關于高中化學選修4知識點歸納總結

　　總結是對某一階段的工作、學習或思想中的經(jīng)驗或情況進行分析研究的書面材料，通過它可以全面地、系統(tǒng)地了解以往的學習和工作情況，是時候寫一份總結了。你想知道總結怎么寫嗎？下面是小編整理的高中化學選修4知識點歸納總結，歡迎大家分享。

　　高中化學選修4知識點歸納總結1

　　化學守恒

　　守恒是化學反應過程中所遵循的基本原則，在水溶液中的化學反應，會存在多種守恒關系，如電荷守恒、物料守恒、質子守恒等。

　　1.電荷守恒關系：

　　電荷守恒是指電解質溶液中，無論存在多少種離子，電解質溶液必須保持電中性，即溶液中陽離子所帶的正電荷總數(shù)與陰離子所帶的負電荷總數(shù)相等，用離子濃度代替電荷濃度可列等式。常用于溶液中離子濃度大小的比較或計算某離子的濃度等，例如：

　　①在NaHCO3溶液中：c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+2c(CO32-)+c(HCO3-);

　�、谠�(NH4)2SO4溶液中：c(NH4+)+c(H+)=c(OH-)+c(SO42—)。

　　2.物料守恒關系：

　　物料守恒也就是元素守恒，電解質溶液中由于電離或水解因素，離子會發(fā)生變化變成其它離子或分子等，但離子或分子中某種特定元素的原子的總數(shù)是不會改變的。

　　可從加入電解質的化學式角度分析，各元素的原子存在守恒關系，要同時考慮鹽本身的電離、鹽的水解及離子配比關系。例如：

　�、僭贜aHCO3溶液中：c(Na+)=c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3);

　　②在NH4Cl溶液中：c(Cl-)=c(NH4+)+c(NH3·H2O)。

　　3.質子守恒關系：

　　酸堿反應達到平衡時，酸(含廣義酸)失去質子(H+)的總數(shù)等于堿(或廣義堿)得到的質子(H+)總數(shù)，這種得失質子(H+)數(shù)相等的關系就稱為質子守恒。

　　在鹽溶液中，溶劑水也發(fā)生電離：H2OH++OH-，從水分子角度分析：H2O電離出來的H+總數(shù)與H2O電離出來的OH—總數(shù)相等(這里包括已被其它離子結合的部分)，可由電荷守恒和物料守恒推導，例如：

　�、僭贜aHCO3溶液中：c(OH-)=c(H+)+c(CO32-)+c(H2CO3);

　�、谠贜H4Cl溶液中：c(H+)=c(OH-)+c(NH3·H2O)。

　　綜上所述，化學守恒的觀念是分析溶液中存在的微粒關系的重要觀念，也是解決溶液中微粒濃度關系問題的重要依據(jù)。

　　高中化學選修4知識點歸納總結2

　　電解的原理

　　(1)電解的概念：

　　在直流電作用下,電解質在兩上電極上分別發(fā)生氧化反應和還原反應的過程叫做電解.電能轉化為化學能的裝置叫做電解池.

　　(2)電極反應：以電解熔融的NaCl為例：

　　陽極：與電源正極相連的電極稱為陽極,陽極發(fā)生氧化反應：2Cl-→Cl2↑+2e-.

　　陰極：與電源負極相連的電極稱為陰極,陰極發(fā)生還原反應：Na++e-→Na.

　　總方程式：2NaCl(熔)2Na+Cl2↑

　　2、電解原理的應用

　　(1)電解食鹽水制備燒堿、氯氣和氫氣.

　　陽極：2Cl-→Cl2+2e-

　　陰極：2H++e-→H2↑

　　總反應：2NaCl+2H2O2NaOH+H2↑+Cl2↑

　　(2)銅的電解精煉.

　　粗銅(含Zn、Ni、Fe、Ag、Au、Pt)為陽極,精銅為陰極,CuSO4溶液為電解質溶液.

　　陽極反應：Cu→Cu2++2e-,還發(fā)生幾個副反應

　　Zn→Zn2++2e-;Ni→Ni2++2e-

　　Fe→Fe2++2e-

　　Au、Ag、Pt等不反應,沉積在電解池底部形成陽極泥.

　　陰極反應：Cu2++2e-→Cu

　　(3)電鍍：以鐵表面鍍銅為例

　　待鍍金屬Fe為陰極,鍍層金屬Cu為陽極,CuSO4溶液為電解質溶液.

　　陽極反應：Cu→Cu2++2e-

　　陰極反應：Cu2++2e-→Cu

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　　離子反應

　　離子反應就是從溶液中離子相互作用的角度去認識化學反應的本質，明確化學反應的機理。

　　1.離子反應的實質

　　離子反應的實質是指反應物的某些離子濃度的減小。從本質上說，如果反應物的某些離子間能反應生成新物質而使溶液中的這些離子濃度減小，就會發(fā)生離子反應。

　　2.離子反應發(fā)生的條件

　　研究離子反應發(fā)生的條件，實質上就是研究在什么條件下可以使反應物的某些離子濃度減小�？偲饋碇v，具備下列條件之一就可以使反應物的某些離子濃度降低。

　�、偕�成難溶的物質：

　　生成難溶的物質可以使某些離子濃度減小，因此離子反應能夠發(fā)生。例如：向NaCl溶液中滴入硝酸酸化的AgNO3溶液，發(fā)生下列反應：Ag++Cl-===AgCl↓(可溶→難溶，使Cl—濃度降低)。

　�、谏�成難電離的物質：

　　生成難電離的物質(如更弱的酸、更弱的堿或生成水等)可以降低某些離子的濃度，故能發(fā)生離子反應。例如：鹽酸和燒堿中和反應：H++OH-==H2O生成難電離的水。

　�、凵�成揮發(fā)性的物質：

　　若離子間能結合而生成氣體，則可以降低某些離子的濃度，離子反應也就能夠發(fā)生。一般來說判斷依據(jù)是生成不穩(wěn)定的酸(H2CO3、H2SO3等)、生成不穩(wěn)定的堿(如NH3·H2O)和生成揮發(fā)性的酸(如H2S)等。

　�、馨l(fā)生氧化還原反應：一般來說強氧化性的物質與強還原性的物質，在合適的.酸堿性溶液中，可發(fā)生氧化還原反應，例如NO3—、H+與Fe2+等。

　　3.離子方程式的意義

　　離子方程式不僅表示某些物質的某一具體反應，而且還表示了所有同一類型物質間的某一類反應，并且更能反映這類反應的本質，更具有典型代表性和概括性。例如：離子方程式H++OH—===H2O不僅表示鹽酸與燒堿溶液的中和反應，而且還可以表示所有強酸與強堿發(fā)生中和反應生成可溶性鹽和水的一類反應。

　　高中化學選修4知識點歸納總結4

　　1、物質之間可以發(fā)生各種各樣的化學變化，依據(jù)一定的標準可以對化學變化進行分類。

　　(1)根據(jù)反應物和生成物的類別以及反應前后物質種類的多少可以分為：

　　A、化合反應(A+B=AB)B、分解反應(AB=A+B)

　　C、置換反應(A+BC=AC+B)

　　D、復分解反應(AB+CD=AD+CB)

　　(2)根據(jù)反應中是否有離子參加可將反應分為：

　　A、離子反應：有離子參加的一類反應。主要包括復分解反應和有離子參加的氧化還原反應。

　　B、分子反應(非離子反應)

　　(3)根據(jù)反應中是否有電子轉移可將反應分為：

　　A、氧化還原反應：反應中有電子轉移(得失或偏移)的反應

　　實質：有電子轉移(得失或偏移)

　　特征：反應前后元素的化合價有變化

　　B、非氧化還原反應

　　2、離子反應

　　(1)、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。酸、堿、鹽都是電解質。在水溶液中或熔化狀態(tài)下都不能導電的化合物，叫非電解質。

　　注意：

　　①電解質、非電解質都是化合物，不同之處是在水溶液中或融化狀態(tài)下能否導電。

　�、陔娊赓|的導電是有條件的：電解質必須在水溶液中或熔化狀態(tài)下才能導電。

　�、勰軐щ姷奈镔|并不全部是電解質：如銅、鋁、石墨等。④非金屬氧化物(SO2、SO3、CO2)、大部分的有機物為非電解質。

　　(2)、離子方程式：用實際參加反應的離子符號來表示反應的式子。它不僅表示一個具體的化學反應，而且表示同一類型的離子反應。

　　復分解反應這類離子反應發(fā)生的條件是：生成沉淀、氣體或水。書寫方法：

　　寫：寫出反應的化學方程式

　　拆：把易溶于水、易電離的物質拆寫成離子形式

　　刪：將不參加反應的離子從方程式兩端刪去

　　查：查方程式兩端原子個數(shù)和電荷數(shù)是否相等

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　　離子共存問題

　　所謂離子在同一溶液中能大量共存，就是指離子之間不發(fā)生任何反應;若離子之間能發(fā)生反應，則不能大量共存。

　　A、結合生成難溶物質的離子不能大量共存:如Ba2+和SO42-、Ag+和Cl-、Ca2+和CO32-、Mg2+和OH-等

　　B、結合生成氣體或易揮發(fā)性物質的離子不能大量共存：如H+和C O 32-,HCO3-,SO32-，OH-和NH4+等

　　C、結合生成難電離物質(水)的離子不能大量共存：如H+和OH-、CH3COO-，OH-和HCO3-等。

　　D、發(fā)生氧化還原反應、水解反應的離子不能大量共存(待學)

　　注意：題干中的條件：如無色溶液應排除有色離子：Fe2+、Fe3+、Cu2+、MnO4-等離子，酸性(或堿性)則應考慮所給離子組外，還有大量的H+(或OH-)。

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