高中化学选修四第四章知识点总结,菁选2篇【优秀范文】

高中化学选修四第四章知识点总结1　　一、原电池：　　1、概念：化学能转化为电能的装置叫做原电池。　　2、组成条件：　　①两个活泼性不同的电极　　②电解质溶液　　③电极用导线相连并插入电解液构成闭合回下面是小编为大家整理的高中化学选修四第四章知识点总结,菁选2篇【优秀范文】,供大家参考。

高中化学选修四第四章知识点总结1

　　一、原电池：

　　1、概念：化学能转化为电能的装置叫做原电池。

　　2、组成条件：

　　①两个活泼性不同的电极

　　②电解质溶液

　　③电极用导线相连并插入电解液构成闭合回路

　　3、电子流向：

　　外电路：负极——导线——正极

　　内电路：盐桥中阴离子移向负极的电解质溶液，盐桥中阳离子移向正极的电解质溶液。

　　4、电极反应：以锌铜原电池为例：

　　负极：

　　氧化反应：Zn—2e=Zn2+（较活泼金属）

　　正极：

　　还原反应：2H++2e=H2↑（较不活泼金属）

　　总反应式：Zn+2H+=Zn2++H2↑

　　5、正、负极的判断：

　　（1）从电极材料：一般较活泼金属为负极；或金属为负极，非金属为正极。

　　（2）从电子的流动方向负极流入正极

　　（3）从电流方向正极流入负极

　　（4）根据电解质溶液内离子的移动方向阳离子流向正极，阴离子流向负极。

　　（5）根据实验现象

　　①溶解的一极为负极

　　②增重或有气泡一极为正极

　　第二节化学电池

　　1、电池的分类：化学电池、太阳能电池、原子能电池

　　2、化学电池：借助于化学能直接转变为电能的装置

　　3、化学电池的分类：一次电池、二次电池、燃料电池

　　4、常见一次电池：碱性锌锰电池、锌银电池、锂电池等

　　5、二次电池：放电后可以再充电使活性物质获得再生，可以多次重复使用，又叫充电电池或蓄电池。

　　6、二次电池的电极反应：铅蓄电池

　　7、目前已开发出新型蓄电池：银锌电池、镉镍电池、氢镍电池、锂离子电池、聚合物锂离子电池

　　8、燃料电池：是使燃料与氧化剂反应直接产生电流的一种原电池。

　　9、电极反应：一般燃料电池发生的电化学反应的最终产物与燃烧产物相同，可根据燃烧反应写出总的电池反应，但不注明反应的条件。

　　负极发生氧化反应，正极发生还原反应，不过要注意一般电解质溶液要参与电极反应。以氢氧燃料电池为例，铂为正、负极，介质分为酸性、碱性和中性。

　　当电解质溶液呈酸性时：

　　负极：2H2—4e—=4H+

　　正极：O2+4e—4H+=2H2O

　　当电解质溶液呈碱性时：

　　负极：2H2+4OH——4e—=4H2O

　　正极：O2+2H2O+4e—=4OH—

　　另一种燃料电池是用金属铂片插入KOH溶液作电极，又在两极上分别通甲烷（燃料）和氧气（氧化剂）。电极反应式为：

　　负极：CH4+10OH——8e—=CO32—+7H2O；

　　正极：4H2O+2O2+8e—=8OH—。

　　电池总反应式为：CH4+2O2+2KOH=K2CO3+3H2O

　　10、燃料电池的优点：能量转换率高、废弃物少、运行噪音低

　　11、废弃电池的处理：回收利用

高中化学选修四第四章知识点总结2

　　一、酸碱中和滴定：

　　1、中和滴定的原理

　　实质：H++OH—=H2O即酸能提供的H+和碱能提供的"OH—物质的量相等。

　　2、中和滴定的操作过程：

　　（1）①滴定管的刻度，O刻度在上，往下刻度标数越来越大，全部容积大于它的最大刻度值，因为下端有一部分没有刻度。滴定时，所用溶液不得超过最低刻度，不得一次滴定使用两滴定管酸（或碱），也不得中途向滴定管中添加。

　　②滴定管可以读到小数点后一位。

　　（2）药品：标准液；待测液；指示剂。

　　（3）准备过程：

　　准备：检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面。（洗涤：用洗液洗→检漏：滴定管是否漏水→用水洗→用标准液洗（或待测液洗）→装溶液→排气泡→调液面→记数据V（始）

　　（4）试验过程

　　3、酸碱中和滴定的误差分析

　　误差分析：利用n酸c酸V酸=n碱c碱V碱进行分析

　　式中：n——酸或碱中氢原子或氢氧根离子数；

　　c——酸或碱的物质的量浓度；

　　V——酸或碱溶液的体积。当用酸去滴定碱确定碱的浓度时，则：

　　c碱=

　　上述公式在求算浓度时很方便，而在分析误差时起主要作用的是分子上的V酸的变化，因为在滴定过程中c酸为标准酸，其数值在理论上是不变的，若稀释了虽实际值变小，但体现的却是V酸的增大，导致c酸偏高；

　　V碱同样也是一个定值，它是用标准的量器量好后注入锥形瓶中的，当在实际操作中碱液外溅，其实际值减小，但引起变化的却是标准酸用量的减少，即V酸减小，则c碱降低了；对于观察中出现的误差亦同样如此。

　　综上所述，当用标准酸来测定碱的浓度时，c碱的误差与V酸的变化成正比，即当V酸的实测值大于理论值时，c碱偏高，反之偏低。

　　同理，用标准碱来滴定未知浓度的酸时亦然。

　　二、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）

　　1、盐类水解：在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH—结合生成弱电解质的反应。

　　2、水解的实质：水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH—结合，破坏水的电离，是*衡向右移动，促进水的电离。

　　3、盐类水解规律：

　　①有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁强显谁性，两弱都水解，同强显中性。

　　②多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大，碱性更强。（如：Na2CO3>NaHCO3）

　　4、盐类水解的特点：

　　（1）可逆（与中和反应互逆）

　　（2）程度小

　　（3）吸热

　　5、影响盐类水解的外界因素：

　　①温度：温度越高水解程度越大（水解吸热，越热越水解）

　　②浓度：浓度越小，水解程度越大（越稀越水解）

　　③酸碱：促进或抑制盐的水解（H+促进阴离子水解而抑制阳离子水解；OH—促进阳离子水解而抑制阴离子水解）

　　6、酸式盐溶液的酸碱性：

　　①只电离不水解：如HSO4—显酸性

　　②电离程度>水解程度，显酸性（如：HSO3—、H2PO4—）

　　③水解程度>电离程度，显碱性（如：HCO3—、HS—、HPO42—）

　　7、双水解反应：

　　（1）构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应。双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。使得*衡向右移。

　　（2）常见的双水解反应完全的为：Fe3+、Al3+与AlO2—、CO32—（HCO3—）、S2—（HS—）、SO32—（HSO3—）；S2—与NH4+；CO32—（HCO3—）与NH4+其特点是相互水解成沉淀或气体。双水解完全的离子方程式配*依据是两边电荷*衡，如：2Al3++3S2—+6H2O==2Al（OH）3↓+3H2S↑

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