化學能轉化為電能——電池
1、原電池的工作原 理
(1)原電池的概念：
把化學能轉變為電能的裝置稱為原電池。
(2)Cu-Zn原電池的工作原理：
如圖為Cu-Zn原電池，其中Zn為負極，Cu為正極，構成閉合迴路後的現象是：Zn片逐漸溶解，Cu片上有氣泡產生，電流計指針發生偏轉。該原電池反應原理為：Zn失電子，負極反應為：Zn→Zn2++2e-;Cu得電子，正極反應為：2H++2e-→H2.電子定向移動形成電流。總反應為：Zn+CuSO4=ZnSO4+Cu.
(3)原電池的電能
若兩種金屬做電極，活潑金屬為負極，不活潑金屬為正極；若一種金屬和一種非金屬做電極，金屬為負極，非金屬為正極。
2、化學電源
(1)鋅錳乾電池
負極反應：Zn→Zn2++2e-;
正極反應：2NH4++2e-→2NH3+H2;
(2)鉛蓄電池
負極反應：Pb+SO42-PbSO4+2e-
正極反應：PbO2+4H++SO42-+2e-PbSO4+2H2O
放電時總反應：Pb+PbO2+2H2SO4=2PbSO4+2H2O.
充電時總反應：2PbSO4+2H2O=Pb+PbO2+2H2SO4.
(3)氫氧燃料電池
負極反應：2H2+4OH-→4H2O+4e-
正極反應：O2+2H2O+4e-→4OH-
電池總反應：2H2+O2=2H2O
3、金屬的腐蝕與防護
(1)金屬腐蝕
金屬表面與周圍物質發生化學反應或因電化學作用而遭到破壞的過程稱為金屬腐蝕。
(2)金屬腐蝕的電化學原理
生鐵中含有碳，遇有雨水可形成原電池，鐵為負極，電極反應為：Fe→Fe2++2e-.水膜中溶解的氧氣被還原，正極反應為：O2+2H2O+4e-→4OH-,該腐蝕為“吸氧腐蝕”,總反應為：2Fe+O2+2H2O=2Fe(OH)2,Fe(OH)2又立即被氧化：4Fe(OH)2+2H2O+O2=4Fe(OH)3,Fe(OH)3分解轉化為鐵鏽。若水膜在酸度較高的環境下，正極反應為：2H++2e-→H2↑,該腐蝕稱為“析氫腐蝕”。
(3)金屬的防護
金屬處於乾燥的環境下，或在金屬表面刷油漆、陶瓷、瀝青、塑料及電鍍一層耐腐蝕性強的金屬防護層，破壞原電池形成的條件。從而達到對金屬的防護；也可以利用原電池原理，採用犧牲陽極保護法。也可以利用電解原理，採用外加電流陰極保護法。
1、書寫熱化學方程式時，要在反應物和生成物的化學式後面用括號註明各物質的聚集狀態()。
2、物理變化中的能量變化不是反應熱。如物質的三態變化，硝酸氨溶於水吸熱，濃硫酸稀釋放熱等。
3、反應放熱或吸熱，與反應條件無關。
4、化學反應中，舊化學鍵的斷裂和新化學鍵的形成是同時進行的。
5、測反應熱實驗中用環形玻璃攪拌棒攪拌溶液，不能用通攪拌棒代替，因為銅傳熱快，熱量損失大。
6、應用蓋斯定律計算反應熱時，要明確所求反應的始態和終態、各物質的化學計量數、判斷該反應是吸熱還是放熱。
7、同一物質聚集狀態不同，所具有的能量也不同，焓也不同，一般來説，氣態>液態>固態。
8、熱化學方程式當化學計量數不同時，其△H也不同，如果化學方程式中各物質的化學計量數加倍，則△H數值也加倍。
9、將一個熱化學方程式顛倒時，△H的“+”、“-”號必須隨之改變，但數值不變。
10、吸熱反應的△H肯定比放熱反應的△H大。(前者△H大於0，後者△H小於0)
11、在進行△H的大小比較時，需要注意△H的“+”、“-”數值和單位屬於一個整體，不能隨意分割。
12、在比較兩個反應放出或吸收熱量的多少時，比的是其絕對值，應去掉“+”、“-”進行比較。
13、物質燃燒時，可燃物的量越大，燃燒放出的熱量越多，△H反而越小。
14、等量的可燃物完全燃燒，放出的熱量肯定比不完全燃燒所放出的熱量多，但△H小。
15、同一反應，產物相同時，氣態物質燃燒所放出的熱量比固態物質燃燒所放出的熱量多。
16、同一反應，反應物相同時，生成液態物質放出的熱量比生成氣態物質放出的熱量多。
17、中和反應生成等量的水時，強酸與強鹼的稀溶液反應比其它的稀溶液反應放出的熱量多，但△H小。
18、對於可逆反應，因反應不能進行完全，實際反應過程中放出或吸收的熱量要小於相應熱化學方程式中的反應熱數值。
19、化學反應一定伴隨着能量的變化，化學反應的能量變化主要表現為放熱或吸熱，但這並不是唯一的表現形式，其他的還有發光、放電等。
20、物質能量越高，越不穩定。
21、測中和熱時，為了保證鹽酸完全被氫氧化鈉溶液中和，可使鹼稍過量。
22、只有氧化還原反應，才能設計成原電池。
23、電解質溶液中陰陽離子的定向移動與導線中電子的定向移動，共同組成了一個完整的閉合迴路。
24、原電池和電解池中電子均不能通過電解質溶液。
25、電解池中，陰極不管是什麼材料，電極本身都不反應，一定是溶液或熔融電解制中的陽離子放電。
26、冶煉鉀，鈣，鈉，鎂，鋁用電解法；鋅，鐵，錫，鉛，銅用還原法；汞和銀用熱分解法。
27、鹽橋作用：隔絕正負極反應物，避免直接接觸，導致電流不穩定；通過離子的定向移動構成閉合迴路；平衡電極區的電荷。
28、離子交換膜是一種選擇性透過膜，允許相應離子通過，離子遷移方向遵循電池中離子遷移方向。
29、燃料電池特點：能量轉換率高，污染小；工作時燃料的和氧化劑連續的由外部供給，在電極上不斷進行反應，連續不斷地提供電能。
30、燃料電池的兩個電極與其他電池不同，電極材料本身不參與電極反應，有很強的催化活性，起導電作用。
31、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>有防護措施的腐蝕。
32、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。
33、活動性不同的兩種金屬，活動性差別越大，腐蝕速率越快。
34、對同一種電解質溶液來説，電解質濃度越大，金屬腐蝕越快。
35、多池串聯時金屬活動性相差大的為原電池，另一池為電解池。
36、不純的金屬或合金在潮濕的空氣中，腐蝕速率遠大於在乾燥隔絕空氣條件下的腐蝕速率。
37、析氫腐蝕和吸氧腐蝕取決於金屬表面電解質溶液的酸鹼性，實際情況中以吸氧腐蝕為主。
38、電鍍過程中陰極上有鍍層金屬沉積，陽極上有鍍層金屬溶解，電鍍液濃度基本不變。
39、電極質量減少的一極一般為陽極，電極質量增大的一極一般為陰極。
40、有水參與的電極反應，加入酚酞變紅的一級剩餘氫氧根離子，説明氫離子放電生成氫氣，該電極是電解池的陰極。
41、電化學中隔膜的作用：(1)將兩極區隔離，阻止兩極區產生的物質接觸，防止發生化學反應。(2)選擇性的通過離子，起到平衡電荷，形成閉合迴路的作用。
42、化學反應速率一般是指平均速率，不是指某一時刻的瞬時速率。
43、不能用固體或純液體表示化學反應速率。
44、壓強對化學反應速率的影響是通過改變濃度實現的。
45、改變温度，使用催化劑，反應速率一定發生變化，其他外界因素改變，反應速率不一定發生變化。
46、温度不變，K值不變。
47、固體和純液體不能出現在平衡常數表達式中。
48、放熱的熵增加反應一定能自發進行，吸熱的熵減小反應一定不能自發進行。
49、△H和△S共同影響一個化學反應在一定條件下能否自發進行，它們與化學反應速率無關。
50、投料比等於係數比時反應物的轉化率相等，產物的百分含量最高。
51、化學反應方向與反應條件有關，不能隨意將常温常壓下的結論用於其他温度、壓強下。
52、由於固體或純液體的濃度被視為常數，因而改變固體或純液體的量平衡不移動。
53、若容積不變，充入惰性氣體，平衡不移動。
54、恆温恆壓條件下通入惰性氣體，相當於減壓。
55、一般來講，轉化率越大，原料利用率越高，產率越大。
56、改變固體的用量對化學反應速率無影響，但固體物質表面積的大小會影響化學反應速率，固體的顆粒越細，表面積就越大，反應速率就越快。
57、改變溶液的用量時，由於濃度不變，對化學反應速率無影響。
58、如果改變平衡體系的條件(如温度，濃度，壓強)，平衡將向減弱這個改變的方向移動。例如增大反應體系中反應物的濃度，平衡將向消耗反應物的方向移動。
59、對於只涉及液體和固體的反應，壓強的改變對化學反應速率幾乎沒有影響。
60、反應速率常數與濃度無關，但受温度，催化劑，固體表面性質等因素的影響。
61、添加催化劑能降低反應的活化能，使活化分子百分數增大，有效碰撞頻率提高，化學反應速率加快。
62、升高温度使活化分子百分數增大，有效碰撞頻率提高，化學反應速率加快。
63、代入平衡常數表達式進行計算的是物質的平衡濃度，而不是初始濃度和變化濃度。
64、工業生產上常採用增大廉價反應物的濃度來提高貴重物質轉化率的措施，從而降低生產成本。
65、催化劑能同等程度地改變正、逆反應速率，所以催化劑不會影響化學平衡。
66、平衡移動的結果是減弱外界條件的影響，而不是消除外界條件的影響，更不是扭轉外界條件的影響。
67、定量表示一個化學反應的反應速率時，必須指明是用哪一種物質來表示。
68、由公式△v=△c/△t計算得到的速率是某物質在某一段時間內的平均速率，而不是在某一時刻的瞬時速率，但在速率-時間圖像中經常會出現瞬時速率。
69、在表示化學反應速率時，不能用固體或純液體物質來表示。
70、反應速率變化，平衡不一定移動，速率變化後不相等平衡才發生移動。
71、增大反應物濃度，正反應速率增大，逆反應速率瞬間不變。
72、對於有氣體參加的可逆反應，增大反應體系壓強，正逆反應速率均增大，但是對於正反應方向氣體體積增大的反應，逆反應速率增加的更多。
73、在合成氨反應中，為保證氮氣佔有一定份額的催化劑活性中心，並提高吸附速率，應適當提高氮的分壓。
74、任何水溶液中均存在水的電離平衡。
75、強電解質溶於水時完全電離，以離子形式存在，弱電解質溶於水時部分電離，在水溶液中主要以分子形式存在。
76、Kw只受温度影響，而與溶液的酸鹼性和濃度無關。
77、鹽類水解的四條規律：有弱才水解，越弱越水解，誰強顯誰性，同強顯中性。
78、酸式鹽溶液不一定呈酸性，如NaHS溶液呈鹼性。
79、鹽水解生成易揮發性酸時溶液蒸乾灼燒後一般得到對應的氧化物，如AlCl3蒸乾得到Al(OH)3灼燒得到Al2O3。
80、對於陰陽離子的個數比相同的難溶電解質，它們的溶解度可直接用Ksp的大小來比較，Ksp越小其溶解度就越小，反之則不能直接用Ksp的大小來比較。
81、難溶電解質不一定是弱電解質，如BaSO4。
82、人們常用硫酸鋁鉀或硫酸鋁作淨水劑，利用的就是鋁離子的水解反應，鋁離子水解生成的氫氧化鋁膠體可以吸附水中的懸浮物，加速懸浮物的產降，從而起到淨水的作用。
83、利用加熱能促進水解的原理，常使用熱鹼水來清洗廚房的油污。
84、石灰巖裏不溶性的碳酸鈣，與水及二氧化碳反應能轉化為微溶性的碳酸氫鈣。溶有碳酸氫鈣的水從溶洞頂滴向溶洞底滴落時，水分蒸發、二氧化碳壓強減小或温度的變化，都會使二氧化碳溶解度減小而析出碳酸鈣沉澱。這些沉澱，經過千百萬年的積聚，漸漸形成了鐘乳石，石酸等。
85、電解質的強弱與溶液的導電性沒有必然聯繫。溶液導電能力的強弱，由溶液中自由離子的濃度和離子所帶電荷多少決定。
86、一定温度下的溶液中Kw=【H+】【OH_】，Kw是一定值，當【H+】增大時，【OH-】減小，反之亦然，此增彼減。
87、無論稀釋多少倍，酸溶液的pH不能等於或大於7;鹼溶液的pH不能等於或小於7，只能趨近於7。
88、計算多元弱酸溶液的氫離子或比較弱酸酸性相對強弱時，通常只考慮第一步電離。
89、沉澱生成時沉澱劑的選擇原則：使生成沉澱的反應進行得越完全越好；不能影響其他離子的存在，由沉澱劑引入溶液的雜質離子要便於除去或不引入新的雜質離子。
90、使用pH試紙時，不能用蒸餾水潤濕。但是被潤濕後不一定會產生誤差，如原pH=1。
91、pH試紙，只能測出pH的整數值。pH計可測出小數。
92、25℃時強酸強鹼等體積混合pH之和等於14呈中性，pH之和小於14呈酸性，pH之和大於14呈鹼性。
93、酸鹼中和滴定指示劑選擇的基本原則：變色要靈敏，變色範圍要小，使變色範圍儘量與滴定終點溶液的酸鹼性一致。
94、由於石蕊變色範圍較廣，一般不使用石蕊做酸鹼指示劑。
95、恰好中和=酸鹼恰好完全反應≠滴定終點≠溶液呈中性。
96、高錳酸鉀標準溶液滴定草酸時，自身即為指示劑，滴定終點為溶液由無色變為淺紅色。
97、中和滴定操作中使用標準溶液濃度不能過大，會導致所用溶液體積少，誤差大。
98、滴定過程中，用左手控制活塞，右手不斷旋轉振盪錐形瓶，眼睛要時刻注視錐形瓶內顏色變化。
99、滴定實驗中，液麪應在滴定管零刻度線以下，若在零刻度線以上要調整液麪。
100、可逆反應達到平衡時，反應速率不為0，但平均速率為0。
1、認真聽課，做好筆記。用自己的語言記下老師講的重點和難點知識，以及思路和疑難點，便於今後複習。
2、及時複習。複習並不僅僅是對知識的簡單回顧，而是在自己的大腦會考慮新舊知識的相互聯繫，並進行重整，形成新的知識體系。
3、學會巧記。由於要記的化學知識點比較多，如果靠死記硬背是難以記牢的，所以應學會巧記。
4、勤練。練習是理解消化鞏固課堂知識的重要途徑，但練習要有針對性，不能搞題海戰術，應以掌握基本方法和解題規律為目標。在解題過程中，要注意一題多解和歸納總結，這樣才能達到做一題會一類的效果。
5、備好錯題本做題的目的是培養能力，尋找自己的弱點和不足的有效途徑，所以對平時出現的錯題，應做好修正並記錄下來，同時，要經常翻閲複習，這樣就可以避免以後出現類似的錯誤。
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