高考化學重點解析：吸熱/放熱反應區別+反應熱四大計算依據，速看
更新時間：2025-11-22 16:57:14作者：佚名
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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
需要特別留意，某種反應究竟是吸熱反應還是放熱反應，這與反應條件并無必然關聯，它取決于反應物所具備的總能量以及生成物所具備的總能量，也就是兩者總能量（或者焓）的相對大小狀況了，是吧？ 。
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存在許多化合反應，不過其中有些化合反應，它屬于吸熱反應，就像：N2與O2反應生成2NO，以及CO2和C反應生成2CO等這些情況均為吸熱反應 。
3、常見的吸熱反應
①Ba(OH)2·8H2O與NH4Cl反應;
②大多數分解反應是吸熱反應
等也是吸熱反應;
④水解反應
考點2：反應熱計算的依據
1.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
ΔH=E生成物-E反應物。
3.根據鍵能計算
ΔH=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
化學反應當中的反應熱，僅僅跟反應的起始狀態（也就是各個反應物），以及最終狀態（也就是各個生成物）存在關聯，然而和反應所經歷的途徑沒有關系。也就是說，要是一個反應能夠分步驟去進行，那么各個分步反應的反應熱加起來的總和，跟這個反應一步達成時的反應熱是一樣的。
溫馨提示：
①蓋斯定律的主要用處在于，憑借已知反應的反應熱，去推斷相關反應的反應熱。
熱化學方程式之間實行“+”“-”等數學性質的運算，相應的伴隨情況 ΔH 也予以“+”“-”等數學方面的計算。
5.按照物質燃燒時所釋放熱量的數值來進行計算，其計算方式為：Q(放)等于n(可燃物)乘以|ΔH| 。
化學反應速率與化學平衡
考點1：化學反應速率
1、化學反應速率的表示方法___________。
化學反應速率，一般是運用單位時間之內，反應物濃度以及生成物濃度的變化，進而予以表示。表達式：___________ 。
它經常會用到的單位是__________ ，或者是__________ 。
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)
3、理論解釋——有效碰撞理論
(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
圖里面所呈現的情況是，E1是正反應方向的活化能，在使用催化劑這個條件下的活化能記做E3，反應的熱量數值是E1減去E2。（這里需要注意一下、E2是逆反應方向的活化能）。
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
一種狀態，叫化學平衡狀態，在一定條件下，也就是恒溫、恒容或者恒壓的時候，針對可逆反應而言，正反應及逆反應的速率變得相等，而且反應混合物，這里面涵蓋反應物和生成物，其中各組分的濃度維持不變，這就是該狀態 。
2、化學平衡狀態的特征
3、判斷化學平衡狀態的依據
考點3：化學平衡的移動
1、概念
可逆反應里，舊的化學平衡被破壞，新的化學平衡得以建立，從原平衡狀態朝著新化學平衡狀態轉變的這個過程化學反應原理，被稱作化學平衡的移動 。
2、化學平衡移動與化學反應速率的關系
(1)v正>v逆：平衡向正反應方向移動。
(2)v正=v逆：反應達到平衡狀態，不發生平衡移動。
(3)v正逆反應方向移動。
3、影響化學平衡的因素
4、“惰性氣體”對化學平衡的影響
①恒溫、恒容條件
原平衡體系
體系總壓強增大―→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
容器的容積變大了，各個參與反應的氣體的分壓降低了，進而導致體系里各組分的濃度以相同的倍數減小了。
5、勒夏特列原理
首先，有這樣一個定義，那就是什么呢，如果去改變影響平衡的其中一個條件，比如說濃度、壓強或者溫度等等這些條件，那么平衡就會朝著能夠削弱這種改變的方向去移動。
范圍內適用的原理是，已經達到平衡的體系，所有的平衡狀態，像溶解平衡、化學平衡、電離平衡、水解平衡等，并且只局限于改變影響平衡的一個條件。
勒夏特列原理里，“減弱這種改變”存在這樣的解釋，對于外界條件的改變，其致使平衡發生了移動，而這樣移動所達成的結果，是去減弱針對這種條件的改變，并非是去抵消這種改變，換而言之，外界因素對于平衡體系所產生的影響占據著主要的方面。
水溶液中的離子平衡
一、弱電解質的電離
1、定義，電解質是什么？在水溶液當中，或者處于熔化狀態的時候，能夠導電的化合物，這就被稱作電解質 。
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。
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
要留意，其一，電解質以及非電解質均為化合物；其二，諸如SO2、NH3、CO2這般的屬于非電解質 。
③強電解質并非等同于那些易溶于水的化合物，諸如硫酸鋇這種物質，它并不溶于水啊，然而，溶于水的那部分硫酸鋇卻是全部電離掉了，所以呢，硫酸鋇屬于強電解質——電解質的強弱跟導電性、溶解性是沒有關聯的。
3、電離平衡：在一定條件之下，當電解質分子朝著電離成離子的速率方向進行，以及離子朝著結合成另外形式卻并非簡單重復之前狀態的方向邁進時，電離過程就達成了一種并非隨意混亂而是有著特定規律的平衡狀態，這就被稱作電離平衡 。
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、濃度方面，濃度要是越大的話，電離程度就越小 ；當溶液被稀釋的時候，電離平衡會朝著電離的方向去移動。C、同離子效應，在弱電解質溶液里頭加入和弱電解質有著相同離子的電解質，會讓電離被減弱。D、其他外加試劑，加入能夠和弱電解質的電離所產生的某種離子發生反應的物質的時候，對電離是有利的。
5、電離方程式進行書寫時，需使用可逆符號，對于弱酸的電離而言，要進行分步書寫，且以第一步作為主要部分 。
在一定條件下，弱電解質會達到電離平衡，此時溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積，與溶液中未電離的分子濃度相比，其比值是一個常數。這個常數被稱作電離平衡常數，其中一般用 Ka 表示酸的電離平衡常數，用 Kb 表示堿的電離平衡常數。
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、電離常數受到溫度變化的影響，卻不受濃度變化的影響，在室溫這個狀態下一般變化幅度不大 。
在同一溫度的條件下，對于不同的弱酸而言，電離常數越大的話，那么其電離的程度就會越大，酸性就越強。比如說，亞硫酸的酸性大于磷酸大于氫氟酸大于醋酸大于碳酸大于硫化氫大于次氯酸 。
二、水的電離和溶液的酸堿性
1、水電離平衡：
水的離子積：KW= c
H+
·c
OH-
25℃時,
H+
OH-
=10-7?mol/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 、酚酞 。
甲基橙有其特定變色范圍，是3.1至4.4，呈現橙色，石蕊也有相應變色范圍，為5.0到8.0，呈現紫色，酚酞同樣有變色范圍，是8.2至10.0，呈現淺紅色。
p H試紙的操作方法是，使用玻璃棒蘸取未知的液體，將其滴在試紙上，之后把試紙和標準比色卡進行對比，如此一來就沒有問題了 。
要注意，其一，在事先的時候，是不可以用水去濕潤PH試紙的；其二，關于廣泛pH試紙，它僅僅能夠讀取整數值，或者是讀取范圍，是這樣的情況 。
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+
1V1+
H+
2V2）/（V1+V2）
2、強堿與強堿的混合：（先求
OH-
取兩種酸，把其中OH?離子的物質的量加起來，用這個和除以它們的總體積，之后再進行別的運算 。
OH-
混＝（
OH-
1V1+
OH-
2V2）/（V1+V2） (注意:不能直接計算
H+
混)
3、強酸跟強堿進行混合：（首先依據氫離子與氫氧根離子反應生成水的式子「H++ OH-==H2O」來測算剩下的氫離子或者氫氧根離子，①一旦氫離子有剩余，那么就使用剩余的氫離子數量除以下溶液的總體積去求）。
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、對于強酸溶液而言，當進行稀釋操作，稀釋至10n倍的時候，此時溶液的pH稀的值等于pH原的值加上n ，不過要注意，其pH稀始終不會大于或者等于7呀。
2、若是弱酸溶液，當進行稀釋操作，稀釋到10n倍時，此時溶液的pH稀小于pH原加上n ，不過要注意，其pH始終不能大于或者等于7 。
4、對于弱堿溶液而言，當稀釋10n倍的時候，其pH稀大于pH原減去n ，不過始終不會小于或者等于7 。
5、不管是何種溶液，在進行稀釋操作的時候，其pH值都是朝著7這個方向接近，也就是朝著中性的方向靠近；對于任何一種溶液而言，當進行無限程度的稀釋之后，其pH值均會趨近于7 。
稀釋的時候，弱酸溶液的pH變化得慢，弱堿溶液的pH變化得慢，水解的鹽溶液的pH變化得慢化學反應原理，強酸溶液的pH變化得快，強堿溶液的pH變化得快。
五、強酸（pH1）強堿（pH2）混和計算規律w
.w.w.k.s.5.u.c.o.m
1、若等體積混合
pH1+pH2=14 則溶液顯中性pH=7
pH1+pH2≥15 則溶液顯堿性pH=pH2-0.3
pH1+pH2≤13 則溶液顯酸性pH=pH1+0.3
2、若混合后顯中性
pH1+pH2=14 V酸：V堿=1：1
pH1加上pH2不等于14，V酸與V堿的比值是1比10的〔14減去（pH1加上pH2）〕次方 。
六、酸堿中和滴定：
1、中和滴定的原理
實質是，H+加上OH—等于H2O，也就是說，酸能夠提供的H+，和堿能夠提供的OH-，二者物質的量是相等的。
2、中和滴定的操作過程：
儀②滴定管的刻度，O刻度處于上方，那往下刻度所標的數字是越來越大的，其全部容積要大于它的最大刻度值，這是由于下端存在一部分沒有刻度的情況。在進行滴定時，所用溶液不可以超過最低刻度，不可以一次滴定就使用兩滴定管酸（或堿），并且也不可以在中途向滴定管中添加。②滴定管能夠讀到小數點后一位 。
（2）藥品：標準液；待測液；指示劑。
（3）準備過程：
準備工作包括，進行檢漏操作，之后開展洗滌工作，接著實施潤洗，再進行裝液，隨后要趕氣泡，最后需要調液面。其中，洗滌是先用洗液洗，檢漏是判斷滴定管是否漏水，然后用水洗，接著要用標準液洗或是用待測液洗，之后裝溶液，而后排氣泡，再調液面，最后記數據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
此式之中，n代表的是，酸或者堿里面的氫原子，又或者是氫氧根離子的數目，c所表示的是，酸或者堿的物質的量濃度 。
V——酸或堿溶液的體積。當用酸去滴定堿確定堿的濃度時，則：
c堿=
上述公式，在求算濃度之際頗為便利，而于分析誤差之時，發揮主要作用的乃是分子之上V酸發生的變化，鑒于在滴定進程里，c酸屬于標準酸，其數值于理論層面而言是恒定不變的，倘若進行了稀釋，雖說實際值變小了，然而所體現出來的卻是V酸已然增大，致使c酸偏高；V堿同樣屬于一個固定的值，它是借助標準的量器量取好之后注入到錐形瓶當中的，當處于實際操作期間堿液出現外濺的情況，其實際值減小了，不過引發變化的卻是標準酸用量有所減少，也就是V酸減小了，進而c堿降低了；對于觀察過程里出現的誤差而言同樣是這樣的 。綜上所述，在使用標準酸測定堿的濃度這種情況下，c堿的誤差會隨著V酸的變化而呈現正比例關系，也就是說，當V酸的實際測量值比理論值大的時候，c堿的數值會偏高，相反地，要是V酸的實際測量值比理論值小，那么c堿的數值就會偏低。
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）
鹽類水解是這樣一種反應，它發生在水溶液中，其中鹽電離出來離子，這些離子會與水電離出來的H+或者OH-相結合，進而生成弱電解質。 。
2、水解的實質在于，在水溶液里，鹽電離出來的離子，和水電離出來的H+或者OH-相結合，進而破壞了水的電離，使得平衡朝著右邊移動，最終促進了水的電離。
3、鹽類水解規律：
1. ②存在多元弱酸根， 2. 當濃度相同時， 3. 正酸根的水解程度比酸式酸根的水解程度要大， 4. 堿性也更強。 5. （比如：Na2CO3的堿性大于NaHCO3）并且此句末有標點符號。
4、鹽類具有水解的特點，其一為可逆，此可逆涉及與中和反應呈現互逆的狀態，其二是程度較小，其三是自身為吸熱 。
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酸堿的作用會有差別，其作用能夠對鹽的水解產生促進或者抑制的影響 ，具體來說 ，H+會起到促進陰離子水解的作用 ，同時對陽離子水解起到卻抑制的反向作用 ；而OH-會起到促進陽離子水解的作用 ，對陰離子水解起到抑制反轉作用其 。
6、酸式鹽溶液的酸堿性：
①只電離不水解：如HSO4-?顯 酸 性
②電離的程度大于水解的程度，呈現酸的性質 （比如：亞硫酸氫根離子、磷酸二氫根離子） 。
③水解的程度大于電離的程度，呈現出堿性（例如像碳酸氫根離子、硫氫根離子、磷酸氫根離子這類） ，是堿性的情況。
7、雙水解反應：
陰陽離子組成鹽，它們都能夠發生水解反應。雙水解反應存在相互促進的情況，其水解程度比較大，甚至有的達到完全水解狀態物業經理人，進而致使平衡朝著右邊移動。
（2）常見的雙水解反應完全的情況是這樣的：Fe3+屬于其中一種離子，Al3+也屬于其中一種離子，AlO2-屬于與之發生反應的離子，CO32-（HCO3-）屬于與之發生反應的離子，S2-（HS-）屬于與之發生反應的離子，SO32-（HSO3-）屬于與之發生反應的離子；還有 S2-與 NH4+；CO32-（HCO3-）與 NH4+ ，它們的特點是相互水解之后會形成沉淀或者氣體。雙水解完全的離子方程式配平所依據的是兩邊電荷平衡，就像這樣：2Al3+加上 3S2- 再加上 6H2O 等于 2Al(OH)3 沉淀加上 3H2S↑ 。
8、鹽類水解的應用：
水解的應用
實例
原理
1、凈水
明礬凈水
Al3++3H2O? Al(OH)3(膠體)+3H+
2、去油污
用熱堿水冼油污物品
CO32-+H2O? HCO3-+OH-
3、藥品的保存
①配制FeCl3溶液時常加入少量鹽酸
Fe3++3H2O? Fe(OH)3+3H+
②配制Na2CO3溶液時常加入少量NaOH
CO32-+H2O? HCO3-+OH-
4、制備無水鹽
由MgCl2·6H2O制無水MgCl2在HCl氣流中加熱
若不然，則：
MgCl2·6H2O
Mg(OH)2+2HCl+4H2O
Mg(OH)2
MgO+H2O
5、泡沫滅火器
用Al2(SO4)3與NaHCO3溶液混合
Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑
6、比較鹽溶液中離子濃度的大小
比較NH4Cl溶液中離子濃度的大小
NH4++H2O? NH3·H2O+H+
c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH)-
9、水解平衡常數（Kh）
針對強堿弱酸鹽而言，Kh等于Kw除以Ka，其中Ks是此溫度狀況下的水的離子積，Ka是該條件情形之中這種弱酸根所締造的弱酸的電離平衡常數 。
針對于強酸弱堿鹽而言，該等式Kh=Kw/Kb成立，其中Kw是指在該特定溫度狀況下，水所具有的離子積，而且Kb是指在該給定條件下，由該弱堿根生成的弱堿的那種電離平衡常數。
電離、水解方程式的書寫原則
多元弱酸，或者多元弱酸鹽，其電離，或者水解，書寫原則是，要分步進行書寫 。
要留意，不論究竟是發生水解這種情況，還是出現電離那種情形，均取決于最初的那一步。第二步通常是極為微弱的 。
2）、多元弱堿，也就是多元弱堿鹽，其電離，或者水解，書寫原則是一步書寫 。
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，任何溶液都是呈現電中性的，各個陽離子濃度跟其所帶電荷數的乘積加起來，等于各個陰離子濃度跟其所帶電荷數的乘積加起來 。
②物料守恒:（即原子個數守恒或質量守恒）
某原子具備的總量，或者說總濃度，處在這樣一種情況，即它等于其以各種各樣形式存在，且是所有微粒的量，或者是濃度，這些量以及濃度加起來的總和 。
③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）反應之后，離子濃度下降到1乘以10的負5次方以下的那種反應，就是完全反應。就像酸堿進行中和的時候 ，。
H+
降低到了十的負七次摩爾每升至五摩爾每升，所以是完全反應，要用“=”，常見的難溶物在水中的離子濃度都遠遠低于十的負五次摩爾每升，所以都要用“=”。
（3）難溶并非不溶，任何難溶物在水中均存在溶解平衡。
要掌握三種物質，這三種物質是微溶的，它們分別是硫酸鈣，還有氫氧化鈣，以及硫酸銀 。
（5）溶解平衡常常為吸熱特性，然而Ca(OH)2屬于放熱情況，升高溫度時其溶解度會減少，呈現遞減特性。
（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
旨在沉淀以后，使用(s)去標明那狀態，并且還要運用“?”，就像這樣： Ag2S(s)? 2Ag+(aq）+S2-(aq) 。
3、沉淀生成的三種主要方式
在加沉淀劑法里面，溶度積常數越小，也就是沉淀越難以溶解，那么沉淀就會越發完全，而沉淀劑過量能夠讓沉淀變得更加完全。
比如，在MgCl2溶液里頭喲，通過添加MgO這種方式呀，來除掉其中的FeCl3呢，這也就是在進行調pH值以去除某些容易發生水解現象的金屬陽離子的操作啦，句號。
（3）氧化還原沉淀法：
（4）同離子效應法
4、沉淀的溶解：
沉淀發生溶解這種情況，其實質就是讓溶解平衡朝著正向的方向進行移動，常常會采用的方法包含有：其一為酸堿方面的方法，其二是氧化還原方面的方法，其三是沉淀轉化方面的方法。
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。
比如說，硝酸銀會變成氯化銀，它是白色沉淀，氯化銀又能成為溴化銀，呈現淡黃色，溴化銀接著轉化為碘化銀，是黃色的，碘化銀最終會變為硫化銀，呈黑色 。
6、溶度積（Ksp）
1）、定義：在特定條件之下，其為難溶電解質的那種物質，從難溶狀態溶解進而成為離子的速率，同離子重新結合起來形成沉淀的速率相等，此時溶液里各個離子的濃度，一直保持著不發生變化的一種狀態 。
2）、表達式：AmBn(s)
mAn+(aq)+nBm-(aq)
Ksp=
c(An+)
m?·
c(Bm-)
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
QCSP?飽和，繼續溶解
電化學
1.原電池的工作原理及應用
1．概念和反應本質
原電池，是一種能將化學能轉化成電能的裝置，該裝置中的反應，其本質乃是氧化還原反應 。
2．原電池的構成條件
(1)其一，查看反應情況：觀察是不是有那種能夠自行發生的氧化還原反應出現，通常來講這是活潑性比較突出的金屬跟電解質溶液之間發生相互作用的反應 。
(2)二看兩電極：一般是活潑性不同的兩電極。
(3)三看是不是形成了閉合回路，形成閉合回路得要三個條件：①是電解質溶液；②是兩電極直接或者間接接觸；③是兩電極插入到電解質溶液當中。
3．工作原理
以鋅銅原電池為例
(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KCl溶液，K＋移向正極，Cl－移向負極
(2)鹽橋的組成和作用
①鹽橋中裝有飽和的KCl、KNO3等溶液和瓊膠制成的膠凍。
②鹽橋有著這樣的作用：其一，它連接內電路以形成閉合回路；其二，它平衡電荷從而使原電池持續不斷地產生電流 。
2.電解的原理
1．電解和電解池
處于電流作用之下，電解質于兩個電極那里，分別產生氧化反應以及還原反應的進程，此為電解 。
(2)電解池：電能轉化為化學能的裝置。
(3)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
(1)電極名稱及電極反應式(電解CuCl2溶液為例)
總反應式：
(2)電子和離子的移動方向
電子，從電源負極流出，之后流向電解池陰極，另外，從電解池的陽極流出，隨后流向電源的正極。
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
陰極，與電極材料無關，氧化性強的先進行放電，其放電順序為 。
(2)陽極，要是活性電極當作陽極，那么此活性電極會率先失去電子，進而發生氧化反應。
若是惰性電極作陽極，放電順序為
3.化學電源
1．日常生活中的三種電池
(1)堿性鋅錳干電池——一次電池
正極發生的反應是，2MnO2加上2H2O，再加上2e－，反應結果是生成2MnOOH以及2OH－ 。
負極反應：Zn＋2OH－－2e－===Zn(OH)2；
整體的反應是，鋅加上二氧化錳再加上水，等于二氧化錳氫氧化合物加上氫氧化鋅。
(2)鋅銀電池——一次電池
負極反應：Zn＋2OH－－2e－===Zn(OH)2；
正極反應：Ag2O＋H2O＋2e－===2Ag＋2OH－；
反應的總體情況是，鋅，和氧化銀，以及水，發生反應，生成氫氧化鋅，還有兩個銀 。
(3)二次電池(可充電電池)
最常見的二次電池是鉛蓄電池，其負極的材料是Pb，而正極的材料是PbO2 。
①放電時的反應
a．負極反應：Pb＋SO42－－2e－===PbSO4；
其正極發生的反應是，二氧化鉛加上四個氫離子、一個硫酸根離子，再加上兩個電子，反應后生成硫酸鉛以及兩個水分子 。
c，總反應是，鉛、二氧化鉛與硫酸發生反應生成，硫酸鉛和水，其反應式為 Pb＋PbO2＋2H2SO4===2PbSO4＋2H2O 。
②充電時的反應
a．陰極反應：PbSO4＋2e－===Pb＋SO42－；
陽極發生的反應是，硫酸鉛與二份水反應同時失去二個電子，生成二氧化鉛、四個氫離子以及硫酸根離子 。
c．存在一個總反應，其反應內容為，有2個硫酸鉛以及2個水，通過電解的方式，最終生成鉛、二氧化鉛以及2個硫酸，條件是在這種特定的電解情況下。
注 可充電電池的充、放電不能理解為可逆反應。
2．“高效、環境友好”的燃料電池
氫氧燃料電池是目前最成熟的燃料電池，可分酸性和堿性兩種。
種類
酸性
堿性
負極反應式
2H2－4e－===4H＋
2H2＋4OH－－4e－===4H2O
正極反應式
O2＋4e－＋4H＋===2H2O
O2＋2H2O＋4e－===4OH－
電池總反應式
2H2＋O2===2H2O
備注
燃料電池的電極不參與反應，有很強的催化活性，起導電作用
4.電解原理的應用
1．氯堿工業
(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＋2H2O
2NaOH＋H2↑＋Cl2↑
(3)氯堿工業生產流程圖
2．電鍍
下圖為金屬表面鍍銀的工作示意圖，據此回答下列問題：
(1)鍍件作陰極，鍍層金屬銀作陽極。
其具備這樣的特性，首先是電解質溶液，其次該電解質溶液屬于AgNO3溶液，最后此溶液是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：
對于陽極，存在這樣的情況，鋅失去兩個電子形成鋅離子，鐵失去兩個電子形成亞鐵離子，鎳失去兩個電子生成鎳離子，銅失去兩個電子變成銅離子（； ）。
陰極：Cu2＋＋2e－===Cu。
4．電冶金
(1)冶煉鈉
2NaCl(熔融)
2Na＋Cl2↑
電極反應：
①陽極處發生這樣的反應：2Cl－減去2e－等于Cl2↑ ，②陰極處出現這樣的情況：2Na＋加上2e－等于2Na 。
(2)冶煉鋁
2Al2O3(熔融)
4Al＋3O2↑
電極反應：
陽極：6O2－－12e－===3O2↑；
陰極：4Al3＋＋12e－===4Al。
5.金屬的腐蝕與防護
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
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
聯系
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
電極反應
負極
Fe－2e－===Fe2＋
正極
2H＋＋2e－===H2↑
O2＋2H2O＋4e－===4OH－
總反應式
Fe＋2H＋===Fe2＋＋H2↑
2Fe＋O2＋2H2O===2Fe(OH)2
聯系
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，如制成合金、不銹鋼等。
（3）添加防護層，采用如下辦法來進行，在金屬表層噴油漆，涂抹油脂，實施電鍍，開展噴鍍，或者是通過表面鈍化的方式。
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