高二化學(xué)選修4期末復(fù)習(xí)提綱
選修4是高二化學(xué)下學(xué)期的重要學(xué)習(xí)要點(diǎn)之一，清晰扼要的提綱才能對復(fù)習(xí)發(fā)揮最大限度的幫助。下面是學(xué)習(xí)啦小編為您帶來的高二化學(xué)選修4期末復(fù)習(xí)提綱，相信對你的復(fù)習(xí)工作有所幫助。
高二化學(xué)選修4期末復(fù)習(xí)提綱：第一章
一、焓變(ΔH) ： 反應(yīng)熱
克拉帕龍方程：PV=nRT(在氣體體系中)
1.反應(yīng)熱：一定條件下，一定物質(zhì)的量的反應(yīng)物之間完全反應(yīng)所放出或吸收的熱量
2.焓變(ΔH)的意義：在恒壓條件下進(jìn)行的化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)
(1).符號： △H(2).單位：kJ/mol
3.產(chǎn)生原因：化學(xué)鍵斷裂--吸熱 化學(xué)鍵形成--放熱
放出熱量的化學(xué)反應(yīng)。(放熱>吸熱) △H 為"-"或△H <0
吸收熱量的化學(xué)反應(yīng)。(吸熱>放熱)△H 為"+"或△H >0
☆ 常見的放熱反應(yīng)： ① 所有的燃燒反應(yīng) ② 酸堿中和反應(yīng)
?、?大多數(shù)的化合反應(yīng) ④ 金屬與酸的反應(yīng)
?、?生石灰和水反應(yīng) ⑥ 濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等
☆ 常見的吸熱反應(yīng)：① 晶體Ba(OH)2·8H2O與NH4Cl ② 大多數(shù)的分解反應(yīng) ③ 以H2、CO、C為還原劑的氧化還原反應(yīng) ④ 銨鹽溶解等
二、熱化學(xué)方程式
書寫化學(xué)方程式注意要點(diǎn):
① 熱化學(xué)方程式必須標(biāo)出能量變化。
?、跓峄瘜W(xué)方程式中必須標(biāo)明反應(yīng)物和生成物的聚集狀態(tài)(g,l,s分別表示固態(tài)，液態(tài)，氣態(tài)，水溶液中溶質(zhì)用aq表示)
?、蹮峄瘜W(xué)反應(yīng)方程式要指明反應(yīng)時(shí)的溫度和壓強(qiáng)。
④熱化學(xué)方程式中的化學(xué)計(jì)量數(shù)可以是整數(shù)，也可以是分?jǐn)?shù)
?、莞魑镔|(zhì)系數(shù)加倍，△H加倍;反應(yīng)逆向進(jìn)行，△H改變符號，數(shù)值不變
三、燃燒熱
1.概念：25 ℃，101 kPa時(shí)，1 mol純物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定的化合物時(shí)所放出的熱量。燃燒熱的單位用kJ/mol表示。
※注意以下幾點(diǎn)：
①研究條件：101 kPa
?、诜磻?yīng)程度：完全燃燒，產(chǎn)物是穩(wěn)定的氧化物。
?、廴紵锏奈镔|(zhì)的量：1 mol
?、苎芯績?nèi)容：放出的熱量。(ΔH<0，單位kJ/mol)
四、中和熱
1.概念：在稀溶液中，酸跟堿發(fā)生中和反應(yīng)而生成1mol H2O，這時(shí)的反應(yīng)熱叫中和熱。
2.強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的中和反應(yīng)其實(shí)質(zhì)是H+和OH-反應(yīng)，其熱化學(xué)方程式為：
H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) ΔH=-57.3kJ/mol
3.弱酸或弱堿電離要吸收熱量，所以它們參加中和反應(yīng)時(shí)的中和熱小于57.3kJ/mol。
4.中和熱的測定實(shí)驗(yàn)
目的
測定強(qiáng)酸強(qiáng)堿反應(yīng)的中和熱。
物品
大燒杯(500 mL)、小燒杯(100 mL)、溫度計(jì)、量筒(50 mL)兩個(gè)、泡沫塑料或紙條、泡沫塑料板或硬紙板(中心有兩個(gè)小孔)、環(huán)形玻璃攪拌棒。
0.50 mol/L 鹽酸、0.55 mol/L NaOH溶液。
原理
Q=mcΔt? ①
Q:中和反應(yīng)放出的熱量。
m：反應(yīng)混合液的質(zhì)量。
c：反應(yīng)混合液的比熱容。
Δt：反應(yīng)前后溶液溫度的差值。(m的質(zhì)量為所用酸、堿的質(zhì)量和，測出參加反應(yīng)的酸、堿質(zhì)量相加即可;c需要查閱，Δt可用溫度計(jì)測出反應(yīng)前后的溫度相減得到。酸、堿反應(yīng)時(shí)，我們用的是它的稀溶液，它們的質(zhì)量可通過量出它們的體積，再乘以它們的密度得到)
因此，上述計(jì)算Q的式子可表示為
Q=(V酸ρ酸+V堿ρ堿)·c·(t2-t1)
本實(shí)驗(yàn)中，我們所用一元酸、一元堿的體積均為50 mL，它們的濃度分別為0.50 mol/L和0.55 mol/L。由于是稀溶液，且為了計(jì)算簡便，我們近似地認(rèn)為，所用酸、堿溶液的密度均為1 g/cm3，且中和后所得溶液的比熱容為 4.18 J/(g·℃)
V酸=V堿=50 mL。
c酸=0.50 mol/Lc堿=0.55 mol/L。
ρ酸=ρ堿=1 g/cm
c=4.18 J/(g·℃)
把以上數(shù)據(jù)代入式②,得出Q的表示式。其中熱量的單位用kJ。
Q=0.418(t2-t1)kJ
注意：③式不是該反應(yīng)的反應(yīng)熱，因?yàn)榉磻?yīng)熱是有正負(fù)的，中和反應(yīng)放熱，故其ΔH為“-”。中和熱是稀的酸、堿中和生成 1 mol水的反應(yīng)熱，而50 mL 0.50 mol/L的鹽酸與50 mL 0.55 mol/L 氫氧化鈉反應(yīng)后生成的水只有0.025 mol，故③式表示的也不是中和熱。中和熱應(yīng)表示為ΔH= kJ/mol。
步驟
1. 在大燒杯底部墊泡沫塑料(或紙條)，使放入的小燒杯杯口與大燒杯杯口相平。然后再在大、小燒杯之間填滿碎泡沫塑料(或紙條)，大燒杯上用泡沫塑料板(或硬紙板)作蓋板，在板中間開兩個(gè)小孔，正好使溫度計(jì)和環(huán)形玻璃攪拌棒通過，如下圖所示。
2. 用一個(gè)量筒量取50 mL 0.50 mol/L鹽酸，倒入小燒杯中，并用溫度計(jì)測量鹽酸的溫度，記入下表。然后把溫度計(jì)上的酸用水沖洗干凈。
3. 用另一個(gè)量筒量取50 mL 0.55 mol/L NaOH溶液，并用溫度計(jì)測量NaOH溶液的溫度，記入下表。
4. 把溫度計(jì)和環(huán)形玻璃攪拌棒放入小燒杯的鹽酸中，并把量筒中的NaOH溶液一次倒入小燒杯(注意不要灑到外面)。用環(huán)形玻璃攪拌棒輕輕攪動(dòng)溶液，并準(zhǔn)確讀取混合溶液的最高溫度，記為終止溫度，記入下表。
5. 重復(fù)實(shí)驗(yàn)兩次，取測量所得數(shù)據(jù)的平均值作為計(jì)算依據(jù)。
五、蓋斯定律
1.內(nèi)容：化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)熱只與反應(yīng)的始態(tài)(各反應(yīng)物)和終態(tài)(各生成物)有關(guān)，而與具體反應(yīng)進(jìn)行的途徑無關(guān)，如果一個(gè)反應(yīng)可以分幾步進(jìn)行，則各分步反應(yīng)的反應(yīng)熱之和與該反應(yīng)一步完成的反應(yīng)熱是相同的。
2、運(yùn)用：根據(jù)蓋斯定律，可以設(shè)計(jì)反應(yīng)求出另一個(gè)反應(yīng)的反應(yīng)熱。
識記一些常用鍵能：
H-H:436kJ/mol;Cl-Cl:243kJ/mol;O=O:496kJ/mol;H-O:463kJ/mol;H-Cl:431kJ/mol
習(xí)題講解
1.考察有做功情況下的反應(yīng)吸放熱判斷;
2.考察反應(yīng)過程原理;
3.考察基本概念和熱化學(xué)方程式書寫規(guī)則;
4.考察燃燒熱;
5.基本常識及反應(yīng)熱的估計(jì);
6.考察鍵能計(jì)算反應(yīng)熱;
7.綜合檢測
高二化學(xué)選修4期末復(fù)習(xí)提綱：第二章
一、化學(xué)反應(yīng)速率
化學(xué)反應(yīng)速率(v)
?、?定義：用來衡量化學(xué)反應(yīng)的快慢，單位時(shí)間內(nèi)反應(yīng)物或生成物的物質(zhì)的量的變化
?、?表示方法：單位時(shí)間內(nèi)反應(yīng)濃度的減少或生成物濃度的增加來表示。
?、?計(jì)算公式：v=Δc/Δt(υ：平均速率，Δc：濃度變化，Δt：時(shí)間)單位：mol/(L·s)
?、?影響因素： ① 決定因素(內(nèi)因)：反應(yīng)物的性質(zhì)(決定因素)
② 條件因素(外因)：反應(yīng)所處的條件
※注意：
(1)、參加反應(yīng)的物質(zhì)為固體和液體，由于壓強(qiáng)的變化對濃度幾乎無影響，可以認(rèn)為反應(yīng)速率不變。
(2)、惰性氣體對于速率的影響
①恒溫恒容時(shí)：充入惰性氣體→總壓增大，但是各分壓不變，各物質(zhì)濃度不變→反應(yīng)速率不變
?、诤銣睾泱w時(shí)：充入惰性氣體→體積增大→各反應(yīng)物濃度減小→反應(yīng)速率減慢
二、化學(xué)平衡
(一)1.定義：
化學(xué)平衡狀態(tài)：一定條件下，當(dāng)一個(gè)可逆反應(yīng)進(jìn)行到正逆反應(yīng)速率相等時(shí)，更組成成分濃度不再改變，達(dá)到表面上靜止的一種"平衡"，這就是這個(gè)反應(yīng)所能達(dá)到的限度即化學(xué)平衡狀態(tài)。
2、化學(xué)平衡的特征: 逆(研究前提是可逆反應(yīng)) 等(同一物質(zhì)的正逆反應(yīng)速率相等)
動(dòng)(動(dòng)態(tài)平衡) 定(各物質(zhì)的濃度與質(zhì)量分?jǐn)?shù)恒定)
變(條件改變，平衡發(fā)生變化)
3、判斷平衡的依據(jù)
判斷可逆反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)的方法和依據(jù)
例舉反應(yīng)
mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g)混合物體系中
各成分的含量①各物質(zhì)的物質(zhì)的量或各物質(zhì)的物質(zhì)的量的分?jǐn)?shù)一定 平衡②各物質(zhì)的質(zhì)量或各物質(zhì)質(zhì)量分?jǐn)?shù)一定 平衡③各氣體的體積或體積分?jǐn)?shù)一定 平衡④總體積、總壓力、總物質(zhì)的量一定不一定平衡 正、逆反應(yīng)
速率的關(guān)系①在單位時(shí)間內(nèi)消耗了m molA同時(shí)生成m molA，即V(正)=V(逆)平衡②在單位時(shí)間內(nèi)消耗了n molB同時(shí)消耗了p molC，則V(正)=V(逆)平衡③V(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④在單位時(shí)間內(nèi)生成n molB，同時(shí)消耗了q molD，因均指V(逆)不一定平衡壓強(qiáng)①m+n≠p+q時(shí)，總壓力一定(其他條件一定) 平衡②m+n=p+q時(shí)，總壓力一定(其他條件一定)不一定平衡混合氣體平均相對分子質(zhì)量Mr①M(fèi)r一定時(shí)，只有當(dāng)m+n≠p+q時(shí) 平衡②Mr一定時(shí)，但m+n=p+q時(shí)不一定平衡溫度任何反應(yīng)都伴隨著能量變化，當(dāng)體系溫度一定時(shí)(其他不變)平衡 體系的密度密度一定不一定平衡 其他如體系顏色不再變化等
(二)影響化學(xué)平衡移動(dòng)的因素
1、濃度對化學(xué)平衡移動(dòng)的影響
(1)影響規(guī)律：在其他條件不變的情況下，增大反應(yīng)物的濃度或減少生成物的濃度，都可以使平衡向正方向移 動(dòng);增大生成物的濃度或減小反應(yīng)物的濃度，都可以使平衡向逆方向移動(dòng)
(2)增加固體或純液體的量，由于濃度不變，所以平衡_不移動(dòng)_
(3)在溶液中進(jìn)行的反應(yīng)，如果稀釋溶液，反應(yīng)物濃度__減小__，生成物濃度也_減小_， V正_減小__，V逆也_減小__，但是減小的程度不同，總的結(jié)果是化學(xué)平衡向反應(yīng)方程式中化學(xué)計(jì)量數(shù)之和_大_的方向移動(dòng)。
2、溫度對化學(xué)平衡移動(dòng)的影響
影響規(guī)律：在其他條件不變的情況下，溫度升高會(huì)使化學(xué)平衡向著___吸熱反應(yīng)______方向移動(dòng)，溫度降低會(huì)使化學(xué)平衡向著_放熱反應(yīng)__方向移動(dòng)。
3、壓強(qiáng)對化學(xué)平衡移動(dòng)的影響
影響規(guī)律：其他條件不變時(shí)，增大壓強(qiáng)，會(huì)使平衡向著__體積縮小___方向移動(dòng);減小壓強(qiáng)，會(huì)使平衡向著___體積增大__方向移動(dòng)。
注意：(1)改變壓強(qiáng)不能使無氣態(tài)物質(zhì)存在的化學(xué)平衡發(fā)生移動(dòng)
(2)氣體減壓或增壓與溶液稀釋或濃縮的化學(xué)平衡移動(dòng)規(guī)律相似
4、催化劑對化學(xué)平衡的影響：由于使用催化劑對正反應(yīng)速率和逆反應(yīng)速率影響的程度是等同的，所以平衡不移動(dòng)。但是使用催化劑可以影響可逆反應(yīng)達(dá)到平衡所需的時(shí)間。
5、勒夏特列原理(平衡移動(dòng)原理)：如果改變影響平衡的條件之一(如溫度，壓強(qiáng)，濃度)，平衡向著能夠減弱這種改變的方向移動(dòng)。
三、化學(xué)平衡常數(shù)
(一)定義：在一定溫度下，當(dāng)一個(gè)反應(yīng)達(dá)到化學(xué)平衡時(shí)，生成物濃度冪之積與反應(yīng)物濃度冪之積的比值是一個(gè)常數(shù)比值。符號：K
(二)使用化學(xué)平衡常數(shù)K應(yīng)注意的問題：
1、表達(dá)式中各物質(zhì)的濃度是變化的濃度，不是起始濃度也不是物質(zhì)的量。
2、K只與溫度(T)有關(guān)，與反應(yīng)物或生成物的濃度無關(guān)。
3、反應(yīng)物或生產(chǎn)物中有固體或純液體存在時(shí)，由于其濃度是固定不變的，可以看做是"1"而不代入公式。
4、稀溶液中進(jìn)行的反應(yīng)，如有水參加，水的濃度不必寫在平衡關(guān)系式中。
(三)化學(xué)平衡常數(shù)K的應(yīng)用:
1、化學(xué)平衡常數(shù)值的大小是可逆反應(yīng)進(jìn)行程度的標(biāo)志。K值越大，說明平衡時(shí)生成物的濃度越大，它的正向反應(yīng)進(jìn)行的程度越大，即該反應(yīng)進(jìn)行得越完全，反應(yīng)物轉(zhuǎn)化率越高。反之，則相反。 一般地，K>105時(shí)，該反應(yīng)就進(jìn)行得基本完全了。
2、可以利用K值做標(biāo)準(zhǔn)，判斷正在進(jìn)行的可逆反應(yīng)是否平衡及不平衡時(shí)向何方進(jìn)行建立平衡。(Q：濃度積)
Q〈 K:反應(yīng)向正反應(yīng)方向進(jìn)行; Q = K:反應(yīng)處于平衡狀態(tài) ; Q 〉K:反應(yīng)向逆反應(yīng)方向進(jìn)行
3、利用K值可判斷反應(yīng)的熱效應(yīng)
若溫度升高，K值增大，則正反應(yīng)為__吸熱___反應(yīng)
若溫度升高，K值減小，則正反應(yīng)為__放熱___反應(yīng)
四、等效平衡
1、概念：在一定條件下(定溫、定容或定溫、定壓)，只是起始加入情況不同的同一可逆反應(yīng)達(dá)到平衡后，任何相同組分的百分含量均相同，這樣的化學(xué)平衡互稱為等效平衡
。
2、分類
(1)定溫，定容條件下的等效平衡
第一類：對于反應(yīng)前后氣體分子數(shù)改變的可逆反應(yīng)：必須要保證化學(xué)計(jì)量數(shù)之比與原來相同;同時(shí)必須保證平衡式左右兩邊同一邊的物質(zhì)的量與原來相同。
第二類：對于反應(yīng)前后氣體分子數(shù)不變的可逆反應(yīng)：只要反應(yīng)物的物質(zhì)的量的比例與原來相同即可視為二者等效。
(2)定溫，定壓的等效平衡： 只要保證可逆反應(yīng)化學(xué)計(jì)量數(shù)之比相同即可視為等效平衡。
五、化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行的方向
1、反應(yīng)熵變與反應(yīng)方向：
(1)熵:物質(zhì)的一個(gè)狀態(tài)函數(shù)，用來描述體系的混亂度，符號為S. 單位：J/mol-1?K-1
(2) 體系趨向于有序轉(zhuǎn)變?yōu)闊o序，導(dǎo)致體系的熵增加，這叫做熵增加原理，也是反應(yīng)方向判斷的依據(jù)。.
(3)同一物質(zhì)，在氣態(tài)時(shí)熵值最大，液態(tài)時(shí)次之，固態(tài)時(shí)最小。即S(g)〉S(l)〉S(s)
2、反應(yīng)方向判斷依據(jù)
在溫度、壓強(qiáng)一定的條件下，化學(xué)反應(yīng)的判讀依據(jù)為：
ΔH-TΔS〈 0 反應(yīng)能自發(fā)進(jìn)行
ΔH-TΔS = 0 反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)
ΔH-TΔS 〉0 反應(yīng)不能自發(fā)進(jìn)行
注意：(1)ΔH為負(fù)，ΔS為正時(shí)，任何溫度反應(yīng)都能自發(fā)進(jìn)行
(2)ΔH為正，ΔS為負(fù)時(shí)，任何溫度反應(yīng)都不能自發(fā)進(jìn)行
高二化學(xué)選修4期末復(fù)習(xí)提綱：第三章
一、弱電解質(zhì)的電離
1、定義：電解質(zhì)：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)。
非電解質(zhì) ：在水溶液中或熔化狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物。
強(qiáng)電解質(zhì) ：在水溶液里全部電離成離子的電解質(zhì) 。
弱電解質(zhì) ：在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質(zhì) 。
2、電解質(zhì)與非電解質(zhì)本質(zhì)區(qū)別：
電解質(zhì)--離子化合物或共價(jià)化合物 非電解質(zhì)--共價(jià)化合物
注意：①電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物
?、赟O2、NH3、CO2等屬于非電解質(zhì)
?、蹚?qiáng)電解質(zhì)不等于易溶于水的化合物(如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部電離，故BaSO4為強(qiáng)電解質(zhì))--電解質(zhì)的強(qiáng)弱與導(dǎo)電性、溶解性無關(guān)。
3、電離平衡：在一定的條件下，當(dāng)電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子結(jié)合成時(shí)，電離過程就達(dá)到了平衡狀態(tài)，這叫電離平衡。
4、影響電離平衡的因素：
A、溫度：電離一般吸熱，升溫有利于電離。
B、濃度：濃度越大，電離程度越小;溶液稀釋時(shí)，電離平衡向著電離的方向移動(dòng)。
C、同離子效應(yīng)：在弱電解質(zhì)溶液里加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的電解質(zhì)，會(huì) 減弱 電離。
D、其他外加試劑：加入能與弱電解質(zhì)的電離產(chǎn)生的某種離子反應(yīng)的物質(zhì)時(shí)，有利于電離。
5、電離方程式的書寫：用可逆符號弱酸的電離要分布寫(第一步為主)
6、電離常數(shù)：在一定條件下，弱電解質(zhì)在達(dá)到電離平衡時(shí)，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積，跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個(gè)常數(shù)。叫做電離平衡常數(shù)，(一般用Ka表示酸，Kb表示堿。 )
表示方法：AB A+ +B- Ki=[ A+][ B-]/[AB]
7、影響因素：
a、電離常數(shù)的大小主要由物質(zhì)的本性決定。
b、電離常數(shù)受溫度變化影響，不受濃度變化影響，在室溫下一般變化不大。
c、同一溫度下，不同弱酸，電離常數(shù)越大，其電離程度越大，酸性越強(qiáng)。如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO
二、水的電離和溶液的酸堿性
1、水電離平衡： 水的離子積：KW =c[H+]·c[OH-]
25℃時(shí), [H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; KW = [H+]·[OH-] = 1·10-14
注意：KW只與溫度有關(guān)，溫度一定，則KW值一定; KW不僅適用于純水，適用于任何溶液(酸、堿、鹽)
2、水電離特點(diǎn)：(1)可逆 (2)吸熱 (3)極弱
3、影響水電離平衡的外界因素：
?、偎帷A ：抑制水的電離 KW〈1·10-14
?、跍囟龋捍龠M(jìn)水的電離(水的電離是吸熱的)
?、垡姿獾柠}：促進(jìn)水的電離 KW 〉1·10-14
4、溶液的酸堿性和pH：(1)pH=-lgc[H+]
(2)pH的測定方法：
酸堿指示劑-- 甲基橙 、 石蕊 、 酚酞 。
變色范圍：甲基橙 3.1~4.4(橙色) 石蕊5.0~8.0(紫色) 酚酞8.2~10.0(淺紅色)
pH試紙 -操作:
玻璃棒蘸取未知液體在試紙上，然后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對比即可 。
注意：①事先不能用水濕潤PH試紙;②廣泛pH試紙只能讀取整數(shù)值或范圍
三 、混合液的pH值計(jì)算方法公式
1、強(qiáng)酸與強(qiáng)酸的混合：
(先求[H+]混：將兩種酸中的H+離子物質(zhì)的量相加除以總體積，再求其它)
[H+]混 =([H+]1V1+[H+]2V2)/(V1+V2)
2、強(qiáng)堿與強(qiáng)堿的混合：(先求[OH-]混：將兩種酸中的OH-離子物質(zhì)的量相加除以總體積，再求其它) [OH-]混=([OH-]1V1+[OH-]2V2)/(V1+V2) (注意 :不能直接計(jì)算[H+]混)
3、強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的混合：(先據(jù)H+ + OH- ==H2O計(jì)算余下的H+或OH-，①H+有余，則用余下的H+數(shù)除以溶液總體積求[H+]混;OH-有余，則用余下的OH-數(shù)除以溶液總體積求[OH-]混，再求其它)
四、稀釋過程溶液pH值的變化規(guī)律：
1、強(qiáng)酸溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀 = pH原+ n (但始終不能大于或等于7)
2、弱酸溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀 〈 pH原+n (但始終不能大于或等于7)
3、強(qiáng)堿溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀 = pH原-n (但始終不能小于或等于7)
4、弱堿溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀 〉 pH原-n (但始終不能小于或等于7)
5、不論任何溶液，稀釋時(shí)pH均是向7靠近(即向中性靠近);任何溶液無限稀釋后pH均接近7
6、稀釋時(shí)，弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的pH變化得慢，強(qiáng)酸、強(qiáng)堿變化得快。
五、強(qiáng)酸(pH1)強(qiáng)堿(pH2)混和計(jì)算規(guī)律
1、若等體積混合： pH1+pH2=14 則溶液顯中性pH=7
pH1+pH2≥15 則溶液顯堿性pH=pH2-0.3
pH1+pH2≤13 則溶液顯酸性pH=pH1+0.3
2、若混合后顯中性
pH1+pH2=14 V酸：V堿=1：1
pH1+pH2≠14 V酸：V堿=1：1014-(pH1+pH2)
六、酸堿中和滴定：
1、中和滴定的原理：實(shí)質(zhì)：H++OH-=H2O 即酸能提供的H+和堿能提供的OH-物質(zhì)的量相等。
2、中和滴定的操作過程：
(1)儀②滴定管的刻度，O刻度在 上 ，往下刻度標(biāo)數(shù)越來越大，全部容積 大于 它的最大刻度值，因?yàn)橄露擞幸徊糠譀]有刻度。滴定時(shí)，所用溶液不得超過最低刻度，不得一次滴定使用兩滴定管酸(或堿)，也不得中途向滴定管中添加。②滴定管可以讀到小數(shù)點(diǎn)后 一位 。
(2)藥品：標(biāo)準(zhǔn)液;待測液;指示劑。
(3)準(zhǔn)備過程：準(zhǔn)備：檢漏、洗滌、潤洗、裝液、趕氣泡、調(diào)液面。
(洗滌：用洗液洗→檢漏：滴定管是否漏水→用水洗→用標(biāo)準(zhǔn)液洗(或待測液洗)→裝溶液→排氣泡→調(diào)液面→記數(shù)據(jù)V(始)
(4)試驗(yàn)過程
3、酸堿中和滴定的誤差分析
誤差分析：利用n酸c酸V酸=n堿c堿V堿進(jìn)行分析
式中：n--酸或堿中氫原子或氫氧根離子數(shù);c--酸或堿的物質(zhì)的量濃度;
V--酸或堿溶液的體積。當(dāng)用酸去滴定堿確定堿的濃度時(shí)，則：c堿=
上述公式在求算濃度時(shí)很方便，而在分析誤差時(shí)起主要作用的是分子上的V酸的變化，因?yàn)樵诘味ㄟ^程中c酸為標(biāo)準(zhǔn)酸，其數(shù)值在理論上是不變的，若稀釋了雖實(shí)際值變小，但體現(xiàn)的卻是V酸的增大，導(dǎo)致c酸偏高;V堿同樣也是一個(gè)定值，它是用標(biāo)準(zhǔn)的量器量好后注入錐形瓶中的，當(dāng)在實(shí)際操作中堿液外濺，其實(shí)際值減小，但引起變化的卻是標(biāo)準(zhǔn)酸用量的減少，即V酸減小，則c堿降低了;對于觀察中出現(xiàn)的誤差亦同樣如此。綜上所述，當(dāng)用標(biāo)準(zhǔn)酸來測定堿的濃度時(shí)，c堿的誤差與V酸的變化成正比，即當(dāng)V酸的實(shí)測值大于理論值時(shí)，c堿偏高，反之偏低。同理，用標(biāo)準(zhǔn)堿來滴定未知濃度的酸時(shí)亦然。
七、鹽類的水解(只有可溶于水的鹽才水解)
1、鹽類水解：在水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)。
2、水解的實(shí)質(zhì)：水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結(jié)合,破壞水的電離，是平衡向右移動(dòng)，促進(jìn)水的電離。
3、鹽類水解規(guī)律：
?、儆腥醪潘猓瑹o弱不水解，越弱越水解;誰強(qiáng)顯誰性，兩弱都水解，同強(qiáng)顯中性。
②多元弱酸根，濃度相同時(shí)正酸根比酸式酸根水解程度大，堿性更強(qiáng)。 (如:Na2CO3 >NaHCO3
4、鹽類水解的特點(diǎn)：(1)可逆(與中和反應(yīng)互逆) (2)程度小 (3)吸熱
5、影響鹽類水解的外界因素：
①溫度：溫度越高水解程度越大 (水解吸熱，越熱越水解)
?、跐舛龋簼舛仍叫?，水解程度越大 (越稀越水解)
?、鬯釅A：促進(jìn)或抑制鹽的水解(H+促進(jìn)陰離子水解而抑制陽離子水解;OH -促進(jìn)陽離子水解而抑制陰離子水解)
6、酸式鹽溶液的酸堿性：
?、僦浑婋x不水解：如HSO4- 顯酸性
?、陔婋x程度>水解程度，顯酸性 (如: HSO3- 、H2PO4-)
?、鬯獬潭?gt;電離程度，顯堿性 (如：HCO3- 、HS- 、HPO42-)
7、雙水解反應(yīng)：
(1)構(gòu)成鹽的陰陽離子均能發(fā)生水解的反應(yīng)。雙水解反應(yīng)相互促進(jìn)，水解程度較大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。
(2)常見的雙水解反應(yīng)完全的為：Fe3+、Al3+與AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-);S2-與NH4+;CO32-(HCO3-)與NH4+其特點(diǎn)是相互水解成沉淀或氣體。雙水解完全的離子方程式配平依據(jù)是兩邊電荷平衡，
如：2Al3+ + 3S2- + 6H2O == 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑
8、鹽類水解的應(yīng)用：
水解的應(yīng)用實(shí)例原理1、凈水明礬凈水Al3++3H2O Al(OH)3(膠體)+3H+2、去油污用熱堿水冼油污物品CO32-+H2O HCO3-+OH-3、藥品的保存①配制FeCl3溶液時(shí)常加入少量鹽酸Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+②配制Na2CO3溶液時(shí)常加入少量NaOHCO32-+H2O HCO3-+OH-4、制備無水鹽由MgCl2·6H2O制無水MgCl2 在HCl氣流中加熱若不然，則：
MgCl2·6H2O Mg(OH)2+2HCl+4H2O
Mg(OH)2 MgO+H2O5、泡沫滅火器用Al2(SO4)3與NaHCO3溶液混合Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑6、比較鹽溶液中離子濃度的大小比較NH4Cl溶液中離子濃度的大小NH4++H2O NH3·H2O+H+
c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH)-9、水解平衡常數(shù) (Kh)
對于強(qiáng)堿弱酸鹽：Kh =Kw/Ka(Kw為該溫度下水的離子積，Ka為該條件下該弱酸根形成的弱酸的電離平衡常數(shù))
對于強(qiáng)酸弱堿鹽：Kh =Kw/Kb(Kw為該溫度下水的離子積，Kb為該條件下該弱堿根形成的弱堿的電離平衡常數(shù))
八、電離、水解方程式的書寫原則
1、多元弱酸(多元弱酸鹽)的電離(水解)的書寫原則：分步書寫
注意：不管是水解還是電離，都決定于第一步，第二步一般相當(dāng)微弱。
2、多元弱堿(多元弱堿鹽)的電離(水解)書寫原則：一步書寫
九、溶液中微粒濃度的大小比較
☆☆基本原則：抓住溶液中微粒濃度必須滿足的三種守恒關(guān)系：
?、匐姾墒睾悖喝魏稳芤壕@電中性，各陽離子濃度與其所帶電荷數(shù)的乘積之和=各陰離子濃度與其所帶電荷數(shù)的乘積之和
②物料守恒: (即原子個(gè)數(shù)守恒或質(zhì)量守恒)某原子的總量(或總濃度)=其以各種形式存在的所有微粒的量(或濃度)之和
?、圪|(zhì)子守恒：即水電離出的H+濃度與OH-濃度相等。
十、難溶電解質(zhì)的溶解平衡
1、難溶電解質(zhì)的溶解平衡的一些常見知識
(1)溶解度 小于 0.01g的電解質(zhì)稱難溶電解質(zhì)。
(2)反應(yīng)后離子濃度降至1*10-5以下的反應(yīng)為完全反應(yīng)。如酸堿中和時(shí)[H+]降至10-7mol/L<10-5mol/L，故為完全反應(yīng)，用"="，常見的難溶物在水中的離子濃度均遠(yuǎn)低于10-5mol/L，故均用"="。
(3)難溶并非不溶，任何難溶物在水中均存在溶解平衡。
(4)掌握三種微溶物質(zhì)：CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4
(5)溶解平衡常為吸熱，但Ca(OH)2為放熱，升溫其溶解度減少。
(6)溶解平衡存在的前提是：必須存在沉淀，否則不存在平衡。
2、溶解平衡方程式的書寫
注意在沉淀后用(s)標(biāo)明狀態(tài)，并用" "。如：Ag2S(s) 2Ag+(aq)+ S2-(aq)
3、沉淀生成的三種主要方式
(1)加沉淀劑法：Ksp越小(即沉淀越難溶)，沉淀越完全;沉淀劑過量能使沉淀更完全。
(2)調(diào)pH值除某些易水解的金屬陽離子：如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。
(3)氧化還原沉淀法：
(4)同離子效應(yīng)法
4、沉淀的溶解：
沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移動(dòng)。常采用的方法有：①酸堿;②氧化還原;③ 沉淀轉(zhuǎn)化 。
5、沉淀的轉(zhuǎn)化：
溶解度大的生成溶解度小的，溶解度小的生成溶解度 更小 的。
如：AgNO3 AgCl(白色沉淀) AgBr(淡黃色) AgI (黃色) Ag2S(黑色)
6、溶度積(KSP)
(1)定義：在一定條件下，難溶電解質(zhì)電解質(zhì)溶解成離子的速率等于離子重新結(jié)合成沉淀的速率，溶液中各離子的濃度保持不變的狀態(tài)。
(2)表達(dá)式：AmBn(s) mAn+(aq)+nBm-(aq)
KSP= [c(An+)]m ?[c(Bm-)]n
(3)影響因素： 外因：①濃度：加水，平衡向溶解方向移動(dòng)。 ②溫度：升溫，多數(shù)平衡向溶解方向移動(dòng)
(4)溶度積規(guī)則：QC為離子積
QC〉KSP 有沉淀析出 QC= KSP 平衡狀態(tài) QC〈KSP 未飽和，繼續(xù)溶解
高二化學(xué)選修4期末復(fù)習(xí)提綱：第四章
第一節(jié) 原電池
1、概念： 化學(xué)能轉(zhuǎn)化為電能的裝置叫做原電池
2、組成條件：①兩個(gè)活潑性不同的電極② 電解質(zhì)溶液③ 電極用導(dǎo)線相連并插入電解液構(gòu)成閉合回路
3、電子流向：外電路：負(fù)極--導(dǎo)線-- 正極
內(nèi)電路：鹽橋中陰離子移向負(fù)極的電解質(zhì)溶液，鹽橋中陽離子移向正極的電解質(zhì)溶液。
4、電極反應(yīng)：以鋅銅原電池為例：
負(fù)極： 氧化反應(yīng)： Zn-2e=Zn2+ (較活潑金屬)
正極： 還原反應(yīng)： 2H++2e=H2↑ (較不活潑金屬)
總反應(yīng)式： Zn+2H+=Zn2++H2↑
5、正、負(fù)極的判斷：
(1)從電極材料：一般較活潑金屬為負(fù)極;或金屬為負(fù)極，非金屬為正極。
(2)從電子的流動(dòng)方向 負(fù)極流入正極
(3)從電流方向 正極流入負(fù)極
(4)根據(jù)電解質(zhì)溶液內(nèi)離子的移動(dòng)方向陽離子流向正極，陰離子流向負(fù)極
(5)根據(jù)實(shí)驗(yàn)現(xiàn)象①__溶解的一極為負(fù)極__②增重或有氣泡一極為正極
第二節(jié) 化學(xué)電池
1、電池的分類：化學(xué)電池、太陽能電池、原子能電池
2、化學(xué)電池：借助于化學(xué)能直接轉(zhuǎn)變?yōu)殡娔艿难b置
3、化學(xué)電池的分類：一次電池、二次電池、燃料電池
一、一次電池： 常見一次電池：堿性鋅錳電池、鋅銀電池、鋰電池等
二、二次電池
1、二次電池：放電后可以再充電使活性物質(zhì)獲得再生，可以多次重復(fù)使用，又叫充電電池或蓄電池。
2、電極反應(yīng)：鉛蓄電池
放電： 負(fù)極(鉛)：Pb+-2e? =PbSO4↓
正極(氧化鉛)：PbO2+4H+++2e? =PbSO4↓+2H2O
充電： 陰極：PbSO4+2H2O-2e? =PbO2+4H++
陽極：PbSO4+2e? =Pb+
兩式可以寫成一個(gè)可逆反應(yīng)：PbO2+Pb+2H2SO4 2PbSO4↓+2H2O
3、目前已開發(fā)出新型蓄電池：銀鋅電池、鎘鎳電池、氫鎳電池、鋰離子電池、聚合物鋰離子電池
三、燃料電池
1、燃料電池： 是使燃料與氧化劑反應(yīng)直接產(chǎn)生電流的一種原電池
2、電極反應(yīng)：一般燃料電池發(fā)生的電化學(xué)反應(yīng)的最終產(chǎn)物與燃燒產(chǎn)物相同，可根據(jù)燃燒反應(yīng)寫出總的電池反應(yīng)，但不注明反應(yīng)的條件。，負(fù)極發(fā)生氧化反應(yīng)，正極發(fā)生還原反應(yīng)，不過要注意一般電解質(zhì)溶液要參與電極反應(yīng)。以氫氧燃料電池為例，鉑為正、負(fù)極，介質(zhì)分為酸性、堿性和中性。
當(dāng)電解質(zhì)溶液呈酸性時(shí)： 負(fù)極：2H2-4e? =4H+ 正極：O2+4 e? 4H+ =2H2O
當(dāng)電解質(zhì)溶液呈堿性時(shí)： 負(fù)極：2H2+4OH?-4e?=4H2O 負(fù)極：O2+2H2O+4 e?=4OH?
另一種燃料電池是用金屬鉑片插入KOH溶液作電極，又在兩極上分別通甲烷?燃料?和氧氣?氧化劑?。
電極反應(yīng)式為：負(fù)極：CH4+10OH--8?e? = 7H2O;
正極：4H2O+2O2+8e?=8 OH-。
電池總反應(yīng)式為：CH4+2O2+2KOH=K2CO3+3H2O
3、燃料電池的優(yōu)點(diǎn)：能量轉(zhuǎn)換率高、廢棄物少、運(yùn)行噪音低
第三節(jié) 電解池
一、電解原理
1、電解池：把電能轉(zhuǎn)化為化學(xué)能的裝置也叫電解槽
2、電解：電流(外加直流電)通過電解質(zhì)溶液而在陰陽兩極引起氧化還原反應(yīng)(被動(dòng)的不是自發(fā)的)的過程
3、放電：當(dāng)離子到達(dá)電極時(shí)，失去或獲得電子，發(fā)生氧化還原反應(yīng)的過程
4、電子流向：(電源)負(fù)極-(電解池)陰極-(離子定向運(yùn)動(dòng))電解質(zhì)溶液-(電解池)陽極-(電源)正極
5、電極名稱及反應(yīng)：
陽極：與直流電源的正極 相連的電極，發(fā)生氧化反應(yīng)
陰極：與直流電源的負(fù)極相連的電極，發(fā)生還原反應(yīng)
6、電解CuCl2溶液的電極反應(yīng)： 陽極：2Cl- -2e?=Cl2 (氧化) 陰極：Cu2++2e?=Cu(還原)
總反應(yīng)式：CuCl2 =Cu+Cl2 ↑
7、電解本質(zhì)：電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電過程，就是電解質(zhì)溶液的電解過程
☆規(guī)律總結(jié)：電解反應(yīng)離子方程式書寫：
陽離子放電順序：Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+(指酸電離的)>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+
陰離子放電順序：是惰性電極時(shí)：S2->I->Br->Cl->OH->NO3->SO42-(等含氧酸根離子)>F-(SO32-/MnO4->OH-)
是活性電極時(shí)：電極本身溶解放電
注意:先要看電極材料，是惰性電極還是活性電極，若陽極材料為活性電極(Fe、Cu)等金屬，則陽極反應(yīng)為電極材料失去電子，變成離子進(jìn)入溶液;若為惰性材料，則根據(jù)陰陽離子的放電順序，依據(jù)陽氧陰還的規(guī)律來書寫電極反應(yīng)式。
電解質(zhì)水溶液點(diǎn)解產(chǎn)物的規(guī)律
類型電極反應(yīng)特點(diǎn)實(shí)例電解對象電解質(zhì)濃度pH電解質(zhì)溶液復(fù)原分解電解質(zhì)型電解質(zhì)電離出的陰陽離子分別在兩極放電HCl電解質(zhì)減小增大HClCuCl2---CuCl2放H2生成堿型陰極：水放H2生堿
陽極：電解質(zhì)陰離子放電NaCl電解質(zhì)和水生成新電解質(zhì)增大HCl放氧生酸型陰極：電解質(zhì)陽離子放電
陽極：水放O2生酸CuSO4電解質(zhì)和水生成新電解質(zhì)減小氧化銅電解水型陰極：4H+ + 4e- == 2H2 ↑
陽極：4OH- - 4e-= O2↑+ 2H2ONaOH水增大增大 水H2SO4減小Na2SO4不變 上述四種類型電解質(zhì)分類：
(1)電解水型：含氧酸，強(qiáng)堿，活潑金屬含氧酸鹽
(2)電解電解質(zhì)型：無氧酸，不活潑金屬的無氧酸鹽(氟化物除外)
(3)放氫生堿型：活潑金屬的無氧酸鹽
(4)放氧生酸型：不活潑金屬的含氧酸鹽
二、電解原理的應(yīng)用
1、電解飽和食鹽水以制造燒堿、氯氣和氫氣
(1)電鍍應(yīng)用電解原理在某些金屬表面鍍上一薄層其他金屬或合金的方法
(2)電極、電解質(zhì)溶液的選擇：
陽極：鍍層金屬，失去電子，成為離子進(jìn)入溶液 ; M- ne - == M n+
陰極：待鍍金屬(鍍件)：溶液中的金屬離子得到電子，成為金屬原子，附著在金屬表面
M n+ + ne - == M
電解質(zhì)溶液：含有鍍層金屬離子的溶液做電鍍液
鍍銅反應(yīng)原理：陽極(純銅)：Cu-2e-=Cu2+，陰極(鍍件)：Cu2++2e-=Cu，
電解液：可溶性銅鹽溶液，如CuSO4溶液
(3)電鍍應(yīng)用之一：銅的精煉：陽極：粗銅;陰極純銅電解質(zhì)溶液：硫酸銅
2、電冶金
(1)電冶金：使礦石中的金屬陽離子獲得電子，從它們的化合物中還原出來用于冶煉活潑金屬，如鈉、鎂、鈣、鋁
(2)電解氯化鈉：通電前，氯化鈉高溫下熔融：NaCl == Na + + Cl-
通直流電后：陽極：2Na+ + 2e- == 2Na 陰極：2Cl- - 2e- == Cl2↑
☆規(guī)律總結(jié)：原電池、電解池、電鍍池的判斷規(guī)律
(1)若無外接電源，又具備組成原電池的三個(gè)條件。①有活潑性不同的兩個(gè)電極;②兩極用導(dǎo)線互相連接成直接插入連通的電解質(zhì)溶液里;③較活潑金屬與電解質(zhì)溶液能發(fā)生氧化還原反應(yīng)(有時(shí)是與水電離產(chǎn)生的H+作用)，只要同時(shí)具備這三個(gè)條件即為原電池。
(2)若有外接電源，兩極插入電解質(zhì)溶液中，則可能是電解池或電鍍池;當(dāng)陰極為金屬，陽極亦為金屬且與電解質(zhì)溶液中的金屬離子屬同種元素時(shí)，則為電鍍池。
(3)若多個(gè)單池相互串聯(lián)，又有外接電源時(shí)，則與電源相連接的裝置為電解池成電鍍池。若無外接電源時(shí)，先選較活潑金屬電極為原電池的負(fù)極(電子輸出極)，有關(guān)裝置為原電池，其余為電鍍池或電解池。
性質(zhì)類別——原電池電解池電鍍池的定義
(裝置特點(diǎn))將化學(xué)能轉(zhuǎn)變成電能的裝置將電能轉(zhuǎn)變成化學(xué)能的裝置應(yīng)用電解原理在某些金屬表面鍍上一側(cè)層其他金屬
反應(yīng)特征： 自發(fā)反應(yīng) 非自發(fā)反應(yīng)
非自發(fā)反應(yīng) 裝置特征無電源，兩級材料不同有電源，兩級材料可同可不同 有電源 形成條件活動(dòng)性不同的兩極
電解質(zhì)溶液
形成閉合回路兩電極連接直流電源
兩電極插入電解質(zhì)溶液
形成閉合回路1鍍層金屬接電源正極，待鍍金屬接負(fù)極;2電鍍液必須含有鍍層金屬的離子 電極名稱負(fù)極：較活潑金屬
正極：較不活潑金屬(能導(dǎo)電非金屬)陽極：與電源正極相連
陰極：與電源負(fù)極相連名稱同電解，但有限制條件
陽極：必須是鍍層金屬
陰極：鍍件電極反應(yīng)負(fù)極：氧化反應(yīng)，金屬失去電子
正極：還原反應(yīng)，溶液中的陽離子的電子或者氧氣得電子(吸氧腐蝕)陽極：氧化反應(yīng)，溶液中的陰離子失去電子，或電極金屬失電子
陰極：還原反應(yīng)，溶液中的陽離子得到電子
陽極：金屬電極失去電子
陰極：電鍍液中陽離子得到電子 電子流向負(fù)極→正極 電源負(fù)極→陰極
電源正極→陽極 同電解池溶液中帶電粒子的移動(dòng)陽離子向正極移動(dòng)
陰離子向負(fù)極移動(dòng)陽離子向陰極移動(dòng)
陰離子向陽極移動(dòng)同電解池聯(lián)系 在兩極上都發(fā)生氧化反應(yīng)和還原反應(yīng)
☆☆原電池與電解池的極的得失電子聯(lián)系圖：
陽極(失) e- 正極(得) e- 負(fù)極(失) e- 陰極(得)
第四節(jié) 金屬的電化學(xué)腐蝕和防護(hù)
一、金屬的電化學(xué)腐蝕
(1)金屬腐蝕內(nèi)容：
(2)金屬腐蝕的本質(zhì)：都是金屬原子 失去 電子而被氧化的過程
(3)金屬腐蝕的分類：
化學(xué)腐蝕- 金屬和接觸到的物質(zhì)直接發(fā)生化學(xué)反應(yīng)而引起的腐蝕
電化學(xué)腐蝕-不純的金屬跟電解質(zhì)溶液接觸時(shí)，會(huì)發(fā)生原電池反應(yīng)。比較活潑的金屬失去電子而被氧化，這種腐蝕叫做電化學(xué)腐蝕。
化學(xué)腐蝕與電化腐蝕的比較
電化腐蝕：化學(xué)腐蝕條件不純金屬或合金與電解質(zhì)溶液接觸金屬與非電解質(zhì)直接接觸現(xiàn)象有微弱的電流產(chǎn)生或無電流產(chǎn)生，本質(zhì)較活潑的金屬被氧化的過程 金屬被氧化的過程
關(guān)系： 化學(xué)腐蝕與電化腐蝕往往同時(shí)發(fā)生，但電化腐蝕更加普遍，危害更嚴(yán)重
(4)電化學(xué)腐蝕的分類：
析氫腐蝕--腐蝕過程中不斷有氫氣放出
?、贄l件：潮濕空氣中形成的水膜,酸性較強(qiáng)(水膜中溶解有CO2、SO2、H2S等氣體)
?、陔姌O反應(yīng)：負(fù)極: Fe - 2e- = Fe2+
正極: 2H+ + 2e- = H2 ↑
總式：Fe + 2H+ = Fe2+ + H2 ↑
吸氧腐蝕--反應(yīng)過程吸收氧氣
①條件：中性或弱酸性溶液
?、陔姌O反應(yīng)：負(fù)極: 2Fe - 4e- = 2Fe2+
正極: O2+4e- +2H2O = 4OH-
總式：2Fe + O2 +2H2O =2 Fe(OH)2
離子方程式：Fe2+ + 2OH- = Fe(OH)2
生成的 Fe(OH)2被空氣中的O2氧化，生成 Fe(OH)3 ， Fe(OH)2 + O2 + 2H2O == 4Fe(OH)3
Fe(OH)3脫去一部分水就生成Fe2O3·x H2O(鐵銹主要成分)
規(guī)律總結(jié)：金屬腐蝕快慢的規(guī)律：在同一電解質(zhì)溶液中，金屬腐蝕的快慢規(guī)律如下：電解原理引起的腐蝕>原電池原理引起的腐蝕>化學(xué)腐蝕>有防腐措施的腐蝕防腐措施由好到壞的順序如下：
外接電源的陰極保護(hù)法>犧牲負(fù)極的正極保護(hù)法>有一般防腐條件的腐蝕>無防腐條件的腐蝕
二、金屬的電化學(xué)防護(hù)
1、利用原電池原理進(jìn)行金屬的電化學(xué)防護(hù)
(1)犧牲陽極的陰極保護(hù)法
原理：原電池反應(yīng)中，負(fù)極被腐蝕，正極不變化
應(yīng)用：在被保護(hù)的鋼鐵設(shè)備上裝上若干鋅塊，腐蝕鋅塊保護(hù)鋼鐵設(shè)備
負(fù)極：鋅塊被腐蝕;正極：鋼鐵設(shè)備被保護(hù)
(2)外加電流的陰極保護(hù)法
原理：通電，使鋼鐵設(shè)備上積累大量電子，使金屬原電池反應(yīng)產(chǎn)生的電流不能輸送，從而防止金屬被腐蝕
應(yīng)用：把被保護(hù)的鋼鐵設(shè)備作為陰極，惰性電極作為輔助陽極，均存在于電解質(zhì)溶液中，接上外加直流電源。通電后電子大量在鋼鐵設(shè)備上積累，抑制了鋼鐵失去電子的反應(yīng)。
2、改變金屬結(jié)構(gòu)：把金屬制成防腐的合金
3、把金屬與腐蝕性試劑隔開：電鍍、油漆、涂油脂、表面鈍化等