专题06 化学能与热能 电化学-【口袋书】2021年高考化学考前回归教材必背知识手册

这是一份专题06 化学能与热能 电化学-【口袋书】2021年高考化学考前回归教材必背知识手册，共1页。主要包含了化学能与热能，电化学，金属的腐蚀与防护，电化学中的离子交换膜，方法规律总结，化学能与热能 电化学解题步骤等内容，欢迎下载使用。

一、化学能与热能
（一）焓变、热化学方程式
1.反应热(焓变)
(1)概念：在恒压条件下进行的反应的热效应。
符号：ΔH。
单位：kJ·ml－1或kJ/ml。
(2)表示方法
吸热反应：ΔH>0；放热反应：ΔH<0。
(3)对于反应热和焓变的理解，应抓住概念的本质。一般情况下，我们研究的多为理想状态，即反应热等同于焓变，根据常见题目设置，常见的易错易误点有以下几点：
1)误认为放热反应不需加热，吸热反应必须加热。
2)混淆能量(物质的焓)与键能的关系，误认为键能越大，能量越高，其实是键能越大，物质越稳定，能量越低。
3)误认为反应条件不同时，ΔH也不同，其实并非如此。如同温同压下，H2(g)和Cl2(g)的总能量与HCl(g)的总能量的差值不受光照和点燃条件的影响，故该反应的ΔH相同。
4)误认为可逆反应的反应热与物质转化率有关，其实不是这样。如2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g) ΔH＝－197 kJ·ml－1，指2 ml SO2(g)和1 ml O2(g)完全反应生成2 ml SO3(g)时放出的热量为197 kJ。
5)燃烧热是指101 kPa时，1 ml纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物时放出的热量，并不是1 ml可燃物燃烧时放出的热量就是燃烧热。
6)中和热不是指1 ml酸与1 ml碱中和时的热效应，而是指“生成1 ml H2O(l)”的热效应。
7)化学反应的本质是旧化学键的断裂和新化学键的形成，任何化学反应都具有热效应。旧化学键的断裂和新化学键的形成是同时进行的，缺少任何一个过程都不是化学变化。
8)等量时，同一物质的能量不一 定相同，气态时最高。
2.放热反应和吸热反应的判断
(1)从反应物和生成物的总能量相对大小的角度分析，如图所示。

(2)从反应热的量化参数——键能的角度分析
(3)记住常见的放热反应和吸热反应
放热反应：①可燃物的燃烧；②酸碱中和反应；③大多数化合反应；④金属跟酸的置换反应；⑤物质的缓慢氧化等。
吸热反应：①大多数分解反应；②盐的水解；③Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl反应；④碳和水蒸气、C和CO2的反应等。
3.理解反应历程与反应热的关系
（1）无催化剂反应历程与反应热的关系
（2）催化剂改变反应历程、降低反应活化能示意图
说明：(1)E1、E2是非催化反应的正、逆反应的活化能，E′1、E′2是催化反应的正、逆反应活化能。
(2)使用催化剂降低两向反应活化能，但不影响焓变ΔH。
(3)使用催化剂改变了反应历程。
4.热化学方程式
(1)概念：表示参加反应物质的量和反应热的关系的化学方程式。
(2)意义：表明了化学反应中的物质变化和能量变化。
如：2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l) ΔH＝－571.6 kJ·ml－1
表示：2 ml氢气和1 ml氧气反应生成2 ml液态水时放出571.6 kJ的热量。
(3)书写要求
①注明反应的温度和压强(25 ℃、101 kPa下进行的反应可不注明)。
②注明反应物和生成物的状态：固态(s)、液态(l)、水溶液(aq)、气态(g)。
③热化学方程式中各物质的化学计量数只表示物质的物质的量，而不表示分子个数(或原子个数)，因此可以写成分数。
④热化学方程式中不用“↑”和“↓”。
⑤由于ΔH与反应物的物质的量有关，所以热化学方程式中物质的化学计量数必须与ΔH相对应，如果化学计量数加倍，则ΔH也要加倍。当反应向逆反应方向进行时，其反应热与正反应的反应热数值相等，符号相反。
(4)热化学方程式书写注意事项
(1)注意ΔH的符号和单位：ΔH的单位为kJ·ml－1。
(2)注意测定条件：绝大多数的反应热ΔH是在25 ℃、101 kPa下测定的，此时可不注明温度和压强。
(3)注意热化学方程式中的化学计量数：热化学方程式的化学计量数可以是整数，也可以是分数。
(4)注意物质的聚集状态：气体用“g”，液体用“1”，固体用“s”，溶液用“aq”。热化学方程式中不用“↑”和“↓”。
(5)注意ΔH的数值与符号：如果化学计量数加倍，则ΔH也要加倍。逆反应的反应热与正反应的反应热数值相等，但符号相反。
(6)对于具有同素异形体的物质，除了要注明聚集状态外，还要注明物质的名称。
如：①S(单斜，s)＋O2(g)═══SO2(g) ΔH＝－297.16 kJ·ml－1
②S(正交，s)＋O2(g)═══SO2(g) ΔH2＝－296.83 kJ·ml－1
③S(单斜，s)═══S(正交，s) ΔH3＝－0.33 kJ·ml－1
（二）、燃烧热、中和热、能源
1.燃烧热和中和热的比较
注：(1)燃烧热概念理解的三要点：外界条件是25 ℃、101 kPa；反应的可燃物是1 ml；生成物是稳定的氧化物(包括状态)，如碳元素燃烧生成的是CO2，而不是CO，氢元素燃烧生成的是液态水，而不是水蒸气。
(2)中和热概念理解三要点：反应物是强酸、强碱；溶液是稀溶液，不存在稀释过程的热效应；生成产物水是1 ml。
2.中和热的测定
(1)实验装置
（2）实验原理
在稀溶液中，强酸跟强碱发生中和反应生成1mlH2O，这时的反应热叫中和热。实验中通过酸碱中和反应，测定反应过程中所放出的热量可计算中和热。
H+（aq）+OH-（aq）=H2O（l）；△H=-。
（3）实验用品
大烧杯（500mL）、小烧杯（100mL）、温度计、2个量筒（50mL）、泡沫塑料或硬纸条、泡沫塑料板或硬纸板（中心有两个小孔）、环形玻璃搅拌棒。
盐酸、溶液。
（4）实验步骤
1）在大烧杯底部垫泡沫塑料或纸条，使放入的小烧杯杯口与大烧杯杯口相平，然后在两大小烧杯间隙填满泡沫或纸条，烧杯上用泡沫塑料作盖板，盖板孔上插入温度计和玻璃搅拌棒。
2）用量筒量取50ml HCl（aq）倒入小烧杯中并测量HCl（aq）温度，记入下表。然后把温度计上的酸用水冲洗干净。
3）用另一量筒量取50ml NaOH（aq），并用温度计测量NaOH（aq）的温度，记入下表。
4）把带有硬纸板（泡沫塑料板）的温度计、环形玻璃搅拌器放入小烧杯中，并把量筒中的NaOH（aq）一次性倒入小烧杯（注意：防止溅出）。用环形玻璃搅拌棒轻轻搅动溶液，准确读取混合溶液的最高温度。记入下表。
5）重复实验两次，取测量所得的平均值，做计算的依据。
实验数据记录：
6）根据实验数据计算中和热。
①0.5ml/L HCl（aq）和0.55ml/L NaOH（aq）因为是稀溶液，密度近似于水的密度，故
m（HCl）＝ ρHCl·VHCl ＝ 1g/ml×50ml ＝ 50g
m（NaOH）＝ ρNaOH·VNaOH ＝ 1g/ml×50ml ＝ 50g
②中和后生成溶液为稀溶液，其比热近似于水的比热C ＝ 4.18J/g·℃，由此可以计算出50mlHCl（aq）和50mlNaOH（aq）发生反应时放出的热量为：
Q=Cm△t
Q：中和反应放出的热量
M：反应混合液的质量
C：反应混合液的比热容
△t：反应后溶液温度的差值
Q放 ＝（m1＋m2）·C·(t终—t始)
Q放 ＝ 100g·4.18J/g·℃·(t终—t始)℃
即Q放 ＝ 0.418(t终—t始) KJ
③中和热为生成1mlH2O(l)时的反应热，现在生成0.025mlH2O(l)，
④所以△H＝－[0.418(t终—t始)]/0.025(KJ/ml)
（5）注意事项
①为了保证盐酸完全被氢氧化钠溶液中和，采用50mL 溶液，使碱稍稍过量。
②实验过程中一定要隔热保温，减少误差。
③必须使用稀的强酸与稀的强碱反应。
（6）思考
1）大、小烧杯放置时，为何要使两杯口相平？填碎纸条的作用是什么？对此装置，你有何更好的建议？
2）温度计上的酸为何要用水冲洗干净？冲洗后的溶液能否倒入小烧杯？为什么？
3）酸、碱混合时，为何要把量筒中的NaOH溶液一次倒入小烧杯而不能缓缓倒入？
4）实验中所用HCl和NaOH的物质的量比为何不是1∶1而是NaOH过量？若用HCl过量行吗？
5）本实验中若把50 mL 0.50 ml/L的盐酸改为50 mL 0.50 ml/L醋酸，所测结果是否会有所变化？为什么？
6）若改用100 mL 0.50 ml/L的盐酸和100 mL 0.55 ml/L的NaOH溶液，所测中和热的数值是否约为本实验结果的二倍（假定各步操作没有失误）？
答案：
1）两杯口相平，可使盖板把杯口尽量盖严，从而减少热量损失；填碎纸条的作用是为了达到保温、隔热、减少实验过程中热量损失的目的。若换用隔热、密封性能更好的装置（如保温杯）会使实验结果更准确。
2）因为该温度计还要用来测碱液的温度，若不冲洗，温度计上的酸会和碱发生中和反应而使热量散失，故要冲洗干净；冲洗后的溶液不能倒入小烧杯，若倒入，会使总溶液的质量增加，而导致实验结果误差。
3）因为本实验的关键是测反应的反应热，若动作迟缓，将会使热量损失而使误差增大。
4）为了保证0.50ml/L的盐酸完全被NaOH中和，采用0.55ml/LNaOH溶液，使碱稍稍过量。不宜使盐酸过量，原因是稀盐酸比较稳定，取50mL、0.50ml·L-1HCl，它的物质的量就是0.025ml，而NaOH溶液极易吸收空气中的CO2，如果恰好取50mL、0.50ml·L-1NaOH，就很难保证有0.025mlNaOH参与反应去中和0.025ml的HCl。
5）会有所变化。因为醋酸为弱电解质，其电离时要吸热，故将使测得结果偏小。
6）否。因中和热是指酸与碱发生中和反应生成1 ml H2O时放出的热量，其数值与反应物的量的多少无关，故所测结果应基本和本次实验结果相同（若所有操作都准确无误，且无热量损失，则二者结果相同）。
3.能源
(1)能源分类
(2)解决能源问题的措施
①提高能源的利用效率：a.改善开采、运输、加工等各个环节；b.科学控制燃烧反应，使燃料充分燃烧。
②开发新能源：开发资源丰富、可以再生、没有污染或污染很小的新能源。
（三）、盖斯定律、反应热的计算与比较
1.盖斯定律
(1)内容：对于一个化学反应，无论是一步完成还是分几步完成，其反应热是相同的。即：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)意义：间接计算某些反应的反应热。
(3)应用
2.利用盖斯定律计算反应热
(1)运用盖斯定律的技巧——“三调一加”
一调：根据目标热化学方程式，调整已知热化学方程式中反应物和生成物的左右位置，改写已知的热化学方程式。
二调：根据改写的热化学方程式调整相应ΔH的符号。
三调：调整中间物质的化学计量数。
一加：将调整好的热化学方程式及其ΔH相加。
(2)运用盖斯定律的三个注意事项
①热化学方程式乘以某一个数时，反应热的数值必须也乘上该数。
②热化学方程式相加减时，物质之间相加减，反应热也必须相加减。
③将一个热化学方程式颠倒时，ΔH的“＋”“－”随之改变，但数值不变。
3.反应热大小的比较
(1)看物质状态。物质的气、液、固三态转化时的能量变化如下：
(2)看ΔH的符号。比较反应热大小时不要只比较ΔH数值的大小，还要考虑其符号。
(3)看化学计量数。当反应物与生成物的状态相同时，化学计量数越大，放热反应的ΔH越小，吸热反应的ΔH越大。
(4)看反应的程度。对于可逆反应，参加反应的物质的量和状态相同时，反应的程度越大，热量变化越大。
注意：1）比较“反应热”或ΔH的大小时，必须带“＋”“－”符号，比较“燃烧热”或“中和热”时，只需比较数值大小即可。
2）参加反应的物质的量不同，则反应热的数值也会发生相应的变化，如1 ml H2完全燃烧生成液态水时放出285.8 kJ的热量，2 ml H2完全燃烧生成液态水时则放出571.6 kJ的热量。
3）对于可逆反应，如3H2(g)＋N2(g)2NH3(g) ΔH＝－92.4 kJ·ml－1，是指生成2 ml NH3时放出92.4 kJ的热量，而不是3 ml H2和1 ml N2混合，在一定条件下反应就可放出92.4 kJ的热量，实际3 ml H2和1 ml N2混合，在一定条件下反应放出的热量小于92.4 kJ，因为该反应的反应物不能完全转化为生成物。
4）同一反应中物质的聚集状态不同，反应热数值大小也不同。例如，S(g)＋O2(g)===SO2(g) ΔH1＝－Q1；S(s)＋O2(g)===SO2(g) ΔH2＝－Q2，可以理解成固态硫变成气态硫后再发生变化，而由固态到气态是需要吸收能量的，所以Q1＞Q2、ΔH1＜ΔH2。故当同一反应中只由于聚集状态不同比较反应热的大小时，反应物为固态时放出的热量少，生成物为固态时放出的热量多。
5）反应物的量相同，生成物的状态不同，反应热数值大小也不相同。如：
H2(g)＋eq \f(1,2)O2(g)===H2O(g) ΔH＝－241.8 kJ·ml－1
H2(g)＋eq \f(1,2)O2(g)===H2O(l) ΔH＝－285.8 kJ·ml－1
6）特殊反应热。书写表示燃烧热的热化学方程式时，可燃物的化学计量数为1，产物应为完全燃烧生成稳定的化合物，如C燃烧生成CO2而不是CO、H2燃烧生成的是H2O(l)而不是H2O(g)。
4.反应热常用的六种计算方法
（1）根据热化学方程式计算：计算过程中热化学方程式可以移项同时改变正负号，各项的化学计量数包括ΔH的数值可以同时扩大或缩小相同的倍数
（2）根据盖斯定律计算：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）根据燃烧热计算：可燃物完全燃烧产生的热量＝可燃物的物质的量×其燃烧热
（4）根据中和热计算：中和反应放出的热量＝n(H2O)×|ΔH|
（5）根据化学键键能计算：ΔH＝反应物的化学键断裂所吸收的能量之和－生成物的化学键形成所放出的能量之和。
（6）根据反应物和生成物的总能量计算：ΔH＝E生成物－E反应物
二、电化学
（一）、原电池的工作原理及应用
1.概念和反应本质：原电池是把化学能转化为电能的装置，其反应本质是氧化还原反应。
2.构成条件
(1)一看反应：看是否有能自发进行的氧化还原反应发生(一般是活泼性强的金属与电解质溶液反应)。
(2)二看两电极：一般是活泼性不同的两电极。
(3)三看是否形成闭合回路，形成闭合回路需三个条件：
①电解质溶液；
②两电极直接或间接接触；
③两电极插入电解质溶液中。
3.工作原理
以锌铜原电池为例
(1)反应原理
(2)盐桥的组成和作用
①盐桥中装有饱和的KCl、KNO3等溶液和琼胶制成的胶冻。
②盐桥的三个作用：a.隔绝正负极反应物，避免直接接触，导致电流不稳定；b.连接内电路，通过离子的定向移动，构成闭合回路；c.平衡电极区的电荷，使原电池不断产生电流。
4.原电池原理的应用
(1)比较金属的活动性强弱：原电池中，负极一般是活动性较强的金属，正极一般是活动性较弱的金属(或非金属)。
(2)加快化学反应速率：氧化还原反应形成原电池时，反应速率加快。
(3)用于金属的防护：将需要保护的金属制品作原电池的正极而受到保护。
(4)设计制作化学电源
①首先将氧化还原反应分成两个半反应。
②根据原电池的工作原理，结合两个半反应，选择正、负电极材料以及电解质溶液。
（二）、常见化学电源及工作原理
1.一次电池：只能使用一次，不能充电复原继续使用
（1）碱性锌锰干电池
总反应：Zn＋2MnO2＋2H2O===2MnOOH＋Zn(OH)2。
负极材料：Zn。
电极反应：Zn＋2OH－－2e－===Zn(OH)2。
正极材料：碳棒。
电极反应：2MnO2＋2H2O＋2e－===2MnOOH＋2OH－。
（2）纽扣式锌银电池
总反应：Zn＋Ag2O＋H2O===Zn(OH)2＋2Ag。
电解质是KOH。
负极材料：Zn。
电极反应：Zn＋2OH－－2e－===Zn(OH)2。
正极材料：Ag2O。
电极反应：Ag2O＋H2O＋2e－===2Ag＋2OH－。
（3）锂电池
Li－SOCl2电池可用于心脏起搏器。该电池的电极材料分别为锂和碳，电解液是LiAlCl4－SOCl2。电池的总反应可表示为8Li＋3SOCl2===6LiCl＋Li2SO3＋2S。
(1)负极材料为________，电极反应为_________________________________________。
(2)正极的电极反应为_______________________________________________________。
答案 (1)锂 8Li－8e－===8Li＋
(2)3SOCl2＋8e－===2S＋SOeq \\al(2－,3)＋6Cl－
2.二次电池：放电后能充电复原继续使用
（1）铅蓄电池总反应：Pb(s)＋PbO2(s)＋2H2SO4(aq)2PbSO4(s)＋2H2O(l)
1)放电时——原电池
负极反应：Pb(s)＋SOeq \\al(2－,4)(aq)－2e－===PbSO4(s)；
正极反应：PbO2(s)＋4H＋(aq)＋SOeq \\al(2－,4)(aq)＋2e－===PbSO4(s)＋2H2O(l)。
2)充电时——电解池
阴极反应：PbSO4(s)＋2e－===Pb(s)＋SOeq \\al(2－,4)(aq)；
阳极反应：PbSO4(s)＋2H2O(l)－2e－===PbO2(s)＋4H＋(aq)＋SOeq \\al(2－,4)(aq)。
（2）图解二次电池的充放电
（3）二次电池的充放电规律
1)充电时电极的连接：充电的目的是使电池恢复其供电能力，因此负极应与电源的负极相连以获得电子，可简记为负接负后作阴极，正接正后作阳极。
2)工作时的电极反应式：同一电极上的电极反应式，在充电与放电时，形式上恰好是相反的；同一电极周围的溶液，充电与放电时pH的变化趋势也恰好相反。
3.“高效、环境友好”的燃料电池
（1）氢氧燃料电池是目前最成熟的燃料电池，可分为酸性和碱性两种。
（2）解答燃料电池题目的思维模型
（3）解答燃料电池题目的几个关键点
1)要注意介质是什么？是电解质溶液还是熔融盐或氧化物。
2)通入负极的物质为燃料，通入正极的物质为氧气。
3)通过介质中离子的移动方向，可判断电池的正负极，同时考虑该离子参与靠近一极的电极反应。
（三）电解的原理
1.电解和电解池
(1)电解：在电流作用下，电解质在两个电极上分别发生氧化反应和还原反应的过程。
(2)电解池：电能转化为化学能的装置。
(3)电解池的构成
①有与电源相连的两个电极。
②电解质溶液(或熔融电解质)。
③形成闭合回路。
2.电解池的工作原理模型图
提醒：(1)阳离子在阴极上的放电顺序：
(2)阴离子在阳极上的放电顺序：
(3)当阳极是金属(Au、Pt除外)电极时，溶液中的离子不再放电而是金属失电子生成金属阳离子。
(4)微粒的放电顺序受温度、浓度、电压、电极材料等因素的影响。
3.电解池阴、阳极的判断
1)根据所连接的外加电源判断：与直流电源正极相连的为阳极，与直流电源负极相连的为阴极。
2)根据电子流动方向判断：电子流动方向为从电源负极流向阴极，从阳极流向电源正极。
3)根据电解池里电解质溶液中离子的移动方向判断：阳离子向阴极移动，阴离子向阳极移动。
4)根据电解池两极产物判断(一般情况下)
(1)阴极上的现象是析出金属(质量增加)或有无色气体(H2)放出。
(2)阳极上的现象是有非金属单质生成，呈气态的有Cl2、O2或电极质量减小(活性电极作阳极)。
4.用惰性电极电解电解质溶液的规律
答案 4H＋＋4e－===2H2↑ 4OH－－4e－===2H2O＋O2↑ 减小 增大 不变 水 2Cl－－2e－===Cl2↑ 增大 HCl CuCl2 H2(或H2、NaOH) Cl2 增大 HCl Ag＋＋e－===Ag O2 减小 Ag2O
注意:①阴极不管是什么材料，电极本身都不反应，一定是溶液(或熔融电解质)中的阳离子放电。②最常用、最重要的放电顺序为阳极：Cl－>OH－；阴极：Ag＋>Cu2＋>H＋。③电解水溶液时，K＋～Al3＋不可能在阴极放电，即不可能用电解水溶液的方法得到K、Ca、Na、Mg、Al等金属。
（四）电解原理的应用
1.氯碱工业
阳极反应式：2Cl－－2e－===Cl2↑(氧化反应)
阴极反应式：2H＋＋2e－===H2↑(还原反应)
总反应方程式：
2NaCl＋2H2Oeq \(=====,\s\up7(电解))2NaOH＋H2↑＋Cl2↑
2.电镀与电解精炼
3.电冶金
三、金属的腐蚀与防护
1.金属腐蚀的本质
金属原子失去电子变为金属阳离子，金属发生氧化反应。
2.金属腐蚀的类型
(1)化学腐蚀与电化学腐蚀
(2)析氢腐蚀与吸氧腐蚀
以钢铁的腐蚀为例进行分析：
3.金属的防护
(1)电化学防护
①牺牲阳极的阴极保护法——原电池原理
a.负极：比被保护金属活泼的金属；
b.正极：被保护的金属设备。
②外加电流的阴极保护法——电解原理
a.阴极：被保护的金属设备；
b.阳极：惰性金属或石墨。
(2)改变金属的内部结构，如制成合金、不锈钢等。
(3)加防护层，如在金属表面喷油漆、涂油脂、电镀、喷镀或表面钝化等方法。
4.金属腐蚀快慢的三个规律
(1)金属腐蚀类型的差异:电解原理引起的腐蚀>原电池原理引起的腐蚀>化学腐蚀>有防护腐蚀措施的腐蚀。
(2)电解质溶液的影响
①对同一金属来说，腐蚀的快慢(浓度相同的电解质溶液)：强电解质溶液>弱电解质溶液>非电解质溶液。
②对同一种电解质溶液来说，电解质浓度越大，腐蚀越快。
(3)活泼性不同的两金属，活泼性差别越大，腐蚀越快。
四、电化学中的离子交换膜
1．离子交换膜的分类
(1)阳离子交换膜，简称阳膜，只允许阳离子通过，即允许H＋和其他阳离子通过，不允许阴离子通过。
(2)阴离子交换膜，简称阴膜，只允许阴离子通过，不允许阳离子通过。
(3)质子交换膜，只允许H＋通过，不允许其他阳离子和阴离子通过。
(4)双极膜：在直流电源作用下，双极膜内中间发生水电离，H＋移向阴极，OH－移向阳极。
2．离子交换膜的作用
(1)能将两极区隔离，阻止两极区产生的物质接触，防止发生化学反应。
(2)能选择性地通过离子，起到平衡电荷、形成闭合回路的作用。
(3)借助离子交换膜进行物质分离、除杂等。
3．定量关系
外电路电子转移数＝通过隔膜的阴、阳离子带的负或正电荷数。
注意：同种交换膜，如果转移相同的电子数，离子所带电荷数不同，则迁移离子数不同。
4．离子交换膜类型的选择思路
先分析两极离子的变化eq \(――→,\s\up9(电中性))确定离子移动方向―→确定交换膜的类型
五、方法规律总结
1．原电池电极名称的判断方法
（1）根据电极材料的性质确定 金属—金属电极，活泼金属是负极，不活泼金属是正极；金属—非金属电极，金属是负极，非金属是正极；金属—化合物电极，金属是负极，化合物是正极。
（2）根据电极反应的本身确定 失电子的反应—氧化反应—负极；得电子的反应—还原反应—正极
2．原电池电极反应式书写关键
（1）明确电池的负极反应物是电极本身还是其他物质、反应产物及化合价的变化；
（2）确定电池的正极反应物是电解质溶液中的离子，还是其他物质（如溶有或通入的氧气）；
（3）判断是否存在特定的条件（如介质中的微粒H+、OH- 非放电物质参加反应），进而推断电解质溶液的酸碱性的变化；
（4）总的反应式是否满足质量守衡、得失电子守衡、电荷守衡。
3．阳极阴离子放电次序：非惰性电极>S2->I->Br->Cl->OH->高价含氧酸根离子>F-
阴极阳离子放电次序一般为：Ag+>Hg2+>Cu2+>H+>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+
当然，微粒的浓度也会影响放电的顺序，如电镀锌时，溶液中C(Zn2+)>C(H+),放电次序 Zn2+>H+。
4．原电池、电解池、电镀池判定
（1）若无外接电源，可能是原电池，然后根据原电池的形成条件判定；
（2）若有外接电源，两极插入电解质溶液中，则可能是电解池或电镀池，当阳极金属与电解质溶液中的金属离子相同则为电镀池；
（3）若为无明显外接电源的串联电路，则应利用题中信息找出能发生自发氧化还原反应的装置为原电池。
5．可充电电池的判断 放电时相当于原电池，负极发生氧化反应，正极发生还原反应；充电时相当于电解池，放电时的正极变为电解池的阳极，与外电源正极相连，负极变为阴极，与外电源负极相连。
6．电解有关计算方法：
（1）串联电路中各电极得失电子数相等,即电路中通过的电量（电子总数）相等求解。通常存在下列物质的量关系
H2~Cl2 ~ O2 ~Cu ~ 2Ag ~ 2H+ ~ 2OH-
（2）根据电极反应式或电解方程式列比例求解
六、化学能与热能 电化学解题步骤
1.解答能量变化图像题的“4关键”
(1)反应热不能取决于部分反应物能量和部分生成物能量的相对大小，即部分反应物能量和部分生成物能量的相对大小不能决定反应是吸热还是放热。
(2)注意活化能在图示(如图)中的意义。
从反应物至最高点的能量数值表示正反应的活化能，即E1；从最高点至生成物的能量数值表示逆反应的活化能，即E2。
(3)催化剂只能影响正、逆反应的活化能，而不影响反应的ΔH。
(4)设计反应热的有关计算时，要切实注意图示中反应物和生成物的物质的量。
2、解答新型化学电源的步骤
(1)判断电池类型→确认电池原理→核实电子、离子移动方向。
(2)确定电池两极→判断电子、离子移动方向→书写电极反应和电池反应。
(3)可充电电池→放电时为原电池→失去电子的为负极反应。
(4)电极反应→总反应离子方程式减去较简单一极的电极反应式→另一电极反应式。
3、“电解装置”解题流程
4、书写燃料电池电极反应式的步骤
类似于普通原电池，在书写时应注意以下几点：
（1）电极反应式作为一种特殊的离子反应方程式，也必需遵循原子守恒，得失电子守恒，电荷守恒；
（2）写电极反应时，一定要注意电解质是什么，其中的离子要和电极反应中出现的离子相对应，在碱性电解质中，电极反应式不能出现氢离子，在酸性电解质溶液中，电极反应式不能出现氢氧根离子；
（3）正负两极的电极反应式在得失电子守恒的条件下，相叠加后的电池反应必须是燃料燃烧反应和燃料产物与电解质溶液反应的叠加反应式。
图示
意义
a表示正反应的活化能；b表示逆反应的活化能。c表示该反应的反应热。
ΔH
图1：ΔH＝(a－b) kJ·ml－1＝－c kJ·ml－1，表示放热反应
图2：ΔH＝(a－b) kJ·ml－1＝c kJ·ml－1，表示吸热反应
燃烧热
中和热
相同点
能量变化
放热
ΔH及其单位
ΔH＜0，单位均为kJ·ml－1
不同点
反应物的量
1 ml
不一定为1 ml
生成物的量
不确定
生成水的量为1 ml
反应热的含义
101 kPa时，1 ml纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量
在稀溶液里，酸与碱发生中和反应生成1 ml水时所放出的热量
表示方法
燃烧热ΔH＝－a kJ·ml－1(a＞0)
强酸与强碱反应的中和热ΔH＝－57.3 kJ·ml－1
实验次数
起始温度t始/℃
终止温度
t终/℃
温度差
（t终-t始）/℃
HCl NaOH
平均值
1
2
3
转化关系
反应热间的关系
aAeq \(――→,\s\up7(ΔH1))B、Aeq \(――→,\s\up7(ΔH2))eq \f(1,a)B
ΔH1＝aΔH2
Aeq \(,\s\up7(ΔH1),\s\d5(ΔH2))B
ΔH1＝－ΔH2
ΔH＝ΔH1＋ΔH2
电极名称
负极
正极
电极材料
锌片
铜片
电极反应
Zn－2e－===Zn2＋
Cu2＋＋2e－===Cu
反应类型
氧化反应
还原反应
电子流向
由Zn片沿导线流向Cu片
盐桥中离子移向
盐桥含饱和KCl溶液，K＋移向正极，Cl－移向负极
种类
酸性
碱性
负极反应式
2H2－4e－===4H＋
2H2＋4OH－－4e－===4H2O
正极反应式
O2＋4e－＋4H＋===2H2O
O2＋2H2O＋4e－===4OH－
电池总反应式
2H2＋O2===2H2O
备注
燃料电池的电极不参与反应，有很强的催化活性，起导电作用
类型
实例
电极反应特点或反应式
电解产物
溶液pH变化
溶液复原
电解水型
含氧酸
H2SO4
溶液中的H＋和OH－分别在阴阳两极放电：
阴极：____________
阳极：____________
H2
O2
强碱
NaOH
活泼金属的含氧酸盐
KNO3
电解电解质型
无氧酸(氢氟酸除外)
HCl
电解质电离的阴阳离子分别在两极放电：
阳极：____________
H2 Cl2
不活泼金属的无氧酸盐
CuCl2
Cu Cl2
放氢生碱型
活泼金属的无氧酸盐
NaCl
阴极水电离的H＋放电，阳极电解质电离的阴离子放电
阴极：___
阳极：___
放氧生酸性
不活泼金属的含氧酸盐
AgNO3
阳极水电离的OH－放电，阴极电解质的阳离子放电
阴极：____________
Ag阳极：_____
电镀
电解精炼铜
示意图
电极反应
阳极
Cu－2e－===Cu2＋
Zn－2e－===Zn2＋，Cu－2e－===Cu2＋
阴极
Cu2＋＋2e－===Cu
Cu2＋＋2e－===Cu
电解质溶液的浓度变化
CuSO4溶液的浓度不变
CuSO4溶液的浓度变小
电解冶炼
冶炼钠
冶炼铝
电极反应
阳极：2Cl－－2e－===Cl2↑
阴极：2Na＋＋2e－===2Na
阳极：6O2－－12e－===3O2↑
阴极：4Al3＋＋12e－===4Al
总反应
2NaCl(熔融)eq \(=====,\s\up7(电解))2Na＋Cl2↑
2Al2O3(熔融)eq \(=====,\s\up7(电解))4Al＋3O2↑
类型
化学腐蚀
电化学腐蚀
条件
金属跟非金属单质直接接触
不纯金属或合金跟电解质溶液接触
现象
无电流产生
有微弱电流产生
本质
金属被氧化
较活泼金属被氧化
联系
两者往往同时发生，电化学腐蚀更普遍
类型
析氢腐蚀
吸氧腐蚀
条件
水膜酸性较强(pH≤4.3)
水膜酸性很弱或呈中性
电极反应
负极
Fe－2e－===Fe2＋
正极
2H＋＋2e－===H2↑
O2＋2H2O＋4e－===4OH－
总反应式
Fe＋2H＋===Fe2＋＋H2↑
2Fe＋O2＋2H2O===2Fe(OH)2
联系
吸氧腐蚀更普遍