化学选修4知识点.pptx

选修选修4 知识点总结知识点总结 第一章第一章 化学反应与能量化学反应与能量 一、焓变一、焓变 反应热反应热 1反应热：一定反应热：一定条件下，一定物质的量条件下，一定物质的量的反应物之间完全反应的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量所放出或吸收的热量2焓变焓变(H)的意义：的意义：在恒压条件下进行的在恒压条件下进行的化学反应的热效应化学反应的热效应（1）符号：）符号：H （2）单位：）单位：kJ/mol 3.产生原因：产生原因：化学键断裂化学键断裂吸热吸热 化学键形成化学键形成放热放热放出热量的化学反应。放出热量的化学反应。(放热放热吸热吸热)H 为为“-”或或H 放放热）热）H 为为“+”或或H 0 常见的放热反应：常见的放热反应：所有的燃烧反所有的燃烧反应应 酸碱中和反应酸碱中和反应 大多数的化合大多数的化合反应反应 金属与酸的反应金属与酸的反应 生石灰和水反应生石灰和水反应 浓硫酸稀释、浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等氢氧化钠固体溶解等 常见的吸热反应：常见的吸热反应：晶体晶体Ba(OH)28H2O与与NH4Cl 大多数的分解反应大多数的分解反应 以以H2、CO、C为还原剂的氧化还为还原剂的氧化还原反应原反应 铵盐溶解等铵盐溶解等二、热化学方程式二、热化学方程式书写化学方程式注意书写化学方程式注意要点要点:热化学方程式必热化学方程式必须标出能量变化。须标出能量变化。热化学方程式中必须标明反热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态应物和生成物的聚集状态（g,l,s分别表示固态，液态，分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用气态，水溶液中溶质用aq表表示）示）热化学反应方程式要指明反热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。应时的温度和压强。热化学方程式中的化热化学方程式中的化学计量数可以是整数，学计量数可以是整数，也可以是分数也可以是分数各物质系数加倍，各物质系数加倍，H加倍；反应逆向进行，加倍；反应逆向进行，H改变符号，数值不改变符号，数值不变变三、燃烧热三、燃烧热1概念：概念：25，101 kPa时，时，1 mol纯物质完纯物质完全燃烧生成稳定的化合物全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。时所放出的热量。燃烧热的单位用燃烧热的单位用kJ/mol表表示。示。注意以下几点：注意以下几点：研究条件：研究条件：101 kPa 反应程度：完全燃烧，产反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。物是稳定的氧化物。燃烧物的物质的量：燃烧物的物质的量：1 mol 研究内容：放出研究内容：放出的热量。（的热量。（H105时，该反应就进时，该反应就进行得基本完全了。行得基本完全了。2、可以利用、可以利用K值做标准，判断值做标准，判断正在进行的可逆反应是否平正在进行的可逆反应是否平衡及不平衡时向何方进行建衡及不平衡时向何方进行建立平衡。（立平衡。（Q：浓度积）：浓度积）Q K:反应向正反应方向进行反应向正反应方向进行;Q=K:反应处于平衡状态反应处于平衡状态;Q K:反应向逆反应方向反应向逆反应方向进行进行3、利用、利用K值可值可判断反应的热效应判断反应的热效应若温度升高，若温度升高，K值增大，值增大，则正反应为吸热反应则正反应为吸热反应;若若温度升高，温度升高，K值减小，值减小，则正反应为放热反应则正反应为放热反应五、化学反应进行的方向五、化学反应进行的方向1、反应熵变与、反应熵变与反应方向：反应方向：（1）熵）熵:物质的一个状态函物质的一个状态函数，用来描述体系的混乱数，用来描述体系的混乱度，符号为度，符号为S.单位：单位：Jmol-1K-12、反应方向判断依据、反应方向判断依据在温度、压强一定的在温度、压强一定的条件下，化学反应的判断条件下，化学反应的判断依据为：依据为：G=H-TS注意：（注意：（1）H为负，为负，S为正时，任何温度为正时，任何温度反应都能自发进行反应都能自发进行 （2）H为正，为正，S为负时，任何温度反应为负时，任何温度反应都不能自发进行都不能自发进行 第三章第三章 水溶液中的水溶液中的 离子平衡离子平衡 一、弱电解质的电离一、弱电解质的电离 1、定义：、定义：电解质：在水溶液中或电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物熔化状态下能导电的化合物,叫电解质。叫电解质。非电解质非电解质：在水溶液中和熔化：在水溶液中和熔化状态下都不能导电的化合物。状态下都不能导电的化合物。强电解质强电解质：在水溶液里全部电离在水溶液里全部电离 成离子的电解质成离子的电解质。弱电解质：弱电解质：在水溶液里只有一部分分子在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质。电离成离子的电解质。电解质的强弱与导电性、溶解电解质的强弱与导电性、溶解性无关。性无关。2、电解质与非电解质电解质与非电解质本质区别：本质区别：电解质电解质离子化合物或离子化合物或共价化合物共价化合物 非电解质非电解质共价化合物共价化合物注意：注意：电解质、电解质、非电解质都是化合物非电解质都是化合物 SO2、NH3、CO2等属于非等属于非电解质电解质 强电解质不等于易溶于水的强电解质不等于易溶于水的化合物（如化合物（如BaSO4不溶于水，不溶于水，但溶于水的但溶于水的BaSO4全部电离，全部电离，故故BaSO4为强电解质）为强电解质）3、电离平衡：、电离平衡：在一定的条件下，在一定的条件下，当电解质分子电离成当电解质分子电离成离子离子的速率的速率和离子结合成时，和离子结合成时，电离过程就达到了电离过程就达到了平衡状平衡状态态，这叫电离平衡。，这叫电离平衡。4、影响电离平衡的因素：、影响电离平衡的因素：A、温度：电离一般吸热，、温度：电离一般吸热，升温有利于电升温有利于电离。离。B、浓度：浓度越大，电离程度、浓度：浓度越大，电离程度越小越小；溶；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。动。C、同离子效应：在弱电解质溶液里加入、同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会与弱电解质具有相同离子的电解质，会减弱减弱电离。电离。D、其他外加试剂：加入能与弱电解质的、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。利于电离。5、电离方程式的书写：电离方程式的书写：用可逆符号用可逆符号 弱酸的电离要分布写弱酸的电离要分布写（第一步为主）（第一步为主）6、电离常数：在一定条件下，弱、电离常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液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。叫做电离平度的比是一个常数。叫做电离平衡常数，（一般用衡常数，（一般用Ka表示酸，表示酸，Kb表示碱。表示碱。）表示方法：表示方法：AB=A+B-Ki=A+B-/AB7、影响因素：、影响因素：a、电离常数的大、电离常数的大小主要由物质的本性决定。小主要由物质的本性决定。b、电离常数受温度变化影响，不、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。变化不大。C、同一温度下，不同弱酸，电离、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸常数越大，其电离程度越大，酸性越强。如：性越强。如：H2SO3H3PO4HFCH3COOHH2CO3H2SHClO二、水的电离和溶液的酸碱性二、水的电离和溶液的酸碱性1、水电离平衡：、水电离平衡：:水的离子积：水的离子积：KW=cH+cOH-25时时,H+=OH-=10-7 mol/L ;KW=H+OH-=110-14注意：注意：KW只与温度有关，温度一定，只与温度有关，温度一定，则则KW值一定值一定KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐）（酸、碱、盐）2、水电离特点：（、水电离特点：（1）可逆）可逆（2）吸热）吸热（3）极弱）极弱3、影响水电离平衡的外界因素：、影响水电离平衡的外界因素：酸、碱酸、碱：抑制水的电离：抑制水的电离 KW110-14 温度：促进水的温度：促进水的电离（水的电离是电离（水的电离是吸吸热）热）易水解的盐：促进水的电离易水解的盐：促进水的电离 KW 110-144、溶液的酸碱性和、溶液的酸碱性和pH：（1）pH=-lgcH+（2）pH的测定方法：的测定方法：酸碱指示剂：酸碱指示剂：甲基橙甲基橙 、石石蕊蕊 、酚酞酚酞 。变色范围：甲基橙变色范围：甲基橙 3.14.4（橙色）石蕊（橙色）石蕊5.08.0（紫（紫色）酚酞色）酚酞8.210.0（浅红色）（浅红色）PH试纸操作：试纸操作：玻璃棒蘸取未知玻璃棒蘸取未知液体在试纸上，然后与标准液体在试纸上，然后与标准比色卡对比即可比色卡对比即可。注意：注意：事先不能用水湿润事先不能用水湿润PH试纸；试纸；广泛广泛pH试纸只能读试纸只能读取整数值或范围取整数值或范围三三、混合液的、混合液的pH值计算方法公式值计算方法公式1、强酸与强酸的混合：先求强酸与强酸的混合：先求H+混：将混：将两种酸中的两种酸中的H+离子物质的量相加除以总离子物质的量相加除以总体积，再求其它体积，再求其它 H+混混=（H+1V1+H+2V2）/（V1+V2）2、强碱与强碱的混合：先求、强碱与强碱的混合：先求OH-混：将混：将两种酸中的两种酸中的OH离子物质的量相加除以离子物质的量相加除以总体积，再求其它总体积，再求其它 OH-混（混（OH-1V1+OH-2V2）/（V1+V2）(注意注意:不能直接计算不能直接计算H+混混)3、强酸与强碱的混合：先据、强酸与强碱的混合：先据H+OH-=H2O计算余下的计算余下的H+或或OH-H+有余，则用余下的有余，则用余下的H+数数除以溶液总体积求除以溶液总体积求H+混；混；OH-有余，则用余下的有余，则用余下的OH-数除以溶液总体积求数除以溶液总体积求OH-混，混，再求其它再求其它 四、稀释过程溶液四、稀释过程溶液pH值的变化值的变化规律：规律：1、强酸溶液：稀释、强酸溶液：稀释10n倍时，倍时，pH稀稀 =pH原原+n （但始（但始终不能大于或等于终不能大于或等于7）2、弱酸溶液：稀释、弱酸溶液：稀释10n倍时，倍时，pH稀稀 pH原原+n （但始（但始终不能大于或等于终不能大于或等于7）3、强碱溶液：稀释、强碱溶液：稀释10n倍时，倍时，pH稀稀 =pH原原n （但始终不能小于或等于（但始终不能小于或等于7）4、弱碱溶液：稀释、弱碱溶液：稀释10n倍时，倍时，pH稀稀 pH原原n （但始终不能小于或等于（但始终不能小于或等于7）5、不论任何溶液，稀释时、不论任何溶液，稀释时pH均是向均是向7靠靠近（即向中性靠近）；任何溶液无限稀近（即向中性靠近）；任何溶液无限稀释后释后pH均接近均接近76、稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的、稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢，强酸、强碱变化得快变化得慢，强酸、强碱变化得快 五、强酸（五、强酸（pH1）强碱（）强碱（pH2）混和）混和计算规律计算规律1、若等体积混合、若等体积混合pH1+pH2=14 则溶液显中性则溶液显中性pH=7pH1+pH215 则溶液显碱性则溶液显碱性pH=pH2-0.3pH1+pH213 则溶液显酸性则溶液显酸性pH=pH1+0.3 2、若混合后显中性、若混合后显中性pH1+pH2=14 V酸：酸：V碱碱=1：1pH1+pH214 V酸：酸：V碱碱=1：1014-(PH1+PH2)六、酸碱中和滴定：六、酸碱中和滴定：1、中和滴定的原理、中和滴定的原理实质：实质：H+OH-=H2O 即酸即酸能提供的能提供的H+和碱能提供的和碱能提供的OH-物质的量相等。物质的量相等。2、中和滴定的操作过程：、中和滴定的操作过程：（1）滴定管的刻度，）滴定管的刻度，0刻度在刻度在 上上 ，往下刻度标数越来越大，全部，往下刻度标数越来越大，全部容积容积 大于大于 它的最大刻度值，它的最大刻度值，因为下端有一部分没有刻度。滴因为下端有一部分没有刻度。滴定时，所用溶液不得超过最低刻定时，所用溶液不得超过最低刻度，不得一次滴定使用两滴定管度，不得一次滴定使用两滴定管酸（或碱），也不得中途向滴定酸（或碱），也不得中途向滴定管中添加。滴定管可以读到小数管中添加。滴定管可以读到小数点后点后 一位一位 。(2）药品：标准液；待测液；）药品：标准液；待测液；指示剂。指示剂。（3）准备过程：）准备过程：准备：检漏、洗涤、润洗、装液、准备：检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面。（洗涤：用洗赶气泡、调液面。（洗涤：用洗液洗液洗检漏：滴定管是否漏水检漏：滴定管是否漏水用水洗用水洗用标准液洗（或待测液用标准液洗（或待测液洗）洗）装溶液装溶液排气泡排气泡调液面调液面记数据记数据V(始始)（4）试验过程）试验过程3、酸碱中和滴定的、酸碱中和滴定的误差分析误差分析原理：原理：C(酸）酸）V(酸）酸）n(酸酸)=C(碱）碱）V(碱）碱）n(碱）碱）具体内容见具体内容见立体设计立体设计P（45）（互动探究）（互动探究）七、盐类的水解（只有可溶于水的盐七、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）才水解）1、盐类水解：在水溶液中盐电离出、盐类水解：在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的来的离子跟水电离出来的H+或或OH-结合生成弱电解质的反应。结合生成弱电解质的反应。2、水解的实质：水溶液中盐电离出、水解的实质：水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的来的离子跟水电离出来的H+或或OH-结合结合,破坏水的电离，是平衡向右移破坏水的电离，是平衡向右移动，促进水的电离。动，促进水的电离。3、盐类水解规律：、盐类水解规律：有有 弱弱 才水解，无弱不水解，才水解，无弱不水解，越弱越水解；越弱越水解；谁谁 强强显谁性，两弱都水解，显谁性，两弱都水解，同强显中性。同强显中性。多元弱酸根，浓度相同时正多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大，酸根比酸式酸根水解程度大，碱性更强。碱性更强。(如如:Na2CO3 NaHCO3)4、盐类水解的、盐类水解的特点：特点：（1）可逆（与中和反应）可逆（与中和反应 互逆）互逆）（2）程度小）程度小（3）吸热）吸热 5、影响盐类水解的外界因素：、影响盐类水解的外界因素：温度：温度越温度：温度越 高高 水解程度越大水解程度越大（水解吸热，越热越水解）（水解吸热，越热越水解）浓度：浓度越小，水解程度越浓度：浓度越小，水解程度越 大大 （越稀越水解）（越稀越水解）酸碱：促进或抑制盐的水解酸碱：促进或抑制盐的水解（H+促进促进 阴离子阴离子 水解而水解而 抑制抑制 阳阳离子水解；离子水解；OH-促进阳离子水解而促进阳离子水解而抑制阴离子水解）抑制阴离子水解）6、酸式盐溶液的酸碱性：、酸式盐溶液的酸碱性：只电离不水解：只电离不水解：如如HSO4-显显酸酸性性 电离程度水解程度，显电离程度水解程度，显酸酸性性 （如（如:HSO3-、H2PO4-）水解程度电离程度，显水解程度电离程度，显碱碱性性（如：（如：HCO3-、HS-、HPO42-）7、双水解反应：、双水解反应：（1）构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应。）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，有的甚双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。至水解完全。使得平衡向右移。（2）常见的双水解反应完全的为：）常见的双水解反应完全的为：Fe3+、Al3+与与AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；S2-与与NH4+；CO32-(HCO3-)与与NH4+其特点是相互水解成沉淀或其特点是相互水解成沉淀或气体。气体。双水解完全的离子方程式配平依据是两边电荷平双水解完全的离子方程式配平依据是两边电荷平衡，如：衡，如：2Al3+3S2-+6H2O=2Al(OH)3+3H2S8、水解平衡常数、水解平衡常数（Kh）对于强碱弱酸盐：对于强碱弱酸盐：Kh=Kw/Ka(Kw为该温度下水的为该温度下水的离子积，离子积，Ka为该条件下该弱酸为该条件下该弱酸根形成的弱酸的电离平衡常数根形成的弱酸的电离平衡常数)对于强酸弱碱盐：对于强酸弱碱盐：Kh=Kw/Kb（Kw为该温度下水的为该温度下水的离子积，离子积，Kb为该条件下该弱碱为该条件下该弱碱根形成的弱碱的电离平衡常数）根形成的弱碱的电离平衡常数）电离、水解方程式的书写原则电离、水解方程式的书写原则1、多元弱酸（多元弱酸盐）的电、多元弱酸（多元弱酸盐）的电离（水解）的书写原则：分步书离（水解）的书写原则：分步书写写 注意：不管是水解还是电离，注意：不管是水解还是电离，都决定于第一步，第二步一般相都决定于第一步，第二步一般相当微弱。当微弱。2、多元弱碱（多元弱碱盐）的电、多元弱碱（多元弱碱盐）的电离（水解）书写原则：一步书写离（水解）书写原则：一步书写 八、溶液中微粒浓度的大小比较八、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基本原则：抓住溶液中微粒浓度必须满足的三种守恒关系：满足的三种守恒关系：电荷守恒：电荷守恒：:任何溶液均显电任何溶液均显电中中性，各阳性，各阳离子浓度与其所带电荷数的乘积之和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各阴离子浓度与其所带电荷数的乘积之和和物料守恒物料守恒:（即原子个数守恒或质量守恒）（即原子个数守恒或质量守恒）某原子的总量某原子的总量(或总浓度或总浓度)其以各种形式其以各种形式存在的所有微粒的量存在的所有微粒的量(或浓度或浓度)之和之和质子守恒：即水电离出的质子守恒：即水电离出的H+浓度与浓度与OH-浓度相等。浓度相等。九、难溶电解质的溶解平衡九、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、难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识（1）溶解度）溶解度 小于小于 0.01g的电解质称难的电解质称难溶电解质。溶电解质。（2）反应后离子浓度降至）反应后离子浓度降至110-5以下的以下的反应为完全反应。如酸碱中和时反应为完全反应。如酸碱中和时H+降降至至10-7mol/LHg2+Fe3+Cu2+H+（指酸电离（指酸电离的的)Pb2+Sn2+Fe2+Zn2+Al3+Mg2+Na+Ca2+K+阴离子的放电顺序阴离子的放电顺序 阴离子的放电顺序阴离子的放电顺序 是惰性电极时：是惰性电极时：S2-I-Br-Cl-OH-NO3-SO42-(等含氧酸根离子等含氧酸根离子)F-是活性电极时：电极本身溶解放电是活性电极时：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（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。阳氧阴还的规律来书写电极反应式。用惰性电极电解酸、碱、用惰性电极电解酸、碱、盐水溶液的归纳：盐水溶液的归纳：见见立体设计立体设计P(67)探探究二究二上述四种类型电解质分类：上述四种类型电解质分类：（1）电解水型：含氧酸，）电解水型：含氧酸，强碱，活泼金属含氧酸盐强碱，活泼金属含氧酸盐（2）电解电解质型：无氧酸，）电解电解质型：无氧酸，不活泼金属的无氧酸盐不活泼金属的无氧酸盐 （氟化物除外）（氟化物除外）（3）放氢生碱型：活泼金属的无氧酸盐）放氢生碱型：活泼金属的无氧酸盐（4）放氧生酸型：不活泼金属的含氧酸）放氧生酸型：不活泼金属的含氧酸 盐盐二、电解原理的应用二、电解原理的应用 1、电解饱和食盐水以制造烧碱、电解饱和食盐水以制造烧碱、氯气和氢气氯气和氢气（1）、电镀应用电解原理在某些金属表面）、电镀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：）、电极、电解质溶液的选择：阳极：镀层金属，失去电子，成为离子进阳极：镀层金属，失去电子，成为离子进入溶液入溶液 M-ne=M n+阴极：待镀金属（镀件）：溶液中的金属阴极：待镀金属（镀件）：溶液中的金属离子得到电子，成为金属原子，附着在离子得到电子，成为金属原子，附着在金属表面金属表面 M n+ne=M电解质溶液：含有镀层金属离子电解质溶液：含有镀层金属离子的溶液做电镀液的溶液做电镀液镀铜反应原理镀铜反应原理 阳极阳极(纯铜纯铜)：Cu-2e=Cu2+，阴极阴极(镀件镀件)：Cu2+2e=Cu，电解液：可溶性铜盐溶液，如电解液：可溶性铜盐溶液，如CuSO4溶液溶液（3）、）、电镀应用之一：电镀应用之一：铜的精炼铜的精炼 阳极：阳极：粗铜粗铜；阴极：阴极：纯铜；纯铜；电解质溶液：电解质溶液：硫酸铜硫酸铜 3、电冶金、电冶金（1）、电冶金：使矿石中的）、电冶金：使矿石中的 金属阳离子金属阳离子 获得电子，从它们的化合物中还原出来获得电子，从它们的化合物中还原出来用于冶炼活泼金属，如钠、镁、钙、铝用于冶炼活泼金属，如钠、镁、钙、铝（2）、电解氯化钠：）、电解氯化钠：通电前，氯化钠高温下熔融：通电前，氯化钠高温下熔融：NaCl=Na+Cl-通直流电后：阳极：通直流电后：阳极：2Na+2e=2Na阴极：阴极：2Cl-2e=Cl2规律总结：原电池、电解池、电镀池规律总结：原电池、电解池、电镀池的判断规律的判断规律（1）若无外接电源，又具备组成原）若无外接电源，又具备组成原电池的三个条件即为原电池电池的三个条件即为原电池A、有活泼性不同的两个电极；有活泼性不同的两个电极；B、两极用导线互相连接成直接插入、两极用导线互相连接成直接插入连通的电解质溶液里；连通的电解质溶液里；C、较活泼金属与电解质溶液能发生、较活泼金属与电解质溶液能发生氧化还原反应（有时是与水电离产氧化还原反应（有时是与水电离产生的生的H+作用）。作用）。（2）若有外接电源，两极插入电解质溶液）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，则为电镀中的金属离子属同种元素时，则为电镀池。池。（3）若多个单池相互串联，又有外接电源）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成时，则与电源相连接的装置为电解池成电镀池。若无外接电源时，先选较活泼电镀池。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）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，有关装置为原电池，其余为电镀池或电解池。电解池。原电池，电解池，原电池，电解池，电镀池的比较电镀池的比较 见见立体设计立体设计 P(74)专题一专题一（四）：（四）：金属的电化学腐蚀和防护金属的电化学腐蚀和防护一、金属的电化学腐蚀一、金属的电化学腐蚀（1）金属腐蚀内容）金属腐蚀内容 立体设计立体设计P(71)探究一探究一