有智慧沒(méi)知識(shí)容易陷入空想，一事無(wú)成。有知識(shí)沒(méi)智慧，就不要埋怨被人當(dāng)做工具使用，用畢即棄。要善用智慧來(lái)運(yùn)用知識(shí)，以求合理的表現(xiàn)。下面小編給大家分享一些高中化學(xué)選修四的知識(shí)，希望能夠幫助大家，歡迎閱讀!

高中化學(xué)選修四的知識(shí)1

化學(xué)反應(yīng)速率和化學(xué)平衡

一、化學(xué)反應(yīng)速率

1.化學(xué)反應(yīng)速率(v)

⑴ 定義：用來(lái)衡量化學(xué)反應(yīng)的快慢，單位時(shí)間內(nèi)反應(yīng)物或生成物的物質(zhì)的量的變化

⑵ 表示方法：?jiǎn)挝粫r(shí)間內(nèi)反應(yīng)濃度的減少或生成物濃度的增加來(lái)表示

⑶ 計(jì)算公式：v=Δc/Δt(υ：平均速率，Δc：濃度變化，Δt：時(shí)間)單位：mol/(L·s)

⑷ 影響因素：

① 決定因素(內(nèi)因)：反應(yīng)物的性質(zhì)(決定因素)

② 條件因素(外因)：反應(yīng)所處的條件

注意：

(1)參加反應(yīng)的物質(zhì)為固體和液體，由于壓強(qiáng)的變化對(duì)濃度幾乎無(wú)影響，可以認(rèn)為反應(yīng)速率不變。

(2)惰性氣體對(duì)于速率的影響

①恒溫恒容時(shí)：充入惰性氣體→總壓增大，但是各分壓不變，各物質(zhì)濃度不變→反應(yīng)速率不變

②恒溫恒體時(shí)：充入惰性氣體→體積增大→各反應(yīng)物濃度減小→反應(yīng)速率減慢

二、化學(xué)平衡

(一)1.定義：

化學(xué)平衡狀態(tài)：一定條件下，當(dāng)一個(gè)可逆反應(yīng)進(jìn)行到正逆反應(yīng)速率相等時(shí)，更組成成分濃度不再改變，達(dá)到表面上靜止的一種“平衡”，這就是這個(gè)反應(yīng)所能達(dá)到的限度即化學(xué)平衡狀態(tài)。

2、化學(xué)平衡的特征

逆(研究前提是可逆反應(yīng))

等(同一物質(zhì)的正逆反應(yīng)速率相等)

動(dòng)(動(dòng)態(tài)平衡)

定(各物質(zhì)的濃度與質(zhì)量分?jǐn)?shù)恒定)

變(條件改變，平衡發(fā)生變化)

3、判斷平衡的依據(jù)

(二)影響化學(xué)平衡移動(dòng)的因素

1. 濃度對(duì)化學(xué)平衡移動(dòng)的影響

(1)影響規(guī)律：在其他條件不變的情況下，增大反應(yīng)物的濃度或減少生成物的濃度，都可以使平衡向正方向移動(dòng);增大生成物的濃度或減小反應(yīng)物的濃度，都可以使平衡向逆方向移動(dòng)

(2)增加固體或純液體的量，由于濃度不變，所以平衡不移動(dòng)

(3)在溶液中進(jìn)行的反應(yīng)，如果稀釋溶液，反應(yīng)物濃度減小，生成物濃度也減小， V正減小，V逆也減小，但是減小的程度不同，總的結(jié)果是化學(xué)平衡向反應(yīng)方程式中化學(xué)計(jì)量數(shù)之和大的方向移動(dòng)。

2、溫度對(duì)化學(xué)平衡移動(dòng)的影響

影響規(guī)律：在其他條件不變的情況下，溫度升高會(huì)使化學(xué)平衡向著吸熱反應(yīng)方向移動(dòng)，溫度降低會(huì)使化學(xué)平衡向著放熱反應(yīng)方向移動(dòng)。

3、壓強(qiáng)對(duì)化學(xué)平衡移動(dòng)的影響

影響規(guī)律：其他條件不變時(shí)，增大壓強(qiáng)，會(huì)使平衡向著體積縮小方向移動(dòng);減小壓強(qiáng)，會(huì)使平衡向著體積增大方向移動(dòng)。

注意：

(1)改變壓強(qiáng)不能使無(wú)氣態(tài)物質(zhì)存在的化學(xué)平衡發(fā)生移動(dòng)

(2)氣體減壓或增壓與溶液稀釋或濃縮的化學(xué)平衡移動(dòng)規(guī)律相似

4.催化劑對(duì)化學(xué)平衡的影響：由于使用催化劑對(duì)正反應(yīng)速率和逆反應(yīng)速率影響的程度是等同的，所以平衡不移動(dòng)。但是使用催化劑可以影響可逆反應(yīng)達(dá)到平衡所需的時(shí)間。

5.勒夏特列原理(平衡移動(dòng)原理)：如果改變影響平衡的條件之一(如溫度，壓強(qiáng)，濃度)，平衡向著能夠減弱這種改變的方向移動(dòng)。

三、化學(xué)平衡常數(shù)

(一)定義：在一定溫度下，當(dāng)一個(gè)反應(yīng)達(dá)到化學(xué)平衡時(shí)，生成物濃度冪之積與反應(yīng)物濃度冪之積的比值是一個(gè)常數(shù)比值。符號(hào)：K

(二)使用化學(xué)平衡常數(shù)K應(yīng)注意的問(wèn)題：

1、表達(dá)式中各物質(zhì)的濃度是變化的濃度，不是起始濃度也不是物質(zhì)的量。

2、K只與溫度(T)有關(guān)，與反應(yīng)物或生成物的濃度無(wú)關(guān)。

3、反應(yīng)物或生產(chǎn)物中有固體或純液體存在時(shí)，由于其濃度是固定不變的，可以看做是“1”而不代入公式。

4、稀溶液中進(jìn)行的反應(yīng)，如有水參加，水的濃度不必寫(xiě)在平衡關(guān)系式中。

(三)化學(xué)平衡常數(shù)K的應(yīng)用：

1、化學(xué)平衡常數(shù)值的大小是可逆反應(yīng)進(jìn)行程度的標(biāo)志。K值越大，說(shuō)明平衡時(shí)生成物的濃度越大，它的正向反應(yīng)進(jìn)行的程度越大，即該反應(yīng)進(jìn)行得越完全，反應(yīng)物轉(zhuǎn)化率越高。反之，則相反。一般地，K>105時(shí)，該反應(yīng)就進(jìn)行得基本完全了。

2、可以利用K值做標(biāo)準(zhǔn)，判斷正在進(jìn)行的可逆反應(yīng)是否平衡及不平衡時(shí)向何方進(jìn)行建立平衡。(Q：濃度積)

Q〈K:反應(yīng)向正反應(yīng)方向進(jìn)行;

Q=K:反應(yīng)處于平衡狀態(tài) ;

Q〉K:反應(yīng)向逆反應(yīng)方向進(jìn)行

3、利用K值可判斷反應(yīng)的熱效應(yīng)

若溫度升高，K值增大，則正反應(yīng)為吸熱反應(yīng)

若溫度升高，K值減小，則正反應(yīng)為放熱反應(yīng)

四、等效平衡

1、概念：在一定條件下(定溫、定容或定溫、定壓)，只是起始加入情況不同的同一可逆反應(yīng)達(dá)到平衡后，任何相同組分的百分含量均相同，這樣的化學(xué)平衡互稱為等效平衡。

2、分類

(1)定溫，定容條件下的等效平衡

第一類：對(duì)于反應(yīng)前后氣體分子數(shù)改變的可逆反應(yīng)：必須要保證化學(xué)計(jì)量數(shù)之比與原來(lái)相同;同時(shí)必須保證平衡式左右兩邊同一邊的物質(zhì)的量與原來(lái)相同。

第二類：對(duì)于反應(yīng)前后氣體分子數(shù)不變的可逆反應(yīng)：只要反應(yīng)物的物質(zhì)的量的比例與原來(lái)相同即可視為二者等效。

(2)定溫，定壓的等效平衡

只要保證可逆反應(yīng)化學(xué)計(jì)量數(shù)之比相同即可視為等效平衡。

五、化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行的方向

1、反應(yīng)熵變與反應(yīng)方向：

(1)熵:物質(zhì)的一個(gè)狀態(tài)函數(shù)，用來(lái)描述體系的混亂度，符號(hào)為S. 單位：J?mol-1?K-1

(2)體系趨向于有序轉(zhuǎn)變?yōu)闊o(wú)序，導(dǎo)致體系的熵增加，這叫做熵增加原理，也是反應(yīng)方向判斷的依據(jù)。

(3)同一物質(zhì)，在氣態(tài)時(shí)熵值最大，液態(tài)時(shí)次之，固態(tài)時(shí)最小。即

S(g)〉S(l)〉S(s)

2、反應(yīng)方向判斷依據(jù)

在溫度、壓強(qiáng)一定的條件下，化學(xué)反應(yīng)的判讀依據(jù)為：

ΔH-TΔS〈0 反應(yīng)能自發(fā)進(jìn)行

ΔH-TΔS=0 反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)

ΔH-TΔS〉0 反應(yīng)不能自發(fā)進(jìn)行

注意：

(1)ΔH為負(fù)，ΔS為正時(shí)，任何溫度反應(yīng)都能自發(fā)進(jìn)行

(2)ΔH為正，ΔS為負(fù)時(shí)，任何溫度反應(yīng)都不能自發(fā)進(jìn)行

高中化學(xué)選修四的知識(shí)2

化學(xué)反應(yīng)與能量

一、焓變、反應(yīng)熱

1.反應(yīng)熱：一定條件下，一定物質(zhì)的量的反應(yīng)物之間完全反應(yīng)所放出或吸收的熱量

2.焓變(ΔH)的意義：在恒壓條件下進(jìn)行的化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)

(1)符號(hào)：△H

(2)單位：kJ/mol

3.產(chǎn)生原因：

化學(xué)鍵斷裂——吸熱

化學(xué)鍵形成——放熱

放出熱量的化學(xué)反應(yīng)。(放熱>吸熱) △H 為“-”或△H <0

吸收熱量的化學(xué)反應(yīng)。(吸熱>放熱)△H 為“+”或△H >0

常見(jiàn)的放熱反應(yīng)：

①所有的燃燒反應(yīng)

②酸堿中和反應(yīng)

③大多數(shù)的化合反應(yīng)

④金屬與酸的反應(yīng)

⑤生石灰和水反應(yīng)

⑥濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等

常見(jiàn)的吸熱反應(yīng)：

① 晶體Ba(OH)2·8H2O與NH4Cl

② 大多數(shù)的分解反應(yīng)

③ 以H2、CO、C為還原劑的氧化還原反應(yīng)

④銨鹽溶解等

二、熱化學(xué)方程式

書(shū)寫(xiě)化學(xué)方程式注意要點(diǎn):

①熱化學(xué)方程式必須標(biāo)出能量變化。

②熱化學(xué)方程式中必須標(biāo)明反應(yīng)物和生成物的聚集狀態(tài)(g,l,s分別表示固態(tài)，液態(tài)，氣態(tài)，水溶液中溶質(zhì)用aq表示)

③熱化學(xué)反應(yīng)方程式要指明反應(yīng)時(shí)的溫度和壓強(qiáng)。

④熱化學(xué)方程式中的化學(xué)計(jì)量數(shù)可以是整數(shù)，也可以是分?jǐn)?shù)

⑤各物質(zhì)系數(shù)加倍，△H加倍;反應(yīng)逆向進(jìn)行，△H改變符號(hào)，數(shù)值不變

三、燃燒熱

1.概念：25 ℃，101 kPa時(shí)，1 mol純物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定的化合物時(shí)所放出的熱量。燃燒熱的單位用kJ/mol表示。

注意以下幾點(diǎn)：

①研究條件：101 kPa

②反應(yīng)程度：完全燃燒，產(chǎn)物是穩(wěn)定的氧化物

③燃燒物的物質(zhì)的量：1 mol

④研究?jī)?nèi)容：放出的熱量。(ΔH<0，單位kJ/mol)

四、中和熱

1.概念：在稀溶液中，酸跟堿發(fā)生中和反應(yīng)而生成1mol H2O，這時(shí)的反應(yīng)熱叫中和熱。

2.強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的中和反應(yīng)其實(shí)質(zhì)是H+和OH-反應(yīng)，其熱化學(xué)方程式為：

H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l)

ΔH=-57.3kJ/mol

3.弱酸或弱堿電離要吸收熱量，所以它們參加中和反應(yīng)時(shí)的中和熱小于57.3kJ/mol。

4.中和熱的測(cè)定實(shí)驗(yàn)

五、蓋斯定律

1.內(nèi)容：化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)熱只與反應(yīng)的始態(tài)(各反應(yīng)物)和終態(tài)(各生成物)有關(guān)，而與具體反應(yīng)進(jìn)行的途徑無(wú)關(guān)，如果一個(gè)反應(yīng)可以分幾步進(jìn)行，則各分步反應(yīng)的反應(yīng)熱之和與該反應(yīng)一步完成的反應(yīng)熱是相同的。

高中化學(xué)選修四的知識(shí)3

水溶液中的離子平衡

一、弱電解質(zhì)的電離

1、定義：

電解質(zhì)：在水溶液中或熔化狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物,叫電解質(zhì)。

非電解質(zhì)：在水溶液中或熔化狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物。

強(qiáng)電解質(zhì)：在水溶液里全部電離成離子的電解質(zhì)。

弱電解質(zhì)：在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質(zhì)。

2、電解質(zhì)與非電解質(zhì)本質(zhì)區(qū)別：

電解質(zhì)——離子化合物或共價(jià)化合物

非電解質(zhì)——共價(jià)化合物

注意：①電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物

②SO2、NH3、CO2等屬于非電解質(zhì)

③強(qiáng)電解質(zhì)不等于易溶于水的化合物(如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部電離，故BaSO4為強(qiáng)電解質(zhì))——電解質(zhì)的強(qiáng)弱與導(dǎo)電性、溶解性無(wú)關(guān)。

3、電離平衡：在一定的條件下，當(dāng)電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子結(jié)合成時(shí)，電離過(guò)程就達(dá)到了平衡狀態(tài)，這叫電離平衡。

4、影響電離平衡的因素：

A、溫度：電離一般吸熱，升溫有利于電離。

B、濃度：濃度越大，電離程度越小;溶液稀釋時(shí)，電離平衡向著電離的方向移動(dòng)。

C、同離子效應(yīng)：在弱電解質(zhì)溶液里加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的電解質(zhì)，會(huì)減弱電離。

D、其他外加試劑：加入能與弱電解質(zhì)的電離產(chǎn)生的某種離子反應(yīng)的物質(zhì)時(shí)，有利于電離。

5、電離方程式的書(shū)寫(xiě)：用可逆符號(hào)弱酸的電離要分布寫(xiě)(第一步為主)

6、電離常數(shù)：在一定條件下，弱電解質(zhì)在達(dá)到電離平衡時(shí)，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積，跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個(gè)常數(shù)。叫做電離平衡常數(shù)，(一般用Ka表示酸，Kb表示堿。)

7、影響因素：

a.電離常數(shù)的大小主要由物質(zhì)的本性決定。

b.電離常數(shù)受溫度變化影響，不受濃度變化影響，在室溫下一般變化不大。

C.同一溫度下，不同弱酸，電離常數(shù)越大，其電離程度越大，酸性越強(qiáng)。如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO

二、水的電離和溶液的酸堿性

1、水電離平衡：

水的離子積：KW=c[H+]·c[OH-]

25℃時(shí), [H+]=[OH-] =10-7mol/L;

KW=[H+]·[OH-]=110-14

注意：KW只與溫度有關(guān)，溫度一定，則KW值一定。KW不僅適用于純水，適用于任何溶液(酸、堿、鹽)

2、水電離特點(diǎn)：

(1)可逆

(2)吸熱

(3)極弱

3、影響水電離平衡的外界因素：

①酸、堿：抑制水的電離

②溫度：促進(jìn)水的電離(水的電離是吸熱的)

③易水解的鹽：促進(jìn)水的電離

4、溶液的酸堿性和pH：

(1)pH=-lgc[H+]

(2)pH的測(cè)定方法：

酸堿指示劑——甲基橙、石蕊、酚酞。

變色范圍：

甲基橙 3.1~4.4(橙色)

石蕊5.0~8.0(紫色)

酚酞8.2~10.0(淺紅色)

pH試紙—操作玻璃棒蘸取未知液體在試紙上，然后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對(duì)比即可。

注意：

①事先不能用水濕潤(rùn)PH試紙;

②廣泛pH試紙只能讀取整數(shù)值或范圍。

三 、混合液的pH值計(jì)算方法公式

1、強(qiáng)酸與強(qiáng)酸的混合：(先求[H+]混：將兩種酸中的H+離子物質(zhì)的量相加除以總體積，再求其它)

[H+]混 =([H+]1V1+[H+]2V2)/(V1+V2)

2、強(qiáng)堿與強(qiáng)堿的混合：(先求[OH-]混：將兩種酸中的OH離子物質(zhì)的量相加除以總體積，再求其它)

[OH-]混=([OH-]1V1+[OH-]2V2)/(V1+V2)

(注意 :不能直接計(jì)算[H+]混)

3、強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的混合：(先據(jù)H+ + OH- ==H2O計(jì)算余下的H+或OH-，①H+有余，則用余下的H+數(shù)除以溶液總體積求[H+]混;OH-有余，則用余下的OH-數(shù)除以溶液總體積求[OH-]混，再求其它)

四、稀釋過(guò)程溶液pH值的變化規(guī)律：

1、強(qiáng)酸溶液：稀釋10n倍時(shí)，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(shí)，pH稀〈pH原+n(但始終不能大于或等于7)

3、強(qiáng)堿溶液：稀釋10n倍時(shí)，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(shí)，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(shí)pH均是向7靠近(即向中性靠近);任何溶液無(wú)限稀釋后pH均接近7

6、稀釋時(shí)，弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的pH變化得慢，強(qiáng)酸、強(qiáng)堿變化得快。

五、強(qiáng)酸(pH1)強(qiáng)堿(pH2)混和計(jì)算規(guī)律

1、若等體積混合

pH1+pH2=14，則溶液顯中性pH=7

pH1+pH2≥15，則溶液顯堿性pH=pH2-0.3

pH1+pH2≤13，則溶液顯酸性pH=pH1+0.3

2、若混合后顯中性

pH1+pH2=14，V酸：V堿=1：1

pH1+pH2≠14，V酸：V堿=1：10〔14-(pH1+pH2)〕

六、酸堿中和滴定：

1、中和滴定的原理

實(shí)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(guò)程：

(1)①滴定管的刻度，O刻度在上，往下刻度標(biāo)數(shù)越來(lái)越大，全部容積大于它的最大刻度值，因?yàn)橄露擞幸徊糠譀](méi)有刻度。滴定時(shí)，所用溶液不得超過(guò)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(diǎn)后一位。

(2)藥品：標(biāo)準(zhǔn)液;待測(cè)液;指示劑。

(3)準(zhǔn)備過(guò)程：

準(zhǔn)備：檢漏、洗滌、潤(rùn)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(biāo)準(zhǔn)液洗(或待測(cè)液洗)→裝溶液→排氣泡→調(diào)液面→記數(shù)據(jù)V(始)

高中化學(xué)選修四的知識(shí)4

鹽類的水解(只有可溶于水的鹽才水解)

1、鹽類水解：在水溶液中鹽電離出來(lái)的離子跟水電離出來(lái)的H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)。

2、水解的實(shí)質(zhì)：水溶液中鹽電離出來(lái)的離子跟水電離出來(lái)的H+或OH-結(jié)合,破壞水的電離，是平衡向右移動(dòng)，促進(jìn)水的電離。

3、鹽類水解規(guī)律：

①有弱才水解，無(wú)弱不水解，越弱越水解;誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性，兩弱都水解，同強(qiáng)顯中性。

②多元弱酸根，濃度相同時(shí)正酸根比酸式酸根水解程度大，堿性更強(qiáng)。(如:Na2CO3 >NaHCO3)

4、鹽類水解的特點(diǎn)：

(1)可逆(與中和反應(yīng)互逆)

(2)程度小

(3)吸熱

5、影響鹽類水解的外界因素：

①溫度：溫度越高水解程度越大(水解吸熱，越熱越水解)

②濃度：濃度越小，水解程度越大(越稀越水解)

③酸堿：促進(jìn)或抑制鹽的水解(H+促進(jìn)陰離子水解而抑制陽(yáng)離子水解;OH-促進(jìn)陽(yáng)離子水解而抑制陰離子水解)

6、酸式鹽溶液的酸堿性：

①只電離不水解：如HSO4-顯酸性

②電離程度>水解程度，顯酸性(如: HSO3- 、H2PO4-)

③水解程度>電離程度，顯堿性(如：HCO3- 、HS- 、HPO42-)

7、雙水解反應(yīng)：

(1)構(gòu)成鹽的陰陽(yáng)離子均能發(fā)生水解的反應(yīng)。雙水解反應(yīng)相互促進(jìn)，水解程度較大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。

(2)常見(jiàn)的雙水解反應(yīng)完全的為：Fe3+、Al3+與AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-);S2-與NH4+;CO32-(HCO3-)與NH4+其特點(diǎn)是相互水解成沉淀或氣體。雙水解完全的離子方程式配平依據(jù)是兩邊電荷平衡，如：2Al3+ + 3S2- + 6H2O == 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑

高中化學(xué)選修四的知識(shí)5

原電池：

1、概念：化學(xué)能轉(zhuǎn)化為電能的裝置叫做原電池。

2、組成條件：

①兩個(gè)活潑性不同的電極

②電解質(zhì)溶液

③電極用導(dǎo)線相連并插入電解液構(gòu)成閉合回路

3、電子流向：

外電路：負(fù)極——導(dǎo)線——正極

內(nèi)電路：鹽橋中陰離子移向負(fù)極的電解質(zhì)溶液，鹽橋中陽(yáng)離子移向正極的電解質(zhì)溶液。

4、電極反應(yīng)：以鋅銅原電池為例：

負(fù)極：

氧化反應(yīng)：Zn-2e=Zn2+(較活潑金屬)

正極：

還原反應(yīng)：2H++2e=H2↑(較不活潑金屬)

總反應(yīng)式：Zn+2H+=Zn2++H2↑

5、正、負(fù)極的判斷：

(1)從電極材料：一般較活潑金屬為負(fù)極;或金屬為負(fù)極，非金屬為正極。

(2)從電子的流動(dòng)方向負(fù)極流入正極

(3)從電流方向正極流入負(fù)極

(4)根據(jù)電解質(zhì)溶液內(nèi)離子的移動(dòng)方向陽(yáng)離子流向正極，陰離子流向負(fù)極。

(5)根據(jù)實(shí)驗(yàn)現(xiàn)象

①溶解的一極為負(fù)極

②增重或有氣泡一極為正極

第二節(jié) 化學(xué)電池

1、電池的分類：化學(xué)電池、太陽(yáng)能電池、原子能電池

2、化學(xué)電池：借助于化學(xué)能直接轉(zhuǎn)變?yōu)殡娔艿难b置

3、化學(xué)電池的分類：一次電池、二次電池、燃料電池

4、常見(jiàn)一次電池：堿性鋅錳電池、鋅銀電池、鋰電池等

5、二次電池：放電后可以再充電使活性物質(zhì)獲得再生，可以多次重復(fù)使用，又叫充電電池或蓄電池。

6、二次電池的電極反應(yīng)：鉛蓄電池

7、目前已開(kāi)發(fā)出新型蓄電池：銀鋅電池、鎘鎳電池、氫鎳電池、鋰離子電池、聚合物鋰離子電池

8、燃料電池：是使燃料與氧化劑反應(yīng)直接產(chǎn)生電流的一種原電池。

9、電極反應(yīng)：一般燃料電池發(fā)生的電化學(xué)反應(yīng)的最終產(chǎn)物與燃燒產(chǎn)物相同，可根據(jù)燃燒反應(yīng)寫(xiě)出總的電池反應(yīng)，但不注明反應(yīng)的條件。

負(fù)極發(fā)生氧化反應(yīng)，正極發(fā)生還原反應(yīng)，不過(guò)要注意一般電解質(zhì)溶液要參與電極反應(yīng)。以氫氧燃料電池為例，鉑為正、負(fù)極，介質(zhì)分為酸性、堿性和中性。

當(dāng)電解質(zhì)溶液呈酸性時(shí)：

負(fù)極：2H2-4e-=4H+

正極：O2+4 e-4H+ =2H2O

當(dāng)電解質(zhì)溶液呈堿性時(shí)：

負(fù)極：2H2+4OH--4e-=4H2O

正極：O2+2H2O+4 e-=4OH-

另一種燃料電池是用金屬鉑片插入KOH溶液作電極，又在兩極上分別通甲烷(燃料)和氧氣(氧化劑)。電極反應(yīng)式為：

負(fù)極：CH4+10OH--8e- =CO32-+7H2O;

正極：4H2O+2O2+8e- =8OH-。

電池總反應(yīng)式為：CH4+2O2+2KOH=K2CO3+3H2O

10、燃料電池的優(yōu)點(diǎn)：能量轉(zhuǎn)換率高、廢棄物少、運(yùn)行噪音低

11、廢棄電池的處理：回收利用

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