高二化學反應原理

❶ 一遍過 高二化學反應原理教材答案

現在王後雄學案上也帶教材答案了～

❷ 誰有高二化學反應原理的知識點

甲和丙完全等效，甲，丙等效為在乙的基礎上增大一倍壓強
A、甲與丙為等效平衡，P甲=P丙，甲等效為在乙的基礎上增大一倍壓強，平衡向正反應移動，所以P甲=P丙＜2P乙，故A錯誤；
B、甲與丙為等效平衡質量m甲=m丙，甲等效為在乙到達平衡的基礎上，再加入1mol SO2和0.5mol O2，增大壓強，平衡向正反應移動，SO2轉化率增大，m甲＞2m乙，故m甲=m丙＞2m乙，B正確；
C、對於甲、乙，SO2、O2起始物質的量之比等於化學計量數之比，c（SO2）與c（O2）之比為定值2：1，丙為分解反應，丙中c（SO2）與c（O2）之比為2：1，故k甲=k丙=k乙=2：1，C錯誤；
D、甲與丙為等效平衡，Q甲=G丙，甲等效為在乙的基礎上增大一倍壓強，平衡向正反應移動，SO2轉化率增大，故Q甲＞2Q乙，D錯誤；

❸ 高二化學選修（化學反應原理）

前提，鹼是強鹼，例如NaOH。兩種酸的物質的量濃度相同，體積相同，則它們物質的量相同。鹽酸與鹼反應形成氯化鈉溶液，顯中性；醋酸與鹼反應形成醋酸鈉溶液，強鹼弱酸鹽，水解，顯鹼性。
若都是溶液顯中性，則醋酸的量就要過量，才能使溶液顯中性，也就是說，需要的NaOH的量應該少。使最後的溶液中的成分是CH3COOH和CH3COONa。

❹ 高二化學反應原理

選C：由已知條件可算出反應速率為0.6mol/L·s 當反應物濃度由2mol/L降到1.4mol/L 此時濃度較大，反應速率較快，因此，此時消耗0.6mol/L 時間小於10s

❺ 高中化學選修4化學反應原理（人教版）的重要知識點總結

《化學反應原理》知識點總結
第一章：化學反應與能量變化
1、反應熱與焓變：△H=H(產物)-H(反應物)
2、反應熱與物質能量的關系

3、反應熱與鍵能的關系
△H=反應物的鍵能總和-生成物的鍵能總和
4、常見的吸熱、放熱反應
⑴常見的放熱反應：
①活潑金屬與水或酸的反應 ②酸鹼中和反應 ③燃燒反應 ④多數的化合反應⑤鋁熱反應
⑵常見的吸熱反應
①多數的分解反應 ②2NH4Cl(s)+Ba(OH)2·8H2O(s)=BaCl2+2NH3+10H2O
③ C(s)+ H2O(g) CO+H2 ④CO2+ C2 CO
5、反應條件與吸熱、放熱的關系：反應是吸熱還是放熱與反應的條件沒有必然的聯系，而取決與反應物和產物具有的總能量（或焓）的相對大小。
6、書寫熱化學方程式除了遵循書寫化學方程式的要求外，還應注意以下幾點：
①放熱反應△H為「-」，吸熱反應△H為「+」，△H的單位為kJ/mol
②反應熱△H與測定條件（溫度、壓強等）有關，因此應注意△H的測定條件；絕大多數化學反應的△H是在298K、101Pa下測定的，可不註明溫度和壓強。
③熱化學方程式中各物質化學式前面的系數僅表示該物質的物質的量，並不表示物質的分子或原子數，因此化學計量數可以是分數或小數。必須註明物質的聚集狀態，熱化學方程式是表示反應已完成的數量，所以方程式中化學式前面的計量數必須與△H相對應；當反應逆向進行時，反應熱數值相等，符號相反。
7、利用蓋斯定律進行簡單的計算
8、電極反應的書寫： 活性電極：電極本身失電子
⑴電解：陽極：（與電源的正極相連）發生氧化反應 惰性電極：溶液中陰離子失電子
（放電順序：I->Br->Cl->OH-）
陰極:（與電源的負極相連）發生還原反應，溶液中的陽離子得電子
（放電順序：Ag+>Cu2+>H+）
注意問題：①書寫電極反應式時，要用實際放電的離子來表示
②電解反應的總方程式要註明「通電」
③若電極反應中的離子來自與水或其他弱電解質的電離，則總反應離子方程式中要用化學式表示
⑵原電池：負極：負極本身失電子，M→Mn+ +ne-
① 溶液中陽離子得電子 Nm++me-→N
正極： 2H++2e-→H2↑

②負極與電解質溶液不能直接反應：O2+4e-+2H2O→4OH- （即發生吸氧腐蝕）
書寫電極反應時要注意電極產物與電解質溶液中的離子是否反應，若反應，則在電極反應中應寫最終產物。
9、電解原理的應用：
⑴氯鹼工業：陽極(石墨):2Cl-→Cl2+2e-( Cl2的檢驗：將濕潤的澱粉碘化鉀試紙靠近出氣口，試紙變藍，證明生成了Cl2)。
陰極：2H++2e-→H2↑（陰極產物為H2、NaOH。現象（滴入酚酞）：有氣泡逸出，溶液變紅）。
⑵銅的電解精煉：電極材料：粗銅做陽極，純銅做陰極。電解質溶液：硫酸酸化的硫酸銅溶液
⑶電鍍：電極材料：鍍層金屬做陽極（也可用惰性電極做陽極），鍍件做陰極。電解質溶液是用含有鍍層金屬陽離子的鹽溶液。
10、化學電源
⑴燃料電池：先寫出電池總反應（類似於可燃物的燃燒）；
再寫正極反應（氧化劑得電子，一般是O2+4e-+2H2O→4OH-（中性、鹼性溶液）
O2+4e-+4H+→2H2O(酸性水溶液)。負極反應=電池反應-正極反應（必須電子轉移相等）
⑵充放電電池：放電時相當於原電池，充電時相當於電解池（原電池的負極與電源的負極相連，做陰極，原電池的正極與電源的正極相連，做陽極），
11、計算時遵循電子守恆，常用關系式：2 H2~ O2~2Cl2~2Cu~4Ag~4OH-~4H+~4e-
12、金屬腐蝕：電解陽極引起的腐蝕>原電池負極引起的腐蝕>化學腐蝕>原電池正極>電解陰極
鋼鐵在空氣中主要發生吸氧腐蝕。負極：2Fe→2Fe 2++4e- 正極：O2+4e-+2H2O→4OH-
總反應：2Fe + O2+2H2O＝2Fe(OH)2
第二章：化學反應的方向、限度和速度
1、反應方向的判斷依據：△H-T△S<0,反應能自發進行；△H-T△S=0，反應達到平衡狀態
△H-T△S>0反應不能自發。該判據指出的是一定條件下，自發反應發生的可能性，不能說明實際能否發生反應（計算時注意單位的換算）課本P40T3
2、化學平衡常數：
①平衡常數的大小反映了化學反應可能進行的程度，平衡常數越大，說明反應進行的越完全。②純固體或純溶劑參加的反應，它們不列入平衡常數的表達式
③平衡常數的表達式與化學方程式的書寫方式有關，單位與方程式的書寫形式一一對應。對於給定的化學反應，正逆反應的平衡常數互為倒數
④化學平衡常數受溫度影響，與濃度無關。溫度對化學平衡的影響是通過影響平衡常數實現的。溫度升高，化學平衡常數增大還是減小與反應吸放熱有關。
3、平衡狀態的標志：①同一物質的v正=v逆 ②各組分的物質的量、質量、含量、濃度（顏色）保持不變 ③氣體的總物質的量、總壓強、氣體的平均分子量保持不變只適用於△vg≠0的反應④密度適用於非純氣體反應或體積可變的容器
4、惰性氣體對化學平衡的影響
⑴恆壓時充入惰性氣體，體積必增大，引起反應體系濃度的減小，相當於減壓對平衡的影響
⑵恆容時充入惰性氣體，各組分的濃度不變，速率不變，平衡不移動
⑶對於△vg=0的可逆反應，平衡體系中加入惰性氣體，恆容、恆壓下平衡都不會移動
5、⑴等效平衡：①恆溫恆壓，適用於所有有氣體參加的可逆反應，只要使轉化後物質的量之比與最初加入的物質的量之比相同，均可達到等效平衡；平衡時各組分的百分含量相同，濃度相同，轉化率相同。
②恆溫恆容，△vg=0的反應，只要使轉化後物質的量之比與最初加入的物質的量之比相同，均可達到等效平衡；平衡時各組分的百分含量相同，轉化率相同。
⑵等同平衡：恆溫恆容，適用於所有有氣體參加的可逆反應，只要使轉化後物質的量與最初加入的物質的量相同，均可達到等同平衡；平衡時各組分的物質的量相同，百分含量相同，濃度相同。
6、充氣問題：以aA(g)+bB(g)cC(g)
⑴只充入一種反應物，平衡右移，增大另一種反應物的轉化率，但它本身的轉化率降低
⑵兩種反應物按原比例充，恆容時相當於加壓，恆壓時等效平衡
⑶初始按系數比充入的反應物或只充入產物，平衡時再充入產物，恆容時相當於加壓，恆壓時等效平衡
化學反應速率: 速率的計算和比較；濃度對化學速率的影響（溫度、濃度、壓強、催化劑）； V-t圖的分析
第三章 物質在水溶液中的行為
1、強弱電解質：
⑴強電解質：完全電離，其溶液中無溶質分子，電離方程式用「＝」，且一步電離；強酸、強鹼、大多數鹽都屬於強電解質。
⑵弱電解質：部分電離，其溶液中存在溶質分子，電離方程式用「」，多元弱酸的電離方程式分步寫，其餘的弱電解質的電離一步完成；弱酸、弱鹼、水都是弱電解質。
⑶常見的鹼：KOH、NaOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2是強鹼，其餘為弱鹼；
常見的酸：HCl、HBr、HI、HNO3、H2SO4是強酸，其餘為弱酸；
注意：強酸的酸式鹽的電離一步完成，如：NaHSO4=Na++H++SO42-，而弱酸的酸式鹽要分步寫，如：NaHCO3=Na++HCO3-, HCO3- CO32- +H+
2、電離平衡
⑴ 電離平衡是平衡的一種，遵循平衡的一般規律。溫度、濃度、加入與弱電解質相同的離子或與弱電解質反應的物質，都會引起平衡的移動
⑵ 電離平衡常數（Ka或Kb）表徵了弱電解質的電離能力，一定溫度下，電離常數越大，弱電解質的電離程度越大。Ka或Kb是平衡常數的一種，與化學平衡常數一樣，只受溫度影響。溫度升高，電離常數增大。
3、水的電離：
⑴ H2OH++OH-，△H>0。升高溫度、向水中加入酸、鹼或能水解的鹽均可引起水的電離平衡的移動。
⑵ 任何稀的水溶液中，都存在，且[H+]·[OH-]是一常數，稱為水的離子積（Kw）；Kw是溫度常數，只受溫度影響，而與H+或OH-濃度無關。
⑶ 溶液的酸鹼性是H+與OH- 濃度的相對大小，與某一數值無直接關系。
⑷ 當溶液中的H+ 濃度≤1mol/L時，用pH表示。
無論是單一溶液還是溶液混合後求pH，都遵循同一原則：若溶液呈酸性，先求c(H+);若溶液呈鹼性，先求c(OH-),由Kw求出c(H+)，再求pH。
⑸向水中加入酸或鹼，均抑制水的電離，使水電離的c(H+)或c(OH-)<10-7mol/L，但
c(H+)H2O=c(OH-)H2O。如某溶液中水電離的c(H+)=10-13mol/L，此時溶液可能為強酸性，也可能為強鹼性，即室溫下，pH=1或13
向水中加入水解的鹽，促進水的電離，使水電離的c(H+)或c(OH-)>10-7mol/L，如某溶液中水電離的c(H+)=10-5mol/L，此時溶液為酸性，即室溫下，pH=5，可能為強酸弱鹼鹽溶液。
4、鹽的水解
⑴在溶液中只有鹽電離出的離子才水解。本質是鹽電離出的離子與水電離出H+或OH-結合生成弱電解質，使H+或OH-的濃度減小，從而促進水的電離。
⑵影響因素：①溫度：升溫促進水解 ②濃度：稀釋促進水解 ③溶液的酸鹼性④ 同離子效應
⑷水解方程式的書寫：
①單個離子的水解：一般很微弱，用，產物不標「↑」「↓」；多元弱酸鹽的水解方程式要分步寫
②雙水解有兩種情況：Ⅰ水解到底，生成氣體、沉澱，用＝，標出「↑」「↓」。
Ⅱ部分水解，無沉澱、氣體，用，產物不標「↑」「↓」；
⑸ 鹽類水解的應用：①判斷溶液的酸鹼性 ②判斷鹽溶液中的離子種類及其濃度大小 ③判斷離子共存 ④加熱濃縮或蒸干某些鹽溶液時產物的判斷，如AlCl3溶液 ⑤某些鹽溶液的保存與配製，如FeCl3溶液 ⑥某些膠體的制備，如Fe(OH)3膠體 ⑦解釋生產、生活中的一些化學現象，如明礬凈水、化肥的施用等。（解釋時規范格式：寫上對應的平衡-----條件改變平衡移動-----結果）
5、沉澱溶解平衡：
⑴ Ksp:AmBnmAn++nBm-,Ksp=[An+]m[Bm-]n。
①Ksp只與難溶電解質的性質和溫度有關，溶液中離子濃度的變化只能使平衡移動，不改變Ksp。②對於陰陽離子個數比相同的電解質，Ksp越大，電解質在水中的溶解能力越強。
⑵ Q>Ksp,有沉澱生成；Q=Ksp，沉澱與溶解處於平衡狀態；Q<Ksp，沉澱溶解。
⑶ 一種沉澱可以轉化為更難溶的沉澱。如鍋垢中Mg(OH)2的生成，工業中重金屬離子的除去。
6、離子反應：
⑴ 與量有關的離子方程式的書寫：設量少的物質物質的量為1mol，與另一過量的物質充分反應。
⑵ 離子共存推斷題解答時應注意：①判斷一種離子存在後，一定注意與之不共存的離子一定不存在；②前面加入的試劑對後面的鑒定是否有影響。
⑶ 離子（或物質）檢驗的一般步驟：取少量——加試劑——觀現象——定結論

❻ 高中化學所有反應原理及化學方程式

高中化學反應方程式大全
一、非金屬單質(F2 ，Cl2 、 O2 、 S、 N2 、 P 、 C 、 Si)
1.氧化性：
F2 + H2 === 2HF
F2 + Xe(過量) === XeF2
2F2(過量) + Xe === XeF4
nF2 + 2M === 2MFn (表示大部分金屬)
2F2 + 2H2O === 4HF + O2
2F2 + 2NaOH === 2NaF + OF2 + H2O
F2 + 2NaCl === 2NaF + Cl2
F2 + 2NaBr === 2NaF + Br2
F2 + 2NaI === 2NaF + I2
F2 + Cl2(等體積) === 2ClF
3F2 (過量) + Cl2 === 2ClF3
7F2(過量) + I2 === 2IF7
Cl2 + H2 === 2HCl
3Cl2 + 2P === 2PCl3
Cl2 + PCl3 === PCl5
Cl2 + 2Na === 2NaCl
3Cl2 + 2Fe === 2FeCl3
Cl2 + 2FeCl2 === 2FeCl3
Cl2 + Cu === CuCl2
2Cl2 + 2NaBr === 2NaCl + Br2
Cl2 + 2NaI === 2NaCl + I2
5Cl2 + I2 + 6H2O === 2HIO3 + 10HCl
Cl2 + Na2S === 2NaCl + S
Cl2 + H2S === 2HCl + S
Cl2 + SO2 + 2H2O === H2SO4 + 2HCl
Cl2 + H2O2 === 2HCl + O2
2O2 + 3Fe === Fe3O4
O2 + K === KO2
S + H2 === H2S
2S + C === CS2
S + Fe === FeS
S + 2Cu === Cu2S
3S + 2Al === Al2S3
S + Zn === ZnS
N2 + 3H2 === 2NH3
N2 + 3Mg === Mg3N2
N2 + 3Ca === Ca3N2
N2 + 3Ba === Ba3N2
N2 + 6Na === 2Na3N
N2 + 6K === 2K3N
N2 + 6Rb === 2Rb3N
P2 + 6H2 === 4PH3
P + 3Na === Na3P
2P + 3Zn === Zn3P2
2.還原性
S + O2 === SO2
S + 6HNO3(濃) === H2SO4 + 6NO2 + 2H2O
3S + 4HNO3(稀) === 3SO2 + 4NO + 2H2O
N2 + O2 === 2NO
4P + 5O2 === P4O10(常寫成P2O5)
2P + 3X2 === 2PX3 (X表示F2，Cl2，Br2)
PX3 + X2 === PX5
P4 + 20HNO3(濃) === 4H3PO4 + 20NO2 + 4H2O
C + 2F2 === CF4
C + 2Cl2 === CCl4
2C + O2(少量) === 2CO
C + O2(足量) === CO2
C + CO2 === 2CO
C + H2O === CO + H2(生成水煤氣)
2C + SiO2 === Si + 2CO(製得粗硅)
Si(粗) + 2Cl2 === SiCl4
(SiCl4 + 2H2 === Si(純) + 4HCl)
Si(粉) + O2 === SiO2
Si + C === SiC(金剛砂)
Si + 2NaOH + H2O === Na2SiO3 + 2H2
3(鹼中)歧化
Cl2 + H2O === HCl + HClO
(加酸抑制歧化，加鹼或光照促進歧化)
Cl2 + 2NaOH === NaCl + NaClO + H2O
2Cl2 + 2Ca(OH)2 === CaCl2 + Ca(ClO)2 + 2H2O
3Cl2 + 6KOH(熱濃) === 5KCl + KClO3 + 3H2O
3S + 6NaOH === 2Na2S + Na2SO3 + 3H2O
4P + 3KOH(濃) + 3H2O === PH3 + 3KH2PO2
11P + 15CuSO4 + 24H2O === 5Cu3P + 6H3PO4 + 15H2SO4
3C + CaO === CaC2 + CO
3C + SiO2 === SiC + 2CO
二、金屬單質(Na，Mg，Al，Fe)的還原性
2Na + H2 === 2NaH
4Na + O2 === 2Na2O
2Na2O + O2 === 2Na2O2
2Na + O2 === Na2O2
2Na + S === Na2S(爆炸)
2Na + 2H2O === 2NaOH + H2
2Na + 2NH3 === 2NaNH2 + H2
4Na + TiCl4(熔融) === 4NaCl + Ti
Mg + Cl2 === MgCl2
Mg + Br2 === MgBr2
2Mg + O2 === 2MgO
Mg + S === MgS
Mg + 2H2O === Mg(OH)2 + H2
2Mg + TiCl4(熔融) === Ti + 2MgCl2
Mg + 2RbCl === MgCl2 + 2Rb
2Mg + CO2 === 2MgO + C
2Mg + SiO2 === 2MgO + Si
Mg + H2S === MgS + H2
Mg + H2SO4 === MgSO4 + H2
2Al + 3Cl2 === 2AlCl3
4Al + 3O2 === 2Al2O3(鈍化)
4Al(Hg) + 3O2 + 2xH2O === 2(Al2O3.xH2O) + 4Hg
4Al + 3MnO2 === 2Al2O3 + 3Mn
2Al + Cr2O3 === Al2O3 + 2Cr
2Al + Fe2O3 === Al2O3 + 2Fe
2Al + 3FeO === Al2O3 + 3Fe
2Al + 6HCl === 2AlCl3 + 3H2
2Al + 3H2SO4 === Al2(SO4)3 + 3H2
2Al + 6H2SO4(濃) === Al2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
(Al、Fe在冷、濃的H2SO4、HNO3中鈍化)
Al + 4HNO(稀) === Al(NO3)3 + NO + 2H2O
2Al + 2NaOH + 2H2O === 2NaAlO2 + 3H2
2Fe + 3Br2 === 2FeBr3
Fe + I2 === FeI2
Fe + S === FeS
3Fe + 4H2O(g) === Fe3O4 + 4H2
Fe + 2HCl === FeCl2 + H2
Fe + CuCl2 === FeCl2 + Cu
Fe + SnCl4 === FeCl2 + SnCl2
(鐵在酸性環境下、不能把四氯化錫完全
還原為單質錫 Fe + SnCl2==FeCl2 + Sn)
三、非金屬氫化物(HF、HCl、H2O、H2S、NH3)
1、還原性:
4HCl(濃) + MnO2 === MnCl2 + Cl2 + 2H2O
4HCl(g) + O2 === 2Cl2 + 2H2O
16HCl + 2KMnO4 === 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O
14HCl + K2Cr2O7 === 2KCl + 2CrCl3 + 3Cl2 + 7H2O
2H2O + 2F2 === 4HF + O2
2H2S + 3O2(足量) === 2SO2 + 2H2O
2H2S + O2(少量) === 2S + 2H2O
2H2S + SO2 === 3S + 2H2O
H2S + H2SO4(濃) === S + SO2 + 2H2O
3H2S + 2HNO(稀) === 3S + 2NO + 4H2O
5H2S + 2KMnO4 + 3H2SO4 === 2MnSO4 + K2SO4 + 5S + 8H2O
3H2S + K2Cr2O7 + 4H2SO4 === Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 3S + 7H2O
H2S + 4Na2O2 + 2H2O === Na2SO4 + 6NaOH
2NH3 + 3CuO === 3Cu + N2 + 3H2O
2NH3 + 3Cl2 === N2 + 6HCl
8NH3 + 3Cl2 === N2 + 6NH4Cl
4NH3 + 3O2(純氧) === 2N2 + 6H2O
4NH3 + 5O2 === 4NO + 6H2O
4NH3 + 6NO === 5N2 + 6H2O(用氨清除NO)
NaH + H2O === NaOH + H2
4NaH + TiCl4 === Ti + 4NaCl + 2H2
CaH2 + 2H2O === Ca(OH)2 + 2H2
2、酸性:
4HF + SiO2 === SiF4 + 2H2O
(此反應廣泛應用於測定礦樣或鋼樣中SiO2的含量)
2HF + CaCl2 === CaF2 + 2HCl
H2S + Fe === FeS + H2
H2S + CuCl2 === CuS + 2HCl
H2S + 2AgNO3 === Ag2S + 2HNO3
H2S + HgCl2 === HgS + 2HCl
H2S + Pb(NO3)2 === PbS + 2HNO3
H2S + FeCl2 ===
2NH3 + 2Na==2NaNH2 + H2
(NaNH2 + H2O === NaOH + NH3)

❼ 高二化學反應原理原電池問題

原電池的工作原理當把鋅板和銅板平行放入盛有稀硫酸的燒杯里，用連有電流計的導線連接兩極時，可以觀察到三個重要的現象：鋅片溶解，銅片上有氣體逸出，導線中有電流通過。
此外,在食鹽溶液加快生銹的過程中,也發生了原電池反應
透過這些現象，分析兩極反應的實質，便可理解原電池是怎樣把化學能轉變為電能的原理。鋅是活潑金屬，容易失去電子變為鋅離子。鋅電極發生的電極反應式是：
鋅片 Zn－2e-＝Zn2+ （氧化反應）
鋅離子進入溶液，使得溶液里的正電荷過多；同時鋅失去的電子沿導線經電流計流入銅片，使溶液里原有的氫離子在銅電極上被還原成氫原子，這樣溶液中多餘的正電荷就被中和；氫原子又結合成氫分子並放出。銅電極發生的電極反應式是：
銅片 2H+＋2e-=H2↑ （還原反應）
由於在鋅、銅兩個電極上不斷發生的氧化還原反應，使化學能轉變為電能。鋅片是給出電子的一極，是電池的負極，銅片是電子流入的一極，是電池的正極。電流的方向同電子流的方向相反，從正極銅流向負極鋅。
在原電池內電解質溶液中，陰離子流向負極，陽離子流向正極；
鹼性介質下的甲烷燃料電池
負極：CH4+10OH - - 8e-===CO32- +7H2O
正極：2O2+8e-+4H2O===8OH-
離子方程式為：CH4+2O2+2OH-===CO32-+3H2O
總反應方程式為：CH4+2O2+2KOH===K2CO3+3H2O ；
燃料電池的負極一定是燃料，因為電解質溶液是KOH溶液，所以生成的是CO3^2-不是CO2
負極：CH3CH2OH - 12e- + 16OH- == 2CO3^2- + 11H2O
正極：O2 + 2H2O + 4e- == 4OH-
總方程式：CH3CH2OH + 3O2 + 4OH- == 2CO3^2- + 5H2O ；
從反應方程式中鉛的化合態PbO2和PbSO4可知：在稀H2SO4環境中＋4價和＋2價的鉛分別與O2－和SO42－的結合能力強。
（一）放電時：（負極）Pb失2個電子變成＋2價的鉛後馬上與電極周圍的SO42－結合成PbSO4附在電極上，電極式為Pb-2e-+ SO42－== PbSO4 ；（正極）：PbO2 中的＋4價的鉛得到2個電子變成＋2價的鉛後馬上與電極周圍的SO42－結合成PbSO4附在電極上，釋放出的O2－與溶液中的結合成H2O，電極式為PbO2+ 2e-+4 H＋+SO42－== PbSO4+ 2H2O；故放電時總反應式為Pb+PbO2+2H2SO4== 2PbSO4+ 2H2O。
（二）充電時：（陰極）電極上的PbSO4中＋2價的鉛得到電源送來的2個電子變為Pb後釋放出SO42－，電極式為PbSO4+ 2 e-==Pb +SO42－；（陽極）電極上的PbSO4中＋2價的鉛被電源奪去2個電子變為＋4價的鉛，＋4價的鉛強行去奪H2O中的O2－，使自己變為PbO2，同時又使H2O中的H＋釋放出來，電極式為PbSO4+ 2e-+2H2O＝＝PbO2+4H＋；故充電時總反應式為2PbSO4+2H2O＝＝PbO2+Pb+2H2SO4。

❽ 關於高二化學反應原理的學習問題！！！！

我告抄訴你一個最簡單的辦法，但如果你能做到，就不簡單了。
這個辦法就是把這一冊化學書仔仔細細的一句不落的看一遍，就像讀課文一樣。我可以負責的告訴你，所有的原理都在書上寫的清清楚楚，不清楚的地方可以問老師，甚至可以上網查，也可以問我。
接著就是做題，主要做類型題，一個類型做一道就要會一道，既不耽誤時間，效果又好，這是提高解題能力的必經之路。
這樣慢慢來，你的化學成績會在穩定中上升，即使下降也不會太離譜。

❾ 山東科學技術出版社 高二化學《反應原理》的詳細目錄

第1章化學反應原理與能量變化
第1節化學反應的熱效應
第2節電能轉化為化學能—電解
第3節化學能轉化為電能—電池
全章復習與測試
第2章化學反應的方向、限度與速率
第1節化學反應的方向
第2節化學反應的限度
第3節化學反應的速率
第4節化學反應條件的優化——工業合成氨
章復習與測試
第3章物質在水溶液中的行為
第1節水溶液
第2節弱電解質的電離、鹽類的水解
第3節沉澱溶解平衡
第4節離子反應
全章復習與測試

❿ 高二化學反應原理

先看溶質來本身能電離的源離子數，首先就把NaHSO3放在最後，再看其他三種，H2SO4抑制水的電離，Na2S促進水的電離，而Na2SO4無影響，這樣結果就出來了。
氫硫酸本身是電解質，通氧氣生成s和水，通SO2也會生成s和水，氫離子濃度都降低。Cl2有強氧化性，氧化氫硫酸，同時生成鹽酸，硫酸銅和氫硫酸反應生成硫化銅沉澱和硫酸，因此酸性增強。