高中化學電解池知識要點歸納
在年少學習的日子里，大家最熟悉的就是知識點吧？知識點有時候特指教科書上或考試的知識。哪些才是我們真正需要的知識點呢？以下是小編為大家收集的高中化學電解池知識要點歸納，歡迎大家分享。
高中化學電解池知識要點歸納 篇1
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形成閉合回路。
（2）電極名稱及電極反應式（略）
（3）電子和離子的移動方向
特別注意： 電解時，在外電路中有電子通過，而在溶液中是依靠離子定向移動形成電流，即電子本身不會通過電解質溶液。
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，找全離子并分陰、陽兩組（不要忘記水溶液中的H+和OH—）。
（3）然后排出陰、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，要注意遵循原子守恒和電荷守恒。
（5）最后寫出電解反應的總化學方程式或離子方程式。
注意點
1、做到“三看”，正確書寫電極反應式
（1）一看電極材料，若是金屬（Au、Pt除外）作陽極，金屬一定被電解（注Fe生成Fe2+）。
（2）二看介質，介質是否參與電極反應。
（3）三看電解質狀態，若是熔融狀態，就是金屬的電冶煉。
2、規避“三個”失分點
（1）書寫電解池中電極反應式時，要以實際放電的離子表示，但書寫總電解反應方程式時，弱電解質要寫成分子式。
（2）要確保兩極電子轉移數目相同，且應注明條件“電解”。
（3）電解水溶液時，應注意放電順序中H+、OH—之后的離子一般不參與放電。
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+2H2O電解2NaOH+H2↑+Cl2↑
離子反應方程式：2Cl—+2H2O電解2OH—+H2↑+Cl2↑
（3）應用：氯堿工業制燒堿、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↑（條件：通電）
電極反應：
陽極：6O2——12e—===3O2↑；
陰極：4Al3++12e—===4Al。
高中化學電解池知識要點歸納 篇2
一、氧化還原相關概念和應用
（1）借用熟悉的H2還原CuO來認識5對相應概念
（2）氧化性、還原性的相互比較
（3）氧化還原方程式的書寫及配平
（4）同種元素變價的氧化還原反應（歧化、歸中反應）
（5）一些特殊價態的微粒如H、Cu、Cl、Fe、S2O32–的氧化還原反應
（6）電化學中的氧化還原反應
二、物質結構、元素周期表的認識
（1）主族元素的陰離子、陽離子、核外電子排布
（2）同周期、同主族原子的半徑大小比較
（3）電子式的正確書寫、化學鍵的形成過程、化學鍵、分子結構和晶體結構
（4）能畫出短周期元素周期表的草表，理解“位—構—性”。
三、熟悉阿伏加德羅常數NA常考查的微粒數止中固體、得失電子、中子數等內容。
略
四、熱化學方程式的正確表達（狀態、計量數、能量關系）
略
五、離子的鑒別、離子共存
（1）離子因結合生成沉淀、氣體、難電離的弱電解質面不能大量共存
（2）因相互發生氧化還原而不能大量共存
（3）因雙水解、生成絡合物而不能大量共存
（4）弱酸的酸式酸根離子不能與強酸、強堿大量共存
（5）題設中的其它條件：“酸堿性、顏色”等
六、溶液濃度、離子濃度的比較及計算
（1）善用微粒的守恒判斷（電荷守衡、物料守衡、質子守衡）
（2）電荷守恒中的多價態離子處理
七、pH值的計算
（1）遵循定義（公式）規范自己的計算過程
（2）理清題設所問的是“離子”還是“溶液”的濃度
（3）酸過量或堿過量時pH的計算（酸時以H+濃度計算，堿時以OH–計算再換算）
八、化學反應速率、化學平衡
（1）能計算反應速率、理解各物質計量數與反應速率的關系
（2）理順“反應速率”的“改變”與“平衡移動”的“辯證關系”
（3）遵循反應方程式規范自己的“化學平衡”相關計算過程
（4）利用等效平衡”觀點來解題
九、電化學
（1）能正確表明“原電池、電解池、電鍍池”及變形裝置的電極位置
（2）能寫出各電極的電極反應方程式。
（3）了解常見離子的電化學放電順序。
（4）能準確利用“得失電子守恒”原則計算電化學中的定量關系
十、鹽類的水解
（1）鹽類能發生水解的原因。
（2）不同類型之鹽類發生水解的后果（酸堿性、濃度大小等）。
（3）鹽類水解的應用或防止（膠體、水凈化、溶液制備）。
（4）對能發生水解的鹽類溶液加熱蒸干、灼燒的后果。
（5）能發生完全雙水解的離子反應方程式。
高中化學電解池知識要點歸納 篇3
一、阿伏加德羅定律
1、內容：在同溫同壓下，同體積的氣體含有相同的分子數。即“三同”定“一同”。
2、推論
（1）同溫同壓下，V1/V2=n1/n2 （2）同溫同體積時，p1/p2=n1/n2=N1/N2
（3）同溫同壓等質量時，V1/V2=M2/M1 （4）同溫同壓同體積時，M1/M2=ρ1/ρ2
注意：①阿伏加德羅定律也適用于不反應的混合氣體。②使用氣態方程PV=nRT有助于理解上述推論。
3、阿伏加德羅常這類題的解法：
①狀況條件：考查氣體時經常給非標準狀況如常溫常壓下，1.01×105Pa、25℃時等。
②物質狀態：考查氣體摩爾體積時，常用在標準狀況下非氣態的物質來迷惑考生，如H2O、SO3、已烷、辛烷、CHCl3等。
③物質結構和晶體結構：考查一定物質的'量的物質中含有多少微粒（分子、原子、電子、質子、中子等）時常涉及希有氣體He、Ne等為單原子組成和膠體粒子，Cl2、N2、O2、H2為雙原子分子等。晶體結構：P4、金剛石、石墨、二氧化硅等結構。
二、離子共存
1、由于發生復分解反應，離子不能大量共存。
（1）有氣體產生。如CO32—、SO32—、S2—、HCO3—、HSO3—、HS—等易揮發的弱酸的酸根與H+不能大量共存。
（2）有沉淀生成。如Ba2+、Ca2+、Mg2+、Ag+等不能與SO42—、CO32—等大量共存；Mg2+、Fe2+、Ag+、Al3+、Zn2+、Cu2+、Fe3+等不能與OH—大量共存；Pb2+與Cl—，Fe2+與S2—、Ca2+與PO43—、Ag+與I—不能大量共存。
（3）有弱電解質生成。如OH—、CH3COO—、PO43—、HPO42—、H2PO4—、F—、ClO—、AlO2—、SiO32—、CN—、C17H35COO—、 等與H+不能大量共存；一些酸式弱酸根如HCO3—、HPO42—、HS—、H2PO4—、HSO3—不能與OH—大量共存；NH4+與OH—不能大量共存。
（4）一些容易發生水解的離子，在溶液中的存在是有條件的。如AlO2—、S2—、CO32—、C6H5O—等必須在堿性條件下才能在溶液中存在；如Fe3+、Al3+等必須在酸性條件下才能在溶液中存在。這兩類離子不能同時存在在同一溶液中，即離子間能發生“雙水解”反應。如3AlO2—+3Al3++6H2O=4Al（OH）3↓等。
2、由于發生氧化還原反應，離子不能大量共存。
（1）具有較強還原性的離子不能與具有較強氧化性的離子大量共存。如S2—、HS—、SO32—、I—和Fe3+不能大量共存。
（2）在酸性或堿性的介質中由于發生氧化還原反應而不能大量共存。如MnO4—、Cr2O7—、NO3—、ClO—與S2—、HS—、SO32—、HSO3—、I—、Fe2+等不能大量共存；SO32—和S2—在堿性條件下可以共存，但在酸性條件下則由于發生2S2—+SO32—+6H+=3S↓+3H2O反應不能共在。H+與S2O32—不能大量共存。
3、能水解的陽離子跟能水解的陰離子在水溶液中不能大量共存（雙水解）。
例：Al3+和HCO3—、CO32—、HS—、S2—、AlO2—、ClO—等；Fe3+與CO32—、HCO3—、AlO2—、ClO—等不能大量共存。
4、溶液中能發生絡合反應的離子不能大量共存。
如Fe2+、Fe3+與SCN—不能大量共存；Fe3+與 不能大量共存。
5、審題時應注意題中給出的附加條件。
①酸性溶液（H+）、堿性溶液（OH—）、能在加入鋁粉后放出可燃氣體的溶液、由水電離出的H+或OH—=1×10—10mol/L的溶液等。
②有色離子MnO4—，Fe3+，Fe2+，Cu2+，Fe（SCN）2+。 ③MnO4—，NO3—等在酸性條件下具有強氧化性。
④S2O32—在酸性條件下發生氧化還原反應：S2O32—+2H+=S↓+SO2↑+H2O
⑤注意題目要求“大量共存”還是“不能大量共存”。
6、審題時還應特別注意以下幾點：
（1）注意溶液的酸性對離子間發生氧化還原反應的影響。如：Fe2+與NO3—能共存，但在強酸性條件下（即Fe2+、NO3—、H+相遇）不能共存；MnO4—與Cl—在強酸性條件下也不能共存；S2—與SO32—在鈉、鉀鹽時可共存，但在酸性條件下則不能共存。
（2）酸式鹽的含氫弱酸根離子不能與強堿（OH—）、強酸（H+）共存。
如HCO3—+OH—=CO32—+H2O（HCO3—遇堿時進一步電離）；HCO3—+H+=CO2↑+H2O
三、離子方程式書寫的基本規律要求
（1）合事實：離子反應要符合客觀事實，不可臆造產物及反應。
（2）式正確：化學式與離子符號使用正確合理。
（3）號實際：“=”“ ”“→”“↑”“↓”等符號符合實際。
（4）兩守恒：兩邊原子數、電荷數必須守恒（氧化還原反應離子方程式中氧化劑得電子總數與還原劑失電子總數要相等）。
（5）明類型：分清類型，注意少量、過量等。
（6）檢查細：結合書寫離子方程式過程中易出現的錯誤，細心檢查。
高中化學電解池知識要點歸納 篇4
⑴由外電源決定：陽極：連電源的正極；陰極：連電源的負極；
⑵根據電極反應：氧化反應→陽極；還原反應→陰極
⑶根據陰陽離子移動方向：陰離子移向→陽極；陽離子移向→陰極，
⑷根據電子幾點流方向：電子流向：電源負極→陰極；陽極→電源正極
電流方向：電源正極→陽極；陰極→電源負極
9。電解時電極產物判斷：
⑴陽極：如果電極為活潑電極，Ag以前的，則電極失電子，被氧化被溶解，Zn—2e—=Zn2+
如果電極為惰性電極，C、Pt、Au、Ti等，則溶液中陰離子失電子，4OH——4e—=2H2O+O2
陰離子放電順序S2—>I—>Br—>Cl—>OH—>含氧酸根>F—
⑵陰極：（。陰極材料（金屬或石墨）總是受到保護）根據電解質中陽離子活動順序判斷，陽離子得電子順序—金屬活動順序表的反表金屬活潑性越強，則對應陽離子的放電能力越弱，既得電子能力越弱。
K+10。電解、電離和電鍍的區別
電解
電離
電鍍
條件
受直流電作用
受熱或水分子作用
受直流電作用
實質
陰陽離子定向移動，在兩極發生氧化還原反應
陰陽離子自由移動，無明顯的化學變化
用電解的方法在金屬表面鍍上一層金屬或合金
實例
CuCl2Cu+Cl2
CuCl2==Cu2++2Clˉ
陽極Cu—2e—=Cu2+
陰極Cu2++2e—=Cu
關系
先電離后電解，電鍍是電解的應用
高中化學電解池知識要點歸納 篇5
理解原電池的正負極如下幾點：
①可以是兩種活潑性不同的金屬電極
②可以是金屬與非金屬（如石墨），如化學電源中
③也可以都是惰性電極（如燃料電池）
④還可以是金屬和金屬氧化物（如鉛蓄電池），而電解質則既可以是某電解質的水溶液，也可能是熔融鹽。
對于正、負極的判斷 ：負極：
①電子流出的一極（本質）
②電流流入的一極
③金屬性相對較活潑的一極（注意Al電極）
④發生氧化反應的一極
⑤陰離子移向的一極
⑥被腐蝕的一極
⑦質量減小的一極
⑧燃料氣體在其上面失電子的一極
⑨根據電極反應現象等。
正極：
①電子流入的一極（本質）
②電流流出的一極
③金屬性相對較不活潑的一極
④發生還原反應的一極
⑤陽離子移向的一極
⑥被保護的一極
⑦產生氣體獲析出金屬的一極
⑧助燃氣體在其上面得電子的一極
⑨根據電極反應現象等。
判斷電解池的電極名稱與電極反應的關系
電解池的兩極習慣上稱作陰、陽極，這實際上是化學名稱，本質上根據外接電源或電解質溶液中陰、陽離子的移動方向確定的名稱，即所謂的“陰陽結合”———陰離子向陽極移動，陽離子向陰極移動。可以用四個字概括：陽————氧，陰————還；實際上只須記“陽氧”兩個字就可以了，其它的可以推理。
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