化學原理、化學實驗是高中化學考試中常出現的考點，北京高考資訊最新整理的高中化學三年的《化學反應原理》，記得收藏學習！

第一章 化學反應與能量

考點1：吸熱反應與放熱反應

1、吸熱反應與放熱反應的區(qū)別
特別注意：反應是吸熱還是放熱與反應的條件沒有必然的聯系，而決定于反應物和生成物具有的總能量(或焓)的相對大小。

2、常見的放熱反應①一切燃燒反應;

②活潑金屬與酸或水的反應;

③酸堿中和反應;

④鋁熱反應;

⑤大多數化合反應(但有些化合反應是吸熱反應，如：N2+O2=2NO，CO2+C=2CO等均為吸熱反應)。

3、常見的吸熱反應①Ba(OH)2·8H2O與NH4Cl反應;②大多數分解反應是吸熱反應③等也是吸熱反應;④水解反應

考點2：反應熱計算的依據

1、根據熱化學方程式計算

反應熱與反應物各物質的物質的量成正比。

2、根據反應物和生成物的總能量計算

ΔH=E生成物-E反應物。

3、根據鍵能計算

ΔH=反應物的鍵能總和-生成物的鍵能總和。

4、根據蓋斯定律計算

化學反應的反應熱只與反應的始態(tài)(各反應物)和終態(tài)(各生成物)有關，而與反應的途徑無關。即如果一個反應可以分步進行，則各分步反應的反應熱之和與該反應一步完成時的反應熱是相同的。

溫馨提示：

①蓋斯定律的主要用途是用已知反應的反應熱來推知相關反應的反應熱。

②熱化學方程式之間的“+”“-”等數學運算，對應ΔH也進行“+”“-”等數學計算。

5、根據物質燃燒放熱數值計算：Q(放)=n(可燃物)×|ΔH|。

第二章 化學反應速率與化學平衡

考點1：化學反應速率

1、化學反應速率的表示方法___________。

化學反應速率通常用單位時間內反應物濃度和生成物濃度的變化來表示。表達式：___________ 。

其常用的單位是__________ 或__________ 。

2、影響化學反應速率的因素

（1）內因(主要因素)：反應物本身的性質。

（2）外因(其他條件不變，只改變一個條件)

3、理論解釋——有效碰撞理論

（1）活化分子、活化能、有效碰撞

①活化分子：能夠發(fā)生有效碰撞的分子。

②活化能：如圖

圖中：E1為正反應的活化能，使用催化劑時的活化能為E3，反應熱為E1-E2。(注：E2為逆反應的活化能)

③有效碰撞：活化分子之間能夠引發(fā)化學反應的碰撞。

（2）活化分子、有效碰撞與反應速率的關系

考點2：化學平衡

1、化學平衡狀態(tài)：一定條件(恒溫、恒容或恒壓)下的可逆反應里，正反應和逆反應的速率相等，反應混合物(包括反應物和生成物)中各組分的濃度保持不變的狀態(tài)。

2、化學平衡狀態(tài)的特征

3、判斷化學平衡狀態(tài)的依據

考點3：化學平衡的移動

1、概念

可逆反應中舊化學平衡的破壞、新化學平衡的建立，由原平衡狀態(tài)向新化學平衡狀態(tài)的轉化過程，稱為化學平衡的移動。

2、化學平衡移動與化學反應速率的關系

(1)v正>v逆：平衡向正反應方向移動。

(2)v正=v逆：反應達到平衡狀態(tài)，不發(fā)生平衡移動。

(3)v正

3、“惰性氣體”對化學平衡的影響

①恒溫、恒容條件

原平衡體系體系總壓強增大→體系中各組分的濃度不變→平衡不移動。②恒溫、恒壓條件

原平衡體系容器容積增大，各反應氣體的分壓減小→體系中各組分的濃度同倍數減小

4、勒夏特列原理

（1）定義：如果改變影響平衡的一個條件(如C、P或T等)，平衡就向能夠減弱這種改變的方向移動。

（2）原理適用的范圍：已達平衡的體系、所有的平衡狀態(tài)(如溶解平衡、化學平衡、電離平衡、水解平衡等)和只限于改變影響平衡的一個條件。

（3）勒夏特列原理中“減弱這種改變”的解釋：外界條件改變使平衡發(fā)生移動的結果，是減弱對這種條件的改變，而不是抵消這種改變，也就是說：外界因素對平衡體系的影響占主要方面。

考點4：化學平衡常數

1、在一定溫度下，當一個可逆反應達到平衡狀態(tài)時，生成物的平衡濃度用化學方程式中的化學計量數作為指數的乘積與反應物的平衡濃度用化學方程式中的化學計量數作為指數的乘積的比值是一個常數，這個常數叫做化學平衡常數，簡稱平衡常數；用符號K表示。

2、平衡常數K的表達式：

對于一般的可逆反應：

，當在一定溫度下達到化學平衡時，該反應的平衡常數為：

注意事項：

a、在平衡常數表達式中，反應物A、B和生成物C、D的狀態(tài)全是氣態(tài)，c(A)、c(B)、c(C)、c(D)均為平衡時的濃度。

b、當反應混合物中有固體或純液體時，他們的濃度看做是一個常數，不寫入平衡常數的表達式中。

c、平衡常數K的表達式與化學方程式的書寫方式有關。

3、平衡常數K值的特征：

K值的大小與濃度、壓強和是否使用催化劑無關。即對于一個給定的反應，在一定溫度下，不論起始濃度(或壓強)和平衡濃度(或壓強)如何，也不論是否使用催化劑，達平衡時，平衡常數均相同。

4、平衡表達式K值的意義

K值表示可逆反應進行的程度：K值越大，正反應進行的程度越大(平衡時生成物的濃度大，反應物的濃度小)，反應物的轉化率越高;K值越小，正反應進行的程度越小，逆反應進行的程度越大，反應物的轉化率越低。

考點5：反應物平衡轉化率的計算公式

考點6：等效平衡

在一定條件(恒溫恒容或恒溫恒壓)下，同一可逆反應體系，不管是從正反應開始，還是從逆反應開始，在達到化學平衡狀態(tài)時，任何相同組分的百分含量(體積分數、物質的量分數等)均相同，這樣的化學平衡互稱等效平衡(包括“相同的平衡狀態(tài)”)。

Ⅰ：恒溫恒容條件下

①恒溫恒容時，對一般的可逆反應，不同的投料方式如果根據化學方程式中計量系數比換算到同一邊時，反應物(或生成物)中同一組分的物質的量完全相同，則互為等效平衡。此時一般不考慮反應本身的特點，計算的關鍵是換算到同一邊后各組分要完全相同。

②恒溫恒容時，對于反應前后氣體分子數不變的可逆反應，不同的投料方式如果根據化學方程式中計量系數比換算到同一邊時，只要反應物(或生成物)中各組分的物質的量的成比例，即互為等效平衡。此時的反應特點是無體積變化，計算的關鍵是換算到同一邊后各組分只需要物質的量之比相同即可。

Ⅱ：恒溫恒壓條件下

在恒溫恒壓時，可逆反應以不同的投料方式進行反應，如果根據化學方程式中計量系數比換算，到同一邊時，只要反應物(或生成物)中各組分的物質的量的成比例，即互為等效平衡。

第三章?水溶液中的離子平衡

考點1：弱電解質的電離

1、定義：電解質：在水溶液中或熔化狀態(tài)下能導電的化合物,叫電解質。非電解質：在水溶液中或熔化狀態(tài)下都不能導電的化合物。強電解質：在水溶液里全部電離成離子的電解質。弱電解質：在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質。

2、電解質與非電解質本質區(qū)別：電解質——離子化合物或共價化合物 非電解質——共價化合物注意：①電解質、非電解質都是化合物 ②SO2、NH3、CO2等屬于非電解質③強電解質不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部電離，故BaSO4 為強電解質）——電解質的強弱與導電性、溶解性無關。

3、電離平衡：在一定的條件下，當電解質分子電離成 離子的速率 和離子結合成 時，電離過程就達到了 平衡狀態(tài) ，這叫電離平衡。

4、影響電離平衡的因素：A、溫度：電離一般吸熱，升溫有利于電離。B、濃度：濃度越大，電離程度 越小 ；溶液稀釋時，電離平衡向著電離的方向移動。C、同離子效應：在弱電解質溶液里加入與弱電解質具有相同離子的電解質，會減弱電離。D、其他外加試劑：加入能與弱電解質的電離產生的某種離子反應的物質時，有利于電離。

5、電離方程式的書寫：用可逆符號 弱酸的電離要分布寫（第一步為主）

6、電離常數：在一定條件下，弱電解質在達到電離平衡時，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積，跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個常數。叫做電離平衡常數，（一般用Ka表示酸，Kb表示堿。）表示方法：ABA++B- Ki=[ A+][B-]/[AB]

7、影響因素：a、電離常數的大小主要由物質的本性決定。b、電離常數受溫度變化影響，不受濃度變化影響，在室溫下一般變化不大。c、同一溫度下，不同弱酸，電離常數越大，其電離程度越大，酸性越強。如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO

考點2：水的電離和溶液的酸堿性

1、水電離平衡：

水的離子積：KW= c[H+]·c[OH-]25℃時，[H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; KW= [H+]·[OH-] = 1*10-14

注意：KW只與溫度有關，溫度一定，則KW值一定KW不僅適用于純水，適用于任何溶液（酸、堿、鹽）

2、水電離特點：（1）可逆（2）吸熱（3）極弱

3、影響水電離平衡的外界因素：①酸、堿：抑制水的電離 KW〈1*10-14②溫度：促進水的電離（水的電離是吸熱的）③易水解的鹽：促進水的電離 KW 〉1*10-14

4、溶液的酸堿性和pH：（1）pH=-lgc[H+]（2）pH的測定方法：酸堿指示劑—— 甲基橙 、石蕊 、酚酞 。變色范圍：甲基橙3.1~4.4（橙色） 石蕊5.0~8.0（紫色） 酚酞8.2~10.0（淺紅色）pH試紙—操作：玻璃棒蘸取未知液體在試紙上，然后與標準比色卡對比即可 。注意：①事先不能用水濕潤PH試紙；②廣泛pH試紙只能讀取整數值或范圍

考點3：混合液的pH值計算方法

1、強酸與強酸的混合：（先求[H+]混：將兩種酸中的H+離子物質的量相加除以總體積，再求其它） [H+]混=（[H+]1V1+[H+]2V2）/（V1+V2）

2、強堿與強堿的混合：（先求[OH-]混：將兩種酸中的OH?離子物質的量相加除以總體積，再求其它） [OH-]混＝（[OH-]1V1+[OH-]2V2）/（V1+V2） (注意:不能直接計算[H+]混)

3、強酸與強堿的混合：（先據H++ OH-==H2O計算余下的H+或OH-，①H+有余，則用余下的H+數除以溶液總體積求[H+]混；OH-有余，則用余下的OH-數除以溶液總體積求[OH-]混，再求其它）

考點4：稀釋過程溶液pH值的變化規(guī)律

1、強酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀=pH原+n （但始終不能大于或等于7）2、弱酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀〈pH原+n （但始終不能大于或等于7）3、強堿溶液：稀釋10n倍時，pH稀=pH原－n （但始終不能小于或等于7）4、弱堿溶液：稀釋10n倍時，pH稀〉pH原－n （但始終不能小于或等于7）5、不論任何溶液，稀釋時pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液無限稀釋后pH均接近76、稀釋時，弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的pH變化得慢，強酸、強堿變化得快。

考點5：強酸（pH1）強堿（pH2）混和計算規(guī)律

1、若等體積混合pH1+pH2=14 則溶液顯中性pH=7pH1+pH2≥15 則溶液顯堿性pH=pH2-0.3pH1+pH2≤13 則溶液顯酸性pH=pH1+0.32、若混合后顯中性pH1+pH2=14 V酸：V堿=1：1pH1+pH2≠14 V酸：V堿=1：10〔14-（pH1+pH2）〕

考點6：酸堿中和滴定

1、中和滴定的原理實質：H++OH—=H2O 即酸能提供的H+和堿能提供的OH-物質的量相等。

2、中和滴定的操作過程：（1）滴定管的刻度，O刻度在上 ，往下刻度標數越來越大，全部容積大于它的最大刻度值，因為下端有一部分沒有刻度。滴定時，所用溶液不得超過最低刻度，不得一次滴定使用兩滴定管酸（或堿），也不得中途向滴定管中添加。②滴定管可以讀到小數點后 一位 。（2）藥品：標準液；待測液；指示劑。（3）準備過程：準備：檢漏、洗滌、潤洗、裝液、趕氣泡、調液面。（洗滌：用洗液洗→檢漏：滴定管是否漏水→用水洗→用標準液洗（或待測液洗）→裝溶液→排氣泡→調液面→記數據V(始)（4）試驗過程

3、酸堿中和滴定的誤差分析誤差分析：利用n酸c酸V酸=n堿c堿V堿進行分析式中：n——酸或堿中氫原子或氫氧根離子數；c——酸或堿的物質的量濃度；V——酸或堿溶液的體積。當用酸去滴定堿確定堿的濃度時，則：c堿=

上述公式在求算濃度時很方便，而在分析誤差時起主要作用的是分子上的V酸的變化，因為在滴定過程中c酸為標準酸，其數值在理論上是不變的，若稀釋了雖實際值變小，但體現的卻是V酸的增大，導致c酸偏高；V堿同樣也是一個定值，它是用標準的量器量好后注入錐形瓶中的，當在實際操作中堿液外濺，其實際值減小，但引起變化的卻是標準酸用量的減少，即V酸減小，則c堿降低了；對于觀察中出現的誤差亦同樣如此。

綜上所述，當用標準酸來測定堿的濃度時，c堿的誤差與V酸的變化成正比，即當V酸的實測值大于理論值時，c堿偏高，反之偏低。

同理，用標準堿來滴定未知濃度的酸時亦然。

考點7：鹽類的水解（只有可溶于水的鹽才水解）

1、鹽類水解：在水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結合生成弱電解質的反應。

2、水解的實質：水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結合,破壞水的電離，是平衡向右移動，促進水的電離。

3、鹽類水解規(guī)律：

①有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解；誰強顯誰性，兩弱都水解，同強顯中性。

②多元弱酸根，濃度相同時正酸根比酸式酸根水解程度大，堿性更強。(如:Na2CO3＞NaHCO3)

4、鹽類水解的特點：

（1）可逆（與中和反應互逆）（2）程度小（3）吸熱

5、影響鹽類水解的外界因素：

①溫度：溫度越高，水解程度越大（水解吸熱，越熱越水解）

②濃度：濃度越小，水解程度越大 （越稀越水解）

③酸堿：促進或抑制鹽的水解（H+促進陰離子水解而抑制陽離子水解；OH-促進陽離子水解而抑制陰離子水解）

6、酸式鹽溶液的酸堿性：

①只電離不水解：如HSO4- 顯 酸 性

②電離程度＞水解程度，顯酸性 （如: HSO3-、H2PO4-）

③水解程度＞電離程度，顯堿性（如：HCO3-、HS-、HPO42-）

7、雙水解反應：

（1）構成鹽的陰陽離子均能發(fā)生水解的反應。雙水解反應相互促進，水解程度較大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。

（2）常見的雙水解反應完全的為：Fe3+、Al3+與AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；S2-與NH4+；CO32-(HCO3-)與NH4+其特點是相互水解成沉淀或氣體。雙水解完全的離子方程式配平依據是兩邊電荷平衡，如：2Al3++ 3S2- + 6H2O == 2Al(OH)3↓+3H2S↑

8、鹽類水解的應用：

9、水解平衡常數（Kh）

對于強堿弱酸鹽：Kh=Kw/Ka (Kw為該溫度下水的離子積，Ka為該條件下該弱酸根形成的弱酸的電離平衡常數)

對于強酸弱堿鹽：Kh=Kw/Kb（Kw為該溫度下水的離子積，Kb為該條件下該弱堿根形成的弱堿的電離平衡常數）

電離、水解方程式的書寫原則

1）多元弱酸（多元弱酸鹽）的電離（水解）的書寫原則：分步書寫

注意：不管是水解還是電離，都決定于第一步，第二步一般相當微弱。

2）多元弱堿（多元弱堿鹽）的電離（水解）書寫原則：一步書寫

考點8：溶液中微粒濃度的大小比較

☆☆基本原則：抓住溶液中微粒濃度必須滿足的三種守恒關系：

①電荷守恒：:任何溶液均顯電中性，各陽離子濃度與其所帶電荷數的乘積之和＝各陰離子濃度與其所帶電荷數的乘積之和

②物料守恒:（即原子個數守恒或質量守恒）

某原子的總量(或總濃度)＝其以各種形式存在的所有微粒的量(或濃度)之和

③質子守恒：即水電離出的H+濃度與OH-濃度相等。

考點9：難溶電解質的溶解平衡

1、難溶電解質的溶解平衡的一些常見知識

（1）溶解度 小于 0.01g的電解質稱難溶電解質。

（2）反應后離子濃度降至1*10-5以下的反應為完全反應。如酸堿中和時[H+]降至10-7mol/L<10-5mol/L，故為完全反應，用“=”，常見的難溶物在水中的離子濃度均遠低于10-5mol/L，故均用“=”。

（3）難溶并非不溶，任何難溶物在水中均存在溶解平衡。

（4）掌握三種微溶物質：CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4

（5）溶解平衡常為吸熱，但Ca(OH)2為放熱，升溫其溶解度減少。

（6）溶解平衡存在的前提是：必須存在沉淀，否則不存在平衡。

2、溶解平衡方程式的書寫

意在沉淀后用(s)標明狀態(tài)，并用“?”。如：Ag2S(s)? 2Ag+(aq）+S2-(aq)

3、沉淀生成的三種主要方式

（1）加沉淀劑法：Ksp越小（即沉淀越難溶），沉淀越完全；沉淀劑過量能使沉淀更完全。

（2）調pH值除某些易水解的金屬陽離子：如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。

（3）氧化還原沉淀法：

（4）同離子效應法

4、沉淀的溶解：

沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移動。

常采用的方法有：①酸堿；②氧化還原；③沉淀轉化。

5、沉淀的轉化：

溶解度大的生成溶解度小的，溶解度小的生成溶解度更小的。

如：AgNO3 →AgCl(白色沉淀)→ AgBr（淡黃色）→AgI （黃色）→ Ag2S（黑色）

6、溶度積（Ksp）

1）定義：在一定條件下，難溶電解質電解質溶解成離子的速率等于離子重新結合成沉淀的速率，溶液中各離子的濃度保持不變的狀態(tài)。

2）表達式：AmBn(s)?mAn+(aq)+nBm-(aq)

Ksp= [c(An+)]m ?[c(Bm-)]n

3）影響因素：

外因：①濃度：加水，平衡向溶解方向移動。

②溫度：升溫，多數平衡向溶解方向移動。

4）溶度積規(guī)則

QC（離子積）>KSP 有沉淀析出

QC=KSP 平衡狀態(tài)

QC

第四章 電化學

考點1：原電池的工作原理及應用

1、概念和反應本質

原電池是把化學能轉化為電能的裝置，其反應本質是氧化還原反應。

2、工作原理

以銅鋅原電池為例

3、原電池的構成條件(1)一看反應：看是否有能自發(fā)進行的氧化還原反應發(fā)生(一般是活潑性強的金屬與電解質溶液反應)。(2)二看兩電極：一般是活潑性不同的兩電極。(3)三看是否形成閉合回路，形成閉合回路需三個條件：①電解質溶液;②兩電極直接或間接接觸;③兩電極插入電解質溶液。

考點2：電解的原理

1、定義電解：在電流作用下，電解質在兩個電極上分別發(fā)生氧化反應和還原反應的過程。電解池：電能轉化為化學能的裝置。

2、電解池的構成條件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。

3、電解池的工作原理(1)電極名稱及電極反應式(電解CuCl2溶液為例)
總反應式：

(2)電子和離子的移動方向

①電子：從電源負極流出后，流向電解池陰極；從電解池的陽極流出后流向電源的正極。

②離子：陽離子移向電解池的陰極，陰離子移向電解池的陽極。

4、陰陽兩極上放電順序(1)陰極：(與電極材料無關)。氧化性強的先放電，放電順序：

(2)陽極：若是活性電極(金屬活動順序表Ag以前的金屬)作陽極，則活性電極首先失電子，電極溶解，溶液中的陰離子不能失電子。

若是惰性電極(Pt、Au、石墨)作陽極，則再看溶液中的陰離子的失電子能力。放電順序為

5、電解不同溶液的情況對比

考點3：化學電源

1、日常生活中的三種電池(1)堿性鋅錳干電池——一次電池正極反應：2MnO2＋2H2O＋2e－===2MnOOH＋2OH－；負極反應：Zn＋2OH－－2e－===Zn(OH)2；總反應：Zn＋2MnO2＋2H2O===2MnOOH＋Zn(OH)2。(2)鋅銀電池——一次電池負極反應：Zn＋2OH－－2e－===Zn(OH)2；正極反應：Ag2O＋H2O＋2e－===2Ag＋2OH－；總反應：Zn＋Ag2O＋H2O===Zn(OH)2＋2Ag。(3)二次電池(可充電電池)鉛蓄電池是最常見的二次電池，負極材料是Pb，正極材料是PbO2。①放電時的反應a．負極反應：Pb＋SO42－－2e－===PbSO4；b．正極反應：PbO2＋4H＋＋SO42－＋2e－===PbSO4＋2H2O；c．總反應：Pb＋PbO2＋2H2SO4===2PbSO4＋2H2O。②充電時的反應a．陰極反應：PbSO4＋2e－===Pb＋SO42－；b．陽極反應：PbSO4＋2H2O－2e－===PbO2＋4H＋＋SO42－；c．總反應：2PbSO4＋2H2O電解=====Pb＋PbO2＋2H2SO4。注意：可充電電池的充、放電不能理解為可逆反應。

2、“高效、環(huán)境友好”的燃料電池氫氧燃料電池是目前最成熟的燃料電池，可分酸性和堿性兩種。

考點4：電解原理的應用

（1）氯堿工業(yè)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＋2H2O2NaOH＋H2↑＋Cl2↑③應用：氯堿工業(yè)生產流程圖

（2）電鍍下圖為金屬表面鍍銀的工作示意圖，據此回答下列問題：
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)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↑電極反應：陽極：6O2－－12e－===3O2↑；陰極：4Al3＋＋12e－===4Al。

考點5：金屬的腐蝕和保護

1、金屬腐蝕的本質

金屬原子失去電子變?yōu)榻饘訇栯x子，金屬發(fā)生氧化反應。

2、金屬腐蝕的類型

(1)化學腐蝕與電化學腐蝕

(2)析氫腐蝕與吸氧腐蝕

以鋼鐵的腐蝕為例進行分析：

3、金屬的防護(1)電化學防護①犧牲陽極的陰極保護法—原電池原理a.負極：比被保護金屬活潑的金屬;b.正極：被保護的金屬設備。②外加電流的陰極保護法—電解原理a.陰極：被保護的金屬設備;b.陽極：惰性金屬。(2)改變金屬的內部結構，如制成合金、不銹鋼等。(3)加防護層，如在金屬表面噴油漆、涂油脂、電鍍、噴鍍或表面鈍化等方法。

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