人教版新教材高一化学必修2第5章 化工生产中的重要非金属元素第6章化学反应与能量 背诵清单.docx

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人教版新教材高一化学必修2第5章化工生产中的重要非金属元素第6章化学反应与能量背诵清单

第五章　化工生产中的重要非金属元素

第一节　硫及其化合物

一、.硫单质

（1）物理性质

①单质硫俗称硫黄，是一种黄色晶体，质脆，易研成粉末。

②难溶于水，微溶于酒精，易溶于二硫化碳。

（2）化学性质

①与金属反应

Fe＋S

FeS　2Cu＋S

Cu2S

②与H2反应H2＋S

H2S　（反应慢）

③与O2反应S＋O2

SO2

2.硫的氢化物：

H2S具有强还原性，稳定性：

H2O＞HCl＞H2S。

H2S＋Cl2===2HCl＋S↓　2H2S＋O2===2H2O＋S↓

非金属性：

Cl、O＞S。

3.二氧化硫：

（1）物理性质：

无色，有刺激性气味，有毒，易溶于水，密度比空气大

（2）化学性质

①具备酸性氧化物的通性，写出下列反应的化学方程式：

a．与H2O反应：

SO2＋H2OH2SO3；可逆反应

b．与足量NaOH溶液反应：

SO2＋2NaOH===Na2SO3＋H2O。

②具有漂白性。

SO2能与品红等有色物质生成不稳定的无色物质，而使其褪色。

③具有还原性。

SO2与O2反应的化学方程式为2SO2＋O2

2SO3。

可使氯水、溴水、碘水和酸性高锰酸钾溶液褪色

SO2＋Cl2＋2H2O===2HCl＋H2SO4，

SO2＋Br2＋2H2O===2HBr＋H2SO4，

SO2＋I2＋2H2O===2HI＋H2SO4，

5SO2＋2KMnO4＋2H2O===2MnSO4＋K2SO4＋H2SO4

5SO2＋2MnO

＋2H2O===2Mn2＋＋5SO

＋4H＋

④具有氧化性。

SO2＋2H2S===3S↓＋2H2O。

（4）用途

①漂白纸浆、毛、丝、草帽辫等；

②用于杀菌消毒。

葡萄酒

（5）SO2的实验室制法。

Na2SO3＋H2SO4（浓）===Na2SO4＋SO2↑＋H2O

4.三氧化硫：

标况下，三氧化硫是固体。

具有酸性氧化物的通性。

与水反应：

SO3＋H2O===H2SO4

与碱性氧化物反应：

SO3＋CaO===CaSO4

与碱反应：

SO3＋Ca（OH）2===CaSO4↓＋H2O

5.硫酸

（1）工业制硫酸的原理

4FeS2＋11O2

2Fe2O3＋8SO2。

（2）．硫酸的电离：

H2SO4是二元强酸，在水中的电离方程式为

H2SO4===2H＋＋SO42-。

3．稀硫酸的性质（具有酸的通性）

4．浓硫酸的“三大”特性

（1）吸水性：

浓硫酸能够吸收气体、液体中的水分子及固体中的结晶水，故常用作干燥剂。

用于干燥酸性气体和中性气体，如Cl2，SO2，CO2，HCl，H2，O2。

氨气不能用浓硫酸干燥。

（2）脱水性：

浓硫酸能把有机物（如蔗糖、纤维素等）中的氢、氧元素按水的原子组成比脱去，常常剩余黑色的炭（称为碳化现象）。

（3）强氧化性

①与金属的反应：

常温下与活泼金属反应（铁、铝除外）表现强氧化性和酸性，生成硫酸盐和SO2，硫酸浓度变小后，生成的气体为H2。

除金、铂以外的绝大多数金属都能与浓硫酸作用。

如Cu和浓硫酸反应的化学方程式：

Cu＋2H2SO4（浓）

CuSO4＋SO2↑＋2H2O

②Fe、Al的钝化。

常温下，当Fe、Al遇到浓硫酸时，会与浓硫酸发生反应，表面生成一层致密的氧化物薄膜而出现“钝化”现象。

。

③与非金属的反应：

加热时与木炭反应

C＋2H2SO4（浓）

CO2↑＋2SO2↑＋2H2O。

5．硫酸的用途

（1）重要的化工原料，实验室必备的重要试剂。

（2）工业上可用于制化肥、农药、炸药、染料、盐类等。

（3）用于精炼石油、金属加工前的酸洗及制取各种挥发性酸，作干燥剂等。

6．硫酸根离子的检验（SO

的检验）

试剂：

稀盐酸和BaCl2溶液

操作方法：

取待测液，先加过量稀盐酸，无明显现象，再加BaCl2溶液，出现白色沉淀。

则待测液中含有SO

。

提示　加入稀盐酸的目的是排除CO

、SO

的干扰。

因为CO

、SO

和SO

与Ba2＋都可生成白色沉淀，但BaSO4不会溶解在盐酸中。

不能加入稀硫酸，否则会引入SO

。

7．粗盐的提纯

（1）粗盐中的杂质：

不溶性杂质（泥沙等），可溶性杂质（硫酸盐如Na2SO4，MgCl2，CaCl2等）

（2）除杂方法：

不溶性杂质采用溶解过滤的方法除去，可溶性杂质先转化为难溶于水的沉淀，再过滤除去。

（3）粗盐中可溶性杂质转化方法。

杂质

加入的试剂

化学方程式

硫酸盐Na2SO4

BaCl2溶液

Na2SO4＋BaCl2===BaSO4↓＋2NaCl

MgCl2

NaOH溶液

MgCl2＋2NaOH===Mg（OH）2↓＋2NaCl

CaCl2

Na2CO3溶液

CaCl2＋Na2CO3===CaCO3↓＋2NaCl

（4）为了除去粗盐中的Ca2＋、Mg2＋、SO

和泥沙，操作步骤为：

①将粗盐溶于水

②加过量BaCl2溶液，作用将SO

完全转化为沉淀，

③加过量NaOH溶液，作用_将MgCl2完全转化为沉淀，

④加过量Na2CO3溶液，作用_将CaCl2和过量的MgCl2完全转化为沉淀

⑤过滤，作用__分离除去沉淀__

⑥加适量盐酸，作用__除去过量Na2CO3除去_

⑦加热蒸发，冷却结晶，作用_除去过量稀盐酸_。

也可调整为，①③②④⑤⑥⑦或者①②④③⑤⑥⑦_

8.不同价态含硫物质的转化

（1）硫元素的化合价及对应的常见物质

化合价

－2

0

＋4

＋6

代表

物质

H2S、Na2S、

NaHS、FeS、

CuS

S

SO2、H2SO3、

Na2SO3、

NaHSO3

SO3、H2SO4、

Na2SO4、

NaHSO4

性质

还原性，易被O2、Cl2等强氧化剂氧化

还原性，易被O2、Cl2等强氧化剂氧化。

可使氯水、溴水、碘水和酸性高锰酸钾溶液褪色

（2）硫及其化合物的常见转化

（2）写出下列反应方程式

①亚硫酸空气中被氧化：

2H2SO3＋O2===2H2SO4。

②工业上或实验室用亚硫酸钠与浓硫酸反应制备二氧化硫：

Na2SO3＋H2SO4（浓）===Na2SO4＋SO2↑＋H2O。

③长期暴露在空气中的亚硫酸钠会被空气中的氧气氧化成硫酸钠：

2Na2SO3＋O2===2Na2SO4。

④实验室常用过量氢氧化钠溶液吸收二氧化硫尾气，生成亚硫酸钠：

2NaOH＋SO2===Na2SO3＋H2O。

（3）转化规律

含硫物质多种多样，在一定条件下可相互转化。

通过氧化还原反应可实现含有不同价态硫元素的物质之间的转化；通过非氧化还原反应可实现含有相同价态硫元素的不同物质间的转化。

练习5．已知A是一种不溶于水的固体，在一定条件下有下列转化关系（部分产物及H2O省略）。

写出转化过程的方程式：

A―→B______________________________________________

A―→C______________________________________________

B+C―→A___________________________________________

A―→D______________________________________________

F（浓）―→C___________________________________________

D+F―→B____________________________________________

第二节　氮及其化合物

1.氮的存在：

自然界中氮元素主要以单质的形式存在。

2.氮的固定：

使空气中游离态的氮转化为含氮化合物。

即单质变成化合物。

3．氮气的物理性质：

无色，无味，密度比空气小，难溶于水

4．氮气的化学性质

（1）N2与Mg反应N2＋3Mg

Mg3N2

（2）N2与O2反应：

打雷时或汽车引擎中发生的反应为

N2＋O2

2NO。

（3）N2与H2的反应：

合成氨反应

N2＋3H2

2NH3。

可逆反应：

5．不同价态的氮的氧化物

氧化物

N2O

NO

N2O3

NO2

N2O4

N2O5

对应氮的化合价

＋1

＋2

＋3

＋4

＋4

＋5

6．NO和NO2

（1）物理性质

NO：

无色无味气体，有毒，不溶于水。

NO2：

红棕色刺激性气味气体，有毒，易溶于水。

（2）相互转化

①NO→NO2：

2NO＋O2===2NO2，

②NO2→NO：

3NO2＋H2O===2HNO3＋NO。

③4NO2＋O2＋2H2O===4HNO3

NO2和O2的混合气体溶于水时涉及反应③

＝

恰好完全反应；

＜

，O2过量并剩余；

＞

，NO2过量又发生反应①，剩余NO。

④4NO＋3O2＋2H2O===4HNO3

NO和O2的混合气体溶于水时涉及反应④，

＝

，恰好完

全反应，

＜

，O2过量并剩余；

＞

，NO过量并剩余。

利用原子个数比分析氮氧化物与氧气的混合气体溶于水

N（N）∶N（O）

[典例示范2]　按如图进行实验，试管内装有12mLNO，然后间歇而缓慢地通入8mLO2，下面有关实验最终状态的描述正确的是（　　）

A．试管内气体呈红棕色

B．试管内气体为无色的NO

C．试管内气体为无色的O2

D．试管内充满了液体

[解析]　据题意在装有NO的试管内通入O2时依次发生反应2NO＋O2===2NO2,3NO2＋H2O===2HNO3＋NO，二者相加得总反应为4NO＋3O2＋2H2O===4HNO3，由于

＝

＝

>

，即NO过量，试管内剩余气体为无色的NO，液体未充满试管。

[答案]　B

7．氨的性质NH3

（1）物理性质：

无色刺激性气味气体，密度0.771g/L，比空气的密度小，

极易溶于水，1体积水能溶解700体积NH3，可以做喷泉实验。

沸点－33.5℃，易液化可用作制冷剂。

。

（2）化学性质

①与水反应：

NH3＋H2ONH3·H2O。

②与盐酸反应：

NH3＋HCl===NH4Cl。

氨气与氯化氢气体相遇时产生白烟。

氨是氮肥工业、有机合成工业及制造硝酸、铵盐和纯碱的原料。

③催化氧化反应：

4NH3＋5O2

4NO＋6H2O。

生成的NO进而氧化生成NO2，用来制造硝酸。

8．氨水的性质

（1）弱碱性，电离方程式：

NH3·H2ONH

＋OH－，能使红色石蕊试纸变蓝。

故氨气可使湿润的红色石蕊试纸变蓝。

用于检验氨气。

（2）不稳定性，受热分解：

NH3·H2O

NH3↑＋H2O。

注意：

氨是常见气体中唯一一种碱性气体，也是中学阶段学习的唯一一种能与酸反应生成盐、能使湿润的红色石蕊试纸变蓝的气体，在推断题中经常出现。

氨与酸反应的实质是NH3与H＋结合形成NH

。

氨易与酸反应生成盐，故不能用浓硫酸干燥。

浓硝酸、浓盐酸等挥发性酸遇氨会产生白烟，利用这点可以检验浓氨水或氨的存在。

硫酸、磷酸等难挥发性酸虽能与氨反应生成铵盐，但不会产生白烟。

9.铵盐：

铵根离子（NH

）和酸根离子构成的化合物。

（1）物理性质：

绝大多数铵盐都是白色晶体，易溶于水。

（2）化学性质：

①受热易分解

NH4Cl受热分解：

NH4Cl

NH3↑＋HCl↑。

NH4HCO3受热分解：

NH4HCO3

NH3↑＋H2O＋CO2↑。

②与碱反应

（NH4）2SO4与NaOH反应的化学方程式为

（NH4）2SO4＋2NaOH

Na2SO4＋2H2O＋2NH3↑。

10．NH

的检验：

取少量样品或溶液于试管中，再加入浓的NaOH溶液，加热产生能使湿润的红色石蕊试纸变蓝色的气体（或将蘸有浓盐酸的玻璃棒靠近管口，若有白烟产生），证明样品或溶液中含有NH

。

（1）NH3、HCl两种气体不能大量共存，相遇即生成固态的氯化铵晶体，若在密闭容器中会导致容器内气体压强急剧下降。

（2）氯化铵分解生成的氨气与氯化氢气体遇冷又会结合生成氯化铵。

故不能利用加热NH4Cl分解制取NH3。

根据教材中给出的问题设计简单的实验方案，完成实验操作，观察物质及其变化的现象，培养科学探究与创新意识的素养。

10．实验室常规制取氨气

反应原理：

2NH4Cl＋Ca（OH）2

CaCl2＋H2O＋2NH3↑

干燥试剂：

碱石灰

收集方法：

向下排空气法

验满方法：

a.用湿润的红色石蕊试纸置于试管口，试纸变蓝色。

b.将蘸有浓盐酸的玻璃棒置于试管口，有白烟产生。

[易错提醒]　

（1）本实验中试剂的选取：

NH4Cl可用（NH4）2SO4等代替，但不能用NH4HCO3或NH4NO3代替，因为NH4HCO3、NH4NO3受热分解产生杂质气体。

（2）消石灰不能用KOH或NaOH代替，因为KOH和NaOH易吸水、易结块，不利于产生NH3，且高温下腐蚀试管。

（3）氯化钙不能干燥氨气：

尽管CaCl2是中性干燥剂，但能够与氨气发生反应生成CaCl2·8NH3，故不能用无水氯化钙来干燥氨气。

2．实验室快速制取氨气的方法

（1）加热浓氨水制氨，利用NH3·H2O

H2O＋NH3↑。

其装置如图甲所示。

（2）浓氨水与生石灰：

利用生石灰和水反应减少水的同时放出大量的热，使NH3逸出。

其装置如图乙所示。

（3）浓氨水和固体NaOH：

利用NaOH的吸水性和溶于水放热的性质，使NH3逸出。

（4）浓氨水与碱石灰：

利用

（2）（3）方法的原理。

3．氨气的干燥装置

通常用碱石灰干燥氨气，不能用五氧化二磷、浓硫酸和无水氯化钙干燥。

4．尾气处理

多余的氨要吸收掉（可在导管口放一团用水或稀硫酸浸湿的棉花球）以避免污染空气。

在尾气吸收时要防止倒吸，常采用的装置有：

11.硝酸

（1）挥发性：

硝酸越浓越易挥发。

（2）强氧化性:

碱性、中性条件下，NO

无氧化性，但在酸性条件下，NO

能表现出强氧化性。

①除Au、Pt以外的绝大多数金属都能与硝酸反应。

常温下，冷的浓硝酸能使Fe、Al钝化。

②与铜反应

浓硝酸：

Cu＋4HNO3（浓）===Cu（NO3）2＋2NO2↑＋2H2O；

稀硝酸：

3Cu＋8HNO3（稀）===3Cu（NO3）2＋2NO↑＋4H2O。

离子方程式：

_________________________________________

③木炭与浓硝酸反应：

C＋4HNO3（浓）

CO2↑＋4NO2↑＋2H2O。

3．不稳定性

（1）化学方程式：

4HNO3

2H2O＋4NO2↑＋O2↑。

（2）实验室中浓硝酸显黄色的原因：

浓硝酸分解生成的NO2又溶于硝酸所致。

4．用途

硝酸用途广泛，是制炸药、染料、塑料的原料，也是化学实验室的必备试剂。

第三节无机非金属材料

一、传统的无机非金属材料——硅酸盐产品

硅酸盐产品

原料

主要设备

主要成分

陶瓷

黏土

陶瓷窑

—

玻璃

纯碱、石灰石和石英砂

玻璃窑

Na2SiO3、CaSiO3和SiO2

水泥

黏土和石灰石

水泥回

—

二、硅：

硅在自然界主要以硅酸盐（如地壳中的大多数矿物）和氧化物SiO2（如水晶、玛瑙）的形式存在。

1．硅的性质：

（1）物理性质：

晶体硅是有金属光泽的灰黑色固体，熔点高，硬度大，有脆性，导电性介于导体和绝缘体之间，是良好的半导体材料。

。

（2）化学性质

①Si＋O2

SiO2；Si＋2Cl2

SiCl4

②Si＋2NaOH＋H2O===Na2SiO3＋2H2↑，硅与碱反应：

此反应中Si是还原剂，H2O是氧化剂，NaOH既不是氧化剂又不是还原剂。

③Si能跟氢氟酸反应：

Si＋4HF===SiF4↑＋2H2↑。

2．硅的制取

①SiO2＋2C

Si＋2CO↑，制备粗硅时，生成的气体是CO，不是CO2。

由于Si与C两种单质在高温下可以反应，所以还可能生成SiC。

②Si＋3HCl

SiHCl3＋H2↑，

③SiHCl3＋H2

Si＋3HCl。

三、二氧化硅SiO2

1．二氧化硅：

（1）存在：

石英、水晶、玛瑙、光导纤维、沙子的主要成分是SiO2。

（2）结构：

正四面体形状，每个Si的周围结合4个O，Si在中心，O在4个顶角，SiO2晶体是空间立体网状结构，其中硅与氧原子个数比为1∶2。

（3）物理性质：

熔点高，硬度大，不溶于水

（4）化学性质

①具有酸性氧化物的通性。

a．可与NaOH溶液反应，SiO2＋2NaOH===Na2SiO3＋H2O。

石英坩埚和瓷坩埚的主要成分是SiO2，所以它们都不能用来熔融NaOH。

硅酸钠水溶液称泡花碱或水玻璃，是混合物，溶液呈碱性。

具有阻燃的功能，可用于生产黏合剂和防火剂防火剂。

水玻璃可用于生产黏合剂和防火剂。

故不能用带玻璃塞的试剂瓶盛装NaOH等碱性溶液。

b．可与氧化钙反应，SiO2＋CaO

CaSiO3。

②高温下与盐的反应。

工业上制玻璃时，SiO2可与部分盐反应：

SiO2分别与CaCO3、Na2CO3的反应

SiO2＋CaCO3

CaSiO3＋CO2↑、

Na2CO3＋SiO2

Na2SiO3＋CO2↑。

③特性：

除氢氟酸外，SiO2一般不与其他酸反应，SiO2与HF溶液反应，

SiO2＋4HF===SiF4↑＋2H2O。

氢氟酸应保存在塑料瓶中。

（5）用途

①沙子是基本的建筑材料。

②纯净的SiO2是用于制作现代光学仪器，也可以制作光导纤维。

③石英和玛瑙制作饰物和工艺品。

④实验室中使用石英坩埚。

三．硅酸

1.制备：

弱酸性,H2SiO3酸性比H2CO3酸性更弱

（1）向Na2SiO3溶液中通入少量CO2，生成白色沉淀：

Na2SiO3＋CO2＋H2O===H2SiO3↓＋Na2CO3。

（2）Na2SiO3溶液呈碱性；滴加稀盐酸后有白色胶状物。

Na2SiO3＋2HCl===2NaCl＋H2SiO3↓

2.不稳定性：

H2SiO3不稳定，受热易分解：

H2SiO3

SiO2＋H2O。

第六章　化学反应与能量

第一节　化学反应与能量变化

一、化学反应与热能

1．吸热反应和放热反应：

（1）放热反应：

放出热量的化学反应。

结果导致体系温度升高。

常见的放热反应：

①活泼金属与酸或水的反应。

②酸碱中和反应

③燃烧、爆炸。

④大多数化合反应，如CaO+H2O===Ca（OH）2NH3+HCl==NH4Cl

⑤缓慢氧化如食物变质腐败。

（2）吸热反应：

吸收热量的化学反应。

使体系温度下降。

①Ba（OH）2·8H2O与NH4Cl的反应

Ba（OH）2·8H2O＋2NH4Cl===BaCl2＋2NH3↑＋10H2O

②大多数分解反应，如碳酸钙分解，氯化铵分解等

③以碳，氢气为还原剂的一些需要一直加热才能进行的反应。

如：

C＋H2O（g）

CO＋H2C＋CO2

2CO

3C＋Fe2O3

2Fe+3COH2+CuO

Cu+H2O

2.化学反应中能量变化的决定因素——宏观角度

（1）物质的能量与反应放出、吸收能量的关系

放热反应：

反应物总能量>生成物总能量

吸热反应：

反应物总能量<生成物总能量

（2）结论：

化学反应中的能量变化取决于反应物总能量与生成物总能量的相对大小。

（3）图示：

△Q=生成物总能量—反应物总能量

3．化学反应中能量变化的原因——微观角度

（1）化学反应的实质：

原子之间重新组合，是反应物中旧化学键断裂和生成物中新化学键形成的过程。

（2）化学反应中能量变化的原因：

旧化学键断裂吸收能量（Q吸），新化学键形成放出能量（Q放）。

Q吸

Q吸>Q放反应吸热

（3）△Q=Q吸—Q放

①若ΔQ>0，说明反应物分子断键时吸收的总能量>生成物分子成键时放出的总能量，即反应吸收能量。

②若ΔQ<0，说明反应物分子断键时吸收的总能量<生成物分子成键时放出的总能量，即反应放出能量。

（2）实例：

a．断裂1molH—H键（H—H→2H）吸收436kJ能量，形成1molH—H键（2H→H—H）放出436kJ能量；

b．断裂4molC—H键（CH4→C＋4H）吸收1660kJ能量，形成1molC—H键（C＋H→C—H）放出415kJ能量。

4．化学能转化为热能的运用

（1）化学能通过化学反应转化成热能，为人类的生存和发展提供了所需要的能量和动力，如化石燃料的燃烧、炸药开山、发射火箭等。

（2）热能转化为化学能是人们进行化学科学研究、研制新物质不可缺少的条件和途径，如高温冶炼金属、分解化合物等。

二、化学反应与电能

1．化学能可转化成热能、光能、电能等。

2．电能：

使用电器时都需要电能。

电能是现代社会中应用最广泛、使用最方便、污染最小的一种二次能源，又称电力。

3．火力发电：

火力发电（火电）是通过化石燃料（如煤、石油、天然气）燃烧，使化学能转变为热能，加热水使之汽化为蒸汽以推动蒸汽轮机，然后带动发电机发电。

火力发电过程中，化学能经过一系列能量转换过程，该过程可表示为：

化学能

热能

机械能

电能

其中，燃烧（氧化还原反应）是使化学能转换为电能的关键。

4．化学能与电能的直接转化

化学能可通过氧化还原反应直接转化成电能。

5.原电池：

（1）概念：

原电池是将化学能转化为电能的装置；原电池的反应本质是氧化还原反应。

（2）原电池的构成要素

①自发的氧化还原反应。

②两个电极：

具有活动性不同的两个电极（金属与金属或金属与能导电的非金属）；一般，负极比正极活泼。

负极氧化，正极还原。

一般负极逐渐溶解，正极质量增加或者有气体产生。

③电解质溶液：

两电极均插入电解质溶液中；

④闭合回路：

用导线连接两极，电解质溶液用盐桥连接，形成闭合回路。

（3）原电池工作原理

①负极氧化，正极还原。

②电子由负极经导线流向正极。

而电流是由正极经导线流向负极。

电子的流向与电流的方向相反。

③电解质溶液中阳离子移向正极，阴离子移向负极。

3.电极反应式的书写：

一般先写电池总反应为氧化还原反应，将总反应拆成氧化反应和还原反应，负极氧化，正极还原。

1．负极反应式的书写

（1）先判断负极材料，然后再分析其反应特点，并注意电解质溶液的成分对电极产物的影响。

一般负极，是金属失电子生成金属阳离子，再考虑产生的离子是否与电解质溶液中的离子发生反应。

如铅蓄电池（Pb—PbO2—H2SO4）的负极是Pb，其负极反应特点是Pb失去电子生成Pb2＋，

Pb2＋与电解质溶液中的SO

反应生成PbSO4，负极反应式是

Pb－2e－＋SO

===PbSO4。

2．正极反应式的书写

（1）首先判断在正极发生反应的物质

①当负极材料与电解质溶液能自发的发生氧化反应时，在正极上发生电极反应的物质是电解质溶液中的某种微粒；

②当负极材料与电解质溶液不能自发的发生氧化反应时，在正极上发生电极反应的物质是溶解在电解质溶液中的O2。

（2）然后再根据具体情况写出正极反应式，在书写时也要考虑正极反应产物是否与电解质溶液反应的问题，若参与反应要叠加在一起书写。

（3）甲烷燃料电池用铂作电极插入KOH溶液中，

其正极反应式是O2＋2H2O＋4e－===4OH－；

铜锌原电池（Zn－Cu－H2SO4）的正极反应式是2H＋＋2e－===H2↑。

例如：

铜锌稀硫酸原电池铜，锌原电池（Zn－Cu－H2SO4）

总反应：

Zn＋H2SO4===ZnSO4＋H2↑

反应实