必修三化学复习资料

1、 化学第一章一、吸热反应、放热反应、反应热、燃烧热、中和热等概念1、反应热：化学上规定，当化学反应在一定的温度下进行时，反应所释放或吸收的热量为该反应在此温度下的热效应。符号：用q表示q>0，表示吸热；q<0，表示放热；单位：j/mol或kj/mol2、放热反应： 即有热量放出的化学反应3、吸热反应： 即吸收热量的化学反应4、燃烧热 : （1）概念：在101kpa时，1mol物质燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量，叫做该物质的燃烧热。燃烧热的单位一般用kj/mol表示。（2）注意：燃烧热是反应热的一种形式。使用燃烧热的概念时要理解下列要点。 规定是在101 kpa压强下测出热量。书

2、中提供的燃烧热数据都是在101kpa下测定出来的。因为压强不同，反应热有所不同。 规定可燃物的物质的量为1mol（这样才有可比性）。因此，表示可燃物的燃烧热的热化学方程式中，可燃物的化学计量数为1，其他物质的化学计量数常出现分数。例如，c8h18的燃烧热为5518kj/mol，用热化学方程式表示则为 c8h18（l）+o2（g）= 8co2（g）+9h2o（l） h=5518kj/mol 规定生成物为稳定的氧化物例如c co2、h h2o(l)、s so2等。c（s）+o2（g）=co（g）h=110.5kj/molc（s）+o2（g）=co2（g）h=393.5kj/molc的燃烧热为393

3、.5kj/mol而不是110.5kj/mol。 叙述燃烧热时，用正值，在热化学方程式中用h表示时取负值。 例如，ch4的燃烧热为890.3kj/mol，而h890.3kj/mol。必须以1mol可燃物燃烧为标准。（3） 表示的意义：例如c的燃烧热为393.5kj/mol，表示在101kpa时，1molc完全燃烧放出393.5kj的热量。5、中和热（1）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）中和热的表示：h（aq）+oh（aq）=h2o（l）h=57.3kj/mol。（3）注意： 这里的稀溶液一般要求酸溶液中的c（h）1mol/l，碱溶液中的c（

4、oh）1mol/l。这是因浓酸溶液和浓碱溶液相互稀释时会放出热量。强酸与强碱的中和反应其实质是h和oh反应（即与酸、碱的种类无关），通过许多次实验测定，1molh和1moloh反应生成1molh2o时，放出热量57.3kj。其热化学方程式为 h（aq）+oh（aq）=h2o（l）h=57.3kj/mol 因此，下列中和反应的h相同，都为57.3kj/mol。 中和热是以生成1molh2o为基准，因为表示中和热的热化学方程式中，水的化学计量数为1，其酸、碱或盐的化学计量数可以为分数必须以生成1mol水为标准；中和反应对象为稀溶液；强酸与强碱中和时生成1mol h2o均放热57.3kj，弱酸或弱碱

5、电离要吸收热量，所以它们参加中和反应时的中和热小于57.3kj/mol。6、中和热的测定（1）主要仪器：大烧杯（500ml）、温度计、量筒（50ml）两个、泡沫塑料或纸条、泡沫塑料板或硬纸板（中心有两个小孔）、环形玻璃搅拌棒。（2）实验步骤：组装仪器如图6-1所示。分别量取50ml 0.50 mol/l的盐酸和50ml 0.55mol/l naoh溶液，记录起始温度t1。混合反应并准确量取混合液最高温度，记录终止温度t2。重复实验二次，取平均值。计算h=（3）可能的误差未及时测出最高温度其值偏小使用一个量筒且未洗干净其值偏小烧杯过大其值偏小二、化学反应的焓变1、焓的定义物质所具有的能量是性质，

6、符号为h。用焓变（h）来描述与反应热有关的能量变化。hh（反应产物）h（反应物）h为反应产物的总焓与反应物的总焓之差，称为化学反应的焓变。2、反应热与焓变的关系热化学研究表明，对于等压条件下进行的化学反应，如果反应中物质的能量变化只转化成热能，而没有转化为电能、光能等其他形式的能，则该反应的反应热就等于反应前华物质的焓的改变。数学表达式：qp=h，其中：qp表示在压强不变的条件下化学反应的反应热。三、热化学方程式及其书写1、概念：热化学方程式：能表示参加反应物质的量和反应热之间的关系的化学方程式。2、意义：既表明了化学反应中的物质变化，也表明了化学反应中的能量变化。注意：1.热化学方程式必须标

7、出能量变化。2.热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态，因为反应热除跟物质的量有关外，还与反应物和生成物的聚集状态有关。3.热化学方程式中加各物质的化学计量数只表示物质的量，因此可以用分数，但要注意反应热也发生相应变化。3、书写注意事项：（1）要注明反应物和生成物的聚集状态（若为同素异形体、要注明名称），因为物质呈现哪一种聚集状态，与它们所具有的能量有关，即反应物的物质相同，状态不同，h也不同。（2）要注明反应温度和压强。因为h的大小和反应的温度、压强有关，如不注明，即表示在101kpa和25°c。（3）热化学方程式中的化学计量数不表示分子个数，而是表示物质的量，故化学计量数

8、可以是整数，也可以是分数。相同物质的化学反应，当化学计量数改变时，其h也同等倍数的改变。（4）h的表示：在热化学方程式中h的“”“”一定要注明，“”代表吸热，“”代表放热。h的单位是：kj/mol或j/mol。四、焓变的计算盖斯定律及其应用1、盖斯定律的涵义：化学反应不管是一步完成还是几步完成，其反应热是相同的，也就是说，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，而与具体的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和该反应一步完成的反应热相同，这就是盖斯定律。2、盖斯定律的应用盖斯定律在科学研究中具有重要意义。因为有些反应进行的很慢，有些反应不

9、容易直接发生，有些反应的产品不纯（有副反应发生），这给测定反应热造成了困难。此时如果应用盖斯定律，就可以间接的把它们的反应热计算出来。3、反应热计算根据热化学方程式、盖斯定律和燃烧热的数据，可以计算一些反应的反应热。反应热、燃烧热的简单计算都是以它们的定义为基础的，只要掌握了它们的定义的内涵，注意单位的转化即可。热化学方程式的简单计算的依据：（1）热化学方程式中化学计量数之比等于各物质物质的量之比；还等于反应热之比。（2）热化学方程式之间可以进行加减运算。第二章一、化学反应速率1化学反应速率的概念及表示方法(1)概念：通常用单位时间里反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示(2)表达式：(3)

10、单位：mol·l1·min1或mol·l1·s1等(4)注意点：化学反应速率均取正值化学反应速率一般不用固体物质表示同一反应，选用不同物质的浓度变化表示反应速率，数值可能不同，但意义相同，各物质表示的速率之比等于该反应方程式中的化学计量数之比注意区别平均速率和即时速率2影响化学反应速率的因素(1)内因：反应物的结构、性质(2)外因：浓度：增大反应物的浓度，反应速率增大温度：升高温度，反应速率增大压强：对于有气体参加的反应，增大压强，气体物质的浓度增大，反应速率增大催化剂：使用催化剂，反应速率增大二、化学平衡(1)可逆反应：在同一条件下，既能向正反应方向进

11、行，同时又能向逆反应方向进行的反应(2)化学平衡的概念：是指在一定条件下的可逆反应里，正反应和逆反应的速率相等，反应混合物中各组分的浓度保持不变的状态(3)化学平衡的特征：逆：可逆反应等：v(正)v(逆)动：动态平衡v(正)v(逆)0定：平衡状态时反应混合物中各组分的浓度保持不变变：当浓度、温度、压强等条件改变时，化学平衡即发生移动三、化学平衡的移动及影响因素1化学平衡的移动(1)定义：可逆反应中旧化学平衡的破坏，新化学平衡的建立过程叫做化学平衡的移动(2)化学平衡移动的本质原因是v(正)v(逆)如催化剂能同等程度改变v(正)和v(逆)，所以，加入催化剂，化学平衡不发生移动2影响化学平衡的条件

12、条件的变化 平衡移动的方向 平衡移动的结果(均与改变条件时比较) 浓度 向正反应方向移动向逆反应方向移动 压强(气体) 增大减小 向缩小气体体积方向移动向增大气体体积方向移动 使气体压强减小使气体压强增大 温度 升高降低 向吸热方向移动向放热方向移动 使温度降低使温度升高 3化学平衡移动原理(即勒夏特列原理)如果改变影响平衡的一个条件(如浓度、压强或温度等)，平衡就向能够减弱这种改变的方向移动四、化学平衡常数与转化率1、化学平衡常数： 对于一般的可逆反应：ma+ n b p c + q d。其中m、n、p、q分别表示化学方程式中个反应物和生成物的化学计量数。当在一定温度下达到化学平衡时，这个反

13、应的平衡常数可以表示为： k=在一定温度下，可逆反应达到化学平衡时，生成物的浓度，反应物的浓度的关系依上述规律，其常数(用k表示)叫该反应的化学平衡常数2、化学平衡常数的意义平衡常数的大小不随反应物或生成物的改变而改变，只随温度的改变而改变。可以推断反应进行的程度。 k很大，反应进行的程度很大，转化率大k的意义k居中，典型的可逆反应，改变条件反应的方向变化。 k 很小，反应进行的程度小，转化率小3、转化率：可逆反应到达平衡时，某反应物的转化浓度(等于某反应物的起始浓度和平衡浓度的差)与该反应物的起始浓度比值的百分比。可用以表示可逆反应进行的程度。五、化学反应进行的方向 1、焓变和熵变的不同：焓

14、变(h)指的是内能的变化值，常以热的形式表现出来。熵变(s)指的是体系的混乱程度。 s(g)>s(l)>s(s)2、自发反应与否的判断依据h-ts<0 正反应自发反应h-ts>0 逆反应自发反应第三章一、电解质、非电解质、强电解质、弱电解质：1、分类： 2、电解质与非电解质的区别：电解质：溶于水或熔状态下能导电的化合物。两状态之一能导电就符合，离子化合物或共价化合物。非电解质：溶于水和熔状态都不导电的化合物。两状态下都不能导电，共价化合物。【说明】a、电解质、非电解质都是化合物b、so2、nh3、co2等溶于水也导电，但属于非电解质，因为导电的物质不是其本身，而是与水反

15、应的产物。c、熔融状态下能导电的化合物一定是离子化合物。3、强电解质与弱电解质的区别：根据电解质在水溶液中的电离程度分为强电解质和弱电解质。【说明】强、弱电解质的区分依据不是看该物质溶解度的大小，也不是看其水溶液导电能力的强弱，而是看溶于水的部分是否完全电离。caco3、fe(oh)3的溶解度都很小，caco3属于强电解质，而fe(oh)3属于弱电解质；ch3cooh、hcl的溶解度都很大，hcl属于强电解质，而ch3cooh 属于弱电解质。二、弱电解质(h2o)的电离平衡和溶液的酸碱性1、弱电解质的电离：弱电解质的电离过程是可逆的。弱电解质溶于水时，在水分子的作用下，弱电解质分子电离出离子，

16、而离子又可以重新结合成分子。在一定条件(如温度、浓度)下，当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，就达到了电离平衡状态。【说明】化学平衡的一种，遵循平衡移动原理。2、水的电离平衡：h2oh+ + oh- 电离特点：可逆、动态、吸热、极弱。水的离子积：kw = c(h+)·c(oh-)，25时，纯水中c(h+)=c(oh-) =10-7 mol/l，kw = c(h+)·c(oh-) = 10-14【说明】kw只与温度有关，温度一定，则kw值一定；不仅适用于纯水，也适用稀的电解质溶液。影响水电离平衡的外界因素：外加酸、碱 ：抑制水的电离(ph之和为14的

17、酸和碱的水溶液中水的电离被同等的抑制)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(ph之和为14两种水解盐溶液中水的电离被同等的促进)3、溶液的酸碱性和ph：溶液的酸碱性：在酸溶液中或碱溶液中能够同时存在h+和oh-，溶液的酸碱性取决于h+和oh-浓度的相对大小。常温下：中性溶液：c(h+)=c(oh-)=1×10-7mol/l酸性溶液：c(h+)> c(oh-), c(h+)>1×10-7mol/l，c(oh-)<1×10-7mol/l碱性溶液：c(h+)< c(oh-), c(h+)<1×10-7mo

18、l/l ，c(oh-)>1×10-7mol/l。ph：h+浓度的负对数，用于表示浓度在1mol/l以下溶液的酸碱性强弱。 ph= -lgc(h+)常温下：中性溶液，c(h+)=c(oh-)=1×10-7mol/lph=7酸性溶液，c(h+)> c(oh-) ph<7碱性溶液，c(h+)< c(oh-) ph>7【说明】a、溶液的酸性越强，其ph越小；溶液的碱性越强，其ph越大。b、酸性溶液不一定是酸溶液，可能是强酸弱碱盐溶液；c、碱性溶液不一定是碱溶液，可能是强碱弱酸盐溶液。d、ph7的溶液不一定是酸性溶液(如100时ph=6 溶液显中性)；p

19、h的测定方法：酸碱指示剂甲基橙、石蕊、酚酞ph试纸 最简单的方法。 操作：将一小块ph试纸放在洁净的玻璃片上，用玻璃棒蘸取未知液点试纸中部，然后与标准比色卡比较读数即可。注意：不能用水湿润ph试纸；只能读取整数。常用酸碱指示剂及其变色范围：指示剂变色范围的ph石蕊5红色58紫色8蓝色甲基橙3.1红色3.14.4橙色4.4黄色酚酞8.2无色8.210浅红10红色4、酸碱中和滴定定义：利用中和反应，用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的实验方法。酸碱中和反应原理：c(h+)v(酸)=c(oh-)v(碱)实验用品：ph计、酸式滴定管、碱式滴定管、烧杯、锥形瓶、铁架台、滴定管夹、药品操作步

20、骤：数据处理：误差分析：三、溶液ph的计算1、稀释过程溶液ph值的变化强酸溶液：稀释10n倍时，稀释后的ph=原来的ph + n 弱酸溶液：稀释10n倍时，稀释后的ph原来的ph +n强碱溶液：稀释10n倍时，稀释后的ph =原来的ph -n弱碱溶液：稀释10n倍时，稀释后的ph原来的ph -n注意：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ph7。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。2、混合溶液ph值的计算强酸与强酸混合：先求混合后的h+浓度，将两种酸中的h+的物质的量相加除以总体积，再求ph。c(h+)混 =(c(h+)1v1+

21、c(h+)2v2)/(v1+v2)强碱与强碱混合：先求混合后oh-浓度，将两种碱中的oh的物质的量相加除以总体积，再求ph。c(oh-)混(c(oh-)1v1+c(oh-)2v2)/(v1+v2) 强酸与强碱混合：先根据h+ + oh- =h2o判断h+或oh-哪个过量。若h+过量，用过量的h+的物质的量除以溶液总体积，求混合后的h+的浓度，再求ph；若oh-过量，用过量的oh-的物质的量除以溶液总体积，求混合后oh-的浓度，再求ph。【说明】酸酸混合、碱碱混合时，如果两者浓度相差100倍或100倍以上(或ph相差2或2以上)，浓度小的忽略不计。四、盐类的水解：1、盐类水解规律：有弱才水解，无

22、弱不水解，越弱越水解；谁强显谁性，双弱具体定。【说明】盐ma是由酸ha与碱moh生成，酸ha和碱moh是否弱电解质，可判断盐ma是否水解；酸ha或碱moh越弱，所对应的盐水解程度越大。常见酸的酸性强弱比较：a、同主族元素最高价含氧酸的酸性递减，无氧酸的酸性递增(如酸性： hno3>h3po4；hf<hcl)b、饱和一元脂肪酸的碳原子数越少，酸性越强(如hcooh>ch3cooh)c、一些常见的弱酸的酸性强弱顺序： h2so3h3po4hfhno2hcoohch3coohh2co3h2shclohcn2、盐类水解的特点：可逆、动态、吸热、微弱。3、影响盐类水解的外界因素：温度：

23、温度越高水解程度越大 (盐的水解是吸热反应)；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水解)。4、酸式盐溶液的酸碱性：只电离不水解：如hso4- ； 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-)。5、双水解反应：构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应为双水解反应(即弱酸弱碱盐)。双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。例：nh4ac nh4ac = nh4+ + ac- nh4+ + h2onh3·

24、;h2o + h+ ac- + h2ohac + oh-两个水解反应生成的h+和oh-反应生成水而使两个水解反应的生成物浓度均减少，平衡均右移。常见的双水解反应完全的为：fe3+、al3+与alo2-、co32-(hco3-)、s2-(hs-)、so32-(hso3-)；其特点是相互水解生成沉淀或气体。双水解完全的方程式写“=”，并标“”、“”。例： al3+ + 3hco3- = al(oh)3+ 3co2 (反应前有水参加，反应后又有水生成)6、盐类水解的应用：化肥的使用(n、p、k三元素不能因发生水解而变成和，降低肥效)；泡沫灭火剂(用硫酸铝和小苏打为原料，双水解的应用)；纯碱溶液去污(

25、热的纯碱溶液去污能力较强，温度高，水解程度大)；明矾净水(al3+水解成氢氧化铝胶体，胶体具有很大的表面积，吸附水中悬浮物而聚沉)；焊接金属(氯化铵溶液因水解呈酸性，能溶解铁锈)；判断溶液酸碱性(谁强显谁性)；比较盐溶液离子浓度的大小 ；判断离子共存(双水解的离子，水解程度较大，趋于完全，产生沉淀和气体不能大量共存)；配制盐溶液(加对应的酸抑制水解)。五、电离、水解方程式的书写方法：1、多元弱酸(多元弱酸盐)的电离(水解)的书写原则：要分步书写例：h2co3的电离h2co3 h+ + hco3- ； hco3- h+ + co32-na2co3的水解：h2o+ co32- hco3- + oh

26、- h2o + hco3- h2co3+ oh- 注意：多元弱酸(多元弱酸盐)的电离(水解)，主要取决于第一步，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 例：fe(oh)3的电离 fe(oh)3 fe3+ + 3oh-fecl3的水解 fe3+ + 3h2o fe(oh)3 + 3h+六、溶液中微粒浓度的大小比较1、几种守恒关系：电荷守恒：在电解质的水溶液中，阳离子的总电荷数与阴离子的总电荷数必须相等。因为溶液总是呈电中性的。例：na2co3溶液中 c(na+)+c(h+)=c(oh-)+c(hco3-)+2c(co32-)物料守恒:一个平衡体系中，某一组

27、分的总浓度一定等于它所离解成的多种微粒的平衡浓度之和。例： na2co3溶液中 c(na+)=2 c(co32-)+2c(hco3-)+2c(h2co3)质子守恒：溶液中酸碱反应的结果，得质子后的产物得到质子的物质的量应该与失质子后的产物失去质子的物质的量相等。例： na2co3溶液中 c(h+)+c(hco3-)+2c(h2co3)=c(oh-)2、盐溶液中微粒浓度大小的比较一般可根据，不水解的水解的溶液显某性显某性对应的例：ch3coona溶液 c(na+)> c (ch3coo-)>c(oh-)>c(h+) (nh4)2so4溶液 c(nh4+) > c(so42

28、-)>c(h+)>c(oh)nahco3溶液 c(na+) > c(hco3-)>c(oh-)>c(co32-)> c(h+)3、同浓度的弱酸及其弱酸盐 、同浓度的弱碱及其弱碱盐的电离和水解强弱规律：常见的例子：等浓度的hac与naac的混合溶液：弱酸的电离其对应弱酸盐的水解，溶液呈酸性等浓度的nh3·h2o与nh4cl的混合液：弱碱的电离其对应弱碱盐的水解，溶液呈碱性等浓度的hcn与nacn的混合溶液：弱酸的电离<其对应弱酸盐的水解，溶液呈碱性七、难溶电解质的沉淀溶解平衡1、难溶电解质的溶解平衡的基础知识：难溶、微溶、易溶的区别。溶解度小于

29、0.01g的电解质称为难溶电解质；反应后离子浓度降至1×10-5mol/l以下的反应为完全反应。如酸碱恰好中和时c(h+)降至10-7mol/l<10-5mol/l，故为完全反应，常见的难溶物在水中的离子浓度均远低于10-5mol/l；难溶并非不溶，任何难溶物在水中均存在沉淀溶解平衡；常见的三种微溶物质：caso4、ca(oh)2、ag2so4；溶解平衡常为吸热，但ca(oh)2为放热，升温其溶解度减少；溶解平衡存在的前提是：必须存在沉淀，否则不存在平衡。2、沉淀溶解平衡方程式的书写：在沉淀后用(s)标明状态，并用“”。如：ag2s(s) 2ag+(aq) + s2- (aq)

30、3、沉淀生成: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；:调ph值除某些易水解的金属阳离子：常加入难溶性的mo、m(oh)2、mco3等除m2+溶液中易水解的阳离子。如加mgo除去mgcl2溶液中fecl3；:氧化还原沉淀法：加氧化剂或还原剂将要除去的离子变成沉淀而除去。4、沉淀的溶解：沉淀的溶解就是使沉淀溶解平衡正向移动。常采用的方法有：加水；加热；减少生成物(离子)的浓度。使沉淀溶解的方法一般为减少生成物的浓度，对于难溶物加水和加热对其溶解度的影响并不大。5、沉淀的转化：溶液中的沉淀反应总是向着离子浓度减少的方向进行，即溶解度大的生成溶解度小的，溶解度小

31、的生成溶解度更小的。第四章一、原电池、电解池、电镀池的比较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层其他金属的装置反应特征自发反应非自发反应非自发反应装置特征无电源，两极材料不同有电源，两极材料可同可不同有电源形成条件1、活泼性不同的两极（连接）2、电解质溶液（两极插入其中并与电极自发反应）3、形成闭合回路1、两电极连接电源2、两电极插入电解质溶液中3、形成闭合回路1、镀层金属接电源正极，待镀金属接电源负极2、电镀液必须含有镀层金属的离子电极名称（电极构成）负极：较活泼金属（电子流出的极）正极：较不活泼的金属（或能导电的

32、非金属）（电子流入的极）阳极：与电源正极相连的极阴极：与电源负极相连的极名称同电解，但有限制条件阳极：必须是镀层金属阴极：镀件电极反应负极：氧化反应，金属失电子正极：还原反应，溶液中的阴离子得电子或者氧气得电子（吸氧腐蚀）阳极：氧化反应、溶液中的阴离子失电子，或电极金属失电子阴极：还原反应，溶液中的阳离子得电子阳极：金属电极失电子阴极：电镀液中阳离子得电子电子流向负极正极电源负极阴极电源正极阳极（同电解池）溶液中带电粒子的移动阳离子向正极移动阴离子向负极移动阳离子向阴极移动阴离子向阳极移动（同电解池）二、原电池、电解池、电镀池判定规律若无外接电源，可能是原电池，然后依据原电池的形成条件分析判定

33、，主要思路是“三看”。先看电极：两极为导体且活泼性不同；再看溶液：两极插入电解质溶液中；后看回路：形成闭合回路或两极接触。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阳离子相同则为电镀池，其余情况为电解池。三、酸、碱、盐溶液电解规律（惰性电极）类型电极反应特点实例电解对象电解质浓度ph电解质溶液复原电解水型阴:2h+2e-=h2阳:4oh-4e-=o2+2h2onaoh水增大增大水h2so4水增大减小水na2so4水增大不变水电解质型电解质电离出的阴阳离子分别在两极放电hcl电解质减小增大氯化氢cucl2电解质减小 氯化铜放h2生碱型阴极：h2o放

34、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氯化氢放o2生酸型阴极：电解质阳离子放电阳极：h2o放o2生酸cuso4电解质和水生成新电解质减小氧化铜四、常见化学电池 电池负极反应正极反应总反应式一次电池普通干电池（zn、mno2、nh4cl、c）zn-2e-=zn2+2nh4+2e-=2nh3+h22nh4+zn=2nh3+h2+zn2+铝空气海水电池4al-12e-=4al3+3o2+12e-+6h2o=12oh-4al+3o2+6h2o=4al(oh)3碱性锌电池（zn|koh|mno2）zn+2oh-2e-=zn(oh)22mno2+2h2o+2e-=2mnooh+2oh-zn+2mno2+2h2o=2mnooh+zn(oh)2锌银电池（zn|koh|ag2o）zn+2oh-2e-=zno+h2oag2o+h2o+2e-=2ag+2oh-zn+a