高中化學(xué)電解池知識(shí)點(diǎn)歸納
高中的化學(xué)課本內(nèi)容面廣量大，知識(shí)點(diǎn)多，學(xué)生面臨著大量的知識(shí)點(diǎn)，經(jīng)常會(huì)遺漏一些重要知識(shí)，你還記得電解池的知識(shí)點(diǎn)嗎?下面是小編為大家整理的高中化學(xué)重要的知識(shí)點(diǎn)，希望對(duì)大家有用!
高中化學(xué)電解池知識(shí)點(diǎn)歸納 1
高中化學(xué)電解池知識(shí)點(diǎn)
一、電解的原理
1.電解定義
在電流作用下，電解質(zhì)在兩個(gè)電極上分別發(fā)生氧化反應(yīng)和還原反應(yīng)的過(guò)程。
2.能量轉(zhuǎn)化形式
電能轉(zhuǎn)化為化學(xué)能。
3.電解池
(1)構(gòu)成條件
�、儆信c電源相連的兩個(gè)電極。
�、陔娊赓|(zhì)溶液(或熔融鹽)。
③形成閉合回路。
4.分析電解過(guò)程的思維程序
(1)首先判斷陰、陽(yáng)極，分析陽(yáng)極材料是惰性電極還是活潑電極。
(2)再分析電解質(zhì)水溶液的組成，找全離子并分陰、陽(yáng)兩組(不要忘記水溶液中的H+和OH-)。
(3)然后排出陰、陽(yáng)兩極的放電順序
陰極：陽(yáng)離子放電順序：
Ag+>Fe3+>Cu2+>H+(酸)>Fe2+>Zn2+>H+(水)>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+。
陽(yáng)極：
活潑電極>S2->I->Br->Cl->OH->含氧酸根離子。
(4)分析電極反應(yīng)，判斷電極產(chǎn)物，寫(xiě)出電極反應(yīng)式，要注意遵循原子守恒和電荷守恒。
(5)最后寫(xiě)出電解反應(yīng)的總化學(xué)方程式或離子方程式。
二、電解原理的應(yīng)用
1.電解飽和食鹽水
(1)電極反應(yīng)
陽(yáng)極反應(yīng)式：2Cl--2e-=Cl2↑(氧化反應(yīng))
陰極反應(yīng)式：2H++2e-=H2↑(還原反應(yīng))
(2)總反應(yīng)方程式
2NaCl+2H2O2NaOH+H2↑+Cl2↑
離子反應(yīng)方程式：2Cl-+2H2O
2OH-+H2↑+Cl2↑
(3)應(yīng)用：氯堿工業(yè)制燒堿、氯氣和氫氣。
2.電鍍
以金屬表面鍍銀為例，
(1)鍍件作陰極，鍍層金屬銀作陽(yáng)極。
(2)電解質(zhì)溶液是AgNO3溶液等含鍍層金屬陽(yáng)離子的鹽溶液。
(3)電極反應(yīng)：
陽(yáng)極：Ag-e-=Ag+;
陰極：Ag++e-=Ag。
(4)特點(diǎn)：陽(yáng)極溶解，陰極沉積，電鍍液的濃度不變。
3.電解精煉銅
(1)電極材料：陽(yáng)極為粗銅;陰極為純銅。
(2)電解質(zhì)溶液：含Cu2+的鹽溶液。
(3)電極反應(yīng)：
陽(yáng)極：
Zn-2e-=Zn2+
Fe-2e-=Fe2+
Ni-2e-=Ni2+
Cu-2e-=Cu2+;
陰極：
Cu2++2e-=Cu。
4.電冶金
利用電解熔融鹽的方法來(lái)冶煉活潑金屬Na、Ca、Mg、Al等。
(1)冶煉鈉
2NaCl(熔融)電解2Na+Cl2↑
電極反應(yīng)：
陽(yáng)極：
2Cl--2e-=Cl2↑;
陰極：
2Na++2e-=2Na。
(2)冶煉鋁
2Al2O3(熔融)4Al+3O2↑
電極反應(yīng)：
陽(yáng)極：6O2--12e-=3O2↑;
陰極：4Al3++12e-=4Al。
高中化學(xué)基礎(chǔ)知識(shí)
1.金屬腐蝕的本質(zhì)
金屬原子失去電子變?yōu)榻饘訇?yáng)離子，金屬發(fā)生氧化反應(yīng)。
2.金屬腐蝕的類型
(1)化學(xué)腐蝕與電化學(xué)腐蝕
(2)析氫腐蝕與吸氧腐蝕
類型 | 化學(xué)腐蝕 | 電化學(xué)腐蝕 |
條件 | 金屬跟非金屬單質(zhì)直接接觸 | 不純金屬或合金跟電解質(zhì)溶液接觸 |
現(xiàn)象 | 無(wú)電流產(chǎn)生 | 有微弱電流產(chǎn)生 |
本質(zhì) | 金屬被氧化 | 較活潑金屬被氧化 |
聯(lián)系 | 兩者往往同時(shí)發(fā)生，電化學(xué)腐蝕更普遍 | |
以鋼鐵的腐蝕為例進(jìn)行分析：
類型 | 析氫腐蝕 | 吸氧腐蝕 |
條件 | 水膜酸性較強(qiáng)(pH≤4.3) | 水膜酸性很弱或呈中性 |
負(fù)極反應(yīng) | Fe－2e－=Fe2＋ | Fe－2e－=Fe2＋ |
正極反應(yīng) | 2H＋＋2e－=H2↑ | O2＋2H2O＋4e－=4OH- |
總反應(yīng) | Fe＋2H＋=Fe2＋＋H2↑ 2Fe＋O2＋2H2O=2Fe(OH)2 | |
聯(lián)系 | 吸氧腐蝕更普遍 | |
3.金屬的防護(hù)
(1)電化學(xué)防護(hù)
�、贍奚�(yáng)極的陰極保護(hù)法—原電池原理
a.負(fù)極：比被保護(hù)金屬活潑的金屬;
b.正極：被保護(hù)的金屬設(shè)備。
�、谕饧与娏鞯年帢O保護(hù)法—電解原理
a.陰極：被保護(hù)的金屬設(shè)備;
b.陽(yáng)極：惰性金屬或石墨。
(2)改變金屬的內(nèi)部結(jié)構(gòu)，如制成合金、不銹鋼等。
(3)加防護(hù)層，如在金屬表面噴油漆、涂油脂、電鍍、噴鍍或表面鈍化等方法。
【注意點(diǎn)】
1.判斷金屬腐蝕快慢的規(guī)律
(1)對(duì)同一電解質(zhì)溶液來(lái)說(shuō)，腐蝕速率的快慢：電解原理引起的.腐蝕>原電池原理引起的腐蝕>化學(xué)腐蝕>有防腐措施的腐蝕。
(2)對(duì)同一金屬來(lái)說(shuō)，在不同溶液中腐蝕速率的快慢：強(qiáng)電解質(zhì)溶液中>弱電解質(zhì)溶液中>非電解質(zhì)溶液中。
(3)活動(dòng)性不同的兩種金屬，活動(dòng)性差別越大，腐蝕速率越快。
(4)對(duì)同一種電解質(zhì)溶液來(lái)說(shuō)，電解質(zhì)濃度越大，金屬腐蝕越快。
2.兩種保護(hù)方法的比較
外加電流的陰極保護(hù)法保護(hù)效果大于犧牲陽(yáng)極的陰極保護(hù)法。
高中化學(xué)選修知識(shí)點(diǎn)
原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)
1、電子云：用小黑點(diǎn)的疏密來(lái)描述電子在原子核外空間出現(xiàn)的機(jī)會(huì)大小所得的圖形叫電子云圖。離核越近，電子出現(xiàn)的機(jī)會(huì)大，電子云密度越大;離核越遠(yuǎn)，電子出現(xiàn)的機(jī)會(huì)小，電子云密度越小。
2、電子層(能層)：根據(jù)電子的能量差異和主要運(yùn)動(dòng)區(qū)域的不同，核外電子分別處于不同的電子層.原子由里向外對(duì)應(yīng)的電子層符號(hào)分別為K、L、M、N、O、P、Q.
3、原子軌道(能級(jí)即亞層)：處于同一電子層的原子核外電子，也可以在不同類型的原子軌道上運(yùn)動(dòng)，分別用s、p、d、f表示不同形狀的軌道，s軌道呈球形、p軌道呈紡錘形，d軌道和f軌道較復(fù)雜.各軌道的伸展方向個(gè)數(shù)依次為1、3、5、7。
4、原子核外電子的運(yùn)動(dòng)特征可以用電子層、原子軌道(亞層)和自旋方向來(lái)進(jìn)行描述.在含有多個(gè)核外電子的原子中，不存在運(yùn)動(dòng)狀態(tài)完全相同的兩個(gè)電子。
5、原子核外電子排布原理：
(1)能量最低原理:電子先占據(jù)能量低的軌道，再依次進(jìn)入能量高的軌道;
(2)泡利不相容原理:每個(gè)軌道最多容納兩個(gè)自旋狀態(tài)不同的電子;
(3)洪特規(guī)則:在能量相同的軌道上排布時(shí)，電子盡可能分占不同的軌道，且自旋狀態(tài)相同。
洪特規(guī)則的特例:在等價(jià)軌道的全充滿(p6、d10、f14)、半充滿(p3、d5、f7)、全空時(shí)(p0、d0、f0)的狀態(tài)，具有較低的能量和較大的穩(wěn)定性.如24Cr [Ar]3d54s1、29Cu [Ar]3d104s1
6、根據(jù)構(gòu)造原理，基態(tài)原子核外電子的排布遵循圖⑴箭頭所示的順序。
根據(jù)構(gòu)造原理，可以將各能級(jí)按能量的差異分成能級(jí)組如圖⑵所示，由下而上表示七個(gè)能級(jí)組，其能量依次升高;在同一能級(jí)組內(nèi)，從左到右能量依次升高�；鶓B(tài)原子核外電子的排布按能量由低到高的順序依次排布。
7、第一電離能：氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去1個(gè)電子，轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的能量叫做第一電離能。常用符號(hào)I1表示，單位為kJ/mol。
(1)原子核外電子排布的周期性
隨著原子序數(shù)的增加,元素原子的外圍電子排布呈現(xiàn)周期性的變化:每隔一定數(shù)目的元素，元素原子的外圍電子排布重復(fù)出現(xiàn)從ns1到ns2np6的周期性變化.
(2)元素第一電離能的周期性變化
隨著原子序數(shù)的遞增，元素的第一電離能呈周期性變化:
同周期從左到右，第一電離能有逐漸增大的趨勢(shì)，稀有氣體的第一電離能最大，堿金屬的第一電離能最小;
同主族從上到下，第一電離能有逐漸減小的趨勢(shì)。
說(shuō)明：
�、偻芷谠�，從左往右第一電離能呈增大趨勢(shì)。電子亞層結(jié)構(gòu)為全滿、半滿時(shí)較相鄰元素要大即第 ⅡA 族、第 ⅤA 族元素的第一電離能分別大于同周期相鄰元素。Be、N、Mg、P
�、谠氐谝浑婋x能的運(yùn)用：
a.電離能是原子核外電子分層排布的實(shí)驗(yàn)驗(yàn)證
b.用來(lái)比較元素的金屬性的強(qiáng)弱。I1越小，金屬性越強(qiáng)，表征原子失電子能力強(qiáng)弱。
(3)元素電負(fù)性的周期性變化
元素的電負(fù)性：元素的原子在分子中吸引電子對(duì)的能力叫做該元素的電負(fù)性。
隨著原子序數(shù)的遞增，元素的電負(fù)性呈周期性變化：同周期從左到右，主族元素電負(fù)性逐漸增大;同一主族從上到下，元素電負(fù)性呈現(xiàn)減小的趨勢(shì)。
電負(fù)性的運(yùn)用:
a.確定元素類型(一般>1.8，非金屬元素;<1.8，金屬元素)。
b.確定化學(xué)鍵類型(兩元素電負(fù)性差值>1.7，離子鍵;<1.7，共價(jià)鍵)。
c.判斷元素價(jià)態(tài)正負(fù)(電負(fù)性大的為負(fù)價(jià)，小的為正價(jià))。
d.電負(fù)性是判斷金屬性和非金屬性強(qiáng)弱的重要參數(shù)(表征原子得電子能力強(qiáng)弱)。
8、化學(xué)鍵：相鄰原子之間強(qiáng)烈的相互作用�；瘜W(xué)鍵包括離子鍵、共價(jià)鍵和金屬鍵。
高中化學(xué)電解池知識(shí)點(diǎn)歸納 2
�、庞赏怆娫礇Q定：陽(yáng)極：連電源的正極;陰極：連電源的負(fù)極;
�、聘鶕�(jù)電極反應(yīng):氧化反應(yīng)→陽(yáng)極;還原反應(yīng)→陰極
�、歉鶕�(jù)陰陽(yáng)離子移動(dòng)方向：陰離子移向→陽(yáng)極;陽(yáng)離子移向→陰極，
�、雀鶕�(jù)電子幾點(diǎn)流方向：電子流向:電源負(fù)極→陰極;陽(yáng)極→電源正極
電流方向:電源正極→陽(yáng)極;陰極→電源負(fù)極
9.電解時(shí)電極產(chǎn)物判斷：
⑴陽(yáng)極：如果電極為活潑電極，Ag以前的，則電極失電子，被氧化被溶解，Zn-2e-=Zn2+
如果電極為惰性電極，C、Pt、Au、Ti等，則溶液中陰離子失電子，4OH--4e-=2H2O+O2
陰離子放電順序S2->I->Br->Cl->OH->含氧酸根>F-
⑵陰極：(.陰極材料(金屬或石墨)總是受到保護(hù))根據(jù)電解質(zhì)中陽(yáng)離子活動(dòng)順序判斷，陽(yáng)離子得電子順序—金屬活動(dòng)順序表的反表金屬活潑性越強(qiáng)，則對(duì)應(yīng)陽(yáng)離子的放電能力越弱，既得電子能力越弱。
K+10.電解、電離和電鍍的區(qū)別
電解
電離
電鍍
條件
受直流電作用
受熱或水分子作用
受直流電作用
實(shí)質(zhì)
陰陽(yáng)離子定向移動(dòng)，在兩極發(fā)生氧化還原反應(yīng)
陰陽(yáng)離子自由移動(dòng)，無(wú)明顯的化學(xué)變化
用電解的方法在金屬表面鍍上一層金屬或合金
實(shí)例
CuCl2Cu+Cl2
CuCl2==Cu2++2Clˉ
陽(yáng)極Cu-2e-=Cu2+
陰極Cu2++2e-=Cu
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