物質結構與性質知識點總結

物質結構與性質知識點總結

一.原子結構與性質.

一.認識原子核外電子運動狀態，了解電子云、電子層（能層）、原子軌道（能級）的含義.

1.電子云：用小黑點的疏密來描述電子在原子核外空間出現的機會大小所得的圖形叫電子云圖.離核越近，

電子出現的機會大，電子云密度越大；離核越遠，電子出現的機會小，電子云密度越小.

電子層（能層）：根據電子的能量差異和主要運動區域的不同，核外電子分別處于不同的電子層.原子由里

向外對應的電子層符號分別為K、L、M、N、O、P、Q.

原子軌道（能級即亞層）：處于同一電子層的原子核外電子，也可以在不同類型的原子軌道上運動，分別用

s、p、d、f表示不同形狀的軌道，s軌道呈球形、p軌道呈紡錘形，d軌道和f軌道較復雜.各軌道的伸展方

向個數依次為1、3、5、7.

2.(構造原理）

了解多電子原子中核外電子分層排布遵循的原理，能用電子排布式表示1～36號元素原子核外電子的排布.

(1).原子核外電子的運動特征可以用電子層、原子軌道(亞層)和自旋方向來進行描述.在含有多個核外電子的

原子中，不存在運動狀態完全相同的兩個電子.

(2).原子核外電子排布原理.

①.能量最低原理:電子先占據能量低的軌道，再依次進入能量高的軌道.

②.泡利不相容原理:每個軌道最多容納兩個自旋狀態不同的電子.

③.洪特規則:在能量相同的軌道上排布時，電子盡可能分占不同的軌道，且自旋狀態相同.

洪特規則的特例:在等價軌道的全充滿（p、d、f）、半充滿（p、d、f）、全空時(p、d、f)的狀態，具

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有較低的能量和較大的穩定性.如Cr [Ar]3d4s、Cu [Ar]3d4s.

2429

51101

(3).掌握能級交錯圖和1-36號元素的核外電子排布式.

①根據構造原理，基態原子核外電子的排布遵循圖⑴箭頭所示的順序。

②根據構造原理，可以將各能級按能量的差異分成能級組如圖⑵所示，由下而上表示七個能級組，其能量

依次升高；在同一能級組內，從左到右能量依次升高。基態原子核外電子的排布按能量由低到高的順序依

次排布。

3.元素電離能和元素電負性

第一電離能：氣態電中性基態原子失去1個電子，轉化為氣態基態正離子所需要的能量叫做第一電離能。

常用符號I表示，單位為kJ/mol。

1

(1).原子核外電子排布的周期性.

隨著原子序數的增加,元素原子的外圍電子排布呈現周期性的變化:每隔一定數目的元素，元素原子的外圍電

子排布重復出現從ns到nsnp的周期性變化.

126

(2).元素第一電離能的周期性變化.

隨著原子序數的遞增，元素的第一電離能呈周期性變化:

★同周期從左到右，第一電離能有逐漸增大的趨勢，稀有氣體的第一電離能最大，堿金屬的第一電離能最

小；

★同主族從上到下，第一電離能有逐漸減小的趨勢.

說明：

①同周期元素，從左往右第一電離能呈增大趨勢。電子亞層結構為全滿、半滿時較相鄰元素要大即第 ⅡA

族、第 ⅤA 族元素的第一電離能分別大于同周期相鄰元素。Be、N、Mg、P

②.元素第一電離能的運用：

a.電離能是原子核外電子分層排布的實驗驗證.

b.用來比較元素的金屬性的強弱. I越小，金屬性越強，表征原子失電子能力強弱.

1

(3).元素電負性的周期性變化.

元素的電負性：元素的原子在分子中吸引電子對的能力叫做該元素的電負性。

隨著原子序數的遞增，元素的電負性呈周期性變化：同周期從左到右，主族元素電負性逐漸增大；同一主

族從上到下，元素電負性呈現減小的趨勢.

電負性的運用:

a.確定元素類型(一般>1.8，非金屬元素；<1.8，金屬元素).

b.確定化學鍵類型(兩元素電負性差值>1.7，離子鍵；<1.7，共價鍵).

c.判斷元素價態正負（電負性大的為負價，小的為正價）.

d.電負性是判斷金屬性和非金屬性強弱的重要參數（表征原子得電子能力強弱）.

二.化學鍵與物質的性質.

離子鍵――離子晶體

1.理解離子鍵的含義，能說明離子鍵的形成.了解NaCl型和CsCl型離子晶體的結構特征，能用晶格能解釋

離子化合物的物理性質.

(1).化學鍵：相鄰原子之間強烈的相互作用.化學鍵包括離子鍵、共價鍵和金屬鍵.

(2).離子鍵：陰、陽離子通過靜電作用形成的化學鍵.

離子鍵強弱的判斷:離子半徑越小，離子所帶電荷越多，離子鍵越強，離子晶體的熔沸點越高.

離子鍵的強弱可以用晶格能的大小來衡量，晶格能是指拆開1mol離子晶體使之形成氣態陰離子和陽離子所

吸收的能量.晶格能越大，離子晶體的熔點越高、硬度越大.

離子晶體:通過離子鍵作用形成的晶體.

典型的離子晶體結構：NaCl型和CsCl型.氯化鈉晶體中，每個鈉離子周圍有6個氯離子，每個氯離子周圍

有6個鈉離子，每個氯化鈉晶胞中含有4個鈉離子和4個氯離子；氯化銫晶體中，每個銫離子周圍有8個

氯離子，每個氯離子周圍有8個銫離子，每個氯化銫晶胞中含有1個銫離子和1個氯離子.

NaCl型晶體 CsCl型晶體

每個Na離子周圍被6個C1離子所包圍，同樣每每個正離子被8個負離子包圍著，同時每個負離子也

+

—

個C1也被6個Na所包圍。 被8個正離子所包圍。

—

+

(3).晶胞中粒子數的計算方法--均攤法.

位置 頂點 棱邊 面心 體心

貢獻 1/8 1/4 1/2 1

共價鍵－分子晶體――原子晶體

2.了解共價鍵的主要類型σ鍵和π鍵，能用鍵能、鍵長、鍵角等數據說明簡單分子的某些性質（對σ鍵和

π鍵之間相對強弱的比較不作要求）.

(1).共價鍵的分類和判斷：σ鍵（“頭碰頭”重疊）和π鍵（“肩碰肩”重疊）、極性鍵和非極性鍵，還有一

類特殊的共價鍵-配位鍵.

(2).共價鍵三參數.

概念 對分子的影響

鍵能 鍵能越大，鍵越牢固，分子越穩定

拆開1mol共價鍵所吸收的能量（單位：

kJ/mol）

成鍵的兩個原子核間的平均距離（單位：10

-10

米）

分子中相鄰鍵之間的夾角(單位：度） 鍵角 鍵角決定了分子的空間構型

鍵長 鍵越短，鍵能越大，鍵越牢固，分子越穩定

共價鍵的鍵能與化學反應熱的關系:反應熱= 所有反應物鍵能總和－所有生成物鍵能總和.

3.了解極性鍵和非極性鍵，了解極性分子和非極性分子及其性質的差異.

(1).共價鍵:原子間通過共用電子對形成的化學鍵.

(2).鍵的極性：

極性鍵：不同種原子之間形成的共價鍵，成鍵原子吸引電子的能力不同，共用電子對發生偏移.

非極性鍵：同種原子之間形成的共價鍵，成鍵原子吸引電子的能力相同，共用電子對不發生偏移.

(3).分子的極性：

①.極性分子：正電荷中心和負電荷中心不相重合的分子.

非極性分子：正電荷中心和負電荷中心相重合的分子.

②.分子極性的判斷：分子的極性由共價鍵的極性及分子的空間構型兩個方面共同決定.

非極性分子和極性分子的比較

非極性分子 極性分子

形成原因

存在的共價鍵

分子內原子排列

舉例說明：

分子 共價鍵的極性 結論 舉例

同核雙原子分子 非極性鍵 重合 非極性分子 H、N、O

異核雙原子分子 極性鍵 不重合 極性分子 CO、HF、HCl

分子中各鍵的向量

異核多原子分子

和為零

分子中各鍵的向量

和不為零

③.相似相溶原理:極性分子易溶于極性分子溶劑中（如HCl易溶于水中），非極性分子易溶于非極性分子溶

劑中（如CO易溶于CS中）.

22

4.分子的空間立體結構（記住）

常見分子的類型與形狀比較

分子類型 分子形狀 鍵角 鍵的極性 分子極性 代表物

A 球形 非極性 He、Ne

A 直線形 非極性 非極性 H、O

222

AB 直線形 極性 極性 HCl、NO

ABA 直線形 180° 極性 非極性 CO、CS

ABA V形 ≠180° 極性 極性 HO、SO

A 正四面體形 60° 非極性 非極性 P

44

AB 平面三角形 120° 極性 非極性 BF、SO

333

AB 三角錐形 ≠120° 極性 極性 NH、NCl

333

AB 正四面體形 109°28′ 極性 非極性 CH、CCl

444

ABC 四面體形 ≠109°28′ 極性 極性 CHCl、CHCl

333

ABC 四面體形 ≠109°28′ 極性 極性 CHCl

2222

22

22

分子中正負

電荷中心

重合 非極性分子 CO、BF、CH

222

234

整個分子的電荷分布均勻，對稱 整個分子的電荷分布不均勻、不對稱

非極性鍵或極性鍵 極性鍵

對稱 不對稱

不重合 極性分子 HO、NH、CHCl

233

V形 四面體 三角錐 V形 HO 直 線 三角形

2

5.了解原子晶體的特征，能描述金剛石、二氧化硅等原子晶體的結構與性質的關系.

(1).原子晶體：所有原子間通過共價鍵結合成的晶體或相鄰原子間以共價鍵相結合而形成空間立體網狀結構

的晶體.

(2).典型的原子晶體有金剛石（C）、晶體硅(Si)、二氧化硅（SiO）.

２

金剛石是正四面體的空間網狀結構，最小的碳環中有6個碳原子，每個碳原子與周圍四個碳原子形成四個

共價鍵；晶體硅的結構與金剛石相似；二氧化硅晶體是空間網狀結構，最小的環中有6個硅原子和6個氧

原子，每個硅原子與4個氧原子成鍵，每個氧原子與2個硅原子成鍵.

(3).共價鍵強弱和原子晶體熔沸點大小的判斷：原子半徑越小，形成共價鍵的鍵長越短，共價鍵的鍵能越大，

其晶體熔沸點越高.如熔點：金剛石>碳化硅>晶體硅.

7.了解簡單配合物的成鍵情況（配合物的空間構型和中心原子的雜化類型不作要求）.

概念 表示 條件

共用電子對由一個原子單方向提 A B 其中一個原子必須提供孤對電子，

供給另一原子共用所形成的共價電子對給予體 電子對接受體 另一原子必須能接受孤對電子的

鍵。 軌道。

(1).配位鍵：一個原子提供一對電子與另一個接受電子的原子形成的共價鍵.即成鍵的兩個原子一方提供孤

對電子，一方提供空軌道而形成的共價鍵.

(2).①.配合物：由提供孤電子對的配位體與接受孤電子對的中心原子(或離子)以配位鍵形成的化合物稱配合

物,又稱絡合物.

②.形成條件：a.中心原子(或離子)必須存在空軌道. b.配位體具有提供孤電子對的原子.

③.配合物的組成.

④.配合物的性質：配合物具有一定的穩定性.配合物中配位鍵越強，配合物越穩定.當作為中心原子的金屬

離子相同時，配合物的穩定性與配體的性質有關.

三.分子間作用力與物質的性質.

1.知道分子間作用力的含義，了解化學鍵和分子間作用力的區別.

分子間作用力：把分子聚集在一起的作用力.分子間作用力是一種靜電作用，比化學鍵弱得多，包括范德華

力和氫鍵.范德華力一般沒有飽和性和方向性，而氫鍵則有飽和性和方向性.

2.知道分子晶體的含義，了解分子間作用力的大小對物質某些物理性質的影響.

(1).分子晶體:分子間以分子間作用力（范德華力、氫鍵）相結合的晶體.典型的有冰、干冰.

(2).分子間作用力強弱和分子晶體熔沸點大小的判斷：組成和結構相似的物質，相對分子質量越大，分子間

作用力越大，克服分子間引力使物質熔化和氣化就需要更多的能量，熔、沸點越高.但存在氫鍵時分子晶體

的熔沸點往往反常地高.

例33.在常溫常壓下呈氣態的化合物、降溫使其固化得到的晶體屬于

A.分子晶體 B.原子晶體 C.離子晶體 D.何種晶體無法判斷

3.了解氫鍵的存在對物質性質的影響（對氫鍵相對強弱的比較不作要求）.

NH、HO、HF中由于存在氫鍵，使得它們的沸點比同族其它元素氫化物的沸點反常地高.

32

影響物質的性質方面：增大溶沸點，增大溶解性

表示方法：X—H……Y(N O F) 一般都是氫化物中存在

4.了解分子晶體與原子晶體、離子晶體、金屬晶體的結構微粒、微粒間作用力的區別.

晶體類型 原子晶體 分子晶體 金屬晶體 離子晶體

粒子 原子 分子 金屬陽離子、自由電子 陰、陽離子

粒子間作用

（力）

熔沸點 很高 很低 一般較高，少部分低 較高

硬度 很硬 一般較軟 一般較硬，少部分軟 較硬

溶解性 難溶解 相似相溶 難溶（Na等與水反應） 易溶于極性溶劑

導電情況 一般不導電 良導體

共價鍵 分子間作用力 復雜的靜電作用 離子鍵

不導電 固體不導電，熔

（除硅） 化或溶于水后導電

NaCl、CaCO 金剛石、水晶、干冰、冰、純硫酸、

3

NaOH等 碳化硅等 H(S)

實例 Na、Mg、Al等

四、幾種比較

2

1、離子鍵、共價鍵和金屬鍵的比較

化學鍵類型 離子鍵 共價鍵 金屬鍵

陰、陽離子間通過靜電作原子間通過共用電子對所形金屬陽離子與自由電子通過相互作

用所形成的化學鍵 成的化學鍵 用而形成的化學鍵

陰陽離子 原子 金屬陽離子和自由電子 成鍵微粒

概念

成鍵性質 靜電作用 共用電子對 電性作用

活潑金屬與活潑的非金

屬元素

NaCl、MgO 實例 HCl、HSO Fe、Mg

形成條件 非金屬與非金屬元素 金屬內部

24

2、非極性鍵和極性鍵的比較

非極性鍵 極性鍵

概念 同種元素原子形成的共價鍵

原子吸引電子能力 相同 不同

不同種元素原子形成的共價鍵，共用電

子對發生偏移

共用電子對 不偏向任何一方 偏向吸引電子能力強的原子

成鍵原子電性 電中性 顯電性

形成條件 由同種非金屬元素組成 由不同種非金屬元素組成

3．物質溶沸點的比較（重點）

（1）不同類晶體：一般情況下，原子晶體>離子晶體>分子晶體

（2）同種類型晶體：構成晶體質點間的作用大，則熔沸點高，反之則小。

①離子晶體：離子所帶的電荷數越高，離子半徑越小，則其熔沸點就越高。

②分子晶體：對于同類分子晶體，式量越大，則熔沸點越高。

③原子晶體：鍵長越小、鍵能越大，則熔沸點越高。

（3）常溫常壓下狀態

①熔點：固態物質>液態物質

②沸點：液態物質>氣態物質

離子共存問題

離子在溶液中能否大量共存，涉及到離子的性質及溶液酸堿性等綜合知識。凡能使溶液中因反應發生使有

關離子濃度顯著改變的均不能大量共存。如生成難溶、難電離、氣體物質或能轉變成其它種類的離子(包括

氧化一還原反應).

一般可從以下幾方面考慮

1.弱堿陽離子只存在于酸性較強的溶液中.如Fe3+、Al3+、Zn2+、Cu2+、NH4+、Ag+ 等均與OH-不能

大量共存.

2.弱酸陰離子只存在于堿性溶液中。如CH3COO-、F-、CO32-、SO32-、S2-、PO43-、 AlO2-均與H+

不能大量共存.

3.弱酸的酸式陰離子在酸性較強或堿性較強的溶液中均不能大量共存.它們遇強酸(H+)會生成弱

酸分子;遇強堿(OH-)生成正鹽和水. 如：HSO3-、HCO3-、HS-、H2PO4-、HPO42-等

4.若陰、陽離子能相互結合生成難溶或微溶性的鹽，則不能大量共存.如：Ba2+、Ca2+與CO32-、

SO32-、 PO43-、SO42-等;Ag+與Cl-、Br-、I- 等;Ca2+與F-，C2O42- 等

5.若陰、陽離子發生雙水解反應，則不能大量共存.如：Al3+與HCO3-、CO32-、HS-、S2-、AlO2-、ClO-、

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

等

6.若陰、陽離子能發生氧化一還原反應則不能大量共存.如：Fe3+與I-、S2-;MnO4-(H+)與I-、Br-、

Cl-、S2-、SO32-、Fe2+等;NO3-(H+)與上述陰離子;S2-、SO32-、H+

7.因絡合反應或其它反應而不能大量共存

如：Fe3+與F-、CN-、SCN-等; H2PO4-與PO43-會生成HPO42-，故兩者不共存

常見氣體的制取和檢驗

⑴氧氣

制取原理——含氧化合物自身分解

制取方程式——2KClO3 2KCl+3O2↑

裝置——略微向下傾斜的大試管,加熱

檢驗——帶火星木條,復燃

收集——排水法或向上排氣法

⑵氫氣

制取原理——活潑金屬與弱氧化性酸的置換

制取方程式——Zn+H2SO4 === H2SO4+H2↑

裝置——啟普發生器

檢驗——點燃,淡藍色火焰,在容器壁上有水珠

收集——排水法或向下排氣法

⑶氯氣

制取原理——強氧化劑氧化含氧化合物

制取方程式——MnO2+4HCl(濃)MnCl2+Cl2↑+2H2O

裝置——分液漏斗,圓底燒瓶,加熱

檢驗——能使濕潤的藍色石蕊試紙先變紅后褪色;

除雜質——先通入飽和食鹽水(除HCl),再通入濃H2SO4(除水蒸氣)

收集——排飽和食鹽水法或向上排氣法

尾氣回收——Cl2+2NaOH=== NaCl+NaClO+H2O

⑷硫化氫

①制取原理——強酸與強堿的復分解反應

②制取方程式——FeS+2HCl=== FeCl2+H2S↑

③裝置——啟普發生器

④檢驗——能使濕潤的醋酸鉛試紙變黑

⑤除雜質——先通入飽和NaHS溶液(除HCl),再通入固體CaCl2(或P2O5)(除水蒸氣)

⑥收集——向上排氣法

⑦尾氣回收——H2S+2NaOH=== Na2S+H2O或H2S+NaOH=== NaHS+H2O

⑸二氧化硫

①制取原理——穩定性強酸與不穩定性弱酸鹽的復分解

②制取方程式——Na2SO3+H2SO4=== Na2SO4+SO2↑+H2O

③裝置——分液漏斗,圓底燒瓶

④檢驗——先通入品紅試液,褪色,后加熱又恢復原紅色;

⑤除雜質——通入濃H2SO4(除水蒸氣)

⑥收集——向上排氣法

⑦尾氣回收——SO2+2NaOH=== Na2SO3+H2O

⑹二氧化碳

①制取原理——穩定性強酸與不穩定性弱酸鹽的復分解

②制取方程式——CaCO3+2HClCaCl2+CO2↑+H2O

③裝置——啟普發生器

④檢驗——通入澄清石灰水,變渾濁

⑤除雜質——通入飽和NaHCO3溶液(除HCl),再通入濃H2SO4(除水蒸氣)

⑥收集——排水法或向上排氣法

⑺氨氣

①制取原理——固體銨鹽與固體強堿的復分解

②制取方程式——Ca(OH)2+2NH4ClCaCl2+NH3↑+2H2O

③裝置——略微向下傾斜的大試管,加熱

④檢驗——濕潤的紅色石蕊試紙,變藍

⑤除雜質——通入堿石灰(除水蒸氣)

收集——向下排氣法

⑻氯化氫

①制取原理——高沸點酸與金屬氯化物的復分解

②制取方程式——NaCl+H2SO4Na2SO4+2HCl↑

③裝置——分液漏斗,圓底燒瓶,加熱

④檢驗——通入AgNO3溶液,產生白色沉淀,再加稀HNO3沉淀不溶

⑤除雜質——通入濃硫酸(除水蒸氣)

⑥收集——向上排氣法

⑼二氧化氮

①制取原理——不活潑金屬與濃硝酸的氧化—還原;

②制取方程式——Cu+4HNO3===Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O

③裝置——分液漏斗,圓底燒瓶(或用大試管,錐形瓶)

④檢驗——紅棕色氣體,通入AgNO3溶液顏色變淺,但無沉淀生成

⑤收集——向上排氣法

⑥尾氣處理——3NO2+H2O===2HNO3+NO

NO+NO2+2NaOH===2NaNO2+H2O

⑩一氧化氮

①制取原理——不活潑金屬與稀硝酸的氧化—還原;

②制取方程式——Cu+8HNO3(稀)===3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O

③裝置——分液漏斗,圓底燒瓶(或用大試管,錐形瓶)

④檢驗——無色氣體,暴露于空氣中立即變紅棕色

⑤收集——排水法

⑾一氧化碳

①制取原理——濃硫酸對有機物的脫水作用

②制取方程式——HCOOHCO↑+H2O

③裝置——分液漏斗,圓底燒瓶

④檢驗——燃燒,藍色火焰,無水珠,產生氣體能使澄清石灰水變渾濁

⑤除雜質——通入濃硫酸(除水蒸氣)

⑥收集——排水法

⑿甲烷

①制取方程式——CH3COONa+NaOH CH4↑+Na2CO3

②裝置——略微向下傾斜的大試管,加熱

③收集——排水法或向下排空氣法

⒀乙烯

①制取原理——濃硫酸對有機物的脫水作用

②制取方程式——CH3CH2OH CH2=CH2↑+H2O

③裝置——分液漏斗,圓底燒瓶,加熱

④除雜質——通入NaOH溶液(除SO2,CO2),通入濃硫酸(除水蒸氣)

收集——排水法

⒁乙炔

①制取原理——電石強烈吸水作用

②制取方程式——CaC2+2H2OCa(OH)2+CH CH↑

③裝置——分液漏斗,圓底燒瓶(或用大試管,錐形瓶)

④檢驗——無色氣體,能燃燒,產生明亮的火焰,并冒出濃的黑煙

⑤除雜質——通入硫酸銅溶液(除H2S,PH3),通入濃硫酸(除水蒸氣)

收集——排水法或向下排氣法

。。。

2.一些快速制法(即無需加熱)(手打版)

1.O2 2H2O2=催化劑MnO2==2H2O+O2

2Na2O2 + 2H2O = 4Na+ + 4OH- +O2

2 KMnO4與濃鹽酸

16HCl+2KMnO4=2KCl+2MnCl2+8H2O+5Cl2

將濃硫酸逐滴加入濃HCl中

3 將CaO或者Ca(OH)2或者NaOH（皆為固體）加入濃氨水 加氧化鈣是利用其與水反應消耗水且

放熱 加Ca(OH)2或者NaOH利用其與水反應放熱

5.H2 NaH+H20→NaOH+H2↑

1、燃料電池：（1）氫氧燃料電池

負極：2H2 + 4OH--4e- = 4H2O 正極：O2 + 2H2O +4e- = 4OH- 總反應式為：2H2 + O2 = 2H2O

（2）甲烷燃料電池 負極：CH4 + 10 OH- -8e-==CO3 2- +7H2O 正極：2O2 + 4H2O +8e- == 8OH-總反

應式為：CH4 + 2O2 +2KOH==K2CO3+ 3H2O

（3）甲醇燃料電池 負極：2CH4O + 16OH- -12e-==2CO3 2- +12H2O 正極：3O2 + 6H2O +12e- ==

12OH-總反應式為：2CH4O + 3O2 +4OH-==2CO3 2- + 6H2O

（4）負極：2H2 + 2O2--4e- = 2H2O 正極：O2 +4e- = 2O 2-總反應式為：2H2 + O2 = 2H2O

（5）熔融鹽燃料電池 該電池用Li2CO3和的Na2CO3熔融鹽混合物作電解質，CO為陽極燃氣，空氣與

CO2的混合氣為陰極助燃氣，制得在6500C下工作的燃料電池。熔融鹽燃料電池具有高的發電效率，因而

受到重視。其電極反應式為：負極：2CO+2CO3 2- -4e-==4CO2 正極：O2 + 2CO2+4e- ==2CO3 2-

總反應式為：2CO +O2 ==2CO 2

2.蓄電池

（1）鉛蓄電池 ：負極：Pb+SO4 2- -2e- = PbSO4 正極：PbO2 +4H++ SO4 2- +2e- = PbSO4+2H2O

總反應式為：Pb+ PbO2+2H2SO4==2PbSO4+2H2O

（2）堿性鎳—鎘電池 負極：Cd+2OH--2e- ==Cd(OH)2 正極：2NiO(OH)+2H2O

+2e-==2Ni(OH)2+2OH-總反應式為：Cd+2NiO(OH)+2H2O== Cd(OH)2+2Ni(OH)2

從上述兩種蓄電池的總反應式可看出，鉛蓄電池在放電時除消耗電極材料外，同時還消耗電解質硫酸，使

溶液中的自由移動的離子濃度減小，內阻增大，導電能力降低。而鎳—鎘電池在放電時只消耗水，電解質

溶液中自由移動的離子濃度不會有明顯變化，內阻幾乎不變，導電能力幾乎沒有變化。

（3）氫鎳可充電池 負極：H2+2OH--2e- ==2H2O 正極：2NiO(OH)+2H2O +2e-==2Ni(OH)2+2OH-

總反應式為：H2+2NiO(OH)== 2Ni(OH)2

3、一次性電池：

（1）鋅錳電池—干電池 負極：Zn-2e- == Zn 2+ 正極：2MnO2+2 NH4+ +2e-==Mn2O3+2NH3+H2O總反

應式為：Zn+2MnO2+2 NH4+ == Zn 2+ + Mn2O3+2NH3+H2O電池中MnO2的作用是將正極上NH4+還原生

成的H氧化成為水，以免產生H2附在石墨表面而增加電池內阻。由于反應中鋅筒不斷消耗變薄，且有液

態水生成，故電池用久后會變軟。

（2）銀鋅電池—鈕扣電池 負極：Zn+2OH--2e- == ZnO+H2O 正極：

Ag2O+H2O+2e-==2Ag+2OH-總反應式為：Zn+ Ag2O== ZnO+2Ag

（3）高能電池—鋰電池 負極：2Li-2e- ==2Li+ 正極：I2+2e-==2I-總反應式為：2Li+I2==2LiI

（4）海水鋁電池 負極：4Al-12e- ==4Al 3+ 正極：3O2+4H2O+8e-==8OH-總反應式為：

4Al+3O2+6H2O==4Al(OH)3

二、電極反應式的書寫書寫電極反應式是學習電化學的基本功，也是高考和競賽所必須掌握的知識點。一

般來講，書寫原電池的電極反應式應注意如下四點：

1、準確判斷原電池的正負極如果電池的正負極判斷失誤，則電極反應式必然寫錯，這是正確書寫電極反應

式的前提。一般而言，較活潑的金屬成為原電池的負極，但不是絕對的。如將銅片和鋁片同時插入濃硝酸

中組成原電池時，銅卻是原電池的負極被氧化，因為鋁在濃硝酸中表面產生了鈍化。此時，其電極反應式

為：負極：Cu-2e- ==Cu 2+ 正極：2NO3-+4H + +2e-==2NO2+2H2O又如將鎂鋁合金放入6mol/L

的NaOH溶液中構成原電池時，盡管鎂比鋁活潑，但鎂不和NaOH溶液反應，所以鋁成為負極，其電極反

應式為：負極：2Al+8OH—6e-==2AlO2- +4H2O 正極：6H2O+6e-==3H2+6OH-2、高度注意電解質的

酸堿性在正、負極上發生的電極反應不是孤立的，它往往與電解質溶液緊密聯系。如氫—氧燃料電池有酸

式和堿式兩種，在酸溶液中負極反應式為：2H2-4e-==4H+ 正極反應式為：O2+4H+ +4e-==2H2O;如是在

堿溶液中，則不可能有H+出現，在酸溶液中，也不可能出現OH-。又于CH4、CH3OH等燃料電池，在堿

溶液中C元素以CO32-離子形式存在，而不是放出CO2。