高中化學(xué)基本概念和基本理論總結(jié)(四)

高中化學(xué)基本概念和基本理論總結(jié)(四)

9.電解質(zhì)溶液

電解質(zhì)溶液是高中化學(xué)知識(shí)的重點(diǎn)和難點(diǎn)，包括如下幾個(gè)知識(shí)點(diǎn)：

（1）電解質(zhì)的概念。凡在水溶液中或熔化狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物叫電解質(zhì)，在上述兩種狀態(tài)都不能導(dǎo)電的化合物叫非電解質(zhì)。這里注意強(qiáng)調(diào)是化合物，象金屬單質(zhì)、石墨、溶液等都不在此范圍。能否電離是電解質(zhì)與非電解質(zhì)的區(qū)別，而對(duì)于電解質(zhì)來(lái)講，電離的程度也不盡相同。因此又根據(jù)電解質(zhì)電離是否完全分為強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)。強(qiáng)電解質(zhì)在水溶液中完全電離，全部以離子形式存在，它的電離方程式用“”來(lái)表示；弱電解質(zhì)在溶液中部分電離，主要以分子形式存在，電離方程式用“

”表示。（注意：象

、、、

等物質(zhì)的水溶

、、

液可導(dǎo)電，但它們不是電解質(zhì)，它們是非電解質(zhì)，其對(duì)應(yīng)的水合物

為電解質(zhì)；另外，難溶物如

包括弱酸、弱堿和水。）

雖然水溶液導(dǎo)電性能極差，因?yàn)殡x子濃度太小，但熔

化狀態(tài)下完全電離，因此仍屬?gòu)?qiáng)電解質(zhì)。強(qiáng)電解質(zhì)包括強(qiáng)酸、強(qiáng)堿和絕大多數(shù)的鹽，弱電解質(zhì)

（2）弱電解質(zhì)的電離平衡在一定條件下（溫度、濃度），弱電解質(zhì)離解成離子的速率與離子結(jié)合成分子的速率相等時(shí)的狀態(tài)。電離平衡與化學(xué)平衡相似，也是動(dòng)態(tài)平衡，條件改變時(shí)平衡被破壞。電離是吸熱過(guò)程，因此升溫，電離平衡正向移動(dòng)。多元弱酸分步電離，以第一步電離為主。為了表示弱電解質(zhì)的相對(duì)強(qiáng)弱，我們引入電離度來(lái)表示它的電離程度，公式如下：

電離度（）=

決定電離度的因素是電解質(zhì)自身的性質(zhì)。相同條件下，電解質(zhì)越弱，電離度越小。另外，稀釋和加熱也會(huì)使電離度增大。對(duì)于強(qiáng)電解質(zhì)來(lái)講，溶液的濃度和離子濃度相等或成簡(jiǎn)單整數(shù)比，例如

中，

=

之比為2∶1；而對(duì)于弱電解質(zhì)來(lái)講，離子濃度與溶液濃度之。要求同學(xué)掌握冰醋酸的稀釋過(guò)程中

隨C的變化而變化

由0

間相差一個(gè)電離度，

的情況。冰醋酸全部由分子構(gòu)成，離子濃度為0，隨著水的加入，冰醋酸開(kāi)始電離，逐漸增大，

在稀釋過(guò)程中，C不斷減小，不斷增大，在開(kāi)始，的增大起主要

作用，因此不斷增大，增大到一定程度時(shí)，C的減小起主要作用，于是開(kāi)始減小，

當(dāng)溶液無(wú)限稀釋時(shí)，雖然接近于1，但是由于C也趨近于0，因此離子濃度也很小。（3）水的電離和

值

水做為一種極弱的電解質(zhì)，具有弱電解質(zhì)的特性。酸、堿、鹽（能水解的鹽）都會(huì)破壞水的電離平衡。酸：堿由于提供

無(wú)論哪種情況，由水所電離出的

的乘積為一個(gè)常數(shù)：

由此可見(jiàn)，在任何水溶液中都同時(shí)存在

的相對(duì)關(guān)系表示：

中性溶液：酸性溶液：堿性溶液：

的表示法。要求掌握弱酸、弱堿、酸與酸混合、

，因此抑制水的電離，而能水解的鹽會(huì)促進(jìn)水的電離。但與

總是相等的。在我們中學(xué)所接觸的稀溶液中，

，

稱為水的離子積，在常溫下，

，溶液的酸堿性可用

為了方便地表示溶液的酸堿性的強(qiáng)弱，引入堿與堿混合，酸堿混合的

值的計(jì)算。

中學(xué)常用三種酸堿指示劑的變色范圍和在不同的指示劑甲基橙

值顏色

值顏色

值顏色

值顯示出來(lái)的顏色如下：

紅色3.1～4.4橙色>4.4黃色

石蕊8藍(lán)色酚酞10紅色

（4）鹽類(lèi)的水解溶液中鹽的離子與水電離出的生成弱電解質(zhì)，從而破壞水的

電離平衡，使溶液顯示出不同程度的酸堿性。鹽的水解反應(yīng)是中和反應(yīng)的逆反應(yīng)，通常是微弱的，因此用可逆符號(hào)來(lái)表示。水解是吸熱反應(yīng)，因此升溫有利于水解。鹽的水解程度主要由鹽自身的性質(zhì)決定，強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽不水解，誰(shuí)弱誰(shuí)水解，誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性。有些弱酸的酸式鹽，在溶液中既存在電離平衡，又存在水解平衡，這時(shí)要比較電離和水解程度的大小，如

、

等，電離程度大于水解程度，溶液顯酸性；如

水解程度大于電離程度，溶液顯堿性。

、、等，

鹽的水解用水解方程式來(lái)表示。由于水解的程度不大，除用可逆符合表示外，一般不會(huì)生成氣體和沉淀，因此不用“↓”和“↑”表示。多元弱酸鹽的水解是分步進(jìn)行的。以第一步為主。由于水解程度很弱，實(shí)際只有下面幾類(lèi)情況才考慮水解的因素，而大多數(shù)情況下不考慮水解。①判斷鹽溶液酸堿性，如②比較溶液中離子濃度，如

③離子共存，

、

不能與水解呈堿性的離子如

、、、

等共存。和稀

、，

溶液中，

④配制、儲(chǔ)存水解的鹽溶液時(shí)，例如配抑制水解，存放

、、

時(shí)，分別加入稀

等試劑時(shí)，應(yīng)選擇膠塞的試劑瓶。加熱易水

溶液加熱得

水解。

水解有

晶體，而

生成，

解的鹽溶液時(shí)，不一定能得到相應(yīng)的晶體。例如

溶液加熱最后得到的是揮發(fā)掉，就剩下

。因?yàn)榧訜嵊欣��?/p>

，加熱后得到的就是

電解質(zhì)溶液這一章主要圍繞弱電解質(zhì)展開(kāi)討論。首先介紹它的概念，然后介紹它的電離平衡，它的強(qiáng)弱的表示方法，然后以水為例來(lái)討論弱電解質(zhì)的電離平衡，酸、堿、鹽對(duì)它的電離平衡的影響。

（5）原電池將化學(xué)能轉(zhuǎn)化為電能的裝置，它的構(gòu)成條件為①有兩種不同的金屬（或有一種為非金屬導(dǎo)體，如C棒）；②以導(dǎo)線相連或接觸；③浸入電解質(zhì)溶液中，形成閉合回路。它的電極稱為負(fù)極和正極。負(fù)極是電子流出的一極，負(fù)極上發(fā)生氧化反應(yīng)；正極是電子流入的一極，正極上發(fā)生還原反應(yīng)，原電池應(yīng)用于產(chǎn)生電能外，金屬的腐蝕也符合原電池反應(yīng)的原理。金屬的腐蝕是指含有雜質(zhì)的金屬在潮濕的空氣中形成微型的原電池而被氧化的過(guò)程。在酸性較強(qiáng)條件下發(fā)生析氫腐蝕，電極反應(yīng)式如下：負(fù)極負(fù)極：

在酸性較弱或中性條件下發(fā)生吸氧腐蝕，電極反應(yīng)式如下：

負(fù)極：正極：

對(duì)于原電池來(lái)講，電池的總反應(yīng)式應(yīng)為正、負(fù)兩極電極反應(yīng)式的加和。

（6）電解池將電能轉(zhuǎn)變?yōu)榛瘜W(xué)能的裝置。電流通過(guò)電解質(zhì)溶液而在陰、陽(yáng)兩極引起氧化還原反應(yīng)的過(guò)程就叫電解。構(gòu)成電解池的條件要求有外接直接電源，電極和電解質(zhì)溶液。與電源正極相連的電極叫陽(yáng)極、陽(yáng)極上發(fā)生氧化反應(yīng)，與電源負(fù)極相連的叫陰極，陰極上發(fā)生還原反應(yīng)。當(dāng)電解池通電時(shí)，溶液中的離子發(fā)生定向移動(dòng)，陽(yáng)離子向陰極移動(dòng)，陰離子向陽(yáng)極移動(dòng)。為了正確判斷電解產(chǎn)物，要求掌握離子的放電順序。在陽(yáng)極、要是惰性電極（石墨或金屬鉑）則依照陰離子還原性強(qiáng)弱，放電由易到難：，

若其它金屬做陽(yáng)極時(shí)，則金屬優(yōu)先放電；在陰極，則按照陽(yáng)離子氧化性強(qiáng)弱，放電由易到難為：

實(shí)際上，在溶液中放電的離子僅限于

、、、、、

幾種，因?yàn)樗�溶液中都�?/p>、、、

，因此一般情況下，

、

離子放電順序中在

、

之后的就都不放電了。這里要求重點(diǎn)掌握電解

溶液的反應(yīng)方程式，判斷溶液的酸堿性，并能夠根據(jù)電子守恒進(jìn)行計(jì)算。電

解的應(yīng)用要求掌握電鍍和精煉。電鍍指在某些金屬表面鍍上一層其它金屬或合金的過(guò)程。電鍍時(shí)，鍍件作陰極，鍍層金屬作陽(yáng)極，電渡液選擇含有鍍層金屬的陽(yáng)離子的溶液。精煉是以純金屬為陰極，粗金屬為陽(yáng)極，電解含金屬陽(yáng)離子的鹽溶液，陽(yáng)極粗金屬溶解，陰極有純金屬析出。

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高中化學(xué)基本概念和基本理論總結(jié)

1、物質(zhì)的組成、性質(zhì)和分類(lèi)

所有的物質(zhì)都是由元素組成的。從微觀來(lái)看，分子、原子、離子是構(gòu)成物質(zhì)的最基本的微粒。分子能獨(dú)立存在。是保持物質(zhì)化學(xué)性質(zhì)的一種微粒，由分子構(gòu)成的物質(zhì)，有

、、、

、S等單質(zhì)，稀有氣體，非金屬氫化物、氧化物，含氧酸，大多數(shù)有機(jī)

物等，它們都屬于分子晶體，原子是化學(xué)變化中的最小微粒，在化學(xué)反應(yīng)中，原子重新組合形成新的物質(zhì)。原子間結(jié)合可形成分子，如成晶體，如金剛石晶體，Si晶體，

分子，

分子，也可以直接形

晶體。金屬晶體也可看成是由金屬原子構(gòu)成的

物質(zhì)，實(shí)際上是由金屬陽(yáng)離子和自由電子通過(guò)金屬鍵結(jié)合而成的，金屬單質(zhì)都屬于金屬晶體。離子是帶電的原子或原子團(tuán)，由陰陽(yáng)離子結(jié)合而構(gòu)成的物質(zhì)，屬于離子晶體，大多數(shù)的鹽、強(qiáng)堿、活潑金屬氧化物都屬于離子晶體。

物質(zhì)的性質(zhì)是由它的結(jié)構(gòu)決定的。物質(zhì)的性質(zhì)通過(guò)自身的變化表現(xiàn)出來(lái)。物理性質(zhì)指沒(méi)有發(fā)生化學(xué)反應(yīng)就表現(xiàn)出來(lái)的性質(zhì)，例如物質(zhì)顏色、狀態(tài)、溶解性、氣味、熔點(diǎn)、沸點(diǎn)、導(dǎo)電性、導(dǎo)熱性、密度、硬度等，可以通過(guò)觀察法和測(cè)量法來(lái)研究的性質(zhì)。化學(xué)性質(zhì)指物質(zhì)在發(fā)生化學(xué)變化時(shí)才表現(xiàn)出來(lái)的性質(zhì)，如酸性、堿性、氧化性、還原性、熱穩(wěn)定性等。

物質(zhì)根據(jù)其組成和性質(zhì)，可分為純凈物和混和物�；旌衔锸怯刹煌�種物質(zhì)的分子混合而成的，沒(méi)有固定的組成和熔沸點(diǎn)、如空氣、溶液、汽油、玻璃等。這里要特別注意的是，同素異形體混在一起稱為混合物，如金剛石和石墨在一起為混和物。同理，

與的

氣體也為混合物。另外，聚合物因分子的聚合度不同，沒(méi)有固定熔點(diǎn)，也被視為混合物，純凈物指的是由同種分子構(gòu)成，有固定的組成和熔沸點(diǎn)。這里特別要注意的是結(jié)晶水合物屬于純凈物。另外，自然界中所存在的一些礦物，材料往往不是純凈物。這時(shí)要求我們掌握的是它的主要成份，例如硫鐵礦的主要成分是

，菱鎂礦的主要成分是

等。純凈物根據(jù)組成元素種類(lèi)，又可細(xì)分為單質(zhì)和化合物，單質(zhì)指同種元素組

成的純凈物，又細(xì)分為金屬、非金屬和稀有氣體。金屬單質(zhì)在常溫下降

為液態(tài)外，

都是固體。它們具有金屬光澤、有導(dǎo)電性、導(dǎo)熱性、延展性，在化學(xué)反應(yīng)中表現(xiàn)還原性。非金屬單質(zhì)中只有

為液態(tài)，其它均為氣態(tài)或固態(tài)，金剛石，晶體硅和晶體硼屬于原

子晶體，石墨屬于混合晶體，其余多為分子晶體。與金屬單質(zhì)對(duì)比，非金屬單質(zhì)通常沒(méi)有金屬光澤、導(dǎo)電、導(dǎo)熱性能差，在化學(xué)反應(yīng)中，象性，象C、

等常表現(xiàn)氧化

等常表現(xiàn)還原性。稀有氣體因其特殊的結(jié)構(gòu)而單列為一族，它們都是單原子分子，因?yàn)槠渥钔鈱与娮优挪家堰_(dá)到穩(wěn)定結(jié)構(gòu)�；�合物指由兩種或兩種以上元素組成的純凈物，分為無(wú)機(jī)化合物和有機(jī)化合物。無(wú)機(jī)化合物又可分為酸、堿、鹽、氧化物。其中酸指的是在水溶液中電離所產(chǎn)生的陽(yáng)離子全部是式：①根據(jù)構(gòu)成元素分為含氧酸（如

等）；②根據(jù)可電離出的

二元酸（如

（中學(xué)階段掌握的強(qiáng)酸有（

性酸（如

點(diǎn)高低分為高沸點(diǎn)酸（如

）和多元酸（如

的化合物。酸的分類(lèi)有多種方

）和無(wú)氧酸（如

數(shù)目分為一元酸（

）

）；③根據(jù)酸性強(qiáng)弱可分為強(qiáng)酸

）和弱酸

等）；④根據(jù)是否具有氧化性可分為氧化

）和非氧化性酸（

）和低沸點(diǎn)酸（如

）。凡是酸應(yīng)具有酸的通性：①使指示劑變色；②與活潑金

等）；⑤根據(jù)沸

屬反應(yīng)生成鹽和；③與堿發(fā)生中和反應(yīng)；④與堿性氧化物反應(yīng)生成鹽和水；⑤與鹽

。堿指在水溶液中

發(fā)生復(fù)分解反應(yīng)。這里要注意的是水溶液顯酸性的物質(zhì)不一定都是酸，例如強(qiáng)酸的酸式鹽，或水解顯酸性的強(qiáng)酸弱堿鹽，應(yīng)強(qiáng)調(diào)電離出的陽(yáng)離子全部是電離出的陽(yáng)離子全部是

的化合物，中學(xué)常用的可溶性強(qiáng)堿為如下四種：

。

是常用的弱堿。堿的通性如下：

①使指示劑變色；②與酸發(fā)生中和反應(yīng)；③與酸性氧化物反應(yīng)生成鹽和水；④與鹽發(fā)生復(fù)分解反應(yīng)（堿與鹽的復(fù)分解反應(yīng)要求反應(yīng)物都可溶，產(chǎn)物中至少有一種是沉淀，氣體或弱電解質(zhì)）。鹽是酸、堿中和的產(chǎn)物，大多數(shù)的鹽屬于強(qiáng)電解質(zhì)。鹽的溶解性差別很大，鉀鹽、鈉鹽、硝酸鹽、醋酸鹽、銨鹽大都易溶于水，碳酸鹽、磷酸鹽、硫化物、亞硫酸鹽等大都不溶于水。根據(jù)鹽的組成，可分為正鹽、酸式鹽、堿式鹽、復(fù)鹽。正鹽指酸堿完全中和的產(chǎn)物，酸式鹽指酸中的氫部分被中和的產(chǎn)物，如堿式鹽指堿中的

部分被中和的產(chǎn)物，如

等；

等；復(fù)鹽指多種陽(yáng)離子與。部分鹽可與金屬發(fā)生

一種酸根離子組成的鹽，如

置換反應(yīng)，另外，鹽與酸、鹽與堿均可發(fā)生復(fù)分解反應(yīng)，氧化物指由兩種元素組成，其中一種為氧元素。氧化物又可以細(xì)分為酸性氧化物、堿性氧化物、兩性氧化物。不成鹽氧化物和過(guò)氧化物。酸性氧化物指與堿反應(yīng)生成鹽和水的氧化氣，如等；酸性氧化物大多是非金屬氧化物，也可以是金屬氧化物，如物中元素的價(jià)態(tài)必須與對(duì)應(yīng)的酸和鹽中的價(jià)態(tài)一致，例如

等，酸性氧化

的酸性氧化物是

，堿性氧化物指與酸反應(yīng)生成鹽和水的氧化物。如

等。堿性氧化物一定是金屬氧化物。兩性氧化物指與酸、堿反應(yīng)

都能生成鹽和水的氧化物，如

。另外，有一類(lèi)氧化物不能與酸、堿反應(yīng)生成鹽和水，或者沒(méi)有對(duì)應(yīng)價(jià)態(tài)的酸、堿或鹽，這一類(lèi)物質(zhì)稱為不成鹽氧化物，如NO、還有象

等。

稱為過(guò)氧化物。以上是無(wú)機(jī)化合物的主要種類(lèi)，有機(jī)物可分為烴

和烴的衍生物兩大類(lèi)，每一類(lèi)里又根據(jù)不同的結(jié)構(gòu)特點(diǎn)和官能團(tuán)細(xì)分為不同類(lèi)的物質(zhì)，這部分內(nèi)容到有機(jī)再詳細(xì)復(fù)習(xí)。2、化學(xué)用語(yǔ)

化學(xué)用語(yǔ)包括三方面的內(nèi)容：（1）表示構(gòu)成物質(zhì)的微粒的化學(xué)用語(yǔ)；（2）表示物質(zhì)宏觀組成的化學(xué)用語(yǔ)；（3）表示物質(zhì)變化的化學(xué)用語(yǔ)�，F(xiàn)分別區(qū)分如下：

（1）表示微粒組成的化學(xué)用語(yǔ)有元素符號(hào)，原子結(jié)構(gòu)示意圖，離子結(jié)構(gòu)示意圖、原子電子式、離子電子式、離子符號(hào)等。

（2）表示物質(zhì)宏觀組成的化學(xué)用語(yǔ)有化學(xué)式（用元素符號(hào)表示物質(zhì)組成的式子，對(duì)分子晶體來(lái)講即為分子式），最簡(jiǎn)式（用元素符號(hào)表達(dá)其組成元素原子的最簡(jiǎn)整數(shù)比的式子）、結(jié)構(gòu)式（用短線表示共用電子對(duì)的式子），結(jié)構(gòu)簡(jiǎn)式（結(jié)構(gòu)式的簡(jiǎn)寫(xiě)）電子式（在元素符號(hào)周?chē)�，用小黑點(diǎn)表示最外層電子得失或形成共用電子對(duì)的情況）。

（3）表示物質(zhì)變化的化學(xué)用語(yǔ)包括電離方程式（強(qiáng)調(diào)強(qiáng)電解質(zhì)的電用“=”表示，弱電解質(zhì)的電離用“

”表示）、化學(xué)方程式（要注意配平，有氣體，沉淀生成時(shí)要注明

“↑”或“↓”）。熱化學(xué)方程式（必須要注明各物質(zhì)的狀態(tài)，且反應(yīng)放出或吸收的熱量與方程式系數(shù)成正比）、離子方程式（只有可溶性強(qiáng)電解質(zhì)才能以離子形式存在并參加反應(yīng)，其余物質(zhì)都應(yīng)該以化學(xué)式表示，并且要注意方程式兩邊帶電荷量應(yīng)相等），電極反應(yīng)式（注意原電池的負(fù)極和電解池的陽(yáng)極上發(fā)生的是氧化反應(yīng)，原電池的正極和電解池的陰極上發(fā)生的是還原反應(yīng)。3、化學(xué)中常用計(jì)量

化學(xué)中常用計(jì)量指圍繞物質(zhì)的量展開(kāi)的計(jì)算。物質(zhì)的量是國(guó)際單位制中七個(gè)基本物理量之一，它表示物質(zhì)所含的微粒個(gè)數(shù)，它的單位是摩爾。它可以與微粒數(shù)，物質(zhì)質(zhì)量，氣體在標(biāo)況下的體積，溶液的濃度之間進(jìn)行換算，在高中化學(xué)計(jì)算中起橋梁作用。此處常用公式如下：

①②

③④

⑤⑥⑦

關(guān)于氣體的問(wèn)題，經(jīng)常應(yīng)用到阿佛加德羅定律和它的推論。同溫同壓下相同體積的任何氣體具有相同的分子數(shù)，將它擴(kuò)展，就是同溫同壓下，氣體體積比等于它們的物質(zhì)的量之比。因?yàn)闅怏w的體積受分子數(shù)多少，分子間距離決定，在同溫同壓下，分子間距離相等。

4、化學(xué)反應(yīng)基本類(lèi)型

在討論化學(xué)反應(yīng)基本類(lèi)型之前，首先我們明確什么是物理變化，化學(xué)變化。這兩種變化最本質(zhì)的區(qū)別就在于是否有新物質(zhì)產(chǎn)生。從微觀上理解化學(xué)變化，就是化學(xué)反應(yīng)前后原子的種類(lèi)，個(gè)數(shù)沒(méi)有變化，僅僅是原子之間的結(jié)合方式發(fā)生了改變，例如同素異形體之間的轉(zhuǎn)化，結(jié)晶水合物與無(wú)水鹽之間的轉(zhuǎn)化等都屬于化學(xué)變化�；瘜W(xué)反應(yīng)基本類(lèi)型可分為化合反應(yīng)。分解反應(yīng)，置換反應(yīng)，復(fù)分解反應(yīng)。

化合反應(yīng)指兩種或兩種以上的物質(zhì)生成一種物質(zhì)的反應(yīng)，有些屬于氧化還原反應(yīng)，有些屬于非氧化還原反應(yīng)。

分解反應(yīng)指一種物質(zhì)分解生成兩種或兩種以上其它物質(zhì)的反應(yīng)，有單質(zhì)生成的分解反應(yīng)是氧化還原反應(yīng)，有些分解反應(yīng)屬于非氧化還原反應(yīng)。

置換反應(yīng)指一種單質(zhì)和一種化合物生成另一種單質(zhì)和另一種化合物的反應(yīng)。置換反應(yīng)都是氧化還原反應(yīng)。

復(fù)分解反應(yīng)指的是兩種化合物相互起反應(yīng)生成另外兩種化合物的反應(yīng)，發(fā)生復(fù)分解反應(yīng)的條件是：有氣體，沉淀或難電離物生成。這里的復(fù)分解反應(yīng)主要指的是離子交換反應(yīng)，不屬于氧化還原反應(yīng)。

化學(xué)反應(yīng)從微觀來(lái)看還可分為氧化還原反應(yīng)和離子反應(yīng)。有電子轉(zhuǎn)移的反應(yīng)是氧化還原反應(yīng)，它的特征是元素的化合價(jià)發(fā)生變化。得電子的物質(zhì)為氧化劑，具有氧化性，發(fā)生還原反應(yīng)；失電子的物質(zhì)為還原劑，具有還原性，發(fā)生氧化反應(yīng)。常見(jiàn)氧化劑和它的還原產(chǎn)物為

等。常見(jiàn)還原劑和它的氧化產(chǎn)物為

等。從化合價(jià)來(lái)判斷，一般最高正價(jià)的元素只能表現(xiàn)

氧化性，而最低負(fù)價(jià)的元素只能表現(xiàn)還原性。物質(zhì)之間反應(yīng)遵循如下規(guī)律：強(qiáng)氧化劑+強(qiáng)還原劑→弱還原劑+弱氧化劑sssssssssssssss（還原產(chǎn)物)(氧化產(chǎn)物）

在氧化還原反應(yīng)中，遵循電子守恒的原則，即氧化劑得電子總數(shù)=還原劑失電子總數(shù)。離子反應(yīng)指有離子參加的化學(xué)反應(yīng)。離子反應(yīng)包括兩大類(lèi)：①?gòu)?fù)分解反應(yīng)，需要滿足復(fù)分解反應(yīng)的發(fā)生條件，一般情況下，向離子濃度減小的方向進(jìn)行；②氧化還原反應(yīng)，強(qiáng)氧化劑與強(qiáng)還原劑反應(yīng)。生成弱氧化劑和弱還原劑。5、溶液

按照分散系微粒直徑大小不同，將分散系分為濁夜，膠體和溶液。溶液中微粒的直徑小于

。

溶液中主要涉及下面幾個(gè)概念。（1）溶解度：

在一定溫度下，某物質(zhì)在100g溶劑里達(dá)到飽和狀態(tài)時(shí)所溶解的克數(shù)。溶解度受溫度影響，它的單位為克。對(duì)于飽和溶液，存在如下關(guān)系：

飽和溶液不一定是濃溶液，例如不一定是稀溶液，例如

溶液，即使飽和，濃度也很小。不飽和溶液

溶液，即使?jié)舛群艽�，仍未飽和。各物質(zhì)的溶解度隨溫

度變化而變化的程度不同，這里我們重點(diǎn)記住三種物質(zhì)：①

③

的溶解度隨溫度升高而迅速增大；②

的溶解度隨溫度的升高而減小。

的溶解度基本不受溫度影響。

（2）溶液的質(zhì)量分?jǐn)?shù)用100克溶液中所含溶質(zhì)的質(zhì)量表示的濃度

（3）溶液的物質(zhì)的量濃度1L溶液中所含溶質(zhì)的物質(zhì)的量

這三者之間的相互轉(zhuǎn)換（對(duì)于飽和溶液）

6、物質(zhì)結(jié)構(gòu)

物質(zhì)結(jié)構(gòu)包括原子結(jié)構(gòu)。化學(xué)鍵和晶體。

（1）原子結(jié)構(gòu)原子由帶正電的原子核和帶負(fù)電的核外電子構(gòu)成。原子核所帶正電荷等于核外電子所帶的負(fù)電荷，因此整個(gè)分子呈電中性。原子核由質(zhì)子和中子構(gòu)成，質(zhì)子帶一個(gè)單位正電，中子不帶電。原子的核電荷數(shù)=質(zhì)子數(shù)=核外電子數(shù)=原子序數(shù)。質(zhì)子數(shù)與中子數(shù)之和為質(zhì)量數(shù)，質(zhì)子數(shù)寫(xiě)在元素符號(hào)的左下角。質(zhì)量數(shù)寫(xiě)在元素符號(hào)的左上角。質(zhì)子數(shù)相同而中子數(shù)不同的原子互為同位素。同位素是微觀概念，適用于原子。同位素原子的化學(xué)性質(zhì)幾乎完全相同，另外，同一元素的各種同位素在自然界中的含量是不變的。我們要了解的有：H元素有三種同位素：IH、

、

、Cl有兩種同位素

、

，C有三種同位素：

。由于有些元素有多種同位素原子。因

原子質(zhì)量的

為標(biāo)

此，元素的種類(lèi)一定小于原子的種類(lèi)。元素的原子量定義為以

準(zhǔn)，其它原子的質(zhì)量與它相比較所得的比值為核原子的相對(duì)原子質(zhì)量，簡(jiǎn)稱原子量。這樣求出的實(shí)際上是某種同位素的原子量。若元素有多種同位素原子時(shí)，則應(yīng)分別求出各同位素的原子量，然后分別乘以這種同位素原子在自然界中的物質(zhì)的量百分含量，加和，即為該元素的原子量。同位素的質(zhì)量數(shù)稱為這種原子的近似原子量。若用同位素的近似原子量分別乘以這種同位素原子在自然界中的物質(zhì)的量百分含量，加和，得到的是這種元素的近似原子量。原子核外電子的能量是不同的，按照能量由低到高的順序分別排到在離核電近到遠(yuǎn)的空間，每個(gè)電子層最多容納電子的數(shù)目為2超過(guò)18個(gè)，倒數(shù)第三層不超過(guò)32個(gè)。（2）化學(xué)鍵

化學(xué)鍵指相鄰的兩個(gè)或多個(gè)原子之間強(qiáng)烈的相互作用。

它的主要類(lèi)型有離子鍵和共價(jià)鍵。離子鍵指陰陽(yáng)離子間通過(guò)靜電作用所形成的化學(xué)鍵�；顫娊饘倥c活潑非金屬化合時(shí)，可形成離子鍵。離子化合物中一定含有離子鍵。這里要求會(huì)寫(xiě)常見(jiàn)離子化合物的電子式，如

、、、、

等。

個(gè)，且最外層不超過(guò)8個(gè)電子，次外層不

共價(jià)鍵指原子間通過(guò)共用電子對(duì)所形成的化學(xué)鍵。這里又根據(jù)共用電子對(duì)是否偏向成鍵的某一種原子分為極性鍵和非極性鍵。若共用電子對(duì)在同種原子之間形成，不偏向任何一個(gè)原子，則為非極性共價(jià)鍵，反之為極性共價(jià)鍵。共價(jià)鍵有鍵長(zhǎng)，鍵能、鍵角等參數(shù)，要求掌握鍵長(zhǎng)與鍵能的反比關(guān)系，即鍵長(zhǎng)越大，鍵能越小，幾種重要分子的鍵角（如和

、：、、、、

為三角錐形；和

）和空間構(gòu)型（

和、

為空間正四面體，不過(guò)鍵角不同；為直線

中

形），共價(jià)鍵既可存在于離子化合物中（如里N和H之間，

兩個(gè)O原子之間），也可存在于共價(jià)化合物中，但共價(jià)化合物一定不含離子鍵。要求會(huì)寫(xiě)幾種重要的共價(jià)化合物的電子式，如

等。

（3）晶體

經(jīng)過(guò)結(jié)晶過(guò)程而形成的具有規(guī)則的幾何外形的固體稱為晶體。晶體根據(jù)其組成的微粒和微粒間相互作用的不同分為種：離子晶體、分子晶體、原子晶體。

離子晶體是由陰、陽(yáng)離子通過(guò)離子鍵結(jié)合而成，熔、沸點(diǎn)較高，硬度較大，要求掌握

晶體的空間結(jié)構(gòu)圖，要知道在離子晶體中，沒(méi)有單個(gè)的分子，因此其化學(xué)

式實(shí)際為比例式。

分子晶體是由分子通過(guò)范德華力結(jié)合而成的，熔沸點(diǎn)較低，硬度較小。對(duì)于結(jié)構(gòu)相似的分子晶體，分子量越大，熔沸點(diǎn)越高，例如有機(jī)化合物中同系物隨著

原子數(shù)的增加

熔沸點(diǎn)升高，鹵素單質(zhì)在常溫下由氣態(tài)逐漸過(guò)渡到固態(tài)等。分子晶體的物理性質(zhì)主要受范德華力的影響，它發(fā)生狀態(tài)變化時(shí)，僅僅是范德華力被破壞，而沒(méi)有影響到分子內(nèi)原子間的共價(jià)鍵，一般發(fā)生化學(xué)反應(yīng)時(shí)共價(jià)鍵才被破壞。例如，水凝結(jié)成冰或揮發(fā)成氣體時(shí)，僅僅是分子間距離變了，HO鍵并沒(méi)有被破壞。另外，稀有氣體也屬于分子晶體，但由于其特殊結(jié)構(gòu)，原子間不形成化學(xué)鍵。

、、、、、、

、原子晶體是由原子直接通過(guò)共價(jià)鍵形成的晶體，它的熔沸點(diǎn)很高，硬度很大。中學(xué)階段學(xué)的原子晶體主要有金剛石、晶體硅和二氧化硅。金剛石與晶體硅的空間結(jié)構(gòu)是相似的，只不過(guò)金剛石中CC鍵的鍵能比晶體硅中更大。這兩種晶體都是空間網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)，每個(gè)

，在

晶體中，1個(gè)

～

鍵的鍵能更大。熔沸點(diǎn)更高，硬度原子與4個(gè)

成鍵，鍵角為

原子

原子與4個(gè)O原子結(jié)合，1個(gè)O原子與2個(gè)

結(jié)合。也形成空間網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)，二氧化硅晶體中同樣沒(méi)有單個(gè)的式而非分子式。7.元素周期律和周期表

分子，它也是比例

元素的性質(zhì)隨原子序數(shù)的遞增而呈周期性變化的規(guī)律稱元素周期律。它是在1869年，俄國(guó)化學(xué)家門(mén)捷列夫總結(jié)出來(lái)的。元素性質(zhì)（主要包括原子半徑、元素的主要化合價(jià)、化學(xué)性質(zhì)等）的周期性變化是元素原子核外電子排布周期性變化的結(jié)果。周期律的發(fā)現(xiàn)揭示了眾多元素之間的內(nèi)在聯(lián)系，體現(xiàn)了量變到質(zhì)變的規(guī)律。

元素周期表是周期律的表現(xiàn)形式。將電子層數(shù)相同的元素，按原子序數(shù)遞增的順序從左到右排成一個(gè)橫行，稱一個(gè)周期；將最外層電子數(shù)相同的元素按電子層數(shù)遞增的順序由上而下排成縱行，稱為一個(gè)族。周期表中共有7個(gè)周期，前3個(gè)為短周期，四、五、六為長(zhǎng)周期，第七周期為不完全周期，各周期含有元素的數(shù)目依次為2，8，8，18，18，32，元素所在周期數(shù)等于該元素原子核外的電子層數(shù)。周期表中共有18列，其中有7個(gè)主族，7個(gè)副族，一個(gè)第Ⅷ族，一個(gè)O族。主族元素所在的族數(shù)等于該元素的最外層電子數(shù)。周期表的結(jié)構(gòu)可以簡(jiǎn)單概括成下面的內(nèi)容：七主七副七周期，Ⅷ族O族鑭錒系。元素原子的結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)及它在周期表中的位置密切相關(guān)。原子的電子層數(shù)和最外層電子數(shù)分別決定它在第幾周期，第幾主族。主族元素的族數(shù)=元素的最高正價(jià)=最外層電子數(shù)。同一周期的元素，電子層數(shù)相同，核電荷數(shù)增大，核對(duì)外層電子的吸引力增強(qiáng)，因此，同一周期從左到右，金屬性減弱，非金屬性增強(qiáng)；表現(xiàn)在物質(zhì)及其化合物的性質(zhì)方面，則是①最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)水化物的堿性減弱，酸性增強(qiáng)；②非金屬氫化物的穩(wěn)定性增強(qiáng)，還原性減弱。同一主族的元素，最外層電子數(shù)相同，電子層數(shù)遞增，核對(duì)外層電子的吸引逐漸減弱，因此得電子能力減弱，失電子能力逐漸增強(qiáng)。因此同一主族，從上到下，元素的非金屬性減弱，金屬性增強(qiáng)，表現(xiàn)為最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)水化物的酸性減弱，堿性增強(qiáng)，金屬與水或酸反應(yīng)出

越來(lái)越劇烈。非金屬性最強(qiáng)的元素在周期表的

。

右上角，為氟元素，但氟沒(méi)有正價(jià)。金屬性最強(qiáng)的元素在周期表的左下角，為8.化學(xué)反應(yīng)速率，化學(xué)平衡。

化學(xué)反應(yīng)速率是用單位時(shí)間內(nèi)反應(yīng)物或生成物的物質(zhì)的量的變化來(lái)表示，通常用單位時(shí)間內(nèi)反應(yīng)物濃度的減小或生成物濃度的增加來(lái)表示。

在同一反應(yīng)中用不同的物質(zhì)來(lái)表示反應(yīng)速率時(shí)，數(shù)值可以是不同的，但表示的都是同一個(gè)反應(yīng)速率。因此，必須指明是哪一種物質(zhì)表示的。不同物質(zhì)表示的速率的比值一定等于化學(xué)方程式的系數(shù)比。另外一般反應(yīng)速率也隨著反應(yīng)的進(jìn)行逐漸減小，因此，通過(guò)上式計(jì)算出來(lái)的反應(yīng)速率為平均速率而不是瞬時(shí)速率。

影響化學(xué)反應(yīng)速率的最主要的因素是物質(zhì)自身的性質(zhì)。此外，也受濃度、壓強(qiáng)、溫度、催化劑的影響。當(dāng)其它條件不變時(shí)，增大反應(yīng)物的濃度，反應(yīng)速率加快。而固體和純液體的濃度可視為常數(shù)，它們的量的變化對(duì)速率的影響忽略。對(duì)于有氣體參加的反應(yīng)，增大壓強(qiáng)，相當(dāng)于增大氣體的濃度，反應(yīng)速率加快。如果是固體或液體物質(zhì)起反應(yīng)時(shí)，改變壓強(qiáng)對(duì)濃度的影響很小，因此認(rèn)為不影響它們的反應(yīng)速率。一般情況下，升高溫度都能使反應(yīng)速率加快，無(wú)論反應(yīng)放熱還是吸熱，只不過(guò)放熱反應(yīng)增大得少，而吸熱反應(yīng)增大得多而已。催化劑可以同等程度地改變正、逆反應(yīng)的速率，但不能改變反應(yīng)進(jìn)行程度，即不能使原本不能發(fā)生的反應(yīng)變成可能。

化學(xué)平衡是針對(duì)可逆反應(yīng)而言。在一定條件下的可逆反應(yīng)中，正反應(yīng)速率和逆反應(yīng)速率相等，反應(yīng)混合物中各組分的質(zhì)量分?jǐn)?shù)保持不變，這個(gè)狀態(tài)就稱為化學(xué)平衡狀態(tài)。當(dāng)反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)時(shí)，因?yàn)?/p>

，單位時(shí)間里各物質(zhì)生成和消耗的速率是相等的，

因此，各反應(yīng)物，生成物的濃度保持不變，且各物質(zhì)的百分含量保持不變，但是反應(yīng)并沒(méi)有停下來(lái)，只不過(guò)從宏觀上看，各物質(zhì)的量不變而已，因此化學(xué)平衡是動(dòng)態(tài)平衡�；瘜W(xué)平衡狀態(tài)可以從正反應(yīng)，逆反應(yīng)，或中間任一狀態(tài)出發(fā)達(dá)到，與反應(yīng)的途徑和投料方式無(wú)關(guān)，只與投入物料的多少有關(guān)。例如：對(duì)于

恒容時(shí)，以下三種投料方式會(huì)達(dá)到相同的平衡狀態(tài)：①投入

；③投入

量達(dá)平衡時(shí)，

、、和和

這個(gè)體系。當(dāng)恒溫

②投入

三種不同的投料方式和不同的

各物質(zhì)的百分含量是相同的，因此是同一個(gè)平衡狀態(tài)。

。

因?yàn)楹髢煞N情況都可以折算成

化學(xué)平衡只有在一定條件下才能保持平衡，若一個(gè)可逆反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)后，反應(yīng)條件（如濃度、溫度、壓強(qiáng)等）改變了，平衡混合物里各組成物質(zhì)的質(zhì)量分?jǐn)?shù)也隨之改變而達(dá)到新的平衡狀態(tài)，這叫做化學(xué)平衡的移動(dòng)。影響平衡的因素主要有濃度、壓強(qiáng)、溫度等因素，歸納為一句話，就是勒沙特列原理如果改變影響平衡的一個(gè)條件，平衡就向能夠減弱這種改變的方向移動(dòng)。注意理解“減弱這種改變”，例如仍是

的反應(yīng)已達(dá)平衡，

加入

，

。此時(shí)若再

應(yīng)小于

，肯定平衡會(huì)發(fā)生移動(dòng)，移動(dòng)的結(jié)果達(dá)到新的平衡狀態(tài)，

而大于

。因?yàn)閷?duì)于

來(lái)說(shuō)，改變就是增加了

，平衡向減弱這種改變的方向移動(dòng)，因此應(yīng)消耗，但又不可能完全反應(yīng)掉，因此應(yīng)在～

之間�；瘜W(xué)平衡移動(dòng)的實(shí)質(zhì)是外界條件的改變使得，然后在新的條件

下，正、逆反應(yīng)速率又趨于相等。催化劑能同等程度地增大正、逆反應(yīng)的速率，因此不能使平衡移動(dòng)。關(guān)于體系中加入惰性氣體的問(wèn)題，要分析平衡態(tài)各物質(zhì)的濃度變化情況。若恒溫恒容時(shí)充入惰氣，平衡不移動(dòng)；若恒溫恒壓時(shí)充入惰氣，相當(dāng)于反應(yīng)體系的壓強(qiáng)減小，平衡向氣體體積增大的方向移動(dòng)。9.電解質(zhì)溶液

電解質(zhì)溶液是高中化學(xué)知識(shí)的重點(diǎn)和難點(diǎn)，包括如下幾個(gè)知識(shí)點(diǎn)：

（1）電解質(zhì)的概念。凡在水溶液中或熔化狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物叫電解質(zhì)，在上述兩種狀態(tài)都不能導(dǎo)電的化合物叫非電解質(zhì)。這里注意強(qiáng)調(diào)是化合物，象金屬單質(zhì)、石墨、溶液等都不在此范圍。能否電離是電解質(zhì)與非電解質(zhì)的區(qū)別，而對(duì)于電解質(zhì)來(lái)講，電離的程度也不盡相同。因此又根據(jù)電解質(zhì)電離是否完全分為強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)。強(qiáng)電解質(zhì)在水溶液中完全電離，全部以離子形式存在，它的電離方程式用“電解質(zhì)在溶液中部分電離，主要以分子形式存在，電離方程式用“象

、、

”來(lái)表示；弱”表示。（注意：

等物質(zhì)的水溶液可導(dǎo)電，但它們不是電解質(zhì)，它們是非電解質(zhì)，、

、、

為電解質(zhì)；另外，難溶物如

其對(duì)應(yīng)的水合物

雖然水溶液導(dǎo)電性能極差，因?yàn)殡x子濃度太小，但熔化狀態(tài)下完全電離，因此仍屬?gòu)?qiáng)電解質(zhì)。強(qiáng)電解質(zhì)包括強(qiáng)酸、強(qiáng)堿和絕大多數(shù)的鹽，弱電解質(zhì)包括弱酸、弱堿和水。）（2）弱電解質(zhì)的電離平衡在一定條件下（溫度、濃度），弱電解質(zhì)離解成離子的速率與離子結(jié)合成分子的速率相等時(shí)的狀態(tài)。電離平衡與化學(xué)平衡相似，也是動(dòng)態(tài)平衡，條件改變時(shí)平衡被破壞。電離是吸熱過(guò)程，因此升溫，電離平衡正向移動(dòng)。多元弱酸分步電離，以第一步電離為主。為了表示弱電解質(zhì)的相對(duì)強(qiáng)弱，我們引入電離度來(lái)表示它的電離程度，公式如下：

電離度（）=

決定電離度的因素是電解質(zhì)自身的性質(zhì)。相同條件下，電解質(zhì)越弱，電離度越小。另外，稀釋和加熱也會(huì)使電離度增大。對(duì)于強(qiáng)電解質(zhì)來(lái)講，溶液的濃度和離子濃度相等或成簡(jiǎn)單整數(shù)比，例如中，之比為2∶1；而對(duì)于弱電解質(zhì)來(lái)講，離子=

。要求同學(xué)掌握冰醋酸的稀釋過(guò)程中

濃度與溶液濃度之間相差一個(gè)電離度，

隨C的變化而變化的情況。冰醋酸全部由分子構(gòu)成，離子濃度為0，隨著水的加入，冰醋酸開(kāi)始電離，斷增大，在開(kāi)始，

由0逐漸增大，

的增大起主要作用，因此

在稀釋過(guò)程中，C不斷減小，

不

不斷增大，增大到一定程度時(shí)，C

接近于1，但是

的減小起主要作用，于是開(kāi)始減小，當(dāng)溶液無(wú)限稀釋時(shí)，雖然

由于C也趨近于0，因此離子濃度也很小。（3）水的電離和

值

水做為一種極弱的電解質(zhì)，具有弱電解質(zhì)的特性。酸、堿、鹽（能水解的鹽）都會(huì)破壞水的電離平衡。酸：堿由于提供

，因此抑制水的電離，而能水解的鹽會(huì)促進(jìn)

與

總是相等的。在我們中學(xué)

，

稱為

水的電離。但無(wú)論哪種情況，由水所電離出的所接觸的稀溶液中，水的離子積，在常溫下，

，溶液的酸堿性可用

中性溶液：酸性溶液：堿性溶液：

的乘積為一個(gè)常數(shù)：

由此可見(jiàn)，在任何水溶液中都同時(shí)存在

的相對(duì)關(guān)系表示：

為了方便地表示溶液的酸堿性的強(qiáng)弱，引入酸混合、堿與堿混合，酸堿混合的

的表示法。要求掌握弱酸、弱堿、酸與

值的計(jì)算。

值顯示出來(lái)的顏色如下：

中學(xué)常用三種酸堿指示劑的變色范圍和在不同的指示劑甲基橙

值顏色

值顏色

值顏色

紅色3.1～4.4橙色>4.4黃色

石蕊8藍(lán)色酚酞10紅色（4）鹽類(lèi)的水解溶液中鹽的離子與水電離出的生成弱電解質(zhì)，從而破

壞水的電離平衡，使溶液顯示出不同程度的酸堿性。鹽的水解反應(yīng)是中和反應(yīng)的逆反應(yīng)，通常是微弱的，因此用可逆符號(hào)來(lái)表示。水解是吸熱反應(yīng)，因此升溫有利于水解。鹽的水解程度主要由鹽自身的性質(zhì)決定，強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽不水解，誰(shuí)弱誰(shuí)水解，誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性。有些弱酸的酸式鹽，在溶液中既存在電離平衡，又存在水解平衡，這時(shí)要比較電離和水解程度的大小，如

、

、、

等，電離程度大于水解程度，溶液顯酸性；如

等，水解程度大于電離程度，溶液顯堿性。

鹽的水解用水解方程式來(lái)表示。由于水解的程度不大，除用可逆符合表示外，一般不會(huì)生成氣體和沉淀，因此不用“↓”和“↑”表示。多元弱酸鹽的水解是分步進(jìn)行的。以第一步為主。由于水解程度很弱，實(shí)際只有下面幾類(lèi)情況才考慮水解的因素，而大多數(shù)情況下不考慮水解。①判斷鹽溶液酸堿性，如②比較溶液中離子濃度，如

，

溶液中，

③離子共存，

、

不能與水解呈堿性的離子如

、、

、、

等共存。

和稀

④配制、儲(chǔ)存水解的鹽溶液時(shí)，例如配

、抑制水解，存放

、

時(shí)，分別加入稀

等試劑時(shí)，應(yīng)選擇膠塞的

溶液加熱

水。

試劑瓶。加熱易水解的鹽溶液時(shí)，不一定能得到相應(yīng)的晶體。例如得解

晶體，而

水解有

生成，

溶液加熱最后得到的是

揮發(fā)掉，就剩下

。因?yàn)榧訜嵊欣�于，加熱后得到的就�?/p>

電解質(zhì)溶液這一章主要圍繞弱電解質(zhì)展開(kāi)討論。首先介紹它的概念，然后介紹它的電離平衡，它的強(qiáng)弱的表示方法，然后以水為例來(lái)討論弱電解質(zhì)的電離平衡，酸、堿、鹽對(duì)它的電離平衡的影響。

（5）原電池將化學(xué)能轉(zhuǎn)化為電能的裝置，它的構(gòu)成條件為①有兩種不同的金屬（或有一種為非金屬導(dǎo)體，如C棒）；②以導(dǎo)線相連或接觸；③浸入電解質(zhì)溶液中，形成閉合回路。它的電極稱為負(fù)極和正極。負(fù)極是電子流出的一極，負(fù)極上發(fā)生氧化反應(yīng)；正極是電子流入的一極，正極上發(fā)生還原反應(yīng)，原電池應(yīng)用于產(chǎn)生電能外，金屬的腐蝕也符合原電池反應(yīng)的原理。金屬的腐蝕是指含有雜質(zhì)的金屬在潮濕的空氣中形成微型的原電池而被氧化的過(guò)程。在酸性較強(qiáng)條件下發(fā)生析氫腐蝕，電極反應(yīng)式如下：負(fù)極負(fù)極：

在酸性較弱或中性條件下發(fā)生吸氧腐蝕，電極反應(yīng)式如下：負(fù)極：正極：

對(duì)于原電池來(lái)講，電池的總反應(yīng)式應(yīng)為正、負(fù)兩極電極反應(yīng)式的加和。

（6）電解池將電能轉(zhuǎn)變?yōu)榛瘜W(xué)能的裝置。電流通過(guò)電解質(zhì)溶液而在陰、陽(yáng)兩極引起氧化還原反應(yīng)的過(guò)程就叫電解。構(gòu)成電解池的條件要求有外接直接電源，電極和電解質(zhì)溶液。與電源正極相連的電極叫陽(yáng)極、陽(yáng)極上發(fā)生氧化反應(yīng)，與電源負(fù)極相連的叫陰極，陰極上發(fā)生還原反應(yīng)。當(dāng)電解池通電時(shí)，溶液中的離子發(fā)生定向移動(dòng)，陽(yáng)離子向陰極移動(dòng)，陰離子向陽(yáng)極移動(dòng)。為了正確判斷電解產(chǎn)物，要求掌握離子的放電順序。在陽(yáng)極、要是惰性電極（石墨或金屬鉑）則依照陰離子還原性強(qiáng)弱，放電由易到難：

，若其它金屬做陽(yáng)極時(shí)，則金屬優(yōu)先

放電；在陰極，則按照陽(yáng)離子氧化性強(qiáng)弱，放電由易到難為：

實(shí)際上，在溶液中放電的離子僅限于

、、、、

、、

幾種，因?yàn)樗�溶液中都�?/p>、、

，因此

一般情況下，離子放電順序中在電解

、、

之后的就都不放電了。這里要求重點(diǎn)掌握

溶液的反應(yīng)方程式，判斷溶液的酸堿性，并能夠根據(jù)

電子守恒進(jìn)行計(jì)算。電解的應(yīng)用要求掌握電鍍和精煉。電鍍指在某些金屬表面鍍上一層其它金屬或合金的過(guò)程。電鍍時(shí)，鍍件作陰極，鍍層金屬作陽(yáng)極，電渡液選擇含有鍍層金屬的陽(yáng)離子的溶液。精煉是以純金屬為陰極，粗金屬為陽(yáng)極，電解含金屬陽(yáng)離子的鹽溶液，陽(yáng)極粗金屬溶解，陰極有純金屬析出。

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