八,、電化學原理

1．原電池電極反應

正極得電子,，發(fā)生還原反應,；負極失電子,，發(fā)生氧化反應。一般相對活潑的金屬為負極,，相對不活潑的金屬(有時是被鈍化的金屬)或碳棒作正極,。燃料電池通氧氣的一極為正極，因為氧氣總被還原,；通燃料的一極為負極,，因燃料總被氧化。

2．電解池電極反應規(guī)律

(1)陽極反應(氧化反應)與電極材料有關,?；顫婋姌O：金屬失去電子生成金屬陽離子；惰性電極(石墨,、鉑)：電解質(zhì)溶液中的陰離子放電,，常用放電順序為：S^2－>I^－>Br^－>Cl^－>OH^－>含氧酸根離子。

(2)陰極反應(還原反應)：與電極材料無關,，電解質(zhì)溶液中的陽離子放電,，常用放電順序為：Ag^＋>Hg^2＋>Fe^3＋>Cu^2＋>H^＋。

(3)溶液pH的變化：放出氫氣時,，電極區(qū)溶液的pH升高,；放出氧氣時,，電極區(qū)pH降低，如果同時放出氫氣和氧氣,，實質(zhì)是電解水,，溶液的pH要根據(jù)溶質(zhì)類型來判斷。

3．陰,、陽離子的移動方向

在電解池中,，陽離子移向陰極，陰離子移向陽極,；在原電池中,，陽離子移向正極，陰離子移向負極,。

4．可充電電池

可充電電池在放電時是原電池,，遵循原電池工作原理，在充電時是電解池,，遵循電解原理,。給可充電電池充電時，外加電源的負極連接電池的負極,。

5．電解原理的應用

(1)電鍍：一般是鍍層金屬作陽極,，鍍件作陰極，含鍍層金屬陽離子的溶液作電鍍液,，電鍍一段時間后,，溶液中鍍層金屬離子濃度不變；若用惰性電極作陽極,，電鍍一段時間后,，鍍層金屬離子濃度減小。

(2)電解冶煉：電解熔融氯化鈉,、氯化鎂,、氧化鋁制鈉、鎂和鋁等,。

(3)電解精煉銅：粗銅作陽極,，精銅作陰極，硫酸銅溶液作電解質(zhì)溶液,。

6．金屬的電化學腐蝕

電化學腐蝕的兩大類型是：(1)析氫腐蝕：在酸性條件下,，正極發(fā)生反應為2H^＋＋2e^－===H₂↑。(2)吸氧腐蝕：在極弱酸性或中性條件下,，正極發(fā)生反應為2H₂O＋O₂＋4e^－===4OH^－,。

7．電極反應式的書寫方法

(1)根據(jù)反應總式，找出發(fā)生氧化反應的物質(zhì)和發(fā)生還原反應的物質(zhì),，確定正,、負極或陰,、陽極的反應物和生成物。

(2)要兼顧電極反應的產(chǎn)物能否與電解質(zhì)溶液繼續(xù)反應,，若能反應,，需要寫出最終產(chǎn)物。

8．有關電極產(chǎn)物的計算

解答有關電極產(chǎn)物的計算時,，應根據(jù)在相同時間內(nèi),，通過串聯(lián)電路中各電極的電量相等來找關系。還要注意電解過程中溶液中的某一種離子不足,，電極反應改變等特殊情況,，根據(jù)電極反應實際和各物質(zhì)的用量進行計算。

九,、化學平衡原理

1．化學反應速率 (1)化學反應速率的概念

①同一化學反應中用不同物質(zhì)的濃度變化來表示反應速率時,，其數(shù)值可以是不同的，故應標明是用哪種物質(zhì)表示的化學反應速率,。這些數(shù)值表示的意義是相同的,，均表示該化學反應的快慢。

②同一反應中,，各物質(zhì)表示的反應速率之比等于化學方程式中對應的化學計量數(shù)之比,，也等于同一時間內(nèi)有關物質(zhì)的濃度變化之比。

③化學反應速率在不同的時間間隔內(nèi)不相等,。

(2)外界條件對處于化學平衡狀態(tài)的反應(正,、逆反應)速率的影響-------①濃度：改變與平衡有關的物質(zhì)的濃度最終會引起正、逆反應速率都發(fā)生變化,。在改變反應物濃度的瞬間,，正反應速率發(fā)生變化,，而逆反應速率不變,。②壓強：改變壓強會使任何有氣體參與的反應的速率發(fā)生變化，但對于反應前后氣體體積發(fā)生變化的可逆反應,，其正反應速率與逆反應速率變化的程度不同,。

2．化學平衡狀態(tài)的判斷——當變化量保持不變

化學平衡狀態(tài)的標志：v(正)＝v(逆)；平衡混合物中各組成成分的含量保持不變,。“v(正)＝v(逆)”是化學平衡的本質(zhì)特征,，其含義是反應體系中同一物質(zhì)的消耗速率和生成速率相等。而各組分的含量“不變”,，是指各組分的濃度,、質(zhì)量分數(shù)、體積分數(shù)(有氣體參加的可逆反應),、反應物的轉(zhuǎn)化率等均保持不變,。“不變”不能理解為“相等”,。由“變”到“不變”才能作為判斷是否到達平衡的標志。

判斷某一可逆反應是否達到平衡狀態(tài)的標志：

(1)對于反應前后氣體體積沒有發(fā)生變化的可逆反應------------如A₂(g)＋B₂(g)2AB(g)達到平衡狀態(tài)時：①外界條件不變時,，A₂,、B₂、AB的體積分數(shù),、物質(zhì)的量分數(shù),、質(zhì)量分數(shù)以及分子數(shù)之比均不變，A₂,、B₂的轉(zhuǎn)化率不變,。②A₂與B₂生成AB的速率與AB分解的速率相等；單位時間內(nèi),，A₂,、B₂生成AB的分子數(shù)與AB分解的分子數(shù)相等。③溫度一定時,，體系的溫度不變,，體系的顏色也不變。

(2)對于反應前后氣體體積發(fā)生變化的可逆反應

如A(g)＋3B(g)2Z(g)達到平衡狀態(tài)時,，除上述三條標志外,，還有：外界條件不變時，體系平均相對分子質(zhì)量,、壓強,、總物質(zhì)的量、密度等不變,。

3．化學平衡移動與平衡移動原理

(1)化學平衡移動的分析方法 

應用上述規(guī)律分析問題時應注意：①不要把v(正)增大與平衡向正反應方向移動等同起來,，只有v(正)>v(逆)時，才能使平衡向正反應方向移動,。②不要把平衡向正反應方向移動與原料轉(zhuǎn)化率的提高等同起來,，當反應物總量不變時，平衡向正反應方向移動,，反應物的轉(zhuǎn)化率提高,；當增大一種反應物的濃度，使平衡向正反應方向移動時,，會使另外反應物的轉(zhuǎn)化率提高,。

②移動的結(jié)果只是減弱了外界條件的變化，而不能完全抵消外界條件的變化,，達到新平衡時此物理量更靠近于改變的方向,。如增大反應物A的濃度，平衡向右移動，但達到新平衡時,，A的濃度仍比原平衡時大,；同理，若改變的是溫度,、壓強等,，其變化也相似。

4．等效平衡的判斷

化學平衡狀態(tài)的建立與條件(如濃度,、溫度,、壓強)有關，與途徑無關,。建立平衡狀態(tài)通常有4條途徑：①正向建立,；②逆向建立；③從中間某狀態(tài)建立,；④反應物分批加入,。對不同的起始狀態(tài)，通常假定反應沿某一方向進行到底,，將所得物質(zhì)的量與標準狀態(tài)進行比較,，規(guī)律如下：

(1)反應前后氣體分子數(shù)改變的可逆反應，如2SO₂(g)＋O₂(g)    2SO₃(g),，恒溫,、恒容投料相同，或恒溫,、恒壓投料成比例,，即為等效平衡。

(2)反應前后氣體分子數(shù)不變的可逆反應,，如2HI(g)     I₂(g)＋H₂(g),，恒溫、恒容,，或恒溫,、恒壓，兩種情況均是投料成比例,，即為等效平衡,。