高中化學選修4課堂筆記第一章 化學反應與能量一、焓變 反應熱 1反應熱：一定條件下，一定物質的量的反應物之間完全反應所放出或吸收的熱量。2焓變(H)的意義：在恒壓條件下進行的化學反應的熱效應。(1)符號： H （2）單位：kJ/mol (3)計算：H=E(生成物總能量)E(反應物總能量)=E(反應物總鍵能)E(生成物總鍵能量)3. 產生原因：化學鍵斷裂吸熱 化學鍵形成放熱放出熱量的化學反應。(放出熱量吸收熱量) H 為“-”或H 放出熱量）H 為“+”或H 0 常見的放熱反應： 所有的燃燒反應 酸堿中和反應 大多數的化合反應 金屬與酸的反應 生石灰和水反應 濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等 常見的吸熱反應： 晶體Ba(OH)28H2O與NH4Cl 大多數的分解反應 以H2、CO、C為還原劑的氧化還原反應 銨鹽溶解等小結：1、化學鍵斷裂，吸收能量； 化學鍵生成，放出能量2、反應物總能量大于生成物總能量，放熱反應，體系能量降低，H為“-”或小于0反應物總能量小于生成物總能量，吸熱反應，體系能量升高，H為“+”或大于0;即反應是吸熱反應還是放熱反應取決于反應物與生成物總能量的相對大小。3、反應熱（H） 數值上等于生成物分子形成時所釋放的總能量與反應物分子斷裂時所吸收的總能量之差。4、物質的穩定性 能量越低，鍵能越大，物質越穩定。二、熱化學方程式1.概念:表示化學反應中放出或吸收的熱量的化學方程式.2.意義:既能表示化學反應中的物質變化,又能表示化學反應中的能量變化.書寫化學方程式注意要點:熱化學方程式必須標出能量變化，H一定帶符號。熱化學方程式中必須標明反應物和生成物的聚集狀態（g,l,s分別表示固態，液態，氣態，水溶液中溶質用aq表示） 熱化學反應方程式要指明反應時的溫度和壓強。 熱化學方程式中的化學計量數可以是整數，也可以是分數。各物質系數加倍，H加倍；反應逆向進行，H改變符號，數值不變。三、燃燒熱1概念：25 ，101 kPa時，1 mol純物質完全燃燒生成穩定的化合物時所放出的熱量。燃燒熱的單位用kJ/mol表示。注意以下幾點：研究條件：101 kPa 反應程度：完全燃燒，產物是穩定的氧化物。 C元素轉化為CO2，而不是CO；H元素轉化為H2O(l)，而不是H2O(g)；N元素轉化為N2。如：H2(g)+ 1/2 O2(g) = H2O(l) H =285.8 kJ/mol燃燒物的物質的量：燃料是以1mol作為標準，書寫熱化學方程式時，其它物質的化學計量數可用分數表示； 研究內容：放出的熱量。（H105時，該反應就進行得基本完全了。2、可以利用K值做標準，判斷正在進行的可逆反應是否平衡及不平衡時向何方反應進行建立平衡。（Q：濃度積）（1）QK: 反應向正反應方向進行; （2）Q = K: 反應處于平衡狀態 ; （3）QK: 反應向逆反應方向進行。3、利用K值可判斷反應的熱效應若溫度升高，K值增大，則正反應為吸熱反應;若溫度升高，K值減小，則正反應為放熱反應四、等效平衡（等量等效與等比等效）1、概念：在一定條件下（定溫、定容或定溫、定壓），只是起始加入情況不同的同一可逆反應達到平衡后，任何相同組分的百分含量均相同，這樣的化學平衡互稱為等效平衡。2、分類（1）定溫、定容條件下的等效平衡第一類：對于反應前后氣體分子數改變的可逆反應：必須要保證化學計量數之比與原來相同；同時必須保證平衡式左右兩邊同一邊的物質的量與原來相同。（一邊倒，量相等，才等效。）（等量等效）第二類：對于反應前后氣體分子數不變的可逆反應：只要反應物的物質的量的比例與原來相同即可視為二者等效。（一邊倒，成比例，就等效。）（等比等效）（2）定溫、定壓條件下的等效平衡（一邊倒，成比例，就等效。）（等比等效）只要保證可逆反應的起始量之比相同即可視為等效平衡。五、化學反應速率和化學平衡的有關圖象化學反應速率和化學平衡的有關圖象是中學化學中基礎圖象知識的一個重要方面，它能把抽象的化學反應速率和化學平衡理論形象、直觀地表達出來。學生能熟練地解答化學圖象問題，是現行考綱的要求。分析解答化學平衡圖象問題要注意如下幾點：1解題步驟(1)看圖象一看面：即縱坐標與橫坐標的意義；二看線：即線的走向和變化趨勢；三看點：即起點、折點、交點、終點；四看輔助線：如等溫線、等壓線、平衡線等；五看量的變化：如濃度變化等。(2)想規律聯想外界條件的改變對化學反應速率和化學平衡的影響規律。(3)作判斷將圖象中表現的關系與所學規律相對比，作出符合題目要求的判斷。2解題方法(1)“定一議二”在化學平衡圖象中，包括縱坐標、橫坐標和曲線所表示的三個量的意義。在討論過程中常確定橫坐標所表示的量后，討論縱坐標與曲線的關系或確定縱坐標所表示的量后，討論橫坐標與曲線的關系。(2)“先拐先平，數值大”對于同一化學反應在化學平衡圖象中，先出現拐點的反應則先達到平衡，先出現拐點的曲線表示的溫度較高(如圖甲)或表示的壓強較大(如圖乙)。如：甲表示：T2T1，正反應放熱。乙表示：p1p2，正反應為氣體總體積縮小的反應。六、化學反應進行的方向自發反應：在一定條件下，無需外界幫助就能自動進行的反應。1、反應焓變（H）與反應方向：能量判據：體系趨向于從高能狀態轉變為低能狀態（H 0）。對于化學反應而言，絕大多數的放熱反應能自發進行，且放出的熱量越多，體系能量降低越多，反應越完全。焓變（H）是決定反應能否自發進行的因素之一，但不是唯一因素。2、反應熵變與反應方向：（1）熵:物質的一個狀態函數，用來描述體系的混亂度，符號為S. 單位：Jmol-1K-1熵變：反應前后體系熵的變化叫做反應的熵變.用S表示. S=S(生成物總熵)S(反應物總熵) 反應的S越大,越有利于反應自發進行。（2）體系趨向于有序轉變為無序，導致體系的熵增加，這叫做熵增加原理，也是反應方向判斷的依據之一。熵判據：體系趨向于由有序狀態轉變為無序狀態，即混亂度增加(S0)。且S越大，越有利于反應自發進行。正確判斷一個化學反應是否能夠自發進行：必須綜合考慮反應的焓變和熵變。（3）同一物質，在氣態時熵值最大，液態時次之，固態時最小。即S(g) S(l) S(s) 3、反應方向判斷依據 在溫度、壓強一定的條件下，化學反應的判斷依據為： H-TS0，反應能自發進行;H-TS=0,反應達到平衡狀態;H-TS0，反應不能自發進行。注意：（1）. H 0 該反應一定能自發進行；四象限法（2）. H 0，S0 該反應一定不能自發進行； （3）. H 0，S0，S0 該反應在較高溫度下能自發進行。第三章 水溶液中的離子平衡一、弱電解質的電離 1、定義：電解質:在水溶液中或熔化狀態下能導電的化合物,叫電解質。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。物質單質化合物電解質非電解質：非金屬氧化物，大部分有機物 。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2強電解質：強酸，強堿，大多數鹽。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4弱電解質：弱酸，弱堿，極少數鹽，水 。如HClO、NH3H2O、Cu(OH)2、H2O混和物純凈物 2、(1)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注意：電解質、非電解質都是化合物; SO2、NH3、CO2等屬于非電解質; 強電解質不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部電離，故BaSO4為強電解質）電解質的強弱與導電性、溶解性無關。(2)強電解質與弱電質的本質區別：在水溶液中是否完全電離（或是否存在電離平衡）(3)強酸（HA）與弱酸（HB）的區別：溶液的物質的量濃度相同時，pH(HA)pH(HB) pH值相同時，溶液的濃度CHACHB pH相同時，加水稀釋同等倍數后，pHHApHHB3、電離平衡：在一定的條件下，當電解質分子電離成離子的速率和離子結合成分子的速率相等時，電離過程就達到了平衡狀態，這叫電離平衡。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：濃度越大，電離程度越小；溶液稀釋時，電離平衡向著電離的方向移動。C、同離子效應：在弱電解質溶液里加入與弱電解質具有相同離子的電解質，會減弱電離。D、其他外加試劑：加入能與弱電解質的電離產生的某種離子反應的物質時，有利于電離。5、電離方程式的書寫：用可逆符號（） 多元弱酸的電離要分步書寫（第一步為主）6、電離常數：在一定條件下，弱電解質在達到電離平衡時，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積，跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個常數，叫做電離平衡常數，（一般用Ka表示酸，Kb表示堿。）表示方法：ABA+B- Ki=A+B-/AB7、影響電離常數因素：a、電離常數的大小主要由物質的本性決定。b、電離常數受溫度變化影響，不受濃度變化影響，在室溫下一般變化不大。C、同一溫度下，不同弱酸，電離常數越大，其電離程度越大，酸性越強。如：H2SO3H3PO4HFCH3COOHH2CO3H2SHClO8、一元強酸與一元弱酸的比較(1)同物質的量濃度、相同體積的一元強酸與一弱酸的比較項目類型C(H+)pH中和堿的量與足量金屬反應產生H2的量開始反應速率反應所需時間一元強酸大小相同相同大短一元弱酸小大相同相同小長(2)相同pH、相同體積的一元強酸與一弱酸的比較項目類型C(H+)溶液的物質的量濃度中和堿的量與足量金屬反應產生H2的量開始反應速率反應所需時間一元強酸相同小小少相同長一元弱酸相同大大多相同短(3)判斷弱酸（或弱堿）常用的方法：測定已知濃度的溶液的pH；測定已知pH的溶液稀釋后pH的變化；測定對應的鈉鹽溶液的pH；取體積和pH相同的弱酸與鹽酸分別加入鋅粒，觀察反應現象；分別等體積、等pH的弱酸與鹽酸進行中和滴定，測量消耗氫氧化鈉的體積；分別取相同物質的量濃度的弱酸與鹽酸測量其導電性；分別取相同pH的弱酸與鹽酸，向其中分別加入相應的鈉鹽，測定溶液pH的變化。二、水的電離和溶液的酸堿性1、水的電離平衡：H2O 水的離子積：KW =cH+cOH- 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、水的電離特點：（1）可逆 （2）吸熱 （3）極弱3、影響水電離平衡的外界因素：酸、堿 ：抑制水的電離 H+水OH-水1*10-14 溫度：促進水的電離（水的電離是吸熱的）易水解的鹽：促進水的電離 H+水OH水1*10-144、溶液的酸堿性和pH：（1）pH=-lgcH+ （2）pH的測定方法：酸堿指示劑 甲基橙 、 石蕊 、 酚酞 。變色范圍：甲基橙 3.14.4（橙色） 石蕊5.08.0（紫色） 酚酞8.210.0（淺紅色）PH試紙操作：玻璃棒蘸取未知液體在試紙上，然后與標準比色卡對比即可。注意：事先不能用水濕潤PH試紙；廣泛pH試紙只能讀取整數值或范圍常用酸堿指示劑及其變色范圍：指示劑變色范圍的PH石蕊5紅色58紫色8藍色甲基橙3.1紅色3.14.4橙色4.4黃色酚酞8無色810淺紅10紅色三 、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-混：將兩種酸中的OH離子物質的量相加除以總體積，再求其它） OH-混（OH-1V1+OH-2V2）/（V1+V2） (注意 :不能直接計算H+混)3、強酸與強堿的混合：（先據H+ + OHH2O計算余下的H+或OH-，H+有余，則用余下的H+數除以溶液總體積求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）注意：在加法運算中，相差100倍以上（含100倍）的，小的可以忽略不計！4、經驗公式：“0.3”規則 同強（酸或堿）溶液等體積混合時，若兩溶液的pH之差 pH2時： （1）兩種等體積的強酸混合：pH混= pH（小）+ 0.3 （2）兩種等體積的強堿混合：pH混= pH（大 ）- 0.3四、稀釋過程溶液pH值的變化規律：1、強酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀 = pH原+ n （但始終不能大于或等于7）2、弱酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀 pH原+n （但始終不能大于或等于7）3、強堿溶液：稀釋10n倍時，pH稀 pH原n （但始終不能小于或等于7）4、弱堿溶液：稀釋10n倍時，pH稀 pH原n （但始終不能小于或等于7）5、不論任何溶液，稀釋時pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液無限稀釋后pH均接近7。6、稀釋時，弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的pH變化得慢，強酸、強堿變化得快。五、強酸（pH1）強堿（pH2）混和計算規律1、若等體積混合pH1+pH2=14 則溶液顯中性pH=7pH1+pH215 則溶液顯堿性pH=pH2-0.3pH1+pH213 則溶液顯酸性pH=pH1+0.32、若混合后顯中性pH1+pH2=14 V酸：V堿=1：1pH1+pH214 V酸：V堿=1：1014-（pH1+pH2）3、酸、堿等體積混合且pH酸+pH堿=14時：(1)兩強混合呈中性；(2)強弱混合，弱的過量顯弱性。六、酸堿中和滴定：1、中和滴定的原理實質：H+OH=H2O 即酸能提供的H+和堿能提供的OH-物質的量相等。2、中和滴定的操作過程：（1）儀器：滴定管的刻度，O刻度在 上 ，往下刻度標數越來越大，全部容積 大于 它的最大刻度值，因為下端有一部分沒有刻度。滴定時，所用溶液不得超過最低刻度，不得一次滴定使用兩滴定管酸（或堿），也不得中途向滴定管中添加。滴定管讀數精確到小數點后 兩位 。（2）藥品：標準液；待測液；指示劑。（3）準備過程：準備：檢漏、洗滌、潤洗、裝液、趕氣泡、調液面。（洗滌：用洗液洗檢漏：滴定管是否漏水用水洗用標準液洗（或待測液洗）裝溶液排氣泡調液面記數據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堿進行分析式中：n酸或堿中氫原子或氫氧根離子數；c酸或堿的物質的量濃度；V酸或堿溶液的體積。當用酸去滴定堿確定堿的濃度時，則：上述公式在求算濃度時很方便，而在分析誤差時起主要作用的是分子上的V酸的變化，因為在滴定過程中c酸為標準酸，其數值在理論上是不變的，若稀釋了雖實際值變小，但體現的卻是V酸的增大，導致c酸偏高；V堿同樣也是一個定值，它是用標準的量器量好后注入錐形瓶中的，當在實際操作中堿液外濺，其實際值減小，但引起變化的卻是標準酸用量的減少，即V酸減小，則c堿降低了；對于觀察中出現的誤差亦同樣如此。綜上所述，當用標準酸來測定堿的濃度時，c堿的誤差與V酸的變化成正比，即當V酸的實測值大于理論值時，c堿偏高，反之偏低。同理，用標準堿來滴定未知濃度的酸時亦然。（以標準酸滴定未知濃度的堿為例）步驟操作V標準c待測洗滌酸式滴定管未用標準溶液潤洗變大偏高堿式滴定管未用待測溶液潤洗變小偏低錐形瓶用待測溶液潤洗變大偏高錐形瓶洗凈后還有蒸餾水不變無影響取液放出堿液的滴定管開始有氣泡，放出液體后氣泡消失變小偏低滴定酸式滴定管滴定前有氣泡，滴定終點時氣泡消失變大偏高振蕩錐形瓶時部分液體濺出變小偏低部分酸液滴出錐形瓶外變大偏高讀數滴定前讀數正確，滴定后俯視讀數（或前仰后俯）變小偏低滴定前讀數正確，滴定后仰視讀數（或前俯后仰）變大偏高七、鹽類的水解（只有可溶于水的鹽才水解）1、鹽類水解：在水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結合生成弱電解質的反應。2、水解的實質：水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結合,破壞水的電離，是平衡向右移動，促進水的電離。3、鹽類水解規律：有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解；誰強顯誰性，兩弱都水解，同強顯中性。多元弱酸根，濃度相同時正酸根比酸式酸根水解程度大，堿性更強。(如:Na2CO3 NaHCO3)弱酸酸性強弱比較：A、同主族元素最高價含氧酸的酸性遞減，無氧酸的酸性遞增（利用特殊值進行記憶。如酸性：HCl HF；HNO3H3PO4）B、飽和一元脂肪酸的碳原子數越小，酸性越強（如HCOOHCH3COOH）C、一些常見的酸的酸性：HClO、HAlO2、苯酚為極弱酸；醋酸碳酸；磷酸和H2SO3為中強酸；HClO4為最強含氧酸等。4、鹽類水解的特點：（1）可逆（與中和反應互逆） （2）程度小 （3）吸熱5、影響鹽類水解的外界因素：溫度：溫度越 高 水解程度越大 （水解吸熱，越熱越水解）濃度：濃度越小，水解程度越 大 （越稀越水解）酸、堿：促進或抑制鹽的水解（H+促進陰離子水解而抑制陽離子水解；OH -促進陽離子水解而抑制陰離子水解）（陽促陰，陰促陽；陽抑陽，陰抑陰。）6、酸式鹽溶液的酸堿性：只電離不水解：如HSO4- 顯酸性 電離程度水解程度，顯酸性 （如：HSO3- 、H2PO4- 、HC2O4-） 水解程度電離程度，顯堿性 （如：HCO3- 、HS- 、HPO42-）7、雙水解反應：（1）構成鹽的陰陽離子均能發生水解的反應。雙水解反應相互促進，水解程度較大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。其促進過程以NH4Ac為例解釋如下：NH4Ac NH4 + Ac- NH4 + H2ONH3H2O + H Ac + H2OHAc + OH-兩個水解反應生成的H+和OH反應生成水而使兩個水解反應的生成物濃度均減少，平衡均右移。（2）常見的雙水解反應完全的為：Fe3+、Al3+與AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；S2-與NH4+；SiO32-、ClO-與NH4+其特點是相互水解成沉淀或氣體。雙水解完全的離子方程式配平依據是兩邊電荷平衡，如：2Al3+ + 3S2- + 6H2O 2Al(OH)3+ 3H2S鹽類水解的應用：混施化肥（N、P、K三元素不能變成和）泡沫滅火劑（用硫酸鋁和小蘇打為原料，雙水解）FeCl3溶液止血劑（血漿為膠體，電解質溶液使膠體凝聚）明礬凈水（Al3水解成氫氧化鋁膠體，膠體具有很大的表面積，吸附水中懸浮物而聚沉）NH4Cl焊接金屬（氯化銨呈酸性，能溶解鐵銹）判斷溶液酸堿性（強者顯性）比較鹽溶液離子濃度的大小 判斷離子共存（雙水解的離子產生沉淀和氣體的不能大量共存）配制鹽溶液（加對應的酸或堿防止水解）8、水解平衡常數（Kh）對于強堿弱酸鹽：Kh =Kw/Ka(Kw為該溫度下水的離子積，Ka為該條件下該弱酸根形成的弱酸的電離平衡常數)對于強酸弱堿鹽：Kh =Kw/Kb(Kw為該溫度下水的離子積，Kb為該條件下該弱堿根形成的弱堿的電離平衡常數)電離、水解方程式的書寫原則1、多元弱酸（多元弱酸鹽）的電離（水解）的書寫原則：分步書寫，第一步為主 注意：不管是水解還是電離，都決定于第一步，第二步一般相當微弱。2、多元弱堿（多元弱堿鹽）的電離（水解）書寫原則：一步書寫 八、溶液中微粒濃度的大小比較1.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：:任何溶液均顯電中性，各陽離子濃度與其所帶電荷數的乘積之和各陰離子濃度與其所帶電荷數的乘積之和。物料守恒: （即原子個數守恒或質量守恒）某原子的總量(或總濃度)其以各種形式存在的所有微粒的量(或濃度)之和。質子守恒：溶液中得到的質子數（H+）與失去的質子數（H+）相等，即水電離出的H+濃度與OH-濃度相等。2、同濃度的弱酸和其弱酸鹽 、同濃度的弱堿和其弱堿鹽的電離和水解強弱規律：(1) 中學化學常見的有三對等濃度的HAc與NaAc的混合溶液：弱酸的電離其對應弱酸鹽的水解，溶液呈酸性等濃度的NH3H2O與NH4Cl的混合液：弱堿的電離其對應弱堿鹽的水解，溶液呈堿性等濃度的HCN與NaCN的混合溶液：弱酸的電離其對應弱酸鹽的水解，溶液呈堿性(2) 掌握其處理方法（即抓主要矛盾） 多元弱酸分步電離，且第一步電離遠大于第二步電離。多元弱酸正鹽分步水解，且第一步水解遠大于第二步水解。水的電離比弱酸、弱堿的電離都弱，比鹽的水解都弱。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）反應后離子濃度降至1*10-5以下的反應為完全反應。如酸堿中和時H+降至10-7mol/LHg2+Fe3+Cu2+H+ （指酸電離的)Pb2+Sn2+Fe2+Zn2+（H+）水Al3+Mg2+Na+Ca2+K+陰離子的放電順序（按還原性強弱順序） 惰性電極時：S2- (SO32-)I-Br-Cl-OH-NO3-SO42-(等含氧酸根離子)F- 活性電極時：電極本身溶解放電注意：先要看電極材料，是惰性電極還是活性電極，若陽極材料為活性電極（Fe、Cu)等金屬，則陽極反應為電極材料失去電子，變成離子進入溶液；若為惰性材料，則根據陰陽離子的放電順序，依據陽氧陰還的規律來書寫電極反應式。 電解質水溶液點解產物的規律類型電極反應特點實例電解對象電解質濃度pH溶液復原分解電解質型電解質電離出的陰陽離子分別在兩極放電HCl 電解質減小 增大HCl CuCl2增大CuCl2放氫生酸型陰極：水放H2生堿陽極：電解質陰離子放電NaCl電解質和水生成新電解質增大HCl放氧生酸型陰極：電解質陽離子放電陽極：水放O2生酸CuSO4電解質和水生成新電解質減小氧化銅電解水型陰極：4H+ + 4e- = 2H2 陽極：4OH- 4e- =O2+2H2ONaOH 水增大增大水H2SO4減小Na2SO4不變上述四種類型電解質分類：（1）電解水型：含氧酸，強堿，活潑金屬含氧酸鹽（2）電解電解質型：無氧酸，不活潑金屬的無氧酸鹽（氟化物除外）（3）放氫生堿型：活潑金屬的無氧酸鹽（4）放氧生酸型：不活潑金屬的含氧酸鹽四、電解原理的應用 1、電解飽和食鹽水制取燒堿、氯氣和氫氣（氯堿工業）(1)、電極材料：惰性電極(2)、電極反應：陽極 2Cl 2e = Cl2陰極 2H+ + 2e- = H2 總反應: 2NaCI2H2O2NaOHH2Cl2陽極產物：Cl2（用濕潤的KI-淀粉試紙檢驗）陰極產物：NaOH、H2（用酚酞試劑檢驗）（3）、裝置：離子交換膜電解槽2、電鍍（1）、電鍍應用電解原理在某些金屬表面鍍上一薄層其他金屬或合金的方法（2）、電極、電解質溶液的選擇：陽極：鍍層金屬，失去電子，成為離子進入溶液 M ne = M n+陰極：待鍍金屬（鍍件）：溶液中的金屬離子得到電子，成為金屬原子，附著在金屬表面M n+ + ne = M電解質溶液：含有鍍層金屬離子的溶液做電鍍液電鍍銅反