高二化學選修四知識點總結多篇

高中化學選修4知識點分類總結 篇一

（1）極性分子和非極性分子

<1>非極性分子：從整個分子看，分子裏電荷的分佈是對稱的。如：①只由非極性鍵構成的同種元素的雙原子分子：H2、Cl2、N2等；②只由極性鍵構成，空間構型對稱的多原子分子：CO2、CS2、BF3、CH4、CCl4等；③極性鍵非極性鍵都有的：CH2=CH2、CH≡CH。

<2>極性分子：整個分子電荷分佈不對稱。如：①不同元素的雙原子分子如：HCl，HF等。②折線型分子，如H2O、H2S等。③三角錐形分子如NH3等。

（2）共價鍵的極性和分子極性的關係：

兩者研究對象不同，鍵的極性研究的是原子，而分子的極性研究的是分子本身；兩者研究的方向不同，鍵的極性研究的是共用電子對的偏離與偏向，而分子的極性研究的是分子中電荷分佈是否均勻。非極性分子中，可能含有極性鍵，也可能含有非極性鍵，如二氧化碳、甲烷、四氯化碳、三氟化硼等只含有極性鍵，非金屬單質F2、N2、P4、S8等只含有非極性鍵，C2H6、C2H4、C2H2等既含有極性鍵又含有非極性鍵；極性分子中，一定含有極性鍵，可能含有非極性鍵，如HCl、H2S、H2O2等。

（3）分子極性的判斷方法

①單原子分子：分子中不存在化學鍵，故沒有極性分子或非極性分子之說，如He、Ne等。

②雙原子分子：若含極性鍵，就是極性分子，如HCl、HBr等；若含非極性鍵，就是非極性分子，如O2、I2等。

③以極性鍵結合的'多原子分子，主要由分子中各鍵在空間的排列位置決定分子的極性。若分子中的電荷分佈均勻，即排列位置對稱，則爲非極性分子，如BF3、CH4等。若分子中的電荷分佈不均勻，即排列位置不對稱，則爲極性分子，如NH3、SO2等。

④根據ABn的中心原子A的最外層價電子是否全部參與形成了同樣的共價鍵。（或A是否達最高價）

（4）相似相溶原理

①相似相溶原理：極性分子易溶於極性溶劑，非極性分子易溶於非極性溶劑。

②相似相溶原理的適用範圍：“相似相溶”中“相似”指的是分子的極性相似。

③如果存在氫鍵，則溶劑和溶質之間的氫鍵作用力越大，溶解性越好。相反，無氫鍵相互作用的溶質在有氫鍵的水中的溶解度就比較小。

高二化學選修4知識點總結 篇二

電化學如今已形成了合成電化學、量子電化學、半導體電化學、有機導體電化學、光譜電化學、生物電化學等多個分支。下面是由小編整理的高二化學選修4第四章知識點，希望對大家有所幫助。 原電池正、負極的判斷方法： (1)由組成原電池的兩極材料判斷 一般是活潑的金屬爲負極，活潑性較弱的金屬或能導電的非金屬爲正極。 (2)根據電流方向或電子流動方向判斷。 電流由正極流向負極；電子由負極流向正極。 (3)根據原電池裏電解質溶液內離子的流動方向判斷 在原電池的電解質溶液內，陽離子移向正極，陰離子移向負極。 (4)根據原電池兩極發生的變化來判斷 原電池的負極失電子發生氧化反應，其正極得電子發生還原反應。 (5)根據電極質量增重或減少來判斷。 工作後，電極質量增加，說明溶液中的陽離子在電極（正極）放電，電極活動性弱；反之，電極質量減小，說明電極金屬溶解，電極爲負極，活動性強。 (6)根據有無氣泡冒出判斷 電極上有氣泡冒出，是因爲發生了析出H2的電極反應，說明電極爲正極，活動性√本站★√弱。 本節知識樹 原電池中發生了氧化還原反應，把化學能轉化成了電能。 一次電池 (1)普通鋅錳電池 鋅錳電池是最早使用的乾電池。鋅錳電池的電極分別是鋅（負極）和碳棒（正極），內部填充的是糊狀的MnO2和NH4Cl。 (2)鹼性鋅錳電池 用KOH電解質溶液代替NH4Cl作電解質時，無論是電解質還是結構上都有較大變化，電池的比能量和放電電流都能得到顯著的提高。它的電極反應如下： (3)銀鋅電池——鈕釦電池 該電池使用壽命較長，廣泛用於電子錶和電子計算機。其電極分別爲Ag2O和Zn，電解質爲KOH溶液。其電極反應式爲： (4)高能電池——鋰電池 該電池是20世紀70年代研製出的一種高能電池。由於鋰的相對原子質量很小，所以比容量（單位質量電極材料所能轉換的電量）特別大，使用壽命長。

高二化學選修四知識點總結 篇三

水溶液中的電離平衡

一、水溶液

1、水的電離

H2O?H++OH-

水的離子積常數KW=[H+][OH-]，25℃時，KW=1.0×10-14mol2·L-2。溫度升高，有利於水的電離，KW增大。

2、溶液的酸鹼度

室溫下，中性溶液：[H+]=[OH-]=1.0×10-7mol·L-1，pH=7

酸性溶液：[H+]>[OH-]，[ H+]>1.0×10-7mol·L-1，pH<7

鹼性溶液：[H+]<[OH-]，[OH-]>1.0×10-7mol·L-1，pH>7

3、電解質在水溶液中的存在形態

(1)強電解質

強電解質是在稀的水溶液中完全電離的電解質，強電解質在溶液中以離子形式存在，主要包括強酸、強鹼和絕大多數鹽，書寫電離方程式時用“=”表示。

(2)弱電解質

在水溶液中部分電離的電解質，在水溶液中主要以分子形態存在，少部分以離子形態存在，存在電離平衡，主要包括弱酸、弱鹼、水及極少數鹽，書寫電離方程式時用“?”表示。

二、弱電解質的電離及鹽類水解

1、弱電解質的電離平衡。

(1)電離平衡常數

在一定條件下達到電離平衡時，弱電解質電離形成的各種離子濃度的乘積與溶液中未電離的分子濃度之比爲一常數，叫電離平衡常數。

弱酸的電離平衡常數越大，達到電離平衡時，電離出的H+越多。多元弱酸分步電離，且每步電離都有各自的電離平衡常數，以第一步電離爲主。

(2)影響電離平衡的因素，以CH3COOH?CH3COO-+H+爲例。

加水、加冰醋酸，加鹼、升溫，使CH3COOH的電離平衡正向移動，加入CH3COONa固體，加入濃鹽酸，降溫使CH3COOH電離平衡逆向移動。

2、鹽類水解

(1)水解實質

鹽溶於水後電離出的離子與水電離的H+或OH-結合生成弱酸或弱鹼，從而打破水的電離平衡，使水繼續電離，稱爲鹽類水解。

(2)水解類型及規律

①強酸弱鹼鹽水解顯酸性。

NH4Cl+H2O?NH3·H2O+HCl

②強鹼弱酸鹽水解顯鹼性。

CH3COONa+H2O?CH3COOH+NaOH

③強酸強鹼鹽不水解。

④弱酸弱鹼鹽雙水解。

Al2S3+6H2O=2Al(OH)3↓+3H2S↑

(3)水解平衡的移動

加熱、加水可以促進鹽的水解，加入酸或鹼能抑止鹽的水解，另外，弱酸根陰離子與弱鹼陽離子相混合時相互促進水解。

三、離子反應

1、離子反應發生的條件

(1)生成沉澱

既有溶液中的離子直接結合爲沉澱，又有沉澱的轉化。

(2)生成弱電解質

主要是H+與弱酸根生成弱酸，或OH-與弱鹼陽離子生成弱鹼，或H+與OH-生成H2O。

(3)生成氣體

生成弱酸時，很多弱酸能分解生成氣體。

(4)發生氧化還原反應

強氧化性的離子與強還原性離子易發生氧化還原反應，且大多在酸性條件下發生。

2、離子反應能否進行的理論判據

(1)根據焓變與熵變判據

對ΔH-TΔS<0的離子反應，室溫下都能自發進行。

(2)根據平衡常數判據

離子反應的平衡常數很大時，表明反應的趨勢很大。

3、離子反應的應用

(1)判斷溶液中離子能否大量共存

相互間能發生反應的離子不能大量共存，注意題目中的隱含條件。

(2)用於物質的定性檢驗

根據離子的特性反應，主要是沉澱的顏色或氣體的生成，定性檢驗特徵性離子。

(3)用於離子的定量計算

常見的有酸鹼中和滴定法、氧化還原滴定法。

(4)生活中常見的離子反應。

硬水的形成及軟化涉及到的離子反應較多，主要有：

Ca2+、Mg2+的形成。

CaCO3+CO2+H2O=Ca2++2HCO3-

MgCO3+CO2+H2O=Mg2++2HCO3-

加熱煮沸法降低水的硬度：

Ca2++2HCO3-=CaCO3↓+CO2↑+H2O

Mg2++2HCO3-=MgCO3↓+CO2↑+H2O

或加入Na2CO3軟化硬水：

Ca2++CO32-=CaCO3↓，Mg2++CO32-=MgCO3↓

四、沉澱溶解平衡

1、沉澱溶解平衡與溶度積

(1)概念

當固體溶於水時，固體溶於水的速率和離子結合爲固體的速率相等時，固體的溶解與沉澱的生成達到平衡狀態，稱爲沉澱溶解平衡。其平衡常數叫做溶度積常數，簡稱溶度積，用Ksp表示。

PbI2(s)?Pb2+(aq)+2I-(aq)

Ksp=[Pb2+][I-]2=7.1×10-9mol3·L-3

(2)溶度積Ksp的特點

Ksp只與難溶電解質的性質和溫度有關，與沉澱的量無關，且溶液中離子濃度的變化能引起平衡移動，但並不改變溶度積。

Ksp反映了難溶電解質在水中的溶解能力。

2、沉澱溶解平衡的應用

(1)沉澱的溶解與生成

根據濃度商Qc與溶度積Ksp的大小比較，規則如下：

Qc=Ksp時，處於沉澱溶解平衡狀態。

Qc>Ksp時，溶液中的離子結合爲沉澱至平衡。

Qc

(2)沉澱的轉化

根據溶度積的大小，可以將溶度積大的沉澱可轉化爲溶度積更小的沉澱，這叫做沉澱的轉化。沉澱轉化實質爲沉澱溶解平衡的移動。