海南省保亭中学届高考化学 考试必背必考考点.docx
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海南省保亭中学届高考化学考试必背必考考点
2020届海南省保亭中学总结的高中化学考试必背必考考点
一.常用的分离和提纯的方法:
⑴过滤:
过滤是分离固体和液体混合物的操作方法。
仪器:
漏斗、烧杯、玻璃棒、铁架台。
例:
用过滤法除去粗盐中少量的泥沙;
⑵蒸发:
蒸发用于分离可溶性固体的混合物。
仪器:
蒸发皿、铁架台、酒精灯、玻璃棒。
例如:
蒸发食盐溶液得到NaCl晶体。
⑶蒸馏:
利用液态混合物中各组分的沸点不同,除去易挥发、难挥发或不挥发的杂质(或将互溶的液体混合物分离)。
例如:
通过蒸馏除去自来水中含有的Cl-等杂质制取蒸馏水。
⑷分液和萃取:
主要仪器:
分液漏斗,辅助仪器有烧杯、玻璃棒。
分液是把两种互不相溶,密度不同的液体分离的方法,如植物油和水分离。
萃取是利用溶质在互不相溶的溶剂里的溶解度不同,用一种溶剂把溶质从它与另一种溶剂所组成的溶液中提取出来的方法。
例如:
利用碘在CCl4中的溶解度比在水中的溶解度大,用CCl4将碘水中的碘萃取后分液,得碘的四氯化碳溶液。
玻璃棒的作用:
1、溶解时:
搅拌,加速溶解。
2、过滤时和转移溶液时:
引流。
3、蒸发时:
搅拌,防止局部过热造成液滴飞溅。
二、常见离子的检验:
①氯离子Cl-的检验:
在被检物质的溶液中,先滴入少量的稀硝酸,将其酸化,排除CO32-等离子的干扰,然后再滴入硝酸银溶液,如产生白色沉淀,则可判断该溶液中含有Cl-。
Ag++Cl-=AgCl↓
②Fe3+检验方法:
加入KSCN溶液变成血红色。
③SO42-检验:
先加稀盐酸酸化,排除Ag+等的干扰,再滴入氯化钡溶液,如产生白色沉淀,则可判断该溶液中含有SO42。
Ba2++SO42-=BaSO4↓
④CO32-检验:
稀盐酸、澄清石灰水,产生能使石灰水变浑浊的无色无味气体
CO32-+2H+=H2O+CO2↑CO2+Ca(OH)2=CaCO3↓+H2O
⑤NH4+检验:
加浓NaOH溶液加热,产生能使湿润的红色石蕊试纸变蓝色的气体。
⑥Na+焰色反应呈黄色
⑦K+焰色反应(透过蓝色的钴玻璃片滤去黄色的光)呈紫色。
三.物质的量及相关公式:
n=N/NA(N=nNA,NA=N/n)n=m/M(m=nM,M=m/n)
n=V(气体)/Vm【V(气体)=nVm,Vm=V(气体)/n】cB=nB/V(溶液)(n=cV,V=n/c)
标准状况(0℃和101KPa)下任何气体的气体摩尔体积:
Vm约为22.4L/mol
物质的量(n)单位为摩尔(mol)。
摩尔的计量对象为分子、原子、离子等微观粒子。
阿伏伽德罗常数(NA)为0.012kg12C所含碳原子数,近似值为6.02×1023mol-1
N粒子数。
m质量,单位g。
V体积,单位L。
CB物质的量浓度,单位mol/L,
nB溶质B的物质的量。
摩尔质量(M)单位g/mol,在数值上等于其相对原子(分子)质量。
配制一定物质的量浓度的溶液
仪器:
容量瓶(须注明规格)、胶头滴管、烧杯、玻璃棒、天平或量筒。
容量瓶使用前一定要先检查是否漏水。
步骤:
①计算;②称量;③溶解、冷却;④转移;⑤洗涤;⑥定容;⑦摇匀;⑧装瓶贴标签。
浓溶液稀释:
c(浓溶液)·V(浓溶液)=c(稀溶液)·V(稀溶液)
配制0.5mol/L的NaOH溶液时,溶液的浓度如何变化?
(填“偏高”、“偏低”、或“不变”)
(1)称量NaOH固体时,天平的砝码粘有油污,其浓度偏高;
(2)向容量瓶中加蒸馏水超过了刻度线后,又用滴管把多出的部分吸走,偏低;
(3)观察容量瓶的刻度线时仰视,偏低
(4)所用容量瓶中已有少量蒸馏水,不变。
(5)称量NaOH固体时,NaOH放在了天平右盘,偏低。
(6)烧杯和和玻璃棒未洗涤或洗涤液未注入容量瓶,偏低(根据公式C=n/V溶液,若溶质增多,则浓度偏高;若溶液体积增大或水加多则浓度偏低。
)
在相同的温度和压强下,相同体积的任何气体含有相同数目的分子。
气体体积之比等于物质的量(分子数)之比
四.胶体:
按照分散质粒子直径大小(本质区别)来分类,可以把分散系分为溶液、胶体和浊液。
粒子的直径大小在1~100nm之间的分散系称做“胶体”。
当一束光通过胶体时,可看到一条光亮的通路,这种现象叫丁达尔效应,利用丁达尔效应区别溶液和胶体,只有胶体才有丁达尔效应。
五.在水溶液中或熔融状态下能够导电的化合物称为电解质。
酸、碱、盐等是电解质
酸:
电离时生成的阳离子全部是氢离子的化合物,如HCl、H2SO4、CH3COOH;
碱:
电离时生成的阴离子全部是氢氧根离子的化合物,如NaOH、Ca(OH)2、NH3·H2O;
盐:
电离能产生金属阳离子[或铵根(NH4+)]和酸根阴离子,如Na2CO3、NaHCO3、CuSO4。
六.离子反应发生的条件及离子共存问题
★下列几种情况复分解反应类型的离子反应能够发生,那么这些离子就不能大量共存。
①生成难溶物质。
如:
Cu2+和OH-、Ca2+和CO32-、Ba2+和SO42-、Ag+和Cl-不能大量共存;
②生成挥发性的物质。
如:
CO32-和H+、HCO3-和H+、NH4+和OH-不能大量共存;
③生成水(难电离的物质)。
如:
H+和OH-不能大量共存:
H++OH-=H2O
注意隐含条件:
强酸性H+,强碱性OH-,有色离子Cu2+蓝色,Fe2+浅绿色,Fe3+黄色,MnO4-紫红色
离子方程式的书写步骤:
①写(化学方程式)、②拆(易溶且易电离的物质拆成离子形式:
强酸、强碱、易溶的盐三类拆成离子,其余均写化学式)、③删(删去方程两边相同的离子符号)、④查(检查方程两边的原子个数相等,电荷总数相等)★常见强酸:
盐酸HCl、硫酸H2SO4、硝酸HNO3高氯酸HClO4等
★四大强碱:
钾钠钡钙四碱强。
NaOHKOHBa(OH)2Ca(OH)2(澄清石灰水时拆开,石灰乳时不能拆)
★常见盐的溶解性口诀:
钾(K+)钠(Na+)硝(NO3-)铵(NH4+)溶水快,氯化物不溶氯化银(AgCl↓),硫酸盐(SO42-)不溶钡(Ba2+)银(Ag+)钙(Ca2+),碳酸盐(CO32-)只溶钾(K+)钠(Na+))铵(NH4+)。
七.氧化还原反应
1.本质:
有电子转移(得失或偏移)
2.特征(判断方法):
反应前后某些元素的化合价发生变化
3.升失氧,还原剂(还原性);(化合价升,失电子,被氧化,发生氧化反应,生成氧化产物)
降得还,氧化剂(氧化性)。
(化合价降,得电子,被还原,发生还原反应,生成还原产物)
根据元素化合价判断氧化性、还原性:
高价氧化性低价还原性,中间价态两边转。
例:
H化合价升,失电子,被氧化,发生氧化反应,H2作还原剂
CuO+H2
Cu+H2OCu化合价降,得电子,被还原,发生还原反应,Cu作氧化剂
置换反应(反应前后都为单质+化合物)全部属于氧化还原反应。
复分解反应(两化互换)全部属于非氧化反原反应。
有单质参加的化合反应和有单质生成的分解反应属于氧化还原反应。
常见元素化合价口诀:
一价钾钠氯氢银,二价氧钙钡镁锌,三铝四硅五价磷,二三铁、二四碳,二四六硫都齐全,铜汞二价最常见,莫忘单质都为零。
(其中氧为负二价,氯负一价,硫负二价,其余为正价。
)
-1价氢氧根(OH-)、硝酸根(NO3-);
-2价硫酸根(SO42-)、碳酸根(CO32-):
-3磷酸根(PO43-)
+1价铵根(NH4+):
八.元素周期表,前三个短周期元素(1—18号元素)
族
周期
ⅠA
0
1
氢H
ⅡA
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
氦He
2
锂Li
铍Be
硼B
碳C
氮N
氧O
氟F
氖Ne
3
钠Na
镁Mg
铝Al
硅Si
磷P
硫S
氯Cl
氩Ar
第四长周期元素
19K钾;20Ca钙;21Sc钪;22Ti钛;23V钒;24Cr铬;25Mn锰
26Fe铁;27Co钴;28Ni镍;29Cu铜;30Zn锌;31Ga镓;32Ge锗;33As砷34Se硒;35Br溴;36Kr氪
识记口诀:
第一周期:
氢氦----侵害
第二周期:
锂铍硼碳氮氧氟氖----鲤皮捧碳蛋养福奶
第三周期:
钠镁铝硅磷硫氯氩----那美女桂林留绿牙(那美女鬼流露绿牙)
第四周期:
钾钙钪钛钒铬锰----嫁改康太反革命
铁钴镍铜锌镓锗----铁姑捏痛新嫁者
砷硒溴氪----生气休克
氢锂钠钾铷铯钫(请李娜加入私访)铍镁钙锶钡镭(媲美盖茨被累)
硼铝镓铟铊(碰女嫁音他)碳硅锗锡铅(探归者西迁)
氮磷砷锑铋(蛋临身体闭)氧硫硒碲钋(养牛西蹄扑)
氟氯溴碘砹(父女绣点爱)氦氖氩氪氙氡(害耐亚克先动 )
碱金属元素(第ⅠA族元素除H外):
LiNaKRbCsFr
卤族元素第ⅦA族元素:
FClBrIAt
原子
X:
质量数(A)=质子数(Z)+中子数;中子数=质量数(A)-质子数(Z)
原子中:
原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数;
阳离子(带正电)核外电子数=质子数-电荷数;
阴离子:
核外电子数=质子数+电荷数
质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素;如氢的同位素:
氕、
或记作D氘、
或记作T氚
周期序数=电子层数、主族元素的最高正价=主族序数=最外层电子数
只有非金属才有负价(注意O、F无正价),且∣最低负化合价∣+最高正化合价=8
★元素原子半径和元素性质的周期性变化规律:
⑴同一周期,从左到右,原子半径减小;元素的金属性减弱,非金属性增强。
(左金右非)
⑵同一主族,从上到下,原子半径增大;元素的金属性增强,非金属性减弱。
(上非下金)
元素的金属性(或非金属性)强弱比较(实验依据)
(1)单质与水或酸反应置换出氢的难易(或与氢气化合的难易及气态氢化物的稳定性)
(2)最高价氧化物的水化物的碱性(或酸性)强弱(3)单质的还原性(或氧化性)的强弱
(3)单质间的置换反应,强置弱。
如:
Fe+Cu2+==Fe2++CuCl2+2I-==I2+2Cl-
氢化物的稳定性:
非金属性越强对应氢化物越稳定,如:
HF>H2O>NH3>CH4;
HF>HCl>HBr;H2O>H2S
碱性强弱:
金属性越强对应最高价氧化物的水化物(即氢氧化物)碱性越强,
如NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3;KOH>NaOH>LiOH
酸性强弱:
非金属性越强对应最高价氧化物的水化物(即含氧酸)的酸性越强,
如HClO4>H2SO4>H3PO4;HNO3>H3PO4
原子半径大小:
Cl>F;Li>C>N>O>F
金属单质还原性强弱:
Na>Mg>Al;K>Na>Li
非金属单质氧化性强弱:
F2>Cl2>Br2>I2;F2>O2>N2
九.★化学键
离子键:
活泼金属与非金属之间NaCl、MgCl2、Na2O
非极性键:
同种非金属元素之间H2、N2、Cl2、
共价键极性键:
不同种非金属元素之间H2O、CO2、NH3、CH4、HCl
注:
离子化合物必含离子键,可能含有共价键;如:
NaOHNa2O2
共价化合物只含共价键,一定不含离子键。
常见物质电子式:
CO2
,
H2N2Cl2HClCH4
H2ONaClMgCl2K2S
十.化学能与热能
1.化学反应中能量变化的本质:
旧化学键的断裂和新化学键的形成。
其中断键吸收能量,成键放出能量。
2.化学反应中能量变化与反应物、生成物能量的关系
⑴反应物的总能量>生成物的总能量,反应放出能量。
化学能转化为热能——放热反应常见:
①燃烧反应②活泼金属与酸(或水)反应
③酸和碱的中和反应④大多数化合反应
⑵反应物的总能量<生成物的总能量,反应吸收能量。
热能转化为化学能——吸热反应
常见的有①C+H2O
CO+H2②Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl的反应
③大多数分解反应④大多数的水解⑤大多数的电离
十一、原电池和电解池
1.原电池和电解池的比较:
装置
原电池
电解池
实例
原理
使氧化还原反应中电子作定向移动,从而形成电流。
这种把化学能转变为电能的装置叫做原电池。
使电流通过电解质溶液而在阴、阳两极引起氧化还原反应的过程叫做电解。
这种把电能转变为化学能的装置叫做电解池。
形成条件
①电极:
两种不同的导体相连;
②电解质溶液:
能与电极反应。
③能自发的发生氧化还原反应
④形成闭合回路
①电源;②电极(惰性或非惰性);
③电解质(水溶液或熔化态)。
反应类型
自发的氧化还原反应
非自发的氧化还原反应
电极名称
由电极本身性质决定:
正极:
材料性质较不活泼的电极;
负极:
材料性质较活泼的电极。
由外电源决定:
阳极:
连电源的正极;
阴极:
连电源的负极;
电极反应
负极:
Zn-2e-=Zn2+(氧化反应)
正极:
2H++2e-=H2↑(还原反应)
阴极:
Cu2++2e-=Cu(还原反应)
阳极:
2Cl--2e-=Cl2↑(氧化反应)
电子流向
负极→正极
电源负极→阴极;阳极→电源正极
电流方向
正极→负极
电源正极→阳极;阴极→电源负极
能量转化
化学能→电能
电能→化学能
应用
①①抗金属的电化腐蚀;
②实用电池。
①电解食盐水(氯碱工业);②电镀(镀铜);③电冶(冶炼Na、Mg、Al);④精炼(精铜)。
2原电池正负极的判断:
⑴根据电极材料判断:
活泼性较强的金属为负极,活泼性较弱的或者非金属为正极。
⑵根据电子或者电流的流动方向:
电子流向:
负极→正极。
电流方向:
正极→负极。
⑶根据电极变化判断:
氧化反应→负极;还原反应→正极。
⑷根据现象判断:
电极溶解→负极;电极重量增加或者有气泡生成→正极。
⑸根据电解液内离子移动的方向判断:
阴离子→移向负极;氧离子→移向正极。
3电极反应式的书写:
负极:
⑴负极材料本身被氧化:
①如果负极金属生成的阳离子与电解液成分不反应,则为最简单的:
M-ne-=Mn+如:
Zn-2e-=Zn2+
②如果阳离子与电解液成分反应,则参与反应的部分要写入电极反应式中:
如铅蓄电池,Pb+SO42--2e-=PbSO4
⑵负极材料本身不反应:
要将失电子的部分和电解液都写入电极反应式,
如燃料电池CH4-O2(C作电极)电解液为KOH:
负极:
CH4+10OH--8e-=C032-+7H2O
正极:
⑴当负极材料能自发的与电解液反应时,正极则是电解质溶液中的微粒的反应,
H2SO4电解质,如2H++2e=H2CuSO4电解质:
Cu2++2e=Cu
⑵当负极材料不与电解质溶液自发反应时,正极则是电解质中的O2反正还原反应
1当电解液为中性或者碱性时,H2O比参加反应,且产物必为OH-,
如氢氧燃料电池(KOH电解质)O2+2H2O+4e=4OH-
②当电解液为酸性时,H+比参加反应,产物为H2OO2+4O2+4e=2H2O
4.化学腐蚀和电化腐蚀的区别
化学腐蚀
电化腐蚀
一般条件
金属直接和强氧化剂接触
不纯金属,表面潮湿
反应过程
氧化还原反应,不形成原电池。
因原电池反应而腐蚀
有无电流
无电流产生
有电流产生
反应速率
电化腐蚀>化学腐蚀
结果
使金属腐蚀
使较活泼的金属腐蚀
5.吸氧腐蚀和析氢腐蚀的区别
电化腐蚀类型
吸氧腐蚀
析氢腐蚀
条件
水膜酸性很弱或呈中性
水膜酸性较强
正极反应
O2+4e-+2H2O==4OH-
2H++2e-==H2↑
负极反应
Fe-2e-==Fe2+
Fe-2e-==Fe2+
腐蚀作用
是主要的腐蚀类型,具有广泛性
发生在某些局部区域内
考点解说
6.金属的防护
⑴改变金属的内部组织结构。
合金钢中含有合金元素,使组织结构发生变化,耐腐蚀。
如:
不锈钢。
⑵在金属表面覆盖保护层。
常见方式有:
涂油脂、油漆或覆盖搪瓷、塑料等;使表面生成致密氧化膜;在表面镀一层有自我保护作用的另一种金属。
⑶电化学保护法
①外加电源的阴极保护法:
接上外加直流电源构成电解池,被保护的金属作阴极。
②牺牲阳极的阴极保护法:
外加负极材料,构成原电池,被保护的金属作正极
7。
常见实用电池的种类和特点
⑴干电池(属于一次电池)
①结构:
锌筒、填满MnO2的石墨、溶有NH4Cl的糊状物。
酸性电解质:
②电极反应负极:
Zn-2e-=Zn2+
正极:
2NH4++2e-=2NH3+H2
NH3和H2被Zn2+、MnO2吸收:
MnO2+H2=MnO+H2O,Zn2++4NH3=Zn(NH3)42+
碱性电解质:
(KOH电解质)
电极反应负极:
Zn+2OH--2e-=Zn(OH)2
正极:
2MnO2+2H2O+2e-=2MnOOH+Zn(OH)2
总反应:
Zn+MnO2+2H2O-=2MnOOH+Zn(OH)2
⑵铅蓄电池(属于二次电池、可充电电池)
①结构:
铅板、填满PbO2的铅板、稀H2SO4。
②A.放电反应负极:
Pb-2e-+SO42-=PbSO4原电池
正极:
PbO2+2e-+4H++SO42-=PbSO4+2H2O
B.充电反应阴极:
PbSO4+2e-=Pb+SO42-电解池
阳极:
PbSO4-2e-+2H2O=PbO2+4H++SO42-
总式:
Pb+PbO2+2H2SO4
2PbSO4+2H2O
注意:
放电和充电是完全相反的过程,放电作原电池,充电作电解池。
电极名称看电子得失,电极反应式的书写要求与离子方程式一样,且加起来应与总反应式相同。
⑶锂电池
①结构:
锂、石墨、固态碘作电解质。
②A电极反应负极:
2Li-2e-=2Li+
正极:
I2+2e-=2I-
总式:
2Li+I2=2LiI
BMnO2做正极时:
负极:
2Li-2e-=2Li+
正极:
MnO2+e-=MnO2-
总Li+MnO2=LiMnO2
锂电池优点:
体积小,无电解液渗漏,电压随放电时间缓慢下降,应用:
心脏起搏器,手机电池,电脑电池。
⑷A.氢氧燃料电池
1结构:
石墨、石墨、KOH溶液。
②电极反应负极:
H2-2e-+2OH-=2H2O
正极:
O2+4e-+2H2O=4OH-
总式:
2H2+O2=2H2O
(反应过程中没有火焰,不是放出光和热,而是产生电流)
注意:
还原剂在负极上反应,氧化剂在正极上反应。
书写电极反应式时必须考虑介质参加反应(先常规后深入)。
若相互反应的物质是溶液,则需要盐桥(内装KCl的琼脂,形成闭合回路)。
B.铝、空气燃料电池以铝—空气—海水电池为能源的新型海水标志灯已研制成功。
这种灯以取之不尽的海水为电解质溶液,靠空气中的氧气使铝不断氧化而源源不断产生电流。
只要把灯放入海水中,数分钟后就会发出耀眼的闪光,其能量比干电池高20~50倍。
电极反应:
铝是负极4Al-12e-==4Al3+;
石墨是正极3O2+6H2O+12e-==12OH-
8.电解池的阴阳极判断:
⑴由外电源决定:
阳极:
连电源的正极;阴极:
连电源的负极;
⑵根据电极反应:
氧化反应→阳极;还原反应→阴极
⑶根据阴阳离子移动方向:
阴离子移向→阳极;阳离子移向→阴极,
⑷根据电子几点流方向:
电子流向:
电源负极→阴极;阳极→电源正极
电流方向:
电源正极→阳极;阴极→电源负极
9.电解时电极产物判断:
⑴阳极:
如果电极为活泼电极,Ag以前的,则电极失电子,被氧化被溶解,Zn-2e-=Zn2+
如果电极为惰性电极,C、Pt、Au、Ti等,则溶液中阴离子失电子,4OH--4e-=2H2O+O2
阴离子放电顺序S2->I->Br->Cl->OH->含氧酸根>F-
⑵阴极:
(.阴极材料(金属或石墨)总是受到保护)根据电解质中阳离子活动顺序判断,阳离子得电子顺序—金属活动顺序表的反表金属活泼性越强,则对应阳离子的放电能力越弱,既得电子能力越弱。
K+ 10.电解、电离和电镀的区别 电解 电离 电镀 条件 受直流电作用 受热或水分子作用 受直流电作用 实质 阴阳离子定向移动,在两极发生氧化还原反应 阴阳离子自由移动,无明显的化学变化 用电解的方法在金属表面镀上一层金属或合金 实例 CuCl2 Cu+Cl2 CuCl2==Cu2++2Clˉ 阳极Cu-2e-=Cu2+ 阴极Cu2++2e-=Cu 关系 先电离后电解,电镀是电解的应用 11.电镀铜、精炼铜比较 电镀铜 精炼铜 形成条件 镀层金属作阳极,镀件作阴极,电镀液必须含有镀层金属的离子 粗铜金属作阳极,精铜作阴极,CuSO4溶液作电解液 电极反应 阳极Cu-2e-=Cu2+ 阴极Cu2++2e-=Cu 阳极: Zn-2e-=Zn2+Cu-2e-=Cu2+等 阴极: Cu2++2e-=Cu 溶液变化 电镀液的浓度不变 溶液中溶质浓度减小 12.电解方程式的实例(用惰性电极电解): 电解质溶液 阳极反应式 阴极反应式 总反应方程式 (条件: 电解) 溶液酸碱性变化 CuCl2 2Cl--2e-=Cl2↑ Cu2++2e-=Cu CuCl2=Cu+Cl2↑ —— HCl 2Cl--2e-=Cl2↑ 2H++2e-=H2↑ 2HCl=H2↑+Cl2↑ 酸性减弱 Na2SO4 4OH--4e-=2H2O+O2↑ 2H++2e-=H2↑ 2H2O=2H2↑+O2↑ 不变 H2SO4 4OH--4e-=2H2O+O2↑ 2H++2e-=H2↑ 2H2O=2H2↑+O2↑ 消耗水,酸性增强 NaOH 4OH--4e-=2H2O+O2↑ 2H++2e-=H2↑ 2H2O=2H2↑+O2↑ 消耗水,碱性增强 NaCl 2Cl--2e-=Cl2↑ 2H++2e-=H2↑ 2NaCl+2H2O=H2↑+Cl2↑+2NaOH H+放电,碱性增强 CuSO4 4OH--4e-=2H2O+O2↑ Cu2++2e-=Cu 2CuSO4+2H2O=2Cu+O2↑+2H2SO4 OHˉ放电,酸性增强 13,以惰性电极电解电解质溶液的规律: ⑴电解水型: 电解含氧酸,强碱,活泼金属的含氧酸盐,如稀H2SO4、NaOH溶液、Na2SO4溶液: 阳极: 4OH--4e-=2H2O+O2↑阴极: 2H++2e-=H2↑总反应: 2H2O 2H2↑+O2↑, 溶质不变,PH分别减小、增大、不变。 酸、碱、盐的加入增加了溶液导电性,从而加快电解速率(不是起催化作用)。 ⑵电
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