高中化学选修4知识点总结填空.doc

选修四复习学案
化学反应与原理 章节知识点梳理
第一章 化学反应与能量
一、焓变 反应热
1．反应热：一定条件下，一定物质的量的反应物之间 反应所放出或吸收的热量
2．焓变(ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应
（1）.符号： （2）.单位：
3.产生原因：化学键断裂— 热 化学键形成—— 热
放热反应 (放热 吸热) △H 为“ ”或△H 0
吸热反应 （吸热 放热）△H 为“ ”或△H 0
☆ 常见放热反应：① ② ③
④ ⑤
☆ 常见的吸热反应：① l②
③
二、热化学方程式 书写化学方程式注意要点:
①必须标出能量变化。
②必须标明聚集状态（ 分别表示固 液 气态，水溶液中溶质用 表示）
③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。
④热化学方程式中的化学计量数可以是 ，也可以是
⑤各物质系数加倍，△H ；反应逆向进行，△H
三、燃烧热
1．概念：25 ℃，101 kPa时， 。燃烧热的单位用 表示。
※注意：①研究条件：101 kPa ②反应程度：完全燃烧，产物是 。
③燃烧物的物质的量： ④内容：放出的热量。（ΔH 0，单位 ）
四、中和热
1．概念： 溶液中， 的反应热。
2．强酸与强碱的中和反应其实质是 和 反应，其热化学方程式为：
3．弱酸或弱碱 ，所以它们反应时的中和热 57.3kJ/mol。
4．中和热的测定实验
用品仪器 ：大烧杯（500ml） 、小烧杯（100ml） 、 、 量筒（50ml 2只 ）、 、 硬纸板或泡沫塑料板（有2孔）、泡沫塑料或碎纸条
盐酸（0.50mol/L）氢氧化钠溶液（0.55mol/L）
实验步骤 ：
计算公式：
误差分析
五、盖斯定律
1．内容：化学反应的反应热只与反应 （各反应物）和 （各生成物）有关，而与具体反应进行的途径无关，如果一个反应可以分几步进行，则 。
2．使用方法
3.反应热的计算
第二章 化学反应速率和化学平衡
一、化学反应速率
1. 化学反应速率（v）
⑴ 定义：衡量反应快慢，单位时间内反应物或生成物的量的变化
⑵ 表示方法：单位时间内反应浓度的减少或生成物浓度的增加来表示
⑶ 计算公式： （υ：平均速率，Δc：浓度变化）单位：
⑷ 影响因素：① 决定因素（内因）： （决定因素）
② 条件因素（外因）：反应所处的条件2.反应物浓度、气体压强、温度、催化剂对反应速率的影响
条件变化
单位体积内
分子总数
活化分子百分数
单位体积内
活化分子总数
V变化

光、电磁波、超声波、固体反应物 颗粒大小、溶剂等

※注意：（1）固体和液体，由于压强对浓度几乎无影响，反应速率不变。
（2）、惰性气体对于速率的影响
①恒温恒容时：充入惰性气体→总压增大，但是各分压不变，各物质浓度不变→反应速率不变
②恒温恒体时：充入惰性气体→体积增大→各反应物浓度减小→反应速率减慢
二、化学平衡
（一）1.定义：
2、化学平衡的特征
逆（研究前提是 反应）
等（ 的正逆反应速率相等）
动（动态平衡）
定（各物质的浓度与质量分数 ）
变（条件改变，平衡发生变化）
例举反应
mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g)
混合物体系中
各成分的含量
①各物质的物质的量或各物质的物质的量的分数一定
平衡
②各物质的质量或各物质质量分数一定
（ ）
③各气体的体积或体积分数一定
平衡
④总体积、总压强、总物质的量一定
（ ）
正、逆反应
速率的关系
①在单位时间内消耗了m molA同时生成m molA，即V(正)=V(逆)
平衡
②在单位时间内消耗了n molB同时消耗了p molC，则V(正)=V(逆)
（ ）
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在单位时间内生成n molB，同时消耗了q molD，因均指V(逆)
不一定平衡
压强
①m+n≠p+q时，总压强一定（其他条件一定）
（ ）
②m+n=p+q时，总压强一定（其他条件一定）
（ ）
混合气体平均相对分子质量Mr
①Mr一定时，只有当m+n≠p+q时
（ ）
②Mr一定时，但m+n=p+q时
（ ）
温度
任何反应都伴随着能量变化，当体系温度一定时（其他不变）
平衡
体系的密度
密度一定
（ ）
其他
如体系颜色不再变化等
平衡
3、判断平衡的依据判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据

（二）影响化学平衡移动的因素
1、浓度对化学平衡移动的影响
(1)其他条件不变，增大反应物的浓度或减少生成物的浓度，平衡向 移动；增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，平衡向 移动。
（2）增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，所以平衡 移动
（3）溶液中的反应，如稀释溶液，反应物浓度减小，生成物浓度也减小， V正减小，V逆也减小，但是减小的程度不同，平衡向方程式中计量数之和大的方向移动。
2、温度对化学平衡移动的影响
其他条件不变，温度升高平衡向_____移动，温度降低平衡向 方向移动。
3、压强对化学平衡移动的影响
其他条件不变，增大压强，平衡向 移动；减小压强，平衡向 移动。
注意：（1）改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动
（2）气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学平衡移动规律相似
4.催化剂：由于催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程度是 的，所以平衡 。但是使用正催化剂可以 达到平衡所需的时间_。
5.勒夏特列原理（平衡移动原理）：如果改变影响平衡的条件之一（如温度，压强，浓度），平衡向着能 的方向移动。

三、化学平衡常数 （符号 ）
（一）定义：一定温度下，达到化学平衡时， _比值。
（二）使用化学平衡常数K应注意的问题：
1、表达式中各物质的浓度是 。
2、K只与 有关，与反应物或生成物的浓度无关。
3、反应物或生产物中固体或纯液体，由于其浓度是固定不变的。
4、稀溶液中进行的反应，如有水参加，水的浓度不必写在平衡关系式中。

（三）化学平衡常数K的应用:
1、化学平衡常数值的大小是可逆反应 的标志。K值越大，说明平衡时 的浓度越大，它的 进行的程度越大，即该反应进行得越完全，反应物转化率越___。反之，则相反。 一般地，K>105时，该反应就进行得基本完全了。

2、利用K值做标准，可判断正在进行的可逆反应是否平衡及建立平衡的方向。（Q：浓度积）
Q K:反应向正反应方向进行;
Q K:反应处于平衡状态 ;
Q K:反应向逆反应方向进行
3、利用K值可判断反应的热效应
若温度升高，K值增大，则正反应为 反应
若温度升高，K值减小，则正反应为 反应
＊四、等效平衡

1、概念：一定条件下（定温、定容或定温、定压），同一可逆反应经不同途径达到平衡后，任何相同组分的百分含量均相同，这样的化学平衡互称为等效平衡。
2、分类
（1）等温，等容条件下的等效平衡
第一类：对于反应前后气体分子数改变的可逆反应：
第二类：对于反应前后气体分子数不变的可逆反应：
（2）等温，等压的等效平衡：
五、化学平衡图像问题
看懂图像（面、线、点、势）--联想规律---分析判断
六、化学反应进行的方向
1、反应熵变与反应方向：
（1）熵:一个状态函数，用来描述体系的混乱度，符号为S. 单位：J•••mol-1•K-1
(2)体系趋向于有序变为无序，导致体系的熵增加，这叫做 原理，也是反应方向判断的依据。.
（3）同一物质，气态、液态、固态时熵值关系为S(g ) S(l) S(s)
2、反应方向判断依据
在温度、压强一定的条件下，化学反应的判断依据为：
ΔG=ΔH-TΔS 0 反应能自发进行
ΔH-TΔS 0 反应达到平衡状态
ΔH-TΔS 0 反应不能自发进行
注意：（1）ΔH为负，ΔS为正时，任何温度反应都能自发进行
（2）ΔH为正，ΔS为负时，任何温度反应都不能自发进行

第三章 水溶液中的离子平衡
一、弱电解质的电离
1、定义：电解质：在 中或 状态下能导电的 。
非电解质 ：
强电解质 ： 。
弱电解质： 。
下列物质中HCl、NaOH、NaCl、BaSO4 、HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、H2O 、SO3、CO2、CCl4、CH2=CH2属非电解质 的有：
属强电解质 的有： 。
属弱电解质的有：
2、电解质与非电解质本质区别：
电解质的强弱与导电性、溶解性 关。
3、电离平衡：在一定的条件下，当 时，电离过程就达到了 平衡状态 。
4、影响电离平衡的因素：
A、温度：电离一般 热，升温电离平衡向 移动。
B、浓度：浓度越大，电离程度 ；溶液稀释时，电离平衡向 移动。
C、同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会 电离。
D、其他外加试剂：加入能与弱电解质电离的某种离子反应的物质， 电离。
5、电离方程式的书写：用可逆符号 弱酸的电离要分布写（第一步为主）
6、电离常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。叫做电离平衡常数，（一般用Ka表示酸，Kb表示碱。 ）
表示方法：ABA++B- Ki=
7、影响因素：
a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。
b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。
C、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO
二、水的电离和溶液的酸碱性
1、水电离平衡：:
水的离子积：KW = ； 25℃时, ; KW = =
注意：KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定
KW不仅适用于纯水，适用于任何稀溶液（酸、碱、盐）
2、水电离特点：（1）可逆 （2）吸热 （3）极弱
3、影响水电离平衡的外界因素：
①酸、碱 ： 水的电离
②温度： 水的电离（因为水的电离是 热的）
③能水解的盐： 水的电离
4、溶液的酸碱性和pH：
（1）pH= ]
（2）pH的测定方法：
酸碱指示剂—— 甲基橙 、 石蕊 、 酚酞 。
变色范围：甲基橙 3.1~4.4（橙色） 石蕊5.0~8.0（紫色） 酚酞8.2~10.0（浅红色）
pH试纸 —操作 。
注意：①事先不能用水湿润PH试纸；
②广泛pH试纸只能读取整数值或范围
三 、混合液的pH值计算方法
1、强酸与强酸的混合：（先求[H+]混：将两种酸中的H+离子物质的量相加除以总体积，再求其它） [H+]混 =（[H+]1V1+[H+]2V2）/（V1+V2）
2、强碱与强碱的混合：（先求[OH-]混：将两种酸中的OH离子物质的量相加除以总体积，再求其它） [OH-]混＝（[OH-]1V1+[OH-]2V2）/（V1+V2） (注意 :不能直接计算[H+]混)
3、强酸与强碱的混合：（先据H+ + OH- ==H2O计算余下的H+或OH-，①H+有余，则用余下的H+数除以溶液总体积求[H+]混；OH-有余，则用余下的OH-数除以溶液总体积求[OH-]混，再求其它）
四、稀释过程溶液pH值的变化规律：
1、强酸溶液：稀释10n倍时，pH稀 pH原+ n （但始终不能 7）
2、弱酸溶液：稀释10n倍时，pH稀 pH原+n （但始终不能 7）
3、强碱溶液：稀释10n倍时，pH稀 pH原－n （但始终不能 7）
4、弱碱溶液：稀释10n倍时，pH稀 pH原－n （但始终不能 7）
5、不论任何溶液，稀释时pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液无限稀释后pH均接近7
6、稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化 ，强酸、强碱变化 。
五、酸碱中和滴定：
1、中和滴定的原理
实质：H++OH—=H2O 即酸能提供的H+和碱能提供的OH-物质的量 。
2、中和滴定的操作过程：
（1）滴定管的刻度，O刻度在 ，往下刻度标数越来越大，全部容积 它的最大刻度值。滴定时，所用溶液不得超过最低刻度，不得一次滴定使用两滴定管酸（或碱），也不得中途向滴定管中添加。
（2）药品：标准液；待测液；指示剂。
（3）准备过程：
准备：检漏、 、 、 、赶气泡、调液面。
（4）实验过程及滴定终点的判断
3、酸碱中和滴定的误差分析
误差分析：利用n酸c酸V酸=n碱c碱V碱进行分析
六、盐类的水解
1、定义： 。
2、水解的实质：水溶液中盐电离出来的弱离子跟水电离出来的H+或OH-结合,破坏水的电离，使平衡向 移动， 水的电离。
3、盐类水解规律：
①有 才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁 显谁性，同强显中性。
②多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大，碱性更强。 (如:Na2CO3 ＞NaHCO3)
4、盐类水解的特点：（1） （2） （3）
5、影响盐类水解的外界因素：
①温度：温度越 水解程度越大 （水解吸热，越热越水解）
②浓度：浓度越小，水解程度越 （越稀越水解）
③酸碱：促进或抑制盐的水解（H+促进 水解而 阳离子水解；
OH — ）
6、酸式盐溶液的酸碱性：
①只电离不水解：如HSO4- 显 酸 性
②电离程度＞水解程度，显 性 （如: HSO3- 、H2PO4-）
③水解程度＞电离程度，显 性 （如：HCO3- 、HS- 、HPO42-）
7、双水解反应：
（1）构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应。双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。
（2）常见的双水解反应完全的为：Fe3++与AlO2-、CO32-(HCO3-))；Al3+与AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)。其特点是相互水解成沉淀或气体。离子方程式配平依据是两边电荷平衡，如：2Al3+ + 3S2- + 6H2O == 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑
8、盐类水解的应用：
水解的应用
实例
原理
净水
明矾净水

△
去油污
用热碱水冼油污物品
CO32-+H2O HCO3-+OH-
药品的保存
①配制FeCl3溶液时常加入少量盐酸

②配制Na2CO3溶液时常加入少量NaOH
CO32-+H2O HCO3-+OH-
△
△
制备无水盐
由MgCl2·6H2O制无水MgCl2 在HCl气流中加热
若不然，则：
MgCl2·6H2O Mg(OH)2+2HCl+4H2O
Mg(OH)2 MgO+H2O
泡沫灭火器
用Al2(SO4)3与NaHCO3溶液混合

比较盐溶液中离子浓度的大小
比较NH4Cl溶液中离子浓度的大小
NH4++H2O NH3·H2O+H+
c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH)-
9、水解平衡常数 （Kh）
强碱弱酸盐：Kh =Kw/Ka 强酸弱碱盐：Kh =Kw/Kb （Kw为该温度下水的离子积，Ka为该条件下该弱酸电离平衡常数；Kb为该条件下该弱碱的电离平衡常数）
七．电离、水解方程式的书写原则
1、多元弱酸（多元弱酸盐）的电离（水解）的书写原则：分步书写
注意：不管是水解还是电离，都决定于第一步，第二步一般相当微弱。
2、多元弱碱（多元弱碱盐）的电离（水解）书写原则：一步书写
八、溶液中微粒浓度的大小比较
基本原则：抓住溶液中微粒浓度必须满足的三种守恒关系：
①电荷守恒：:任何溶液均显电 性，各阳离子浓度与其所带电荷数的乘积之和＝各阴离子浓度与其所带电荷数的乘积之和
②物料守恒: （即原子个数守恒或质量守恒）
某原子的总量(或总浓度)＝其以各种形式存在的所有微粒的量(或浓度)之和
③质子守恒：即水电离出的H+浓度与OH-浓度相等。
九、难溶电解质的溶解平衡
1、难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识
（1）溶解度 小于 0.01g的电解质称难溶电解质。
（2）反应后离子浓度降至 以下的离子反应为完全反应。如酸碱中和时[H+]降至10-7mol/L<10-5mol/L，故为完全反应，用“=”，常见的难溶物在水中的离子浓度均远低于10-5mol/L，故均用“=”。
（3）难溶并非不溶，任何难溶物在水中均存在溶解平衡。
（4）掌握三种微溶物质：
（5）溶解平衡常为吸热，但Ca(OH)2为放热，升温其溶解度减少。
（6）溶解平衡存在的一般前提是：存在沉淀，否则不存在平衡。

2、溶解平衡方程式的书写
注意在沉淀后用(s)标明状态，并用“ ”。如：Ag2S(s) 2Ag+(aq）+ S2-(aq)
3、沉淀生成的三种主要方式
（1）加沉淀剂法：Ksp越小，沉淀越完全；沉淀剂过量能使沉淀更完全。
（2）调pH值除某些易水解的金属阳离子：如除去MgCl2溶液中FeCl3可以
加入
（3）氧化还原沉淀法：
（4）同离子效应法
4、沉淀的溶解：
沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移动。常采用的方法有：
①酸碱； ②氧化还原； ③ 。
5、沉淀的转化：
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。
AgNO3 AgCl() AgBr（淡黄色） AgI（黄色） Ag2S（黑色）
6、溶度积（KSP）
⑴表达式：AmBn(s) mAn+(aq)+nBm-(aq)
KSP= [c(An+)]m •[c(Bm-)]n
⑵影响溶解平衡的因素：决定因素是
外因：①浓度：加水，平衡向 方向移动。
②温度：升温，多数平衡向 方向移动。
⑶、溶度积规则
QC（离子积） KSP 有沉淀析出
QC KSP 平衡状态
QC KSP 未饱和，继续溶解
第四章 电化学基础

一．原电池：
1、概念：化学能转化为电能的装置叫做原电池
2、组成条件：① ②
③
3、电子：外电路： 极——导线—— 极
内电路：盐桥中 离子移向负极的电解质溶液， 离子移向正极溶液。
4、电极反应：以锌铜原电池为例：
负极： 反应：
正极： 反应：
总反应式：

5、正、负极的判断：
（1）从电极材料：一般 为负极；或金属为负极，非金属为正极。
（2）从电子的流动方向和电流方向
（3）从发生反应
（4）根据电解质溶液内离子的移动方向
（5）根据实验现象
二． 化学电池
1、电池的分类：化学电池、太阳能电池、原子能电池
2、化学电池：借助于化学能直接转变为电能的装置
3、化学电池的分类： 一次电池 、 二次电池 、 燃料电池
一次电池
1、常见一次电池：碱性锌锰电池、锌银电池、锂电池等
二次电池 又叫充电电池
1.铅蓄电池的电极反应
放电： 负极（铅）：
正极（氧化铅）：
充电：阴极：
阳极：
放电
充电

两式可以写成一个可逆反应：PbO2＋Pb＋2H2SO4 2PbSO4↓＋2H2O

2．目前已开发出新型蓄电池：银锌电池、镉镍电池、氢镍电池、锂离子电池、聚合物锂离子电池
燃料电池
1、燃料电池：使燃料与氧化剂反应直接产生电流的一种化学电池
2、电极反应：一般燃料电池发生的电化学反应的最终产物与燃烧产物相同，可根据燃烧反应写出总的电池反应，但不注明反应的条件。，负极发生氧化反应，正极发生还原反应，不过要注意一般电解质溶液要参与电极反应。以氢氧燃料电池为例，铂为正、负极，介质分为酸性、碱性和中性。
当电解质溶液呈酸性时：
负极： 正极：
当电解质溶液呈碱性时：
负极： 正极：
甲烷燃料电池是用金属铂片插入KOH溶液作电极，在两极上分别通甲烷和氧气(。电极反应式为：
负极： ；
正极： -。
电池总反应式为：
3、燃料电池的优点：能量转换率高、废弃物少、运行噪音低
三．电解原理
1、电解池：把电能转化为化学能的装置电解槽
2、电解：直流电通过电解质溶液，在阴阳两极引起氧化还原反应的过程
3、放电：当离子到达电极时，失去或获得电子，发生氧化还原反应的过程
4、电子流向：
（电源）负极—（电解池）阴极—（离子定向运动）电解质溶液—（电解池）阳极—（电源）正极
5、电极名称及反应：
阳极：与直流电源的 相连的电极，发生 反应
阴极：与直流电源的 相连的电极，发生 反应
6、电解CuCl2溶液的电极反应：
阳极： )
阴极：
总反应式：
电解质溶液的导电过程，就是电解质溶液的电解过程

阴极（阳离子）放电顺序
Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+)>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+
阳极放电顺序
惰性电极时：S2->I->Br->Cl->OH->含氧酸根离子>F-(SO32-/MnO4->OH-)
活性电极时：电极本身溶解放电
注意先要看电极材料，是惰性电极还是活性电极，若阳极材料为活性电极（Fe、Cu)等金属，则阳极反应为电极材料失去电子，变成离子进入溶液；若为惰性材料，则根据阴阳离子的放电顺序，依据阳氧阴还的规律来书写电极反应式。
用惰性电极电解电解质溶液规律
电解类型
电解质分类
实例
电极反应特点
pH变化
溶液复原应加

四、电解原理的应用
1、电解饱和食盐水以制造烧碱、氯气和氢气
阳极： )
阴极：
总反应式：
2.电镀
（1）应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方法
（2）、电极、电解质溶液的选择：
阳极：（镀层金属） M— ne — == M n+
阴极：待镀金属（镀件）： M n+ + ne — == M
电解质溶液：含有镀层金属离子的溶液做电镀液

（3）、电镀应用之一：铜的精炼
阳极： ； 阴极： 电解质溶液：
3、电冶金
（1）、电冶金：使矿石中的 金属阳离子 获得电子，从它们的化合物中还原出来用于冶炼活泼金属，如钠、镁、铝
（2）、电解氯化钠：
通电前，氯化钠高温下熔融：NaCl == Na + + Cl—
通直流电后：阳极：
阴极：
☆规律总结：原电池、电解池、电镀池的判断规律
（1）若无外接电源，又具备组成原电池的三个条件即为原电池。
（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；当阴极为金属，阳极亦为金属且与电解质溶液中的金属离子属同种元素时，则为电镀池。
（3）若多个单池相互串联，又有外接电源时，则与电源相连接的装置为电解池或电镀池。若无外接电源时，先选较活泼金属电极为原电池的负极（电子输出极），有关装置为原电池，其余为电镀池或电解池。

☆
☆
☆
☆
☆ 原电池，电解池，电镀池的比较
类别
原电池
电解池
电镀池
定义
（装置特点）
将化学能转变成电能的装置
将电能转变成化学能的装置
应用电解原理在某些金属表面镀上一侧层其他金属
是否是自发反应

装置特 征

有电源，两级材料可同可不同

形成条件
活动性不同的两极
电解质溶液
形成闭合回路

镀层金属接电源正极，待镀金属接负极；电镀液必须含有镀层金属的离子
电极名 称
负极：较活泼金属
正极：较不活泼金属（能导电非金属）

名称同电解，但有限制条件
阳极：必须是镀层金属
阴极：镀件
电极反 应

阳极：金属电极失去电子

阴极：电镀液中阳离子得到电子
电子流 向
（）极→（）极
电源（）极→（）极
（）极→电源（）极
同电解池
带电粒子移动
阳离子向（）极移动
阴离子向（）极移动
阳离子向（）极移动
阴离子向（）极移动
同电解池
联系
在两极上都发生氧化反应和还原反应

五． 金属的电化学腐蚀和防护
1、金属的电化学腐蚀
金属腐蚀的本质：都是金属原子 电子而被氧化的过程

电化腐蚀
化学腐蚀
条件
不纯金属或合金与 接触
金属与非电解质直接接触
现象
有（ ）产生
无电流产生
本质
（ ）被氧化的过程
金属被氧化的过程
关系
化学腐蚀与电化腐蚀往往同时发生，但电化腐蚀更加普遍，危害更严重
2、电化学腐蚀的分类：
析氢腐蚀——腐蚀过程中不断有氢气放出
①条件：潮湿空气中形成的水膜,酸性较强（水膜中溶解有CO2、SO2、H2S等气体）
②电极反应：负极:
正极:
总式：
吸氧腐蚀——反应过程吸收氧气
①条件：中性或弱酸性溶液
②电极反应：负极:
正极: -
总式：

生成的 Fe(OH)2被空气中的O2氧化，生成 Fe(OH)3 ， 反应式为3

Fe(OH)3脱去一部分水就生成Fe2O3·x H2O（铁锈主要成分）
规律总结：
金属腐蚀快慢的规律：在同一电解质溶液中，金属腐蚀的快慢规律如下：
电解原理引起的腐蚀＞原电池原理引起的腐蚀＞化学腐蚀＞有防腐措施的腐蚀
防腐措施由好到坏的顺序如下：
外接电源的阴极保护法＞牺牲负极的正极保护法＞有一般防腐条件的腐蚀＞无防腐条件的腐蚀
3.金属的电化学防护
（1）、牺牲阳极的阴极保护法
原理：原电池反应中，（ ）极被腐蚀，（ ）极不变化
应用：在被保护的钢铁设备上装上若干锌块，腐蚀锌块保护钢铁设备
负极：锌块被腐蚀；正极：钢铁设备被保护

（2）、外加电流的阴极保护法
原理：通电，使钢铁设备上积累大量电子，从而防止金属被腐蚀
应用：把被保护的钢铁设备作为阴极， 作为辅助阳极，均存在于电解质溶液中，接上外加直流电源。通电后电子大量在钢铁设备上积累，抑制了钢铁失去电子的反应。
其他保护：1、改变金属结构：把金属制成防腐的合金
2、把金属与腐蚀性试剂隔开：电镀、油漆、涂油脂、表面钝化等

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