练习与实践教学教案设计

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 反应所放出或吸收的热量

2．焓变(ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应（1）.符号： （2）.单位： 3.产生原因：化学键断裂— 热 化学键形成—— 热

放热反应 (放热 吸热) △H 为“ ”或△H 0 吸热反应 （吸热 放热）△H 为“ ”或△H 0 ☆

常见放热反应：①

②

③

④

⑤

☆

常见的吸热反应：①

l②

③

二、热化学方程式 书写化学方程式注意要点: ①必须标出能量变化。

②必须标明聚集状态（ 分别表示固

液

气态，水溶液中溶质用 表示） ③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。 ④热化学方程式中的化学计量数可以是 ，也可以是 ⑤各物质系数加倍，△H ；反应逆向进行，△H 三、燃烧热

1．概念：25 ℃，101 kPa时， 。燃烧热的单位用 表示。 ※注意：①研究条件：101 kPa ②反应程度：完全燃烧，产物是 。

③燃烧物的物质的量： ④内容：放出的热量。（ΔH 0，单位 ）

四、中和热

1．概念： 溶液中， 的反应热。

2．强酸与强碱的中和反应其实质是 和 反应，其热化学方程式为： 3．弱酸或弱碱 ，所以它们反应时的中和热 57.3kJ/mol。

4．中和热的测定实验

用品仪器

：大烧杯（500ml）

、小烧杯（100ml）

、 、 量筒（50ml 2只

）、 、

硬纸板或泡沫塑料板（有2孔）、泡沫塑料或碎纸条 盐酸（0.50mol/L）氢氧化钠溶液（0.55mol/L） 实验步骤

：

计算公式：

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误差分析

五、盖斯定律

1．内容：化学反应的反应热只与反应 （各反应物）和 （各生成物）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 。

2．使用方法

3.反应热的计算

第二章

化学反应速率和化学平衡

一、化学反应速率

1. 化学反应速率（v）

⑴

定义：衡量反应快慢，单位时间内反应物或生成物的量的变化

⑵

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

⑶

计算公式：

（υ：平均速率，Δc：浓度变化）单位：

⑷

影响因素：①

决定因素（内因）：

（决定因素）

②

条件因素（外因）：反应所处的条件2.反应物浓度、气体压强、温度、催化剂对反应速率的影响

条件变化

单位体积内

分子总数

活化分子百分数

单位体积内

活化分子总数

V变化

光、电磁波、超声波、固体反应物

颗粒大小、溶剂等

※注意：（1）固体和液体，由于压强对浓度几乎无影响，反应速率不变。

（2）、惰性气体对于速率的影响

①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

②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

（一）1.定义：

2、化学平衡的特征

逆（研究前提是

反应）

等（

的正逆反应速率相等）

动（动态平衡）

定（各物质的浓度与质量分数

）

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变（条件改变，平衡发生变化）

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

混合物体系中

各成分的含量

mA(g)+nB(g)

pC(g)+qD(g) ①各物质的物质的量或各物质的物质的量的分数一定

②各物质的质量或各物质质量分数一定

③各气体的体积或体积分数一定

④总体积、总压强、总物质的量一定

①在单位时间内消耗了m molA同时生成m molA，即V(正)=V(逆) 正、逆反应

速率的关系

②在单位时间内消耗了n molB同时消耗了p molC，则V(正)=V(逆) ③V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q，V(正)不一定等于V(逆) ④在单位时间内生成n molB，同时消耗了q molD，因均指V(逆) 压强

混合气体平均相对分子质量Mr 温度

体系的密度

其他

①m+n≠p+q时，总压强一定（其他条件一定）

②m+n=p+q时，总压强一定（其他条件一定）

①Mr一定时，只有当m+n≠p+q时

②Mr一定时，但m+n=p+q时

任何反应都伴随着能量变化，当体系温度一定时（其他不变）

密度一定

如体系颜色不再变化等

平衡

（

）

平衡

（

）

平衡

（

）

不一定平衡

不一定平衡

（

）

（

）

（

）

（

）

平衡

（

）

平衡

（二）影响化学平衡移动的因素

1、浓度对化学平衡移动的影响(1)其他条件不变，增大反应物的浓度或减少生成物的浓度，平衡向

移动；增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，平衡向

移动。

（2）增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，所以平衡

移动

（3）溶液中的反应，如稀释溶液，反应物浓度减小，生成物浓度也减小，

V正减V逆也减小，但是减小的程度不同，平衡向方程式中计量数之和大的方向移动。

小，2、温度对化学平衡移动的影响

其他条件不变，温度升高平衡向_____移动，温度降低平衡向

方向移动。

3、压强对化学平衡移动的影响

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其他条件不变，增大压强，平衡向

移动；减小压强，平衡向

移动。

注意：（1）改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动

（2）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：由于催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程度是

的，所以平衡

。但是使用正催化剂可以

达到平衡所需的时间_。

5.勒夏特列原理（平衡移动原理）：如果改变影响平衡的条件之一（如温度，压强，浓度），平衡向着能

的方向移动。

三、化学平衡常数

（符号

）

（一）定义：一定温度下，达到化学平衡时，

_比值。

（二）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

。

2、K只与

有关，与反应物或生成物的浓度无关。

3、反应物或生产物中固体或纯液体，由于其浓度是固定不变的。

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。

（三）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

的标志。K值越大，说明平衡时

的浓度越大，它的

进行的程度越大，即该反应进行得越完全，反应物转化率越___。反之，则相反。

一般地，K>105时，该反应就进行得基本完全了。

2、利用K值做标准，可判断正在进行的可逆反应是否平衡及建立平衡的方向。（Q：浓度积）

Q

K:反应向正反应方向进行; Q

K:反应处于平衡状态

; 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

反应

若温度升高，K值减小，则正反应为

反应

＊四、等效平衡

1、概念：一定条件下（定温、定容或定温、定压），同一可逆反应经不同途径达到平衡后，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

（1）等温，等容条件下的等效平衡

第一类：对于反应前后气体分子数改变的可逆反应：

第二类：对于反应前后气体分子数不变的可逆反应：

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（2）等温，等压的等效平衡：

五、化学平衡图像问题

看懂图像（面、线、点、势）--联想规律---分析判断

六、化学反应进行的方向

1、反应熵变与反应方向：

（1）熵:一个状态函数，用来描述体系的混乱度，符号为S.

单位：J•mol-1•K-1

(2)体系趋向于有序变为无序，导致体系的熵增加，这叫做

原理，也是反应方向判断的依据。. （3）同一物质，气态、液态、固态时熵值关系为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，化学反应的判断依据为：

ΔG=ΔH-TΔS 0 反应能自发进行

ΔH-TΔS 0 反应达到平衡状态

ΔH-TΔS 0 反应不能自发进行

注意：（1）ΔH为负，ΔS为正时，任何温度反应都能自发进行

（2）ΔH为正，ΔS为负时，任何温度反应都不能自发进行

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

中或

状态下能导电的

。

非电解质

：

强电解质

：

。

弱电解质：

。

下列物质中HCl、NaOH、NaCl、BaSO4

、HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、H2O

、SO3、CO2、CCl4、CH2=CH2属非电解质

的有：

属强电解质

的有：

。

属弱电解质的有：

2、电解质与非电解质本质区别：

电解质的强弱与导电性、溶解性

关。

3、电离平衡：在一定的条件下，当

时，电离过程就达到了

平衡状态

。

4、影响电离平衡的因素：

A、温度：电离一般

热，升温电离平衡向

移动。

B、浓度：浓度越大，电离程度

；溶液稀释时，电离平衡向

移动。

C、同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会

电离。

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D、其他外加试剂：加入能与弱电解质电离的某种离子反应的物质，

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。

）

+- 表示方法：ABA+BKi=

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：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO 二、水的电离和溶液的酸碱性

1、水电离平衡：:

水的离子积：KW =

；

25℃时, ; KW =

=

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，适用于任何稀溶液（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

：

水的电离

②温度：

水的电离（因为水的电离是

热的）

③能水解的盐：

水的电离

4、溶液的酸碱性和pH：

（1）pH=

] （2）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

3.1~4.4（橙色）

石蕊5.0~8.0（紫色）

酚酞8.2~10.0（浅红色）

pH试纸

—操作

。

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

1、强酸与强酸的混合：（先求[H+]混：将两种酸中的H+离子物质的量相加除以总体积，再求其它）

[H+]混

=（[H+]1V1+[H+]2V2）/（V1+V2）

2、强碱与强碱的混合：（先求[OH-]混：将两种酸中的OH-离子物质的量相加除以总体积，再求其它）

[OH-]混＝（[OH-]1V1+[OH-]2V2）/（V1+V2）

(注意

:不能直接计算[H+]混) 第

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3、强酸与强碱的混合：（先据H+ + OH- ==H2O计算余下的H+或OH-，①H+有余，则用余下的H+数除以溶液总体积求[H+]混；OH-有余，则用余下的OH-数除以溶液总体积求[OH-]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10n倍时，pH稀

pH原+ n

（但始终不能

7）

2、弱酸溶液：稀释10n倍时，pH稀

pH原+n

（但始终不能

7）

3、强碱溶液：稀释10n倍时，pH稀

pH原－n

（但始终不能

7）

4、弱碱溶液：稀释10n倍时，pH稀

pH原－n

（但始终不能

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7 6、稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化

，强酸、强碱变化

。

五、酸碱中和滴定：

1、中和滴定的原理

—实质：H++OH=H2O

即酸能提供的H+和碱能提供的OH-物质的量

。

2、中和滴定的操作过程：

（1）滴定管的刻度，O刻度在

，往下刻度标数越来越大，全部容积

它的最大刻度值。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）药品：标准液；待测液；指示剂。

（3）准备过程：

准备：检漏、

、

、

、赶气泡、调液面。

（4）实验过程及滴定终点的判断

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

六、盐类的水解

1、定义：

。

2、水解的实质：水溶液中盐电离出来的弱离子跟水电离出来的H+或OH-结合,破坏水的电离，使平衡向

移动，

水的电离。

3、盐类水解规律：

①有

才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁

显谁性，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:Na2CO3

＞NaHCO3) 4、盐类水解的特点：（1）

（2）

（3）

5、影响盐类水解的外界因素：

①温度：温度越

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

（越稀越水解）

③酸碱：促进或抑制盐的水解（H+促进

水解而

阳离子水解；

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OH

）

6、酸式盐溶液的酸碱性：

①只电离不水解：如HSO4-

显

酸

性

②电离程度＞水解程度，显

性

（如: HSO3-

、H2PO4-）

③水解程度＞电离程度，显

性

（如：HCO3-

、HS-

、HPO42-）

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。

（2）常见的双水解反应完全的为：Fe3++与AlO2-、CO32-(HCO3-))；Al3+与AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)。其特点是相互水解成沉淀或气体。离子方程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

净水

去油污

明矾净水

实例

原理

用热碱水冼油污物品

①配制FeCl3溶液时常加入少量盐酸

②配制Na2CO3溶液时常加入少量NaOH △

CO3+H2O HCO3+OH 2---

CO3+H2O HCO3+OH 2---药品的保存

制备无水盐

若不然，则：

由MgCl2·6H2O制无水MgCl2

△

MgCl2·6H2O Mg(OH)2+2HCl+4H2O 在HCl气流中加热

△

Mg(OH)2 MgO+H2O 用Al2(SO4)3与NaHCO3溶液混合

比较NH4Cl溶液中离子浓度的大小

NH4+H2O NH3·H2O+H -++-c(Cl)>c(NH4)>c(H)>c(OH) ++泡沫灭火器

比较盐溶液中离子浓度的大小

9、水解平衡常数

（Kh）

强碱弱酸盐：Kh =Kw/Ka

强酸弱碱盐：Kh =Kw/Kb

（Kw为该温度下水的离子积，Ka为该条件下该弱酸电离平衡常数；Kb为该条件下该弱碱的电离平衡常数）

七．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

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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

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H+浓度与OH-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

以下的离子反应为完全反应。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10-5mol/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：

（5）溶解平衡常为吸热，但Ca(OH)2为放热，升温其溶解度减少。

（6）溶解平衡存在的一般前提是：存在沉淀，否则不存在平衡。

2、溶解平衡方程式的书写

注意在沉淀后用(s)标明状态，并用“

”。如：Ag2S(s)

2Ag+(aq）+ S2-(aq) 3、沉淀生成的三种主要方式

（1）加沉淀剂法：Ksp越小，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：如除去MgCl2溶液中FeCl3可以

加入

（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

。

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。

AgNO3

AgCl()

AgBr（淡黄色）

AgI（黄色）

Ag2S（黑色）

6、溶度积（KSP）

⑴表达式：AmBn(s)

mAn+(aq)+nBm-(aq)

KSP= [c(An+)]m

•[c(Bm-)]n

⑵影响溶解平衡的因素：决定因素是

外因：①浓度：加水，平衡向

方向移动。

②温度：升温，多数平衡向

方向移动。

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⑶、溶度积规则

QC（离子积）

KSP

有沉淀析出

QC

KSP

平衡状态

QC

KSP

未饱和，继续溶解

第四章

电化学基础

一．原电池：

1、概念：化学能转化为电能的装置叫做原电池

2、组成条件：①

②

③

3、电子：外电路：

极——导线——

极

内电路：盐桥中

离子移向负极的电解质溶液，

离子移向正极溶液。

4、电极反应：以锌铜原电池为例：

负极：

反应：

正极：

反应：

总反应式：

5、正、负极的判断：

（1）从电极材料：一般

为负极；或金属为负极，非金属为正极。

（2）从电子的流动方向和电流方向

（3）从发生反应

（4）根据电解质溶液内离子的移动方向

（5）根据实验现象

二．

化学电池

1、电池的分类：化学电池、太阳能电池、原子能电池

2、化学电池：借助于化学能直接转变为电能的装置

3、化学电池的分类：

一次电池

、

二次电池

、

燃料电池

一次电池

1、常见一次电池：碱性锌锰电池、锌银电池、锂电池等

二次电池

又叫充电电池

1.铅蓄电池的电极反应

放电：

负极（铅）：

正极（氧化铅）：

充电：阴极：

阳极：

两式可以写成一个可逆反应：PbO2＋Pb＋2H2SO4

2PbSO4↓＋2H2O

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充电

放电

2．目前已开发出新型蓄电池：银锌电池、镉镍电池、氢镍电池、锂离子电池、聚合物锂离子电池

燃料电池

1、燃料电池：使燃料与氧化剂反应直接产生电流的一种化学电池

2、电极反应：一般燃料电池发生的电化学反应的最终产物与燃烧产物相同，可根据燃烧反应写出总的电池反应，但不注明反应的条件。，负极发生氧化反应，正极发生还原反应，不过要注意一般电解质溶液要参与电极反应。以氢氧燃料电池为例，铂为正、负极，介质分为酸性、碱性和中性。

当电解质溶液呈酸性时：

负极：

正极：

当电解质溶液呈碱性时：

负极：

正极：

甲烷燃料电池是用金属铂片插入KOH溶液作电极，在两极上分别通甲烷和氧气。电极反应式为：

负极：

；

正极：

。

电池总反应式为：

3、燃料电池的优点：能量转换率高、废弃物少、运行噪音低

三．电解原理

1、电解池：把电能转化为化学能的装置电解槽

2、电解：直流电通过电解质溶液，在阴阳两极引起氧化还原反应的过程

3、放电：当离子到达电极时，失去或获得电子，发生氧化还原反应的过程

4、电子流向：

（电源）负极—（电解池）阴极—（离子定向运动）电解质溶液—（电解池）阳极—（电源）正极

5、电极名称及反应：

阳极：与直流电源的

相连的电极，发生

反应

阴极：与直流电源的

相连的电极，发生

反应

6、电解CuCl2溶液的电极反应：

阳极：

) 阴极：

总反应式：

电解质溶液的导电过程，就是电解质溶液的电解过程

阴极（阳离子）放电顺序

Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+)>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+

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阳极放电顺序

惰性电极时：S2->I->Br->Cl->OH->含氧酸根离子>F-(SO32-/MnO4->OH-) 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（Fe、Cu)等金属，则阳极反应为电极材料失去电子，变成离子进入溶液；若为惰性材料，则根据阴阳离子的放电顺序，依据阳氧阴还的规律来书写电极反应式。

用惰性电极电解电解质溶液规律

电解类型

四、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

阳极：

) 阴极：

总反应式：

2.电镀

（1）应用电解原理在某些金属表面镀上一薄层其他金属或合金的方法

（2）、电极、电解质溶液的选择：

阳极：（镀层金属）

M— ne — == M n+

阴极：待镀金属（镀件）：

M n+ +

ne — == M 电解质溶液：含有镀层金属离子的溶液做电镀液

（3）、电镀应用之一：铜的精炼

阳极：

；

阴极：

电解质溶液：

3、电冶金

（1）、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、铝

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电解质分类

实例

电极反应特点

pH变化

溶液复原应加

（2）、电解氯化钠：

—通电前，氯化钠高温下熔融：NaCl == Na + + Cl

通直流电后：阳极：

阴极：

☆规律总结：原电池、电解池、电镀池的判断规律

（1）若无外接电源，又具备组成原电池的三个条件即为原电池。

（2）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。

（3）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或电镀池。若无外接电源时，先选较活泼金属电极为原电池的负极（电子输出极），有关装置为原电池，其余为电镀池或电解池。

☆

☆

☆

☆

☆

原电池，电解池，电镀池的比较

类别

定义

（装置特点）

是否是自发反应

装置特

征

形成条件

原电池

将化学能转变成电能的装置

电解池

将电能转变成化学能的装置

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

活动性不同的两极

电解质溶液

形成闭合回路

负极：较活泼金属

正极：较不活泼金属（能导电非金属）

有电源，两级材料可同可不同

镀层金属接电源正极，待镀金属接负极；电镀液必须含有镀层金属的离子

名称同电解，但有限制条件

阳极：必须是镀层金属

阴极：镀件

电极名

称

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电极反

应

阳极：金属电极失去电子

阴极：电镀液中阳离子得到电子

电子流

向

带电粒子移动

联系

（）极→（）极

电源（）极→（）极

（）极→电源（）极

阳离子向（）极移动

阴离子向（）极移动

阳离子向（）极移动

阴离子向（）极移动

同电解池

同电解池

在两极上都发生氧化反应和还原反应

五．

金属的电化学腐蚀和防护

1、金属的电化学腐蚀

金属腐蚀的本质：都是金属原子

电子而被氧化的过程

条件

现象

本质

关系

电化腐蚀

不纯金属或合金与

接触

有（

）产生

（

）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

2、电化学腐蚀的分类：

析氢腐蚀——腐蚀过程中不断有氢气放出

①条件：潮湿空气中形成的水膜,酸性较强（水膜中溶解有CO2、SO2、H2S等气体）

②电极反应：负极:

正极:

总式：

吸氧腐蚀——反应过程吸收氧气

①条件：中性或弱酸性溶液

②电极反应：负极:

正极:

-

总式：

生成的

Fe(OH)2被空气中的O2氧化，生成

Fe(OH)3

，

反应式为3

Fe(OH)3脱去一部分水就生成Fe2O3·x H2O（铁锈主要成分）

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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

3.金属的电化学防护

（1）、牺牲阳极的阴极保护法

原理：原电池反应中，（

）极被腐蚀，（

）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

（2）、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，从而防止金属被腐蚀

应用：把被保护的钢铁设备作为阴极，

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。

其他保护：1、改变金属结构：把金属制成防腐的合金

2、把金属与腐蚀性试剂隔开：电镀、油漆、涂油脂、表面钝化等

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