總結是對某一階段的工作、學習或思想中的經驗或情況進行分析研究的書面材料，通過它可以全面地、系統地瞭解以往的學習和工作情況，是時候寫一份總結了。你想知道總結怎麼寫嗎？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
化學守恆
守恆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，會存在多種守恆關係，如電荷守恆、物料守恆、質子守恆等。
1.電荷守恆關係：
電荷守恆是指電解質溶液中，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與陰離子所帶的負電荷總數相等，用離子濃度代替電荷濃度可列等式。常用於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-);
②在(NH4)2SO4溶液中：c(NH4+)+c(H+)=c(OH-)+c(SO42—)。
2.物料守恆關係：
物料守恆也就是元素守恆，電解質溶液中由於電離或水解因素，離子會發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恆關係，要同時考慮鹽本身的電離、鹽的水解及離子配比關係。例如：
①在NaHCO3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.質子守恆關係：
酸鹼反應達到平衡時，酸(含廣義酸)失去質子(H+)的總數等於鹼(或廣義鹼)得到的質子(H+)總數，這種得失質子(H+)數相等的關係就稱爲質子守恆。
在鹽溶液中，溶劑水也發生電離：H2OH++OH-，從水分子角度分析：H2O電離出來的H+總數與H2O電離出來的OH—總數相等(這裏包括已被其它離子結合的部分)，可由電荷守恆和物料守恆推導，例如：
①在NaHCO3溶液中：c(OH-)=c(H+)+c(CO32-)+c(H2CO3);
②在NH4Cl溶液中：c(H+)=c(OH-)+c(NH3·H2O)。
綜上所述，化學守恆的觀念是分析溶液中存在的微粒關係的重要觀念，也是解決溶液中微粒濃度關係問題的重要依據。
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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生氧化反應和還原反應的過程叫做電解.電能轉化爲化學能的裝置叫做電解池.
(2)電極反應：以電解熔融的NaCl爲例：
陽極：與電源正極相連的電極稱爲陽極,陽極發生氧化反應：2Cl-→Cl2↑+2e-.
陰極：與電源負極相連的電極稱爲陰極,陰極發生還原反應：Na++e-→Na.
總方程式：2NaCl(熔)2Na+Cl2↑
2、電解原理的應用
(1)電解食鹽水製備燒鹼、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)爲陽極,精銅爲陰極,CuSO4溶液爲電解質溶液.
陽極反應：Cu→Cu2++2e-,還發生幾個副反應
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：以鐵表面鍍銅爲例
待鍍金屬Fe爲陰極,鍍層金屬Cu爲陽極,CuSO4溶液爲電解質溶液.
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，就會發生離子反應。
2.離子反應發生的條件
研究離子反應發生的條件，實質上就是研究在什麼條件下可以使反應物的某些離子濃度減小。總起來講，具備下列條件之一就可以使反應物的某些離子濃度降低。
①生成難溶的物質：
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生。例如：向NaCl溶液中滴入硝酸酸化的AgNO3溶液，發生下列反應：Ag++Cl-===AgCl↓(可溶→難溶，使Cl—濃度降低)。
②生成難電離的物質：
生成難電離的物質(如更弱的酸、更弱的鹼或生成水等)可以降低某些離子的濃度，故能發生離子反應。例如：鹽酸和燒鹼中和反應：H++OH-==H2O生成難電離的水。
③生成揮發性的物質：
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生。一般來說判斷依據是生成不穩定的酸(H2CO3、H2SO3等)、生成不穩定的鹼(如NH3·H2O)和生成揮發性的酸(如H2S)等。
④發生氧化還原反應：一般來說強氧化性的物質與強還原性的物質，在合適的.酸鹼性溶液中，可發生氧化還原反應，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，並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不僅表示鹽酸與燒鹼溶液的中和反應，而且還可以表示所有強酸與強鹼發生中和反應生成可溶性鹽和水的一類反應。
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1、物質之間可以發生各種各樣的化學變化，依據一定的標準可以對化學變化進行分類。
(1)根據反應物和生成物的類別以及反應前後物質種類的多少可以分爲：
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、複分解反應(AB+CD=AD+CB)
(2)根據反應中是否有離子參加可將反應分爲：
A、離子反應：有離子參加的一類反應。主要包括複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)根據反應中是否有電子轉移可將反應分爲：
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)
特徵：反應前後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下能導電的化合物,叫電解質。酸、鹼、鹽都是電解質。在水溶液中或熔化狀態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下能否導電。
②電解質的導電是有條件的：電解質必須在水溶液中或熔化狀態下才能導電。
③能導電的物質並不全部是電解質：如銅、鋁、石墨等。④非金屬氧化物(SO2、SO3、CO2)、大部分的有機物爲非電解質。
(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。
複分解反應這類離子反應發生的條件是：生成沉澱、氣體或水。書寫方法：
寫：寫出反應的化學方程式
拆：把易溶於水、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和電荷數是否相等
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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生任何反應;若離子之間能發生反應，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：題幹中的條件：如無色溶液應排除有色離子：Fe2+、Fe3+、Cu2+、MnO4-等離子，酸性(或鹼性)則應考慮所給離子組外，還有大量的H+(或OH-)。
