1、選彳4知識點匯總希望同學們好好復習，期末取得好成績!第一章化學反應與能量一、烙變反應熱1 .反應熱：一定條件下，一定物質的量的反應物之間完全反應所放出或吸收的熱量2 .始變（AH的意義：在恒壓條件下進行的化學反應的熱效應（1）.符號：4H （2）.單位：kJ/mol3 .產生原因：化學鍵斷裂一一吸熱化學鍵形成一一放熱放出熱量的化學反應。（放熱吸熱）4H為-"或HvO吸收熱量的化學反應。（吸熱>放熱）4H為"+'H>0常見的放熱反應：所有的燃燒反應酸堿中和反應大多數的化合反應金屬與酸的反應生石灰和水反應濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等 常見的吸熱反應：晶體

2、Ba（OH） 2?8H2O與NH4CI 大多數的分解反應以H2、CO、C為還原劑的氧化還原反應俊鹽溶解等二、熱化學方程式書寫化學方程式注意要點：熱化學方程式必須標出能量變化。熱化學方程式中必須標明反應物和生成物的聚集狀態（g,l,s分別表示固態，液態，氣態，水溶液中溶質用aq表示）熱化學反應方程式要指明反應時的溫度和壓強。熱化學方程式中的化學計量數可以是整數，也可以是分數各物質系數加倍，4H加倍；反應逆向進行，4H改變符號，數值不變例：CH 4 （g） + 2O 2 （g） = CO 2 （g） + 2H 2O （l）A H =-890.3 kJ/mol三、燃燒熱1 .概念：25 C, 101

3、kPa時，1mol純物質完全燃燒生成穩定的化合物時所放出的熱量。燃燒熱的單位 用kJ/mol表示。注意以下幾點：研究條件：25 C, 101kPa反應程度：完全燃燒，產物是穩定的氧化物。 （CO 2,4 SO2, H H2O, 只能在氧氣中燃燒。）燃燒物的物質的量：1mol研究內容：放出的熱量。（ AH<0,單位kJ/mol）四、中和熱（常考選擇：判斷熱化學方程式是否正確）1 .概念：在稀溶液中，酸跟堿發生中和反應而生成1molH2。，這時的反應熱叫中和熱。2 .強酸與強堿的中和反應其實質是H+和OH-反應，其熱化學方程式為：H+（aq） +OH -（aq） =H 2O（l） , AH=

4、 57.3kJ/mol3 .弱酸或弱堿電離要吸收熱量，所以它們參加中和反應時的中和熱小于57.3kJ/mol。4 .中和熱的測定實驗：（1）儀器：大燒杯、小燒杯、溫度計、量筒、泡沫塑料、泡沫塑料板、環形玻璃攪拌棒（上下攪動）（常考填空）（2）藥品：0.5mol/L鹽酸、0.55mol/L NaOH 溶液。（堿稍過量，保證氫離子完全反應）（3）步驟：（略）（4）數據處理：Q=CmAt, C=4.18kJ/（kg. oC）, m=0.1kg （常考計算）五、蓋斯定律（常考計算）1.內容：化學反應的反應熱只與反應的始態（各反應物）和終態（各生成物）有關，而與具體反應進 行的途徑無關，如果一個反應可以

5、分幾步進行，則各分步反應的反應熱之和與該反應一步完成的反應 熱是相同的。C（s）+1/2O 2（g）=CO（g）AHi CO（g）+1/2O 2（g）=CO 2（g） AH2C（s）+O 2（g）=CO 2（g）A H 3 + "即 AHi+ AH2=AH3第二章化學反應速率和化學平衡一、化學反應速率1.化學反應速率（v） 定義：用來衡量化學反應的快慢，單位時間內反應物或生成物的物質的量的變化表示方法：單位時間內反應濃度的減少或生成物濃度的增加來表示 計算公式：v=A C/AK U：平均速率，Ac:濃度變化，At時間）單位： mol/ （ L?s）影響因素：決定因素（內因）：反應物的

6、性質（決定因素） 條件因素（外因）：反應所處的條件外因對化學反應速率影響的變化規律條件變化活化分子的量的變化反應速率 的變化反應物的濃度增大:單位體積里的總數目增多，百分數不變增大減小;單位體積里的總數目減少，百分數不變減小氣體反應物的壓強增大單位體積里的總數目增多，百分數不變增大減小單位體積里的總數目減少，百分數不變減小反應物的溫度升高百分數增大，單位體積里的總數目增多增大降低百分數減少，單位體積里的總數目減少減小反應物的催化劑使用百分數劇增，單位體積里的總數目劇增居增撤去百分數劇減，單位體積里的總數目劇減劇減其他光，電磁波，超聲波，固體反應物顆粒的 大小，溶劑等有影響注意：（1）參加反應的

7、物質為固體和液體，由于壓強的變化對濃度幾乎無影響，可以認為反應速率 不變。（2）惰性氣體對于速率的影響恒溫恒容時：充入惰性氣體一總壓增大，但是各分壓不變，各物質濃度不變一反應速率不變恒溫恒壓時：充入惰性氣體一體積增大一各反應物濃度減小 一反應速率減慢二、化學平衡1 .定義：化學平衡狀態：一定條件下，當一個可逆反應進行到正逆反應速率相等時，更組成成分濃度不再改變，達到表面上靜止的一種平衡”，這就是這個反應所能達到的限度即化學平衡狀態。2、化學平衡的特征逆（研究前提是可逆反應）；等（同一物質的正逆反應速率相等）；動（動態平衡）；定（各物質的濃度與質量分數恒定）；變（條件改變，平衡發生變化）3、判斷

8、平衡的依據判斷可逆反應達到平衡狀態的方法和依據例舉反應mA(g)+nB(g)=C(g)+qD(g)混合物體系中 各成分的含量各物質的物質的量或各物質的物質的量的分數一定平衡各物質的質量或各物質質量分數一定平衡各氣體的體積或體積分數一定平衡總體積、總壓力、總物質的量一不一定平衡正、逆反應 速率的關系 在單位時間內消耗了m mol A同時生成 m mol A,即V（正）=V（逆）平衡在單位時間內消耗了n mol B同時消耗了 p mol C ,則V（正）=V（逆）平衡 V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q, V(正)不f Q V(逆)不一定平衡在單位時間內生成n molB,同時消

9、耗了 q molD ,因均指 V（逆）不一定平衡壓強m+酎p+q時，總壓力冗（其他條件&）平衡m+n=p+q時，總壓力一te （其他條件一th）不一定平衡混合氣體平均相對分子質里 MrMr te時，只有當m+ir5 p+q時平衡 Mr -te時，但 m+r=p+q 時不一定平衡溫度任何反應都伴隨著能量變化，當體系溫度一定時（其他不變）平衡體系的密度密度f不一定平衡其他如體系顏色不再變化等平衡（二）影響化學平衡移動的因素1 .濃度對化學平衡移動的影響（1）影響規律：在其他條件不變的情況下，增大反應物的濃度或減少生成物的濃度，都可以使平衡向 正方向移動；增大生成物的濃度或減小反應物的濃度，

10、都可以使平衡向逆方向移動（2）增加固體或純液體的量，由于濃度不變，所以平衡不移動（3）在溶液中進行的反應，如果稀釋溶液，反應物濃度減小，生成物濃度也減小，V正減小，V逆也減小,但是減小的程度不同，總的結果是化學平衡向反應方程式中化學計量數之和大的方向移動。 2.溫度對化學平衡移動的影響 影響規律：在其他條件不變的情況下，溫度升高會使化學平衡向著吸熱反應方向移動，溫度降低會使 化學平衡向著放熱反應方向移動。3.壓強對化學平衡移動的影響影響規律：其他條件不變時，增大壓強，會使平衡向著體積縮小方向移動；減小壓強，會使平衡向著 體積增大方向移動。注意：（1）改變壓強不能使無氣態物質存在的化學平衡發生移

11、動（2）氣體減壓或增壓與溶液稀釋或濃縮的化學平衡移動規律相似4 .催化劑對化學平衡的影響：由于使用催化劑對正反應速率和逆反應速率影響的程度是等同的，所以 平衡不移動。但是使用催化劑可以影響可逆反應達到平衡所需的時間。5 .勒夏特列原理（平衡移動原理）：如果改變影響平衡的條件之一（如溫度，壓強，濃度），平衡向 著能夠減弱這種改變的方向移動。三、化學平衡常數(一)定義：在一定溫度下，當一個反應達到化學平衡時，生成物濃度哥之積與反應物濃度哥之積的比值是一個常數比值。符號：K(二)使用化學平衡常數K應注意的問題：1、表達式中各物質的濃度是變化的濃度，不是起始濃度也不是物質的量。2、K只與溫度(T)關，

12、與反應物或生成物的濃度無關。3、反應物或生產物中有固體或純液體存在時，由于其濃度是固定不變的，可以看做是“1而不代入公式。4、稀溶液中進行的反應，如有水參加，水的濃度不必寫在平衡關系式中。(三)化學平衡常數K的應用：1、化學平衡常數值的大小是可逆反應進行程度的標志。K值越大，說明平衡時牛成物的濃度越大,它的正向反應進行的程度越大,即該反應進行得越完全，反應物轉化率越高。反之，貝密反。2、可以利用 K值做標準，判斷正在進行的可逆反應是否平衡及不平衡時向何方進行建立平衡。(Q:濃度積)Q<K:反應向正反應方向進行 ； Q=K:反應處于平衡狀態 ；Q>K:反應向逆反應方向進行3、利用K值

13、可判斷反應的熱效應若溫度升高，K值增大，則正反應為吸熱反應；若溫度升高，K值減小，則正反應為放熱反應四、化學反應進行的方向1、反應嫡變與反應方向：(1)嫡：物質的一個狀態函數，用來描述體系的混亂度，符號為S.單位：J?mo1?K1(2)體系趨向于有序轉變為無序，導致體系的嫡增加，這叫做嫡增加原理，也是反應方向判斷的依據。(3)同一物質，在氣態時嫡值最大，液態時次之，固態時最小。即S(g)S(l)S(s)2、反應方向判斷依據在溫度、壓強一定的條件下，化學反應的判讀依據為：AH-TASV0反應能自發進行；AH-TA S=0反應達到平衡狀態；AH-TAS>0反應不能自發進行注意：(1) AH為

14、負，AS為正時，任何溫度反應都能自發進行(2) AH為正，AS為負時，任何溫度反應都不能自發進行第三章水溶液中的離子平衡一、弱電解質的電離1、定義：電解質：在水溶液中或熔化狀態下能導電的化合物，叫電解質。非電解質：在水溶液中或熔化狀態下都不能導電的化合物。強電解質：在水溶液里全部電離成離子的電解質。弱電解質：在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質。漫和物物質F單質'猙電解疑2 強酸F強一丈一敷黛 .如H口、NaOH. Nad,受凈物電解質弱電鞋費：疆酸就璃，少效/.水：® HCIO, NHb - HjO.HjO怩專糊I ，外電解啜；/金大部分It機制 5SC、COi.CC

15、U. CHa=CH2”川,2、電解質與非電解質本質區別：電解質 離子化合物或共價化合物非電解質 共價化合物注意：電解質、非電解質都是化合物SO2、NH3、CO 2等屬于非電解質強電解質不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的 BaSO4全部電離，故BaSO4為強電解質）電解質的強弱與導電性、溶解性無關。3、電離平衡：在一定的條件下，當電解質分子電離成離子的速率 和離子結合成 時，電離過程就達到了 平衡狀態 ，這叫電離平衡。4、影響電離平衡的因素： 溫度：電離一般吸熱，升溫有利于電離。 濃度：濃度越大，電離程度越小；溶液稀釋時，電離平衡向著電離的方向移動。 同離子效應：在弱電解質

16、溶液里加入與弱電解質具有相同離子的電解質，會減弱電離。 其他外加試劑：加入能與弱電解質的電離產生的某種離子反應的物質時，有利于電離。5、電離方程式的書寫：用可逆符號弱酸的電離要分布寫（第一步為主）6、電離常數：在一定條件下， 弱電解質在達到電離平衡時，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積，跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個常數。叫做電離平衡常數，（一般用Ka表示酸，Kb表示堿。）表示方法： AB 胃=A + +B- Ki= A+B-/AB7、影響因素：a.電離常數的大小主要由物質的本性決定。b.電離常數受溫度變化影響，不受濃度變化影響，在室溫下一般變化不大。c.同一溫度下，不同弱酸，電離常數越

17、大，其電離程度越大，酸性越強。如：H2SO3>H 3PO4>HF>CH 3COOH>H 2CO 3>H 2S>HClO二、水的電離和溶液的酸堿性HQ 7、H+ +0H-1 .水電離平衡：水的離子積：Kw= cH + cOH -25 c時,H +=OH - =10 -7 mol/L ; K w= H + OH - = 1*10 -14注意：Kw只與溫度有關，溫度一定，則Kw值一定Kw不僅適用于純水，適用于任何溶液（酸、堿、鹽）2 .水電離特點：（1）可逆（2）吸熱（3）極弱3 .影響水電離平衡的外界因素：酸、堿：抑制水的電離Kw < 1*10 -14溫度

18、：促進水的電離（水的電離是 吸 熱的）易水解的鹽：促進水的電離Kw > 1*10-144、溶液的酸堿性和pH:（1） pH=-lgcH +（2） pH的測定方法：酸堿指示劑甲基橙、石蕊、酚Mt 。變色范圍：甲基橙 3.14.4 （橙色）石蕊5.08.0 （紫色） 酚M 8.210.0 （淺紅色）pH試紙一操作 玻璃棒蘸取未知液體在試紙上，然后與標準比色卡對比即可。注意：事先不能用水濕潤PH試紙；廣泛 pH試紙只能讀取整數值或范圍三、混合液的pH值計算方法公式1、強酸與強酸的混合：（先求H+混：將兩種酸中的 H +離子物質的量相加除以總體積，再求其它）H +混=（H+iVi+H+2V2）/

19、 （V1+V2）2、強堿與強堿的混合：（先求OH -混：將兩種酸中的OH商子物質的量相加除以總體積，再求其它）OH -混=（OH-iVi+OH-2V2）/ （V1+V2）（注意:不能直接計算H+混，H+為 H+的濃度）3、強酸與強堿的混合：（先據H+ OH -=H 2O計算余下的H+或OH-,H+有余，則用余下的H+數除以溶液總體積求 H+混；OH-有余，則用余下的 OH-數除以溶液總體積求OH-混，再求其它）四、稀釋過程溶液pH值的變化規律:1、強酸溶液：稀釋2、弱酸溶液：稀釋3、強堿溶液：稀釋4、弱堿溶液：稀釋10n倍時，pH稀=pH原+n （但始終不能大于或等于7）10n倍時，pH稀pH

20、原+n （但始終不能大于或等于7）10n倍時，pH稀=pH原一n （但始終不能小于或等于7）10n倍時，pH稀pH原一n （但始終不能小于或等于7）pH均接近75、不論任何溶液，稀釋時 pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液無限稀釋后6、稀釋時，弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的pH變化得慢，強酸、強堿變化得快。五、強酸（pH"強堿（pH2）混和計算規律1、若等體積混合pH 1+pH 2=14則溶液顯中性 pH=7pH 1+pH 2> 15則溶液顯堿性 pH=pH 2-0.3pH 1+pH 2w 13 則溶液顯酸性 pH=pH 1+0.32、若混合后顯中性pH 1+pH 2=14

21、V 酸：V 堿=1 : 1,一 , ,c14- pH1+pH2）pH 1+pH 2 手 14 V 酸：V 堿=1 : 10六、酸堿中和滴定：1、中和滴定的原理實質：H+OH -=H2O即酸能提供的 H+和堿能提供的 OH-物質的量相等。2、中和滴定的操作過程：（1）儀滴定管的刻度，0刻度在上，往下刻度標數越來越大，全部容積大于 它的最大刻度值，因為下端有一部分沒有刻度。滴定時，所用溶液不得超過最低刻度，不得一次滴定使用兩滴定管酸（或 堿），也不得中途向滴定管中添加。滴定管可以讀到小數點后一位。（2）藥品：標準液；待測液；指示劑。（3）準備過程：準備：洗滌、檢漏、潤洗、裝液、趕氣泡、調液面。（洗

22、滌：用洗液洗一檢漏：滴定管是否漏水 一用水洗一用標準液洗（或待測液洗）一裝溶液一排氣泡一調液面一記數據V（始）（4）試驗過程3、酸堿中和滴定的誤差分析誤差分析：利用 n酸.c酸.V酸=n堿.c堿. V堿進行分析式中：n酸或堿中氫原子或氫氧根離子數；c酸或堿的物質白量濃度；V酸或堿溶液的體積。當用酸去滴定堿確定堿的濃度時，則：并c - V。堿=工二上述公式在求算濃度時很方便，而在分析誤差時起主要作用的是分子上的V酸的變化，因為在滴定過程中c酸為標準酸，其數值在理論上是不變的，若稀釋了雖實際值變小，但體現的卻是V酸的增大，導致c酸偏高；V堿同樣也是一個定值，它是用標準的量器量好后注入錐形瓶中的，當

23、在實際操作中堿液外濺，其實際值減小，但引起變化的卻是標準酸用量的減少，即V酸減小，則c堿降低了；對于觀察中出現的誤差亦同樣如此。綜上所述，當用標準酸來測定堿的濃度時，c堿的誤差與 V酸的變化成正比，即當 V酸的實測值大于理論值時，c堿偏高，反之偏低。同理，用標準堿來滴定未知濃度的酸時亦然。七、鹽類的水解（只有可溶于水的鹽才水解）1、鹽類水解：在水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結合生成弱電解質的反應。2、水解的實質：水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結合，破壞水的電離，是平衡向右移動，促進水的電離。3、鹽類水解規律：有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解；都弱雙水解

24、，誰強顯誰性，同強顯中性。多元弱酸根，濃度相同時正酸根比酸式酸根水解程度大，堿性更強。（如:Na2CO3> NaHCO 3）4、鹽類水解的特點：（1）可逆（與中和反應互逆）（2）程度小（3）吸熱5、影響鹽類水解的外界因素：溫度：溫度越高水解程度越大（水解吸熱，越熱越水解）濃度：濃度越小，水解程度越大（越稀越水解）酸堿：促進或抑制鹽的水解（H+促進陰離子水解而抑制陽離子水解；OH -促進陽離子水解而抑制陰離子水解）6、酸式鹽溶液的酸堿性：只電離不水解：如HSO4-顯 酸 性電離程度水解程度，顯酸 性（如：HSO 3-、H2P。4-）水解程度電離程度，顯堿 性（如：HCO 3-、HS-、HP

25、O 42-）7、雙水解反應：（1）構成鹽的陰陽離子均能發生水解的反應。雙水解反應相互促進，水解程度較大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。（2）常見的雙水解反應完全的為：Fe3+、A產與 AlO 八 CO 32-（HCO 3-）、S2-（HS-）、SO32-（HSO 3-）; S2-與NH4+； CO32-（HCO 3-）與NH 4+其特點是相互水解成沉淀或氣體。雙水解完全的離子方程式配平依據是兩邊電荷平衡，如：2A13+ 3S2- + 6H 2O = 2Al（OH） 3J+3HST8、鹽類水解的應用：水解的應用實例原理凈水明磯凈水Al3+3H 2O Al(OH) 3(膠體)+3H +去油污用

26、熱堿水冼油污物品CO32-+H 2O= HCO 3-+OH -藥品的保存配制FeCl 3溶液時常加入少量鹽酸Fe3+3H 2OFe(OH) 3+3H +配制 Na 2CO 3溶液時常加入少量 NaOHCO32-+H 2OHCO 3-+OH -制備無水鹽由MgCl 2 6H2O制無水 MgCl 2在HCl氣流中加熱若不然，則：MgCl 2 6H2O - Mg(OH) 2+2HCl+4H 2OMg(OH) 2 - MgO+H 2O泡沫滅火器用Al2（SO4）3與NaHCO 3溶液混合Al3+3HCO 3-=Al(OH) 3 J +3CQT比較鹽溶液中離 子濃度的大小比較NH 4Cl溶液中離子濃度的

27、大小NH 4+H 2O = NH 3 H 2O+H +c(Cl-)>c(NH 4+)>c(H +)>c(OH) -電離、水解方程式的書寫原則1）多元弱酸（多元弱酸鹽）的電離（水解）的書寫原則：分步書寫注意：不管是水解還是電離，都決定于第一步，第二步一般相當微弱。2）多元弱堿（多元弱堿鹽）的電離（水解）書寫原則：一步書寫八、溶液中微粒濃度的大小比較基本原則：抓住溶液中微粒濃度必須滿足的三種守恒關系：電荷守恒：任何溶液均顯電中 性，各陽離子濃度與其所帶電荷數的乘積之和=各陰離子濃度與其所帶電荷數的乘積之和物料守恒：（即原子個數守恒或質量守恒）某原子的總量（或總濃度）=其以各種形式

28、存在的所有微粒的量（或濃度）之和質子守恒：即水電離出的H +濃度與OH-濃度相等。九、難溶電解質的溶解平衡1、難溶電解質的溶解平衡的一些常見知識(1)溶解度小于 0.01g的電解質稱難溶電解質。(2)反應后離子濃度降至1*10-5以下的反應為完全反應。如酸堿中和時 H+降至10-7mol/L<10 -5mol/L ,故為完全反應，用 "=，常見的難溶物在水中的離 子濃度均遠低于 10-5mol/L ,故均用“='：(3)難溶并非不溶，任何難溶物在水中均存在溶解平衡。(4)掌握三種微溶物質：CaSOc Ca(OH)Ag2SO4(5)溶解平衡常為吸熱，但Ca(OH) 2為放

29、熱，升溫其溶解度減少。(6)溶解平衡存在的前提是：必須存在沉淀，否則不存在平衡。2、溶解平衡方程式的書寫注意在沉淀后用(s)標明狀態，并用三二1 "。如：Ag2s(s)= 2Ag+(aq) +S2-(aq)3、沉淀生成的三種主要方式(1)加沉淀劑法：Ksp越小(即沉淀越難溶)，沉淀越完全；沉淀劑過量能使沉淀更完全。(2)調pH值除某些易水解的金屬陽離子：如加 MgO除去MgCl2溶液中FeCl 3°(3)氧化還原沉淀法(4)同離子效應法4、沉淀的溶解：沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移動。常采用的方法：酸堿；氧化還原；沉淀 轉化。5、沉淀的轉化：溶解度大的生成溶解度小的，溶解度

30、小的生成溶解度更小的。如：AgNO3 -AgCl(白色沉淀)- AgBr (淡黃色) - AgI (黃色)- Ag2s (黑色)6、溶度積(Ksp)1)定義：在一定條件下，難溶電解質溶解成離子的速率等于離子重新結合成沉淀的速率，溶液中各離 子的濃度保持不變的狀態。2)表達式： AmBn(s) = m A n+ (aq) + n B m- (aq)Ksp= c(A n+) m ?c(Bm-) n3)影響因素：外因：濃度：加水，平衡向溶解方向移動。溫度：升溫，多數平衡向溶解方向移動。4)溶度積規則Qc (離子積)>Ksp有沉淀析出；Qc=Ksp平衡狀態；Qc<Ksp未飽和，繼續溶解第四

31、章電化學法防Cu一、化學能轉化為電能 電池1、原電池的工作原理H5C(1)原電池的概念：把化學能轉變為電能的裝置稱為原電池。匡聾王.(2)Cu Zn原電池的工作原理：如圖為Cu-Zn原電池，其中 Zn為負極，Cu為正極，構成閉合回路后的現象是：Zn片逐漸溶解,Cu片上有氣泡產生，電流計指針發生偏轉。該原電池反應原理為：Zn失電子，負極反應為：Zn-2e Zn2 ; H卡得電子，正極反應為： 2 H + 2e 2。電子定向移動形成電流。總反應為：Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu。原電池的電能若兩種金屬做電極，活潑金屬為負極，不活潑金屬為正極；若一種金屬和一種非金屬做電極， 金屬為負極，非金屬為正極。2、化學電源鋅鎰干電池負極反應：Zn-2e Zn2 ;正極反應：2NH 4+ 2e一2NH 3+H2;(2)鉛蓄電池負極反應：Pb+ SO42 = PbSO4+ 2e正極反應：PbO2+ 4H + SO42 + 2e = PbSO4+ 2H 2。放電時總反應：Pb+ PbO 2+ 2H 2SO4= 2PbSO 4 + 2H 20。充電時總反應：2PbSO4+ 2H2。= Pb+ P