电解产物的判断方法和液ph值的变化的规律

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1、电解产物的判断方法和电解对溶液pH值的变化的规律一、掌握电解反应产物及电解时溶液pH值的变化规律1、要判断电解产物是什么，必须理解溶液中离子放电顺序：阴极放电的总是溶液中的阳离子，与电极材料无关。放电顺序是：K+、Ca2+、Na+、Mg2+、Al3+、Zn2+、Fe2+(H+)、Cu2+、Hg2+、Ag+、Au3+放电由难到易—1—阳极：若是惰性电极作阳极，溶液中的阴离子放电，放电顺序是：S2-、I-、Br-、Cl-、OH-、含氧酸根离子(NO3-、SO42-、CO32-)、F-失电子由易到难若是非惰性电极作阳极，则是电极

2、本身失电子。要明确溶液中阴阳离子的放电顺序，有时还需兼顾到溶液的离子浓度。如果离子浓度相差十分悬殊的情况下，离子浓度大的有可能先放电。如理论上H+的放电能力大于Fe2+、Zn2+，但在电解浓度大的硫酸亚铁或硫酸锌溶液时，由于溶液[Fe2+]或[Zn2+]>>[H+]，则先在阴极上放电的是Fe2+或Zn2+，因此，阴极上的主要产物则为Fe和Zn。但在水溶液中，Al3+、Mg2+、Na+等是不会在阴极上放电的。2．电解对溶液PH值的影响：（1）电解后整个溶液的PH值变化由总反应及溶液浓度的变化来决定，可分为以下几种情况：若消耗

3、H+或生成OH－，溶液的pH值增大；若消耗OH－或生成H+，溶液的pH值减小。若电解水，PH值的变化由原溶液的PH值来决定。类型电极反应特点实例电解对象电解质浓度溶液pH值使电解质溶液复原电解水型阴：2H++2e－ ＝H2↑↓阳：4OH－ –4e－＝2H2O+O2↑NaOH（碱性）H2SO4（酸性NA2SO4（中性）水增大增大减小不变加H2O电解溶质型电解质电离出的阴阳离子分别在两极上放电HClCuCl2电解质电解质减小不考虑增大加HCl加CuCl2放H2生碱型阴：H2O放H2生碱阳：电解质阴离子放电NaCl电解质和水生成

4、新电解质增大加HCl放O2生酸型阴：电解质阳离子放电阳：H2O放O2生酸CuSO4AgNO3电解质和水生成新电解质减小加CuO（2）电解后电极附近溶液的pH值变化：若阳极周围生成O2，则消耗OH－，PH值减小；若阴极周围生成H2，则消耗H+，PH值增大。高中化学原电池和电解池一原电池；7原电池的形成条件　　原电池的工作原理原电池反应属于放热的氧化还原反应，但区别于一般的氧化还原反应的是，电子转移不是通过氧化剂和还原剂之间的有效碰撞完成的，而是还原剂在负极上失电子发生氧化反应，电子通过外电路输送到正极上，氧化剂在正极上得电子

5、发生还原反应，从而完成还原剂和氧化剂之间电子的转移。两极之间溶液中离子的定向移动和外部导线中电子的定向移动构成了闭合回路，使两个电极反应不断进行，发生有序的电子转移过程，产生电流，实现化学能向电能的转化。　　从能量转化角度看，原电池是将化学能转化为电能的装置；从化学反应角度看，原电池的原理是氧化还原反应中的还原剂失去的电子经导线传递给氧化剂，使氧化还原反应分别在两个电极上进行。　　原电池的构成条件有三个：　　（1）电极材料由两种金属活动性不同的金属或由金属与其他导电的材料（非金属或某些氧化物等）组成。　　（2）两电极必须浸

6、泡在电解质溶液中。　　（3）两电极之间有导线连接，形成闭合回路。　　只要具备以上三个条件就可构成原电池。而化学电源因为要求可以提供持续而稳定的电流，所以除了必须具备原电池的三个构成条件之外，还要求有自发进行的氧化还原反应。也就是说，化学电源必须是原电池，但原电池不一定都能做化学电池。　　形成前提：总反应为自发的氧化还原反应　　电极的构成：　　a.活泼性不同的金属—锌铜原电池，锌作负极，铜作正极；b.金属和非金属（非金属必须能导电）—锌锰干电池，锌作负极，石墨作正极；c.金属二、例题分析例1、以石墨棒为电极电解硝酸铜水溶液，

7、写出电解反应的离子方程式和化学方程式：解析：Cu(NO3)2水溶液由Cu(NO3)2和H2O两种物质组成，其中含有NO3-、OH-两种阴离子和Cu2+、H+在两种阳离子。NO3-、OH-在阳极上得电子的先后顺序是OH-〉NO3-，Cu2+和H+在阴极上得电子的先后顺序是Cu2+〉H+。溶液中的OH-来自难电离的水，电极反应式为：阳极：2H2O-4e-=O2↑+4H+阴极：2Cu2++4e-=2Cu将两个电极反应式相加，得电解Cu(NO3)2水溶液的离子方程式和化学方程式：2Cu2++2H2O电解2Cu+O2↑+4H+2Cu

8、(NO3)2+2H2O电解2Cu+O2↑+4HNO3点拨：以惰性电极电解电解质水溶液，分析电解反应的一般步骤：（1）分析电解质水溶液的组成，找全离子并分为阴、阳离子两类：7（1）分别对阴阳离子排出放电和得电子顺序，写出两极上得电极反应式：（2）合并两个电极反应式得出电解反应的总化学方程式或离子方程式。例