高中化學電解池知識點歸納

高中的化學課本內容面廣量大，知識點多，學生面臨着大量的知識點，經常會遺漏一些重要知識，你還記得電解池的知識點嗎?下面是本站小編為大家整理的高中化學重要的知識點，希望對大家有用!

　　高中化學電解池知識點

一、電解的原理

1.電解定義

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。

2.能量轉化形式

電能轉化為化學能。

3.電解池

(1)構成條件

①有與電源相連的兩個電極。

②電解質溶液(或熔融鹽)。

③形成閉合迴路。

4.分析電解過程的思維程序

(1)首先判斷陰、陽極，分析陽極材料是惰性電極還是活潑電極。

(2)再分析電解質水溶液的組成，找全離子並分陰、陽兩組(不要忘記水溶液中的H+和OH-)。

(3)然後排出陰、陽兩極的放電順序

陰極：陽離子放電順序：

Ag+>Fe3+>Cu2+>H+(酸)>Fe2+>Zn2+>H+(水)>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+。

陽極：

活潑電極>S2->I->Br->Cl->OH->含氧酸根離子。

(4)分析電極反應，判斷電極產物，寫出電極反應式，要注意遵循原子守恆和電荷守恆。

(5)最後寫出電解反應的總化學方程式或離子方程式。

二、電解原理的應用

1.電解飽和食鹽水

(1)電極反應

陽極反應式：2Cl--2e-=Cl2↑(氧化反應)

陰極反應式：2H++2e-=H2↑(還原反應)

(2)總反應方程式

2NaCl+2H2O2NaOH+H2↑+Cl2↑

離子反應方程式：2Cl-+2H2O

2OH-+H2↑+Cl2↑

(3)應用：氯鹼工業制燒鹼、氯氣和氫氣。

2.電鍍

以金屬表面鍍銀為例，

(1)鍍件作陰極，鍍層金屬銀作陽極。

(2)電解質溶液是AgNO3溶液等含鍍層金屬陽離子的鹽溶液。

(3)電極反應：

陽極：Ag-e-=Ag+;

陰極：Ag++e-=Ag。

(4)特點：陽極溶解，陰極沉積，電鍍液的濃度不變。

3.電解精煉銅

(1)電極材料：陽極為粗銅;陰極為純銅。

(2)電解質溶液：含Cu2+的鹽溶液。

(3)電極反應：

陽極：

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：

陽極：

2Cl--2e-=Cl2↑;

陰極：

2Na++2e-=2Na。

(2)冶煉鋁

2Al2O3(熔融)4Al+3O2↑

電極反應：

陽極：6O2--12e-=3O2↑;

陰極：4Al3++12e-=4Al。

　　高中化學基礎知識

1.金屬腐蝕的本質

金屬原子失去電子變為金屬陽離子，金屬發生氧化反應。

2.金屬腐蝕的類型

(1)化學腐蝕與電化學腐蝕

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類型	化學腐蝕	電化學腐蝕
條件	金屬跟非金屬單質直接接觸	不純金屬或合金跟電解質溶液接觸
現象	無電流產生	有微弱電流產生
本質	金屬被氧化	較活潑金屬被氧化
聯繫	兩者往往同時發生，電化學腐蝕更普遍

(2)析氫腐蝕與吸氧腐蝕

以鋼鐵的腐蝕為例進行分析：

類型	析氫腐蝕	吸氧腐蝕
條件	水膜酸性較強(pH≤4.3)	水膜酸性很弱或呈中性
負極反應	Fe－2e－=Fe2＋	Fe－2e－=Fe2＋
正極反應	2H＋＋2e－=H2↑	O2＋2H2O＋4e－=4OH-
總反應	Fe＋2H＋=Fe2＋＋H2↑ 2Fe＋O2＋2H2O=2Fe(OH)2
聯繫	吸氧腐蝕更普遍

3.金屬的防護

(1)電化學防護

①犧牲陽極的陰極保護法—原電池原理

a.負極：比被保護金屬活潑的金屬;

b.正極：被保護的金屬設備。

②外加電流的陰極保護法—電解原理

a.陰極：被保護的金屬設備;

b.陽極：惰性金屬或石墨。

(2)改變金屬的內部結構，如製成合金、不鏽鋼等。

(3)加防護層，如在金屬表面噴油漆、塗油脂、電鍍、噴鍍或表面鈍化等方法。

【注意點】

1.判斷金屬腐蝕快慢的規律

(1)對同一電解質溶液來説，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>化學腐蝕>有防腐措施的腐蝕。

(2)對同一金屬來説，在不同溶液中腐蝕速率的快慢：強電解質溶液中>弱電解質溶液中>非電解質溶液中。

(3)活動性不同的兩種金屬，活動性差別越大，腐蝕速率越快。

(4)對同一種電解質溶液來説，電解質濃度越大，金屬腐蝕越快。

2.兩種保護方法的比較

外加電流的陰極保護法保護效果大於犧牲陽極的陰極保護法。

　　高中化學選修知識點

原子結構與性質

1、電子雲：用小黑點的疏密來描述電子在原子核外空間出現的機會大小所得的圖形叫電子雲圖。離核越近，電子出現的機會大，電子雲密度越大;離核越遠，電子出現的機會小，電子雲密度越小。

2、電子層(能層)：根據電子的能量差異和主要運動區域的不同，核外電子分別處於不同的電子層.原子由裏向外對應的電子層符號分別為K、L、M、N、O、P、Q.

3、原子軌道(能級即亞層)：處於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動，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軌道較複雜.各軌道的伸展方向個數依次為1、3、5、7。

4、原子核外電子的運動特徵可以用電子層、原子軌道(亞層)和自旋方向來進行描述.在含有多個核外電子的原子中，不存在運動狀態完全相同的兩個電子。

5、原子核外電子排布原理：

(1)能量最低原理:電子先佔據能量低的軌道，再依次進入能量高的軌道;

(2)泡利不相容原理:每個軌道最多容納兩個自旋狀態不同的電子;

(3)洪特規則:在能量相同的軌道上排布時，電子儘可能分佔不同的軌道，且自旋狀態相同。

洪特規則的`特例:在等價軌道的全充滿(p6、d10、f14)、半充滿(p3、d5、f7)、全空時(p0、d0、f0)的狀態，具有較低的能量和較大的穩定性.如24Cr [Ar]3d54s1、29Cu [Ar]3d104s1

6、根據構造原理，基態原子核外電子的排布遵循圖⑴箭頭所示的順序。

根據構造原理，可以將各能級按能量的差異分成能級組如圖⑵所示，由下而上表示七個能級組，其能量依次升高;在同一能級組內，從左到右能量依次升高。基態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：氣態電中性基態原子失去1個電子，轉化為氣態基態正離子所需要的能量叫做第一電離能。常用符號I1表示，單位為kJ/mol。

(1)原子核外電子排布的週期性

隨着原子序數的增加,元素原子的外圍電子排布呈現週期性的變化:每隔一定數目的元素，元素原子的外圍電子排布重複出現從ns1到ns2np6的週期性變化.

(2)元素第一電離能的週期性變化

隨着原子序數的遞增，元素的第一電離能呈週期性變化:

同週期從左到右，第一電離能有逐漸增大的趨勢，稀有氣體的第一電離能最大，鹼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。

説明：

①同週期元素，從左往右第一電離能呈增大趨勢。電子亞層結構為全滿、半滿時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於同週期相鄰元素。Be、N、Mg、P

②元素第一電離能的運用：

a.電離能是原子核外電子分層排布的實驗驗證

b.用來比較元素的金屬性的強弱。I1越小，金屬性越強，表徵原子失電子能力強弱。

(3)元素電負性的週期性變化

元素的電負性：元素的原子在分子中吸引電子對的能力叫做該元素的電負性。

隨着原子序數的遞增，元素的電負性呈週期性變化：同週期從左到右，主族元素電負性逐漸增大;同一主族從上到下，元素電負性呈現減小的趨勢。

電負性的運用:

a.確定元素類型(一般>1.8，非金屬元素;<1.8，金屬元素)。

b.確定化學鍵類型(兩元素電負性差值>1.7，離子鍵;<1.7，共價鍵)。

c.判斷元素價態正負(電負性大的為負價，小的為正價)。

d.電負性是判斷金屬性和非金屬性強弱的重要參數(表徵原子得電子能力強弱)。