2013届高三一轮复习化学教案 第6章 化学反应与能量
文档属性
| 名称 | 2013届高三一轮复习化学教案 第6章 化学反应与能量 |  | |
| 格式 | zip | ||
| 文件大小 | 232.2KB | ||
| 资源类型 | 教案 | ||
| 版本资源 | |||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2012-11-10 20:07:39 | ||
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文档简介
第六章 化学反应与能量
第一部分 化学能与热能
复习目标：
1、了解反应热的概念，吸热和放热反应。
2、掌握热化学反应方程式的概念，能正确书写热化学反应方程式。
3、了解中和热和燃烧热。掌握中和热的测定方法（实验）。
4、掌握反应热的简单计算，能灵活运用盖斯定律。
基础知识：
一、化学反应的焓变
1．定义：化学反应过程中所释放或吸收的能量，都可以热量（或转换成相应的热量）来表示，称为焓变（ΔH），单位：kJ/mol 或 kJ?mol-1
在化学反应中，旧键的断裂需要吸收能量 ，而新键的形成则放出能量。总能量的变化取决于上述两个过程能量变化的相对大小。
任何一个化学反应中，反应物所具有的总能量与生成物所具有的总能量总不会相等的。在新物质产生的同时总是伴随着能量的变化。
【注意】
（1）反应热和键能的关系
例如：1molH2和1molCl2反应生成2molHCl的反应热的计算。
1moLH2分子断裂开H—H键需要吸收436kJ的能量；1molCl2分子断裂开Cl—Cl键需要吸收243kJ的能量，而2molHCl分子形成2molH—Cl键放出431kJ·mol-1×2mol=862kJ的能量，所以，该反应H2（g）+Cl2（g）=2HCl（g）的反应热
△H=生成物分子形成时释放的总能量—反应物分子断裂时所需要吸收的总能量
=862kJ·mol--436 kJ·mol-1-243 kJ·mol—1
=183kJ·mol-1
由于反应后放出的能量使反应本身的能量降低，故规定△H=反应物的键能总和—生成物的键能总和
（2）反应焓变与反应条件的关系
焓是科学家们为了便于计算反应热而定义的一个物理量，它的数值与物质具有的能量有关。对于一定量的纯净物质，在一定的状态（如温度、压强）下，焓有确定的数值。在同样的条件下，不同的物质具有的能量也不同，焓的数值也就不同；同一物质所处的环境条件（温度、压强）不同，以及物质的聚集状态不同，焓的数值也不同。焓的数值的大小与物质的量有关，在相同的条件下，当物质的物质的量增加一倍时，焓的数值也增加一倍。因此，当一个化学放映在不同的条件下进行，尤其是物质的聚集状态不同时，反应焓变是不同的。
2．放热反应和吸热反应比较
类型比较
放热反应
吸热反应
定义
放出热量的化学反应
吸收热量的化学反应
形成原因
反应物具有的总能量大于生成物具有的总能量
反应物具有的总能量小于生成物具有的总能量
与化学键的关系
生成物分子成键时释放的总能量大于反应物分子断键时吸收的总能量
生成物分子成键时释放的总能量小于反应物分子断键时吸收的总能量
表示方法
ΔH＜0
ΔH＞0
联系
ΔH＝ΔH(生成物)－ΔH(反应物)，键能越大，物质能量越低，越稳定；键能越小，物质能量越高，越不稳定
图示
?
?
常见反应类型
①所有的燃烧反应
②大多数化合反应
③酸碱中和反应
④金属与酸或水的反应
①大多数分解反应
②盐的水解和弱电解质的电离
③Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl反应
④C和H2O或CO2的反应
【注意】
①化学反应表现为吸热或放热与反应开始是否需要加热无关，需要加热的反应不一定是吸热反应(如C＋O2=CO2)，不需要加热的反应也不一定是放热反应。
②浓硫酸、NaOH固体溶于水放热；NH4NO3溶于水吸热。因不是化学反应，其放出或吸收的热量不是反应热。
③通过反应放热或吸热，可比较反应物和生成物的相对稳定性。
【例1】
3．化学反应中的能量变化示意图对于该“示意图”可理解为下列形式：
由能量守恒可得：
反应物的总能量：生成物的总能量+热量(放热反应)
反应物的总能量：生成物的总能量-热量(吸热反应)
4．燃料充分燃烧的两个条件
(1)要有足够的空气
(2)燃料与空气要有足够大的接触面。
5．燃烧热与中和热
1）燃烧热
(1)概念：在101kPa时，1mol物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量，叫做该物质的燃烧热。燃烧热的单位一般用kJ／mol表示。
注意：完全燃烧，是指物质中下列元素完全转变成对应的物质：C→CO2，H→H2O，S→SO2等。
(2)表示的意义：例如C的燃烧热为393.5kJ／mol，表示在101kPa时， 1molC完全燃烧放出393.5kJ的热量。
2）中和热
(1)概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成 1 molH2O，这时的反应热叫中和热。
(2)中和热的表示：H+(aq)+OH-(aq)=H2O (1)； △H=-57.3kJ／mol。
3）使用化石燃料的利弊及新能源的开发
再生能源
非再生能源
常规能源
新能源
常规能源
新能源
一级能源
水能、生物能等
太阳能、风能、地热能、等
煤、石油、天然气等
核能等
二级能源
煤制品、石油制品、电能、氢能、沼气、火药等
(1)重要的化石燃料：煤、石油、天然气
(2)煤作燃料的利弊问题
①煤是重要的化工原料，把煤作燃料简单烧掉太可惜，应该综合利用。
②煤直接燃烧时产生S02等有毒气体和烟尘，对环境造成严重污染。
③煤作为固体燃料，燃烧反应速率小，热利用效率低，且运输不方便。
④可以通过清洁煤技术，如煤的液化和气化，以及实行烟气净化脱硫等，大大减少燃煤对环境造成的污染，提高煤燃烧的热利用率。
(3)新能源的开发
①调整和优化能源结构，降低燃煤在能源结构中的比率，节约油气资源，加强科技投入，加快开发水电、核电和新能源等就显得尤为重要和迫切。
②最有希望的新能源是太阳能、燃料电池、风能和氢能等。这些新能源的特点是资源丰富，且有些可以再生，为再生性能源，对环境没有污染或污染少。
●理解中和热时注意：
①稀溶液是指溶于大量水的离子。②中和热不包括离子在水溶液中的生成热、电解质电离的吸热所伴随的热效应。③中和反应的实质是H+和OH-化合生成 H2O，若反应过程中有其他物质生成，这部分反应热也不在中和热内。
【例2】
二、反应热与热化学方程式：
1、反应热：化学反应都伴有能量的变化，常以热能的形式表现出来，有的反应放热，有的反应吸热。反应过程中放出或吸收的热叫做反应热。反应热用符号△H表示，单位是kJ/mol或（kJ·mol－1）。放热反应的△H为“－”，吸热反应的△H为“＋”。反应热（△H）的确定常常是通过实验测定的。
注意：在进行反应热和△H的大小比较中，反应热只比较数值的大小，没有正负之分；而比较△H大小时，则要区别正与负。
2H2(g)＋O2(g)=2H2O(g)；△H1＝－a kJ·mol－1 反应热：a kJ·mol－1，△H=－a kJ·mol－1
2H2(g)＋O2(g)=2H2O(l)；△H2＝－b kJ·mol－1 反应热：b kJ·mol－1，△H：－b kJ·mol－1
a与b比较和△H1与△H2的比较是不一样
2、影响反应热大小的因素
①反应热与测定条件（温度、压强等）有关。不特别指明，即指25℃，1.01×105Pa（101kPa）测定的。中学里热化学方程式里看到的条件（如：点燃）是反应发生的条件，不是测量条件。
②反应热的大小与物质的集聚状态有关。
③反应热的大小与物质的计量数有关。
在反应：2H2(g)＋O2(g)＝2H2O(g)；△H1＝－a kJ·mol－1中，2molH2燃烧生成气态水放出的热量a kJ，该反应的反应热是a kJ·mol－1，该反应的△H是－a kJ·mol－1。注意这三个单位。
3、书写热化学方程式注意事项：
a. 注明反应的温度和压强（若在101kPa和298K条件下进行，可不予注明），注明△H的“＋”与“－”，放热反应为“－”，吸热反应为“＋”。
b. △H写在方程式右边，并用“；”隔开。
c. 必须标明物质的聚集状态（气体用“g”，液体用“l”，固体用“s”，溶液用“aq”）。若用同素异形体要注明名称。
d. 各物质前的计量系数不表示分子数目只表示物质的量的关系。△H与计量数成正比关系。同样的反应，计量系数不同，△H也不同，例如：
2H2(g)＋O2(g)＝2H2O(g)；△H＝－483.6kJ·mol－1
H2(g)＋O2(g)＝H2O(g)；△H＝－241.8kJ·mol－1
上述相同物质的反应，前者的△H是后者的两倍。
燃烧热和中和热：在101kPa时，1mol物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量，叫做该物质的燃烧热。在稀溶液里，酸跟碱发生中和反应而生成1mol 液态H2O，这时的反应热叫做中和热。燃烧热的热化学方程式强调燃烧物前的计量数为1，中和热强调热化学方程式中水前的计量数为1。燃烧热要强调生成稳定的氧化物，如：生成液态水。
如：H2的燃烧热的热化学方程式：H2(g)＋O2(g)＝H2O(l)；△H＝－286kJ·mol－1
中和热的热化学方程式：
NaOH(aq)＋H2SO4(aq)＝Na2SO4(aq)＋H2O(l)；△H＝－57.3kJ·mol－1
【例3】
4、燃烧热和中和热
?
燃烧热
中和热
不
同
点
能量变化
放热反应
ΔH
ΔH<0，单位：kJ/mol
反应物的量
1 mol (O2的数量不限)可燃物
可能是1 mol，也可能是0. 5 mol
生成物的量
不限量
H2O是1 mol
反应热的含义
25 ℃、101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量；不同反应物，燃烧热不同
稀溶液中酸跟碱发生中和反应生成1 mol H2O时所释放的热量；不同反应物的中和热大致相同，均约为57.3 kJ/mol
【例4、5】
三、反应焓变的计算
（一）盖斯定律：对于一个化学反应，无论是一步完成还是分几步完成，其反应焓（热量）变是一样的。
在使用盖斯定律时，伴随着两个或多个方程式的加减处理时，△H的计算一定要带上
【例6】
（二）化学反应热的计算
1．依据
(1)热化学方程式与数学上的方程式相似，可以移项同时改变正、负号；各项的系数(包括ΔH的数值)可以同时扩大或缩小相同的倍数。
(2)根据盖斯定律，可以将两个或两个以上的热化学方程式包括其ΔH相加或相减，得到一个新的热化学方程式。
(3)可燃物完全燃烧产生的热量＝可燃物的物质的量×其燃烧热。
2．常见方法
(1)直接测量计算
利用仪器测出温度变化再进行计算，如中和热测定。
实验用品 大烧杯(500 mL)、小烧杯(100 mL)、温度计、两个量筒(50 mL)、泡沫塑料或纸条、泡沫塑料板或硬纸板(中心有两个小孔)、环形玻璃搅拌棒。
测量方法与步骤：
①测量原理：ΔH×n＝－(m酸＋m碱)·c·(t终－t始)
②操作步骤
a．量取50 mL 0.50 mol/L的盐酸，倒入小烧杯中，测定其温度，记作tHCl，然后将温度计上的酸用水冲洗干净(洗液不倒入小烧杯)。
b．用另一个量筒最取50 mL 0.55 mol/L NaOH溶液，测定其温度，记作tNaOH，然后将温度计上的碱用水冲洗干净。
c．先将温度计和环形玻璃搅拌棒放入小烧杯中，然后把量筒中的NaOH溶液一次倒入小烧杯中(注意不要洒到外面)，用环形玻璃搅拌棒轻轻搅动溶液并准确读取混合溶液的最高温度，记作t终。
d．重复上述实验两次，取测量所得数据的平均值作为计算数据。
e．根据实验数据计算：t始＝
(若实验过程中保证盐酸与NaOH溶液温度相同，则无需用该公式计算)
ΔH＝－=－KJ/mol
(2)间接计算——用盖斯定律
反应不论一步进行或分步进行，反应物和生成物的始态和终态一致，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成时的反应热是相同的。
3．注意事项
(1)反应热数值与各物质的化学计量数成正比，因此热化学方程式中各物质的化学计量数改变时，其反应热数值需同时作相同倍数的改变。
(2)热化学方程式中的反应热是指按所给形式完全进行时的反应热。
(3)正、逆反应的反应热数值相等，符号相反。
【例7】
例题精讲：
【例1】下列说法中正确的是 ( )
A．物质发生化学反应都伴随着能量变化
B．伴有能量变化的物质变化都是化学变化
C．在一个确定的化学反应关系中，反应物的总能量与生成物的总能量一定不同
D．在一个确定的化学反应关系中，反应物的总能量总是高于生成物的总能量
〖解析〗物质发生化学反应都伴随着能量的变化，伴有能量变化的物质变化不一定是化学变化，物质发生物理变化、核变化(如原子弹的爆炸)也都伴有能量变化。在一个确定的化学反应中，反应物的总能量(设为x)与生成物的总能量(设为y)之间的关系为：(1)x>y，化学反应为放热反应；(2)x〖答案〗AC
【例2】（2010 山东）下列与化学反应能量变化相关的叙述正确的是
A．生成物能量一定低于反应物总能量
B．放热反应的反应速率总是大于吸热反应的反应速率
C．应用盖斯定律，可计算某些难以直接测量的反应焓变
D．同温同压下，H2(g)+Cl2(g)=2HCl(g)在光照和点燃条件下的ΔH不同
〖解析〗生成物的总能量低于反应总能量的反应，是放热反应，若是吸热反应则相反，故A错；反映速率与反应是吸热还是放热没有必然的联系，故B错；C是盖斯定律的重要应用，正确；根据=生成物的焓-反应物的焓可知，焓变与反应条件无关，故D错。
〖答案〗C
【例3】 已知在1×105 Pa、298 K条件下，2 mol氢气燃烧生成水蒸气放出484 kJ的热量，下列热化学方程式正确的是 ( )
A．H2O(g)=H2(g)＋O2(g)； ΔH＝＋242 kJ·mol－1
B．2H2(g)＋O2(g)=2H2O(l)； ΔH＝－484 kJ·mol－1
C．H2(g)＋ O2(g)=H2O(g)； ΔH＝＋242 kJ·mol－1
D．2H2(g)＋O2(g)===2H2O(g)； ΔH＝＋484 kJ·mol－1
〖解析〗热化学方程式的书写要求与普通方程式的区别：①一定要标明各物质的状态，B项中水为液态，排除。②化学计量数可用分数表示其实际物质的量，与热量成正比。③用ΔH表示其热效应时，吸热，其值为正；放热，其值为负。H2与O2反应生成水蒸气是放热反应，ΔH应为负值，而其逆反应ΔH则为正值。故排除C、D两项，答案为A项。
〖答案〗A
【特别提醒】“五看”法判断热化学方程式正误：
①看方程式是否配平；
②看各物质的聚集状态是否正确；
③看ΔH变化的“＋”、“－”是否正确；
④反应热的单位是否为 kJ·mol－1；
⑤看反应热的数值与化学计量数是否相对应。
【例4】①CaCO3(s)===CaO＋CO2(g) ΔH＝＋177.7 kJ
②C(s)＋H2O(g)===CO(g)＋H2(g) ΔH＝－131.3 kJ/mol
③H2SO4(l)＋NaOH(l)=== Na2SO4(l)＋H2O(l) ΔH＝－57.3 kJ/mol
④C(s)＋O2(g)===CO2(g) ΔH＝－393.5 kJ/mol
⑤CO(g)＋ O2(g)===CO2(g) ΔH＝－283 kJ/mol
⑥HNO3(aq)＋NaOH(aq)===NaNO3(aq)＋H2O(l) ΔH＝－57.3 kJ/mol
⑦2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l) ΔH＝－517.6 kJ/mol
(1)上述热化学方程式中，不正确的有____，不正确的理由分别是__________________。
(2)根据上述信息，写出C转化为CO的热化学方程式________________________。
(3)上述反应中，表示燃烧热的热化学方程式有____；表示中和热的热化学方程式有____。
【导航】 中和热、燃烧热是两种特定形式的反应热，其基本要求与反应热相同，同时要注意两个概念本身的内涵。
〖解析〗①中CaO未注明聚集状态；ΔH单位应为kJ/mol；②式不符合实际反应情况，碳和水的反应属于吸热反应，ΔH>0；③式中各物质聚集状态标注中，除H2O外，应为(aq)；由④、⑤可得C转化为CO的热化学方程式；101 kPa时，1 mol纯物质(指纯净物：单质或化合物)完全燃烧生成稳定化合物时所放出的热量叫做该物质的燃烧热；在稀溶液中酸跟碱发生中和反应生成1 mol H2O时，所释放的热量称为中和热。
〖答案〗 (1)①②③ ①中CaO未注明状态，ΔH单位错；②式不符合反应事实，吸热反应ΔH>0；③式中各物质均处于稀溶液中，状态(除H2O外)均为溶液(aq)
(2) C(s)＋O2(g)===CO(g) ΔH＝－110.5 kJ/mol
(3)④⑤ ⑥
【例5】（2010浙江卷，12）下列热化学方程式或离子方程式中，正确的是：
A．甲烷的标准燃烧热为-890.3kJ·mol-1，则甲烷燃烧的热化学方程式可表示为：
CH4(g)+2O2(g)=CO2(g)+2H2O(g) △H=-890.3kJ·mol-1
B． 500℃、30MPa下，将0.5mol N2和1.5molH2置于密闭的容器中充分反应生成NH3(g)，放热19.3kJ，其热化学方程式为： △H=-38.6kJ·mol-1
C．氯化镁溶液与氨水反应：
D．氧化铝溶于NaOH溶液：
〖解析〗本题考查热化学方程式与离子方程式的书写。A、标准燃烧热的定义，1mol可燃物完全燃烧生成稳定氧化物时方出的热量(标准指298K,1atm)。水液态稳定，方程式系数就是物质的量，故A错。B、根据热化学方程式的含义，与对应的热量是1mol氮气完全反应时的热量，但次反应为可逆反应故，投入0.5mol的氮气，最终参加反应的氮气一定小于0.5mol。所以△H的值大于38.6。B错。D、氢氧化铝沉淀没有沉淀符号。
〖答案〗C
【例6】（2010广东理综卷，9）
在298K、100kPa时，已知：2H2O(g)=O2(g)+2H2(g) ΔH1
H2(g)+Cl2(g)=2HCl(g) ΔH2
2 Cl2(g)+ 2H2O(g)=4HCl(g)+ O2(g) ΔH3
则ΔH3与ΔH1和ΔH2间的关系正确的是
A．ΔH3=ΔH1+2ΔH2 B．ΔH3=ΔH1+ΔH2
C．ΔH3=ΔH1-2ΔH2 D．ΔH3=ΔH1-ΔH2
〖解析〗第三个方程式可由第二个方程式乘以2与第一个方程式相加，有盖斯定律可知ΔH3=ΔH1+2ΔH2
〖答案〗A
【例7】已知下列热化学反应方程式：
Fe2O3(s)＋ 3CO(g)=2Fe(s)＋3CO2(g) ΔH＝－24.8 kJ/mol
Fe2O3(s)＋CO(g)= Fe3O4(s)＋ CO2(g) ΔH＝－15.73 kJ/mol
Fe3O4(s)＋CO(g)=3FeO(s)＋CO2(g) ΔH＝＋640.4 kJ/mol
则14 g CO气体还原足量FeO固体得到Fe固体和CO2气体时对应的ΔH约为( )
A．－218 kJ/mol B．－109 kJ/mol C．＋218 kJ/mol D．＋109 kJ/mol
【导航】 像这种根据盖斯定律进行反应热计算的试题，关键是找出欲求的热化学方程式与已知几个热化学方程式的关系，通过必要的加减乘除除掉欲求热化学方程式中没有，而已知热化学方程式有的物质，如该题欲求的热化学方程式中没有Fe2O3和Fe3O4，所以只要想办法除掉这两种物质即可。
〖解析〗该问题可以转化为 CO(g)＋FeO(s)= Fe(s)＋CO2(g) ΔH＝？所以应用盖斯定律，若把已知给出的3个热化学方程式按照顺序编号为①、②、③，那么[(①－②)×－③]×即可。
〖答案〗B
第六章 化学反应与能量
第二部分 化学能与电能
复习目标：
1、了解原电池和电解池的基本工作原理，能够判断池型，电极，会书写电极反应方程式。
2、了解原电池和电解池原理在实际生产和生活中的应用。
3、能够把电化学和氧化还原反应有机的结合起来，融会贯通。
基础知识：
一、原电池
1．原电池
把化学能转化为电能的装置。
2．构成条件及判断
(1)具有两个活性不同的电极(金属和金属或金属和非金属)。
(2)具有电解质溶液。
(3)形成闭合电路 (或在溶液中相互接触)。
★☆判断
3．原电池工作原理示意图
原电池的工作原理和电子流向可用下列图示表示：
【说明】
①在原电池装置中，电子由负极经导线流向正极，阳离子在正极上获得电子，通过电路中的电子和溶液中的离子的移动而形成回路，传导电流，电子并不进入溶液也不能在溶液中迁移。
②原电池将一个完整的氧化还原反应分为两个半反应，负极发生氧化反应，正极发生还原反应，一般将两个电极反应中得失电子的数目写为相同，相加便得到总反应方程式。
③阴离子要移向负极，阳离子要移向正极。这是因为：负极失电子，生成大量阳离子积聚在负极附近，致使该极附近有大量正电荷，所以溶液中的阴离子要移向负极；正极得电子，该极附近的阳离子因得电子生成电中性的物质而使该极附近带负电荷，所以溶液中的阳离子要移向正极。
④不参与电极反应的离子从微观上讲发生移动，但从宏观上讲其在溶液中各区域的浓度基本不变。
【例1】
4．原电池的两极及判断
负极：活泼性 强 的金属，发生 氧化 反应。
正极：活泼性 弱 的金属或导体，发生 还原 反应。
★☆原电池正负极判断
(1)根据电极材料判断
负极——活泼性较强的金属
正极——活泼性较弱的金属或能导电的非金属
注：活泼金属不一定做负极，如Mg、Al在NaOH溶液中，Al做负极。
(2)根据电子流动方向或电流方向或电解质溶液内离子的定向移动方向判断
负极——电子流出极，电流流入极或阴离子定向移向极
正极——电子流入极，电流流出极或阳离子定向移向极
(3)根据两极发生的变化判断
负极——失去电子，化合价升高，发生氧化反应
正极——得到电子，化合价降低，发生还原反应
(4)根据反应现象判断
负极——会逐渐溶解，质量减小
正极———有气泡逸出或质量增加
【特别提示】 原电池正负极判断的基础是氧化还原反应。如果给出一个方程式让判断正、负极，可以直接根据化合价的升降变化来判断，发生氧化反应的一极为负极，发生还原反应的一极为正极。
5．电极反应式书写
原电池反应的基础是氧化还原反应，正极发生还原反应，负极发生氧化反应，据此书写电极反应式的步骤如下：
(1)确定原电池的正、负极，以及两电极上发生反应的物质。在原电池中，负极是还原性材料失去电子被氧化，发生氧化反应。正极反应要分析电极材料的性质：若电极材料是强氧化性材料，则是电极材料得电子被还原，发生还原反应；若电极材料是惰性的，再考虑电解质溶液中的阳离子是否能与负极材料反应。能发生反应则是溶液中的阳离子得电子，发生还原反应；若不能与负极材料反应，则考虑空气中的氧气，氧气得电子，发生还原反应。
(2)弱电解质、气体或难溶解物均以化学式表示，其余以离子符号表示，保证电荷守恒，质量守恒及正、负极得失电子数相等的规律，一般用“=”而不用“―→”。
(3)正负极反应式相加得到原电池总反应式，通常将总反应式减去较易写出的电极反应式，从而得到较难写出的电极反应式。
【例2】
6．原电池的应用
（1）加快氧化还原反应的速率
一个自发进行的氧化还原反应，设计成原电池时反应速率增大。例如，在Zn与稀H2SO4反应时加入少量CuSO4溶液能使产生H2的反应速率加快。
（2）比较金属活动性强弱
两种金属分别做原电池的两极时，一般做负极的金属比做正极的金属活泼。
（3）用于金属的防护
使被保护的金属制品做原电池正极而得到保护。例如，要保护一个铁质的输水管道或钢铁桥梁等，可用导线将其与一块锌块相连，使锌做原电池的负极。
化学腐蚀
电化学腐蚀
定义
金属与接触到的干燥气体(如O2、Cl2、SO2等)或非电解质液体(如石油)等直接发生化学反应引起的腐蚀
不纯金属(或合金)接触到电解质溶液所发生的原电池反应，较活泼金属失去电子被氧化而引起的腐蚀
吸氧腐蚀(主要)
析氢腐蚀
条件
金属与物质直接接触
水膜中溶有O2，显弱酸性或中性
水膜酸性较强
本质
金属被氧化而腐蚀
较活泼金属被氧化而腐蚀
现象
无电流产生
有微弱电流产生
反应式
2Fe＋3Cl2=2FeCl3
负极：Fe－2e－===Fe2＋
正极：2H2O＋O2＋4e－=4OH－
正极：2H＋＋2e－=H2↑
联系
两种腐蚀往往同时发生，只是电化学腐蚀比化学腐蚀更普遍、危害更大
【特别提示】 判断金属腐蚀的快慢，首先要确定金属腐蚀的类型及该金属在“两池”中所作的电极种类，并按下列规律进行判断。
(1)金属腐蚀由快到慢的规律为：
电解池阳极>原电池负极>化学腐蚀>原电池正极>电解池阴极
(2)同一种金属在相同浓度的不同电解质溶液中的腐蚀快慢规律为：
强电解质溶液>弱电解质溶液>非电解质溶液；
对于同一种电解质来说，电解质溶液浓度越大腐蚀越快；构成原电池时，活泼性不同的两种金属，活泼性差别越大，作负极的金属腐蚀越快。
（4）设计制作化学电源
★☆设计原电池时要紧扣原电池的构成条件。具体方法是：
（1）首先将已知氧化还原反应拆分为两个半反应；
（2）根据原电池的电极反应特点，结合两个半反应找出正负极材料及电解质溶液。
①电极材料的选择
在原电池中，选择还原性较强的物质作为负极；氧化性较强的物质作为正极。并且，原电池的电极必须导电。电池中的负极必须能够与电解质溶液反应。
②电解质溶液的选择
电解质溶液一般要能够与负极发生反应，或者电解质溶液中溶解的其他物质能与负极发生反应(如空气中的氧气)。但如果两个半反应分别在两个容器中进行(中间连接盐桥)，则左右两个容器中的电解质溶液应选择与电极材料相同的阳离子。如在铜——锌——硫酸构成的原电池中，负极金属锌浸泡在含有Zn2＋的电解质溶液中，而正极铜浸泡在
（3）按要求画出原电池装置图。
【特别提醒】
应用原电池原理可以设计任一自发的氧化还原反应的电池，但有的电流相当微弱。同时要注意电解质溶液不一定参与反应，如燃料电池，水中一般要加入NaOH、H2SO4或Na2SO4等。
【例3】
二、化学电源
1．化学电源是能够实际应用的原电池。作为化学电源的电池有一次电池、二次电池和燃料电池等。
2．铅蓄电池是一种二次电池，它的负极是Pb ，正极是PbO2，电解质溶液是30%的H2SO4溶液，它的电池反应式为Pb＋PbO2＋2H2SO4 = 2PbSO4 ＋2H2O。
3．碱性氢氧燃料电池的电极反应：
负极：2H2＋4OH－－4e－=4H2O 正极：O2＋2H2O＋4e－=4OH－；
电池反应为 2H2＋O2=2H2O 。
【例4、5】
三、电解池
1．定义
使电流通过 电解质溶液 而在阴阳两极上引起 氧化还原反应 的过程。
2．电解池
把 电能转化为化学能 的装置(电解槽)。
3．装置特点
借助于 电流 引起氧化还原反应的装置。
4．电解池的形成条件
(1)与电源相连的两个电极：阳极连电源的 正 极；阴极连电源的 负 极。
(2)电解质溶液(或 熔融 的电解质)。
(3)形成 闭合的回路。
5．电极反应：阳极上发生 失 电子的氧化反应，阴极上发生 得 电子的还原反应。电子的流向从电源的 负 极到电解池的 阴 极，再从电解池的 阳 极到电源的 正 极。
★☆电解池和原电池比较
电解池
原电池
定义
将电能转变为化学能的装置
将化学能转变为电能的装置
装置举例
形成条件
①两个电极与直流电源相连
②电解质溶液
③形成闭合回路
①活泼性不同的两电极(连接)
②电解质溶液
③形成闭合回路
④能自发进行氧化还原反应
电极名称
阳极：与电源正极相连的极
阴极：与电源负极相连的极
负极：较活泼金属(电子流出的极)
正极：较不活泼金属(或能导电的非金属)(电子流入的极)
电极反应
阳极：溶液中的阴离子失电子，或电极金属失电子，发生氧化反应
阴极：溶液中的阳离子得电子，发生还原反应
负极：较活泼电极金属或阴离子失电子，发生氧化反应
正极：溶液中的阳离子或氧气得电子，发生还原反应
溶液中的离子移向
阴离子移向阳极，阳离子移向阴极
阴离子移向负极，阳离子移向正极
电子流向
阳极正极→负极阴极
负极正极
实质
均发生氧化还原反应，两电极得失电子数相等
联系
原电池可以作为电解池的电源，二者共同形成闭合回路
6．电解产物的判断
（1）阳极产物的判断
首先看电极，若是活性电极(一般是除Au、Pt外的金属)，则电极材料本身失电子，电极被溶解形成阳离子进入溶液；若是惰性电极(如石墨、铂、金等)，则根据溶液中阴离子放电顺序加以判断。
阳极放电顺序：
金属(一般是除Au、Pt外)>S2－>I－>Br－>Cl－>OH－>含氧酸根>F－。
（2）阴极产物的判断
直接根据溶液中阳离子放电顺序加以判断。阳离子放电顺序：
Ag＋>Hg2＋>Fe3＋>Cu2＋>H＋>Pb2＋>Sn2＋>Fe2＋>Zn2＋>H＋>Al3＋>Mg2＋>Na＋>Ca2＋>K＋。
【提示】 (1)处理有关电解池两极产物的问题，一定要先看电极是活性电极还是惰性电极。活性电极在阳极放电，电极溶解生成相应的金属离子，此时阴离子在阳极不放电。对于惰性电极，则只需比较溶液中定向移动到两极的阴阳离子的放电顺序即可。
(2)根据阳离子放电顺序判断阴极产物时，要注意下列三点：
①阳离子放电顺序表中前一个c(H＋)与其他离子的浓度相近，后一个c(H＋)很小，来自水的电离； ②Fe3＋得电子能力大于Cu2＋，但第一阶段只能被还原到Fe2＋；
③Pb2＋、Sn2＋、Fe2＋、Zn2＋控制一定条件(即电镀)时也能在水溶液中放电；Al3＋、
Mg2＋、Na＋、Ca2＋、K＋只有在熔融状态下放电。
【例6】
★☆用惰性电极电解电解质溶液的规律
电解类型
电解质类别
实例
电极反应特点
电解对象
电解质浓度
pH
电解质溶液复原
电解
水型
强碱、含氧酸、活泼金属的含氧酸盐
NaOH
H＋和OH－分别在阴极和阳极放电生成H2和O2
水
增大
增大
水
H2SO4
减小
水
Na2SO4
不变
水
电解电解质型
无氧酸、不活泼金属的无氧酸盐
HCl
电解质电离出的阴阳离子分别在两极放电
电解质
减小
增大
HCl
CuCl2
?
CuCl2
放H2生碱型
活泼金属的无氧酸盐
NaCl
阴极：H2O得电子放H2生成碱阳极：电解质阴离子放电
电解质 和水
生成新电解质
增大
HCl
放O2生酸型
不活泼金属的含氧酸盐
CuSO4
阴极：电解质阳离子放电阳极：H2O失电子放O2生成酸
电解质 和水
生成新电解质
减小
CuO或 CuCO3
【特别提醒】
①当电解过程中电解的是水和电解质时，电极反应式中出现的是H＋或OH－放电，但在书写总反应式时要将反应物中的H＋或OH－均换成水，在生成物中出现的是碱或酸，同时使阴极、阳极反应式得失电子数目相同，将两个电极反应式相加，即得到总反应的化学方程式。②两惰性电极电解时，若要使电解后的溶液恢复到原状态，应遵循“缺什么加什么，缺多少加多少”的原则，一般加入阴极产物与阳极产物的化合物。
【例7】
7．电解的应用
（一）电解饱和食盐水制取氯气和烧碱(氯碱工业)
(1)氯碱工业的主要原料是食盐，由于粗盐中含有泥沙、Ca2＋、Mg2＋、SO42－等杂质离子，对生产设备造成损坏，影响产品的质量，故必须进行精制。
①化学方法
a：依次加入沉淀剂BaCl2、Na2CO3、NaOH溶液，每次所加试剂都必须稍稍过量以便使相应离子完全沉淀。
b．过滤。
c．滤液中加盐酸：调节溶液pH值为4～6，CO32－＋2H＋=CO2↑＋H2O。
②离子交换法：对于上述处理后的溶液，需送入离子交换塔，进一步通过阳离子(
Na＋)交换树脂除去残存的Ca2＋、Mg2＋，以达到技术要求。
(2)精制的饱和食盐水中存在着Na+、Cl-、H+、OH-四种离子，用石墨作电极，通电时H+ 和Cl-优先放电，电极反应式为
阳极：2Cl－－2e－=Cl2↑，
阴极：2H＋＋2e－=H2↑
总反应：2NaCl＋2H2O = 2NaOH＋H2↑＋Cl2↑。
（二）电镀
(1)概念：电镀是利用电解原理在某些金属表面镀上一薄层其他 金属 或 合金 的过程。
(2)形成条件：①电解时，镀层金属作 阳极；②镀件作 阴极；③含 镀层金属离子的电解质溶液作电镀液；④用 直流电源。
(3)特征：①阳极本身 放电被氧化 ；②宏观上看无新物质生成；③电解液的总量、浓度、pH均不变。
（三）电冶炼
电解熔融电解质，可炼得活泼金属。如：电解熔融NaCl时，
电极反应式为：阳极：2Cl－－2e =Cl2↑ ，
阴极：2Na＋＋2e－=2Na ，
总反应式为：2NaCl = 2Na＋Cl2↑ 。
（四）电解精炼
电解精炼粗铜时，阳极材料是——粗铜，阴极材料是——精铜，电解质溶液是CuSO4溶液(或 Cu(NO3)2溶液)。长时间电解后，电解质溶液必须补充。
【例8】
例题精讲：
【例1】(2008·广东高考)用铜片、银片、Cu(NO3)2溶液、AgNO3溶液、导线和盐桥(装有琼脂－KNO3的U型管)构成一个原电池。以下有关该原电池的叙述正确的是( )
①在外电路中，电流由铜电极流向银电极
②正极反应为：Ag＋＋e－=Ag
③实验过程中取出盐桥，原电池仍继续工作
④将铜片侵入AgNO3溶液中发生的化学反应与该原电池反应相同
A．①② B．②③ C．②④ D．③④
〖解析〗该原电池中Cu作负极，Ag作正极，负极反应式为Cu－2e－=Cu2＋，正极反应式为Ag＋＋e－=Ag，因此②对；在外电路中，电子由Cu电极流向Ag电极，而电流方向与电子流向相反，所以①错；没有盐桥，原电池不能继续工作，所以③错。无论是否为原电池，反应实质相同，均为氧化还原反应，所以④对。
〖答案〗C
【例2】 (2008·宁夏高考)一种燃料电池中发生的化学反应为：在酸性溶液中甲醇与氧作用生成水和二氧化碳。该电池负极发生的反应是 ( )
A．CH3OH(g)＋O2(g)－2e－=H2O(l)＋CO2(g)＋2H＋(aq)
B．O2(g)＋4H＋(aq)＋4e－=2H2O(l)
C．CH3OH(g)＋H2O(l)－6e－=CO2(g)＋6H＋(aq)
D．O2(g)＋2H2O(l)＋4e－=4OH－
〖解析〗正极发生还原反应，负极发生氧化反应，首先根据题意写出电池总反应式和正极反应式，用总反应式减正极反应式即得负极反应式。
总反应式：2CH3OH(g)＋3O2(g)=2CO2(g)＋4H2O(l)，
正极反应式：O2(g)＋4H＋(aq)＋4e－=2H2O(l)，
故负极反应式：CH3OH(g)＋H2O(l)－6e－=CO2(g)＋6H＋(aq)。
〖答案〗C
【例3】根据下列氧化还原反应设计一个原电池：2FeCl3＋Fe=3FeCl2
要求：(1)画出此原电池的装置图，装置可采用烧杯和盐桥。
(2)注明原电池的正、负极和外电路中电子的流向。
(3)写出两个电极上发生的电极反应。
〖解析〗根据原电池的构成条件——发生还原反应的物质作正极(或在正极上发生还原反应)，发生氧化反应的物质作负极(或在负极上发生氧化反应)。在上述反应里，固体铁中铁元素的化合价升高，发生氧化反应，应作原电池的负极；FeCl3中铁元素的化合价降低，发生还原反应，但因FeCl3易溶于水，不能直接作电极，所以要选用一种活动性比铁弱且与FeCl3溶液不反应的固体作辅助电极，这里可以采用石墨棒或银棒等。左、右两个半电池中电解质溶液依次为FeCl2、FeCl3溶液，两个半电池要用装有饱和KCl溶液的盐桥沟通。
〖答案〗(1)装置图如下：
(2)电池的正负极及外电路中电子的流向如图所示。
(3)负极(Fe)：Fe－2e－=Fe2＋
正极(C或Ag)：2Fe3＋＋2e－=2Fe2＋
【例4】（2010福建卷）11．铅蓄电池的工作原理为：Pb+PbO2+2H2SO4=2PbSO4+2H2O研读右图，下列判断不正确的是
A．K 闭合时，d电极反应式：
PbSO4+2H2O-2e-=PbO2+4H++SO
B．当电路中转移0.2mol电子时，I中消耗的H2SO4为0.2 mol
C．K闭合时，II中SO向c电极迁移
D．K闭合一段时间后，II可单独作为原电池，d电极为正极
〖答案〗C
〖解析〗本题考查电化学（原电池、电解池）的相关知识
K闭合时Ⅰ为电解池，Ⅱ为电解池，Ⅱ中发生充电反应，d电极为阳极发生氧化反应，其反应式为PbSO4 + 2H2O -2e- = PbO2 + 4H+ + SO所以A正确。在上述总反应式中，得失电子总数为2e-，当电路中转移0.2mol电子时，可以计算出Ⅰ中消耗的硫酸的量为0.2mol，所以B对。K闭合一段时间，也就是充电一段时间后Ⅱ可以作为原电池，由于c表面生成Pb，放电时做电源的负极，d表面生成PbO2，做电源的正极，所以D也正确。K闭合时d是阳极，阴离子向阳极移动，所以C错。
【例5】（2010安徽卷）11.某固体酸燃料电池以CaHSO4固体为电解质传递H＋，其基本结构见下图，电池总反应可表示为：2H2＋O2＝2H2O，下列有关说法正确的是
A．电子通过外电路从b极流向a极
B．b极上的电极反应式为：O2＋2H2O＋4e－＝4OH－
C．每转移0.1 mol电子，消耗1.12 L的H2
D．H＋由a极通过固体酸电解质传递到b极
〖答案〗D
〖解析〗首先明确a为负极，这样电子应该是通过外电路由a极流向b，A错；B选项反应应为O2+4e-+4H+=2H2O ； C没有告知标准状况。
【例6】 (2008·全国Ⅱ理综)右图为直流电源电解稀Na2SO4水溶液的装置。通电后在石墨电极a和b附近分别滴加一滴石蕊溶液，下列实验现象中正确的是 ( )
A．逸出气体的体积，a电极的小于b电极的
B．一电极逸出无味气体，另一电极逸出刺激性气味气体
C．a电极附近呈红色，b电极附近呈蓝色
D．a电极附近呈蓝色，b电极附近呈红色
〖解析〗电解Na2SO4溶液时发生的反应为：
a为阴极：4H＋＋4e－=2H2↑
b为阳极：4OH－－4e－=O2↑＋2H2O
对照分析A、B不正确。a极周围由于H＋放电呈碱性，石蕊显蓝色，b极周围由于OH－放电呈酸性，石蕊显红色。
〖答案〗D
【例7】用石墨做电极电解1 mol/L CuSO4溶液，当c(Cu2＋)为0.5 mol/L时，停止电解，向剩余溶液中加入下列何种物质可使电解质溶液恢复至原来的状态( )
A．CuSO4 B．CuO C．Cu(OH)2 D．CuSO4·5H2O
〖解析〗电解过程中的反应为：
阳极：4OH－－4e－===2H2O＋O2↑，阴极：2Cu2＋＋4e－=2Cu。
总反应为：2CuSO4＋2H2O=2H2SO4＋2Cu＋O2↑。
由以上反应可知，电解使2 mol CuSO4和2 mol H2O变成了2 mol H2SO4，同时析出铜，放出O2，溶液中每生成2 mol Cu则放出1 mol O2，故需补充CuO或CuCO3。
〖答案〗 B
第一部分 化学能与热能
复习目标：
1、了解反应热的概念，吸热和放热反应。
2、掌握热化学反应方程式的概念，能正确书写热化学反应方程式。
3、了解中和热和燃烧热。掌握中和热的测定方法（实验）。
4、掌握反应热的简单计算，能灵活运用盖斯定律。
基础知识：
一、化学反应的焓变
1．定义：化学反应过程中所释放或吸收的能量，都可以热量（或转换成相应的热量）来表示，称为焓变（ΔH），单位：kJ/mol 或 kJ?mol-1
在化学反应中，旧键的断裂需要吸收能量 ，而新键的形成则放出能量。总能量的变化取决于上述两个过程能量变化的相对大小。
任何一个化学反应中，反应物所具有的总能量与生成物所具有的总能量总不会相等的。在新物质产生的同时总是伴随着能量的变化。
【注意】
（1）反应热和键能的关系
例如：1molH2和1molCl2反应生成2molHCl的反应热的计算。
1moLH2分子断裂开H—H键需要吸收436kJ的能量；1molCl2分子断裂开Cl—Cl键需要吸收243kJ的能量，而2molHCl分子形成2molH—Cl键放出431kJ·mol-1×2mol=862kJ的能量，所以，该反应H2（g）+Cl2（g）=2HCl（g）的反应热
△H=生成物分子形成时释放的总能量—反应物分子断裂时所需要吸收的总能量
=862kJ·mol--436 kJ·mol-1-243 kJ·mol—1
=183kJ·mol-1
由于反应后放出的能量使反应本身的能量降低，故规定△H=反应物的键能总和—生成物的键能总和
（2）反应焓变与反应条件的关系
焓是科学家们为了便于计算反应热而定义的一个物理量，它的数值与物质具有的能量有关。对于一定量的纯净物质，在一定的状态（如温度、压强）下，焓有确定的数值。在同样的条件下，不同的物质具有的能量也不同，焓的数值也就不同；同一物质所处的环境条件（温度、压强）不同，以及物质的聚集状态不同，焓的数值也不同。焓的数值的大小与物质的量有关，在相同的条件下，当物质的物质的量增加一倍时，焓的数值也增加一倍。因此，当一个化学放映在不同的条件下进行，尤其是物质的聚集状态不同时，反应焓变是不同的。
2．放热反应和吸热反应比较
类型比较
放热反应
吸热反应
定义
放出热量的化学反应
吸收热量的化学反应
形成原因
反应物具有的总能量大于生成物具有的总能量
反应物具有的总能量小于生成物具有的总能量
与化学键的关系
生成物分子成键时释放的总能量大于反应物分子断键时吸收的总能量
生成物分子成键时释放的总能量小于反应物分子断键时吸收的总能量
表示方法
ΔH＜0
ΔH＞0
联系
ΔH＝ΔH(生成物)－ΔH(反应物)，键能越大，物质能量越低，越稳定；键能越小，物质能量越高，越不稳定
图示
?
?
常见反应类型
①所有的燃烧反应
②大多数化合反应
③酸碱中和反应
④金属与酸或水的反应
①大多数分解反应
②盐的水解和弱电解质的电离
③Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl反应
④C和H2O或CO2的反应
【注意】
①化学反应表现为吸热或放热与反应开始是否需要加热无关，需要加热的反应不一定是吸热反应(如C＋O2=CO2)，不需要加热的反应也不一定是放热反应。
②浓硫酸、NaOH固体溶于水放热；NH4NO3溶于水吸热。因不是化学反应，其放出或吸收的热量不是反应热。
③通过反应放热或吸热，可比较反应物和生成物的相对稳定性。
【例1】
3．化学反应中的能量变化示意图对于该“示意图”可理解为下列形式：
由能量守恒可得：
反应物的总能量：生成物的总能量+热量(放热反应)
反应物的总能量：生成物的总能量-热量(吸热反应)
4．燃料充分燃烧的两个条件
(1)要有足够的空气
(2)燃料与空气要有足够大的接触面。
5．燃烧热与中和热
1）燃烧热
(1)概念：在101kPa时，1mol物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量，叫做该物质的燃烧热。燃烧热的单位一般用kJ／mol表示。
注意：完全燃烧，是指物质中下列元素完全转变成对应的物质：C→CO2，H→H2O，S→SO2等。
(2)表示的意义：例如C的燃烧热为393.5kJ／mol，表示在101kPa时， 1molC完全燃烧放出393.5kJ的热量。
2）中和热
(1)概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成 1 molH2O，这时的反应热叫中和热。
(2)中和热的表示：H+(aq)+OH-(aq)=H2O (1)； △H=-57.3kJ／mol。
3）使用化石燃料的利弊及新能源的开发
再生能源
非再生能源
常规能源
新能源
常规能源
新能源
一级能源
水能、生物能等
太阳能、风能、地热能、等
煤、石油、天然气等
核能等
二级能源
煤制品、石油制品、电能、氢能、沼气、火药等
(1)重要的化石燃料：煤、石油、天然气
(2)煤作燃料的利弊问题
①煤是重要的化工原料，把煤作燃料简单烧掉太可惜，应该综合利用。
②煤直接燃烧时产生S02等有毒气体和烟尘，对环境造成严重污染。
③煤作为固体燃料，燃烧反应速率小，热利用效率低，且运输不方便。
④可以通过清洁煤技术，如煤的液化和气化，以及实行烟气净化脱硫等，大大减少燃煤对环境造成的污染，提高煤燃烧的热利用率。
(3)新能源的开发
①调整和优化能源结构，降低燃煤在能源结构中的比率，节约油气资源，加强科技投入，加快开发水电、核电和新能源等就显得尤为重要和迫切。
②最有希望的新能源是太阳能、燃料电池、风能和氢能等。这些新能源的特点是资源丰富，且有些可以再生，为再生性能源，对环境没有污染或污染少。
●理解中和热时注意：
①稀溶液是指溶于大量水的离子。②中和热不包括离子在水溶液中的生成热、电解质电离的吸热所伴随的热效应。③中和反应的实质是H+和OH-化合生成 H2O，若反应过程中有其他物质生成，这部分反应热也不在中和热内。
【例2】
二、反应热与热化学方程式：
1、反应热：化学反应都伴有能量的变化，常以热能的形式表现出来，有的反应放热，有的反应吸热。反应过程中放出或吸收的热叫做反应热。反应热用符号△H表示，单位是kJ/mol或（kJ·mol－1）。放热反应的△H为“－”，吸热反应的△H为“＋”。反应热（△H）的确定常常是通过实验测定的。
注意：在进行反应热和△H的大小比较中，反应热只比较数值的大小，没有正负之分；而比较△H大小时，则要区别正与负。
2H2(g)＋O2(g)=2H2O(g)；△H1＝－a kJ·mol－1 反应热：a kJ·mol－1，△H=－a kJ·mol－1
2H2(g)＋O2(g)=2H2O(l)；△H2＝－b kJ·mol－1 反应热：b kJ·mol－1，△H：－b kJ·mol－1
a与b比较和△H1与△H2的比较是不一样
2、影响反应热大小的因素
①反应热与测定条件（温度、压强等）有关。不特别指明，即指25℃，1.01×105Pa（101kPa）测定的。中学里热化学方程式里看到的条件（如：点燃）是反应发生的条件，不是测量条件。
②反应热的大小与物质的集聚状态有关。
③反应热的大小与物质的计量数有关。
在反应：2H2(g)＋O2(g)＝2H2O(g)；△H1＝－a kJ·mol－1中，2molH2燃烧生成气态水放出的热量a kJ，该反应的反应热是a kJ·mol－1，该反应的△H是－a kJ·mol－1。注意这三个单位。
3、书写热化学方程式注意事项：
a. 注明反应的温度和压强（若在101kPa和298K条件下进行，可不予注明），注明△H的“＋”与“－”，放热反应为“－”，吸热反应为“＋”。
b. △H写在方程式右边，并用“；”隔开。
c. 必须标明物质的聚集状态（气体用“g”，液体用“l”，固体用“s”，溶液用“aq”）。若用同素异形体要注明名称。
d. 各物质前的计量系数不表示分子数目只表示物质的量的关系。△H与计量数成正比关系。同样的反应，计量系数不同，△H也不同，例如：
2H2(g)＋O2(g)＝2H2O(g)；△H＝－483.6kJ·mol－1
H2(g)＋O2(g)＝H2O(g)；△H＝－241.8kJ·mol－1
上述相同物质的反应，前者的△H是后者的两倍。
燃烧热和中和热：在101kPa时，1mol物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量，叫做该物质的燃烧热。在稀溶液里，酸跟碱发生中和反应而生成1mol 液态H2O，这时的反应热叫做中和热。燃烧热的热化学方程式强调燃烧物前的计量数为1，中和热强调热化学方程式中水前的计量数为1。燃烧热要强调生成稳定的氧化物，如：生成液态水。
如：H2的燃烧热的热化学方程式：H2(g)＋O2(g)＝H2O(l)；△H＝－286kJ·mol－1
中和热的热化学方程式：
NaOH(aq)＋H2SO4(aq)＝Na2SO4(aq)＋H2O(l)；△H＝－57.3kJ·mol－1
【例3】
4、燃烧热和中和热
?
燃烧热
中和热
不
同
点
能量变化
放热反应
ΔH
ΔH<0，单位：kJ/mol
反应物的量
1 mol (O2的数量不限)可燃物
可能是1 mol，也可能是0. 5 mol
生成物的量
不限量
H2O是1 mol
反应热的含义
25 ℃、101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量；不同反应物，燃烧热不同
稀溶液中酸跟碱发生中和反应生成1 mol H2O时所释放的热量；不同反应物的中和热大致相同，均约为57.3 kJ/mol
【例4、5】
三、反应焓变的计算
（一）盖斯定律：对于一个化学反应，无论是一步完成还是分几步完成，其反应焓（热量）变是一样的。
在使用盖斯定律时，伴随着两个或多个方程式的加减处理时，△H的计算一定要带上
【例6】
（二）化学反应热的计算
1．依据
(1)热化学方程式与数学上的方程式相似，可以移项同时改变正、负号；各项的系数(包括ΔH的数值)可以同时扩大或缩小相同的倍数。
(2)根据盖斯定律，可以将两个或两个以上的热化学方程式包括其ΔH相加或相减，得到一个新的热化学方程式。
(3)可燃物完全燃烧产生的热量＝可燃物的物质的量×其燃烧热。
2．常见方法
(1)直接测量计算
利用仪器测出温度变化再进行计算，如中和热测定。
实验用品 大烧杯(500 mL)、小烧杯(100 mL)、温度计、两个量筒(50 mL)、泡沫塑料或纸条、泡沫塑料板或硬纸板(中心有两个小孔)、环形玻璃搅拌棒。
测量方法与步骤：
①测量原理：ΔH×n＝－(m酸＋m碱)·c·(t终－t始)
②操作步骤
a．量取50 mL 0.50 mol/L的盐酸，倒入小烧杯中，测定其温度，记作tHCl，然后将温度计上的酸用水冲洗干净(洗液不倒入小烧杯)。
b．用另一个量筒最取50 mL 0.55 mol/L NaOH溶液，测定其温度，记作tNaOH，然后将温度计上的碱用水冲洗干净。
c．先将温度计和环形玻璃搅拌棒放入小烧杯中，然后把量筒中的NaOH溶液一次倒入小烧杯中(注意不要洒到外面)，用环形玻璃搅拌棒轻轻搅动溶液并准确读取混合溶液的最高温度，记作t终。
d．重复上述实验两次，取测量所得数据的平均值作为计算数据。
e．根据实验数据计算：t始＝
(若实验过程中保证盐酸与NaOH溶液温度相同，则无需用该公式计算)
ΔH＝－=－KJ/mol
(2)间接计算——用盖斯定律
反应不论一步进行或分步进行，反应物和生成物的始态和终态一致，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成时的反应热是相同的。
3．注意事项
(1)反应热数值与各物质的化学计量数成正比，因此热化学方程式中各物质的化学计量数改变时，其反应热数值需同时作相同倍数的改变。
(2)热化学方程式中的反应热是指按所给形式完全进行时的反应热。
(3)正、逆反应的反应热数值相等，符号相反。
【例7】
例题精讲：
【例1】下列说法中正确的是 ( )
A．物质发生化学反应都伴随着能量变化
B．伴有能量变化的物质变化都是化学变化
C．在一个确定的化学反应关系中，反应物的总能量与生成物的总能量一定不同
D．在一个确定的化学反应关系中，反应物的总能量总是高于生成物的总能量
〖解析〗物质发生化学反应都伴随着能量的变化，伴有能量变化的物质变化不一定是化学变化，物质发生物理变化、核变化(如原子弹的爆炸)也都伴有能量变化。在一个确定的化学反应中，反应物的总能量(设为x)与生成物的总能量(设为y)之间的关系为：(1)x>y，化学反应为放热反应；(2)x
【例2】（2010 山东）下列与化学反应能量变化相关的叙述正确的是
A．生成物能量一定低于反应物总能量
B．放热反应的反应速率总是大于吸热反应的反应速率
C．应用盖斯定律，可计算某些难以直接测量的反应焓变
D．同温同压下，H2(g)+Cl2(g)=2HCl(g)在光照和点燃条件下的ΔH不同
〖解析〗生成物的总能量低于反应总能量的反应，是放热反应，若是吸热反应则相反，故A错；反映速率与反应是吸热还是放热没有必然的联系，故B错；C是盖斯定律的重要应用，正确；根据=生成物的焓-反应物的焓可知，焓变与反应条件无关，故D错。
〖答案〗C
【例3】 已知在1×105 Pa、298 K条件下，2 mol氢气燃烧生成水蒸气放出484 kJ的热量，下列热化学方程式正确的是 ( )
A．H2O(g)=H2(g)＋O2(g)； ΔH＝＋242 kJ·mol－1
B．2H2(g)＋O2(g)=2H2O(l)； ΔH＝－484 kJ·mol－1
C．H2(g)＋ O2(g)=H2O(g)； ΔH＝＋242 kJ·mol－1
D．2H2(g)＋O2(g)===2H2O(g)； ΔH＝＋484 kJ·mol－1
〖解析〗热化学方程式的书写要求与普通方程式的区别：①一定要标明各物质的状态，B项中水为液态，排除。②化学计量数可用分数表示其实际物质的量，与热量成正比。③用ΔH表示其热效应时，吸热，其值为正；放热，其值为负。H2与O2反应生成水蒸气是放热反应，ΔH应为负值，而其逆反应ΔH则为正值。故排除C、D两项，答案为A项。
〖答案〗A
【特别提醒】“五看”法判断热化学方程式正误：
①看方程式是否配平；
②看各物质的聚集状态是否正确；
③看ΔH变化的“＋”、“－”是否正确；
④反应热的单位是否为 kJ·mol－1；
⑤看反应热的数值与化学计量数是否相对应。
【例4】①CaCO3(s)===CaO＋CO2(g) ΔH＝＋177.7 kJ
②C(s)＋H2O(g)===CO(g)＋H2(g) ΔH＝－131.3 kJ/mol
③H2SO4(l)＋NaOH(l)=== Na2SO4(l)＋H2O(l) ΔH＝－57.3 kJ/mol
④C(s)＋O2(g)===CO2(g) ΔH＝－393.5 kJ/mol
⑤CO(g)＋ O2(g)===CO2(g) ΔH＝－283 kJ/mol
⑥HNO3(aq)＋NaOH(aq)===NaNO3(aq)＋H2O(l) ΔH＝－57.3 kJ/mol
⑦2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l) ΔH＝－517.6 kJ/mol
(1)上述热化学方程式中，不正确的有____，不正确的理由分别是__________________。
(2)根据上述信息，写出C转化为CO的热化学方程式________________________。
(3)上述反应中，表示燃烧热的热化学方程式有____；表示中和热的热化学方程式有____。
【导航】 中和热、燃烧热是两种特定形式的反应热，其基本要求与反应热相同，同时要注意两个概念本身的内涵。
〖解析〗①中CaO未注明聚集状态；ΔH单位应为kJ/mol；②式不符合实际反应情况，碳和水的反应属于吸热反应，ΔH>0；③式中各物质聚集状态标注中，除H2O外，应为(aq)；由④、⑤可得C转化为CO的热化学方程式；101 kPa时，1 mol纯物质(指纯净物：单质或化合物)完全燃烧生成稳定化合物时所放出的热量叫做该物质的燃烧热；在稀溶液中酸跟碱发生中和反应生成1 mol H2O时，所释放的热量称为中和热。
〖答案〗 (1)①②③ ①中CaO未注明状态，ΔH单位错；②式不符合反应事实，吸热反应ΔH>0；③式中各物质均处于稀溶液中，状态(除H2O外)均为溶液(aq)
(2) C(s)＋O2(g)===CO(g) ΔH＝－110.5 kJ/mol
(3)④⑤ ⑥
【例5】（2010浙江卷，12）下列热化学方程式或离子方程式中，正确的是：
A．甲烷的标准燃烧热为-890.3kJ·mol-1，则甲烷燃烧的热化学方程式可表示为：
CH4(g)+2O2(g)=CO2(g)+2H2O(g) △H=-890.3kJ·mol-1
B． 500℃、30MPa下，将0.5mol N2和1.5molH2置于密闭的容器中充分反应生成NH3(g)，放热19.3kJ，其热化学方程式为： △H=-38.6kJ·mol-1
C．氯化镁溶液与氨水反应：
D．氧化铝溶于NaOH溶液：
〖解析〗本题考查热化学方程式与离子方程式的书写。A、标准燃烧热的定义，1mol可燃物完全燃烧生成稳定氧化物时方出的热量(标准指298K,1atm)。水液态稳定，方程式系数就是物质的量，故A错。B、根据热化学方程式的含义，与对应的热量是1mol氮气完全反应时的热量，但次反应为可逆反应故，投入0.5mol的氮气，最终参加反应的氮气一定小于0.5mol。所以△H的值大于38.6。B错。D、氢氧化铝沉淀没有沉淀符号。
〖答案〗C
【例6】（2010广东理综卷，9）
在298K、100kPa时，已知：2H2O(g)=O2(g)+2H2(g) ΔH1
H2(g)+Cl2(g)=2HCl(g) ΔH2
2 Cl2(g)+ 2H2O(g)=4HCl(g)+ O2(g) ΔH3
则ΔH3与ΔH1和ΔH2间的关系正确的是
A．ΔH3=ΔH1+2ΔH2 B．ΔH3=ΔH1+ΔH2
C．ΔH3=ΔH1-2ΔH2 D．ΔH3=ΔH1-ΔH2
〖解析〗第三个方程式可由第二个方程式乘以2与第一个方程式相加，有盖斯定律可知ΔH3=ΔH1+2ΔH2
〖答案〗A
【例7】已知下列热化学反应方程式：
Fe2O3(s)＋ 3CO(g)=2Fe(s)＋3CO2(g) ΔH＝－24.8 kJ/mol
Fe2O3(s)＋CO(g)= Fe3O4(s)＋ CO2(g) ΔH＝－15.73 kJ/mol
Fe3O4(s)＋CO(g)=3FeO(s)＋CO2(g) ΔH＝＋640.4 kJ/mol
则14 g CO气体还原足量FeO固体得到Fe固体和CO2气体时对应的ΔH约为( )
A．－218 kJ/mol B．－109 kJ/mol C．＋218 kJ/mol D．＋109 kJ/mol
【导航】 像这种根据盖斯定律进行反应热计算的试题，关键是找出欲求的热化学方程式与已知几个热化学方程式的关系，通过必要的加减乘除除掉欲求热化学方程式中没有，而已知热化学方程式有的物质，如该题欲求的热化学方程式中没有Fe2O3和Fe3O4，所以只要想办法除掉这两种物质即可。
〖解析〗该问题可以转化为 CO(g)＋FeO(s)= Fe(s)＋CO2(g) ΔH＝？所以应用盖斯定律，若把已知给出的3个热化学方程式按照顺序编号为①、②、③，那么[(①－②)×－③]×即可。
〖答案〗B
第六章 化学反应与能量
第二部分 化学能与电能
复习目标：
1、了解原电池和电解池的基本工作原理，能够判断池型，电极，会书写电极反应方程式。
2、了解原电池和电解池原理在实际生产和生活中的应用。
3、能够把电化学和氧化还原反应有机的结合起来，融会贯通。
基础知识：
一、原电池
1．原电池
把化学能转化为电能的装置。
2．构成条件及判断
(1)具有两个活性不同的电极(金属和金属或金属和非金属)。
(2)具有电解质溶液。
(3)形成闭合电路 (或在溶液中相互接触)。
★☆判断
3．原电池工作原理示意图
原电池的工作原理和电子流向可用下列图示表示：
【说明】
①在原电池装置中，电子由负极经导线流向正极，阳离子在正极上获得电子，通过电路中的电子和溶液中的离子的移动而形成回路，传导电流，电子并不进入溶液也不能在溶液中迁移。
②原电池将一个完整的氧化还原反应分为两个半反应，负极发生氧化反应，正极发生还原反应，一般将两个电极反应中得失电子的数目写为相同，相加便得到总反应方程式。
③阴离子要移向负极，阳离子要移向正极。这是因为：负极失电子，生成大量阳离子积聚在负极附近，致使该极附近有大量正电荷，所以溶液中的阴离子要移向负极；正极得电子，该极附近的阳离子因得电子生成电中性的物质而使该极附近带负电荷，所以溶液中的阳离子要移向正极。
④不参与电极反应的离子从微观上讲发生移动，但从宏观上讲其在溶液中各区域的浓度基本不变。
【例1】
4．原电池的两极及判断
负极：活泼性 强 的金属，发生 氧化 反应。
正极：活泼性 弱 的金属或导体，发生 还原 反应。
★☆原电池正负极判断
(1)根据电极材料判断
负极——活泼性较强的金属
正极——活泼性较弱的金属或能导电的非金属
注：活泼金属不一定做负极，如Mg、Al在NaOH溶液中，Al做负极。
(2)根据电子流动方向或电流方向或电解质溶液内离子的定向移动方向判断
负极——电子流出极，电流流入极或阴离子定向移向极
正极——电子流入极，电流流出极或阳离子定向移向极
(3)根据两极发生的变化判断
负极——失去电子，化合价升高，发生氧化反应
正极——得到电子，化合价降低，发生还原反应
(4)根据反应现象判断
负极——会逐渐溶解，质量减小
正极———有气泡逸出或质量增加
【特别提示】 原电池正负极判断的基础是氧化还原反应。如果给出一个方程式让判断正、负极，可以直接根据化合价的升降变化来判断，发生氧化反应的一极为负极，发生还原反应的一极为正极。
5．电极反应式书写
原电池反应的基础是氧化还原反应，正极发生还原反应，负极发生氧化反应，据此书写电极反应式的步骤如下：
(1)确定原电池的正、负极，以及两电极上发生反应的物质。在原电池中，负极是还原性材料失去电子被氧化，发生氧化反应。正极反应要分析电极材料的性质：若电极材料是强氧化性材料，则是电极材料得电子被还原，发生还原反应；若电极材料是惰性的，再考虑电解质溶液中的阳离子是否能与负极材料反应。能发生反应则是溶液中的阳离子得电子，发生还原反应；若不能与负极材料反应，则考虑空气中的氧气，氧气得电子，发生还原反应。
(2)弱电解质、气体或难溶解物均以化学式表示，其余以离子符号表示，保证电荷守恒，质量守恒及正、负极得失电子数相等的规律，一般用“=”而不用“―→”。
(3)正负极反应式相加得到原电池总反应式，通常将总反应式减去较易写出的电极反应式，从而得到较难写出的电极反应式。
【例2】
6．原电池的应用
（1）加快氧化还原反应的速率
一个自发进行的氧化还原反应，设计成原电池时反应速率增大。例如，在Zn与稀H2SO4反应时加入少量CuSO4溶液能使产生H2的反应速率加快。
（2）比较金属活动性强弱
两种金属分别做原电池的两极时，一般做负极的金属比做正极的金属活泼。
（3）用于金属的防护
使被保护的金属制品做原电池正极而得到保护。例如，要保护一个铁质的输水管道或钢铁桥梁等，可用导线将其与一块锌块相连，使锌做原电池的负极。
化学腐蚀
电化学腐蚀
定义
金属与接触到的干燥气体(如O2、Cl2、SO2等)或非电解质液体(如石油)等直接发生化学反应引起的腐蚀
不纯金属(或合金)接触到电解质溶液所发生的原电池反应，较活泼金属失去电子被氧化而引起的腐蚀
吸氧腐蚀(主要)
析氢腐蚀
条件
金属与物质直接接触
水膜中溶有O2，显弱酸性或中性
水膜酸性较强
本质
金属被氧化而腐蚀
较活泼金属被氧化而腐蚀
现象
无电流产生
有微弱电流产生
反应式
2Fe＋3Cl2=2FeCl3
负极：Fe－2e－===Fe2＋
正极：2H2O＋O2＋4e－=4OH－
正极：2H＋＋2e－=H2↑
联系
两种腐蚀往往同时发生，只是电化学腐蚀比化学腐蚀更普遍、危害更大
【特别提示】 判断金属腐蚀的快慢，首先要确定金属腐蚀的类型及该金属在“两池”中所作的电极种类，并按下列规律进行判断。
(1)金属腐蚀由快到慢的规律为：
电解池阳极>原电池负极>化学腐蚀>原电池正极>电解池阴极
(2)同一种金属在相同浓度的不同电解质溶液中的腐蚀快慢规律为：
强电解质溶液>弱电解质溶液>非电解质溶液；
对于同一种电解质来说，电解质溶液浓度越大腐蚀越快；构成原电池时，活泼性不同的两种金属，活泼性差别越大，作负极的金属腐蚀越快。
（4）设计制作化学电源
★☆设计原电池时要紧扣原电池的构成条件。具体方法是：
（1）首先将已知氧化还原反应拆分为两个半反应；
（2）根据原电池的电极反应特点，结合两个半反应找出正负极材料及电解质溶液。
①电极材料的选择
在原电池中，选择还原性较强的物质作为负极；氧化性较强的物质作为正极。并且，原电池的电极必须导电。电池中的负极必须能够与电解质溶液反应。
②电解质溶液的选择
电解质溶液一般要能够与负极发生反应，或者电解质溶液中溶解的其他物质能与负极发生反应(如空气中的氧气)。但如果两个半反应分别在两个容器中进行(中间连接盐桥)，则左右两个容器中的电解质溶液应选择与电极材料相同的阳离子。如在铜——锌——硫酸构成的原电池中，负极金属锌浸泡在含有Zn2＋的电解质溶液中，而正极铜浸泡在
（3）按要求画出原电池装置图。
【特别提醒】
应用原电池原理可以设计任一自发的氧化还原反应的电池，但有的电流相当微弱。同时要注意电解质溶液不一定参与反应，如燃料电池，水中一般要加入NaOH、H2SO4或Na2SO4等。
【例3】
二、化学电源
1．化学电源是能够实际应用的原电池。作为化学电源的电池有一次电池、二次电池和燃料电池等。
2．铅蓄电池是一种二次电池，它的负极是Pb ，正极是PbO2，电解质溶液是30%的H2SO4溶液，它的电池反应式为Pb＋PbO2＋2H2SO4 = 2PbSO4 ＋2H2O。
3．碱性氢氧燃料电池的电极反应：
负极：2H2＋4OH－－4e－=4H2O 正极：O2＋2H2O＋4e－=4OH－；
电池反应为 2H2＋O2=2H2O 。
【例4、5】
三、电解池
1．定义
使电流通过 电解质溶液 而在阴阳两极上引起 氧化还原反应 的过程。
2．电解池
把 电能转化为化学能 的装置(电解槽)。
3．装置特点
借助于 电流 引起氧化还原反应的装置。
4．电解池的形成条件
(1)与电源相连的两个电极：阳极连电源的 正 极；阴极连电源的 负 极。
(2)电解质溶液(或 熔融 的电解质)。
(3)形成 闭合的回路。
5．电极反应：阳极上发生 失 电子的氧化反应，阴极上发生 得 电子的还原反应。电子的流向从电源的 负 极到电解池的 阴 极，再从电解池的 阳 极到电源的 正 极。
★☆电解池和原电池比较
电解池
原电池
定义
将电能转变为化学能的装置
将化学能转变为电能的装置
装置举例
形成条件
①两个电极与直流电源相连
②电解质溶液
③形成闭合回路
①活泼性不同的两电极(连接)
②电解质溶液
③形成闭合回路
④能自发进行氧化还原反应
电极名称
阳极：与电源正极相连的极
阴极：与电源负极相连的极
负极：较活泼金属(电子流出的极)
正极：较不活泼金属(或能导电的非金属)(电子流入的极)
电极反应
阳极：溶液中的阴离子失电子，或电极金属失电子，发生氧化反应
阴极：溶液中的阳离子得电子，发生还原反应
负极：较活泼电极金属或阴离子失电子，发生氧化反应
正极：溶液中的阳离子或氧气得电子，发生还原反应
溶液中的离子移向
阴离子移向阳极，阳离子移向阴极
阴离子移向负极，阳离子移向正极
电子流向
阳极正极→负极阴极
负极正极
实质
均发生氧化还原反应，两电极得失电子数相等
联系
原电池可以作为电解池的电源，二者共同形成闭合回路
6．电解产物的判断
（1）阳极产物的判断
首先看电极，若是活性电极(一般是除Au、Pt外的金属)，则电极材料本身失电子，电极被溶解形成阳离子进入溶液；若是惰性电极(如石墨、铂、金等)，则根据溶液中阴离子放电顺序加以判断。
阳极放电顺序：
金属(一般是除Au、Pt外)>S2－>I－>Br－>Cl－>OH－>含氧酸根>F－。
（2）阴极产物的判断
直接根据溶液中阳离子放电顺序加以判断。阳离子放电顺序：
Ag＋>Hg2＋>Fe3＋>Cu2＋>H＋>Pb2＋>Sn2＋>Fe2＋>Zn2＋>H＋>Al3＋>Mg2＋>Na＋>Ca2＋>K＋。
【提示】 (1)处理有关电解池两极产物的问题，一定要先看电极是活性电极还是惰性电极。活性电极在阳极放电，电极溶解生成相应的金属离子，此时阴离子在阳极不放电。对于惰性电极，则只需比较溶液中定向移动到两极的阴阳离子的放电顺序即可。
(2)根据阳离子放电顺序判断阴极产物时，要注意下列三点：
①阳离子放电顺序表中前一个c(H＋)与其他离子的浓度相近，后一个c(H＋)很小，来自水的电离； ②Fe3＋得电子能力大于Cu2＋，但第一阶段只能被还原到Fe2＋；
③Pb2＋、Sn2＋、Fe2＋、Zn2＋控制一定条件(即电镀)时也能在水溶液中放电；Al3＋、
Mg2＋、Na＋、Ca2＋、K＋只有在熔融状态下放电。
【例6】
★☆用惰性电极电解电解质溶液的规律
电解类型
电解质类别
实例
电极反应特点
电解对象
电解质浓度
pH
电解质溶液复原
电解
水型
强碱、含氧酸、活泼金属的含氧酸盐
NaOH
H＋和OH－分别在阴极和阳极放电生成H2和O2
水
增大
增大
水
H2SO4
减小
水
Na2SO4
不变
水
电解电解质型
无氧酸、不活泼金属的无氧酸盐
HCl
电解质电离出的阴阳离子分别在两极放电
电解质
减小
增大
HCl
CuCl2
?
CuCl2
放H2生碱型
活泼金属的无氧酸盐
NaCl
阴极：H2O得电子放H2生成碱阳极：电解质阴离子放电
电解质 和水
生成新电解质
增大
HCl
放O2生酸型
不活泼金属的含氧酸盐
CuSO4
阴极：电解质阳离子放电阳极：H2O失电子放O2生成酸
电解质 和水
生成新电解质
减小
CuO或 CuCO3
【特别提醒】
①当电解过程中电解的是水和电解质时，电极反应式中出现的是H＋或OH－放电，但在书写总反应式时要将反应物中的H＋或OH－均换成水，在生成物中出现的是碱或酸，同时使阴极、阳极反应式得失电子数目相同，将两个电极反应式相加，即得到总反应的化学方程式。②两惰性电极电解时，若要使电解后的溶液恢复到原状态，应遵循“缺什么加什么，缺多少加多少”的原则，一般加入阴极产物与阳极产物的化合物。
【例7】
7．电解的应用
（一）电解饱和食盐水制取氯气和烧碱(氯碱工业)
(1)氯碱工业的主要原料是食盐，由于粗盐中含有泥沙、Ca2＋、Mg2＋、SO42－等杂质离子，对生产设备造成损坏，影响产品的质量，故必须进行精制。
①化学方法
a：依次加入沉淀剂BaCl2、Na2CO3、NaOH溶液，每次所加试剂都必须稍稍过量以便使相应离子完全沉淀。
b．过滤。
c．滤液中加盐酸：调节溶液pH值为4～6，CO32－＋2H＋=CO2↑＋H2O。
②离子交换法：对于上述处理后的溶液，需送入离子交换塔，进一步通过阳离子(
Na＋)交换树脂除去残存的Ca2＋、Mg2＋，以达到技术要求。
(2)精制的饱和食盐水中存在着Na+、Cl-、H+、OH-四种离子，用石墨作电极，通电时H+ 和Cl-优先放电，电极反应式为
阳极：2Cl－－2e－=Cl2↑，
阴极：2H＋＋2e－=H2↑
总反应：2NaCl＋2H2O = 2NaOH＋H2↑＋Cl2↑。
（二）电镀
(1)概念：电镀是利用电解原理在某些金属表面镀上一薄层其他 金属 或 合金 的过程。
(2)形成条件：①电解时，镀层金属作 阳极；②镀件作 阴极；③含 镀层金属离子的电解质溶液作电镀液；④用 直流电源。
(3)特征：①阳极本身 放电被氧化 ；②宏观上看无新物质生成；③电解液的总量、浓度、pH均不变。
（三）电冶炼
电解熔融电解质，可炼得活泼金属。如：电解熔融NaCl时，
电极反应式为：阳极：2Cl－－2e =Cl2↑ ，
阴极：2Na＋＋2e－=2Na ，
总反应式为：2NaCl = 2Na＋Cl2↑ 。
（四）电解精炼
电解精炼粗铜时，阳极材料是——粗铜，阴极材料是——精铜，电解质溶液是CuSO4溶液(或 Cu(NO3)2溶液)。长时间电解后，电解质溶液必须补充。
【例8】
例题精讲：
【例1】(2008·广东高考)用铜片、银片、Cu(NO3)2溶液、AgNO3溶液、导线和盐桥(装有琼脂－KNO3的U型管)构成一个原电池。以下有关该原电池的叙述正确的是( )
①在外电路中，电流由铜电极流向银电极
②正极反应为：Ag＋＋e－=Ag
③实验过程中取出盐桥，原电池仍继续工作
④将铜片侵入AgNO3溶液中发生的化学反应与该原电池反应相同
A．①② B．②③ C．②④ D．③④
〖解析〗该原电池中Cu作负极，Ag作正极，负极反应式为Cu－2e－=Cu2＋，正极反应式为Ag＋＋e－=Ag，因此②对；在外电路中，电子由Cu电极流向Ag电极，而电流方向与电子流向相反，所以①错；没有盐桥，原电池不能继续工作，所以③错。无论是否为原电池，反应实质相同，均为氧化还原反应，所以④对。
〖答案〗C
【例2】 (2008·宁夏高考)一种燃料电池中发生的化学反应为：在酸性溶液中甲醇与氧作用生成水和二氧化碳。该电池负极发生的反应是 ( )
A．CH3OH(g)＋O2(g)－2e－=H2O(l)＋CO2(g)＋2H＋(aq)
B．O2(g)＋4H＋(aq)＋4e－=2H2O(l)
C．CH3OH(g)＋H2O(l)－6e－=CO2(g)＋6H＋(aq)
D．O2(g)＋2H2O(l)＋4e－=4OH－
〖解析〗正极发生还原反应，负极发生氧化反应，首先根据题意写出电池总反应式和正极反应式，用总反应式减正极反应式即得负极反应式。
总反应式：2CH3OH(g)＋3O2(g)=2CO2(g)＋4H2O(l)，
正极反应式：O2(g)＋4H＋(aq)＋4e－=2H2O(l)，
故负极反应式：CH3OH(g)＋H2O(l)－6e－=CO2(g)＋6H＋(aq)。
〖答案〗C
【例3】根据下列氧化还原反应设计一个原电池：2FeCl3＋Fe=3FeCl2
要求：(1)画出此原电池的装置图，装置可采用烧杯和盐桥。
(2)注明原电池的正、负极和外电路中电子的流向。
(3)写出两个电极上发生的电极反应。
〖解析〗根据原电池的构成条件——发生还原反应的物质作正极(或在正极上发生还原反应)，发生氧化反应的物质作负极(或在负极上发生氧化反应)。在上述反应里，固体铁中铁元素的化合价升高，发生氧化反应，应作原电池的负极；FeCl3中铁元素的化合价降低，发生还原反应，但因FeCl3易溶于水，不能直接作电极，所以要选用一种活动性比铁弱且与FeCl3溶液不反应的固体作辅助电极，这里可以采用石墨棒或银棒等。左、右两个半电池中电解质溶液依次为FeCl2、FeCl3溶液，两个半电池要用装有饱和KCl溶液的盐桥沟通。
〖答案〗(1)装置图如下：
(2)电池的正负极及外电路中电子的流向如图所示。
(3)负极(Fe)：Fe－2e－=Fe2＋
正极(C或Ag)：2Fe3＋＋2e－=2Fe2＋
【例4】（2010福建卷）11．铅蓄电池的工作原理为：Pb+PbO2+2H2SO4=2PbSO4+2H2O研读右图，下列判断不正确的是
A．K 闭合时，d电极反应式：
PbSO4+2H2O-2e-=PbO2+4H++SO
B．当电路中转移0.2mol电子时，I中消耗的H2SO4为0.2 mol
C．K闭合时，II中SO向c电极迁移
D．K闭合一段时间后，II可单独作为原电池，d电极为正极
〖答案〗C
〖解析〗本题考查电化学（原电池、电解池）的相关知识
K闭合时Ⅰ为电解池，Ⅱ为电解池，Ⅱ中发生充电反应，d电极为阳极发生氧化反应，其反应式为PbSO4 + 2H2O -2e- = PbO2 + 4H+ + SO所以A正确。在上述总反应式中，得失电子总数为2e-，当电路中转移0.2mol电子时，可以计算出Ⅰ中消耗的硫酸的量为0.2mol，所以B对。K闭合一段时间，也就是充电一段时间后Ⅱ可以作为原电池，由于c表面生成Pb，放电时做电源的负极，d表面生成PbO2，做电源的正极，所以D也正确。K闭合时d是阳极，阴离子向阳极移动，所以C错。
【例5】（2010安徽卷）11.某固体酸燃料电池以CaHSO4固体为电解质传递H＋，其基本结构见下图，电池总反应可表示为：2H2＋O2＝2H2O，下列有关说法正确的是
A．电子通过外电路从b极流向a极
B．b极上的电极反应式为：O2＋2H2O＋4e－＝4OH－
C．每转移0.1 mol电子，消耗1.12 L的H2
D．H＋由a极通过固体酸电解质传递到b极
〖答案〗D
〖解析〗首先明确a为负极，这样电子应该是通过外电路由a极流向b，A错；B选项反应应为O2+4e-+4H+=2H2O ； C没有告知标准状况。
【例6】 (2008·全国Ⅱ理综)右图为直流电源电解稀Na2SO4水溶液的装置。通电后在石墨电极a和b附近分别滴加一滴石蕊溶液，下列实验现象中正确的是 ( )
A．逸出气体的体积，a电极的小于b电极的
B．一电极逸出无味气体，另一电极逸出刺激性气味气体
C．a电极附近呈红色，b电极附近呈蓝色
D．a电极附近呈蓝色，b电极附近呈红色
〖解析〗电解Na2SO4溶液时发生的反应为：
a为阴极：4H＋＋4e－=2H2↑
b为阳极：4OH－－4e－=O2↑＋2H2O
对照分析A、B不正确。a极周围由于H＋放电呈碱性，石蕊显蓝色，b极周围由于OH－放电呈酸性，石蕊显红色。
〖答案〗D
【例7】用石墨做电极电解1 mol/L CuSO4溶液，当c(Cu2＋)为0.5 mol/L时，停止电解，向剩余溶液中加入下列何种物质可使电解质溶液恢复至原来的状态( )
A．CuSO4 B．CuO C．Cu(OH)2 D．CuSO4·5H2O
〖解析〗电解过程中的反应为：
阳极：4OH－－4e－===2H2O＋O2↑，阴极：2Cu2＋＋4e－=2Cu。
总反应为：2CuSO4＋2H2O=2H2SO4＋2Cu＋O2↑。
由以上反应可知，电解使2 mol CuSO4和2 mol H2O变成了2 mol H2SO4，同时析出铜，放出O2，溶液中每生成2 mol Cu则放出1 mol O2，故需补充CuO或CuCO3。
〖答案〗 B
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