高中化学选修四必备的知识点

 　　你是不是也对选修四的化学内容感到很陌生呢?其实这本书的知识点也挺重要的，我们要将书上的知识点熟悉好。下面是百分网小编为大家整理的高中化学选修四的知识点归纳，希望对大家有用!

　　选修四化学知识重点

　　电解原理的应用

　　1、电解饱和食盐水以制造烧碱、氯气和氢气

　　(1)电镀应用电解原理在某些金属表面镀上一薄层其他金属或合金的方法

　　(2)电极、电解质溶液的选择：

 　　阳极：镀层金属，失去电子，成为离子进入溶液，M— ne— == Mn+

 　　阴极：待镀金属(镀件)：溶液中的金属离子得到电子，成为金属原子，附着在金属表面Mn++ ne—== M

　　电解质溶液：含有镀层金属离子的溶液做电镀液

　　镀铜反应原理：

　　阳极(纯铜)：Cu-2e-=Cu2+

　　阴极(镀件)：Cu2++2e-=Cu

　　电解液：可溶性铜盐溶液，如CuSO4溶液

　　(3)电镀应用之一：铜的精炼

　　阳极：粗铜;

　　阴极：纯铜;

　　电解质溶液：硫酸铜

　　3、电冶金

 　　(1)电冶金：使矿石中的金属阳离子获得电子，从它们的化合物中还原出来用于冶炼活泼金属，如钠、镁、钙、铝

　　(2)电解氯化钠：

　　通电前，氯化钠高温下熔融：NaCl == Na + + Cl—

　　通直流电后：阳极：2Na+ + 2e— == 2Na

　　阴极：2Cl— — 2e— == Cl2↑

　　规律总结：原电池、电解池、电镀池的判断规律

　　(1)若无外接电源，又具备组成原电池的三个条件。

　　①有活泼性不同的两个电极;

　　②两极用导线互相连接成直接插入连通的电解质溶液里;

 　　③较活泼金属与电解质溶液能发生氧化还原反应(有时是与水电离产生的H+作用)，只要同时具备这三个条件即为原电池。

 　　(2)若有外接电源，两极插入电解质溶液中，则可能是电解池或电镀池;当阴极为金属，阳极亦为金属且与电解质溶液中的金属离子属同种元素时，则为电镀池。

 　　(3)若多个单池相互串联，又有外接电源时，则与电源相连接的装置为电解池成电镀池。若无外接电源时，先选较活泼金属电极为原电池的负极(电子输出极)，有关装置为原电池，其余为电镀池或电解池。

　　原电池，电解池，电镀池的比较：

类别 性质	原电池	电解池	电镀池
定义 （装置特点）	将化学能转变成电能的装置	将电能转变成化学能的装置	应用电解原理在某些金属表面镀上一侧层其他金属
反应特征	自发反应	非自发反应	非自发反应
装置特征	无电源，两级材料不同	有电源，两级材料可同可不同	有电源
形成条件	活动性不同的两极 电解质溶液 形成闭合回路	两电极连接直流电源 两电极插入电解质溶液 形成闭合回路	1、镀层金属接电源正极，待镀金属接负极； 2、电镀液必须含有镀层金属的离子
电极名称	负极：较活泼金属 正极：较不活泼金属（能导电非金属）	阳极：与电源正极相连   阴极：与电源负极相连	名称同电解，但有限制条件 阳极：必须是镀层金属 阴极：镀件
电极反应	负极：氧化反应，金属失去电子 正极：还原反应，溶液中的阳离子的电子或者氧气得电子（吸氧腐蚀）	阳极：氧化反应，溶液中的阴离子失去电子，或电极金属失电子 阴极：还原反应，溶液中的阳离子得到电子	阳极：金属电极失去电子   阴极：电镀液中阳离子得到电子
电子流向	负极→正极	电源负极→阴极 电源正极→阳极	同电解池
溶液中带电粒子的移动	阳离子向正极移动 阴离子向负极移动	阳离子向阴极移动 阴离子向阳极移动	同电解池
联系	在两极上都发生氧化反应和还原反应

　　原电池与电解池的极的得失电子联系图：

　　阳极失e-

　　正极得e-

　　负极失e-

　　阴极得e-

　　高中化学选修四基础知识点

　　一、金属的电化学腐蚀

　　(1)金属腐蚀内容：

　　(2)金属腐蚀的本质：都是金属原子失去电子而被氧化的过程

	电化腐蚀	         化学腐蚀
条件	不纯金属或合金与电解质溶液接触	金属与非电解质直接接触
现象	有微弱的电流产生	无电流产生
本质	较活泼的金属被氧化的过程	      金属被氧化的过程
关系	化学腐蚀与电化腐蚀往往同时发生，但电化腐蚀更加普遍，危害更严重

　　(3)电化学腐蚀的分类：

　　析氢腐蚀——腐蚀过程中不断有氢气放出

　　①条件：潮湿空气中形成的水膜,酸性较强(水膜中溶解有CO2、SO2、H2S等气体)

　　②电极反应：

　　负极: Fe – 2e- = Fe2+

　　正极: 2H+ + 2e- = H2↑

　　总式：Fe + 2H+ = Fe2+ + H2↑

　　吸氧腐蚀——反应过程吸收氧气

　　①条件：中性或弱酸性溶液

　　②电极反应：

　　负极: 2Fe – 4e- = 2Fe2+

　　正极: O2+4e- +2H2O = 4OH-

　　总式：2Fe + O2 +2H2O =2 Fe(OH)2

　　离子方程式：Fe2+ + 2OH- = Fe(OH)2

 　　生成的 Fe(OH)2被空气中的O2氧化，生成 Fe(OH)3，Fe(OH)2 + O2+ 2H2O==4Fe(OH)3

　　Fe(OH)3脱去一部分水就生成Fe2O3·x H2O(铁锈主要成分)

　　规律总结：

　　金属腐蚀快慢的规律：在同一电解质溶液中，金属腐蚀的快慢规律如下：

　　电解原理引起的腐蚀>原电池原理引起的腐蚀>化学腐蚀>有防腐措施的腐蚀

　　防腐措施由好到坏的顺序如下：

 　　外接电源的阴极保护法>牺牲负极的'正极保护法>有一般防腐条件的腐蚀>无防腐条件的腐蚀

　　高中化学考点知识点

　　物理性质

 　　1、有色气体：F2(淡黄绿色)、Cl2(黄绿色)、Br2(g)(红棕色)、I2(g)(紫红色)、NO2(红棕色)、O3(淡蓝色)，其余均为无色气体。其它物质的颜色见会考手册的颜色表。

 　　2、有刺激性气味的气体：HF、HCl、HBr、HI、NH3、SO2、NO2、F2、Cl2、Br2(g);有臭鸡蛋气味的气体：H2S。

　　3、熔沸点、状态：

　　① 同族金属从上到下熔沸点减小，同族非金属从上到下熔沸点增大。

　　② 同族非金属元素的氢化物熔沸点从上到下增大，含氢键的NH3、H2O、HF反常。

　　③ 常温下呈气态的有机物：碳原子数小于等于4的烃、一氯甲烷、甲醛。

　　④ 熔沸点比较规律：原子晶体>离子晶体>分子晶体，金属晶体不一定。

　　⑤ 原子晶体熔化只破坏共价键，离子晶体熔化只破坏离子键，分子晶体熔化只破坏分子间作用力。

 　　⑥ 常温下呈液态的单质有Br2、Hg;呈气态的单质有H2、O2、O3、N2、F2、Cl2;常温呈液态的无机化合物主要有H2O、H2O2、硫酸、硝酸。

　　⑦ 同类有机物一般碳原子数越大，熔沸点越高，支链越多，熔沸点越低。

　　同分异构体之间：正>异>新，邻>间>对。

 　　⑧ 比较熔沸点注意常温下状态，固态>液态>气态。如：白磷>二硫化碳>干冰。

 　　⑨ 易升华的物质：碘的单质、干冰，还有红磷也能升华(隔绝空气情况下)，但冷却后变成白磷，氯化铝也可;三氯化铁在100度左右即可升华。

　　⑩ 易液化的气体：NH3、Cl2 ，NH3可用作致冷剂。

　　4、溶解性

 　　① 常见气体溶解性由大到小：NH3、HCl、SO2、H2S、Cl2、CO2。极易溶于水在空气中易形成白雾的气体，能做喷泉实验的气体：NH3、HF、HCl、HBr、HI;能溶于水的气体：CO2、SO2、Cl2、Br2(g)、H2S、NO2。极易溶于水的气体尾气吸收时要用防倒吸装置。

　　② 溶于水的有机物：低级醇、醛、酸、葡萄糖、果糖、蔗糖、淀粉、氨基酸。苯酚微溶。

　　③ 卤素单质在有机溶剂中比水中溶解度大。

　　④ 硫与白磷皆易溶于二硫化碳。

　　⑤ 苯酚微溶于水(大于65℃易溶)，易溶于酒精等有机溶剂。

　　⑥ 硫酸盐三种不溶(钙银钡)，氯化物一种不溶(银)，碳酸盐只溶钾钠铵。

 　　⑦ 固体溶解度大多数随温度升高而增大，少数受温度影响不大(如NaCl)，极少数随温度升高而变小[如Ca(OH)2]。 气体溶解度随温度升高而变小，随压强增大而变大。

　　5、密度

　　① 同族元素单质一般密度从上到下增大。

　　② 气体密度大小由相对分子质量大小决定。

 　　③ 含C、H、O的有机物一般密度小于水(苯酚大于水)，含溴、碘、硝基、多个氯的有机物密度大于水。

　　④ 钠的密度小于水，大于酒精、苯。

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