6．电解原理的应用
A、电解饱和食盐水（氯碱工业）
⑴反应原理阳极：
2Cl--2e-==Cl2↑
阴极：
2H++2e-==H2↑
总反应：
2NaCl+2H2O
H2↑+Cl2↑+2NaOH
B、电解冶炼铝（电解熔融氧化铝）
⑵原理
阳极2O2－－4e-=O2↑
阴极Al3＋+3e-=Al总反应：
4Al3++6O2ˉ
4Al+3O2↑
C、电镀：
用电解的方法在金属表面镀上一层金属或合金的过程。
⑴镀层金属作阳极，镀件作阴极，电镀液必须含有镀层金属的离子。
电镀铜原理：
阳极镀层金属Cu－2eˉ=Cu2+
阴极被镀件表面Cu2++2eˉ=Cu
E、电解精炼铜：
粗铜作阳极，精铜作阴极，电解液含有Cu2+。
铜前金属先反应但不析出，铜后金属不反应，形成“阳极泥”。
7、电镀铜、精炼铜比较
电镀铜
精炼铜
形成条件
镀层金属作阳极，镀件作阴极，电镀液必须含有镀层金属的离子
粗铜金属作阳极，精铜作阴极，CuSO4溶液作电解液
电极反应
阳极Cu－2e-=Cu2+
阴极Cu2++2e-=Cu
阳极：
Zn-2e-=Zn2+Cu-2e-=Cu2+等
阴极：
Cu2++2e-=Cu
溶液变化
电镀液的浓度不变
溶液中溶质浓度减小
8、电解方程式的实例（用惰性电极电解）：
电解质溶液
阳极反应式
阴极反应式
总反应方程式
（条件：
电解）
溶液酸碱性变化
CuCl2
2Cl--2e-=Cl2↑
Cu2++2e-=Cu
CuCl2=Cu+Cl2↑
——
HCl
2Cl--2e-=Cl2↑
2H++2e-=H2↑
2HCl=H2↑+Cl2↑
酸性减弱
Na2SO4
4OH--4e-=2H2O+O2↑
2H++2e-=H2↑
2H2O=2H2↑+O2↑
不变
H2SO4
4OH--4e-=2H2O+O2↑
2H++2e-=H2↑
2H2O=2H2↑+O2↑
消耗水，酸性增强
NaOH
4OH--4e-=2H2O+O2↑
2H++2e-=H2↑
2H2O=2H2↑+O2↑
消耗水，碱性增强
NaCl
2Cl--2e-=Cl2↑
2H++2e-=H2↑
2NaCl+2H2O=H2↑+Cl2↑+2NaOH
H+放电，碱性增强
CuSO4
4OH--4e-=2H2O+O2↑
Cu2++2e-=Cu
2CuSO4+2H2O=2Cu+O2↑+2H2SO4
OHˉ放电,酸性增强
9、化学腐蚀和电化腐蚀的区别
化学腐蚀
电化腐蚀
一般条件
金属直接和强氧化剂接触
不纯金属，表面潮湿
反应过程
氧化还原反应，不形成原电池。
因原电池反应而腐蚀
有无电流
无电流产生
有电流产生
反应速率
电化腐蚀＞化学腐蚀
结果
使金属腐蚀
使较活泼的金属腐蚀
10．吸氧腐蚀和析氢腐蚀的区别
电化腐蚀类型
吸氧腐蚀
析氢腐蚀
条件
水膜酸性很弱或呈中性
水膜酸性较强
正极反应
O2+4e-+2H2O==4OH-
2H++2e-==H2↑
负极反应
Fe－2e-==Fe2+
Fe－2e-==Fe2+
腐蚀作用
是主要的腐蚀类型，具有广泛性
发生在某些局部区域内
金属腐蚀速度：
电解池阳极＞原电池负极＞普通化学腐蚀＞原电池正极＞电解池阴极
（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
当用酸性电解质时，电极反应为：
负极：
2H2－4e—＝4H+；正极：
02+4H++4e—＝2H2O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
第二章反应速率与化学平衡
一、化学反应速率
1.概念:
用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增大来表示化学反应速率
计算公式：
单位：
mol·L-1·s-1
2.应用中应注意的问题
①反应速率是平均反应速率，不是瞬时速率
②对同一化学反应来说，用不同物质表示化学反应速率时所得数值往往不同，在比较速率大小时一定要转化到同一物质来比较
③、无论用任何物质来表示，无论浓度的变化是增加还是减少，都取正值，反应速率都为正数（没有负数）。
④、固体或纯液体的浓度是恒定不变的，一般不用纯液体或固体来表示化学反应速率
⑤、物质表示的化学反应速率数值之比等于化学方程式中各物质的系数之比
二，影响化学反应速率的因素
㈠、内因：
物质本身的结构和性质是化学反应速率大小的决定因素，反应类型不同有不同的化学反应速率，反应类型相同但反应物不同，化学反应速率也不同。
㈡、外界条件对化学反应速率的影响
1、浓度对化学反应速率的影响。
结论：
其他条件不变时，增大反应物的浓度，可以增大反应速率；减小反应物的浓度，可以减小化学反应的速率。
注意：
a、此规律只适用于气体或溶液的反应，对于纯固体或液体的反应物，一般情况下其浓度是常数，因此改变它们的量不会改变化学反应速率。
2、压强对反应速率的影响。
结论：
对于有气体参加的反应，若其他条件不变，增大压强，反应速率加快；减小压强，反应速率减慢。
3、温度对化学反应速率的影响。
结论：
其他条件不变，升高温度，可以增大反应速率，降低温度，可以减慢反应速率。
原因：
（1）浓度一定时，升高温度，分子的能量增加，从而增加了活化分子的数量，反应速率增大。
（2）温度升高，使分子运动的速度加快，单位时间内反应物分子间的碰撞次数增加，反应速率也会相应的加快。
前者是主要原因。
4、催化剂对化学反应速率的影响。
结论：
催化剂可以改变化学反应的速率。
正催化剂：
能够加快反应速率的催化剂。
负催化剂：
能够减慢反应速率的催化剂。
如不特意说明，指正催化剂。
原因：
在其他条件不变时，使用催化剂可以大大降低反应所需要的能量，会使更多的反应物分子成为活化分子，大大增加活化分子百分数，因而使反应速率加快。
5、其他因素：
如光照、反应物固体的颗粒大小、电磁波、超声波、溶剂的性质等，也会对化学反应的速率产生影响
6、有效碰撞：
能够发生化学反应的碰撞。
活化分子：
能量较高、有可能发生有效碰撞的分子。
化能：
活化分子的平均能量与所有分子平均能量之差。
分子百分数：
（活化分子数/反应物分子数）×100%
二．可逆反应
（1）可逆反应：
在相同条件下，能同时向正、逆反应方向进行的反应。
不可逆反应：
在一定条件下，进行得很彻底或可逆程度很小的反应。
（2）可逆反应的普遍性：
大部分化学反应都是可逆反应。
（3）可逆反应的特点：
①相同条件下，正反应和逆反应同时发生②反应物、生成物共同存在
③可逆反应有一定的限度（反应不能进行到底）
三、化学平衡
1.定义：
指在一定条件下的可逆反应里，正反应和逆反应的速率相等，反应混合物中各组分的浓度保持不变的状态
2化学平衡状态的标志
（1）υ正=υ逆（本质特征）
①同一种物质：
该物质的生成速率等于它的消耗速率。
②不同的物质：
速率之比等于方程式中各物质的计量数之比，但必须是不同方向的速率。
（2）反应混合物中各组成成分的含量保持不变（外部表现）：
①各组成成分的质量、物质的量、分子数、体积（气体）物质的量浓度均保持不变。
②各组成成分的质量分数、物质的量分数、气体的体积分数均保持不变。
③若反应前后的物质都是气体，且总体积不等，则气体的总物质的量、总压强（恒温、恒容）、平均摩尔质量、混合气体的密度（恒温、恒压）均保持不变。
④反应物的转化率、产物的产率保持不变。
3化学平衡常数
（1）定义:
在一定温度下，当一个可逆反应达到化学平衡时，生成物浓度系数之幂的积与反应物浓度系数之幂的积比值是一个常数，这个常数就是该反应的化学平衡常数。
用K表示。
（2）表达式：
aA（g）+bB（g）=cC（g）+dD（g）K=
[注意]
（1）K的意义：
K值越大，说明达到平衡时反应物的转化率也越大。
因此，平衡常数的大小能够衡量一个化学反应进行的程度。
（2）一定温度时，同一反应,其化学方程式书写方式、配平计量数不同，平衡常数表达式不同。
（3）在平衡常数的表达式中，物质的浓度必须是平衡浓度（固体、纯液体不表达）。
在稀溶液中进行的反应，水的浓度可以看成常数，不表达在平衡常数表达式中，但非水溶液中的反应，如果反应物或生成物中有水，此时水的浓度不能看成常数。
（4）K只与温度有关，与反应物或生成物浓度变化无关，与平衡建立的途径也无关，在使用时应标明温度。
温度一定时，K值为定值。
4、平衡转化率
（1）表达式:
物质在反应中已转化的量/该物质总量产品的转化率研究对象是反应物
化学平衡的移动
一、化学平衡的移动
（1）定义：
可逆反应中旧化学平衡的破坏，新化学平衡的建立过程
（2）移动的原因：
外界条件发生变化。
移动的方向：
由v正和v逆的相对大小决定。
①若V正＞V逆 ，平衡向正反应方向移动。
②若V正＝V逆 ，平衡不移动。
③若V正＜V逆 ，平衡向逆反应方向移动
（3）平衡移动的标志：
各组分浓度与原平衡比较发生改变。
二、影响化学平衡的条件
（1）增大反应物或减小生成物的浓度化学平衡向正反应方向移动
减小反应物或增大生成物的浓度化学平衡向逆反应方向移动
（2） A：
温度升高，会使化学平衡向着吸热反应的方向移动；
B：
温度降低，会使化学平衡向着放热反应的方向移动。
（3）A：
增大压强，会使化学平衡向着气体体积缩小的方向移动；
B：
减小压强，会使化学平衡向着气体体积增大的方向移动。
[注意]①对于反应前后气体总体积相等的反应，改变压强不能使化学平衡移动；
②对于只有固体或液体参加的反应， 改变压强不能使化学平衡移动；
（4）催化剂只能使正逆反应速率等倍增大，不能使化学平衡移动。
三、勒夏特列原理∶
如果改变影响平衡的条件之一（如温度，压强，以及参加反应的化学物质的浓度），平衡将向着能够减弱这种改变的方向移动。
第三章水溶液中的离子平衡
电解质：
在水溶液或熔融状态下能导电的化合物
非电解质：
在水溶液或熔融状态下不能导电的化合物
强电解质：
在水溶液中全部电离的电解质包括：
强酸强碱和大部分盐
弱电解质：
在水溶液中部分电离的电解质包括：
水弱酸H3PO4HF、甲酸、醋酸、H2CO3、H2S、HClO、H2SiO3HCN弱碱Fe（OH）3Cu（OH）2等不溶性碱NH3.H2O
一、电解质与非电解质判断注意点
1、电解质与非电解质都是化合物，所以单质和混合物既不是电解质也不是非电解质
2、电解质的本质要求是自身能电离出离子，有些物质溶于水时所得溶液能导电，但这些物质自身不电离而是生成了一些电解质，则这些物质不属于电解质，如CO2SO3
二、电离方程式的书写原则
1、强电解质：
完全电离符号用=
2、弱电解质：
部分电离符号可逆符号
①、多元弱酸的电离：
分步书写例：
H2S的电离H2S H＋ +HS- ；HS- H＋ +S2-
注意：
第一步为主，第二步一般相当微弱。
②、多元弱碱的电离：
一步书写例：
Al3＋ +3H2O Al（OH）3 +3H＋
三、几类化学平衡
弱电解质的电离
水的电离
盐类的水解
溶解平衡
研究对象
弱电解质
水
弱离子
难溶电解质
特征
1、电离吸热
2、分子离子共存
3、电离微弱
4、多元弱酸分步电离
1、吸热
2、电离程度小
3、常温下，纯水PH=7及
C（H+）=10-7
有弱才水解，无弱不水解。
越弱越水解，谁强显谁性
1、水解吸热
2、水解程度小
多数吸热（除Ca（OH）2）
影响因素
1、温度
2、浓度
3、同离子效应
4、离子反应
1、温度
2、浓度
3、同离子效应
4、离子反应
1、温度
2、浓度
3、同离子效应
4、离子反应
1、温度
2、浓度
3、同离子效应
4、离子反应
化学平衡常数表达式
电离常数K=
水的离子积Kw=C（H+）XC（OH-）
常温下=10-14
溶度积Ksp=
化学平衡常数意义及影响因素
K只与温度有关，温度升高K增大
K值越大弱电解质电离能力越强
Kw只与温度有关温度升高Kw增大。
Kw适用于纯水和水溶液
Ksp只与温度有关，越小代表其越难溶。
当Qc》Ksp析出沉淀
Qc《Ksp沉淀溶解
Qc=Ksp平衡状态
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