高中化學選修4知識點總結(jié)[優(yōu)選4篇]

　　總結(jié)是指對某一階段的工作、學習或思想中的經(jīng)驗或情況進行分析研究，做出帶有規(guī)律性結(jié)論的書面材料，它能夠給人努力工作的動力，讓我們來為自己寫一份總結(jié)吧。那么你真的懂得怎么寫總結(jié)嗎？下面是小編為大家整理的高中化學選修4知識點總結(jié)，僅供參考，大家一起來看看吧。

高中化學選修4知識點總結(jié)1

　　1.原電池的工作原理及應用

　　1.概念和反應本質(zhì)

　　原電池是把化學能轉(zhuǎn)化為電能的裝置，其反應本質(zhì)是氧化還原反應。

　　2.原電池的構(gòu)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(zhì)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(zhì)溶液；②兩電極直接或間接接觸；③兩電極插入電解質(zhì)溶液中。

　　3.工作原理

　　以鋅銅原電池為例

　　(1)反應原理

　　電極名稱

　　負極

　　正極

　　電極材料

　　鋅片

　　銅片

　　電極反應

　　Zn－2e－===Zn2＋

　　Cu2＋＋2e－===Cu

　　反應類型

　　氧化反應

　　還原反應

　　電子流向

　　由Zn片沿導線流向Cu片

　　鹽橋中離子移向

　　鹽橋含飽和KCl溶液，K＋移向正極，Cl－移向負極

　　(2)鹽橋的組成和作用

　�、冫}橋中裝有飽和的KCl、KNO3等溶液和瓊膠制成的膠凍。

　�、邴}橋的作用：a.連接內(nèi)電路，形成閉合回路；b.平衡電荷，使原電池不斷產(chǎn)生電流。

　　2.電解的原理

　　1.電解和電解池

　　(1)電解：在電流作用下，電解質(zhì)在兩個電極上分別發(fā)生氧化反應和還原反應的過程。

　　(2)電解池：電能轉(zhuǎn)化為化學能的裝置。

　　(3)電解池的構(gòu)成

　　①有與電源相連的'兩個電極。

　�、陔娊赓|(zhì)溶液(或熔融電解質(zhì))。

　�、坌纬砷]合回路。

　　2.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

　�、匐娮樱簭碾娫簇摌O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。

　�、陔x子：陽離子移向電解池的陰極，陰離子移向電解池的陽極。

　　3.陰陽兩極上放電順序

　　(1)陰極：(與電極材料無關(guān))。氧化性強的先放電，放電順序：

　　(2)陽極：若是活性電極作陽極，則活性電極首先失電子，發(fā)生氧化反應。

　　若是惰性電極作陽極，放電順序為

　　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。

　�、俜烹姇r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。

　�、诔潆姇r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。

　　種類

　　酸性

　　堿性

　　負極反應式

　　2H2－4e－===4H＋

　　2H2＋4OH－－4e－===4H2O

　　正極反應式

　　O2＋4e－＋4H＋===2H2O

　　O2＋2H2O＋4e－===4OH－

　　電池總反應式

　　2H2＋O2===2H2O

　　備注

　　燃料電池的電極不參與反應，有很強的催化活性，起導電作用

　　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)氯堿工業(yè)生產(chǎn)流程圖

　　2.電鍍

　　下圖為金屬表面鍍銀的工作示意圖，據(jù)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(zhì)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(zhì)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。

　　5.金屬的腐蝕與防護

　　1.金屬腐蝕的本質(zhì)

　　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

　　類型

　　化學腐蝕

　　電化學腐蝕

　　條件

　　金屬跟非金屬單質(zhì)直接接觸

　　不純金屬或合金跟電解質(zhì)溶液接觸

　　現(xiàn)象

　　無電流產(chǎn)生

　　有微弱電流產(chǎn)生

　　本質(zhì)

　　金屬被氧化

　　較活潑金屬被氧化

　　聯(lián)系

　　兩者往往同時發(fā)生，電化學腐蝕更普遍

　　(2)析氫腐蝕與吸氧腐蝕

　　以鋼鐵的腐蝕為例進行分析：

　　類型

　　析氫腐蝕

　　吸氧腐蝕

　　條件

　　水膜酸性較強(pH≤4.3)

　　水膜酸性很弱或呈中性

　　電極反應

　　負極

　　Fe－2e－===Fe2＋

　　正極

　　2H＋＋2e－===H2↑

　　O2＋2H2O＋4e－===4OH－

　　總反應式

　　Fe＋2H＋===Fe2＋＋H2↑

　　2Fe＋O2＋2H2O===2Fe(OH)2

　　聯(lián)系

　　吸氧腐蝕更普遍

　　3.金屬的防護

　　(1)電化學防護

　�、贍奚�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(shè)備。

　�、谕饧与娏鞯年帢O保護法—電解原理

　　a.陰極：被保護的金屬設(shè)備；

　　b.陽極：惰性金屬或石墨。

　　(2)改變金屬的內(nèi)部結(jié)構(gòu)，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。

高中化學選修4知識點總結(jié)2

　　1.根據(jù)熱化學方程式計算

　　反應熱與反應物各物質(zhì)的物質(zhì)的量成正比。

　　2.根據(jù)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(jù)鍵能計算

　　ΔH=反應物的鍵能總和-生成物的.鍵能總和。

　　4.根據(jù)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(guān)，而與反應的途徑無關(guān)。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：

　�、偕w斯定律的主要用途是用已知反應的反應熱來推知相關(guān)反應的反應熱。

　�、跓峄瘜W方程式之間的“+”“-”等數(shù)學運算，對應ΔH也進行“+”“-”等數(shù)學計算。

　　5.根據(jù)物質(zhì)燃燒放熱數(shù)值計算：Q(放)=n(可燃物)×|ΔH|。

高中化學選修4知識點總結(jié)3

　　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7

　　6、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。

高中化學選修4知識點總結(jié)4

　　1、中和滴定的原理

　　實質(zhì)：H++OH—=H2O即酸能提供的H+和堿能提供的OH-物質(zhì)的量相等。

　　2、中和滴定的操作過程：

　　(1)儀②滴定管的刻度，O刻度在上，往下刻度標數(shù)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(shù)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(diào)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(diào)液面→記數(shù)據(jù)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(shù)；c——酸或堿的物質(zhì)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(shù)值在理論上是不變的，若稀釋了雖實際值變小，但體現(xiàn)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(xiàn)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。

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