2023年高考化学总复习高中化学《化学反应原理》考点汇总

2023年高考化学总复习高中化学《化学反应原理》考

点最全汇总

化学反应与能量

考点1：吸热反应与放热反应

1、吸热反应与放热反应的区别

比较

放热反应吸热反应

类型

定义放出热量的化学反应吸收热量的化学反应

反应物具体的总能量大于生成物反应物具有的总能量小于生成物具有

形成原因

具有的总能量的总能量

生成物分子成链时释放出的总能

与化学键强生成物分子成键时释放出的总能量小

量大于反应物分子断裂键时吸收

弱的关系于反应物分子断裂键时吸收的总能量

的总能量

表示方法△H<0△H>0

能彳

倒

1-一一k生成物y反••应-物i

『f尸乳A〃为。%"

图示H\*：；A或H<0

反应物一-…生成物

反应过程反应过程.

Ha(g)+Cl,(g)=2HC1(g)C(s)+HaO(g)==C0(g)+Ha(g)

实例

△H=-184.6kJ-mor,△H=+131.3kJ.moF,

特别注意：反应是吸热还是放热与反应的条件没有必然的联系,

而决定于反应物和生成物具有的总能量（或焰）的相对大小。

2、常见的放热反应①一切燃烧反应；②活泼金属与酸或水的反

应；③酸碱中和反应；④铝热反应；⑤大多数化合反应（但有些

化合反应是吸热反应，如：N2+02=2N0,C02+C=2C0等均为吸

热反应）o

3、常见的吸热反应①Ba（0H）2•8H20与NH4C1反应；②大多数

分解反应是吸热反应③

Hz+CuP—Cu+H;O,C+H;O（g）-CO+此等也是吸热反应；④

水解反应

考点2：反应热计算的依据

1.根据热化学方程式计算反应热与反应物各物质的物质的量

成正比。

2.根据反应物和生成物的总能量计算AH=E生成物-E反应物。

3.根据键能计算AH=反应物的键能总和-生成物的键能总和。

4.根据盖斯定律计算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，而与反应的途径无关。即如果

一个反应可以分步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应

一步完成时的反应热是相同的。

温馨提示：①盖斯定律的主要用途是用已知反应的反应热来推

知相关反应的反应热。

②热化学方程式之间的“+”“-”等数学运算，对应AH也进

行“+”等数学计算。

5.根据物质燃烧放热数值计算：Q（放）=n（可燃物）X|AH|。

化学反应速率与化学平衡

考点1：化学反应速率

1、化学反应速率的表示方法o

化学反应速率通常用单位时间内反应物浓度和生成物浓度的

变化来表示。表达式：。其常用的单位是

___________、或____________0

2、影响化学反应速率的因素1）内因（主要因素）反应物本身的

性质。

2）外因（其他条件不变，只改变一个条件）

浓度）一增大反应物浓度，反应速率加快,反之减慢。

金菊》一对于有气体参加的反应，增大压强，反应

冷》L速率加快，反之减慢。

升高温度，反应速率加快，反之减慢。

而加一使用催化剂，能改变化学反应速率，且正、

叱少逆反应速率的改变程度桓目。

反应物间的接触面积、光辐射、放射线辐射、

超声波等。

3、理论解释一一有效碰撞理论（1）活化分子、活化能、有效碰

撞①活化分子：能够发生有效碰撞的分子。

②活化能：如图图中：E1为正反应

的活化能，使用催化剂时的活化能为E3,反应热为El-E2o（注:

E2为逆反应的活化能）

③有效碰撞：活化分子之间能够引发化学反应的碰撞。

（2）活化分子、有效碰撞与反应速率的关系

考点2：化学平衡

1、化学平衡状态：一定条件（恒温、恒容或恒压）下的可逆反

应里，正反应和逆反应的速率相等,反应混合物（包括反应物

和生成物）中各组分的浓度保持不变的状态。

⑻一化学平衡是一种动态平衡

正反应速率=逆反应速率

虐）一反应物和生成物的质量

Y或浓度保持不变

向一条件改变，平衡状态可能改变,

2、化学平衡状态的特征新条件下建立新的平衡状态

3、判断化学平衡状态的依据

赎(g)+nB(g)〜----pC(g)+qD(g)

可能的情况是否达平衡

反应混合物①各组分的物质的量或各组分的摩尔分数一定达平衡

中各组分的②各组分的质量或各组分的质量分数一定达平衡

含量够组分的体积或体积分数一定达平衡

④总体积、总压强或总物质的量一定不一定达平衡

①位时间内消耗mmolA,同时生成mmolA,达平窝

②单位时间内消耗mmolA(或nmolB),同时消耗

达平衡

pnolC(或qaplD),既v歪=vs

V*”的

③（4）:v（S）.火C）:乂。）=m：n：p：q,此时v壬不一

关系不一定达平衡

定等于“

④单位时间内生成了pmolC（或qmo]D）同时消耗

不一定达平衡

了mmolA（或nmolB）,此时均指v厩

（Dm+nRp+q时，总压强一定达平衡

压强

②nrbnup+q时，总压强一定不一定达平衡

混合气体的①当m+n^p+q时，Mr一定达平衡

平均相对分

②当m+n=p+q时＞Mr一定不一定达平衡

子质量Mr

混合气体的

恒温、恒压或恒温、恒容时，密度一定不一定达平衡

击度

反应体系内有色物质的颜色一定，就是有色物质的浓度

达平衡

不交

任何化学反应都伴随着能量变化，绝热条件下反应体系

温度达平衡

的温度恒定

考点3：化学平衡的移动

V『V铲。\%中、&-定时间.V.'Qwo

平衡1不平衡平衡2

1、概念破坏旧平甸［建立新平旬」

可逆反应中旧化学平衡的破坏、新化学平衡的建立，由原平衡

状态向新化学平衡状态的转化过程，称为化学平衡的移动。

2、化学平衡移动与化学反应速率的关系（l）v正"逆：平衡向

正反应方向移动。（2）vF=v逆：反应达到平衡状态，不发生

平衡移动。（3）v正＜v逆：平衡向＜span〉逆反应方向移动。

3、影响化学平衡的因素

4、“惰性气体”对化学平衡的影响

条件影响结果备注

反应物浓度增

平衡向正反应方向移动

大

对于有固体或纯液体参与的反

反应物浓度减

平衡向逆反应方向移动应，由于固体或纯液体的浓度

少

浓度可认为是常数，因此改变固体

生成物浓度增

平衡向逆反应方向移动的量平衡不发生移动°

大

生成物浓度减

平衡向正反应方向移动

少

平衡向气体体积减少方向对于无气体参加和生成的反

压强增大

移动应），改变压强，此时固、液体

压强

平衡向气体体积增大方向的浓度未改变，平衡不发生移

压强减少

移动动,

温度升高平衡向吸热方向移动

温度

温受降低平衡向放热方向移动

可以缩短达到平衡的时间，不

催化剂对平衡无影响改变平衡混合物中各组分的百

分比组成

①恒温、恒容条件原平衡体系冬世”暨体系总压强增大-->

体系中各组分的浓度不变一一平衡不移动。

②恒温、恒压条件原平衡体系无人惰性气体.容器容积增大,各反

应气体的分压减小一~>体系中各组分的浓度同倍数减小

（等效于减压）

蚀幽型也平衡不移动

气体体积可变反应

三・二平衡向气体体积增大的方向移动

5、勒夏特列原理定义：如果改变影响平衡的一个条件（如C、

P或T等），平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。

原理适用的范围：已达平衡的体系、所有的平衡状态（如溶解

平衡、化学平衡、电离平衡、水解平衡等）和只限于改变影响

平衡的一个条件。

勒夏特列原理中“减弱这种改变”的解释：外界条件改变使

平衡发生移动的结果，是减弱对这种条件的改变，而不是抵

消这种改变，也就是说：外界因素对平衡体系的影响占主要

方面。

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的电解质。

混和物

物质r单质

'［强电解质：强酸，强裁.大多数盍

纯净物，电解质

4・

弱电解质：弱酸，弱，，极少数恚

化合物

V

b

非电解质：非金属氧化物，大部分有机物

2、电解质与非电解质本质区别：电解质——离子化合物或共

价化合物非电解质一一共价化合物注意：①电解质、非电解

质都是化合物②SO2、阳3、COZ等属于非电解质③强电解质不

等于易溶于水的化合物（如BaS（\不溶于水，但溶于水的BaSO4

全部电离，故BaS04为强电解质）一一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：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。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。）0表示方法：

ABAUB-Ki=[A+][B]/[AB]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：

H2S03>H3P04>HF>CH3C00H>H2C03>H2S>HC10

二、水的电离和溶液的酸碱性

H2o——

1、水电离平衡：

+

水的离子积：Kw=c[H]・c[O!T]25c时，出口=[03]

7+

=10mol/L;Kw=[H]・[OH]=1*10”

注意：Kw只与温度有关，温度一定，则Kw值一定L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：①酸、碱：抑制水的电离小

〈I*1。-"②温度：促进水的电离（水的电离是吸热的）③易

水解的盐：促进水的电离Kw〉1*10"

4、溶液的酸碱性和pH：（1）pH=-lgc［H+］（2）pH的测定方

法：酸碱指示剂一一甲基橙、石蕊、酚儆。变色范围：甲

基橙3.1〜4.4（橙色）石蕊5.0〜8.0（紫色）酚酬8.2〜10.0

（浅红色）pH试纸一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：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值计算方法公式

1、强酸与强酸的混合：（先求［H］混：将两种酸中的丁离子

物质的量相加除以总体积，再求其它）［H］混=（［H+］Ni+［H+］2V2）

/（V1+V2）

2、强碱与强碱的混合：（先求［0中］混：将两种酸中的0H离

子物质的量相加除以总体积，再求其它）［0斤］混=

-

（［OH］1V1+［0H-］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"0甲==%0计算余下的IT或

0H\①M有余，则用余下的数除以溶液总体积求［T］混；0田

有余，则用余下的0F数除以溶液总体积求［OF］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1（T倍时，pH稀=pH原+n（但始终不能大

于或等于7）2、弱酸溶液：稀释10。倍时，pH稀〈pH原+n（但

始终不能大于或等于7）3、强碱溶液：稀释10。倍时，pH稀=pH

原一n（但始终不能小于或等于7）4、弱碱溶液：稀释IO”

倍时，pH稀〉pH原一n（但始终不能小于或等于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（pHl）强碱（pH2）混和计算规律w1、

若等体积混合pHl+pH2=14则溶液显中性pH=7pHl+pH2^15

则溶液显碱性pH=pH2-0.3pHl+pH2^13则溶液显酸性

pH=pHl+O.32、若混合后显中性pHl+pH2=14V酸：V碱=1：

lpHl+pH2Wl4V酸：V碱=1：Qiia”

六、酸碱中和滴定：

+

1、中和滴定的原理实质：H+0H-=H20即酸能提供的H+和碱能

提供的0斤物质的量相等。2、中和滴定的操作过程：（1）仪

②滴定管的刻度，。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。②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：用洗液洗一检漏：滴定管是否漏水一用水洗

一用标准液洗（或待测液洗）一装溶液一排气泡一调液面一记

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〃酸c酸-酸二〃碱c碱/碱进行分析式中：n一一酸

或碱中氢原子或氢氧根离子数；c一一酸或碱的物质的量浓度；

酸或碱溶液的体积。当用酸去滴定碱确定碱的浓度时,

nc-V

则：。碱=小厂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，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；/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/酸减小，则。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，

。碱的误差与，酸的变化成正比，即当，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：在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的

H+或0田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

M或0田结合，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：①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。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：Na2c

>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：①温度：温度越高水解程度

越大（水解吸热，越热越水解）②浓度：浓度越小，水解程度

越大（越稀越水解）③酸碱：促进或抑制盐的水解（丁促进

阴离子水解而抑制阳离子水解；0万促进阳离子水解而抑制

阴离子水解）

6、酸式盐溶液的酸碱性：①只电离不水解：如HSOJ显酸性

②电离程度〉水解程度，显酸性（如：HS（V、H2POJ）③水

2-

解程度＞电离程度，显碱性（如：HCO3\HS\HPO4）

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：Fe3\Al3+

22--2

与AlCV、C03（HC03S（HS）＞S03（HS03）；S?-与NH/；

CCVYHCOJ）与NH/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：2A13++3S2-+

6H20==2A1（OH）3I+3H2St

8、盐类水解的应用:

水解的应用实例原理

3+

1、净水明矶净水A1+3H2O-Al(OH)3(胶体)+31

2

用热碱水冼油污物品C03+H20-HCO3+0H"

2、去油污

3++

①配制FeCL溶液时常Fe+3H20-Fe(OH)3+3H

3、药品的保存加入少量盐酸

②配制Na2c溶液时常

2

CO3+H20-HCO3+OH'

加入少量NaOH

若不然，贝！J：MgCl2.6H20=A=Mg(0

由MgCl2«6H20制无水M

H)2+2HCl+4H20Mg(0H)2=A=MgO+H2

4、制备无水盐gCb在HC1气流中加热

0

用A12（S（h）3与NaHCO3

3+

5、泡沫灭火器A1+3HCO3'=A1(OH)31+3C02t

溶液混合

+

6、比较盐溶液中比较NH4cl溶液中离子NH4++H2OWNH3•H20+HC(cr)>c(N

++-

离子浓度的大小浓度的大小H4)>C(H)>C(0H)

9、水解平衡常数（L）对于强碱弱酸盐：Kh=Kw/Ka（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=Kw/Kb<Kw为该温度下水的离子

积，人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:

①电荷守恒：：任何溶液均显电中性，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：即水电离出的丁浓度与0斤浓度相等。

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1*10-5

以下的反应为完全反应。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lO^mol/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：CaS04>Ca（0H）2、Ag2S04（5）溶解平衡常为

吸热，但Ca（0H）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

意在沉淀后用（s）标明状态，并用。如：

Ag2s（s）w2Ag+（aq）+S2（aq）

3、沉淀生成的三种主要方式

（1）加沉淀剂法：L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MgCL溶液中FeCL。（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：AgNOs-AgCl（白色沉淀）-AgBr（淡黄色）-Agl（黄色）

—Ag2s（黑色）

6、溶度积（Ksp）

1）、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。2）、表达式：AmBn（s）=

n+mn+m

mA（aq）+nB-（aq）Ksp=[c（A）]・[c（BD了3）、影响因素：外

因：①浓度：加水，平衡向溶解方向移动。②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饱和，继续溶解

四

电化学

1.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.原

电池的构成条件（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

ZnSO,溶液CuSO,溶液(1)反应原理

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KC1溶液，K+移向正极，移向鱼极

(2)盐桥的组成和作用①盐桥中装有饱和的KC1、KNO3等溶液

和琼胶制成的胶冻。②盐桥的作用：a.连接内电路，形成闭合

回路；b.平衡电荷，使原电池不断产生电流。

2.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(1)电极名称及电极反应式(电解CuCb溶液为

电极名称：M]电极名称：阻极

反应类型：♦化反应反应类型：还原反应

电极反应式：电极反应式：Cu\2e-=Cu

2Cr-2e-=Cht

CuC3容液

例)总反应式:

CUC；=Cu+Cl/(2)电子和离子的移动方向

①电子：从电源负极流出后,流向电解池阴极；从电解池的阻

极流出后流向电源的正极。②离子：阳离子移向电解池的阳极,

阴离子移向电解池的阳极。3.阴阳两极上放电顺序(1)阴极：

(与电极材料无关)。氧化性强的先放电，放电顺序：

K・.Na，.M/.Al"、Zn".Fc"、Sn".卬Cu".Fc”.Ag，

放电由难到局

(2)阳极：若是活性

电极作阳极，则活性电极首先失电子，发生氧化反应。若是惰

性电极作阳极，放电顺序为

S»-.l-Br.CT-.OHflNQ;.SOi-.CO<-),F-

放电一鲂到唯

乏化学电源

1.日常生活中的三种电池(1)碱性锌镒干电池------次电池正

极反应：2Mn02+2H20+2e-===2Mn00H+20IT；负极反应：Zn

+20H--2e-===Zn(0H)2；总反应：Zn+2MnO2+2H20===2Mn00H

+Zn(0H)2o(2)锌银电池------次电池负极反应：Zn+20H--

-

2e-===Zn(0H)2；正极反应：Ag20+H20+2e===2Ag+20H-；总

反应：Zn+Ag20+H20===Zn(OH)2+2Ago(3)二次电池(可充电

电池）铅蓄电池是最常见的二次电池，负极材料是生，正极材

料是皿。①放电时的反应a.负极反应：Pb+S04-2e-

+

===PbS04；b.JER：PbO2+4H+SO4+2e"===PbS04+2H20；

c.总反应：Pb+Pb02+2H2S04===2PbS04+2H200②充电时的反

-

应a.阴极反应：PbS04+2e===Pb+S04；b.阳极反应：PbS04

+

+2H20-2e-===PbO2+4H+SO4；c.总反应：2PbS04+2H20W

Pb+Pb02+2H2S04o注可充电电池的充、放电不能理解为可

逆反应。2.“高效、环境友好”的燃料电池氢氧燃料电池是

目前最成熟的燃料电池，可分酸性和碱性两种。

种类酸性碱性

-+

负极反应式2H2-4e===4H2H2+40H--4e-===4H2。

--

正极反应式02+4e-+4H+===2H2。02+2H20+4e===40H

电池总反应

2H2+02===2H20

式

燃料电池的电极不参与反应，有很强的催化活性，起导电作

备注

用

4.电解原理的应用

1.氯碱工业（1）电极反应阳极反应式：2C1--