高二化学反应原理全册知识点归纳（人教版）（可编辑）

1、高二化学反应原理全册知识点归纳（人教版） 化学反应原理全册知识点归纳第一章 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完全反应所放出或吸收的热量 2焓变 h 的意义在恒压条件下进行的化学反应的热效应1符号 h2单位kjmol 3产生原因化学键断裂吸热 化学键形成放热放出热量的化学反应 放热 吸热 h 为-或h 0吸收热量的化学反应吸热 放热h 为或h 0 常见的放热反应 所有的燃烧反应 酸碱中和反应 大多数的化合反应 金属与酸的反应 生石灰和水反应 浓硫酸稀释氢氧化钠固体溶解等 常见的吸热反应 晶体ba oh 28h2o与nh4cl 大多数的分解反应 以h2coc

2、为还原剂的氧化还原反应 铵盐溶解等二热化学方程式书写化学方程式注意要点 热化学方程式必须标出能量变化 热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态gls分别表示固态液态气态水溶液中溶质用aq表示 热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强 热化学方程式中的化学计量数可以是整数也可以是分数 各物质系数加倍h加倍反应逆向进行h改变符号数值不变三燃烧热1概念25 101 kpa时1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量燃烧热的单位用kjmol表示注意以下几点研究条件101 kpa反应程度完全燃烧产物是稳定的氧化物燃烧物的物质的量1 mol研究内容放出的热量h 0单位kjmol四中和热1

3、概念在稀溶液中酸跟碱发生中和反应而生成1mol h2o这时的反应热叫中和热2强酸与强碱的中和反应其实质是h和oh-反应其热化学方程式为h aq oh- aq h2o l h 573kjmol3弱酸或弱碱电离要吸收热量所以它们参加中和反应时的中和热小于573kjmol4中和热的测定实验五盖斯定律1内容化学反应的反应热只与反应的始态各反应物和终态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各分步反应的反应热之和与该反应一步完成的反应热是相同的第二章 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 定义用来衡量化学反应的快慢单位时间内反应物或生成物的物质的量的变化 表示

4、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 计算公式v ct平均速率c浓度变化t时间单位molls 影响因素 决定因素内因反应物的性质决定因素 条件因素外因反应所处的条件2注意1参加反应的物质为固体和液体由于压强的变化对浓度几乎无影响可以认为反应速率不变 2惰性气体对于速率的影响 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定义化学平衡状态一定条件下当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时更组成成分浓度不再改变达到表面上静止的一种平衡这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态2化学平衡的特

5、征逆研究前提是可逆反应等同一物质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恒定 变条件改变平衡发生变化 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例举反应ma g nb g pc g qd g 混合物体系中各成分的含量各物质的物质的量或各物质的物质的量的分数一定平衡各物质的质量或各物质质量分数一定平衡各气体的体积或体积分数一定平衡总体积总压力总物质的量一定不一定平衡正逆反应速率的关系在单位时间内消耗了m mola同时生成m mola即v 正 v 逆 平衡在单位时间内消耗了n molb同时消耗了p molc则v 正 v 逆 平衡v a v b v c v d mnpqv

6、 正 不一定等于v 逆 不一定平衡在单位时间内生成n molb同时消耗了q mold因均指v 逆 不一定平衡压强mnpq时总压力一定其他条件一定平衡mn pq时总压力一定其他条件一定不一定平衡混合气体平均相对分子质量mrmr一定时只有当mnpq时平衡mr一定时但mn pq时不一定平衡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不一定平衡其他如体系颜色不再变化等平衡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影响规律在其他条件不变的情况下增大反应物的浓度或减少生成物的浓度都可以使平衡向正方向移动增大生成物的浓度或减小反应物的浓度都可以使平衡向逆方向移动2增加

7、固体或纯液体的量由于浓度不变所以平衡_不移动_3在溶液中进行的反应如果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总的结果是化学平衡向反应方程式中化学计量数之和_大_的方向移动2温度对化学平衡移动的影响影响规律在其他条件不变的情况下温度升高会使化学平衡向着_吸热反应_方向移动温度降低会使化学平衡向着_放热反应_方向移动3压强对化学平衡移动的影响影响规律其他条件不变时增大压强会使平衡向着_体积缩小_方向移动减小压强会使平衡向着_体积增大_方向移动注意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

8、似4催化剂对化学平衡的影响由于使用催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程度是等同的所以平衡_不移动_但是使用催化剂可以影响可逆反应达到平衡所需的_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够减弱这种改变的方向移动三化学平衡常数一定义在一定温度下当一个反应达到化学平衡时_生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数_比值 符号_k_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_变化的浓度_不是起始浓度也不是物质的量2k只与_温度t_有关与反应物或生成物的浓度无关3反应物或生产物中有固体或纯液体存在时由于其浓度是固定不变的可以看做是1而不代

9、入公式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_进行程度_的标志k值越大说明平衡时_生成物_的浓度越大它的_正向反应_进行的程度越大即该反应进行得越_完全_反应物转化率越_高_反之则相反 一般地k _105_时该反应就进行得基本完全了2可以利用k值做标准判断正在进行的可逆反应是否平衡及不平衡时向何方进行建立平衡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_吸热_反应若温度升高k值减小则正反应为_放热_反应四等效平衡1概念在一

10、定条件下定温定容或定温定压只是起始加入情况不同的同一可逆反应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定温定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必须要保证化学计量数之比与原来相同同时必须保证平衡式左右两边同一边的物质的量与原来相同第二类对于反应前后气体分子数不变的可逆反应只要反应物的物质的量的比例与原来相同即可视为二者等效2定温定压的等效平衡只要保证可逆反应化学计量数之比相同即可视为等效平衡五化学反应进行的方向1反应熵变与反应方向1熵物质的一个状态函数用来描述体系的混乱度符号为s 单位jmol-1k-1 2 体系趋向于有序转变为无序导致体

11、系的熵增加这叫做熵增加原理也是反应方向判断的依据3同一物质在气态时熵值最大液态时次之固态时最小即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读依据为 h-ts0 反应能自发进行h-ts 0 反应达到平衡状态h-ts0 反应不能自发进行注意1h为负s为正时任何温度反应都能自发进行 2h为正s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 在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物叫电解质 非电解质 在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物 强电解质 在水溶液里全部电离成离子的电解质 弱电解质 在水溶液里只有一部分分子电离成离子

12、的电解质 2电解质与非电解质本质区别电解质离子化合物或共价化合物 非电解质共价化合物 注意电解质非电解质都是化合物 so2nh3co2等属于非电解质 强电解质不等于易溶于水的化合物如baso4不溶于水但溶于水的baso4全部电离故baso4为强电解质电解质的强弱与导电性溶解性无关3电离平衡在一定的条件下当电解质分子电离成 离子的速率 和离子结合成 时电离过程就达到了 平衡状态 这叫电离平衡4影响电离平衡的因素a温度电离一般吸热升温有利于电离b浓度浓度越大电离程度 越小 溶液稀释时电离平衡向着电离的方向移动c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 减弱 电离d其他外加试剂

13、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利于电离9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10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abab- ki a b-ab11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

14、离子积kw chcoh- 25时 h oh- 10-7 moll kw hoh- 110-14 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酸碱 抑制水的电离 kw110-14温度促进水的电离水的电离是 吸 热的易水解的盐促进水的电离 kw 110-144溶液的酸碱性和ph 1ph -lgch2ph的测定方法酸碱指示剂 甲基橙 石蕊 酚酞 变色范围甲基橙 3144橙色 石蕊5080紫色 酚酞82100浅红色ph试纸 操作 玻璃棒蘸取未知液体在试纸上然后与标准比色卡对比即可 注意事先不能用水湿润ph试纸

15、广泛ph试纸只能读取整数值或范围三 混合液的ph值计算方法公式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 h1v1h2v2v1v22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-1v1oh-2v2v1v2 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-h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 但始终不能大于或等于72弱酸溶液稀释10n倍时ph

16、稀 ph原n 但始终不能大于或等于73强碱溶液稀释10n倍时ph稀 ph原n 但始终不能小于或等于74弱碱溶液稀释10n倍时ph稀 ph原n 但始终不能小于或等于75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76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五强酸ph1强碱ph2混和计算规律1若等体积混合ph1ph2 14 则溶液显中性ph 7ph1ph215 则溶液显碱性ph ph2-03ph1ph213 则溶液显酸性ph ph1032若混合后显中性ph1ph2 14 v酸v碱 11ph1ph214 v酸v碱 11014-ph1ph2六酸碱中和滴定

17、1中和滴定的原理实质hoh h2o 即酸能提供的h和碱能提供的oh-物质的量相等2中和滴定的操作过程1仪滴定管的刻度o刻度在 上 往下刻度标数越来越大全部容积 大于 它的最大刻度值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滴定管可以读到小数点后 一位 2药品标准液待测液指示剂3准备过程准备检漏洗涤润洗装液赶气泡调液面洗涤用洗液洗检漏滴定管是否漏水用水洗用标准液洗或待测液洗装溶液排气泡调液面记数据v 始 4试验过程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碱进行分析式中n酸或碱中氢原子或氢氧根离子数c酸或碱的物质

18、的量浓度v酸或碱溶液的体积当用酸去滴定碱确定碱的浓度时则c碱 上述公式在求算浓度时很方便而在分析误差时起主要作用的是分子上的v酸的变化因为在滴定过程中c酸为标准酸其数值在理论上是不变的若稀释了虽实际值变小但体现的却是v酸的增大导致c酸偏高v碱同样也是一个定值它是用标准的量器量好后注入锥形瓶中的当在实际操作中碱液外溅其实际值减小但引起变化的却是标准酸用量的减少即v酸减小则c碱降低了对于观察中出现的误差亦同样如此综上所述当用标准酸来测定碱的浓度时c碱的误差与v酸的变化成正比即当v酸的实测值大于理论值时c碱偏高反之偏低同理用标准碱来滴定未知浓度的酸时亦然七盐类的水解只有可溶于水的盐才水解1盐类水解在

19、水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的h或oh-结合生成弱电解质的反应2水解的实质 水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的h或oh-结合破坏水的电离是平衡向右移动促进水的电离3盐类水解规律有 弱 才水解无弱不水解越弱越水解谁 强显谁性两弱都水解同强显中性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可逆与中和反应互逆 2程度小 3吸热5影响盐类水解的外界因素温度温度越 高 水解程度越大 水解吸热越热越水解浓度浓度越小水解程度越 大 越稀越水解酸碱促进或抑制盐的水解h促进 阴离子 水解而 抑制 阳离子水解oh -促进阳离子水解而抑制阴离子

20、水解6酸式盐溶液的酸碱性只电离不水解如hso4- 显 酸 性 电离程度水解程度显 酸 性 如 hso3- h2po4- 水解程度电离程度显 碱 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使得平衡向右移 2常见的双水解反应完全的为fe3al3与alo2-co32- hco3- s2- hs- so32- hso3- s2-与nh4co32- hco3- 与nh4其特点是相互水解成沉淀或气体双水解完全的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

21、用水解的应用实例原理1净水明矾净水al33h2o al oh 3 胶体 3h 2去油污用热碱水冼油污物品co32-h2o hco3-oh- 3药品的保存配制fecl3溶液时常加入少量盐酸fe33h2o fe oh 33h 配制na2co3溶液时常加入少量naohco32-h2o hco3-oh- 4制备无水盐由mgcl26h2o制无水mgcl2 在hcl气流中加热若不然则mgcl26h2o mg oh 22hcl4h2omg oh 2 mgoh2o5泡沫灭火器用al2 so4 3与nahco3溶液混合al33hco3- al oh 33co2 6比较盐溶液中离子浓度的大小比较nh4cl溶液中离

22、子浓度的大小nh4h2o nh3h2oh c cl- c nh4 c h c oh - 9水解平衡常数 kh对于强碱弱酸盐kh kwka kw为该温度下水的离子积ka为该条件下该弱酸根形成的弱酸的电离平衡常数 对于强酸弱碱盐kh kwkbkw为该温度下水的离子积kb为该条件下该弱碱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电荷守恒任何溶液均显电 中 性各阳离子浓度

23、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 001g的电解质称难溶电解质2反应后离子浓度降至110-5以下的反应为完全反应如酸碱中和时h降至10-7moll 10-5moll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10-5moll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caso4ca oh 2ag2so4 5溶解平衡

24、常为吸热但ca oh 2为放热升温其溶解度减少 6溶解平衡存在的前提是必须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越小即沉淀越难溶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加mgo除去mgcl2溶液中fecl3 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酸碱氧化还原 沉淀转化 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 如agno3 agcl 白色沉淀 agbr

25、淡黄色 agi 黄色 ag2s黑色6溶度积ksp1定义在一定条件下难溶电解质电解质溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉淀的速率溶液中各离子的浓度保持不变的状态comcomcomm2表达式ambn s man aq nbm- aq ksp c an m c bm- n3影响因素外因浓度加水平衡向溶解方向移动温度升温多数平衡向溶解方向移动4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 电化学基础第一节 原电池原电池 1概念 化学能转化为电能的装置叫做原电池_ 2组成条件两个活泼性不同的电极 电解质溶液 电极用导线相连并插入电解液构成闭合回路3电子流向外电

26、路 负 极导线 正 极 内电路盐桥中 阴 离子移向负极的电解质溶液盐桥中 阳 离子移向正极的电解质溶液 4电极反应以锌铜原电池为例负极 氧化 反应 zn2ezn2 较活泼金属正极 还原 反应 2h2eh2 较不活泼金属总反应式 zn2h zn2h2 5正负极的判断 1从电极材料一般较活泼金属为负极或金属为负极非金属为正极2从电子的流动方向 负极流入正极 3从电流方向 正极流入负极 4根据电解质溶液内离子的移动方向 阳离子流向正极阴离子流向负极 5根据实验现象_溶解的一极为负极_ 增重或有气泡一极为正极 第二节 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

27、的装置3化学电池的分类 一次电池 二次电池 燃料电池 一一次电池 1常见一次电池碱性锌锰电池锌银电池锂电池等二二次电池 1二次电池放电后可以再充电使活性物质获得再生可以多次重复使用又叫充电电池或蓄电池2电极反应铅蓄电池 放电负极铅 pb2e pbso4pbo24h2e pbso42h2o 充电阴极 pbso42h2o2e pbo24h阳极 pbso42e pb 两式可以写成一个可逆反应 pbo2pb2h2so4 2pbso42h2o 3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三燃料电池 1燃料电池 是使燃料与氧化剂反应直接产生电流的一种原电池 2电极反应一般燃料

28、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当电解质溶液呈酸性时 负极e 4h 正极 e 4h 2h2o当电解质溶液呈碱性时 负极e 4h2o 正极2h2o4 e 4oh 另一种燃料电池是用金属铂片插入koh溶液作电极又在两极上分别通甲烷燃料和氧气氧化剂电极反应式为负极ch410oh8e 7h2o正极4h2o2o28e 8oh电池总反应式为ch42o22kohk2co33h2o3燃料电池的优点能量转换率高废弃物少运行噪音低四废弃电池的处理回收利用第三节 电解池一电解原理1电解池

29、 把电能转化为化学能的装置 也叫电解槽 2电解电流 外加直流电 被动的不是自发的 的过程cucl2溶液的电极反应阳极 2cl- -2e- cl2 氧化 阴极cu22e- cu 还原 cucl2 cucl2 7电解本质电解质溶液的导电过程就是电解质溶液的电解过程规律总结电解反应离子方程式书写放电顺序阳离子放电顺序ag hg2 fe3 cu2 h指酸电离的 pb2 sn2 fe2 zn2 al3 mg2 na ca2 k 阴离子的放电顺序 是惰性电极时s2- i- br- cl- oh- no3- so42- 等含氧酸根离子 f-so32-mno4- oh- 是活性电极时电极本身溶解放电注意先要看

30、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fecu 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 电解质水溶液点解产物的规律类型电极反应特点实例电解对象电解质浓度ph电解质溶液复原分解电解质型电解质电离出的阴阳离子分别在两极放电hcl电解质减小 增大hcl cucl2-cucl2放h2生成碱型阴极水放h2生碱阳极电解质阴离子放电nacl电解质和水生成新电解质增大hcl放氧生酸型阴极电解质阳离子放电阳极水放o2生酸cuso4电解质和水生成新电解质减小氧化铜电解水型阴极4h 4e- 2h2 阳极4oh- - 4e-

31、 o2 2h2onaoh 水 增大增大水h2so4减小na2so4不变上述四种类型电解质分类1电解水型含氧酸强碱活泼金属含氧酸盐2电解电解质型无氧酸不活泼金属的无氧酸盐氟化物除外3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盐 二电解原理的应用 1电解饱和食盐水以制造烧碱氯气和氢气1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2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入溶液 m ne m n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金属表面m n ne m电解质溶液含有镀层金属离子的溶液做电镀液镀铜反应原理 阳极 纯铜 cu-2e- cu

32、2阴极 镀件 cu22e- cu 电解液可溶性铜盐溶液如cuso4溶液 3电镀应用之一铜的精炼 阳极粗铜阴极 纯铜电解质溶液 硫酸铜 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钙铝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2na 2e 2na阴极2cl 2e cl2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有活泼性不同的两个电极两极用导线互相连接成直接插入连通的电解质溶液里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生的h作用只要同时具备这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成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第四节 金属的电化学腐蚀和防护一金属的电化学腐蚀1金属腐蚀内容2金属腐蚀的本质都是金属原子