物质结构与性质知识点总结

物质结构与性质知识点总结

一.原子结构与性质.

一.认识原子核外电子运动状态,了解电子云、电子层（能层）、原子轨道（能级）的含义.

1.电子云：用小黑点的疏密来描述电子在原子核外空间出现的机会大小所得的图形叫电子云图.离核越近,电子出现的机会大,电子云密度越大；离核越远,电子出现的机会小,电子云密度越小.

电子层（能层）：根据电子的能量差异和主要运动区域的不同,核外电子分别处于不同的电子层.原子由里向外对应的电子层符号分别为K、L、M、N、O、P、Q. 原子轨道（能级即亚层）：处于同一电子层的原子核外电子,也可以在不同类型的原子轨道上运动,分别用s、p、d、f表示不同形状的轨道,s轨道呈球形、p轨道呈纺锤形,d轨道和f轨道较复杂.各轨道的伸展方向个数依次为1、3、5、7. 2.(构造原理）

了解多电子原子中核外电子分层排布遵循的原理,能用电子排布式表示1～36号元素原子核外电子的排布.

(1).原子核外电子的运动特征可以用电子层、原子轨道(亚层)和自旋方向来进行描述.在含有多个核外电子的原子中,不存在运动状态完全相同的两个电子.

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(2).原子核外电子排布原理.

①.能量最低原理:电子先占据能量低的轨道,再依次进入能量高的轨道.

②.泡利不相容原理:每个轨道最多容纳两个自旋状态不同的电子. ③.洪特规则:在能量相同的轨道上排布时,电子尽可能分占不同的轨道,且自旋状态相同.

洪特规则的特例:在等价轨道的全充满（p6、d10、f14）、半充满（p3、d5、f7）、全空时(p0、d0、f0)的状态,具有较低的能量和较大的稳定性.如24Cr [Ar]3d54s1、29Cu [Ar]3d104s1. (3).掌握能级交错图和1-36号元素的核外电子排布式.

①根据构造原理,基态原子核外电子的排布遵循图⑴箭头所示的顺序。

②根据构造原理,可以将各能级按能量的差异分成能级组如图⑵所示,由下而上表示七个能级组,其能量依次升高；在同一能级组内,从左到

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右能量依次升高。基态原子核外电子的排布按能量由低到高的顺序依次排布。

3.元素电离能和元素电负性

第一电离能：气态电中性基态原子失去1个电子,转化为气态基态正离子所需要的能量叫做第一电离能。常用符号I1表示,单位为kJ/mol。 (1).原子核外电子排布的周期性.

随着原子序数的增加,元素原子的外围电子排布呈现周期性的变化:每隔一定数目的元素,元素原子的外围电子排布重复出现从ns1到ns2np6的周期性变化.

(2).元素第一电离能的周期性变化.

随着原子序数的递增,元素的第一电离能呈周期性变化:

★同周期从左到右,第一电离能有逐渐增大的趋势,稀有气体的第一电离能最大,碱金属的第一电离能最小；

★同主族从上到下,第一电离能有逐渐减小的趋势. 说明：

①同周期元素,从左往右第一电离能呈增大趋势。电子亚层结构为全满、半满时较相邻元素要大即第 ⅡA 族、第 ⅤA 族元素的第一电离能分别大于同周期相邻元素。Be、N、Mg、P ②.元素第一电离能的运用：

a.电离能是原子核外电子分层排布的实验验证.

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b.用来比较元素的金属性的强弱. I1越小,金属性越强,表征原子失电子能力强弱.

(3).元素电负性的周期性变化.

元素的电负性：元素的原子在分子中吸引电子对的能力叫做该元素的电负性。

随着原子序数的递增,元素的电负性呈周期性变化：同周期从左到右,主族元素电负性逐渐增大；同一主族从上到下,元素电负性呈现减小的趋势. 电负性的运用:

a.确定元素类型(一般>1.8,非金属元素；<1.8,金属元素). b.确定化学键类型(两元素电负性差值>1.7,离子键；<1.7,共价键). c.判断元素价态正负（电负性大的为负价,小的为正价）.

d.电负性是判断金属性和非金属性强弱的重要参数（表征原子得电子能力强弱）.

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二.化学键与物质的性质. 离子键――离子晶体

1.理解离子键的含义,能说明离子键的形成.了解NaCl型和CsCl型离子晶体的结构特征,能用晶格能解释离子化合物的物理性质. (1).化学键：相邻原子之间强烈的相互作用.化学键包括离子键、共价键和金属键.

(2).离子键：阴、阳离子通过静电作用形成的化学键.

离子键强弱的判断:离子半径越小,离子所带电荷越多,离子键越强,离子晶体的熔沸点越高.

离子键的强弱可以用晶格能的大小来衡量,晶格能是指拆开1mol离子晶体使之形成气态阴离子和阳离子所吸收的能量.晶格能越大,离子晶体的熔点越高、硬度越大.

离子晶体:通过离子键作用形成的晶体.

典型的离子晶体结构：NaCl型和CsCl型.氯化钠晶体中,每个钠离子周围有6个氯离子,每个氯离子周围有6个钠离子,每个氯化钠晶胞中含有4个钠离子和4个氯离子；氯化铯晶体中,每个铯离子周围有8个氯离子,每个氯离子周围有8个铯离子,每个氯化铯晶胞中含有1个铯离子和1个氯离子.

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NaCl型晶体 CsCl型晶体 每个Na+离子周围被6个C1—离每个正离子被8个负离子包围着,子所包围,同样每个C1—也被6个同时每个负离子也被8个正离子Na+所包围。 所包围。 (3).晶胞中粒子数的计算方法--均摊法.

位置 贡献 顶点 1/8 棱边 1/4 面心 1/2 体心 1 共价键－分子晶体――原子晶体

2.了解共价键的主要类型σ键和π键,能用键能、键长、键角等数据说明简单分子的某些性质（对σ键和π键之间相对强弱的比较不作要求）.

(1).共价键的分类和判断：σ键（“头碰头”重叠）和π键（“肩碰肩”重叠）、极性键和非极性键,还有一类特殊的共价键-配位键.

(2).共价键三参数.

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键能 键长 键角 概念 拆开1mol共价键所吸收的对分子的影响 键能越大,键越牢固,分子越稳定 能量（单位：kJ/mol） 成键的两个原子核间的平均键越短,键能越大,键越牢固,分距离（单位：10-10米） 分子中相邻键之间的夹角键角决定了分子的空间构型 (单位：度） 子越稳定 共价键的键能与化学反应热的关系:反应热= 所有反应物键能总和－所有生成物键能总和.

3.了解极性键和非极性键,了解极性分子和非极性分子及其性质的差异.

(1).共价键:原子间通过共用电子对形成的化学键. (2).键的极性：

极性键：不同种原子之间形成的共价键,成键原子吸引电子的能力不同,共用电子对发生偏移.

非极性键：同种原子之间形成的共价键,成键原子吸引电子的能力相同,共用电子对不发生偏移. (3).分子的极性：

①.极性分子：正电荷中心和负电荷中心不相重合的分子.

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非极性分子：正电荷中心和负电荷中心相重合的分子.

②.分子极性的判断：分子的极性由共价键的极性及分子的空间构型两个方面共同决定.

非极性分子和极性分子的比较 形成原因 匀,对称 存在的共价键 非极性键或极性键 匀、不对称 极性键 不对称 非极性分子 极性分子 整个分子的电荷分布均整个分子的电荷分布不均分子内原子排对称 列 举例说明：

共价键的极分子中正负 分子 性 同核双原子非极性键 分子 异核双原子极性键 分子 不重合 极性分子 CO、HF、HCl 重合 非极性分子 H2、N2、O2 电荷中心 结论 举例

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分子中各键的向量和为重合 异核多原子零 分子 分子中各键的向量和不不重合 为零

③.相似相溶原理:极性分子易溶于极性分子溶剂中（如HCl易溶于水中）,非极性分子易溶于非极性分子溶剂中（如CO2易溶于CS2中）. 4.分子的空间立体结构（记住） 常见分子的类型与形状比较

分子类分子形键角 型 A A2 AB ABA ABA A4 状 球形 直线形 直线形 直线形 V形 180° ≠180° 性 性 非极性 He、Ne 键的极分子极代表物 极性分子 H2O、NH3、CH3Cl 非极性分子 CO2、BF3、CH4 非极性 非极性 H2、O2 极性 极性 极性 极性 HCl、NO 非极性 CO2、CS2 极性 H2O、SO2 正四面60° 非极性 非极性 P4 9 / 26

体形 平面三AB3 120° 角形 三角锥AB3 ≠120° 形 正四面109AB4 体形 28′ 极性 形 28′ 极性 形 28′ 极性 四面体≠109°AB2C2 直 线 5.了解原子晶体的特征,能描述金刚石、二氧化硅等原子晶体的结构与性质的关系. (1).原子晶体：所有原子间通过共价键结合成的晶体或相邻原子间以 10 / 26 极性 非极性 BF3、SO3 极性 极性 NH3、NCl3 °极性 非极性 CH4、CCl4 CH3ClCHCl3 CH2Cl2 、四面体≠109°AB3C 极性 V形 H2O 三角形 V形 四面体 三角锥

共价键相结合而形成空间立体网状结构的晶体.

(2).典型的原子晶体有金刚石（C）、晶体硅(Si)、二氧化硅（SiO２）. 金刚石是正四面体的空间网状结构,最小的碳环中有6个碳原子,每个碳原子与周围四个碳原子形成四个共价键；晶体硅的结构与金刚石相似；二氧化硅晶体是空间网状结构,最小的环中有6个硅原子和6个氧原子,每个硅原子与4个氧原子成键,每个氧原子与2个硅原子成键. (3).共价键强弱和原子晶体熔沸点大小的判断：原子半径越小,形成共价键的键长越短,共价键的键能越大,其晶体熔沸点越高.如熔点：金刚石>碳化硅>晶体硅.

7.了解简单配合物的成键情况（配合物的空间构型和中心原子的杂化类型不作要求）. 概念 表示 条件 共用电子对由一个原 A B 其中一个原子必须提子单方向提供给另一电子对给予体 电子供孤对电子,另一原子原子共用所形成的共对接受体 必须能接受孤对电子 价键。 的轨道。 (1).配位键：一个原子提供一对电子与另一个接受电子的原子形成的共价键.即成键的两个原子一方提供孤对电子,一方提供空轨道而形成的共价键.

(2).①.配合物：由提供孤电子对的配位体与接受孤电子对的中心原子

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(或离子)以配位键形成的化合物称配合物,又称络合物.

②.形成条件：a.中心原子(或离子)必须存在空轨道. b.配位体具有提供孤电子对的原子. ③.配合物的组成.

④.配合物的性质：配合物具有一定的稳定性.配合物中配位键越强,配合物越稳定.当作为中心原子的金属离子相同时,配合物的稳定性与配体的性质有关.

三.分子间作用力与物质的性质.

1.知道分子间作用力的含义,了解化学键和分子间作用力的区别. 分子间作用力：把分子聚集在一起的作用力.分子间作用力是一种静电作用,比化学键弱得多,包括范德华力和氢键.范德华力一般没有饱和性和方向性,而氢键则有饱和性和方向性.

2.知道分子晶体的含义,了解分子间作用力的大小对物质某些物理性质的影响.

(1).分子晶体:分子间以分子间作用力（范德华力、氢键）相结合的晶体.典型的有冰、干冰.

(2).分子间作用力强弱和分子晶体熔沸点大小的判断：组成和结构相似的物质,相对分子质量越大,分子间作用力越大,克服分子间引力使物质熔化和气化就需要更多的能量,熔、沸点越高.但存在氢键时分子晶体的熔沸点往往反常地高.

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例33.在常温常压下呈气态的化合物、降温使其固化得到的晶体属于 A.分子晶体 B.原子晶体 C.离子晶体 D.何种晶体无法判断

3.了解氢键的存在对物质性质的影响（对氢键相对强弱的比较不作要求）.

NH3、H2O、HF中由于存在氢键,使得它们的沸点比同族其它元素氢化物的沸点反常地高.

影响物质的性质方面：增大溶沸点,增大溶解性 表示方法：X—H……Y(N O F) 一般都是氢化物中存在

4.了解分子晶体与原子晶体、离子晶体、金属晶体的结构微粒、微粒间作用力的区别. 晶体类原子晶体 分子晶体 型 金属阳离子、自由粒子 粒子间分子间作用作用共价键 力 （力） 熔沸点 很高 很低 一般较高,少部分较高 13 / 26

金属晶体 离子晶体 原子 分子 电子 阴、阳离子 复杂的静电作用 离子键

低 一般较硬,少部分硬度 很硬 一般较软 软 难溶（Na等与水易溶于极性溶溶解性 难溶解 相似相溶 反应） 导电情不导电 一般不导电 良导体 况 （除硅） 导电 金刚石、干冰、冰、实例 水晶、碳纯硫酸、Na、Mg、Al等 化硅等 四、几种比较

1、离子键、共价键和金属键的比较 化学键类离子键 型 阴、阳离子间通原子间通过共用金属阳离子与自由电概念 过静电作用所电子对所形成的子通过相互作用而形形成的化学键 成键微粒 阴阳离子 化学键 原子 14 / 26

较硬 剂 固体不导电,熔 化或溶于水后NaCl、CaCO3 NaOH等 H2(S) 共价键 金属键 成的化学键 金属阳离子和自由电

子 成键性质 静电作用 活泼金属与活非金属与非金属形成条件 泼的非金属元元素 素 实例 NaCl、MgO HCl、H2SO4 Fe、Mg 金属内部 共用电子对 电性作用 2、非极性键和极性键的比较 非极性键 同种元素原子形成概念 的共价键 偏移 原子吸引电子能相同 力 不偏向任何一方 共用电子对 原子 成键原子电性 形成条件 组成

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极性键 不同种元素原子形成的共价键,共用电子对发生不同 偏向吸引电子能力强的电中性 显电性 由同种非金属元素由不同种非金属元素组成

3．物质溶沸点的比较（重点）

（1）不同类晶体：一般情况下,原子晶体>离子晶体>分子晶体 （2）同种类型晶体：构成晶体质点间的作用大,则熔沸点高,反之则小。 ①离子晶体：离子所带的电荷数越高,离子半径越小,则其熔沸点就越高。

②分子晶体：对于同类分子晶体,式量越大,则熔沸点越高。 ③原子晶体：键长越小、键能越大,则熔沸点越高。 （3）常温常压下状态 ①熔点：固态物质>液态物质 ②沸点：液态物质>气态物质

离子共存问题

离子在溶液中能否大量共存,涉及到离子的性质及溶液酸碱性等综合知识。凡能使溶液中因反应发生使有关离子浓度显著改变的均不能大量共存。如生成难溶、难电离、气体物质或能转变成其它种类的离子(包括氧化一还原反应). 一般可从以下几方面考虑

1.弱碱阳离子只存在于酸性较强的溶液中.如Fe3+、Al3+、Zn2+、Cu2+、NH4+、Ag+ 等均与OH-不能 大量共存.

2.弱酸阴离子只存在于碱性溶液中。如CH3COO-、F-、CO32-、SO32-、

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S2-、PO43-、 AlO2-均与H+ 不能大量共存.

3.弱酸的酸式阴离子在酸性较强或碱性较强的溶液中均不能大量共存.它们遇强酸(H+)会生成弱

酸分子;遇强碱(OH-)生成正盐和水. 如：HSO3-、HCO3-、HS-、H2PO4-、HPO42-等

4.若阴、阳离子能相互结合生成难溶或微溶性的盐,则不能大量共存.如：Ba2+、Ca2+与CO32-、

SO32-、 PO43-、SO42-等;Ag+与Cl-、Br-、I- 等;Ca2+与F-,C2O42- 等 5.若阴、阳离子发生双水解反应,则不能大量共存.如：Al3+与HCO3-、CO32-、HS-、S2-、AlO2-、ClO-、

SiO32- 等Fe3+与HCO3-、CO32-、AlO2-、ClO-、SiO32-、C6H5O-等;NH4+与AlO2-、SiO32-、ClO-、CO32-等

6.若阴、阳离子能发生氧化一还原反应则不能大量共存.如：Fe3+与I-、S2-;MnO4-(H+)与I-、Br-、

Cl-、S2-、SO32-、Fe2+等;NO3-(H+)与上述阴离子;S2-、SO32-、H+ 7.因络合反应或其它反应而不能大量共存

如：Fe3+与F-、CN-、SCN-等; H2PO4-与PO43-会生成HPO42-,故两者不共存

常见气体的制取和检验

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⑴氧气

制取原理——含氧化合物自身分解 制取方程式——2KClO3 2KCl+3O2↑ 装置——略微向下倾斜的大试管,加热 检验——带火星木条,复燃 收集——排水法或向上排气法 ⑵氢气

制取原理——活泼金属与弱氧化性酸的置换 制取方程式——Zn+H2SO4 === H2SO4+H2↑ 装置——启普发生器

检验——点燃,淡蓝色火焰,在容器壁上有水珠 收集——排水法或向下排气法 ⑶氯气

制取原理——强氧化剂氧化含氧化合物

制取方程式——MnO2+4HCl(浓)MnCl2+Cl2↑+2H2O 装置——分液漏斗,圆底烧瓶,加热

检验——能使湿润的蓝色石蕊试纸先变红后褪色;

除杂质——先通入饱和食盐水(除HCl),再通入浓H2SO4(除水蒸气) 收集——排饱和食盐水法或向上排气法

尾气回收——Cl2+2NaOH=== NaCl+NaClO+H2O

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⑷硫化氢

①制取原理——强酸与强碱的复分解反应 ②制取方程式——FeS+2HCl=== FeCl2+H2S↑ ③装置——启普发生器

④检验——能使湿润的醋酸铅试纸变黑

⑤除杂质——先通入饱和NaHS溶液(除HCl),再通入固体CaCl2(或P2O5)(除水蒸气) ⑥收集——向上排气法

⑦尾气回收——H2S+2NaOH=== Na2S+H2O或H2S+NaOH=== NaHS+H2O ⑸二氧化硫

①制取原理——稳定性强酸与不稳定性弱酸盐的复分解 ②制取方程式——Na2SO3+H2SO4=== Na2SO4+SO2↑+H2O ③装置——分液漏斗,圆底烧瓶

④检验——先通入品红试液,褪色,后加热又恢复原红色; ⑤除杂质——通入浓H2SO4(除水蒸气) ⑥收集——向上排气法

⑦尾气回收——SO2+2NaOH=== Na2SO3+H2O ⑹二氧化碳

①制取原理——稳定性强酸与不稳定性弱酸盐的复分解

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②制取方程式——CaCO3+2HClCaCl2+CO2↑+H2O ③装置——启普发生器

④检验——通入澄清石灰水,变浑浊

⑤除杂质——通入饱和NaHCO3溶液(除HCl),再通入浓H2SO4(除水蒸气)

⑥收集——排水法或向上排气法 ⑺氨气

①制取原理——固体铵盐与固体强碱的复分解

②制取方程式——Ca(OH)2+2NH4ClCaCl2+NH3↑+2H2O ③装置——略微向下倾斜的大试管,加热 ④检验——湿润的红色石蕊试纸,变蓝 ⑤除杂质——通入碱石灰(除水蒸气) 收集——向下排气法 ⑻氯化氢

①制取原理——高沸点酸与金属氯化物的复分解 ②制取方程式——NaCl+H2SO4Na2SO4+2HCl↑ ③装置——分液漏斗,圆底烧瓶,加热

④检验——通入AgNO3溶液,产生白色沉淀,再加稀HNO3沉淀不溶 ⑤除杂质——通入浓硫酸(除水蒸气) ⑥收集——向上排气法

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⑼二氧化氮

①制取原理——不活泼金属与浓的氧化—还原; ②制取方程式——Cu+4HNO3===Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O ③装置——分液漏斗,圆底烧瓶(或用大试管,锥形瓶)

④检验——红棕色气体,通入AgNO3溶液颜色变浅,但无沉淀生成 ⑤收集——向上排气法

⑥尾气处理——3NO2+H2O===2HNO3+NO NO+NO2+2NaOH===2NaNO2+H2O ⑩一氧化氮

①制取原理——不活泼金属与稀的氧化—还原;

②制取方程式——Cu+8HNO3(稀)===3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O ③装置——分液漏斗,圆底烧瓶(或用大试管,锥形瓶) ④检验——无色气体,暴露于空气中立即变红棕色 ⑤收集——排水法 ⑾一氧化碳

①制取原理——浓硫酸对有机物的脱水作用 ②制取方程式——HCOOHCO↑+H2O ③装置——分液漏斗,圆底烧瓶

④检验——燃烧,蓝色火焰,无水珠,产生气体能使澄清石灰水变浑浊 ⑤除杂质——通入浓硫酸(除水蒸气)

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⑥收集——排水法 ⑿甲烷

①制取方程式——CH3COONa+NaOH CH4↑+Na2CO3 ②装置——略微向下倾斜的大试管,加热 ③收集——排水法或向下排空气法 ⒀乙烯

①制取原理——浓硫酸对有机物的脱水作用 ②制取方程式——CH3CH2OH CH2=CH2↑+H2O ③装置——分液漏斗,圆底烧瓶,加热

④除杂质——通入NaOH溶液(除SO2,CO2),通入浓硫酸(除水蒸气) 收集——排水法 ⒁乙炔

①制取原理——电石强烈吸水作用

②制取方程式——CaC2+2H2OCa(OH)2+CH CH↑ ③装置——分液漏斗,圆底烧瓶(或用大试管,锥形瓶)

④检验——无色气体,能燃烧,产生明亮的火焰,并冒出浓的黑烟 ⑤除杂质——通入硫酸铜溶液(除H2S,PH3),通入浓硫酸(除水蒸气) 收集——排水法或向下排气法 。。。

2.一些快速制法(即无需加热)(手打版)

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1.O2 2H2O2=催化剂MnO2==2H2O+O2 2Na2O2 + 2H2O = 4Na+ + 4OH- +O2 2.Cl2 KMnO4与浓盐酸

16HCl+2KMnO4=2KCl+2MnCl2+8H2O+5Cl2 3.HCl 将浓硫酸逐滴加入浓HCl中

4.NH3 将CaO或者Ca(OH)2或者NaOH（皆为固体）加入浓氨水 加氧化钙是利用其与水反应消耗水且放热 加Ca(OH)2或者NaOH利用其与水反应放热

5.H2 NaH+H20→NaOH+H2↑ 1、燃料电池：（1）氢氧燃料电池

负极：2H2 + 4OH--4e- = 4H2O 正极：O2 + 2H2O +4e- = 4OH- 总反应式为：2H2 + O2 = 2H2O

（2）甲烷燃料电池 负极：CH4 + 10 OH- -8e-==CO3 2- +7H2O 正极：2O2 + 4H2O +8e- == 8OH-总反应式为：CH4 + 2O2 +2KOH==K2CO3+ 3H2O

（3）甲醇燃料电池 负极：2CH4O + 16OH- -12e-==2CO3 2- +12H2O 正极：3O2 + 6H2O +12e- == 12OH-总反应式为：2CH4O + 3O2 +4OH-==2CO3 2- + 6H2O

（4）负极：2H2 + 2O2--4e- = 2H2O 正极：O2 +4e- = 2O 2-总反应式为：2H2 + O2 = 2H2O

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（5）熔融盐燃料电池 该电池用Li2CO3和的Na2CO3熔融盐混合物作电解质,CO为阳极燃气,空气与CO2的混合气为阴极助燃气,制得在6500C下工作的燃料电池。熔融盐燃料电池具有高的发电效率,因而受到重视。其电极反应式为：负极：2CO+2CO3 2- -4e-==4CO2 正极：O2 + 2CO2+4e- ==2CO3 2-总反应式为：2CO +O2 ==2CO 2 2.蓄电池

（1）铅蓄电池 ：负极：Pb+SO4 2- -2e- = PbSO4 正极：PbO2 +4H++ SO4 2- +2e- = PbSO4+2H2O总反应式为：Pb+ PbO2+2H2SO4==2PbSO4+2H2O

（2）碱性镍—镉电池 负极：Cd+2OH--2e- ==Cd(OH)2 正极：2NiO(OH)+2H2O

+2e-==2Ni(OH)2+2OH-总反应式为：

Cd+2NiO(OH)+2H2O== Cd(OH)2+2Ni(OH)2

从上述两种蓄电池的总反应式可看出,铅蓄电池在放电时除消耗电极材料外,同时还消耗电解质硫酸,使溶液中的自由移动的离子浓度减小,内阻增大,导电能力降低。而镍—镉电池在放电时只消耗水,电解质溶液中自由移动的离子浓度不会有明显变化,内阻几乎不变,导电能力几乎没有变化。

（3）氢镍可充电池 负极：H2+2OH--2e- ==2H2O 正极：2NiO(OH)+2H2O

+2e-==2Ni(OH)2+2OH-总反应式为：

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H2+2NiO(OH)== 2Ni(OH)2

3、一次性电池：

（1）锌锰电池—干电池 负极：Zn-2e- == Zn 2+ 正极：2MnO2+2 NH4+ +2e-==Mn2O3+2NH3+H2O总反应式为：Zn+2MnO2+2 NH4+ == Zn 2+ + Mn2O3+2NH3+H2O电池中MnO2的作用是将正极上NH4+还原生成的H氧化成为水,以免产生H2附在石墨表面而增加电池内阻。由于反应中锌筒不断消耗变薄,且有液态水生成,故电池用久后会变软。

（2）银锌电池—钮扣电池 负极：Zn+2OH--2e- == ZnO+H2O 正极：Ag2O+H2O+2e-==2Ag+2OH-总反应式为：Zn+ Ag2O== ZnO+2Ag

（3）高能电池—锂电池 负极：2Li-2e- ==2Li+ 正极：I2+2e-==2I-总反应式为：2Li+I2==2LiI

（4）海水铝电池 负极：4Al-12e- ==4Al 3+ 正极：3O2+4H2O+8e-==8OH-总反应式为：4Al+3O2+6H2O==4Al(OH)3 二、电极反应式的书写书写电极反应式是学习电化学的基本功,也是高考和竞赛所必须掌握的知识点。一般来讲,书写原电池的电极反应式应注意如下四点：

1、准确判断原电池的正负极如果电池的正负极判断失误,则电极反应式必然写错,这是正确书写电极反应式的前提。一般而言,较活泼的金属成为原电池的负极,但不是绝对的。如将铜片和铝片同时插入浓硝

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酸中组成原电池时,铜却是原电池的负极被氧化,因为铝在浓中表面产生了钝化。此时,其电极反应式为：负极：Cu-2e- ==Cu 2+ 正极：2NO3-+4H + +2e-==2NO2+2H2O又如将镁铝合金放入6mol/L的NaOH溶液中构成原电池时,尽管镁比铝活泼,但镁不和NaOH溶液反应,所以铝成为负极,其电极反应式为：负极：2Al+8OH—6e-==2AlO2- +4H2O 正极：6H2O+6e-==3H2+6OH-2、高度注意电解质的酸碱性在正、负极上发生的电极反应不是孤立的,它往往与电解质溶液紧密联系。如氢—氧燃料电池有酸式和碱式两种,在酸溶液中负极反应式为：2H2-4e-==4H+ 正极反应式为：O2+4H+ +4e-==2H2O;如是在碱溶液中,则不可能有H+出现,在酸溶液中,也不可能出现OH-。又于CH4、CH3OH等燃料电池,在碱溶液中C元素以CO32-离子形式存在,而不是放出CO2。

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