高中化學選修四總結，化學反應與能量.速率與

化學平衡、離子平衡

第一章化學反應與能量

考點1:吸熱反應與放熱反應

1、吸熱反應與放熱反應的區別

比較

放熱反應吸熱反應

類型

定義放出熱量的化學反應吸收熱量的化學反應

反應物具體的總能量大于生成物反應物具有的總能量小于生成物具有

形成原因

具有的總能量的總能量

生成物分子成鍵時釋放出的總能

與化學鍵強生成物分子成鍵時擇放出的總能量小

量大于反應物分子斷裂鍵時吸收

弱的關系于反應物分子斷裂鍵時吸收的總能量

的總能量

表示方法△H<0△H>0

僅1反應物

?…一/成物r---i

出?尸機A"為。%"fe放M<Ho為---

圖示

反應物一生成物.

反應過程反應過程

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

實例

AH=-184.6kJ-mol-'△H=+13L3kJ?

特別注意：反應是吸熱還是放熱與反應的條件沒有必然的聯系，而決定于反應物和生成物具有的總能

量（或焰）的相對大小。

2、常見的放熱反應

①一切燃燒反應；

②活潑金屬與酸或水的反應；

③酸堿中和反應；

④鋁熱反應；

⑤大多數化合反應(但有些化合反應是吸熱反應,如：N2+O2=2NO,CO2+C=2C。等均為吸熱反

應)。

3、常見的吸熱反應

①Ba(OH)2-8H2O與NH4CI反應；

②大多數分解反應是吸熱反應

③

H-+CuO△.Cu+H;O,C+H-0(g)仝CO+H2

等也是吸熱反應；

④水解反應

考點2:反應熱計算的依據

L根據熱化學方程式計算

反應熱與反應物各物質的物質的量成正比。

2根據反應物和生成物的總能量計算

△H=E生成物-E反應物。

3根據鍵能計算

△H=反應物的鍵能總和-生成物的鍵能總和。

4根據蓋斯定律計算

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，而與反應的途徑無關。即如果

一個反應可以分步進行，則各分步反應的反應熱之和與該反應一步完成時的反應熱是相同的。

溫馨提示：

①蓋斯定律的主要用途是用已知反應的反應熱來推知相關反應的反應熱。

②熱化學方程式之間的"+"等數學運算，對應AH也進行"+"等數學計算。

5根據物質燃燒放熱數值計算：Q（放）=n（可燃物）x|AH|。

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第二章化學反應速率與化學平衡

考點1：化學反應速率

L化學反應速率的表示方法

化學反應速率通常用單位時間內反應物濃度和生成物濃度的變化來表示。表達式:

其常用的單位是或_________O

2、影響化學反應速率的因素

1）內因（主要因素）

反應物本身的性質。

2）外因（其他條件不變，只改變一個條件）

（Sy-增大反應物濃度，反應速率加快，反之減慢。

（備J對于有氣體參加的反應，增大壓強，反應

岑速率加快,反之減慢。

（m^）—*升高溫度，反應速率加快,反之減慢。

點諭1使用催化劑，能改變化學反應速率，且正、

產7逆反應速率的改變程度祖同。

反應物間的接觸面積、光輻射、放射線輻射、

史里葉超聲波等。

3、理論解釋一~^效碰撞理論

（1）活化分子、活化能、有效碰撞

①活化分子：能夠發生有效碰撞的分子。

②活化能：如圖

反應過程

圖中：E1為正反應的活化能，使用催化劑時的活化能為E3,反應熱為E1-E2。（注：E2為逆反應的

活化能）

③有效碰撞：活化分子之間能夠引發化學反應的碰撞。

（2）活化分子、有效碰撞與反應速率的關系

考點2:化學平衡

1、化學平衡狀態：一定條件（恒溫、恒容或恒壓）下的可逆反應里，正反應和逆反應的速率相等，反

應混合物（包括反應物和生成物）中各組分的濃度保持不變的狀態。

2、化學平衡狀態的特征

化學平衡是一種動態平衡

正反應速率=逆反應速率

反應物和生成物的質量

或濃度保持不變

條件改變，平衡狀態可能改變,

新條件下建立新的平衡狀態

3、判斷化學平衡狀態的依據

mA(g)+nB(g)—點(g)+(jD(g)

可能的情況是否達平衡

反應混合物①各組分的物質的量或各組分的摩爾分數一定達平衡

中各組分的②各組分的質量或各組分的質量分數一定達平衡

含量卷洛組分的體積或體積分數一定達平衡

④總體積、總壓強或總物質的量一定不一定達平衡

①^位時間內消耗mmolA,同時生成mmolA,達平衡

②單位時間內消耗mmolA(或nmolB),同時消耗

達平衡

p內］C(或qmolD),既vB=vc

v占V是的

③O:3)：v(C)-v(。)=m:n：p：q,此時v重不一

知不一定達平衡

定等于“

④單位時間內生成了pmo]C（或Qmo|D）同時消耗

不一定達平衡

了mmolA（或nmolB）9此時均指丫庭

（Dm+n^p+q時,總壓強一定達YW

壓強

②nr+n=p+q時，總壓強一定不一定達程

混合氣體的①當m+nWp+q時，Mr一定達平《

平均相對分

②當ui+n=p+q時，Mr一定不一定達平衡

子質量Mr

混合氣體的

恒溫、恒壓或恒溫、恒容時，密度一定不一定達平衡

密度

反應體系內有色物質的顏色一定，就是有色物質的濃度

■色法內

不變

任何化學反應都伴隨著能量變化，絕熱條件下反應體系

溫度達平衡

的溫度恒定

考點3:化學平衡的移動

1、概念

?r?r.ITkX35?*??，--定時間，t

'正='逆------------?、'正/'g?V正=\'逆#0

平衡1不平衡平衡2

破壞舊平衡二建立新平衡

可逆反應中舊化學平衡的破壞、新化學平衡的建立，由原平衡狀態向新化學平衡狀態的轉化過程，稱

為化學平衡的移動。

2、化學平衡移動與化學反應速率的關系

(l)vF>v逆：平衡向正反應方向移動。

(2)vF=v逆：反應達到平衡狀態，不發生平衡移動。

(3)v正<v逆：平衡向逆反應方向移動。

3、影響化學平衡的因素

4、"惰性氣體"對化學平衡的影響

條件影響結果備注

反應物濃度增

平衡向正反應方向移動

大

對于有固體或純液體參與的反

反應物濃度減

平衡向逆反應方向移動應，由于固體或純液體的濃受

少

濃度可認為是常數，因此改變固體

生成物濃度增

平衡向逆反應方向移動的量平衡不發生移動e

大

生成物濃度減

平衡向正反應方向移動

少

平衡向氣體體積減少方向對于無氣體參加和生成的反

壓強增大

移動應）.改變壓強，此時固、液體

壓強

平衡向氣體體積增大方向的濃度未改變，平衡不發生移

壓強減少

移動動。

溫度升高平衡向吸熱方向移動

溫度

溫度降低平衡向放熱方向移動

可以縮短達到平衡的時間，不

催化劑對平衡無影響改變平衡混合物中各組分的百

分比組成

①恒溫、恒容條件

原平衡體系

無人慢性氣體.

體系總壓強增大一一體系中各組分的濃度不變平衡不移動。

②恒溫、恒壓條件

原平衡體系

充人慢性氣體

容器容積增大，各反應氣體的分壓減小體系中各組分的濃度同倍數減小

（等效于減壓）

氣體體積不變反應-平衡不移動

氣體體積可變反應

?平平土.王、平衡向氣體體積增大的方向移動

5、勒夏特列原理

定義：如果改變影響平衡的一個條件（如C、P或T等），平衡就向能夠減弱這種改變的方向移動。

原理適用的范圍：已達平衡的體系、所有的平衡狀態（如溶解平衡、化學平衡、電離平衡、水解平衡

等）和只限于改變影響平衡的一個條件。

勒夏特列原理中“減弱這種改變”的解釋：外界條件改變使平衡發生移動的結果，是減弱對這種條件

的改變，而不是抵消這種改變，也就是說：外界因素對平衡體系的影響占主要方面。

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。

混和物

物質r單質

'［強電解質：強酸，強一?大多數鹽，如HCI、Na（

純凈物，電蟀質

弱電解質：弱酸，弱—?極少數鹽,水，如HCIO、N

化合物

<

非電解質：非金屬氧化物，大部分有機物，如SO3、COz、C6H

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：①電解質、非電解質都是化合物②S02、NH3、C02等屬于非電解質

③強電解質不等于易溶于水的化合物（如BaS04不溶于水，但溶于水的BaS04全部電離，故BaS04

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：

A、溫度：電離一般吸熱，升溫有利于電離。

B、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。C、同離子效

應：在弱電解質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。D、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：ABA++B-Ki=[A+][B-]/[AB]

7、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，電離常數越大，其電離程度越大，酸性越強。如：

H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HCIO

二、水的電離和溶液的酸堿性

1、水電離平衡：

+-

H2o——H+OH

水的離子積：KW=c[H+]-c[OH-]

25℃Kt,[H+]=[OH-]=10-7mol/L;KW=[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：

①酸、堿：抑制水的電離KW（1*10-14

②溫度：促進水的電離（水的電離是吸熱的）

③易水解的鹽：促進水的電離KW）1*10-14

4、溶液的酸堿性和pH:

（1）pH=-lgc［H+］

（2）pH的測定方法:

酸堿指示劑—甲基橙、石蕊、酚酥。

變色范圍：甲基橙3.1-4.4（橙色）石蕊5.0-8.0（紫色）酚酥8.2-10.0（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：①事先不能用水濕潤PH試紙；②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

L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）

卜+］混=（［H+］1V1+［H+］2V2）/（V1+V2）

2、強堿與強堿的混合：（先求［OH-］混：將兩種酸中的OH-離子物質的量相加除以總體積，再求其

它)[OH-]混=([OH-]1V1+[OH-]2V2)/(Vl+V2)(注意:不能直接計算[H+]混)

3、強酸與強堿的混合：（先據H++0H-==H20計算余下的H+或0H-,①H+有余，則用余下的

H+數除以溶液總體積求［H+］混；0H-有余，則用余下的0H-數除以溶液總體積求［0H-］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10n倍時,pH稀=pH原+n（但始終不能大于或等于7）

2、弱酸溶液：稀稀10n倍時，pH稀（pH原+n（但始終不能大于或等于7）

3、強堿溶液：稀稀10n倍時，pH稀=pH原-n（但始終不能小于或等于7）

4、弱堿溶液：稀稀10n倍時，pH稀〉pH原-n（但始終不能小于或等于7）

5、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pH均接近7

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（pHl）強堿（pH2）混和計算規律w

.w.w.k.s.5.u.c.o.m

L若等體積混合

pHl+pH2=14則溶液顯中性pH=7

pHl+pH2>15則溶液顯堿性pH=pH2-0.3

pHl+pH2<13則溶液顯酸性pH=pHl+0.3

2、若混合后顯中性

pHl+pH2=14V酸：V堿=1:1

pHl+pH2Hl4V酸：V堿=1:10[14-(pHl+pH2)]

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②滴定管的刻度，O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。②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：檢漏、洗滌、潤洗、裝液、趕氣泡、調液面。(洗滌：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——酸或堿的物質的量濃度；

V——酸或堿溶液的體積。當用酸去滴定堿確定堿的濃度時，則：

<:堿=

ncV

nV

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）

L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0H-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：

①有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解；誰強顯誰性，兩弱都水解，同強顯中性。

②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:Na2c03>NaHC03）

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：

①溫度：溫度越高水解程度越大(水解吸熱，越熱越水解)

②濃度：濃度越小，水解程度越大(越稀越水解)

③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；0H-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：

①只電離不水解：如HS04-顯酸性

②電離程度〉水解程度，顯酸性(如：HSO3-、H2PO4-)

③水解程度>電離程度，顯堿性(如：HC03-,HS-、HPO42-)

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滯見的雙水解反應完全的為：Fe3+、AI3+與AIO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-);

S2-與NH4+;CO32-(HCO3-)與NH4+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：2AI3++3S2-+6H2O==2AI(OH)31+3H2St

8、鹽類水解的應用:

水解的應用實例原理

3+

1、凈水明帆凈水AI+3H2O^AI(OH)3(膠體)+3H+

2

2、去油污用熱堿水冼油污物品CO3-+H2O^HCO3-+OH-

①配制溶液時常加

FeCb3+

Fe+3H2O^Fe(OH”+3H+

入少量鹽酸

3、藥品的保存②配制Na2CC）3溶液時常

2

CO3-+H2O^HCO-+OH-

加入少量NaOH3

若不然，則：

由MgCl2,6H2。制無水MMgCI2-6H2O^=Mg(OH)2+2HCI+4

4、制備無水鹽gCI2在HCI氣流中加熱H2O

Mg(OH)2^MgO+H2O

用Ab（SO4）3與NaHCO33+

5、泡沫滅火器AI+3HCO3-=AI(OH)3l+3CO2T

溶液混合

6、比較鹽溶液

比較NH4cl溶液中離子濃NH++HO^NHHO+H+

中離子濃度的大4232

度的大小C(C|-)>C(NH+)>C(H+)>C(OH)-

小4

9、水解平衡常數（Kh）

對于強堿弱酸鹽：Kh=Kw/Ka（Kw為該溫度下水的離子積，Ka為該條件下該弱酸根形成的弱酸的電

離平衡常數）

對于強酸弱堿鹽：Kh=Kw/Kb（Kw為該溫度下水的離子積，Kb為該條件下該弱堿根形成的弱堿的

電離平衡常數）

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：

①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

②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)=其以各種形式存在的所有微粒的量(或濃度)之和

③質子守恒：即水電離出的H+濃度與0H-濃度相等。

九、難溶電解質的溶解平衡

L難溶電解質的溶解平衡的一些常見知識

(1)溶解度小于o.oig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:CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4

(5)溶解平衡常為吸熱，但Ca(OH)2為放熱，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

意在沉淀后用⑸標明狀態,并用"w".如：Ag2s⑸e2Ag+(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MgCI2溶液中FeCI3。

(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。常采用的方法有：①酸堿；②氧化還原；③沉淀轉化。

5、沉淀的轉化：

溶解度大的生成溶解度小的，溶解度小的生成溶解度更小的。

如：AgNO3-AgCI(白色沉淀)-AgBr(淡黃色)-Agl(黃色)-Ag2S(黑色)

6、溶度積(Ksp)

1)、定義：在一定條件下，難溶電解質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)^mAn+(aq)+nBm'(aq)

Ksp=[c(An+)]m?[c(Bm-)]n

3）、影響因素：

外因：①濃度：加水，平衡向溶解方向移動。

②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飽和，繼續溶解

第四章電化學

L原電池的工作原理及應用

1.概念和反應本質

原電池是把化學能轉化為電能的裝置，其反應本質是氧化還原反應。

2.原電池的構成條件

Q）一看反應：看是否有能自發進行的氧化還原反應發生（一般是活潑性強的金屬與電解質溶液反應）。

（2）二看兩電極：一般是活潑性不同的兩電極。

（3）三看是否形成閉合回路，形成閉合回路需三個條件：①電解質溶液；②兩電極直接或間接接觸；

③兩電極插入電解質溶液中。

3.工作原理

以鋅銅原電池為例

，uSO,溶液

-Cu

ZnS《溶液CuSO：溶液

(1)反應原理

電極名稱

負極

正極

電極材料

鋅片

銅片

電極反應

Zn-2e-===Zn2+

Cu2++2e-===Cu

反應類型

氧化反應

還原反應

電子流向

由Zn片沿導線流向Cu片

鹽橋中離子移向

鹽橋含飽和KCI溶液，K+移向正極，CI-移向負極

(2)鹽橋的組成和作用

①鹽橋中裝有飽和的KCLKN03等溶液和瓊膠制成的膠凍。

②鹽橋的作用：a.連接內電路，形成閉合回路；b.平衡電荷，使原電池不斷產生電流。

2.電解的原理

1.電解和電解池

(1)電解：在電流作用下，電解質在兩個電極上分別發生氧化反應和還原反應的過程。

⑵電解池：電能轉化為化學能的裝置。

⑶電解池的構成

①有與電源相連的兩個電極。

②電解質溶液(或熔融電解質)。

③形成閉合回路。

2.電解池的工作原理

Q）電極名稱及電極反應式（電解CuCI2溶液為例）

電源

,t

.

石5

電

極

電極名稱：gm】二廠電極名稱：陰極

反應類型：輒化反應一反應類型：避反應

三￡-

一

--三

電極反應式：-_電極反應式：Cu"+2e=Cu

CuClj容液

CuCl;==Cu+Cl,f

總反應式：-

（2）電子和離子的移動方向

①電子：從電源負極流出后，流向電解池陰極；從電解池的陽極流出后流向電源的正極。

②離子：陽離子移向電解池的陰極，陰離子移向電解池的陽極。

3.陰陽兩極上放電順序

Q）陰極：（與電極材料無關）。氧化性強的先放電，放電順序：

Al,/n?Ie■Sn'.Pb".H'.W.Fe^.Af

放電由堆到獨

（2）陽極：若是活性電極作陽極，則活性電極首先失電子，發生氧化反應。

若是惰性電極作陽極，放電順序為

放電由■到一

3.化學電源

1.日常生活中的三種電池

Q）堿性鋅鎰干電池??次電池

正極反應：2MnO2+2H2O+2e-===2MnOOH+20H-;

負極反應：Zn+20H--2e-===Zn(0H)2;

總反應：Zn+2MnO2+2H2O===2MnOOH+Zn(OH)2o

(2)鋅銀電池-----次電池

負極反應：Zn+20H--2e-===Zn(0H)2;

正極反應：人92。+京0+26-===2人9+20小；

總反應：Zn+Ag20+H2O===Zn(OH)2+2Ago

(3)二次電池(可充電電池)

鉛蓄電池是最常見的二次電池，負極材料是Pb,正極材料是PbO2o

①放電時的反應

a.負極反應：Pb+SO42--2e-===PbSO4;

b.正極反應:PbO2+4H++SO42-+2e-===PbS04+2H2O;

c.總反應：Pb+Pb02+2H2SO4===2PbSO4+2H2Oo

②充電時的反應

a.陰極反應：PbSC)4+2e-===Pb+SO42-;

b.陽極反應:PbSO4+2H2O