化学反应原理

教师资格证 高中化学 主要考察化学反应中的能量变化、化学反应速率、化学平衡等

化学反应原理

• 化学反应中的能量变化
  • 反应热
    • 概念
      • 在化学反应过程中，当反应物和生成物具有相同温度时，体系放出或吸收的热量。符号为△H，单位为kJ/mol
    • 放热反应和放热过程的△H为“-”或△H＜0
      • 大多数化合反应、中和反应、金属与酸的反应、燃烧反应、铝热反应
    • 吸热反应和吸热过程的△H为“+”或△H＞0
      • 大多数分解反应、盐的水解反应、弱电解质的电离
  • 吸热反应和放热反应
    • 吸热反应
      • 反应物的总能量＜生成物的总能量，△H＞0
      • 反应物中键能总和＜生成物中键能总和
    • 放热反应
      • 反应物的总能量＞生成物的总能量，△H＜0
      • 反应物中键能总和＞生成物中键能总和
  • 热化学方程式
    • 书写要求
      • 应注明反应热的符号，数值和单位
      • 反应热与测定条件有关
      • 热化学方程式中各物质化学式前面的化学计量仅表示该物质的物质的量，可以是整数也可以是分数
      • 反应物和生成物的聚集状态不同，反应热数值不同
      • 方程式中化学式前面的化学计量数必须与△H相对应
    • 不仅表明了化学反应中的物质变化，也表明了化学反应中的能量变化
  • 燃烧热
    • 在101 Kpa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量。单位为kJ/mol
  • 中和热
    • 在稀溶液中，酸和碱发生中和反应生成1 mol H₂O的反应热叫做中和热
  • 盖斯定律
    • 化学反应的反应热只与反应的始态和终态有关，而与反应进行的具体途径无关
    • △H=反应物总键能-生成物总键能
• 化学反应速率
  • 化学反应速率
    • 定义
      • 衡量化学反应进行快慢的物理量，通常用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示
    • 注意事项
      • 化学反应速率是指一段时间内的平均速率，且反应速率均取正值，v＞0
      • 在一定温度下，固体和纯液体物质，单位体积的物质的量保持不变，即物质的量浓度为常数，它们的化学反应速率也被视为常数
      • 同一化学反应，在同一时间内 ，用不同物质表达反应速率时，数值可能相同也可能不同，但是表达的意义是相同的
      • 在同一反应中用不同的物质来表示反应速率时，其数值之比等于各物质的化学计量数之比
  • 有效碰撞模型
    • 有效碰撞与化学反应
      • 能够发生化学反应的分子碰撞叫作有效碰撞，把能够发生有效碰撞的分子叫作活化分子
    • 活化能
      • 活化能是活化分子平均能量与普通反应物分子平均能量的差值
      • 活化能越低，反应速率越快
  • 影响化学反应速率的因素
    • 主要因素
      • 参与反应的物质的结构和反应历程
    • 外界条件
      • 浓度
        • 其他条件不变时，增大反应浓度，可以加快反应速率
        • 在一定温度下，固体、纯液体的浓度视为定值，但因表面积的变化而改变反应速率
      • 温度
        • 升高温度，可以加快反应速率
        • 温度对化学反应速率的影响是绝对的
      • 压强
        • 对于气体反应增大压强可以加快反应速率
          • 恒温时，p增大→V缩小→c增大→v加快
          • 恒容时，充入气体反应物p增大→c增大→v加快
      • 催化剂
        • 正催化剂能显著加快反应速率
      • 充入稀有气体
        • 恒容时，充入稀有气体→总压增加但分压不变（各物质浓度不变）→c不变→v不变
        • 恒压时，充入稀有气体→V增大，p不变（各物质浓度变小）→c减小→v减慢
      • 其他
        • 增大一定量固体的表面积，可以增大反应速率
        • 光照一般也可以增大某些反应的反应速率
        • 形成原电池可以加快反应速率
    • 外界条件的变化对反应速率的影响
      • 升温，v（正）、v（逆）一般均加快，吸热反应增加的倍数大于放热反应增加的倍数
      • 降温，v（正）、v（逆）一般均减小，吸热反应减小的倍数大于放热反应减小的倍数
      • 加压，对有气体参加生成的可逆反应，v（正）、v（逆）均增大，气体分子数大的一侧增大的倍数大于气体分子数小的一侧增大的倍数
      • 减压，v（正）、v（逆）均减小，气体分子数大的一侧减小的倍数大于气体分子数小的一侧减小的倍数
  • 化学反应速率图像题的解题方法
    • 明确坐标含义、看起点、看变化趋势、看终点、看时间
• 化学平衡
  • 化学平衡的建立、特征和标志
    • 可逆反应
      • 在相同条件下，既能向正反应方向进行又能向逆反应方向进行的反应叫作可逆反应
      • 可逆反应是不能进行到底的，不能实现完全转化
    • 化学平衡的建立
      • 当v（正）=v（逆）时，单位时间内同一物质消耗的量与生成的量完全相等，各物质的浓度和百分含量保持一定，即达到化学平衡状态
    • 化学平衡的特征
      • 逆
        • 只有可逆反应才能达到化学平衡状态
      • 动
        • 是动态平衡，正、逆反应仍在不断进行
      • 等
        • v（正）=v（逆）≠0
      • 定
        • 各组分的浓度及百分比含量保持一定
      • 变
        • 当影响化学平衡的外界条件发生变化使v（正）≠v（逆）时，平衡便会发生移动而使各组分的浓度、百分比含量发生变化直至建立新的平衡
      • 同
        • 外界条件不变时，最后达到的化学平衡状态是相同的，化学平衡状态只与反应条件有关而与反应途径无关
    • 化学平衡建立的标志
      • 化学平衡移动的根本原因是v（正）≠v（逆），移动的结果是v（正）=v（逆）
      • 混合物体系中各成分的含量
        • 各物质的物质的量或物质的量分数一定→平衡
        • 各物质的质量或质量分数一定→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、逆反应速率的关系
        • 在单位时间内消耗了m mol A，同时生成了m mol A，即v（正）=v（逆）→平衡
        • 在单位时间内消耗了n mol B，同时消耗了p mol C，则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，同时消耗了q mol D，均指v（逆）→不一定平衡
        • 单位时间内同一物质断裂的化学键与生成的化学键的物质的量相等→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
        • 混合气体的平均相对分子质量一定，m+n≠p+q时→平衡
        • 混合气体的平均相对分子质量一定，m+n=p+q时→不一定平衡
      • 温度
        • 任何化学反应都伴随着能量变化，当体系温度一定时（其他不变）→平衡
      • 体系的密度
        • 体系的密度不变→不一定平衡
      • 颜色
        • 含有有色物质的体系颜色不再变化→平衡
  • 化学平衡的移动
  • 平衡移动原理
    • 平衡移动原理（勒夏特列原理）
      • 如果改变影响平衡的一个条件，平衡就能向能够减弱这种改变的方向移动
    • 改变条件
      • 速率不变
        • 容积不变时充入稀有气体
      • 速率改变v（正）≠c（逆）
        • 程度相同
          • 使用催化剂
          • 改变压强（气体体积无变化）
          • 平衡不移动
        • 程度不同
          • 改变浓度
          • 改变压强
          • 改变温度
          • 平衡向“减弱”外界变化的方向移动
    • 注意事项
      • 平衡向“减弱”外界变化的方向移动，但不能“抵消”外界条件的变化
      • v（正增大不意味着平衡一定向正反应方向移动，只有v（正）＞v（逆）时才可以肯定平衡向正反应方向移动
      • 温度一定时平衡常数一定
      • 存在平衡且平衡发生移动时才能应用平衡移动原理
      • 当平衡向正反应方向移动时，反应物的转化率不一定提高，生成物的体积分数不一定增大。增大一种反应物的浓度会提高另一种反应物的转化率
  • 化学平衡常数
    • 概念
      • 在一定温度下，当一个可逆反应达到化学平衡时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数，这个常数就是该反应的化学平衡常数，简称平衡常数，用K表示
      • 对于
        • 在一定温度下，
    • 注意事项
      • 化学平衡常数只与温度有关，与反应物或生成物的浓度无关
      • 反应物或生成物中有固体或纯液体存在时，由于其浓度可看作“1”而不代入公式
      • 化学平衡常数是指某一具体反应的平衡常数，若反应方向发生改变，则平衡常数改变
    • 应用
      • K值越大，平衡体系中生成物所占比例越大，它的正向反应进行的程度越大，反应进行的越完全，反应物转化率越高
      • 若用浓度商与K进行比较，可判断可逆反应是否达到平衡状态和反应进行的方向
        • Qс＜K，反应向正反应方向进行
        • Qc=K，反应达到平衡状态
        • Qc＞K，反应向逆反应方向进行
      • 利用K可判断反应的热效应
        • 升高温度，K增大，正移，正反应为吸热反应
        • 升高温度，K减小，逆移，正反应为放热反应
      • 计算转化率
  • 化学反应进行的方向
    • 自发反应
      • 在一定条件下无需外界帮助就能自发进行的反应
    • 判断反应方向的依据
      • 焓判断
        • 许多自发过程都由能量较高状态向能量较低状态转化的倾向，绝大多数放热反应（△H＜0）都能自发进行，部分吸热反应也可以自发进行，如盐类的水解
      • 熵判断
        • 大都数自发反应有趋向于体系混乱度增大的倾向，若反应前后体系的混乱度增大，熵变△S＞0，有利于反应自发进行
      • 反应自发性的判断依据
        • △G=△H-T△S＜0，反应能自发进行
        • △G=△H-T△S=0，反应达到平衡状态
        • △G=△H-T△S＞0，反应不能自发进行
• 水溶液中的离子平衡
  • 电解质和电离平衡
    • 强电解质和弱电解质
      • 电解质
        • 在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物
      • 非电解质
        • 在水溶液里和熔融状态下均不能导电的化合物
          • 蔗糖、酒精
      • 强电解质
        • 在溶液中能全部电离的电解质
          • 强酸、强碱、绝大多数盐和部分活泼金属的氧化物
      • 弱电解质
        • 在溶液中只有部分电离的电解质
          • 弱酸、弱碱和水以及大多数化合物
    • 溶液的导电性和导电能力
      • 离子化合物（碱、盐）→熔融状态或溶于水
      • 强极性键化合物（酸）
      • 导电→被电解
      • 注意
        • 电解质不一定导电，导电的物质不一定是电解质
        • 导电能力取决于溶液离子浓度的大小
    • 弱电解质的电离平衡
      • 电离平衡的建立
      • 电离平衡的特征
        • 动
          • v（电离）=v（结合）≠0的动态平衡
        • 等
          • v（电离）=v（结合）
        • 定
          • 条件一定，分子和离子浓度一定
        • 变
          • 条件改变，平衡破坏，发生移动
      • 电离平衡的移动
        • 电离平衡受温度、浓度等因素的影响，加入与电解质含相同离子的盐或能与电解质发生反应的物质也能使电离平衡发生移动
        • 增大弱电解质浓度，平衡正移，但电离程度减弱
        • 减小弱电解质浓度（稀释），平衡正移，但电离程度增加
        • 越稀越电离
    • 电离常数
      • 概念
        • 在一定条件下，弱电解质的电离达到平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数，这个常数叫作电离平衡常数，简称电离常数，用K表示
      • 表示方法
        • 多元弱酸的电离是分步进行的，每步各有电离常数，通常用Ka₁、Ka₂、Ka₃表示，Ka₁＞Ka₂＞Ka₃
      • 影响因素
        • 温度
      • 意义
        • Ka越大，弱酸的电离程度越大，溶液浓度相同时c（H）﹢越大，弱酸的酸性越强
        • Ka越小，对应强碱弱酸盐水解程度越大
    • 电离方程式的书写
      • 强电解质
      • 弱电解质
        • • 多元弱酸分步电离，以第一步为主
          • 多元弱碱用一步电离表示
          • 两性氢氧化物双向电离
      • 酸式盐
        • 强酸的酸式盐完全电离
        • 弱酸的酸式盐强中有弱，分步电离
  • 水的电离和溶液的酸碱性
    • 水的电离和水的离子积
      • 水的电离
        • 25℃时，1L纯水中只有1×10﹣⁷ mol的水分子发生电离
      • 水的离子积
        • 在一定温度下，c（H﹢）与c（OH﹣）的乘积是一个常数，简称水的离子积，用符号Kw表示，Kw=c（H﹢）·c（OH﹣）
        • 注意
          • 在一定温度下，水的离子积都是一个常数
          • Kw随温度的变化而变化，温度升高，Kw增大
          • 在任何水溶液中均存在水的电离平衡，都有H和OH﹣共存
          • 在酸性或碱性的稀溶液中，由水电离出的c（H﹢）和c（OH﹣）总相等
      • 水的电离平衡的移动
        • 酸、碱抑制水的电离，能水解的盐促进水的电离
    • 溶液的酸碱性与c（H﹢）、c（OH﹣）的关系
      • c（H﹢）=c（OH﹣）的溶液为中性溶液
      • c（H﹢）＞c（OH﹣）的溶液是酸性溶液
      • c（H﹢）＜c（OH﹣）的溶液是碱性溶液
    • 溶液的酸碱性和pH
      • pH
        • 水溶液里c（H﹢）的负对数叫作pH，即pH=-㏒c（H﹢）
        • 常温条件下，中性溶液pH=7，酸性溶液pH＜7，碱性溶液pH＞7
        • pH越小，c（H﹢）越大，溶液的酸性越强
        • pH越大，c（OH﹣）越大，溶液的碱性越强
      • pH的测定方法
        • pH试纸
          • 用洁净的玻璃棒蘸取待测溶液在pH试纸的中部，与标准比色卡对照，读出溶液的pH
        • 酸碱指示剂
    • 混合溶液酸碱性的判断（25℃）
      • 酸碱pH之和为14，常温时等体积混合
        • 若为强酸强碱，则pH=7
        • 若为强酸弱碱，则pH＞7；若为弱酸与强碱，则pH＜7
        • 谁弱谁过量，谁弱显谁性
      • 常温时等体积的强酸（pH₁）与强碱（pH₂）混合
        • 若混合前pH₁+pH₂＞14时，则溶液呈碱性，pH（混）＞7
        • 若混合前pH₁+pH₂=14时，则溶液呈中性，pH（混）=7
        • 若混合前pH₁+pH₂＜14，则溶液呈酸性，pH（混）＜7
      • 强酸（pH₁）与强碱（pH₂）混合
        • 若pH₁+pH₂=14，则V酸=V碱
        • 若pH₁+pH₂≠14，则
    • 缓冲溶液
      • 概念
        • 一种能抵抗少量强酸、强碱和水的稀释而保持其pH基本不变的溶液
      • 原理
        • 同离子效应
    • 酸碱中和滴定
      • 定义
        • 用已知浓度的酸或碱来测定未知浓度的碱或酸的浓度的实验方法
      • 原理
        • 在滴定过程中会发生因pH突变而使指示剂发生颜色的变化，通过溶液的颜色变化判断终点，测出酸或碱溶液的体积，根据化学方程式中酸碱物质的量之比求出未知溶液的浓度
      • 计算公式
    • 中和滴定的误差分析
      • 以标准酸溶液滴定未知浓度的碱溶液
  • 盐类的水解
    • 盐类的水解的概念及实质
      • 定义
        • 在溶液中由盐电离出来的离子跟水电离出来的H﹢或OH﹣结合生成弱电解质的反应
      • 实质
        • 弱酸根阴离子结合H﹢或弱碱阳离子结合OH﹣，破坏水的电离平衡，促进水的电离
      • 条件
        • 盐中必须有弱酸根阴离子或弱碱阳离子
      • 特征
        • 盐类的水解是吸热反应
    • 盐类水解的规律
      • 有弱才水解，无弱不水解；谁弱谁水解，谁强谁显性；越弱越水解，都弱双水解
    • 盐类水解反应的表示方法
      • 一元弱酸强碱盐和一元弱碱强酸盐
      • 多元弱酸强碱盐（正盐）
        • 分步进行，以第一步为主
      • 多元弱碱强酸盐
        • 一步到位
      • 弱酸的铵盐
        • 不用“↑”和“↓”
      • 完全双水解
        • 用“=”，并标示“↑”和“↓”
    • 影响水解平衡的因素
      • 内因
        • 盐本身的性质
          • 组成盐的酸根所对应的酸越弱或阳离子对应的碱越弱，水解程度就越大
      • 外因
        • 温度
          • 升温使水解程度增大，反之则减小
        • 浓度
          • 盐溶液越稀，水解程度越大，反之越小
          • 外加酸、碱等物质抑制或促进盐的水解
        • 溶液的酸碱性
          • 组成盐的离子能与水发生水解反应
            • 向盐溶液中加入H﹢，可抑制阳离子水解，促进阴离子水解；向盐溶液中加入OH﹣，能抑制阴离子水解，促进阳离子水解
    • 盐类水解的应用
      • 实验室配制和储存易水解的盐溶液
      • 某些活泼金属与强酸弱碱反应
      • 制备氢氧化铁胶体
      • 明矾、三氯化铁等净水
      • 苏打洗涤去油污
        • 加热，促进碳酸根的水解，碱性增强，去油污能力增强
      • 泡沫灭火器原理
        • 当两盐混合时，氢离子与氢氧根离子结合生成水，相互促进水解
      • 施用化肥
        • 铵态氮肥不能与草木灰使用
      • 判断某些盐溶液的酸碱性
      • 某些盐溶液加热蒸干产物
      • 比较盐溶液中离子浓度大小或离子数多少
      • 判断盐溶液中离子种类的多少
      • 某些试剂的实验室贮存
      • 证明弱酸或弱碱的某些实验可以考虑盐的水解
      • 采用促进溶液中某些盐的水解，使之生成氢氧化物沉淀，以除去溶液中某些金属离子
    • 溶液中的三个守恒关系
      • 电荷守恒
        • 电解质溶液中，不论存在多少种离子。溶液总是呈电中性的，阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数
      • 物料守恒
        • 电解质溶液中，由于某些离子能电离或水解，粒子种类繁多，但原子总是守恒的
      • 质子守恒
        • 由水电离出来的c（H﹢）始终相等与c（OH﹣）
  • 难溶电解质的溶解平衡
    • 固体物质的溶解度
      • 易溶（＞10g）、可溶（1g-10g）、微溶（0.1g-1g）、难溶（＜0.01g）
    • 溶解平衡
      • 溶解平衡的建立
        • 溶解
          • 一方面在水分子的作用下，分子或离子脱离固体表面进入水中
        • 结晶
          • 另一方面，溶液中的分子或离子又在未溶解的固体表面聚集成晶体
        • 当这两个相反的过程的速率相等时，物质的溶解达到最大限度，形成饱和溶液，达到溶解平衡状态
      • 沉淀溶解平衡
        • 绝对不溶解的物质是不存在的，任何难溶物质的溶解度都不为零
      • 溶解平衡的特征
        • 动
          • 动态平衡，溶解的速率和沉淀的速率并不为0
        • 等
          • v（溶解）=v（沉淀）
        • 定
          • 达到平衡时，溶液中离子的浓度保持不变
        • 变
          • 条件改变，平衡移动达到新的平衡
    • 沉淀溶解平衡常数--溶度积
      • 定义
        • 在一定条件下，难溶物质的饱和溶液中，存在沉淀溶解平衡，其平衡常数叫作溶度积常数或溶度积，用符号Ksp表示
      • 表达式
      • 意义
        • 溶度积反映了难溶电解质在水中的溶解能力
        • 对于阴阳离子个数比相同的电解质，Ksp的数值越大，电解质在水中的溶解能力越强
      • 影响Ksp的因素
        • 只与难溶电解质的性质和温度有关
    • 影响沉淀溶解平衡的因素
      • 内因
        • 难溶电解质本身的性质
      • 外因
        • 浓度
          • 加水冲稀，沉淀溶解平衡向溶解的方向移动，但Ksp不变
        • 温度
          • 多数难溶电解质在升高温度时沉淀溶解平衡向溶解方向移动，Ksp变大
        • 同离子效应
          • 向沉淀溶解平衡体系中，加入相同的离子，使平衡向沉淀方向移动，但Ksp不变
        • 其他
          • 向沉淀溶解平衡体系中加入可与体系中某些离子反应生成更难溶物质或气体的离子，使平衡向溶解的方向移动，Ksp不变
    • 沉淀的溶解
      • Qc＜Ksp时，沉淀向溶解的方向进行
        • 酸碱溶解法
          • 借助水、弱酸、弱碱使难溶物的离子浓度降低
        • 配位溶解法
          • 在难溶物中加入配位剂，形成配合物降低难溶物的离子浓度
        • 氧化还原溶解法
          • 通过氧化还原反应使难溶物的离子浓度降低
        • 沉淀转化溶解法
          • 难溶物转化为沉淀再溶解
      • Qc=Ksp时，平衡
      • Qc＞Ksp时，生成沉淀
    • 沉淀的转化
      • 定义
        • 由一种难溶物质转化为另一种更难溶物质的过程
      • 实质
        • 离子反应和沉淀溶解平衡的移动
• 电化学
  • 原电池
    • 原电池的定义和原理
      • 定义
        • 把化学能转化为电能的装置叫作原电池
      • 必要条件
        • 必须能自发地发生氧化还原反应
      • 正负极判断
        • 发生氧化反应的一极是负极，发生还原反应的是正极
    • 原电池符号
      • 原电池可用符号“（-）电极|电解质溶液|电极（+）”表示
      • 一个电池由两个半反应组成
        • 负极为氧化反应（失电子）
        • 正极为还原反应（得电子）
      • 每个半电极都是由两种物质组成
        • 一种是高氧化态的氧化型物质
        • 一种是低氧化态的还原型物质
      • 凡参加氧化还原反应及电极反应的物质，有的自身虽未发生氧化还原反应，在原电池符号中仍需表示出来
      • 若氧化还原反应电对中存在金属单质，可直接采用金属单质作电极；否则，需加一种不参与电极反应的惰性材料作电极导电体
    • 原电池的电势
    • 原电池正负极的判断方法
      • 组成原电池两极材料的判断
        • 一般是活泼的金属为负极，活动性较弱的金属或能导电的非金属为正极
      • 根据电流方向或电子流动方向判断
        • 电流由正极流向负极，电子由负极流向正极
      • 根据原电池中电解质溶液中离子的移动方向判断
        • 阳离子移向正极，阴离子移向负极
      • 根据原电池两极得失电子来判断
        • 负极发生氧化反应，正极发生还原反应
  • 化学电源
    • 化学电源的概念与分类
      • 一次电池--碱性锌锰干电池
        • 负极是Zn，正极是MnO₂
        • 不能充电再生
      • 二次电池
        • 铅蓄电池可放电也可充电
        • 充电
          • 当放电进行到硫酸浓度降低，溶液密度达到1.18 g/cm³时应停止放电，需碱蓄电池进行充电
        • 放电
          • 溶液密度增加至1.28 g/cm³时，应停止充电
      • 燃料电池
        • 氢氧燃料电池是目前最成熟的燃料电池，分为碱性和酸性
    • 原电池原理的应用
      • 加快氧化还原反应的速率
      • 比较金属活动性强弱
      • 用于金属的保护
        • 使保护的金属制品作原电池正极而得到保护
    • 化学电源的设计
      • 将已知的氧化还原反应拆分为两个半反应
      • 电极材料的选择
        • 选择还原性较强的物质作为负极，氧化性较强的物质作为正极，原电池的电极必须导电，电池中的负极必须能够与电解质溶液或其中溶解的物质反应
      • 电解质溶液的选择
        • 电解质溶液一般要能够与负极发生反应，或电解质溶液中溶解的其他物质能与负极发生反应
  • 电解原理
    • 电解原理及其应用
      • 概念
        • 使电流通过电解质溶液（或熔融的电解质）而在阴、阳两极引起氧化还原反应的过程
      • 电解池
        • 装置特点
          • 电能转变为化学能，有外接电源
        • 形成条件
          • 与电源相连的两个电极
          • 电解质溶液（或熔融的电解质）
          • 形成闭合回路
        • 反应原理（以电解CuSO₄溶液为例）
          • 电子流向
          • 电解结果
            • 在两极上有新物质生成
          • 电解反应方程式
        • 应用
          • 氯碱工业
            • 电解饱和食盐水制取烧碱、氢气、氯气
          • 电镀
            • 概念
              • 应用电解原理在某些金属表面镀上一薄层其他金属或合金的方法
            • 形成条件
              • 镀件作阴极
              • 镀层金属作阳极
              • 电镀液中含有镀层金属离子
          • 冶金工业
            • 电解法精炼铝、铜
    • 金属的腐蚀与防护
      • 化学腐蚀
        • 直接与氧化剂反应产生的腐蚀
      • 电化学腐蚀
        • 析氢腐蚀
        • 吸氧腐蚀
      • 金属防护
        • 改变金属的内部结构
        • 在金属表面覆盖保护层
        • 电化学保护法
          • 牺牲阳极的阴极保护法--原电池原理
            • 正极（阴极）：被保护的金属设备
            • 负极（阳极）：比被保护的金属活泼的金属
          • 外加电流的阴极保护法--电解原理
            • 阴极：被保护的金属设备
            • 阳极：惰性电极
  • 原电池和电解池的比较
  • 化学腐蚀与电化学腐蚀的区别

化学反应中的能量变化

• 反应热
  • 概念
    • 在化学反应过程中，当反应物和生成物具有相同温度时，体系放出或吸收的热量。符号为△H，单位为kJ/mol
  • 放热反应和放热过程的△H为“-”或△H＜0
    • 大多数化合反应、中和反应、金属与酸的反应、燃烧反应、铝热反应
  • 吸热反应和吸热过程的△H为“+”或△H＞0
    • 大多数分解反应、盐的水解反应、弱电解质的电离
• 吸热反应和放热反应
  • 吸热反应
    • 反应物的总能量＜生成物的总能量，△H＞0
    • 反应物中键能总和＜生成物中键能总和
  • 放热反应
    • 反应物的总能量＞生成物的总能量，△H＜0
    • 反应物中键能总和＞生成物中键能总和
• 热化学方程式
  • 书写要求
    • 应注明反应热的符号，数值和单位
    • 反应热与测定条件有关
    • 热化学方程式中各物质化学式前面的化学计量仅表示该物质的物质的量，可以是整数也可以是分数
    • 反应物和生成物的聚集状态不同，反应热数值不同
    • 方程式中化学式前面的化学计量数必须与△H相对应
  • 不仅表明了化学反应中的物质变化，也表明了化学反应中的能量变化
• 燃烧热
  • 在101 Kpa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量。单位为kJ/mol
• 中和热
  • 在稀溶液中，酸和碱发生中和反应生成1 mol H₂O的反应热叫做中和热
• 盖斯定律
  • 化学反应的反应热只与反应的始态和终态有关，而与反应进行的具体途径无关
  • △H=反应物总键能-生成物总键能

化学反应速率

• 化学反应速率
  • 定义
    • 衡量化学反应进行快慢的物理量，通常用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示
  • 注意事项
    • 化学反应速率是指一段时间内的平均速率，且反应速率均取正值，v＞0
    • 在一定温度下，固体和纯液体物质，单位体积的物质的量保持不变，即物质的量浓度为常数，它们的化学反应速率也被视为常数
    • 同一化学反应，在同一时间内 ，用不同物质表达反应速率时，数值可能相同也可能不同，但是表达的意义是相同的
    • 在同一反应中用不同的物质来表示反应速率时，其数值之比等于各物质的化学计量数之比
• 有效碰撞模型
  • 有效碰撞与化学反应
    • 能够发生化学反应的分子碰撞叫作有效碰撞，把能够发生有效碰撞的分子叫作活化分子
  • 活化能
    • 活化能是活化分子平均能量与普通反应物分子平均能量的差值
    • 活化能越低，反应速率越快
• 化学反应速率图像题的解题方法
  • 明确坐标含义、看起点、看变化趋势、看终点、看时间
• 影响化学反应速率的因素
  • 主要因素
    • 参与反应的物质的结构和反应历程
  • 外界条件
    • 浓度
      • 其他条件不变时，增大反应浓度，可以加快反应速率
      • 在一定温度下，固体、纯液体的浓度视为定值，但因表面积的变化而改变反应速率
    • 温度
      • 升高温度，可以加快反应速率
      • 温度对化学反应速率的影响是绝对的
    • 压强
      • 对于气体反应增大压强可以加快反应速率
        • 恒温时，p增大→V缩小→c增大→v加快
        • 恒容时，充入气体反应物p增大→c增大→v加快
    • 催化剂
      • 正催化剂能显著加快反应速率
    • 充入稀有气体
      • 恒容时，充入稀有气体→总压增加但分压不变（各物质浓度不变）→c不变→v不变
      • 恒压时，充入稀有气体→V增大，p不变（各物质浓度变小）→c减小→v减慢
    • 其他
      • 增大一定量固体的表面积，可以增大反应速率
      • 光照一般也可以增大某些反应的反应速率
      • 形成原电池可以加快反应速率
  • 外界条件的变化对反应速率的影响
    • 升温，v（正）、v（逆）一般均加快，吸热反应增加的倍数大于放热反应增加的倍数
    • 降温，v（正）、v（逆）一般均减小，吸热反应减小的倍数大于放热反应减小的倍数
    • 加压，对有气体参加生成的可逆反应，v（正）、v（逆）均增大，气体分子数大的一侧增大的倍数大于气体分子数小的一侧增大的倍数
    • 减压，v（正）、v（逆）均减小，气体分子数大的一侧减小的倍数大于气体分子数小的一侧减小的倍数

化学平衡

• 化学平衡的建立、特征和标志
  • 可逆反应
    • 在相同条件下，既能向正反应方向进行又能向逆反应方向进行的反应叫作可逆反应
    • 可逆反应是不能进行到底的，不能实现完全转化
  • 化学平衡的建立
    • 当v（正）=v（逆）时，单位时间内同一物质消耗的量与生成的量完全相等，各物质的浓度和百分含量保持一定，即达到化学平衡状态
  • 化学平衡的特征
    • 逆
      • 只有可逆反应才能达到化学平衡状态
    • 动
      • 是动态平衡，正、逆反应仍在不断进行
    • 等
      • v（正）=v（逆）≠0
    • 定
      • 各组分的浓度及百分比含量保持一定
    • 变
      • 当影响化学平衡的外界条件发生变化使v（正）≠v（逆）时，平衡便会发生移动而使各组分的浓度、百分比含量发生变化直至建立新的平衡
    • 同
      • 外界条件不变时，最后达到的化学平衡状态是相同的，化学平衡状态只与反应条件有关而与反应途径无关
  • 化学平衡建立的标志
    • 化学平衡移动的根本原因是v（正）≠v（逆），移动的结果是v（正）=v（逆）
    • 混合物体系中各成分的含量
      • 各物质的物质的量或物质的量分数一定→平衡
      • 各物质的质量或质量分数一定→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、逆反应速率的关系
      • 在单位时间内消耗了m mol A，同时生成了m mol A，即v（正）=v（逆）→平衡
      • 在单位时间内消耗了n mol B，同时消耗了p mol C，则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，同时消耗了q mol D，均指v（逆）→不一定平衡
      • 单位时间内同一物质断裂的化学键与生成的化学键的物质的量相等→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
      • 混合气体的平均相对分子质量一定，m+n≠p+q时→平衡
      • 混合气体的平均相对分子质量一定，m+n=p+q时→不一定平衡
    • 温度
      • 任何化学反应都伴随着能量变化，当体系温度一定时（其他不变）→平衡
    • 体系的密度
      • 体系的密度不变→不一定平衡
    • 颜色
      • 含有有色物质的体系颜色不再变化→平衡
• 化学平衡的移动
• 平衡移动原理
  • 平衡移动原理（勒夏特列原理）
    • 如果改变影响平衡的一个条件，平衡就能向能够减弱这种改变的方向移动
  • 改变条件
    • 速率不变
      • 容积不变时充入稀有气体
    • 速率改变v（正）≠c（逆）
      • 程度相同
        • 使用催化剂
        • 改变压强（气体体积无变化）
        • 平衡不移动
      • 程度不同
        • 改变浓度
        • 改变压强
        • 改变温度
        • 平衡向“减弱”外界变化的方向移动
  • 注意事项
    • 平衡向“减弱”外界变化的方向移动，但不能“抵消”外界条件的变化
    • v（正增大不意味着平衡一定向正反应方向移动，只有v（正）＞v（逆）时才可以肯定平衡向正反应方向移动
    • 温度一定时平衡常数一定
    • 存在平衡且平衡发生移动时才能应用平衡移动原理
    • 当平衡向正反应方向移动时，反应物的转化率不一定提高，生成物的体积分数不一定增大。增大一种反应物的浓度会提高另一种反应物的转化率
• 化学平衡常数
  • 概念
    • 在一定温度下，当一个可逆反应达到化学平衡时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数，这个常数就是该反应的化学平衡常数，简称平衡常数，用K表示
    • 对于
      • 在一定温度下，
  • 注意事项
    • 化学平衡常数只与温度有关，与反应物或生成物的浓度无关
    • 反应物或生成物中有固体或纯液体存在时，由于其浓度可看作“1”而不代入公式
    • 化学平衡常数是指某一具体反应的平衡常数，若反应方向发生改变，则平衡常数改变
  • 应用
    • K值越大，平衡体系中生成物所占比例越大，它的正向反应进行的程度越大，反应进行的越完全，反应物转化率越高
    • 若用浓度商与K进行比较，可判断可逆反应是否达到平衡状态和反应进行的方向
      • Qс＜K，反应向正反应方向进行
      • Qc=K，反应达到平衡状态
      • Qc＞K，反应向逆反应方向进行
    • 利用K可判断反应的热效应
      • 升高温度，K增大，正移，正反应为吸热反应
      • 升高温度，K减小，逆移，正反应为放热反应
    • 计算转化率
• 化学反应进行的方向
  • 自发反应
    • 在一定条件下无需外界帮助就能自发进行的反应
  • 判断反应方向的依据
    • 焓判断
      • 许多自发过程都由能量较高状态向能量较低状态转化的倾向，绝大多数放热反应（△H＜0）都能自发进行，部分吸热反应也可以自发进行，如盐类的水解
    • 熵判断
      • 大都数自发反应有趋向于体系混乱度增大的倾向，若反应前后体系的混乱度增大，熵变△S＞0，有利于反应自发进行
    • 反应自发性的判断依据
      • △G=△H-T△S＜0，反应能自发进行
      • △G=△H-T△S=0，反应达到平衡状态
      • △G=△H-T△S＞0，反应不能自发进行

水溶液中的离子平衡

• 电解质和电离平衡
  • 强电解质和弱电解质
    • 电解质
      • 在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物
    • 非电解质
      • 在水溶液里和熔融状态下均不能导电的化合物
        • 蔗糖、酒精
    • 强电解质
      • 在溶液中能全部电离的电解质
        • 强酸、强碱、绝大多数盐和部分活泼金属的氧化物
    • 弱电解质
      • 在溶液中只有部分电离的电解质
        • 弱酸、弱碱和水以及大多数化合物
  • 溶液的导电性和导电能力
    • 离子化合物（碱、盐）→熔融状态或溶于水
    • 强极性键化合物（酸）
    • 导电→被电解
    • 注意
      • 电解质不一定导电，导电的物质不一定是电解质
      • 导电能力取决于溶液离子浓度的大小
  • 弱电解质的电离平衡
    • 电离平衡的建立
    • 电离平衡的特征
      • 动
        • v（电离）=v（结合）≠0的动态平衡
      • 等
        • v（电离）=v（结合）
      • 定
        • 条件一定，分子和离子浓度一定
      • 变
        • 条件改变，平衡破坏，发生移动
    • 电离平衡的移动
      • 电离平衡受温度、浓度等因素的影响，加入与电解质含相同离子的盐或能与电解质发生反应的物质也能使电离平衡发生移动
      • 增大弱电解质浓度，平衡正移，但电离程度减弱
      • 减小弱电解质浓度（稀释），平衡正移，但电离程度增加
      • 越稀越电离
  • 电离常数
    • 概念
      • 在一定条件下，弱电解质的电离达到平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数，这个常数叫作电离平衡常数，简称电离常数，用K表示
    • 表示方法
      • 多元弱酸的电离是分步进行的，每步各有电离常数，通常用Ka₁、Ka₂、Ka₃表示，Ka₁＞Ka₂＞Ka₃
    • 影响因素
      • 温度
    • 意义
      • Ka越大，弱酸的电离程度越大，溶液浓度相同时c（H）﹢越大，弱酸的酸性越强
      • Ka越小，对应强碱弱酸盐水解程度越大
  • 电离方程式的书写
    • 强电解质
    • 弱电解质
      • • 多元弱酸分步电离，以第一步为主
        • 多元弱碱用一步电离表示
        • 两性氢氧化物双向电离
    • 酸式盐
      • 强酸的酸式盐完全电离
      • 弱酸的酸式盐强中有弱，分步电离
• 水的电离和溶液的酸碱性
  • 水的电离和水的离子积
    • 水的电离
      • 25℃时，1L纯水中只有1×10﹣⁷ mol的水分子发生电离
    • 水的离子积
      • 在一定温度下，c（H﹢）与c（OH﹣）的乘积是一个常数，简称水的离子积，用符号Kw表示，Kw=c（H﹢）·c（OH﹣）
      • 注意
        • 在一定温度下，水的离子积都是一个常数
        • Kw随温度的变化而变化，温度升高，Kw增大
        • 在任何水溶液中均存在水的电离平衡，都有H和OH﹣共存
        • 在酸性或碱性的稀溶液中，由水电离出的c（H﹢）和c（OH﹣）总相等
    • 水的电离平衡的移动
      • 酸、碱抑制水的电离，能水解的盐促进水的电离
  • 溶液的酸碱性与c（H﹢）、c（OH﹣）的关系
    • c（H﹢）=c（OH﹣）的溶液为中性溶液
    • c（H﹢）＞c（OH﹣）的溶液是酸性溶液
    • c（H﹢）＜c（OH﹣）的溶液是碱性溶液
  • 溶液的酸碱性和pH
    • pH
      • 水溶液里c（H﹢）的负对数叫作pH，即pH=-㏒c（H﹢）
      • 常温条件下，中性溶液pH=7，酸性溶液pH＜7，碱性溶液pH＞7
      • pH越小，c（H﹢）越大，溶液的酸性越强
      • pH越大，c（OH﹣）越大，溶液的碱性越强
    • pH的测定方法
      • pH试纸
        • 用洁净的玻璃棒蘸取待测溶液在pH试纸的中部，与标准比色卡对照，读出溶液的pH
      • 酸碱指示剂
  • 混合溶液酸碱性的判断（25℃）
    • 酸碱pH之和为14，常温时等体积混合
      • 若为强酸强碱，则pH=7
      • 若为强酸弱碱，则pH＞7；若为弱酸与强碱，则pH＜7
      • 谁弱谁过量，谁弱显谁性
    • 常温时等体积的强酸（pH₁）与强碱（pH₂）混合
      • 若混合前pH₁+pH₂＞14时，则溶液呈碱性，pH（混）＞7
      • 若混合前pH₁+pH₂=14时，则溶液呈中性，pH（混）=7
      • 若混合前pH₁+pH₂＜14，则溶液呈酸性，pH（混）＜7
    • 强酸（pH₁）与强碱（pH₂）混合
      • 若pH₁+pH₂=14，则V酸=V碱
      • 若pH₁+pH₂≠14，则
  • 缓冲溶液
    • 概念
      • 一种能抵抗少量强酸、强碱和水的稀释而保持其pH基本不变的溶液
    • 原理
      • 同离子效应
  • 酸碱中和滴定
    • 定义
      • 用已知浓度的酸或碱来测定未知浓度的碱或酸的浓度的实验方法
    • 原理
      • 在滴定过程中会发生因pH突变而使指示剂发生颜色的变化，通过溶液的颜色变化判断终点，测出酸或碱溶液的体积，根据化学方程式中酸碱物质的量之比求出未知溶液的浓度
    • 计算公式
  • 中和滴定的误差分析
    • 以标准酸溶液滴定未知浓度的碱溶液
• 盐类的水解
  • 盐类的水解的概念及实质
    • 定义
      • 在溶液中由盐电离出来的离子跟水电离出来的H﹢或OH﹣结合生成弱电解质的反应
    • 实质
      • 弱酸根阴离子结合H﹢或弱碱阳离子结合OH﹣，破坏水的电离平衡，促进水的电离
    • 条件
      • 盐中必须有弱酸根阴离子或弱碱阳离子
    • 特征
      • 盐类的水解是吸热反应
  • 盐类水解的规律
    • 有弱才水解，无弱不水解；谁弱谁水解，谁强谁显性；越弱越水解，都弱双水解
  • 盐类水解反应的表示方法
    • 一元弱酸强碱盐和一元弱碱强酸盐
    • 多元弱酸强碱盐（正盐）
      • 分步进行，以第一步为主
    • 多元弱碱强酸盐
      • 一步到位
    • 弱酸的铵盐
      • 不用“↑”和“↓”
    • 完全双水解
      • 用“=”，并标示“↑”和“↓”
  • 影响水解平衡的因素
    • 内因
      • 盐本身的性质
        • 组成盐的酸根所对应的酸越弱或阳离子对应的碱越弱，水解程度就越大
    • 外因
      • 温度
        • 升温使水解程度增大，反之则减小
      • 浓度
        • 盐溶液越稀，水解程度越大，反之越小
        • 外加酸、碱等物质抑制或促进盐的水解
      • 溶液的酸碱性
        • 组成盐的离子能与水发生水解反应
          • 向盐溶液中加入H﹢，可抑制阳离子水解，促进阴离子水解；向盐溶液中加入OH﹣，能抑制阴离子水解，促进阳离子水解
  • 盐类水解的应用
    • 实验室配制和储存易水解的盐溶液
    • 某些活泼金属与强酸弱碱反应
    • 制备氢氧化铁胶体
    • 明矾、三氯化铁等净水
    • 苏打洗涤去油污
      • 加热，促进碳酸根的水解，碱性增强，去油污能力增强
    • 泡沫灭火器原理
      • 当两盐混合时，氢离子与氢氧根离子结合生成水，相互促进水解
    • 施用化肥
      • 铵态氮肥不能与草木灰使用
    • 判断某些盐溶液的酸碱性
    • 某些盐溶液加热蒸干产物
    • 比较盐溶液中离子浓度大小或离子数多少
    • 判断盐溶液中离子种类的多少
    • 某些试剂的实验室贮存
    • 证明弱酸或弱碱的某些实验可以考虑盐的水解
    • 采用促进溶液中某些盐的水解，使之生成氢氧化物沉淀，以除去溶液中某些金属离子
  • 溶液中的三个守恒关系
    • 电荷守恒
      • 电解质溶液中，不论存在多少种离子。溶液总是呈电中性的，阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数
    • 物料守恒
      • 电解质溶液中，由于某些离子能电离或水解，粒子种类繁多，但原子总是守恒的
    • 质子守恒
      • 由水电离出来的c（H﹢）始终相等与c（OH﹣）
• 难溶电解质的溶解平衡
  • 固体物质的溶解度
    • 易溶（＞10g）、可溶（1g-10g）、微溶（0.1g-1g）、难溶（＜0.01g）
  • 溶解平衡
    • 溶解平衡的建立
      • 溶解
        • 一方面在水分子的作用下，分子或离子脱离固体表面进入水中
      • 结晶
        • 另一方面，溶液中的分子或离子又在未溶解的固体表面聚集成晶体
      • 当这两个相反的过程的速率相等时，物质的溶解达到最大限度，形成饱和溶液，达到溶解平衡状态
    • 沉淀溶解平衡
      • 绝对不溶解的物质是不存在的，任何难溶物质的溶解度都不为零
    • 溶解平衡的特征
      • 动
        • 动态平衡，溶解的速率和沉淀的速率并不为0
      • 等
        • v（溶解）=v（沉淀）
      • 定
        • 达到平衡时，溶液中离子的浓度保持不变
      • 变
        • 条件改变，平衡移动达到新的平衡
  • 沉淀溶解平衡常数--溶度积
    • 定义
      • 在一定条件下，难溶物质的饱和溶液中，存在沉淀溶解平衡，其平衡常数叫作溶度积常数或溶度积，用符号Ksp表示
    • 表达式
    • 意义
      • 溶度积反映了难溶电解质在水中的溶解能力
      • 对于阴阳离子个数比相同的电解质，Ksp的数值越大，电解质在水中的溶解能力越强
    • 影响Ksp的因素
      • 只与难溶电解质的性质和温度有关
  • 影响沉淀溶解平衡的因素
    • 内因
      • 难溶电解质本身的性质
    • 外因
      • 浓度
        • 加水冲稀，沉淀溶解平衡向溶解的方向移动，但Ksp不变
      • 温度
        • 多数难溶电解质在升高温度时沉淀溶解平衡向溶解方向移动，Ksp变大
      • 同离子效应
        • 向沉淀溶解平衡体系中，加入相同的离子，使平衡向沉淀方向移动，但Ksp不变
      • 其他
        • 向沉淀溶解平衡体系中加入可与体系中某些离子反应生成更难溶物质或气体的离子，使平衡向溶解的方向移动，Ksp不变
  • 沉淀的溶解
    • Qc＜Ksp时，沉淀向溶解的方向进行
      • 酸碱溶解法
        • 借助水、弱酸、弱碱使难溶物的离子浓度降低
      • 配位溶解法
        • 在难溶物中加入配位剂，形成配合物降低难溶物的离子浓度
      • 氧化还原溶解法
        • 通过氧化还原反应使难溶物的离子浓度降低
      • 沉淀转化溶解法
        • 难溶物转化为沉淀再溶解
    • Qc=Ksp时，平衡
    • Qc＞Ksp时，生成沉淀
  • 沉淀的转化
    • 定义
      • 由一种难溶物质转化为另一种更难溶物质的过程
    • 实质
      • 离子反应和沉淀溶解平衡的移动

电化学

• 原电池
  • 原电池的定义和原理
    • 定义
      • 把化学能转化为电能的装置叫作原电池
    • 必要条件
      • 必须能自发地发生氧化还原反应
    • 正负极判断
      • 发生氧化反应的一极是负极，发生还原反应的是正极
  • 原电池符号
    • 原电池可用符号“（-）电极|电解质溶液|电极（+）”表示
    • 一个电池由两个半反应组成
      • 负极为氧化反应（失电子）
      • 正极为还原反应（得电子）
    • 每个半电极都是由两种物质组成
      • 一种是高氧化态的氧化型物质
      • 一种是低氧化态的还原型物质
    • 凡参加氧化还原反应及电极反应的物质，有的自身虽未发生氧化还原反应，在原电池符号中仍需表示出来
    • 若氧化还原反应电对中存在金属单质，可直接采用金属单质作电极；否则，需加一种不参与电极反应的惰性材料作电极导电体
  • 原电池的电势
  • 原电池正负极的判断方法
    • 组成原电池两极材料的判断
      • 一般是活泼的金属为负极，活动性较弱的金属或能导电的非金属为正极
    • 根据电流方向或电子流动方向判断
      • 电流由正极流向负极，电子由负极流向正极
    • 根据原电池中电解质溶液中离子的移动方向判断
      • 阳离子移向正极，阴离子移向负极
    • 根据原电池两极得失电子来判断
      • 负极发生氧化反应，正极发生还原反应
• 化学电源
  • 化学电源的概念与分类
    • 一次电池--碱性锌锰干电池
      • 负极是Zn，正极是MnO₂
      • 不能充电再生
    • 二次电池
      • 铅蓄电池可放电也可充电
      • 充电
        • 当放电进行到硫酸浓度降低，溶液密度达到1.18 g/cm³时应停止放电，需碱蓄电池进行充电
      • 放电
        • 溶液密度增加至1.28 g/cm³时，应停止充电
    • 燃料电池
      • 氢氧燃料电池是目前最成熟的燃料电池，分为碱性和酸性
  • 原电池原理的应用
    • 加快氧化还原反应的速率
    • 比较金属活动性强弱
    • 用于金属的保护
      • 使保护的金属制品作原电池正极而得到保护
  • 化学电源的设计
    • 将已知的氧化还原反应拆分为两个半反应
    • 电极材料的选择
      • 选择还原性较强的物质作为负极，氧化性较强的物质作为正极，原电池的电极必须导电，电池中的负极必须能够与电解质溶液或其中溶解的物质反应
    • 电解质溶液的选择
      • 电解质溶液一般要能够与负极发生反应，或电解质溶液中溶解的其他物质能与负极发生反应
• 电解原理
  • 电解原理及其应用
    • 概念
      • 使电流通过电解质溶液（或熔融的电解质）而在阴、阳两极引起氧化还原反应的过程
    • 电解池
      • 装置特点
        • 电能转变为化学能，有外接电源
      • 形成条件
        • 与电源相连的两个电极
        • 电解质溶液（或熔融的电解质）
        • 形成闭合回路
      • 反应原理（以电解CuSO₄溶液为例）
        • 电子流向
        • 电解结果
          • 在两极上有新物质生成
        • 电解反应方程式
      • 应用
        • 氯碱工业
          • 电解饱和食盐水制取烧碱、氢气、氯气
        • 电镀
          • 概念
            • 应用电解原理在某些金属表面镀上一薄层其他金属或合金的方法
          • 形成条件
            • 镀件作阴极
            • 镀层金属作阳极
            • 电镀液中含有镀层金属离子
        • 冶金工业
          • 电解法精炼铝、铜
  • 金属的腐蚀与防护
    • 化学腐蚀
      • 直接与氧化剂反应产生的腐蚀
    • 电化学腐蚀
      • 析氢腐蚀
      • 吸氧腐蚀
    • 金属防护
      • 改变金属的内部结构
      • 在金属表面覆盖保护层
      • 电化学保护法
        • 牺牲阳极的阴极保护法--原电池原理
          • 正极（阴极）：被保护的金属设备
          • 负极（阳极）：比被保护的金属活泼的金属
        • 外加电流的阴极保护法--电解原理
          • 阴极：被保护的金属设备
          • 阳极：惰性电极
• 原电池和电解池的比较
• 化学腐蚀与电化学腐蚀的区别