 0
（2）盐类水解的程度一般比较 ，不易产生气体或沉淀，因此书写水解的离子方程式时一般不标“↓”或“↑”；但若能相互促进水解，则水解程度一般较大。
[特别提醒]：分析影响盐类水解的主要因素是盐本身的性质；外界因素主要有温度、浓度及外加酸碱等因素。强碱弱酸盐：弱酸根离子与水电离出的H+结合生成弱酸或弱酸酸式酸根离子，从而使溶液中c(H+)减小，c(OH-)增大，即c(OH-)>c(H+)。如Na2CO3,NaHCO3强酸弱碱盐：弱碱阳离子与水电离出的OH-结合生成弱碱，从而使溶液中c(H+)增大，c(OH-)减小，即c(OH-)>c(H+)。NH4Cl,AlCl3弱碱弱酸盐：弱碱阳离子与水电离出的OH-结合生成弱碱，弱酸根离子与水电离出的H+结合生成弱酸或弱酸酸式酸根离子。CH3COONH4
[例1] 25℃时，相同物质的量浓度下列溶液中，水的电离程度由大到小排列顺序正确的是（　 ）
　　①KNO3　 ②NaOH　 ③CH3COO NH4　 ④NH4Cl
　　A、①>②>③>④　　　　　　　　　　 B、④>③>①>②
　　C、③>④>②>①　　　　　　　　　　 D、③>④>①>②
[解析]①KNO3为强酸强碱盐，在水溶液中电离出的K+和NO—对水的电离平衡无影响；
②NaOH为强碱在水溶液中电离出的OH—对水的电离起抑制作用，使水的电离程度减小；
③CH3COONH4为弱酸弱碱盐，在水溶液中电离出的NH4+和CH3COO—均可以发生水解生成弱电解质NH3·H2O和CH3COOH，并能相互促进，使水解程度加大从而使水的电离程度加大。
④NH4Cl为强酸弱碱盐，在水溶液中电离出的NH4+ 可以发生水解生成弱电解质NH3·H2O，促进水的电离，但在相同浓度下其水解程度要小于CH3COONH4，该溶液中水的电离程度小于CH3COONH4中的水的电离程度。
【答案】D
[规律总结]酸、碱对水的电离起抑制作用，盐类的水解对水的电离起促进作用。
考点2溶液中粒子浓度大小的比较规律
1.多元弱酸溶液，根据 电离分析，如在H3PO4的溶液中，
2.多元弱酸的正盐溶液根据弱酸根的分步水解分析，如Na2 S溶液中c(Na+)＞c(S2-)＞c（OH－）＞c（HS-）
3.不同溶液中同一离子浓度的比较，要看溶液中其他离子对其影响的因素。如相同物质的量浓度的下列各溶液中①NH4Cl ②CH3COONH4 ③NH4HSO4,c（NH4+）由大到小的顺序是 。
4.混合溶液中各离子浓度的比较，要进行综合分析，如电离因素，水解因素等。
(1)弱酸与含有相应酸根的盐混合，若溶液呈酸性，说明弱酸的电离程度 相应酸根离子的水解程度。如CH3COOH与CH3COONa溶液呈 ，说明CH3COOH的电度程度比CH3COO—的水解程度要大，此时，c(CH3COOH)(2)弱酸与含有相应酸根的盐混合，若溶液呈碱性，说明弱酸的电离程度 相应酸根离子的水解程度。
如HCN与NaCN的混合溶液中，c(CN—)c(CN—)。
(3)弱碱与含有相应弱碱阳离子的盐的混合的情况，与(1)、(2)的情况类似。
[特别提醒]理解透水解规律：有弱才水解，越弱越水解，谁强显谁性。
[例2] 在0.1 mol·L－1的 NH4Cl和0.1 mol·L－1的氨水混合溶液中，各离子浓度的大小顺序。
[答案]c（NH4+）＞c（Cl－）＞c（OH－）＞c（H+）。在该溶液中，NH3·H2O的电离与NH4+的水解互相抑制，NH3·H2O电离程度大于NH4+的水解程度时，溶液呈碱性：c（OH－）＞c（H+），同时c（NH4+）＞c（Cl－）。
[规律总结] 要掌握盐类水解的内容这部分知识，一般来说要注意几个方面：1、盐类水解是一个可逆过程；2、盐类水解程度一般都不大；3、要利用好守恒原则即电量守恒和物料守恒(这两个方法在比较离子浓度和相关计算方面有较多的运用)。
考点3 盐类水解的应用
1.判断盐溶液的酸碱性和比较盐溶液酸碱性的强弱时，通常需考虑 。
如：相同条件，相同物质的量浓度的下列八种溶液：Na2CO3、NaClO、CH3COONa、Na2SO4、NaHCO3、NaOH 、(NH4)2SO4、NaHSO4等溶液，pH值由大到小的顺序为：
NaOH>NaClO>Na2CO3>NaHCO3>CH3COONa >Na2SO4>(NH4)2SO4>NaHSO4
2.比较盐溶液中各离子浓度的相对大小时，当盐中含有 的离子，需考虑盐的水解。
3.判断溶液中离子能否大量共存。当有 和 之间能发出双水解反应时， 在溶液中大量共存。
如：Al3+、NH4+与HCO3-、CO32-、SiO32-等，不能在溶液中大量共存。
4.配制易水解的盐溶液时，需考虑抑制盐的水解，如在配制强酸弱碱盐溶液时，需滴加几滴 ，来 盐的水解。
5.选择制备盐的途径时，需考虑盐的水解。如制备Al2S3时，因无法在溶液中制取（会完全水解），只能由干法直接反应制取。
加热蒸干AlCl3、MgCl2、FeCl3等溶液时，得不到AlCl3、MgCl2、FeCl3晶体，必须在蒸发过程中不断通入 气体，以抑制AlCl3、MgCl2、FeCl3的水解，才能得到其固体。
6.化肥的合理使用，有时需考虑盐的水解。
如：铵态氮肥和草木灰不能混合施用；磷酸二氢钙和草木灰不能混合施用。因草木灰（有效成分K2CO3）水解呈 。
7.某些试剂的实验室存放，需要考虑盐的水解。
如：Na2CO3、Na2SiO3等水解呈碱性，不能存放在 的试剂瓶中；NH4Ｆ不能存放在玻璃瓶中，应NH4Ｆ水解应会产生HF，腐蚀玻璃 。
8.溶液中，某些离子的除杂，需考虑盐的水解。
9.用盐溶液来代替酸碱
10.明矾能够用来净水的原理
[特别提醒]：盐类水解的应用都是从水解的本质出发的。会解三类习题：（1）比较大小型，例：比较PH值大小；比较离子数目大小等。（2）实验操作型，例：易水解物质的制取；中和滴定中指示剂选定等。（3）反应推理型，例：判断金属与盐溶液的反应产物；判断盐溶液蒸干时的条件；判断离子方程式的正误；判断离子能否共存等。
[例3]蒸干FeCl3水溶液后再强热,得到的固体物质主要是 ( )
A. FeCl3 B. FeCl3·6H2O C. Fe(OH)3 D. Fe2O3
[解析] FeCl3水中发生水解：FeCl3+3H2O Fe(OH)3 + 3HCl，加热促进水解，由于HCl具有挥发性，会从溶液中挥发出去，从而使FeCl3彻底水解生成Fe(OH)3，Fe(OH)3为不溶性碱，受热易分解，最终生成Fe2O3。
【答案】D
[规律总结] 易挥发性酸所生成的盐在加热蒸干时水解趋于完全不能得到其晶体。例如：AlCl3、FeCl3；
而高沸点酸所生成的盐，加热蒸干时可以得到相应的晶体，例：CuSO4、NaAlO2。
参考答案
考点1 （一）水电离出来的H+或OH- 弱电解质 促进；
（二）溶于水 弱酸的酸根离子或弱碱阳离子
（三）（1）促进； （2）酸性 碱性 中性 谁强显谁性
(四) （1）吸热 >；（2）小
考点2 1. 多步 c（H+）＞c（H2PO4-）＞c（HPO42-）＞c（PO43-）。
3. ③＞①＞②；
4.（1）大于 酸性 （2）小于 小
考点3 1. 盐的水解 2. 易水解 3. 弱碱阳离子 弱酸阴离子 不能
4. 对应的强酸 抑制 5. HCl 6. 碱性 7. 磨口玻璃塞
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第25讲 难溶电解质的溶解平衡
考点1 溶解平衡
（一）存在：只要有固体存在的悬浊液中都存在
例：NaCl（s） Na+(aq)+Cl-(aq) AgCl（s） Ag+(aq)+Cl-(aq)
（二）特征
（1）等： （2）动：
（3）定：达到平衡时，溶液中
（4）变：当外界条件改变，溶解平衡将
（三）沉淀反应的应用
（1）沉淀的形成和转化
加入 与溶液中的某些离子生成沉淀，达到分离或除去某些离子的目的。反应中，离子趋向于生成 的物质。
（2）沉淀的溶解
根据平衡移动原理，减少溶解平衡体系中的某种离子，会使平衡向沉淀向 方向移动，沉淀逐渐 。例： Mg(OH)2（s）≒ Mg2+（aq） ＋ OH-（aq）
OH- + H+ H2O
条件的改变 了原难溶电解质的溶解平衡。
[特别提醒]：解决沉淀溶解平衡的一般思路：“看到”粒子——“找到”平衡——“想到”移动
[例1]己知碳酸钙和氢氧化钙在水中存在下列溶解平衡Ca(OH)2(固)Ca2+＋2OH－，CaCO3(固) Ca2+＋CO32－。在火力发电厂燃烧煤的废气中往往含有SO2、O2、N2，CO2等，为了除去有害气体SO2变废为宝，常常见粉末状的碳酸钙或熟石灰的悬浊液洗涤废气，反应产物为石膏。
（1）写山上述两个反应的化学方程式：
　　　 ①S02与CaCO3悬浊液反应
　　　②S02与Ca(OH)2悬浊液反应
（2）试说明用熟石灰的悬浊液而不用澄清石灰水的理由
[答案](1)①2SO2+O2+2CaCO3+4H2O=2(CaSO4·H2O)+2CO2
或 2SO2+O2+2CaCO3+4H2O=2(CaSO4·H2O)+2CO2
②2SO2+O2+2Ca(OH)2+2H2O=2(CaSO4·2H2O)或2SO2+O2+2Ca(OH)2=2CaSO4+2H2O
(2) Ca(OH)2微溶于水，石灰水中Ca(OH)2浓度小，不利于吸收SO2
[规律总结]根据二氧化硫的还原性和其水溶液的酸性强弱，再结合化学平衡和溶解平衡知识，即可解题。
考点2 有关溶度积的计算
（一） 溶度积常数
在水溶液中，Ag+和Cl-作用产生白色的AgCl沉淀，但固态的AgCl并非绝对不溶于水，它仍能微量地溶解成为Ag+和Cl-。在一定条件下，当 与 的速率相等时，便达到固体难溶电解质与溶液中离子间的平衡，AgCl沉淀与溶液中的Ag+和Cl-之间的平衡表示为
平衡时，? 即
由于［AgCl(s)］是常数，可并入常数项，得Ksp =［Ag+］[Cl-］
Ksp称为溶度积常数，简称溶度积。它反映了难溶电解质在水中的 。对于AaBb型的难溶电解质AaBb (s)
aAn+?+ bBm-??
Ksp=［An+］a［Bm-］b
上式表明：在一定温度下，难溶电解质的饱和溶液中离子 之乘积为一常数。
（二）利用溶度积判断反应进行的方向
Qc=［An+］a［Bm-］b , 这里的反应商也是乘积形式，故称 Qc 为离子积。
　　Qc > Ksp 时，平衡 ，沉淀 ； Qc < Ksp 时，平衡 ，沉淀 ；
Qc Ksp 时，达到平衡。
[特别提醒]：严格地说，溶度积应以离子活度幂之乘积来表示，但在稀溶液中，离子强度很小，活度因子趋近于1，故c=a，通常就可用浓度代替活度。
[例2].溶液中Cl-、I-都为0.010mol/L，慢慢滴入AgCl能否把它们分离。已知Ksp（AgCl）=1.8×10-10，Ksp（AgI）=9.3×10-17。
[剖析] 因为Ksp（AgCl）> Ksp（AgI），所以AgI沉淀先产生。
当AgI完全沉淀时，Ag+的浓度为：c（Ag+）= Ksp（AgI）/c（I-）=9.3×10-15，而此时的离子积为：Qc（AgCl）= c（Ag+）c（I-）=9.3×10-15×0.01=9.3×10-13。
所以，Qc（AgCl）< Ksp（AgCl）,还没有AgCl沉淀产生。
[答案] 可以把Cl-、I-分离。而当AgCl开始析出时，c（Ag+）和c（I-）的浓度分别为：c（Ag+）= Ksp（AgCl）/c（Cl-）=1.8×10-8/ c（I-）= Ksp（AgI）/c（Ag+）=5.2×10-9。
[点评] 在溶液中存在不同离子，若它们与加入的另一种离子都会产生沉淀，则会有先后产生沉淀的现象，而沉淀的先后产生取决于它们各自的Ksp，越小的越先产生沉淀。分步沉淀常应用于离子的分离。
[规律总结]方程式中的系数为该离子浓度的幂，并非浓度的简单乘积。
参考答案
考点1 （一）溶解平衡 （二）（1）v溶解 = v沉淀（结晶） （2）动态平衡， v溶解 = v沉淀≠0 （3）离子浓度不再改变 （4）发生移动
（三）（1）沉淀剂 溶解度更小 （2） 溶解 溶解 破坏
考点2 （一）沉淀 溶解；溶解能力 浓度幂
（二）左移 生成；右移 溶解； =
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第20讲 化学反应速率
考点1化学反应速率的概念与系数比规律：
1.通过计算式： = 来理解其概念：
2.系数比规律 在同一反应中，用不同物质来表示的反应速率时，其比值一定等于化学反应方程式中的 。即对于化学反应mA(g) + nB(g)
pC(g) + qD(g) 的：v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D) = m∶n∶p∶q
[例1] 已知：4NH3(g)+5O2(g) 4NO(g)+6H2O(g)，若反应速率分别用(NH3)、(O2)、(NO)、(H2O)[mol/(L·min)]表示则下列关系正确的是( )
A． B． C． D．
[解析] 系数比规律是指用各个物质所表示的反应速率之比等于反应式中各个物质的系数之比！可以延伸出一些其他比法
【答案】 D
[规律总结] 考查了系数比规律的基本定义。
考点2影响化学反应速率的因素：
1. 决定因素（内因）： 。
2.条件因素（外因）：
改变条件 单位体积内分子总数·活化分子分数=活化分子数 有效碰撞次数 化学反应速率
增大浓度 增多 不变 增多 增 多 加快
增大压强 增多 不变 增多 增 多 加快
升高温度 不变 增大 增多 增 多 加快
使用催化剂 不变 增大 增多 增 多 加快
其中催化剂对化学反应速率的影响较大，其次是温度
3.记忆规律:
⊙升高温度天经地义要加快反应速率。
⊙催化剂能 改变(不强调是增大)正逆反应速率。
⊙压强对速率的影响是通过改变浓度而实现的，只适用于 的化学反应。
[例2] （08上海卷）等质量的铁与过量的盐酸在不同的实验条件下进行反应，测定在不同时间t产生气体体积V的数据，根据数据绘制得到图1，则曲线a、b、c、d所对应的实验组别可能是（ ）
A．4－3－2－1 B．1－2－3－4 C．3－4－2－1 D．1－2－4－3
[解析] 化学反应速率与温度、浓度和固体物质的表面积的大小有关，实验1的盐酸的浓度最小，反应的温度最低，所以化学反应速率最慢；由于实验3的反应温度比实验2的反应温度高，所以反应速率实验3大于实验2；而实验4和实验3虽然浓度相同，但反应的温度不同，物质的状态也不相同，所以不能比较。
【答案】A、C
[规律总结] 考查了反应速率的影响条件和比较规律和方法。
考点3化学反应速率的有关计算及图象
计算反应速率有三大类型
题型Ⅰ：根据化学计量数之比，计算反应速率（见例3）
题型Ⅱ：以图象形式给出条件，计算反应速率（见能力提高训练18）
题型Ⅲ：根据已知的浓度、温度等条件，比较反应速率的大小（见基础提升训练14）
[特别提醒]：根据系数比规律可以直接用各个物质的反应速率数据除以系数来快速判断化学反应速率的最大和最小。（体会例题3和限时基础训练卷1和5）
[例3] 反应N2O4（g）2NO2（g）；△H= +57 kJ·mol－1，在温度为T1、T2时，平衡体系中NO2的体积分数随压强变化曲线如图所示。下列说法正确的是
A．A、C两点的反应速率：A>C
B．A、C两点气体的颜色：A深，C浅
C．由状态B到状态A，可以用加热的方法
D．A、C两点气体的平均相对分子质量：A>C
[解析]AC两点温度相同而压强不同，增压平衡逆向移动NO2的体积分数减小，但增压也即会增大浓度，反应速率：A【答案】C
参考答案
考点1 化学反应速率的概念与系数比规律：
1. Δc /Δt
2. 化学计量数之比
考点2 影响化学反应速率的因素
1．反应物本身的性质
2．温度、浓度、压强、催化剂、
3． 同等程度、有气体参与
考点3 化学反应速率的有关计算及比较方法
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第23讲 水的电离与溶液的酸碱性
考点1 水的电离平衡概念和影响平衡的因素
1.水的电离平衡和电离平衡常数　　　
H2O + H2OH3O+ + OH- ΔH>0 或者 H2O H+ + OH- ΔH>0
①25℃时：KW= =10-14mol·L-1
②Kw随温度升高而
2.水的电离度
对于水 c(H2O)=(1000g/L)/(18g/mol) = 55.56mol/L(常数).
常温时 α水=10-7/55.6=1.8×10-9=1.8×10-7%
所以水是 的电解质.比水还难电离的物质通常看作是非电解质.
3.影响水的电离度大小的因素:
(1)温度的影响规律:升高温度,水的电离度 .
(2)浓度的影响规律:
①加入酸, c(H+)增大,水的电离平衡向 移动,水的电离度 。
②加入碱, c(OH-)增大,水的电离平衡向 移动,水的电离度。
③加入因水解而使溶液呈酸性或呈碱性的盐,使水的电离度 。
④加入因电离而使溶液呈酸性的酸式盐, 如:NaHSO4、NaHSO3和NaH2PO4等,相当于加入酸的作用,使水的电离度 。
[特别提醒]：水的离子积不仅适用于纯水，还适用于稀的电解质溶液。
［例1］向纯水中加入少量的KHSO4固体（温度不变），则溶液的（　 ）
　　A、pH值升高　　　B、[H+]和[OH-]的乘积增大
　　C、酸性增强　　　D、OH-离子浓度减小
考点2 溶液的酸碱性和pH值
1. 溶液酸性、中性或碱性的判断依据是：看 和 的相对大小.
在任意温度的溶液中：若c（H+）>c（OH-）
c（H+）=c（OH-）
c（OH-）>c（H+）
2. 溶液的pH值:氢离子浓度的负对数。pH= ；同理pOH=
[特别提醒]：在标准温度(25℃)和压力下，pH=7的水溶液（如：纯水）为中性，水的离子积常数为1×10-14，且c(H+)和c(OH-)都是1×10-7mol/L。pH愈小，溶液的酸性愈强；pH愈大，溶液的碱性也就愈强。　　通常pH是一个介于0和14之间的数,当pH<7的时候,溶液呈酸性,当pH>7的时候,溶液呈碱性,当pH=7的时候,溶液呈中性.但在非水溶液或非标准温度和压力的条件下，pH=7可能并不代表溶液呈中性，这需要通过计算该溶剂在这种条件下的电离常数来决定pH为中性的值。如373K（100℃）的温度下，pH=6为中性溶液。
[例2] (1)某温度下,某溶液的pH=7,该溶液一定是中性溶液吗
(2)某温度下纯水的c（H+）==2.0×10-7mol/L。在此温度下，某溶液中由水电离出的c（H+）为4.0×10-13mol/L，则该溶液的pH值可能是________。
［解析］在该温度下，kw= c（H+）·c（OH-）=2.0×10-7×2.0×10-7=4.0×10-14。
c（H+）＝4.0×10-13mol/L，则溶液可能呈酸性或碱性。若酸性溶液，溶液中的c（H+）=4.0×10-14/4.0×10-13=1.0×10-1mol/L。所以溶液的pH值=－lg c（H+）=－lg（1×10-1）=1；若碱性溶液，则溶液的pH值=－lg c（H+）=－lg4.0×10-13=13－lg4=12.4。
【答案】(1)不一定 (2)该溶液的pH值可能为1或12.4。
[规律总结](1)在25℃时是中性溶液，低于25℃时是弱酸性溶液，高于25℃时是弱碱性溶液。(2)本题的情境转换成非理想状况，主要考查考生灵活应变的能力。
考点3 pH值计算的基本规律
1. 两种强酸溶液混和，先求c(H+)，再求pH。
C(H+)=
两种强酸溶液等体积混和，且原溶液pH值相差≥2时，把稀溶液（pH较大的）当作水来处理,混和液的pH值=小pH+0.3。
2.两种强碱溶液混和,先求c(OH-),再通过 求c(H+),最后求pH值.
C(OH-)=
两种强碱溶液等体积混和，且原溶液pH值相差≥2时，把稀溶液（pH值较小的）当作水来处理,混和液的pH=大pH－0.3。
3.强酸和强碱混和,先确定过量离子的浓度:
若H+过量 c(H+)=(c(H+)酸V酸－c(OH_)碱V碱)／(V酸+V碱)
若碱过量 c(OH-)=(c(OH-)碱V碱 －c(H+)酸V酸)／(V碱+V酸)
当酸过量时，必须以剩余的氢离子浓度来计算溶液的 PH 值；当碱过量时，必须以剩余的氢氧根离子浓度来计算溶液的POH值,再求pH值。
4. 有关酸、碱溶液的稀释
　　强酸溶液每稀释10倍，pH增大一个单位，弱酸溶液每稀释10倍，pH增大不到一个单位；强碱溶液每稀释10倍，pH减小一个单位。弱碱溶液每稀释10倍，pH减小不到一个单位。
[特别提醒]：混和后溶液呈酸性时，一定用c(H+)计算pH；呈碱性时，一定用c(OH-)计算pH值。
[例3] 求下列溶液的pH：
（1）某H2SO4溶液的浓度是0.005mol/L：①求此溶液的pH；②用水稀释到原来体积的100倍；③再继续稀释至104倍
（2）pH=3的盐酸与pH=5的硫酸等体积混合
（3）pH=10和pH=12的两种NaOH溶液等体积混合
（4）pH=12的NaOH和pH =4的HCl等体积混合
[解析]（1）① c（H+）=0.005mol/L×2=0.01 mol/L ， pH=-lg10-2=2
② c（H+）=0.01mol/L÷100=10-4 mol/L ， pH=-lg10-4=4
③ pH=7（强调酸稀释后不会变成碱！）
（2）c（H+）==5×10-4, pH=-lg(5×10-4)=4-lg5=3.3
(强调10-3是10-5的100倍，所以10-5可以忽略不计)
（3）因为溶液呈碱性c（OH—）==5×10-3 c（H+）==2×10-12
pH=-lg(2×10-12)=12-lg2=11.7
（4）NaOH中c（OH—）=10-2 mol/L,HCl中c（H+）=10-4 mol/L 二者等体积反应，碱过量，反应后溶液呈碱性。所以反应后c（OH—）==5×10-3 c（H+）==2×10-12 pH=-lg(2×10-12)=12-lg2=11.7
[规律总结] （1）两强酸等体积混合 混合后的pH=小的+0.3
(2)两强碱等体积混合 混合后的pH=大的—0.3
(3)当按所给反应物质的量之比计算时，酸碱不论强弱，谁大谁过剩，溶液呈谁性。
(4)酸碱等体积混合①pH = 2 某酸与pH = 12 某碱混合pH难定；②pH = 4 某酸与pH = 10 NaOH混合 pH≤7；③pH = 4 H2SO4与pH = 10 某碱混合pH≥7；④0.01mol/L pH = 2 一元酸与0.1mol/L pH = 12一元碱混合pH = 7
(5) pH 减小一个单位，c(H+)扩大为原来的10倍。 pH增大2个单位，c(H+)减为原来的1/100
(6)稀释规律：分别加水稀释m倍时，溶液的物质的量的浓度均变为原来的 1/m , 强酸中c（H+）变为原来的1/m ,但弱酸中c（H+）减小 小于m倍，故稀释后弱酸酸性强于强酸。
参考答案
考点1 1. c(H+) c(OH-) 增大
2. 极弱
3. （1）增大 （2）①逆 减小 ②逆 减小 ③增大 ④减小
考点2 1. c(H+) c(OH-) 酸性 中性 碱性 2. －lg c（H+） －lg c（OH-）
考点3 1.（c(H+)1V1+c(H+)2V2）／（V1+V2）
2. Kw （c(OH-)1V1+c(OH-)2V2）／（V1+V2）
考点4 （1）双水解 （2）氧化还原 （3）络合 （4）复分解
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第26讲 原电池 化学电源
考点1原电池原理
1．原电池的反应原理：自发的、放热的氧化还原反应
原电池的电路工作原理：(外电路)负极失去电子，电子经导线流向正极。(内电路)溶液中阴阳离子发生定向移动， 向负极移动， 向正极移动。
2．原电池的电极和电极反应：
正极：符号“+”，得到电子，发生
负极：符号“－”，失去电子，发生
以锌铜电池(电解液H2SO4溶液)为例：
电子经导线流向正极
氧化反应 还原反应
失电子 Zn Cu 得电子
锌溶解 SO42－ 铜极不变
Zn－2e－=Zn2+阴离子向负极移动；阳离子向正极移动 2H++2e－=H2↑
3．原电池形成的一般条件：
(1)两极： 的金属(或一种是金属，另一种是非金属导体)。
(2)电解质溶液：电极必与电解质溶液接触。
(3)形成闭合回路：电极相互接触或 连接。
特别提醒：原电池形成还有一个隐蔽条件：能发生自发的氧化还原反应
[例1]在下图所示的装置中，能够发生原电池反应的是（ ）
　 [解析] A两个电极相同，所以不能发生原电池反应；C中液体为非电解质乙醇，所以不能发生原电池反应；F不能形成闭合电路，所以不能发生原电池反应。
　【答案】B、D、E。
[规律总结]掌握形成原电池的一般条件.
考点2常用的化学电源和新型化学电源
1．实用电池的特点
实用电池一般具有以下的特点：
（1）能产生比较稳定而且较高电压的电流；（2）安全、耐用且便于携带,易于维护；
（3）能够适用于各种环境；（4）便于回收处理,不污染环境或对环境的污染影响较小；
（5）能量转换率 。
2．几种常见的电池和新型电池分类及反应原理简介
化学电池分类:
电池(如锌锰干电池、碱性锌锰电池)
电池(又叫充电电池或蓄电池)(如铅蓄电池)
电池(如氢氧燃料电池)
(1)一次电池
①碱性锌锰电池
构成:负极是锌,正极是MnO2,正极是KOH
工作原理:负极 Zn+2OH—－2e－=Zn(OH)2；正极:2MnO2+2H2O+2e－=2MnOOH+2OH－
总反应式:Zn+2MnO2+2H2O=2MnOOH+Zn(OH)2
特点:比能量较高,储存时间较长,可适用于大电流和连续放电。
②钮扣式电池(银锌电池)
锌银电池的负极是Zn，正极是Ag20，电解质是KOH，总反应方程式：Zn+Ag20=2Ag+ZnO
特点：此种电池比能量大，电压稳定，储存时间长，适宜小电流连续放电。
③锂电池
锂电池用金属锂作负极，石墨作正极，电解质溶液由四氯化铝锂(LiAlCl4)溶解在亚硫酰氯(SOC12)中组成。
锂电池的主要反应为：负极：8Li－8e—＝8Li+ ；正极：3SOC12+8e—＝SO32－+2S+6Cl—
总反应式为：8Li+3SOC12=6LiCl+Li2SO3+2S
特点：锂电池是一种高能电池，质量轻、电压稳定、工作效率高和贮存寿命长的优点。
(2)二次电池
①铅蓄电池:
(1)铅蓄电池放电原理的电极反应
负极：Pb+S042—－2e—＝PbSO4； 　正极：Pb02+4H++S042—+2e—＝PbSO4+2H20
总反应式：Pb+PbO2+2H2SO4＝2PbS04+2H2O
(2)铅蓄电池充电原理的电极反应
阳极：PbSO4+2H2O－2e－=PbO2+4H++SO42－ ；阴极：PbSO4+2e－=Pb+SO42－
总反应：2PbSO4+2H2O=Pb+PbO2+2H2SO4
　②镍一镉碱性蓄电池 　
构成:放电时镉(Cd)为负极,正极是NiO(OH),电解液是KOH
工作原理:负极:Cd+2OH—－2e－=Cd(OH)2；正极:2NiO(OH)+2H2O+2e－=2Ni(OH)2+2OH—
总反应式:
特点：电压稳定、使用方便、安全可靠、使用寿命长，但一般体积大、废弃电池易污染环境。
(3)燃料电池
①氢氧燃料电池
当用碱性电解质时，电极反应为：
负极：2H2+40H—－4e—＝4H20；正极：02+2H20+4e—＝40H—
总反应：2H2+02＝2H2O
②甲烷燃料电池
该电池用金属铂片插入KOH溶液中作电极，在两极上分别通甲烷和氧气；
负极：CH4+10OH－－8e－=CO32－+7H2O；正极：2O2+4H2O+8e－=8OH－
总反应方程式为：CH4+2O2+2KOH=K2CO3+3H2O
③CH3OH燃料电池
用导线相连的两个铂电极插入KOH溶液中，然后向两极分别通入CH3OH和O2，则发生了原电池反应。
负极：2CH3OH +16OH－－12e－=2CO32－+12H2O；正极：3O2+6H2O+12e－=12OH－
总反应方程式为：2CH3OH+3O2+4KOH=2K2CO3+6H2O
3．正确书写电极反应式
(1)列出正负电电极上的反应物质,在等式的两边分别写出反应物和生成物。
(2)在反应式的左边写出得失电子数,使得失电子 。（得失电子守恒）
(3)使质量守恒。电极反应式书写时注意:负极反应生成物的阳离子与电解质溶液中的阴离子是否共存。若不共存，则该电解质溶液中的阴离子应该写入负极反应式;若正极上的反应物质是O2，且电解质溶液为中性或碱性，则H2O必须写入正极反应式，且生成物为OH－,若电解液为酸性，则H+必须写入反应式中,生成物为H2O。电极反应式的书写必须遵循离子方程式的书写要求。
(4)正负极反应式相加得到 。若能写出总反应式,可以减去较易写出的电极反应式,从而写出较难书写的电极方程式。
[例2] （08江苏卷）镍镉（Ni-Cd）可充电电池在现代生活中有广泛应用。已知某镍镉电池的电解质溶液为KOH溶液，其充、放电按下式进行：Cd + 2NiOOH +2H2O Cd(OH)2 + 2Ni(OH)2
有关该电池的说法正确的是（ ）
A．充电时阳极反应：Ni(OH)2 －e— + OH- == NiOOH + H2O
B．充电过程是化学能转化为电能的过程
C．放电时负极附近溶液的碱性不变
D．放电时电解质溶液中的OH-向正极移动
[解析] 本题是考查常见的镍镉（Ni-Cd）可充电电池的工作原理。由充电时方程式中的Cd和Ni的化合价的变化可知，充电时Ni(OH)2作阳极，电解质溶液为KOH，所以电极反应式为：Ni(OH)2－e－ ＋OH-===NiOOH＋H2O；Cd(OH)2作阴极，Cd(OH)2＋2e－ ===Cd＋2OH－；充电的过程是将电能转化为化学能，放电时，Cd作负极，Cd－2e－＋2OH－ ===Cd(OH)2，Cd周围的c(OH－)下降，OH－向负极移动。
【答案】A。
[方法技巧]: 二次电池首先需要判断什么情况下是原电池，什么情况下是电解池，二次电池充电时是电解池，放电时是原电池。充电和放电是在两种不同的条件下发生的，充电是在外接电源条件下发生的非自发氧化还原反应, 放电是在无外接电源条件下发生的自发氧化还原反应。
考点3原电池PH值的变化和简单计算
1．在原电池工作时，由于 失去电子进入电解溶液，正极附近的阳离子得到电子从溶液中析出,可能会引起溶液PH值的变化。
(1)当负极产生的金属离子结合溶液中的ＯH－时,电极附近的溶液PH值 。当正极O2得电子时结合溶液中的水时，生成OH－使溶液中的PH值增大。
(2)电池工作时整个溶液PH值的变化必须从总反应式来分析。当电解液中酸被消耗时，溶液PH值增大，当电解质溶液中碱被消耗时，溶液PH值减小。
2．原电池的有关计算
电子守恒法是依据氧化剂与还原剂 相等这一原则进行计算的。电子守恒法是氧化还原计算的最基本的方法。计算时可由电极反应式中的氧化剂(或还原剂)与失去的电子(或得电子)之间的关系进行计算。
[例3] (2007年高考理综宁夏卷，原电池)(14分)(1)将锌片和银片浸入稀硫酸中组成原电池，两电极间连接一个电流计。
锌片上发生的电极反应：______________________；银片上发生的电极反应：_______________________。
(2)若该电池中两电极的总质量为60 g，工作一段时间后，取出锌片和银片洗净干燥后称重，总质量为47 g，试计算：①产生氢气的体积(标准状况)；②通过导线的电量。(已知NA = 6.02×1023 /mol，电子电荷为1.60×10－19 C)
[解析] (1)根据金属活泼性分析得出锌片为负极，银片为正极，相应电极反应为：Zn－2e－ = Zn2＋；2H＋＋2e－ = H2↑。
(2)①锌片与银片减轻，是因与酸反应：
Zn＋2H＋ = Zn2＋＋H2↑ ～ 转移2e－
= =
得V(H2) = 4.5 L； Q = 3.8×104 C。
【答案】(1)Zn－2e－ = Zn2＋； 2H＋＋2e－ = H2↑(2)V(H2) = 4.5 L； Q = 3.8×104 C。
[规律总结] 根据原电池基本原理分析写出其电极反应式或总方程式,然后根据方程式来计算。
参考答案
考点1 原电池原理
1. 阴离子、阳离子
2. 还原反应、氧化反应
3．活泼性不同，用导线、盐桥
考点2 常用的化学电源和新型化学电源
1．高
2．一次、二次、燃料
3．总数相等、电池反应的总方程式
考点3 原电池PH值的变化和简单计算
1． 负极金属、降低
2．得失电子数目
A B C D E F
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第22讲 弱电解质的电离 电离平衡
考点1 电解质、非电解质、强电解质、弱电解质等概念辨析
(1)电解质与非电解质
电解质是在水溶液中或熔化状态下 的 ，而非电解质是在上述情况下都
的化合物。电解质与非电解质的相同点是研究对象都是 ，二者的主要不同是在溶于水或熔化状态下能否导电。
(2)强电解质与弱电解质
强电解质 弱电解质
相同点 都是电解质，在水溶液中(或熔融状态下)都能电离，都能导电，与溶解度无关
不同点 键型 离子键或极性键 极性键
电离程度
电离过程
表示方法 电离方程式用等号 电离方程式用可逆号
电解质在溶液中粒子形式 水合离子 分子、水合离子
离子方程式中表示 形式离子符号或化学式 化学式
[特别提醒]：常见的弱电解质 弱酸：如H2S、H2CO3、CH3COOH、HF、HCN、HClO等。HF酸是具有强极性共价键的弱电解质。H3PO4、H2SO3从其酸性强弱看属于中强酸，但仍属于弱电解质。 弱碱：NH3·H2O，多数不溶性的碱[如Fe(OH)3、Cu(OH)2等]、两性氢氧化物[如Al(OH)3、Zn(OH)2等]。 个别的盐：如HgCl2，HgBr2等。 水：是由强极性键构成的极弱的电解质。
[例1] 下列关于电解质电离的叙述中，不正确的是（ ）
A．电解质的电离过程就是产生自由移动离子的过程
B．碳酸钙在水中的溶解度很小，但被溶解的碳酸钙全部电离，所以碳酸钙是强电解质
C．氯气和氨气的水溶液导电性都很好，所以它们是强电解质
D．水难电离，纯水几乎不导电，所以水是弱电解质
[解析]氯气和氨气的水溶液导电是因为生成了HCl、NH3·H2O等电解质，而氯气为单质，氨气为非电解质，故C错；
【答案】C
[规律总结] 一定要注意：电解质和非电解质的对象是化合物。高考中也常考查电解质和非电解质的理解，他们不是一个全集。
考点2 常见强弱电解质电离方程式的书写
(1)强酸、强碱、正盐（个别情况除外如醋酸铅）在水溶液中 ，不写可逆符号：
示例：H2SO4 = 2H+ + SO42- Ba（OH）2 = Ba2+ + 2OH-
(2)弱酸电离方程式的书写： ，每步可逆
示例：CH3COOH CH3COO- +H+
H3PO4 H+ + H2PO4- H2PO4- H+ + HPO42- HPO42- H+ + PO43-
(3)弱碱电离方程式的书写（多元弱碱一步写完）：
示例：NH3·H2O NH4+ + OH- Fe（OH）3 Fe3+ + 3OH-
(4)两性氢氧化物电离方程式的书写：双向电离，双向可逆
示例：H++AlO2-+ H2O Al（OH）3 Al3+ +3OH-
(5)可溶性酸式盐电离方程式的书写：金属阳离子全部电离且不可逆，酸式酸根除HSO4-外全部分步电离，每步可逆
示例：NaHSO4 = Na+ + H+ + SO4- 完全电离； HSO3- H+ + SO3- 分步电离
[特别提醒]：弱电解质的电离书写经常出现在判断离子方程式书写正误的一个要点，要会识别弱电解质。
[例2] 下列电离方程式书写正确的是
A. NaHCO3 = Na++ H+ +CO32- B. H2S 2H+ + S2-
C. Na2HPO4 = 2Na+ + HPO42- HPO42- H+ + PO43-
D. 2 H2O H3O+ + OH-
[解析]根据电离方程式的书写规律，NaHCO3的电离分为两步，其中第二步是可逆的，而多元弱酸也是分步电离，且每一步都是可逆的，所以A、B都错了。
【答案】C、D
[规律总结]电离方程式的书写时，有人要么全部拆开，要么一步到位，要分清楚。一般强电解质一步电离、完全电离 ；弱电解质分步电离、可逆电离。
参考答案
考点1 （1）能导电 化合物 不能导电 化合物
（2）完全电离 部分电离；不可逆 可逆、存在电离平衡；
考点2 (1) 完全电离； （2）分步电离
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第19讲 化学反应与能量变化
考点1放热反应与吸热反应
类型比较 放热反应 吸热反应
定义 有热量 的化学反应 热量的化学反应
形成原因 反应物具有的总能量大于生成物具有的总能量 反应物具有的总能量小于生成物具有的总能量
与化学键强弱的关系 生成物分子成键时释放出的总能量 反应物分子断裂时吸收的总能量 生成物分子成键时释放的总能量 　　反应物分子断裂时吸收的总能量
表示方法 ΔH 0 ΔH 0
实例 2H2(g)+O2(g)====2H2O(g)；ΔH=-483 .6 kJ·mol-1 C(s)+H2O(g)====CO(g)+H2(g);ΔH=+131.3 kJ·mol-1
常见类型 燃烧反应、中和反应等大多数反应 电离、水解过程，大多数分解反应
本考点考查的重点在于能否准确理解放热反应、吸热反应等概念，并对其原因加以分析和应用。
特别提醒：判断放热反应和吸热反应的方法有二：由反应物与生成物的总能量的相对大小或反应物分子断裂时吸收的总能量与生成物分子成键时释放出的总能量相对大小比较
[例1] (2007年高考江苏卷，反应热)甲醇质子交换膜燃料电池中将甲醇蒸气转化为氢气的两种反应原理是
①CH3OH(g)＋H2O(g) = CO2(g)＋3H2(g)；H = + 49.0 kJ·mol－1
②CH3OH(g)＋1/2O2(g) = CO2(g)＋2H2(g)；H =－192.9 kJ·mol－1
下列说法正确的是( )
(A)CH3OH的燃烧热为192.9 kJ·mol－1
(B)反应①中的能量变化如图所示
(C)CH3OH转变成H2的过程一定要吸收能量
(D)根据②推知反应：CH3OH(l)+1/2O2(g) = CO2(g)+2H2(g)的H＞－192.9 kJ·mol－1
[解析] 本题以燃料电池为载体考查燃烧热和热化学方程式。CH3OH燃烧热应指1 mol甲醇完全燃烧生成CO2和液态水时放出的热量，题中电池反应甲醇生成氢气，不符合定义，因此选项A错。反应①是吸热反应，而上图所示反应物的总能量大于生成物的总能量应是放热反应，因此选项B也错。由反应①②可知，CH3OH转变成H2的过程有的是放热反应有的是吸热反应，选项C错。液态甲醇能量低于气态甲醇，与氧气反应放出热量少，因△H为负，所以△H>－192.9 kJ·mol－1。选D。
【答案】D
[规律总结] 学会判断根据图象判断放热反应和吸热反应，同时要加深对热化学方程式的理解。
考点2 热化学方程式书写正误判断
1．定义：表示 的化学方程式，叫做热化学方程式。
2．书写热化学方程式的注意事项：
(1)需注明反应的 ；因反应的温度和压强不同时，其△H不同。
(2)要注明反应物和生成物 。
(3)热化学方程式各物质前的化学计量数不表示分子个数，它可以是整数也可以是分数。对于相同物质的反应，当化学计量数不同时，其△H也不同。
3．热化学方程式书写正误判断方法是：
(1)检查是否标明聚集状态；
(2)检查ΔH的 是否与吸热、放热一致；
(3)检查ΔH的数值是否与反应物或生成物的 相对应(成比例)。
本考点考查较多的是热化学方程式的书写与正误判断，以及由热化学方程式判断物质的稳定性或比较反应热的大小。
[例2] 已知在25℃，101kPa下，1g辛烷C8H8燃烧生成二氧化碳和液态水时放出48.40kJ热量．表示上述反应的热化学方程式正确的是( )
A．；△H＝－48.40kJ/mol
B．；△H＝－5518kJ/mol
C．；△H＝+5518kJ/mol
D．；△H＝+11036kJ/mol
[解析] 1 molC8H18 燃烧放出热量48.40kJ/g×114g＝5518kJ。2molC8H18放热为11036mol，但是一定要注意符号是“+”还是“—”．
【答案】B
[规律总结]:放热为“+”吸热为“—”,但是焓变△H表达是“+”表示吸热,“—”表示放热.
考点3使用化石燃料的利弊及新能源的开发
(1)重要的化石燃料： 。
(2)煤作燃料的利弊问题。
(3)燃料充分燃烧的条件：①要有足够的 。②跟空气有足够大的 。
(4)新能源的开发：①调整和优化能源结构，降低 在能源结构中的比率。
②最有希望的新能源是核能、太阳能、燃料电池、风能和氢能、潮汐能、地热能等。这些新能源的特点是资源丰富，且有些可以再生，为再生性能源，对环境没有污染或污染少。
　 [例3] (2007年高考理综上海卷)氢能是一种既高效又干净的新能源，发展前景良好，用氢作能源的燃料电池汽车倍受青睐。我国拥有完全自主知识产权的氢燃料电池轿车“超越三号”，已达到世界先进水平，并加快向产业化的目标迈进。氢能具有的优点包括( )
①原料来源广 ②易燃烧、热值高 ③储存方便 ④制备工艺廉价易行
A．①② B．①③ C．③④ D．②④
[解析]水是广泛的氢来源,但是氢气储存不方便,制备时候要消耗大量能源
【答案】 ：A
【规律总结】水是多的，但是用水得到氢气的制备工艺并不是廉价易行。能源问题是高考考查的一个热点，开发利用新能源、清洁能源是绝大多数同学都熟知的内容，进一步考查这方面的知识是高考的一个明显趋势
考点4盖斯定律及其应用
1.盖斯定律的涵义：
化学反应的反应热只与反应的　　　 (各反应物)和　　　 (各生成物)有关，而与反应的　　　无关。即如果一个反应可以分几步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成时的反应热是相同的。
2.盖斯定律的应用
盖斯定律在科学研究中具有重要意义。因为有些反应进行的很慢，有些反应不容易直接发生，有些反应的产品不纯（有副反应发生），这给测定反应热造成了困难。此时如果应用盖斯定律，就可以间接的把它们的反应热计算出来。
[例4] （08宁夏卷）已知H2(g)、C2H4(g)和C2H5OH(1)的燃烧热分别是-285.8kJ·mol-1、-1411.0kJ·mol-1和-1366.8kJ·mol-1,则由C2H4(g)和H2O(l)反应生成C2H5OH(l)的△H为( )
A．-44.2kJ·mol-1 B．+44.2kJ·mlo-1
C．-330kJ·mol-1 D．+330kJ·mlo-1
[解析] 由题意可知：C2H4(g)＋3O2(g) AUTOTEXT => \* MERGEFORMAT EMBED PBrush 2CO2(g)＋2H2O(l)；△H＝-1411.0kJ·mol-1，
C2H5OH(1)＋3O2(g) AUTOTEXT => \* MERGEFORMAT EMBED PBrush 2CO2(g)＋3H2O(l)；△H＝-1366.8kJ·mol-1,将上述两个方程式相减得：C2H4(g)＋H2O(l) AUTOTEXT => \* MERGEFORMAT EMBED PBrush C2H5OH(l)；△H＝-44.2kJ·mol-1。
【答案】 A
【方法技巧】 用盖斯定律解题首先要知道有关的反应式和相应的反应热，然后将反应合并成所求的反应式，其相应的反应热要同样合并。
参考答案
考点1 放热反应与吸热反应
1. 放出、吸收
2. 大于、小于
3． <、>
考点2 热化学方程式书写正误判断
1． 参加反应物质的量与反应热关系
2．温度和压强、聚集状态
3．符号、物质的量
考点3 使用化石燃料的利弊及新能源的开发
1．煤、石油、天然气
2．空气、接触面
3．化石燃料
考点4 盖斯定律及其应用
1．始态、终态、途径
能量
反应过程
ΔH
CH3OH(g)＋H2O(g)
CO2(g)＋3H2(g)
反应物的总能量
生成物的总能量
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第27讲 电解原理
考点1 电解池的构成和电解的基本原理
1．(1)电解的反应原理：在 时在阴、阳两极发生氧化还原反应。
(2)电解池：一种把 的装置
(3)电解的电路工作原理：导线上(外电路)电子从电源的负极流出经导线流向电解池的阴极，电解池的阳极上产生电子经导线流入电源的正极。溶液中(内电路)阴离子移向 ，失去电子，阳离子移向 ，得到电子。
2．电解池的构成：
① 、导线 ②两个电极(金属或非金属导体) ③电解质溶液(或熔融的电解质)
特别提醒：电解池的阴阳极由电源的正负级决定
3．电解原理：
以惰性电极(C、Pt)电解CuCl2溶液为例：
[例1] 能用电解原理说明的问题是 ( )
①电解是电能转变成化学能；②电解是把化学能转变为电能；③电解质溶液的导电是化学变化,金属的导电是物理变化；④不能自发进行的氧化还原反应,通过电解的原理可以实现；⑤任何溶液被电解时必然会导致氧化还原反应的发生
A．①②③④　　Ｂ．②③⑤ Ｃ．③④　　Ｄ．①③④⑤
[解析]电解质溶液导电时,溶液中的阴阳离子分别向阳极和阴极移动,在两个电极上得失电子,发生氧化还原, 所以电解质溶液的导电过程就是电解过程，此时电源提供电能,把不能自发进行的氧化还原反应转变成现实。金属的导电只是自由电子的定向移动不存在电子得失没有新物质产生，是一种物理过程。
　【答案】Ｄ
[方法技巧]组合式选择题可以通过排除法进行选择。②和①中只有一个说法是正确的，根据电解原理①是正确的。
考点2电极反应式的书写及溶液浓度和PH的变化
1．离子放电顺序的判断
阳离子在阴极得电子顺序与 相反
Ag+>Fe3+>Cu2+>H+>Pb2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+
阴离子在阳极失电子顺序
金属阳极>S2－>SO32－>I－>Br－>Cl－>OH－>高价含氧酸根离子>O2－>F
特别提醒：要注意在水溶液中有些离子不发生放电
2．电极产物的判断
阳极:①根据电极的类型(活泼金属和惰性电极金属)；②根据 顺序.
阴极:根据 顺序
3．用惰性电极电解电解质溶液的规律
电解水型：
电极反应：阴极 4H++4e－=2H2↑；阳极 4OH－－4e－=2H2O+O2↑
总反应式：
包括高价含氧酸(H2SO4、HNO3)、强碱[NaOH、Ba(OH)2] 、活泼金属的高价含氧酸盐[Na2SO4、K2CO3、Al2(SO4)3]。
(1)分解电解质型：
电极反应式：阴极：amMn++mnae－=amM 阳极：anYm－－mnae－=nYa
包括无氧酸(除HF) 、不活泼金属的无氧酸盐溶液(如CuCl2)
(2)放氢生碱型：活泼金属的无氧酸(除氟化物)盐(如NaCl、MgBr2)溶液的电解
以NaCl溶液为例：
电极反应式：阴极 2H++2e－=H2↑；阳极 2Cl－－2e－=Cl2↑
总反应式：
阴极由于H+放电，破坏了水的电离平衡，水的电离程度增大，电极附近溶液中OH－浓度增大，溶液pH值增大，整个电解质溶液碱性增强，pH值增大。
(3)放氧生酸型： (如CuSO4、AgNO3)溶液的电解
以CuSO4溶液为例：
电极反应式：阴极 2Cu2++4e－=2Cu；阳极 4OH－－4e－=O2↑+2H2O
总反应式：
阳极由于OH－放电，破坏了水的电离平衡，水的电离程度增大，电极附近溶液中H+浓度增大，溶液pH值减小，整个电解质溶液酸性增强，pH值减小
4．电极方程式的书写和总的离子反应式的书写
电极方程式是以实际反应的微粒符号来表示的，当水中的氢离子或氢氧根离子参加反应时，在电极反应式中表示时就以H+或OH－表示。
总的离子反应式表示时要注明反应条件－电解，总式的书写要符合离子方程式的书写要求。
[例2] (2007年高考江苏卷，电解)某同学按图所示的装置进行电解实验。下列说法正确的是( )
(A)电解过程中，铜电极上有H2产生
(B)电解初期，主反应方程式为：Cu＋H2SO4CuSO4＋H2↑
(C)电解一定时间后，石墨电极上有铜析出
(D)整个电解过程中，H＋的浓度不断增大
[解析] 阳极为铜电极，始终为Cu失电子变为Cu2+,故A错；阴极为石墨，先是H＋得电子放出H2，后是Cu2＋得电子析出Cu，故BC对，在电解过程中消耗H＋，因此浓度变小，故D错。
【答案】BC。
[方法技巧]要学会根据放电顺序来分析电极反应，从而解答相关问题。
考点3：电解原理的有关应用。
1．电解精炼铜
(1)装置组成
①电极材料： 与电源的正极相连作阳极， 与电源负极相连作阴极
②电解质溶液：用 作电解液
③反应原理：阳极铜以及比铜活泼的杂质金属锌、铁、镍等失电子被氧化，转化成离子进入溶液中，不活泼金属如金和银等沉积在阳极下面形成阳极泥，阴极Cu2+得电子被还原在阴极上析出，其它如Zn2+、Fe2+留在溶液中。
④特征：电解精炼过程中CuSO4溶液的浓度几乎不变，产品纯度高。
2．电镀
(1)装置组成：
①电极材料： (如精铜)与电源的正极相连作阳极， (如铁制品)与电源负极相连作阴极
②电解质溶液：用含 的电解质配成溶液(如CuSO4溶液加一些氨水)作电镀液
(2)反应原理：阳极镀层金属(铜)失电子被氧化，转化成离子进入溶液中，阴极镀层金属离子Cu2+得电子被还原在阴极上析出。
(3)特征：电镀过程中电解质CuSO4溶液的浓度几乎不变。
3．氯碱工业
工业上用电解饱和食盐水的方法来制取烧碱、氯气和氢气，并以它们为原料进一步生产一系列化工产品,称氯碱工业。
(1) 离子交换膜法电解池的组成：
以石墨为阳极，以钢棒为阴极,精制的饱和食盐水为电解质溶液，用阳离子交换膜将电解槽隔成阴极室和阳极室。
(2) 电解饱和食盐水的反应机理：
电极反应式：阴极 ；阳极
总反应式：
阳极 阴极产物
在上述反应中，由于H+在阴极上得到电子而生成H2，破坏了附近的水的电离平衡，促进了水的电离，结果阴极区溶液中OH－浓度增大而呈碱性。
(3) 电解用饱和食盐水的精制
基本步骤：
(4) 阳离子交换膜的作用
将电解槽隔成阴极室和阳极室，它只允许阳离子(Na+)通过，而且阻止阴离子(Cl－、OH－)和气体通过。这样既可以防止阴极产生的H2和阳极产生的Cl2相混合而引起爆炸，又能避免Cl2和NaOH作用生成NaClO而影响烧碱的质量。
[例3] （09广州市高三调研测试）下列关于铜电极的叙述正确的是21世纪教育网
A．铜锌原电池中铜电极上发生氧化反应21世纪教育网
B．电解饱和食盐水制烧碱时，用铜作阳极21世纪教育网
C．电解法精炼铜时，粗铜连接电源的正极21世纪教育网
D．电镀铜和精炼铜时，均用纯铜作阴极21世纪教育网
[解析] 铜锌原电池中铜电极为正极，发生还原反应；电解饱和食盐水制时，阳极为石墨；电解法精炼铜时，粗铜作阳极被氧化，纯铜作阴极，故C正确；电镀铜时，铜作阳极被氧化而进入溶液中。
【答案】C
[规律总结] 电解精炼镍的化学原理类似电解精炼铜，要熟悉电解精炼铜的有关知识。
　　参考答案
考点1 电解池的构成和电解的基本原理
1. 电流通过、电能转化成化学能、阳极、阴极
2. 外接电源
考点2 电极反应式的书写及溶液浓度和PH的变化
1．金属活泼性
2．阴离子放电、阳离子放电
3．不活泼金属的高价含氧酸盐
考点3 电解原理的有关应用
1． 粗铜、纯铜、CuSO4溶液
2．镀层金属、待镀金属制品、镀层金属离子
3．2H++2e－=H2↑；2Cl－－2e－=Cl2↑
稀
H2SO4
Cu
石墨
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