2019新人教版高中化学选择性必修一全册重点知识点归纳总结（复习必背）

第一章化学反应的热效应

第一节反应热

一、反应热婚变

（一）反应热及其测定

1、体系与环境

被研究的物质系统称为体系，与体系相互影响的其他部分称为

2、反应热

在等温条件下，化学反应体系向环境^^或从环境的热量，称为化学反应的热效应，简称应

应热。

3、实验探究：中和反应反应热的测定

（1）测定原理：环境温度不变时，根据测得的体系的温度变化和有关物质的比热容等来计算反应热。

即利用公式：O=cmAt进行计算。

（2）实验装置

（玻璃

①实验装置中各仪器安装如图。温度计、/搅拌器

②各部分仪器的作用

内简卜杯盖

玻璃搅拌器的作用是使反应物混合均匀充分接触。

隔热层

隔热层的作用是减少热量的散失。

外壳

温度计的作用是测定反应前后反应体系的温度。

简易量热计示意图

（3）实验步骤

①反应物温度测量⑺：测量混合前50mL0.50moi•口盐酸、50mL0.55moi匚|氢氧化钠溶液的温度，取

两温度平均值，记录为起始温度小

②反应后体系温度测量出）：将3«溶液迅速混合，用玻璃搅拌器轻轻搅动溶液,并准确读取混合溶

液的最高温度，记录为终止温度以

③重复实验操作两次，记录每次的实验数据，取其平均值作为计算依据。

（4）实验数据处理

设溶液的密度均为1gpm-,中和后溶液的比热容c=4.18JgLei,根据实验数据计算出该反应

放出的热量81.42kJ,则生成1molH2O时放出的热量为56.8kJ。

（5）实验结论

大量实验测得，在25。（：和101kPa下，强酸的稀溶液与强碱的稀溶液，发生中和反应生成1molH?O时,

放出57.3kJ的热量。

1

(-)反应热与婚变

1、内能

内能是体系内物质的各种能量的总和，受温度、压强和物质的聚集状态等影响。

3、焙与焰变

(1)焰(切：是一个与内能有关的物理量。

(2)焰变(△切：在恒压下，化学反应过程中吸收或释放的热量称为该反应的焙变。常用单位kJ/mol或

kJmor'o

(3)反应热与焰变的关系

在等压条件下进行的化学反应的反应热等于反应的熔变，因此常用表示反应热。

(4)焰变与吸热反应和放热反应的关系

①放热反应：反应体系向环境」^能量，反应体系的焰减小，△，为负值，B[JA//<OO

②吸热反应：反应体系从环境中吸收能量,反应体系的-增大，△，为正值，即A7仑0。

始(孙叵静培(H)|，生成物

A//<0MH>0

\生成物反应物/

放热反应吸热反应

4、从微观角度理解反应热的实质

以H2(g)+CL(g)=2HCI(g)反应的能量变化为例说明，如图所示：

由图可知:

反应中能量变化

化学键

断裂或形成1mol化学键的能量变化断裂或形成化学键的总能量变化

H—H吸收436kJ

共吸收679kJ

Cl—C1吸收243kJ

H—C1放出431kJ共放出862kJ

结论H2-+CL(g)=2HCl(g)的反应热△，=—183kJmol।

①图示：化学反应过程中形成化学键、断裂化学键能量变化可用如图表示：(蒲公英语)

2

其中，年表示反应物断裂化学键吸收的总热量,B表示生成物形成化学键放出的总热量,B与员

的差值表示反应热。上述反应过程表示该反应为反应。

②焰变计算公式：△，=邛式断键）一邑式成键）

二、热化学方程式

1、定义：表明反应所释放或吸收的热量的化学方程式。

2、意义：不仅表示化学反应中的物质变化,也表明了化学反应中的能量变化。

实例：已知25。（3、101kPa下，热化学方程式为2H2（g）+O2（g）=2H2。。）A//=-571.6kJmoF1,其表示

在25七、101kPa,2m0IH2与1mol0」完全反应牛成2moi液态水时放出的热量是571.6kJ。

3、热化学方程式的书写方法

（1）热化学方程式中各物危化学式前的化学计量数只表示其物质的量，可以是整数或分数。

（2）标注反应的温度和压强。没有特殊说明是指25°C、101kPa。不用标明反应条件（如“加

热”“高温”“催化剂”等）。

（3）标注各物质聚集状态。在物质后面用括号标注各物质的聚集状态：气体用“g”,液体用'T',

固体用“s”,溶液用“aq”。

（4）标注A/7的正负。化学方程式后面空一格标注若为放热反应，M为“一”：若为吸热反应，

\H为“+

（5）计算M的数值。根据化学方程式中的化学计量数计算写出△，的数值。△，单位是kJmolL

4、△，的单位中“moL”的含义

对一个化学反应，△”的单位中“mol-不是指每摩尔具体物质，而是指“每摩尔反应因此A//必须

与化学方程式---对应。

三、燃烧热

1、概念：在101kPa时，1mol纯物质完全燃烧生成指定产物时所放出的热量。

2^单位：kJ-mol1或kJ/mol。

3、意义：甲烷的燃烧热为890.3kJmoL,或AH=-890.3kJmo「，它表示25。€\101kPa时，1mol

甲烷完全燃烧生成ImolCCHs）和2molHzO⑴时放出890.3kJ的热量。

4、热化学方程式的书写

书写表示燃烧热的热化学方程式时，以燃烧_LinQl_可燃物为标准来配平其余物质的化学计量数，同时可

燃物要完全燃烧且生成指定产物。例如：

1

H2（g）+^O2（g）^^i2O（l）A"=-285.8kJmor

3

5、燃烧热的热化学方程式是否正误

“一看，，可燃物的化学计量数是否为1。

“二看”元素完全燃烧生成的物质是否为指定产物。

“三看”△，是否为“一”及单位是否正确。

第二节反应热的热计算

一、盖斯定律

1、盖斯定律：一个化学反应，不管是一步完成的还是分几步完成的,其反应热是/皿的。换句

话说，化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关,而与反应的途径无关。

2、盖斯定律的计算方法

(1)“虚拟路径''法：若反应物A变为生成物D,可以有两个途径。

①由A直接变成D,反应热为△”；

②由A经过B变成C,再由C变成D,每步的反应热分别为AH、AH2>A/方。

如图所示：

则有A，=。

(2)加合法：加合法就是运用所给热化学方程式通过加减乘除的方法得到所求的热化学方程式。

例：根据如下两个反应，选用上述两种方法，计算出C(s)+$)2(g)=C0(g)的反应热

I：C(s)+O2(g)=CO2(g)A//i=-393.5kJmol

1

II：CO(g)+1o2(g)=CO2(g)A//2=-283.0kJmoF

反应C(s)+C)2(g)^=CO2(g)的途径可设计如下:

则△〃==-1105

二、反应热的计算

1、根据热化学方程式计算

热化学方程式中反应热数值与各物质的化学计量数成正比。例如,

4

〃A(g)+bB(g)-C(g)+rfD(g)\H

abcd|A//|

〃(A)〃(B)〃(C)〃(D)Q

则〃A—〃B〃C〃D0

abed|A//|

2、根据反应物、生成物的键能计算

\H=反应物的键能总和一牛成物的键能总和。

3、根据物质的燃烧热数值计算

。(放尸〃(可燃物)x|A，(燃烧热)|o

4、根据盖斯定律计算

将两个或两个以上的热化学方程式包括其相加或相减，得到一个新的热化学方程式及其A，。

5、△//大小比较时注意事项

(1)吸热反应的△，为“+”，放热反应的A”为“一”，所以吸热反应的A”一定大于放热反应的

(2)放热反应的M为“一”，所以放热越多，△，越小。

5

第二章化学反应速率与化学平衡

第一节化学反应速率

一、化学反应速率

1、化学反应速率：定量描述化学反应快慢程度的物理量。

2、表示方法：用单位时间内反应物浓度的上电」或生成物浓度的qj/L来表示。

(1)表达式：V=\d\t

(2)单位：mol/(L,min)或mol/(L，s)

3、化学反应速率的测定

(1)测定原理：利用与化学反应中任何--种化学物质的浓度相关的可观测量进行测定。

(2)测定方法

①直接观察测定：如释放出气体的体积和体系的压强等。

②科学仪器测定：在溶液中，当反应物或生成物本身有较明显的颜色时，可利用颜色变化和显色物

质与浓度变化间的比例关系测量反应速率。

4、化学反应速率的计算

(1)公式法：

Ac

v=—=-----

MV\t

v(反应物)"—一反""勿‘生成物)=△'生成物

A/\t

(2)运用同一反应中“速率之比等于化学计量数之比”的规律进行计算。

对于一个化学反应：mA+〃B=pC+qD,v(A)=_&'，v(B)^~AcB,v(C)^AcC,v(D)

△tAzA/

__AcD

△t'

vAvBvCvD

且n有：------=------=------=-------。

mr1Pq

(3)“三段式”法

①求解化学反应速率计算题的一般步骤：

写出有关反应的化学方程式；找出各物质的起始量、转化量、某时刻量；转化量之比等于化学计量数之比；

先根据已知条件列方程计算：

反应：wA(g)+wB(g)=pC(g)

起始浓度/mol-L'：ahc

nxpx

转化浓度/moll1：X

mm

,nx

某时刻(/s)浓度/molir：a-xb-----c+在

mm

1

再利用化学反应速率的定义式求算:

v（A）=-molL^s-1；v（B）=­molL-,shv（C）=^molL-,s-l0

tmtmt

②计算中注意以下量的关系。

对反应物：。（起始）一。（转化）=c（某时刻）;对生成物：C（起始）+c（转化）=4某时刻）;

转化率=。**100%。

c起始

二、影响化学反应速率的因素

1、实验I：定性探究影响化学反应速率的外界因素

催价剂

实验原理：Na2s2Ch+H2SC）4=Ka2sO4+SO2T+SI+H2O2H2O2里山2H2O+O2T

影响因素实验步骤实验现象实验结论

5mLO.lmolL-15mL().5molL-1

H2SO,溶液HzSO,溶液

均出现浑浊，但后者出现增大浓度，化学反应

浓度

it/]NR|浑浊更快速率增大

M5mLO.lmolL1LJ

歇Na2s2O,溶液、目

0.1mol-L-15

H2so4

溶液5mL、

0.1molL-11

Na2s2O39七冷水混合后均出现浑浊，但

溶液5mL5升高温度，化学反应

温度0.1mol-L-1j70。（3热水一组.首先出现浑

Na2s2O3w速率增大

溶液5mL、浊_

0.1mol'L-1矍

H2sO4―5二

溶液5mL7°它热水

3min后分别混

合并振荡

5滴1mobL-1H

FeCh溶液T

前者无明显现象,后者」H催化剂能加快化

催化剂0y

现大量气泡学反应速率

「2mL5%

今-国。2溶液)

2、实验H：反应速率的定量测定和比较（蒲公英语）

硫酸

锌粒

加入试剂反应时间反应速率实验结论

2

（填“长”或“短”）（填，，快，，或，，慢”）

40inL1molL1硫酸长慢4mol-L1硫酸与锌反应比1mol-L1

40mL4mol-L।硫酸短快硫酸与锌反应的速率

3、影响化学反应速率的其他因素

（1）浓度：底物浓度越大，化学反应速率越快。

（2）温度：当其他条件相同时，升高温度反应速率增大,降低温度反应速率减小。

（3）催化剂：同一反应，用不同催化剂，反应速率不相同。

（4）压强：对有气体参加的反应，压强对化学反应速率的影响可简化理解如下

①对于气体来说，在一定温度下，一定质量的气体所占的体积与压强成」其他条件不变时，增大

压强，气体体积缩小，浓度增大。

②对于有气体参加的化学反应，在相同温度下，增大压强，反应速率增大；减小压强，反应速率减

三、活化能

1、有效碰撞：能够发生化学反应的碰撞。

2、无效碰撞：不能够发生化学反应的碰撞。

3、活化分子：能够发生有效碰撞的分子。

4、活化能：活化分子具有的平均能量与反应物分子具有的平均能量之差。

5、反应物、生成物的能量与活化能的关系图

活化能越小，普通分子就越容易变成活化分子。如图所示：反应的活化能是昂，反应热是巴一历。

6、有效碰撞理论对影响化学反应速率因素的解释

（1）浓度：反应物浓度增大一单位体积内活化分子数增多一单位时间内有效碰撞的次数增加-反应

速率增大；反之，反应速率减小。

（2）压强：增大压强一气体体积缩小―反应物浓度增大一单位体积内活化分子数增多一单位时间内有

效碰撞的次数增加一＞反应速率增大；反之，反应速率减小。

（3）温度：升高温度T活化分子的百分数增大一单位时间内有效碰撞的次数增加T反应速率增

大_:反之，反应速率减小。

（4）催化剂：使用催化剂一改变了反应的历程（如上图），反应的活化能降低T活化分子的百分数增大

3

T单位时间内有效碰撞的几率增加一反应速率加快。

第二节化学平衡

一、化学平衡状态

1、可逆反应：在相同条件下，既能向正反应方向进行,同时又能向逆反应方向进行的反应。

2、化学平衡状态的建立

(1)如图1所示，N2与H2随着反应的进行，其浓度逐渐减小，、逐渐减小，而c(NH3)逐渐强

大，V3逐渐增大，/I时刻，它们的浓度不再改变，vm=va,反应达到平衡。

NH:l

Oh

图1

(1)如图2所示，随着NH3的分解，其浓度逐渐减小，Vw逐渐减小，而C(N2)、C(H2)逐渐增大，

”逐渐增大，f2时刻起，它们的浓度不再改变，=，反应达到平衡。

3、化学平衡状态：在一定条件下的可逆反应，当正、逆反应的速率相等时,反应物和生成物的浓度均保持

不变，即体系的组成不随时间而改变，这表明该反应中物质的转化达到了“限度”，这时的状态我们称为化学

平衡状态，简称化学平衡。

二、化学平衡常数

1、化学平衡状态时浓度数据分析

分析课本表2—1：457.6°C时反应体系H2(g)+l2(g)二2HI(g)中各物质的浓度数据，我们可以发现以下规律：

(1)无论该反应从正向进行还是从逆向进行，平衡时，只要温度一定，一-----的值近似相等。

(2)无论反应物或生成物的浓度如何改变，平衡时只要温度一定,的值也近似相等。

cH2ch

2、化学平衡常数：在一定温度下，当一个可逆反应达到化学平衡时，生成物浓度慕之积与反应物浓

度事之积的比值是一个常数,用符号J表示。

3、浓度商与化学平衡常数的表达式

(1)浓度商：对于一般的可逆反应，〃7A(g)+〃B(gHpC(g)+4D(g),在任意时刻的,0称为空

dnA-cwB

度商，常用。表示,即CdD。

cmAdB

(2)化学平衡常数表达式：当在一定温度下达到化学平衡时，K=

d"A-c"B

(3)0与K关系：当反应中有关物质的浓度商等于平衡常数时,表明反应达到化学平衡状态。

三、影响化学平衡的因素

1、浓度对化学平衡移动的影响

4

实验原理Fe3"+3SCN-Fe(SCN)3(红色)

5mL0.05mol•L^FeCh溶液

5mL().15mol-LKSCN溶融

实验操作L

Fe粉/

71mol•L~,

D1KSCN溶液

C

现象与结论b溶液颜色变浅,平衡向逆反应方向移动C溶液颜色变深，平衡向正反应方向移动

发生Fe+2Fe3'=3Fe2+,Fe?'浓度减小，Q=

c（SCN」）增大，Q=-

'譬3+乎3且

理论解释—0%誓3]增大,Q>K,平衡逆向cFecSCN

cFe3+-c3SCN

减小，Q<K,平衡正向移动

移动

2、化学平衡移动：在一定条件当可逆反应达到平衡状态后，如果浓度、压强、温度等反应条件改变,

原来的平衡状态被破坏，平衡体系的物质组成也会随着改变，直至达到新的平衡状态。这种由原有的

平衡状态达到新的平衡状态的过程。

3、化学平衡移动方向的判断

当0=K时：反应处于平衡状态，v»=v-*；

当。<K时：反应向正反应方向进行,vjF>v迹；

当时,：反应向逆反应方向进行,v1rVv巡。

4、压强变化对化学平衡移动的影响

2NOWNO

实验原理224

红棕色无色

实验步骤20mLNO2,N2OtNO2.N2O4II处

活塞n处-i处，压强增大活塞I处-H处，压强减小

实验现象混合气体的颜色先变深又逐渐变浅混合气体的颜色先变浅又逐渐变深

活塞往里推，体积减小，压强增大，C（NC>2）增大，颜色变深，但颜色又变浅，说明C（N02）

减小，平衡向正反应方向移动。

实验结论

活塞往外拉，体积增大，压强减小，c（N02）减小，颜色变浅，但气体颜色又变深，

说明。（NO2）增大，平衡向逆反应方向移动

5、温度对化学平衡移动的影响

5

2NOg^NOg△〃=-56.9kJmo「

实验原理224

红株色无色

一热水会

AI

实验步骤

毒彳冰水

'吊温\1/

NO2与N2O4的混合气体

实验现象热水中混合气体颜色加深：冰水中混合气体颜色变浅

混合气体受热颜色加深，说明NO?浓度增大，即平衡向逆反应方向移动:

实验结论

混合气体被冷却时颜色变浅，说明NO,浓度减小，即平衡向正反应方向移动

6、勒夏特列原理：如果改变影响平衡的条件之一（如温度、浓度、压强等），平衡将向着能够减弱这种

改变的方向移动。

7、化学平衡图像的类型及特点

（1）速率一时间图像。一/图像）

I.正反应速率突变，逆反应速率渐变，M正2M逆，说明是增大了反应物的浓度，使正反应速率突变，且平

衡正向移动。

ILv正、v说都是突然减小的，吟二式迹，平衡正向移动,说明该反应的正反应可能是放热反应或气体

总体积增大的反应,改变的条件是降低温度或减小压强。

IH.v正、v逆都是突然增大的，并且v正、v逆增大程度相同，说明该化学平衡没有发生移动,可能是使用

了催化剂，也可能是对反应前后气体总体积不发生变化的反应增大压强所致。

（2）百分含量一时间一温度图像

l.Ti之温度升高，平衡逆向移动,正反应是反应。

U.p2>pi,压强增大，A（反应物）的转化率减小，说明正反应是气体总体积增大的反应。

山.生成物C的百分含量不变，说明平衡不发生移动,但反应速率a二b,故a可能使用了催化剂：

若该反应是反应前后气体总体积不变的可逆反应，a也可能是增大了压强。

6

第三节化学反应的方向

1、自发过程和自发反应的比较

自发过程自发反应

在一定条件下，不用借助外力，就能自发在给定的条件下，可以自发进行到显著程

含义

进行的过程。度的化学反应。

具有方向性，即过程的某个方向在一定条倡:下自发进行，而该过程逆方向在该条件下肯定

特征

不能自发进行。

举例高山流水，自由落体，冰雪融化钢铁生锈

可被用来完成有用功。如已燃烧可设计成原电池。

应用

非自发过程要想发生，必须对它做功。如通电将水分解为H2和02。

2、化学反应进行方向的判据

(1)焰变与反应的方向

放热反应过程中体系能量因此具有自发进行的倾向,科学家提出用」^来判断反应进行

的方向，这就是焰判据。

①多数放热反应是自发进行的。例如燃烧反应、中和反应等。②有些吸热反应也可以自发进行，如：

2N2O5(g)4NO2(g)+O2(g)A//=+109.8kJ-mol'o

(2)嫡变与反应的方向

①体系的埔值：体系的混乱程度越大,体系的熠值就越大。

②同一物质的燃值：S(g)>S(l)>S(s),同一条件下，不同物质的燧值不同。

(3)焙判据：体系有自发地向混乱度」(即蜡增)的方向转变的倾向，因此可用日变来判断反应

进行的方向。

3、自由能与化学反应的方向

(1)自由能：符号为AG,单位为kJmolL

(2)自由能变化与焰变、牖变的关系：△G=\H-TaAG不仅与焰变有关,还与温度有关。

(3)反应方向与自由能的关系

①当AG<0时，反应能自发进行：

②当AG=0时，反应处于平衡状态：

③当AG>0时，反应不能自发进行。

第四节化学反应的调控

1、合成氨反应的特点

1

合成氨反应：N2(g)+3H2(g)#2NH3(g)o已知298K时:A77=-92.4kJmol,A5=-198.2J-moF'K'o

(1)自发性：常温Q98K)下，△，一T8S〈0,能自发进行。

7

(2)可逆性：反应为可逆反应。

(3)体积变化(燧变)：AS<0,正反应是气体体积缩小的反应。

(4)熔变：△生0,是放热反应。

2、工业合成氨的适宜条件

外部条件工业合成氨的适宜条件

压强10-30MPa

温度400―500℃

催化剂使用铁触媒作催化剂

浓度氨及时从混合气中分离出去，剩余气体循环使用；及时补充N2和H2

3、合成氨的工艺流程

液态NH；,NH3+N2+H2

8

第四章化学反应与电能

第一节原电池

一、原电池的工作原理

1、原电池的构成条件

（1）定义：能把化学能转化为电能的装置。

（2）实质：利用能自发进行的氧化还原反应将化学能转化为电能。

（3）构成条件：①两个活泼性不同的电极:②电解质溶液:③形成闭合回路:④自发进行的

氧化还原反应。

2、实验4-1：锌铜原电池的工作原理

1~~1

-锂电流表+

____■-__——盐桥

我直不息囹

ZngJCu

.---1MM

ZnSO,溶液CuSO,溶液

注：盐桥中装有含KCI饱和溶液的琼胶

现象锌片逐渐溶解，铜片上有红色物质生成，电流表指针发生偏转

能量转换化学能转化为电能

在硫酸锌溶液中，负极一端的Zn失去电子形成ZM进入溶液

微观探析

在硫酸铜溶液中，正极一端的CM+获得电子变成Cu沉积在铜片上

电子或离子电子：负极流向正极

移动方向盐桥：C1—移向ZnSO4溶液,K+移向CuSO4溶液

负极：Zn—2e-=Zn2+（氧化反应）

工作原理，

正极：Cu2+2e-^=Cu（还原反应）

电极反应式

总反应：Zn+Cu2*==Zn2++Cu

（1）Zn-ZnS04半电池：在ZnSC）4溶液中，锌片逐渐溶解，即Zn被氧化，锌原子失去电子，形成Z#

一进入溶液，即Zn—2b=Zn2+；从锌片上释放出的电子，经过导线流向铜片。

（2）Cu-CuS04半电池：CuSCh溶液中的Ci?"从铜片上得到电子，还原为铜单质并沉积在铜片上,

即Cu2+2e^^=Cuo

（3）盐桥的作用：电池工作时，盐桥中的£]会移向ZnSO4溶液，K*移向CuSC）4溶液,使两溶液均

保持电中性。当取出盐桥后，形成断路，反应停止。

1

3、原电池工作原理

(1)原理图解

电子沿导线传递产生电流

负

极

极

正

一

阳

,，

阴

离

离为活泼金属为不活泼金属

子

子且不断溶解或导电非金属

移

移

向

向

一(电解质溶液)_

(2)电极名称与反应类型：正极T还原反应;负极T氧化反应。

(3)电子流向：负极一正极。

(4)电流方向：正极一负极。

(5)离子流向：阳离子T正极:阴离子T负极。

4、原电池的应用

(1)加快氧化还原反应的速率：构成原电池的反应速率比直接接触的反应速率快。

例如：在锌与稀H2s04反应时加入少量CuS04溶液，CuSCh与锌发生置换反应生成Cu,从而形成Cu

一Zn微小原电池，加快产生H?的速率。

(2)比较金属活动性强弱

例如：有两种金属a和b,用导线连接后插入稀硫酸中，观察到a极溶解，b极上有气泡产生。由此可判断

出a是负极、b是正极，且金属活动性：a>b

(3)设计原电池

例如：2FeCb+Cu=2FeCl2+CuCl2

①化合价升高的物质负极：Cu

②活泼性较弱的物质正极：C

③化合价降低的物质电解质溶液：FeCb

Cu口C

示意图

FeCl：,溶液

一、化学电源概述一次电池

1、化学电源的分类

(1)一次电池：也叫做干电池，放电后不可再充电。

(2)二次电池：又称可充电电池或蓄电池,放电后可以再充电使活性物质获得再生。

(3)燃料电池：连续地将燃料和氧化剂的化学能直接转化为电能的化学电源。(蒲公英语)

2

2、判断电池优劣的主要标准

(1)比能量：单位质量或单位体积所能输出电能的多少,单位是(W-h)-kgr或(W-h)-Lr。

(2)比功率：单位质量或单位体积所能输出功率的大小,单位是W-kg।或W【r。

(3)电池可储存时间的长短。

3、化学电池的回收利用

使用后的废弃电池中含有大量的」、酸和碱等有害物质，随处丢弃会给土壤、水源等造成严

重的污染。废弃电池要进行回收利用。

4、化学电源的发展方向

小型化、供电方便、工作寿命长、不需要维护的电池受到人们的青睐。如锲氢电池、锂离子电池等。

5、一次电池：锌镭干电池

普通锌镒干电池碱性锌镒干电池

负极：锌负极反应物：锌粉

构造正极：石墨棒正极反应物：二氧化镭

电解质溶液：氯化铁和氯化锌电解质溶液：氢氧化钾

负极：Zn-2e-+2NH4=Zn(NH)r，'+2H+

3负极：Zn+20H-2e=Zn(0H)2

+

工作正极：2MnO2+2H+2e~=2MnO(OH)正极：2MnCh+2H2O+2e-=2MnO(OH)+2OH

原理总反应：Zn+2NHQ+2MnO2==Zn(NH3)2Cb+总反应：Zn+2MnO2+2H2O=2MnO(OH)+

2Mn0(0H)zmoHc

6、二次电池：铅蓄电池

放电一

Pb+PbO2+2H2SO4*^-2PbSO4+2H2O

(1)负极是Pb,正极是PbCh,电解质溶液是H2sCM溶液。

(2)放电反应原理

①负极反应式是Pb+SOk-2e--PbSC)4；

+

②正极反应式是PbO2+4H+SO4+2e=PbSO4+2H2O；

③放电过程中，负极质量的变化是增大,H2s04溶液的浓度减小。

(3)充电反应原理

3

①阴极(还原反应)反应式是：PbSO4+2e=Pb+S04:

+

②阳极(氧化反应)反应式是：PbSO4+2H2O-2e=PbO2+4H+SOr;

③充电时.，铅蓄电池正极与直流电源正极相连,侦极与直流申源负极相连。口诀：“负极接负极,

正极接正极

7、二次电池：锂离子电池

含LiPF”的碳酸酯溶液(无水)

电极电极反应

负极嵌锂石墨(LIO：Lie-=^rLi+C)

正极钻酸锂(LiCoCh)：LiiCoO2+xLi++xe=LiCoC>2

放电.

总反应

LixCy+Li—CoCh充电LiCoOz+Cv

8、氢氧燃料电池是一种清洁高效的燃料电池

(1)基本构造

(2)工作原理

酸性电解质(H2so4)碱性电解质(KOH)

负极反应2H2-4e'2H2-4e+40H=4H2O

+

正极反应O2+4e+4H=2H2OO2+4b+2H20=401

总反应2H2+02==2H2O

(3)燃料电池电极的书写

如：CFh碱性(KOH溶液)燃料电池负极反应式书写方法:

第一步确定生成物

02尸0

CH4->K0H

Lco2^-C0F+H20

故CH4的最终产物为C0「和H20；

4

_4十4

第二步确定价态变化及电子转移：CH4-8e—>COr+H2O；

第三步依据电解质性质，用OPT使电荷守恒：CH4-8e+10OH―>COr+H2O；

第四步最后据氢原子守恒配平H2O的化学计量数：CH4-8e-+1OOH-=COr+7H2Oo

第二节电解质

一、电解原理

1、实验探究：电解CuC12溶液

石墨，~I

访网/\师^湿润的淀

A浅A粉碘化钾

电解装置口了试纸

tyF

存在微粒cu2+>cr、H+、OH

通电前

微粒运动自由移动

微粒运动CM，、H移向阴极,C-、OH移向阳极

阴极：Cu2++2e-=Cu

电解过电极反应

阳极：2C「一2b=C12T

程分析

通电后电解反应CuCh-^-Cu+Chf

阴极：覆盖一层红色固体

实验现象阳极：①有气泡放出；②闻到刺激性的气味：

③湿润的淀粉碘化钾试纸变为蓝色

2、电解和电解池

(1)电解：使电流通过电解质溶液(或熔融电解质)而在阳极、阴极引起氧化还原反应的过程。

(2)电解池：将电能转化为化学能的装置(也称电解槽)。

(3)电解池的构成条件：①直流电源；②两个电极；③电解质溶液或熔融电解质；⑷形成闭合回路。

3、电解原理

(1)电极反应类型：阳极一氧化反应:阴极T还原反应。

(2)电子流向：电源负极T阴极:阳极T电源正极。

(3)电流方