化学选修 化学反应原理各章知识点归纳整理.docx

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1、化学选修 化学反应原理各章知识点归纳整理高二化学选修4化学反应原理知识点整理 第一章 化学反应与能量 一、焓变 反应热 1反应热：一定条件下，一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量 2焓变(H)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应 符号： H 单位：kJ/mol 3.产生原因：化学键断裂吸热 化学键形成放热 放出热量的化学反应。(放热吸热) H 为“-”或H 0 常见的放热反应： 所有的燃烧反应 酸碱中和反应 大多数的化合反应 金属与酸的反应 生石灰和水反应 浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等 常见的吸热反应： 晶体Ba(OH)28H2O与NH4Cl 大多数的分解反应 以H2、C

2、O、C为还原剂的氧化还原反应 铵盐溶解等 二、热化学方程式 书写化学方程式注意要点: 热化学方程式必须标出能量变化。 热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态 热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。 热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数。只能表示物质的量，不能表示分子个数。 各物质化学计量数加倍，H加倍；反应逆向进行，H改变符号，数值不变。 三、燃烧热 1概念：25 ，101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。燃烧热的单位用kJ/mol表示。 注意以下几点： 研究条件：101 kPa 反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。 燃烧物的物质

3、的量：1 mol 研究内容：放出的热量。 四、中和热 1概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应生成1mol H2O，这时的反应热叫中和热。 2强酸与强碱的中和反应其实质是H+和OH-反应，其热化学方程式为： H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) H=57.3kJ/mol 3弱酸或弱碱电离要吸收热量，所以它们参加中和反应时的中和热小于57.3kJ/mol。 4中和热的测定实验 五、盖斯定律 1内容：化学反应的反应热只与反应的始态和终态有关，而与具体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之和高二化学选修4化学反应原来知识点归纳 1 与该反应一步完成的反应热是相

4、同的。 第二章化学反应速率与化学平衡 一、化学反应速率 1. 化学反应速率 定义：用来衡量化学反应的快慢，单位时间内反应物或生成物的物质的量的变化 表示方法：单位时间内反应浓度的减少或生成物浓度的增加来表示 计算公式：v=c/t单位：mol/ 影响因素： 决定因素：反应物的性质 条件因素：反应所处的条件 2. 注意：参加反应的物质为固体和液体，由于压强的变化对浓度几乎无影响，可以认为反应速率不变。 惰性气体对于速率的影响 恒温恒容时：充入惰性气体总压增大，但是各分压不变，各物质浓度不变反应速率不变 恒温恒体时：充入惰性气体体积增大各反应物浓度减小反应速率减慢 二、化学平衡 1、定义： 化学平衡

5、状态：一定条件下，当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时，反应体系中所有参加反应的物质的质量或浓度保持恒定，达到表面上静止的一种平衡，这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态。 2、化学平衡的特征 逆 等 动 定 变 高二化学选修4化学反应原来知识点归纳 2 3、判断平衡的依据 判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据 例举反应 mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g) 各物质的物质的量或各物质的物质的量的分数一定 混合物体系中 各成分的含量 各物质的质量或各物质质量分数一定 各气体的体积或体积分数一定 总体积、总压力、总物质的量一定 平衡 平衡 平衡 不一定平衡 在单位时间内消耗了m m

6、olA同时生成m molA，即V(正)=V(逆) 平衡 在单位时间内消耗了n molB同时消耗了p molC，则V(正)=V(逆) 平衡 正、逆反应 速率的关系 V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q，V(正)不一定等于V(逆) 在单位时间内生成n molB，同时消耗了q molD，因均指V(逆) m+np+q时，总压力一定 不一定平衡 不一定平衡 平衡 不一定平衡 平衡 不一定平衡 平衡 不一定平衡 平衡 压强 混合气体平均相对分子质量Mr 温度 体系的密度 其他 m+n=p+q时，总压力一定 Mr一定时，只有当m+np+q时 Mr一定时，但m+n=p+q时 任何反应都伴随着

7、能量变化，当体系温度一定时 密度一定 如体系颜色不再变化等 影响化学平衡移动的因素 1、浓度对化学平衡移动的影响影响规律：在其他条件不变的情况下，增大反应物的浓度或减少生成物的浓度，都可以使平衡向正方向移动；增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，都可以使平衡向逆方向移动 增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，所以平衡 不 移动。 在溶液中进行的反应，如果稀释溶液，反应物浓度减小，生成物浓度也减小，V正减小，V逆也减小，但是减小的程度不同，总的结果是化学平衡向反应方程式中化学计量数变大的方向移动。 2、温度对化学平衡移动的影响 影响规律：在其他条件不变的情况下，温度升高会使化学平衡向着吸热反应方向移

8、动，温度降低会使化学平衡向着放热反应方向移动。 3、压强对化学平衡移动的影响 影响规律：其他条件不变时，增大压强，会使平衡向着体积缩小方向移动；减小压强，会使平衡向着体积增大方向移动。 注意：改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动 气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学平衡移动规律相似 4、催化剂对化学平衡的影响：由于使用催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程度是等同的，所以平衡不移动。但是使用催化剂可以影响可逆反应达到平衡所需的时间。 高二化学选修4化学反应原来知识点归纳 3 5.勒夏特列原理：如果改变影响平衡的条件之一，平衡向着能够减弱这种改变的方向移动。 三、化学平衡常数 定义：在

9、一定温度下，当一个反应达到化学平衡时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数。 符号： K 使用化学平衡常数K应注意的问题： 1、表达式中各物质的浓度是变化的浓度 ，不是起始浓度也不是物质的量。 2、K只与温度 有关，与反应物或生成物的浓度无关。 3、反应物或生产物中有固体或纯液体存在时，由于其浓度是固定不变的，可以看做是1而不代入公式。 4、稀溶液中进行的反应，如有水参加，水的浓度不必写在平衡关系式中。 化学平衡常数K的应用: 1、化学平衡常数值的大小是可逆反应进行程度 的标志。K值越大，说明平衡时生成物的浓度越大，它的正反应方向 进行的程度越大，即该反应进行得越完全 ，反应物转

10、化率越高 。反之，则相反。 一般地，K105 时，该反应就进行得基本完全了。 2、可以利用K值做标准，判断正在进行的可逆反应是否平衡及不平衡时向哪个方向进行建立平衡。 Q K:反应向逆反应方向进行 3、利用K值可判断反应的热效应 若温度升高，K值增大，则正反应为吸热反应 若温度升高，K值减小，则正反应为放热反应 四、等效平衡 1、概念：在一定条件下，只是起始加入情况不同的同一可逆反应达到平衡后，任何相同组分的百分含量均相同，这样的化学平衡互称为等效平衡。 2、分类 定温，定容条件下的等效平衡 第一类：对于反应前后气体分子数不同的可逆反应：将加入的物质换成一边后与原来加入的物质的量相同。 第二类

11、：对于反应前后气体分子数相同的可逆反应：将加入的物质换成一边后与原来加入的物质的量相同成比例。 定温，定压的等效平衡 将加入的物质换成一边后与原来加入的物质的量相同成比例。 五、化学反应进行的方向 1、反应熵变与反应方向： 熵:物质的一个状态函数，用来描述体系的混乱度，符号为S. 单位：Jmol-1K-1 (2)体系趋向于有序转变为无序，导致体系的熵增加，这叫做熵增加原理，也是反应方向判断的依据。. 同一物质，在气态时熵值最大，液态时次之，固态时最小。即S(g)S(l)S(s) 2、反应方向判断依据 在温度、压强一定的条件下，化学反应的判定依据为： H-TS0 反应不能自发进行 注意：H为负，

12、S为正时，任何温度反应都能自发进行 H为正，S为负时，任何温度反应都不能自发进行 高二化学选修4化学反应原来知识点归纳 4 第三章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 单质 物质 强电解质： 强酸，强碱，大多数盐 。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4 纯净物 电解质 弱电解质： 弱酸，弱碱，极少数盐，水 。如HClO、NH3H2O、化合物

13、 Cu(OH)、HO 非电解质： 非金属氧化物，大部分有机物 。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2 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 非电解质共价化合物 注意：电解质、非电解质都是化合物 SO2、NH3、CO2等属于非电解质 强电解质不等于易溶于水的化合物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

14、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。 9、电离方程式的书写：用可逆符号 弱酸的电离要分布写 10、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， +- +-表示方法：ABA+BKi= A B/AB 11、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

15、离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。如：H2SO3H3PO4HFCH3COOHH2CO3H2SHClO 二、水的电离和溶液的酸碱性 1、水电离平衡：:水的离子积：KW = cH+cOH- 25时, H+=OH- =10-7 mol/L ; KW = H+OH- = 1*10注意：KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定 KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液 2、水电离特点：可逆 吸热 极弱 3、影响水电离平衡的外界因素： 高二化学选修4化学反应原来知识点归纳 5 -14 酸、碱 ：抑制水的电离 KW1*10-14 温度：促进水的电离 易水解的盐：促进水的电离 KW 1*10-144、溶液的酸碱

16、性和pH： pH=-lgcH+ pH的测定方法： 酸碱指示剂 甲基橙 、 石蕊 、 酚酞 。 变色范围：甲基橙 3.14.4 石蕊5.08.0 酚酞8.210.0 pH试纸 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：事先不能用水湿润PH试纸；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： H+混 =/ 2、强碱与强碱的混合： OH-混/ (注意 :不能直接计算H+混) 3、强酸与强碱的混合： 四、稀释过程溶液pH值的变化规律： 1、强酸溶液：稀释10n倍时，pH稀 = pH原+ n 2、弱酸溶液：稀释10n倍时，pH稀 p

17、H原+n 3、强碱溶液：稀释10n倍时，pH稀 = pH原n 4、弱碱溶液：稀释10n倍时，pH稀 pH原n 5、不论任何溶液，稀释时pH均是向7靠近；任何溶液无限稀释后pH均接近7 6、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、强酸强碱混和计算规律 1、若等体积混合 pH1+pH2=14 则溶液显中性pH=7 pH1+pH215 则溶液显碱性pH=pH2-0.3 pH1+pH213 则溶液显酸性pH=pH1+0.3 2、若混合后显中性 pH1+pH2=14 V酸：V碱=1：1 pH1+pH214 V酸：V碱=1：1014-五、酸碱中和滴定： 1、中和滴定的原理

18、 +-实质：H+OH=H2O 即酸能提供的H和碱能提供的OH物质的量相等。 2、中和滴定的操作过程： 仪滴定管的刻度，O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，也不得中途向滴定管中添加。滴定管可以读到小数点后 一位 高二化学选修4化学反应原来知识点归纳 6 药品：标准液；待测液；指示剂。 准备过程： 准备：检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面。装溶液排气泡调液面记数据V(始) 试验过程 3、酸碱中和滴定的误差分析 误差分析：利用n酸c酸V酸=n碱c碱V碱进行分析 式中：n酸或碱

19、中氢原子或氢氧根离子数；c酸或碱的物质的量浓度； V酸或碱溶液的体积。当用酸去滴定碱确定碱的浓度时，则： c碱=n酸c酸V酸n碱V碱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V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；V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V酸减小，则c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，c碱的误差与V酸的变化成正比，即当V酸的实测值大于

20、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。 六、盐类的水解 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OH-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H+或OH-结合,生成弱电解质，破坏水的电离，是平衡向右移动，促进水的电离向右移动。 3、盐类水解规律： 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。 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:Na2CO3 NaHCO3) 4、盐类水解的特点：可逆 程度小 吸热 5、影响盐类水解的外界因素： 温度：温度

21、越 高 水解程度越大 浓度：浓度越小，水解程度越 大 酸碱：促进或抑制盐的水解 6、酸式盐溶液的酸碱性： 只电离不水解：如HSO4-显 酸 性 电离程度水解程度，显 酸 性 水解程度电离程度，显 碱 性 7、双水解反应： 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。 常见的双水解反应完全的为：Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；S2-与NH4+；CO32-(HCO3-)与NH4+其特点是相互水解成沉淀或气体。双水解完全的离子方程高二化学选修4化学反应原来知识点归纳 7

22、式配平依据是两边电荷平衡，如：2Al3+ + 3S2- + 6H2O = 2Al(OH)3+ 3H2S 8、盐类水解的应用： 水解的应用 1、净水 2、去油污 明矾净水 用热碱水冼油污物品 实例 3+原理 Al+3H2O Al(OH)3(胶体)+3H CO3+H2O HCO3+OH 2-3+ + 配制FeCl3溶液时常加入Fe+3H2O Fe(OH)3+3H 少量盐酸 3、药品的保存 配制Na2CO3溶液时常加入少量NaOH 若不然，则： 由MgCl26H2O制无水MgCl2 4、制备无水盐 在HCl气流中加热 用Al2(SO4)3与NaHCO3溶液5、泡沫灭火器 混合 6、比较盐溶液中离子浓

23、度的大小 比较NH4Cl溶液中离子浓度的大小 NH4+H2O NH3H2O+H c(Cl)c(NH4)c(H)c(OH) -+-+CO3+H2O HCO3+OH 2- MgCl26H2O Mg(OH)2+2HCl+4H2O Mg(OH)2 MgO+H2O Al+3HCO3=Al(OH)3+3CO2 3+-9、水解平衡常数 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 电离、水解方程式的书写原则 1、多元弱酸的电离的书写原则：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

24、。 2、多元弱碱的电离书写原则：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： 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 物料守恒: 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 质子守恒：即水电离出的H+浓度与OH-浓度相等。 九、难溶电解质的溶解平衡 高二化学选修4化学反应原来知识点归纳 8 1、难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识 溶解度 小于 0.01g的电解质称难溶电解质。 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

25、-7mol/LHg2+Fe3+Cu2+H+(指酸电离的)Pb2+Sn2+Fe2+Zn2+Al3+Mg2+Na+Ca2+K+ 阴离子的放电顺序 是惰性电极时：S2-I-Br-Cl-OH-NO3-SO42-(等含氧酸根离子)F-(SO32-/MnO4-OH-) 是活性电极时：电极本身溶解放电 注意先要看电极材料，是惰性电极还是活性电极，若阳极材料为活性电极电解水型：含氧酸，强碱，活泼金属含氧酸盐 电解电解质型：无氧酸，不活泼金属的无氧酸盐 放氢生碱型：活泼金属的无氧酸盐 放氧生酸型：不活泼金属的含氧酸盐 二、电解原理的应用 1、电解饱和食盐水以制造烧碱、氯气和氢气 、电镀应用电解原理在某些金属表面

26、镀上一薄层其他金属或合金的方法 、电极、电解质溶液的选择： 阳极：镀层金属，失去电子，成为离子进入溶液 M ne = M n+ 阴极：待镀金属：溶液中的金属离子得到电子，成为金属原子，附着在金属表面 M n+ + ne = M 电解质溶液：含有镀层金属离子的溶液做电镀液 镀铜反应原理 阳极(纯铜)：Cu-2e-=Cu2+，阴极(镀件)：Cu2+2e-=Cu， 电解液：可溶性铜盐溶液，如CuSO4溶液 、电镀应用之一：铜的精炼 阳极：粗铜；阴极： 纯铜电解质溶液： 硫酸铜 3、电冶金 、电冶金：使矿石中的 金属阳离子 获得电子，从它们的化合物中还原出来用于冶炼活泼金属，如钠、镁、钙、铝 、电解氯

27、化钠： 通电前，氯化钠高温下熔融：NaCl = Na + + Cl 通直流电后：阳极：2Na+ + 2e = 2Na 阴极：2Cl 2e = Cl2 规律总结：原电池、电解池、电镀池的判断规律 若无外接电源，又具备组成原电池的三个条件。有活泼性不同的两个电极；两极用导线互相连接成直接插入连通的电解质溶液里；较活泼金属与电解质溶液能发生氧化还原反应，只要同时具备这三个条件即为原电池。 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；当阴极为金属，阳极亦为金属且与电解质溶液中的金属离子属同种元素时，则为电镀池。 若多个单池相互串联，又有外接电源时，则与电源相连接的装置为电解池成电镀池。

28、若无外接电源时，先选较活泼金属电极为原电池的负极，有关装置为原电池，其余为电镀池或电解池。 高二化学选修4化学反应原来知识点归纳 12 原电池，电解池，电镀池的比较 电解池 将电能转变成化学能的装置 非自发反应 有电源，两级材料可同可不同 电镀池 应用电解原理在某些金属表面镀上一侧层其他金属 非自发反应 有电源 性质 类别 原电池 定义 反应特征 装置特征 形成条件 将化学能转变成电能的装置 自发反应 无电源，两级材料不同 活动性不同的两极 电解质溶液 形成闭合回路 两电极连接直流电源 1镀层金属接电源正极，待两电极插入电解质溶液 镀金属接负极；2电镀液必形成闭合回路 须含有镀层金属的离子 电

29、极名称 负极：较活泼金属 阳极：与电源正极相连 名称同电解，但有限制条件 正极：较不活泼金 阳极：必须是镀层金属 属 阴极：与电源负极相连 阴极：镀件 负极：氧化反应，金属失去电子 正极：还原反应，溶液中的阳离子的电子或者氧气得电子 负极正极 阳离子向正极移动 阴离子向负极移动 阳极：氧化反应，溶液中的阴离子失去电子，或电极金属失电子 阴极：还原反应，溶液中的阳离子得到电子 电源负极阴极 电源正极阳极 阳离子向阴极移动 阴离子向阳极移动 阳极：金属电极失去电子 阴极：电镀液中阳离子得到电子 同电解池 同电解池 电极反应 电子流向 溶液中带电粒子的移动 联系 在两极上都发生氧化反应和还原反应 原

30、电池与电解池的极的得失电子联系图： 阳极(失) e- 正极 e- 负极 e- 阴极 第四节 金属的电化学腐蚀和防护 一、金属的电化学腐蚀 金属腐蚀内容： 金属腐蚀的本质：都是金属原子 失去 电子而被氧化的过程 金属腐蚀的分类： 化学腐蚀 金属和接触到的物质直接发生化学反应而引起的腐蚀 电化学腐蚀 不纯的金属跟电解质溶液接触时，会发生原电池反应。比较活泼的金属失去电子而被氧化，这种腐蚀叫做电化学腐蚀。 化学腐蚀与电化腐蚀的比较 条件 现象 本质 关系 电化腐蚀 不纯金属或合金与电解质溶液接触 有微弱的电流产生 较活泼的金属被氧化的过程 化学腐蚀 金属与非电解质直接接触 无电流产生 金属被氧化的过

31、程 化学腐蚀与电化腐蚀往往同时发生，但电化腐蚀更加普遍，危害更严重 13 高二化学选修4化学反应原来知识点归纳 、电化学腐蚀的分类： 析氢腐蚀腐蚀过程中不断有氢气放出 条件：潮湿空气中形成的水膜,酸性较强 电极反应：负极: Fe 2e- = Fe2+ 正极: 2H+ + 2e- = H2 总式：Fe + 2H+ = Fe2+ + H2 吸氧腐蚀反应过程吸收氧气 条件：中性或弱酸性溶液 电极反应：负极: 2Fe 4e- = 2Fe2+ 正极: O2+4e- +2H2O = 4OH- 总式：2Fe + O2 +2H2O =2 Fe(OH)2 离子方程式：Fe2+ + 2OH- = Fe(OH)2

32、生成的 Fe(OH)2被空气中的O2氧化，生成 Fe(OH)3 ， Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3 Fe(OH)3脱去一部分水就生成Fe2O3x H2O 规律总结： 金属腐蚀快慢的规律：在同一电解质溶液中，金属腐蚀的快慢规律如下： 电解原理引起的腐蚀原电池原理引起的腐蚀化学腐蚀有防腐措施的腐蚀 防腐措施由好到坏的顺序如下： 外接电源的阴极保护法牺牲负极的正极保护法有一般防腐条件的腐蚀无防腐条件的腐蚀 二、金属的电化学防护 1、利用原电池原理进行金属的电化学防护 、牺牲阳极的阴极保护法 原理：原电池反应中，负极被腐蚀，正极不变化 应用：在被保护的钢铁设备上装上若干锌块，腐蚀锌块保护钢铁设备 负极：锌块被腐蚀；正极：钢铁设备被保护 、外加电流的阴极保护法 原理：通电，使钢铁设备上积累大量电子，使金属原电池反应产生的电流不能输送，从而防止金属被腐蚀 应用：把被保护的钢铁设备作为阴极，惰性电极作为辅助阳极，均存在于电解质溶液中，接上外加直流电源。通电后电子大量在钢铁设备上积累，抑制了钢铁失去电子的反应。 2、改变金属结构：把金属制成防腐的合金 3、把金属与腐蚀性试剂隔开：电镀、油漆、涂油脂、表面钝化等 高二化学选修4化学反应原来知识点归纳 14