高中化学选修4知识点总结
高中化学选修四第二章化学反应速率与化学反应平衡知识点
大
实验结论：4 mol/L 的硫酸与锌反应比 1 mol/L 的硫酸与锌反应速率快。
注意事项：
a．锌的颗粒（即表面积）大小要基本相同；
b．40 mL 的硫酸溶液要迅速加入；
c．装置气密性要好，且计时要迅速准确。
要点三、化学反应速率的计算及比较
1、化学反应速率的计算——三段式法化学反应速率与化学反应平衡-知识点
化学反应速率
【学习目标】 1、了解化学反应速率的定量表示方法，初步了解测定某些化学反应速率的实验方法； 2、通过实验事实和思考，掌握化学反应速率的表示方法。
【要点梳理】 要点一、化学反应速率
1、化学反应速率的概念 化学反应速率是用来衡量化学反应进行快慢的物理量。 2、化学反应速率的表示方法 化学反应速率通常用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。符号为 v，单位为 mol/(L·min)、 mol/(L·s)或 mol/(L·h)。 3、化学反应速率的表达式
2、活化分子和活化能 ①活化分子：能够发生有效碰撞的分子。活化分子之间之所以能够发生有效碰撞，是由于它们的能量高，发生 碰撞时，能够克服相撞分子之间的排斥力，破坏分子内部原子之间的“结合力”，从而导致反应物分子的破坏，重新 组合成生成物分子，发生化学反应。 ②活化能：活化分子所多出的那部分能量（或普通分子转化成活化分子所需的最 低能量）。右图所示的 E1 是反应的活化能，E2 是活化分子变成生成物分子放出的能量， 能量差 E2－E1 是反应热。活化能越小，普通分子就越容易变成活化分子。
要点三、催化剂对化学反应速率的影响
1．催化剂通过参与反应改变反应历程降低反应的活化能来提高化学反应速率。 2．催化剂不能改变化学反应的平衡常数，不能改变平衡转化率。 3．催化剂具有选择性，某催化剂对某一反应可能是活性很强的催化剂，但对其他反应就不一定有催化 作用。
高中化学《原电池》知识点总结 新人教版选修4
安徽省安庆市第九中学高二化学《原电池》知识点总结 新人教版选修4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 ＝Zn 2＋ （较活泼金属）正极： 还原 反应： 2H ＋＋2e ＝H 2↑ （较不活泼金属） 总反应式： Zn+2H +=Zn 2++H 2↑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6、电池的分类：化学电池、太阳能电池、原子能电池7、化学电池：借助于化学能直接转变为电能的装置8、化学电池的分类： 一次电池 、 二次电池 、 燃料电池一、一次电池1、常见一次电池：碱性锌锰电池、锌银电池、锂电池等二、二次电池1、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。
2、电极反应：铅蓄电池放电：负极（铅）： Pb ＋SO 42-－2e -＝PbSO 4↓ 正极（氧化铅）： PbO 2＋4H +＋SO 42-＋2e -＝PbSO 4↓＋2H 2O 充电：阴极： PbSO 4＋2H 2O －2e - ＝PbO 2＋4H +＋SO 42- 阳极： PbSO 4＋2e -＝Pb ＋SO 42- 两式可以写成一个可逆反应： PbO 2＋Pb ＋2H 2SO 4 2PbSO 4↓＋2H 2O 3、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、聚合物锂离子电池三、燃料电池1、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放电充电2、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。
鲁科版高中化学选修4-3.1规律总结：哪些离子不能在水溶液中大量共存
哪些离子不能在水溶液中大量共存
共存——即大量共存，就是离子间不能相互反应，离子浓度不降低。
下面就离子间不能共存的五个方面的条件展开总结。
1、氧化还原反应：
Fe3+ 与S2—不共存
I—
S 2—
MnO4—、ClO—、Cr2O72—、NO3—(H+)与I—不共存；
SO32—
Fe2+
※注：溶液中的NO3—必须在酸性介质中才具有强氧化性，而MnO4—、ClO—、Cr2O72—却在酸性、中性或碱性介质中均具有强或较强的氧化性。
2、双水解反应：Fe3+
CO32—Fe2+
HCO3—CO32—Zn2+
Al3+与S2—Fe3+与HCO3—AlO2—与Cu2+ 不共存；
HS—AlO2—Ag+
AlO2—NH4+
3、复分解反应：X—(Cl—、Br—、I—)
①生成难溶性的物质S2—SiO32—
OH—PO43—
CO32—S2—
Cu2+、Fe2+、Zn2+ 、Mg2+与SO32—Ag+与CO32—不共存；
SiO32—SO32—
PO43—OH—
S2—
OH—CO32—PO43—
SO32—SO42—SiO32—
Pb2+与SiO32—Ba2+与SiO32—Ca2+与SO32—不共存；
PO43—SO32—CO32—
CO32—PO43—
SO42—
②生成易挥发的物质HSO3—
SO32—
CO32—
OH—与NH4+不共存H+与S2—不共存；
HCO3—
SO32—
Fe3+与SCN—不共存。
【人教版】高中化学选修4知识点总结：第二章化学反应速率和化学平衡
第二章化学反应速率和化学平衡一、化学反应速率课标要求1、掌握化学反应速率的含义及其计算2、了解测定化学反应速率的实验方法要点精讲1、化学反应速率（1）化学反应速率的概念化学反应速率是用来衡量化学反应进行的快慢程度的物理量。
（2）化学反应速率的表示方法对于反应体系体积不变的化学反应，通常用单位时间内反应物或生成物的物质的量浓度的变化值表示。
某一物质A的化学反应速率的表达式为：式中——某物质A的浓度变化，常用单位为mol·L-1。
——某段时间间隔，常用单位为s,min,h。
υ——物质A的反应速率，常用单位是mol·L-1·s-1，mol·L-1·s-1等。
（3）化学反应速率的计算规律①同一反应中不同物质的化学反应速率间的关系同一时间内，用不同的物质表示的同一反应的反应速率数值之比等于化学方程式中各物质的化学计量数之比。
②化学反应速率的计算规律同一化学反应，用不同物质的浓度变化表示的化学反应速率之比等于反应方程式中相应的物质的化学计量数之比，这是有关化学反应速率的计算或换算的依据。
（4）化学反应速率的特点①反应速率不取负值，用任何一种物质的变化来表示反应速率都不取负值。
②同一化学反应选用不同物质表示反应速率时，可能有不同的速率数值，但速率之比等于化学方程式中各物质的化学计量数之比。
③化学反应速率是指时间内的“平均”反应速率。
小贴士：①化学反应速率通常指的是某物质在某一段时间内化学反应的平均速率，而不是在某一时刻的瞬时速率。
②由于在反应中纯固体和纯液体的浓度是恒定不变的，因此对于有纯液体或纯固体参加的反应一般不用纯液体或纯固体来表示化学反应速率。
其化学反应速率与其表面积大小有关，而与其物质的量的多少无关。
通常是通过增大该物质的表面积（如粉碎成细小颗粒、充分搅拌、振荡等）来加快反应速率。
③对于同一化学反应，在相同的反应时间内，用不同的物质来表示其反应速率，其数值可能不同，但这些不同的数值表示的都是同一个反应的速率。
高中化学选修4知识点总结
高中化学选修4知识点总结高中化学选修4知识点总结一、化学反应平衡与化学平衡常量1.化学反应平衡的概念2.热力学因素对平衡的影响3.影响化学反应平衡的因素4.化学反应的矛盾特性5.化学平衡常量的计算6.平衡常量与反应速率的关系7.实际化学系统中的平衡常量二、氧化还原反应1.氧化还原反应的概念2.氧化还原反应的历史3.原子价与氧化数4.氧化还原反应中的电极反应5.电势差和标准电势6.氧化还原反应的热力学和电化学特性7.氧化还原反应的工业应用三、酸碱理论及其应用1.传统酸碱理论2.布朗斯特德酸碱理论3.酸碱反应的热力学特性4.强酸强碱与弱酸弱碱的电离度5.酸碱滴定的应用6.酸碱指示剂的应用四、配位化学1.配位化学的概念2.配合物的形成与稳定性3.配位场理论4.五大分子组成的配合物5.配合物的应用五、有机材料和化学反应原理1.有机材料的基本概念和种类2.烃类化合物的结构和命名方法3.芳香族化合物的结构、性质和化学反应4.醇、酚和醛类化合物的结构、性质和化学反应5.酮、酸、酯和羧酸类化合物的结构、性质和化学反应6.含氮有机化合物的结构、性质和反应六、基因工程1.基因的概念2.遗传密码的概念3.重组DNA技术的基本原理4.基因克隆技术的应用5.基因工程在医学、农业和能源等领域的应用七、无机化学中的材料科学1.玻璃2.电子材料3.电池材料4.金属材料5.生物材料八、化学热力学1.热力学的基本概念和第一定律2.内能、焓和熵的概念3.热力学第二定律和热力学函数的应用4.吉布斯自由能和化学平衡的关系5.广义力学的概念及应用。
以上是高中化学选修4知识点总结，学习这些知识点可以帮助我们深入了解化学的基本概念和原理，促进学生对化学科学的进一步研究和深入理解。
高中化学《选修4_化学反应原理》知识点总结
一、焓变、反应热要点一：反应热（焓变）的概念及表示方法化学反应过程中所释放或吸收的能量，都可以用热量来描述，叫做反应热，又称焓变，符号为ΔH，单位为kJ/mol，规定放热反应的ΔH为“—”，吸热反应的ΔH为“+”。
特别提醒：（1）描述此概念时，无论是用“反应热”、“焓变”或“ ΔH”表示，其后所用的数值必须带“+”或“—”。
（2）单位是kJ/mol，而不是kJ，热量的单位是kJ。
（3）在比较大小时，所带“+”“—”符号均参入比较。
要点二：放热反应和吸热反应1．放热反应的ΔH为“—”或ΔH＜0 ；吸热反应的ΔH为“+”或ΔH ＞0∆H＝E（生成物的总能量）－E（反应物的总能量）∆H＝E（反应物的键能）－E（生成物的键能）2．常见的放热反应和吸热反应①放热反应：活泼金属与水或酸的反应、酸碱中和反应、燃烧反应、多数化合反应。
②吸热反应：多数的分解反应、氯化铵固体与氢氧化钡晶体的反应、水煤气的生成反应、炭与二氧化碳生成一氧化碳的反应3．需要加热的反应，不一定是吸热反应；不需要加热的反应，不一定是放热反应4．通过反应是放热还是吸热，可用来比较反应物和生成物的相对稳定性。
如C（石墨，s）C（金刚石，s）△H3= +1.9kJ/mol，该反应为吸热反应，金刚石的能量高，石墨比金属石稳定。
二、热化学方程式的书写书写热化学方程式时，除了遵循化学方程式的书写要求外，还要注意以下几点：1．反应物和生成物的聚集状态不同，反应热的数值和符号可能不同，因此必须注明反应物和生成物的聚集状态，用s、l、g分别表示固体、液体和气体，而不标“↓、↑”。
2．△H只能写在热化学方程式的右边，用空格隔开，△H值“—” 表示放热反应，△H值“+”表示吸热反应；单位为“kJ/mol”。
3．热化学方程式中各物质化学式前面的化学计量数仅表示该物质的物质的量，并不表示物质的分子数或原子数，因此，化学计量数可以是整数，也可以是分数。
4．△H的值要与热化学方程式中化学式前面的化学计量数相对应，如果化学计量数加倍，△H也要加倍。
高中化学选修4化学反应原理知识点总结(史上最全)
选修4知识点汇总一、焓变反应热1．反应热：一定条件下，一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量2．焓变(ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应（1）.符号：△H （2）.单位：kJ/mol 3.产生原因：化学键断裂——吸热化学键形成——放热放出热量的化学反应。
(放热>吸热)△H 为“-”或△H<0吸收热量的化学反应。
（吸热>放热）△H为“+”或△H>0☆常见的放热反应：①所有的燃烧反应②酸碱中和反应③大多数的化合反应④金属与酸的反应⑤生石灰和水反应⑥浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等☆常见的吸热反应：①晶体Ba(OH) 2•8H2O与NH4Cl ②大多数的分解反应③以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应④铵盐溶解等二、热化学方程式书写化学方程式注意要点:①热化学方程式必须标出能量变化。
②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（g,l,s分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq表示）③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。
④热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数⑤各物质系数加倍，△H加倍；反应逆向进行，△H改变符号，数值不变例：CH4 (g) + 2O2 (g) = CO2 (g) + 2H2O (l) ΔH=-890.3 kJ/mol三、燃烧热1．概念：25℃，101kPa时，1mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。
燃烧热的单位用kJ/mol表示。
※注意以下几点：①研究条件：25℃，101kPa ②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。
（C→CO2，S→SO2，H→H2O，只能在氧气中燃烧。
）③燃烧物的物质的量：1mol④研究内容：放出的热量。
（ΔH<0，单位kJ/mol）四、中和热（常考选择：判断热化学方程式是否正确）1．概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1molH2O，这时的反应热叫中和热。
2．强酸与强碱的中和反应其实质是H+和OH-反应，其热化学方程式为：H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) ，ΔH=－57.3kJ/mol3．弱酸或弱碱电离要吸收热量，所以它们参加中和反应时的中和热小于57.3kJ/mol。
高中化学选修4知识点总结
高中化学选修4知识点总结我们在高中化学的时候，通常选修课本的内都是必修课本的补充与说明，想了解更多知识的学生可以仔细阅读选修课本。
下面是为大家的高中化学选修4知识归纳，希望对大家有用!1、化学反响的焓变(1)反响焓变物质所具有的能量是物质固有的性质,可以用称为“焓”的物理量来描述,符号为H,单位为kJ·mol-1.反响产物的总焓与反响物的总焓之差称为反响焓变,用ΔH表示.(2)反响焓变ΔH与反响热Q的关系.对于等压条件下进展的化学反响,假设反响中物质的能量变化全部转化为热能,那么该反响的反响热等于反响焓变,其数学表达式为：Qp=ΔH=H(反响产物)-H(反响物).(3)反响焓变与吸热反响,放热反响的关系：ΔH>0,反响吸收能量,为吸热反响.ΔH<0,反响释放能量,为放热反响.(4)反响焓变与热化学方程式：把一个化学反响中物质的变化和反响焓变同时表示出来的化学方程式称为热化学方程式,如：H2(g)+O2(g)=H2O(l);ΔH(298K)=-285.8kJ·mol-1书写热化学方程式应注意以下几点：①化学式后面要注明物质的聚集状态：固态(s)、液态(l)、气态(g)、溶液(aq).②化学方程式后面写上反响焓变ΔH,ΔH的单位是J·mol-1或kJ·mol-1,且ΔH后注明反响温度.③热化学方程式中物质的系数加倍,ΔH的数值也相应加倍.2、反响焓变的计算(1)盖斯定律对于一个化学反响,无论是一步完成,还是分几步完成,其反响焓变一样,这一规律称为盖斯定律.(2)利用盖斯定律进展反响焓变的计算.常见题型是给出几个热化学方程式,合并出题目所求的热化学方程式,根据盖斯定律可知,该方程式的ΔH为上述各热化学方程式的ΔH的代数和.(3)根据标准摩尔生成焓,ΔfHmθ计算反响焓变ΔH.对任意反响：aA+bB=cC+dDΔH=[cΔfHmθ(C)+dΔfHmθ(D)]-[aΔfHmθ(A)+bΔfHmθ(B)] 元素周期律1、影响原子半径大小的因素：①电子层数：电子层数越多，原子半径越大(最主要因素)②核电荷数：核电荷数增多，吸引力增大，使原子半径有减小的趋向(次要因素)③核外电子数：电子数增多，增加了相互排斥，使原子半径有增大的倾向2、元素的化合价与最外层电子数的关系：最高正价等于最外层电子数(氟氧元素无正价)负化合价数=8—最外层电子数(金属元素无负化合价)3、同主族、同周期元素的构造、性质递变规律：同主族：从上到下，随电子层数的递增，原子半径增大，核对外层电子吸引能力减弱，失电子能力增强，复原性(金属性)逐渐增强，其离子的氧化性减弱。
高中化学选修4知识点总结
高中化学选修4知识点总结第一章化学反响与能量考点1：吸热反响与放热反响1、吸热反响与放热反响的区别特别注意：反响是吸热还是放热与反响的条件没有必然的联系，而决定于反响物和生成物具有的总能量(或焓)的相对大小。
2、常见的放热反响①一切燃烧反响;②活泼金属与酸或水的反响;③酸碱中和反响;④铝热反响;⑤大多数化合反响(但有些化合反响是吸热反响，如：N2+O2=2NO，CO2+C=2CO等均为吸热反响)。
3、常见的吸热反响①Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl反响;②大多数分解反响是吸热反响③等也是吸热反响;④水解反响考点2：反响热计算的依据1.根据热化学方程式计算反响热与反响物各物质的物质的量成正比。
2.根据反响物和生成物的总能量计算ΔH=E生成物-E反响物。
3.根据键能计算ΔH=反响物的键能总和-生成物的键能总和。
4.根据盖斯定律计算化学反响的反响热只与反响的始态(各反响物)和终态(各生成物)有关，而与反响的途径无关。
即如果一个反响可以分步进行，那么各分步反响的反响热之和与该反响一步完成时的反响热是相同的。
温馨提示：①盖斯定律的主要用途是用反响的反响热来推知相关反响的反响热。
②热化学方程式之间的“+〞“-〞等数学运算，对应ΔH也进行“+〞“-〞等数学计算。
5.根据物质燃烧放热数值计算：Q(放)=n(可燃物)某|ΔH|。
第二章化学反响速率与化学平衡考点1：化学反响速率1、化学反响速率的表示方法___________。
化学反响速率通常用单位时间内反响物浓度和生成物浓度的变化来表示。
表达式：___________ 。
其常用的单位是__________ 、或__________ 。
2、影响化学反响速率的因素1)内因(主要因素)反响物本身的性质。
2)外因(其他条件不变，只改变一个条件)3、理论解释——有效碰撞理论(1)活化分子、活化能、有效碰撞①活化分子：能够发生有效碰撞的分子。
②活化能：如图图中：E1为正反响的活化能，使用催化剂时的活化能为E3，反响热为E1-E2。
化学必修四知识点概括
化学必修四知识点概括【篇一：化学必修四知识点概括】高中化学选修4知识点总结第1章、化学反应与能量转化化学反应的实质是反应物化学键的断裂和生成物化学键的形成,化学反应过程中伴随着能量的释放或吸收.一、化学反应的热效应1、化学反应的反应热(1)反应热的概念：当化学反应在一定的温度下进行时,反应所释放或吸收的热量称为该反应在此温度下的热效应,简称反应热.用符号q表示.(2)反应热与吸热反应、放热反应的关系.q＞0时,反应为吸热反应；q＜0时,反应为放热反应.(3)反应热的测定测定反应热的仪器为量热计,可测出反应前后溶液温度的变化,根据体系的热容可计算出反应热,计算公式如下：q＝－c(t2－t1)式中c表示体系的热容,t1、t2分别表示反应前和反应后体系的温度.实验室经常测定中和反应的反应热.2、化学反应的焓变(1)反应焓变(3)反应焓变与吸热反应,放热反应的关系：(4)反应焓变与热化学方程式：书写热化学方程式应注意以下几点：①化学式后面要注明物质的聚集状态：固态(s)、液态(l)、气态(g)、溶液(aq).3、反应焓变的计算(1)盖斯定律对于一个化学反应,无论是一步完成,还是分几步完成,其反应焓变一样,这一规律称为盖斯定律.(2)利用盖斯定律进行反应焓变的计算.对任意反应：aa＋bb＝cc＋dd二、电能转化为化学能——电解1、电解的原理(1)电解的概念：在直流电作用下,电解质在两上电极上分别发生氧化反应和还原反应的过程叫做电解.电能转化为化学能的装置叫做电解池.(2)电极反应：以电解熔融的nacl为例：阳极：与电源正极相连的电极称为阳极,阳极发生氧化反应：2cl－→cl2↑＋2e－.阴极：与电源负极相连的电极称为阴极,阴极发生还原反应：na＋＋e－→na.总方程式：2nacl(熔)2na＋cl2↑的应用(1)电解食盐水制备烧碱、氯气和氢气.阳极：2cl－→cl2＋2e－阴极：2h＋＋e－→h2↑总反应：2nacl＋2h2o2naoh＋h2↑＋cl2↑(2)铜的电解精炼.粗铜(含zn、ni、fe、ag、au、pt)为阳极,精铜为阴极,cuso4溶液为电解质溶液.阳极反应：cu→cu2＋＋2e－,还发生几个副反应zn→zn2＋＋2e－；ni→ni2＋＋2e－fe→fe2＋＋2e－au、ag、pt等不反应,沉积在电解池底部形成阳极泥.阴极反应：cu2＋＋2e－→cu(3)电镀：以铁表面镀铜为例待镀金属fe为阴极,镀层金属cu为阳极,cuso4溶液为电解质溶液.阳极反应：cu→cu2＋＋2e－阴极反应： cu2＋＋2e－→cu三、化学能转化为电能——电池1、原电池的工作原理(1)原电池的概念：把化学能转变为电能的装置称为原电池.(2)cu－zn原电池的工作原理：如图为cu－zn原电池,其中zn为负极,cu为正极,构成闭合回路后的现象是：zn片逐渐溶解,cu片上有气泡产生,电流计指针发生偏转.该原电池反应原理为：zn失电子,负极反应为：zn→zn2＋＋2e－；cu得电子,正极反应为：2h＋＋2e－→h2.电子定向移动形成电流.总反应为：zn＋cuso4＝znso4＋cu.(3)原电池的电能若两种金属做电极,活泼金属为负极,不活泼金属为正极；若一种金属和一种非金属做电极,金属为负极,非金属为正极.2、化学电源(1)锌锰干电池负极反应：zn→zn2＋＋2e－；正极反应：2nh4＋＋2e－→2nh3＋h2；(2)铅蓄电池负极反应：pb＋so42－pbso4＋2e－正极反应：pbo2＋4h＋＋so42－＋2e－pbso4＋2h2o放电时总反应：pb＋pbo2＋2h2so4＝2pbso4＋2h2o.充电时总反应：2pbso4＋2h2o＝pb＋pbo2＋2h2so4.(3)氢氧燃料电池负极反应：2h2＋4oh－→4h2o＋4e－正极反应：o2＋2h2o＋4e－→4oh－电池总反应：2h2＋o2＝2h2o3、金属的腐蚀与防护(1)金属腐蚀金属表面与周围物质发生化学反应或因电化学作用而遭到破坏的过程称为金属腐蚀.(2)金属腐蚀的电化学原理.生铁中含有碳,遇有雨水可形成原电池,铁为负极,电极反应为：fe→fe2＋＋2e－.水膜中溶解的氧气被还原,正极反应为：o2＋2h2o ＋4e－→4oh－,该腐蚀为“吸氧腐蚀”,总反应为：2fe＋o2＋2h2o＝2fe(oh)2,fe(oh)2又立即被氧化：4fe(oh)2＋2h2o＋o2＝4fe(oh)3,fe(oh)3分解转化为铁锈.若水膜在酸度较高的环境下,正极反应为：2h+＋2e－→h2↑,该腐蚀称为“析氢腐蚀”.(3)金属的防护金属处于干燥的环境下,或在金属表面刷油漆、陶瓷、沥青、塑料及电镀一层耐腐蚀性强的金属防护层,破坏原电池形成的条件.从而达到对金属的防护；也可以利用原电池原理,采用牺牲阳极保护法.也可以利用电解原理,采用外加电流阴极保护法.第2章、化学反应的方向、限度与速率(1、2节)原电池的反应都是自发进行的反应,电解池的反应很多不是自发进行的,如何判定反应是否自发进行呢?一、化学反应的方向1、反应焓变与反应方向2、反应熵变与反应方向3、焓变与熵变对反应方向的共同影响二、化学反应的限度1、化学平衡常数(1)对达到平衡的可逆反应,生成物浓度的系数次方的乘积与反应物浓度的系数次方的乘积之比为一常数,该常数称为化学平衡常数,用符号k表示 .(2)平衡常数k的大小反映了化学反应可能进行的程度(即反应限度),平衡常数越大,说明反应可以进行得越完全.(3)平衡常数表达式与化学方程式的书写方式有关.对于给定的可逆反应,正逆反应的平衡常数互为倒数.(4)借助平衡常数,可以判断反应是否到平衡状态：当反应的浓度商qc 与平衡常数kc相等时,说明反应达到平衡状态.2、反应的平衡转化率(1)平衡转化率是用转化的反应物的浓度与该反应物初始浓度的比值来表示.如反应物a的平衡转化率的表达式为：(2)平衡正向移动不一定使反应物的平衡转化率提高.提高一种反应物的浓度,可使另一反应物的平衡转化率提高.(3)平衡常数与反应物的平衡转化率之间可以相互计算.3、反应条件对化学平衡的影响(1)温度的影响升高温度使化学平衡向吸热方向移动；降低温度使化学平衡向放热方向移动.温度对化学平衡的影响是通过改变平衡常数实现的.(2)浓度的影响增大生成物浓度或减小反应物浓度,平衡向逆反应方向移动；增大反应物浓度或减小生成物浓度,平衡向正反应方向移动.温度一定时,改变浓度能引起平衡移动,但平衡常数不变.化工生产中,常通过增加某一价廉易得的反应物浓度,来提高另一昂贵的反应物的转化率.(3)压强的影响(4)勒夏特列原理由温度、浓度、压强对平衡移动的影响可得出勒夏特列原理：如果改变影响平衡的一个条件(浓度、压强、温度等)平衡向能够减弱这种改变的方向移动.【例题分析】例1、已知下列热化学方程式：写出feo(s)被co还原成fe和co2的热化学方程式 .解析：依据盖斯定律：化学反应不管是一步完成还是分几步完成,其反应热是相同的.我们可从题目中所给的有关方程式进行分析：从方程式(3)与方程式(1)可以看出有我们需要的有关物质,但方程式(3)必须通过方程式(2)有关物质才能和方程式(1)结合在一起.例2、熔融盐燃料电池具有高的发电效率,因而得到重视,可用li2co3和na2co3的熔融盐混合物作用电解质,co为阳极燃气,空气与co2的混合气体为阴极助燃气,制得在650℃下工作的燃料电池,完成有关的电池反应式：阳极反应式：2co＋2co32－→4co2＋4e－阴极反应式：；总电池反应式： .解析：作为燃料电池,总的效果就是把燃料进行燃烧.本题中co为还原剂,空气中o2为氧化剂,电池总反应式为：2co＋o2＝2co2.用总反应式减去电池负极（即题目指的阳极）反应式,就可得到电池正极（即题目指的阴极）反应式：o2＋2co2＋4e－＝2co32－ .答案：o2＋2co2＋4e－＝2co32－；2co＋o2＝2co2例3、下列有关反应的方向说法中正确的是( )a、放热的自发过程都是熵值减小的过程.b、吸热的自发过程常常是熵值增加的过程.c、水自发地从高处流向低处,是趋向能量最低状态的倾向.d、只根据焓变来判断化学反应的方向是可以的.答案：bc.化学反应原理复习（二）【知识讲解】第2章、第3、4节一、化学反应的速率1、化学反应是怎样进行的(1)基元反应：能够一步完成的反应称为基元反应,大多数化学反应都是分几步完成的.(2)反应历程：平时写的化学方程式是由几个基元反应组成的总反应.总反应中用基元反应构成的反应序列称为反应历程,又称反应机理. (3)不同反应的反应历程不同.同一反应在不同条件下的反应历程也可能不同,反应历程的差别又造成了反应速率的不同.2、化学反应速率(1)概念：单位时间内反应物的减小量或生成物的增加量可以表示反应的快慢,即反应的速率,用符号v表示.(2)表达式：(3)特点对某一具体反应,用不同物质表示化学反应速率时所得的数值可能不同,但各物质表示的化学反应速率之比等于化学方程式中各物质的系数之比.3、浓度对反应速率的影响(1)反应速率常数(k)反应速率常数(k)表示单位浓度下的化学反应速率,通常,反应速率常数越大,反应进行得越快.反应速率常数与浓度无关,受温度、催化剂、固体表面性质等因素的影响.(2)浓度对反应速率的影响增大反应物浓度,正反应速率增大,减小反应物浓度,正反应速率减小.增大生成物浓度,逆反应速率增大,减小生成物浓度,逆反应速率减小.(3)压强对反应速率的影响压强只影响气体,对只涉及固体、液体的反应,压强的改变对反应速率几乎无影响.压强对反应速率的影响,实际上是浓度对反应速率的影响,因为压强的改变是通过改变容器容积引起的.压缩容器容积,气体压强增大,气体物质的浓度都增大,正、逆反应速率都增加；增大容器容积,气体压强减小；气体物质的浓度都减小,正、逆反应速率都减小.4、温度对化学反应速率的影响(1)经验公式阿伦尼乌斯总结出了反应速率常数与温度之间关系的经验公式：式中a为比例系数,e为自然对数的底,r为摩尔气体常数量,ea为活化能.由公式知,当ea＞0时,升高温度,反应速率常数增大,化学反应速率也随之增大.可知,温度对化学反应速率的影响与活化能有关.(2)活化能ea.活化能ea是活化分子的平均能量与反应物分子平均能量之差.不同反应的活化能不同,有的相差很大.活化能 ea值越大,改变温度对反应速率的影响越大.5、催化剂对化学反应速率的影响(1)催化剂对化学反应速率影响的规律：催化剂大多能加快反应速率,原因是催化剂能通过参加反应,改变反应历程,降低反应的活化能来有效提高反应速率.(2)催化剂的特点：催化剂能加快反应速率而在反应前后本身的质量和化学性质不变.催化剂具有选择性.催化剂不能改变化学反应的平衡常数,不引起化学平衡的移动,不能改变平衡转化率.二、化学反应条件的优化——工业合成氨1、合成氨反应的限度合成氨反应是一个放热反应,同时也是气体物质的量减小的熵减反应,故降低温度、增大压强将有利于化学平衡向生成氨的方向移动.2、合成氨反应的速率(1)高压既有利于平衡向生成氨的方向移动,又使反应速率加快,但高压对设备的要求也高,故压强不能特别大.(2)反应过程中将氨从混合气中分离出去,能保持较高的反应速率.(3)温度越高,反应速率进行得越快,但温度过高,平衡向氨分解的方向移动,不利于氨的合成.(4)加入催化剂能大幅度加快反应速率.3、合成氨的适宜条件第3章、物质在水溶液中的行为一、水溶液1、水的电离h2oh＋＋oh－2、溶液的酸碱度3、电解质在水溶液中的存在形态(1)强电解质强电解质是在稀的水溶液中完全电离的电解质,强电解质在溶液中以离子形式存在,主要包括强酸、强碱和绝大多数盐,书写电离方程式时用“＝”表示.(2)弱电解质在水溶液中部分电离的电解质,在水溶液中主要以分子形态存在,少部分以离子形态存在,存在电离平衡,主要包括弱酸、弱碱、水及极少数盐,书写电离方程式时用“ ”表示.二、弱电解质的电离及盐类水解1、弱电解质的电离平衡.(1)电离平衡常数在一定条件下达到电离平衡时,弱电解质电离形成的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的分子浓度之比为一常数,叫电离平衡常数.弱酸的电离平衡常数越大,达到电离平衡时,电离出的h＋越多.多元弱酸分步电离,且每步电离都有各自的电离平衡常数,以第一步电离为主.(2)影响电离平衡的因素,以ch3coohch3coo－＋h＋为例.加水、加冰醋酸,加碱、升温,使ch3cooh的电离平衡正向移动,加入ch3coona固体,加入浓盐酸,降温使ch3cooh电离平衡逆向移动. 2、盐类水解(1)水解实质盐溶于水后电离出的离子与水电离的h＋或oh－结合生成弱酸或弱碱,从而打破水的电离平衡,使水继续电离,称为盐类水解.(2)水解类型及规律①强酸弱碱盐水解显酸性.②强碱弱酸盐水解显碱性.ch3coona＋h2och3cooh＋naoh③强酸强碱盐不水解.④弱酸弱碱盐双水解.al2s3＋6h2o＝2al(oh)3↓＋3h2s↑(3)水解平衡的移动加热、加水可以促进盐的水解,加入酸或碱能抑止盐的水解,另外,弱酸根阴离子与弱碱阳离子相混合时相互促进水解.三、沉淀溶解平衡1、沉淀溶解平衡与溶度积(1)概念当固体溶于水时,固体溶于水的速率和离子结合为固体的速率相等时,固体的溶解与沉淀的生成达到平衡状态,称为沉淀溶解平衡.其平衡常数叫做溶度积常数,简称溶度积,用ksp表示.pbi2(s)pb2+(aq)＋2i－(aq)(2)溶度积ksp的特点ksp只与难溶电解质的性质和温度有关,与沉淀的量无关,且溶液中离子浓度的变化能引起平衡移动,但并不改变溶度积.ksp反映了难溶电解质在水中的溶解能力.2、沉淀溶解平衡的应用(1)沉淀的溶解与生成根据浓度商qc与溶度积ksp的大小比较,规则如下：qc＝ksp时,处于沉淀溶解平衡状态.qc＞ksp时,溶液中的离子结合为沉淀至平衡.qc＜ksp时,体系中若有足量固体,固体溶解至平衡.(2)沉淀的转化根据溶度积的大小,可以将溶度积大的沉淀可转化为溶度积更小的沉淀,这叫做沉淀的转化.沉淀转化实质为沉淀溶解平衡的移动.四、离子反应1、离子反应发生的条件(1)生成沉淀既有溶液中的离子直接结合为沉淀,又有沉淀的转化.(2)生成弱电解质主要是h＋与弱酸根生成弱酸,或oh－与弱碱阳离子生成弱碱,或h＋与oh－生成h2o.(3)生成气体生成弱酸时,很多弱酸能分解生成气体.(4)发生氧化还原反应强氧化性的离子与强还原性离子易发生氧化还原反应,且大多在酸性条件下发生.2、离子反应能否进行的理论判据(1)根据焓变与熵变判据(2)根据平衡常数判据离子反应的平衡常数很大时,表明反应的趋势很大.3、离子反应的应用(1)判断溶液中离子能否大量共存相互间能发生反应的离子不能大量共存,注意题目中的隐含条件. (2)用于物质的定性检验根据离子的特性反应,主要是沉淀的颜色或气体的生成,定性检验特征性离子.(3)用于离子的定量计算常见的有酸碱中和滴定法、氧化还原滴定法.(4)生活中常见的离子反应.硬水的形成及软化涉及到的离子反应较多,主要有：ca2＋、mg2＋的形成.caco3＋co2＋h2o＝ca2＋＋2hco3－mgco3＋co2＋h2o＝mg2＋＋2hco3－加热煮沸法降低水的硬度：ca2＋＋2hco3－caco3↓＋co2↑＋h2omg2＋＋2hco3－mgco3↓＋co2↑＋h2o或加入na2co3软化硬水：。
高中化学选修4
高中化学选修4高中化学选修4，是在高中化学课程基础上的拓展和深化，主要内容包括化学反应动力学、平衡反应、电化学、有机化学、高分子化学等。
一、化学反应动力学化学反应动力学是研究化学反应速率及其影响因素的学科。
其中重要的实验方法有试管法和初始斜率法。
在反应速率的计算中，反应级数和速率常数是非常重要的概念。
化学反应的速率与反应物的浓度、温度、催化剂等因素有关。
二、平衡反应平衡反应是指反应物在化学反应过程中达到均衡状态的过程。
这种状态是动态的，即反应物继续发生反应，但是反应速率达到了一个定值。
平衡常数及其计算是平衡反应的关键。
三、电化学电化学是研究电化合反应和电解质溶液性质的学科。
电化合反应是在电场作用下，在电极表面发生的化学反应。
电解质溶液性质是指在特定条件下的电导率、离子迁移速率和电化学反应比较稳定以及其他一些性质。
在电化学领域中，重要的实验方法有电解和电化学计量法。
四、有机化学有机化学是研究有机物（碳化合物）化学性质和合成方法的学科。
有机物是指含有碳和氢元素的化合物，它们的化学性质和反应机理具有特殊性质，例如亲电性、亲核性、芳香性等。
有机化学有很多的应用，例如医药、化妆品和材料等。
五、高分子化学高分子化学是研究大分子化合物及其合成方法和性质的学科。
高分子化合物是由许多分子单元通过化学键连接而成的大分子化合物，例如聚合物、纤维素等。
高分子化学在材料、电子、医药等领域有广泛的应用。
综上所述，高中化学选修4涵盖了很多基础的涨姿势的知识点，同时也涉及了一些基础实验和计算方法。
除此之外，还有很多的应用领域。
高中生学习化学选修4不仅能够拓展知识面，提高动手能力，还有助于理解和探究化学的本质和实用价值。
高中化学选修四第一章燃烧热 能源知识点
第二节燃烧热能源大地二中张清泉一、燃烧热1、概念：25℃，101KPa时，1mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时放出的热量，单位用kJ/mol表示。
2、注意要点：○1反应条件：25℃，101KPa；○2反应程度：完全燃烧；○3反应物的量：燃烧物的物质的量：1mol。
○4反应产物：元素完全燃烧时对应的氧化物3、燃烧热热化学方程式的书写原则：燃烧热是以1mol物质完全燃烧所放出的热量来定义的，因此在书写它的热化学方程式时，应以1mol燃烧物质为标准来配平其余物质的化学计量数3、燃烧热的计算：=n（可燃物）（为可燃物燃烧反应所放出的热量，n为可燃物的物质的量，为可燃物的燃烧热）【习题一】（2017秋•武昌区期中）下列关于燃烧热的说法正确的是（）A．燃烧反应放出的热量就是该反应的燃烧热B．1 mol可燃物质发生氧化反应所放出的热量就是燃烧热C．1 mol可燃物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量就是燃烧热D．在25℃、101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量是燃烧热【考点】燃烧热．【专题】燃烧热的计算．【分析】燃烧热的条件是在25℃、1.01×105Pa下，必须是1mol物质完全燃烧并且生成的物质为最稳当的氧化物，燃烧热的热化学方式的计量系数必须是1，燃烧是发光发热的剧烈的氧化还原反应，不一定有氧气参加，据此解答．【解答】解：A．燃烧热必须是可燃物质完全燃烧生成稳定的氧化物放出的热量，故A错误；B．1 mol可燃物质发生氧化反应生成最稳当的氧化物所放出的热量就是燃烧热，故B错误；C．25℃、1.01×105Pa下，必须是1mol物质完全燃烧并且生成的物质为最稳当的氧化物时所放出的热量，故C错误；D．25℃、101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量是燃烧热，故D正确；故选：D。
【习题二】（2016秋•朝阳区校级期末）已知H2的燃烧热是akJ/mol，由H2、CO按3：1比例组成的混合物2mo，完全燃烧并恢复常温吋，放出的热量为bkJ，则CO的燃烧热为（kJ/mol）为（）A．2b-3a B．3a-2b C． D．【考点】燃烧热．【专题】化学反应中的能量变化．【分析】设CO的燃烧热为xkJ•mol-1，又H2的燃烧热是akJ/mol，所以由H2、CO按3：1比例组成的混合物2mol，完全燃烧并恢复到常温吋，放出的热量为bkJ，可得，据此计算．【解答】解：设CO的燃烧热为xkJ•mol-1，又H2的燃烧热是akJ/mol，所以由H2、CO按3：1比例组成的混合2mol，完全烧并恢复到常温吋，放出的热量为bkJ，可得，则解得x=2b-3a，故选：A。
高中化学选修四 水溶液中的离子平衡知识点归纳
b.浓度：浓度越小，水解程度越大； c.外加酸碱：水解显酸性的盐加酸抑制水解加碱促进水解
水溶液中的离子平衡
24．水玻璃溶液与稀硫酸反应 SiO32- + H2O +2H+ = H4SiO4↓
离子反应
高考易错离子反应方程式
25．二氧化氮与水反应 3NO2 + H2O = 2H+ +2NO3- + NO
26．铵根离子的检验 NH4+ + OH— = NH3↑ + H2O
27．氨水吸收少量二氧化硫 2NH3·H2O +Байду номын сангаасSO2 = 2NH4+ + SO32- + H2O 或2NH3 + H2O + SO2 = 2NH4+ + SO32-
2、酸式盐溶液酸碱性的判断 强酸的酸式盐溶液一定呈酸性；弱酸的酸式盐溶液要看酸式酸根离子
的水解程度和电离程度谁更大：
呈碱性：NaHCO3、NaHS、NaHPO4； 呈酸性：NaHSO4、NaH2PO4。
水溶液中的离子平衡
考点：盐类水解的应用——加热蒸发盐溶液所得固体的规律 A、不水解，加热也不分解的得到该盐的晶体；Na2SO4 B、挥发性强酸弱碱盐溶液得到金属氢氧化物或金属氧化物；AlCl3、
离子反应
高考易错离子反应方程式 9． 碳酸钙与盐酸的反应
CaCO3 + 2H+ = Ca2+ + CO2↑+H2O 10．碳酸钙与醋酸的反应
最新【人教版】高中化学选修4知识点总结：第四章电化学基础
第四章电化学基础一、原电池课标要求1、掌握原电池的工作原理2、熟练书写电极反应式和电池反应方程式要点精讲1、原电池的工作原理（1）原电池概念：化学能转化为电能的装置，叫做原电池。
若化学反应的过程中有电子转移，我们就可以把这个过程中的电子转移设计成定向的移动，即形成电流。
只有氧化还原反应中的能量变化才能被转化成电能；非氧化还原反应的能量变化不能设计成电池的形式被人类利用，但可以以光能、热能等其他形式的能量被人类应用。
（2）原电池装置的构成①有两种活动性不同的金属（或一种是非金属导体）作电极。
②电极材料均插入电解质溶液中。
③两极相连形成闭合电路。
（3）原电池的工作原理原电池是将一个能自发进行的氧化还原反应的氧化反应和还原反应分别在原电池的负极和正极上发生，从而在外电路中产生电流。
负极发生氧化反应，正极发生还原反应，简易记法：负失氧，正得还。
2、原电池原理的应用（1）依据原电池原理比较金属活动性强弱①电子由负极流向正极，由活泼金属流向不活泼金属，而电流方向是由正极流向负极，二者是相反的。
②在原电池中，活泼金属作负极，发生氧化反应；不活泼金属作正极，发生还原反应。
③原电池的正极通常有气体生成，或质量增加；负极通常不断溶解，质量减少。
（2）原电池中离子移动的方向①构成原电池后，原电池溶液中的阳离子向原电池的正极移动，溶液中的阴离子向原电池的负极移动；②原电池的外电路电子从负极流向正极，电流从正极流向负极。
注：外电路：电子由负极流向正极，电流由正极流向负极；内电路：阳离子移向正极，阴离子移向负极。
3、原电池正、负极的判断方法：（1）由组成原电池的两极材料判断一般是活泼的金属为负极，活泼性较弱的金属或能导电的非金属为正极。
（2）根据电流方向或电子流动方向判断。
电流由正极流向负极；电子由负极流向正极。
（3）根据原电池里电解质溶液内离子的流动方向判断在原电池的电解质溶液内，阳离子移向正极，阴离子移向负极。
（4）根据原电池两极发生的变化来判断原电池的负极失电子发生氧化反应，其正极得电子发生还原反应。
高中化学选修4专题-水溶液的离子平衡汇总
高中化学选修4 第三章（水溶液中的离子平衡）专题基础知识总结第一节弱电解质的电离电解质：在水溶液或熔融状态下能导电的化合物。
非电解质：在水溶液里和熔融状态下都不能导电的化合物。
讨论条件：热稳性较差的电解质只讨论它们在水溶液中的电离，易与水反应的电解质只讨论它们在熔融状态下的电离。
【注意】（1）电解质和非电解质都是指化合物，认为除电解质外的物质均是非电解质的说法是错误的。
单质和混合物既不是电解质也不是非电解质。
（2）必须是在水分子的作用下或受热熔化后，本身直接电离出自由移动的离子的化合物才是电解质。
并不是溶于水能导电的化合物都是电解质。
如SO3、NH3等溶于水都能导电，但SO3、NH3是非电解质。
（3）只要具备在水溶液或熔融状态下能够导电其中一个条件的化合物即为电解质。
（4）某些离子型氧化物，如Na2O、CaO等，讨论时要注意讨论条件。
虽然溶于水后电离出来的自由离子不是自身电离的，但在熔化时却可以自身电离，且完全电离，故属于强电解质。
（5）电解质不一定在任何状态下都导电，导电物质不一定是电解质；非电解质不导电，不导电的物质不一定是非电解质。
本质：电解质本身电离出自由移动的离子。
判断化合物是电解质还是非电解质的方法：主要看该化合物在溶于水或熔化时自身是否电离出阴阳离子：能电离的属电解质，不能电离的属非电解质。
水溶液是否能导电，只能是判断是否是电解质的参考因素。
酸、碱、盐和离子化的氧化物一般属于电解质。
电离方程式的书写规范：（1）强电解质的电离用等号，弱电解质的电离用可逆号。
（2）多元弱酸分步电离，故需分步书写电离方程式，但第一步是主要的；应使用可逆号。
（3）多元弱碱分步电离，电离方程式不要求分步写；应使用可逆号。
（4）两性氢氧化物双向电离。
（5）在水溶液中，强酸的酸式盐完全电离，弱酸的酸式盐分步电离，第一步只电离出酸式根离子和阳离子。
（6）在熔融状态下，强酸的酸式盐只电离出酸式根离子和阳离子。
典型电离方程式（参考化学2—必修）：氯化钠：盐酸：氢氧化钠：硫酸钡（熔融态）：氢氧化钙（澄清溶液）：氢氧化钙（浊液、石灰乳）：氢氧化铝（酸式、碱式电离）：氢氧化铁（部分电离）：一水合氨（部分电离）：醋酸（部分电离）：碳酸（分步电离）：磷酸（分步电离）：明矾（复盐）：硫酸氢钠（水溶液中）：硫酸氢钠（熔融态）：碳酸氢钠（水溶液中）：碳酸氢钠（熔融态）：强电解质：在水溶液里或熔融状态下能够全部电离的电解质叫强电解质。
高中化学选修4第二章知识点总结
第二章《化学反应速率和化学平衡》知识点总结一、化学反应速率1. 化学反应速率（v）⑴定义：用来衡量化学反应的快慢，单位时间内反应物或生成物的物质的量的变化⑵表示方法：单位时间内反应浓度的减少或生成物浓度的增加来表示⑶计算公式：v=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：浓度变化，Δt：时间）单位：mol/（L·s）⑷影响因素：①决定因素（内因）：反应物的性质（决定因素）②条件因素（外因）：反应所处的条件2.※注意：（1）、参加反应的物质为固体和液体，由于压强的变化对浓度几乎无影响，可以认为反应速率不变。
（2）、惰性气体对于速率的影响①恒温恒容时：充入惰性气体→各物质浓度不变→反应速率不变②恒温恒压时：充入惰性气体→体积增大→各反应物浓度减小→反应速率减慢练习1：锌和稀硫酸反应，向反应混合溶液中加入下列物质，判断正确的是（）A.加入醋酸钠固体，反应速率加快B.加入硫酸氢钠固体，反应速率加快C.加入水，产生氢气的体积减小D.加入少量硫酸铜，产生的氢气量不变练习2：在容积为2 L的密闭容器中进行如下反应：A(g)＋2B(g)3C(g)＋n D(g)，开始时A为4 mol，B为6 mol；5 min末时测得C的物质的量为3 mol，用D表示的化学反应速率v(D)为0.2 mol·L－1·min－1。
计算：(1)5 min末A的物质的量浓度为____________________________________________。
(2)前5 min内用B表示的化学反应速率v(B)为_________________________________。
(3)化学方程式中n值为_____________________________________________________。
(4)此反应在四种不同情况下的反应速率分别为①v(A)＝5 mol·L－1·min－1 ②v(B)＝6 mol·L－1·min－1③v(C)＝4.5 mol·L－1·min－1 ④v(D)＝8 mol·L－1·min－1其中反应速率最快的是______________(填编号)。
高中化学选修四第四章原电池知识点
第一节原电池一、工作原理1、概念：化学能转化为电能的装置叫做原电池。
（还原剂在负极上失电子发生氧化反应，电子通过外电路输送到正极上，氧化剂在正极上得电子发生还原反应）2、形成条件：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○4发生的反应是自发的氧化还原反应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、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）根据实验现象溶解的一极为负极增重或有气泡一极为正极5、常见电极：○1活泼性不同的金属：如锌铜原电池，锌作负极，铜作正极；○2金属和非金属（非金属必须能导电）：如锌锰干电池，锌作负极，石墨作正极；○3金属与化合物如：铅蓄电池，铅板作负极，二氧化铅作正极；○4惰性电极如：氢氧燃料电池，电极均为铂。
【习题一】（2018•曲靖一模）下列有关电池的说法不正确的是（）A．手机上用的锂离子电池属于二次电池B．锌锰干电池中，锌电极是负极C．甲醇燃料电池可把化学能转化为电能D．铜锌原电池电子沿外电路从铜电极流向锌电极【考点】原电池和电解池的工作原理．【专题】电化学专题．【分析】A．锂离子电池能充放电，属于二次电池；B．锌锰干电池中，锌作负极、二氧化锰作正极；C．甲醇燃料电池属于原电池；D．铜锌原电池中，电子从负极沿导线流向正极．【解答】解：A．锂离子电池能充放电，属于二次电池，放电时是将化学能转化为电能，充电时是将电能转化为化学能，故A正确；B．锌锰干电池中，锌易失电子发生氧化反应而作负极、二氧化锰得电子发生还原反应而作正极，故B正确；C．甲醇燃料电池属于原电池，是将化学能转化为电能的装置，故C正确；D．铜锌原电池中，锌作负极、Cu作极，电子从负极锌沿导线流向正极铜，故D 错误；故选：D。
高中化学选修4知识点归纳总结
高中化学选修4知识点归纳总结第一章化学反应与能量一、焓变反应热1．反应热：一定条件下，一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量2．焓变(ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应（1）.符号：△H （2）.单位：kJ/mol3.产生原因：化学键断裂——吸热化学键形成——放热放出热量的化学反应。
(放热>吸热) △H 为“—”或△H <0吸收热量的化学反应。
（吸热>放热）△H 为“+”或△H >0☆常见的放热反应：①所有的燃烧反应②酸碱中和反应③大多数的化合反应④金属与酸的反应⑤生石灰和水反应⑥浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等☆常见的吸热反应：①晶体Ba(OH) 2?8H2O与NH4Cl ②大多数的分解反应③以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应④铵盐溶解等二、热化学方程式书写化学方程式注意要点:①热化学方程式必须标出能量变化。
②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（g,l,s分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq表示）③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。
④热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数⑤各物质系数加倍，△H加倍；反应逆向进行，△H改变符号，数值不变三、燃烧热1．概念：25 ℃，101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。
燃烧热的单位用kJ/mol表示。
※注意以下几点：①研究条件：101 kPa②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。
③燃烧物的物质的量：1 mol④研究内容：放出的热量。
（ΔH<0，单位kJ/mol）四、中和热1．概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1mol H2O，这时的反应热叫中和热。
2．强酸与强碱的中和反应其实质是H+和OH-反应，其热化学方程式为：H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) ，ΔH=－57.3kJ/mol3．弱酸或弱碱电离要吸收热量，所以它们参加中和反应时的中和热小于57.3kJ/mol。
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高中化学选修4知识点总结第1章、化学反应与能量转化化学反应的实质是反应物化学键的断裂和生成物化学键的形成，化学反应过程中伴随着能量的释放或吸收。
一、化学反应的热效应1、化学反应的反应热(1)反应热的概念：当化学反应在一定的温度下进行时，反应所释放或吸收的热量称为该反应在此温度下的热效应，简称反应热。
用符号Q表示。
(2)反应热与吸热反应、放热反应的关系。
Q＞0时，反应为吸热反应；Q＜0时，反应为放热反应。
(3)反应热的测定测定反应热的仪器为量热计，可测出反应前后溶液温度的变化，根据体系的热容可计算出反应热，计算公式如下：Q＝－C(T2－T1)式中C表示体系的热容，T1、T2分别表示反应前和反应后体系的温度。
实验室经常测定中和反应的反应热。
2、化学反应的焓变(1)反应焓变物质所具有的能量是物质固有的性质，可以用称为“焓”的物理量来描述，符号为H，单位为kJ·mol-1。
反应产物的总焓与反应物的总焓之差称为反应焓变，用ΔH表示。
(2)反应焓变ΔH与反应热Q的关系。
对于等压条件下进行的化学反应，若反应中物质的能量变化全部转化为热能，则该反应的反应热等于反应焓变，其数学表达式为：Qp＝ΔH＝H(反应产物)－H(反应物)。
(3)反应焓变与吸热反应，放热反应的关系：ΔH＞0，反应吸收能量，为吸热反应。
ΔH＜0，反应释放能量，为放热反应。
(4)反应焓变与热化学方程式：把一个化学反应中物质的变化和反应焓变同时表示出来的化学方程式称为热化学方程式，如：H2(g)＋O2(g)＝H2O(l)；ΔH(298K)＝－285.8kJ·mol－1书写热化学方程式应注意以下几点：①化学式后面要注明物质的聚集状态：固态(s)、液态(l)、气态(g)、溶液(aq)。
②化学方程式后面写上反应焓变ΔH，ΔH的单位是J·mol－1或kJ·mol－1，且ΔH后注明反应温度。
③热化学方程式中物质的系数加倍，ΔH的数值也相应加倍。
3、反应焓变的计算(1)盖斯定律对于一个化学反应，无论是一步完成，还是分几步完成，其反应焓变一样，这一规律称为盖斯定律。
(2)利用盖斯定律进行反应焓变的计算。
常见题型是给出几个热化学方程式，合并出题目所求的热化学方程式，根据盖斯定律可知，该方程式的ΔH为上述各热化学方程式的ΔH的代数和。
(3)根据标准摩尔生成焓，Δf H mθ计算反应焓变ΔH。
对任意反应：aA＋bB＝cC＋dDΔH＝［cΔf H mθ(C)＋dΔf H mθ(D)］－［aΔf H mθ(A)＋bΔf H mθ(B)］二、电能转化为化学能——电解1、电解的原理(1)电解的概念：在直流电作用下，电解质在两上电极上分别发生氧化反应和还原反应的过程叫做电解。
电能转化为化学能的装置叫做电解池。
(2)电极反应：以电解熔融的NaCl为例：阳极：与电源正极相连的电极称为阳极，阳极发生氧化反应：2Cl－→Cl2↑＋2e－。
阴极：与电源负极相连的电极称为阴极，阴极发生还原反应：Na＋＋e－→Na。
总方程式：2NaCl(熔)2Na＋Cl2↑2、电解原理的应用(1)电解食盐水制备烧碱、氯气和氢气。
阳极：2Cl－→Cl2＋2e－阴极：2H＋＋e－→H2↑总反应：2NaCl＋2H2O2NaOH＋H2↑＋Cl2↑(2)铜的电解精炼。
粗铜(含Zn、Ni、Fe、Ag、Au、Pt)为阳极，精铜为阴极，CuSO4溶液为电解质溶液。
阳极反应：Cu→Cu2＋＋2e－，还发生几个副反应Zn→Zn2＋＋2e－；Ni→Ni2＋＋2e－Fe→Fe2＋＋2e－Au、Ag、Pt等不反应，沉积在电解池底部形成阳极泥。
阴极反应：Cu2＋＋2e－→Cu(3)电镀：以铁表面镀铜为例待镀金属Fe为阴极，镀层金属Cu为阳极，CuSO4溶液为电解质溶液。
阳极反应：Cu→Cu2＋＋2e－阴极反应： Cu2＋＋2e－→Cu三、化学能转化为电能——电池1、原电池的工作原理(1)原电池的概念：把化学能转变为电能的装置称为原电池。
(2)Cu－Zn原电池的工作原理：如图为Cu－Zn原电池，其中Zn为负极，Cu为正极，构成闭合回路后的现象是：Zn片逐渐溶解，Cu片上有气泡产生，电流计指针发生偏转。
该原电池反应原理为：Zn失电子，负极反应为：Zn→Zn2＋＋2e－；Cu得电子，正极反应为：2H＋＋2e－→H2。
电子定向移动形成电流。
总反应为：Zn＋CuSO4＝ZnSO4＋Cu。
(3)原电池的电能若两种金属做电极，活泼金属为负极，不活泼金属为正极；若一种金属和一种非金属做电极，金属为负极，非金属为正极。
2、化学电源(1)锌锰干电池负极反应：Zn→Zn2＋＋2e－；正极反应：2NH4＋＋2e－→2NH3＋H2；(2)铅蓄电池负极反应：Pb＋SO42－PbSO4＋2e－正极反应：PbO2＋4H＋＋SO42－＋2e－PbSO4＋2H2O放电时总反应：Pb＋PbO2＋2H2SO4＝2PbSO4＋2H2O。
充电时总反应：2PbSO4＋2H2O＝Pb＋PbO2＋2H2SO4。
(3)氢氧燃料电池负极反应：2H2＋4OH－→4H2O＋4e－正极反应：O2＋2H2O＋4e－→4OH－电池总反应：2H2＋O2＝2H2O3、金属的腐蚀与防护(1)金属腐蚀金属表面与周围物质发生化学反应或因电化学作用而遭到破坏的过程称为金属腐蚀。
(2)金属腐蚀的电化学原理。
生铁中含有碳，遇有雨水可形成原电池，铁为负极，电极反应为：Fe→Fe2＋＋2e－。
水膜中溶解的氧气被还原，正极反应为：O2＋2H2O＋4e－→4OH－，该腐蚀为“吸氧腐蚀”，总反应为：2Fe＋O2＋2H2O＝2Fe(OH)2，Fe(OH)2又立即被氧化：4Fe(OH)2＋2H2O＋O2＝4Fe(OH)3，Fe(OH)3分解转化为铁锈。
若水膜在酸度较高的环境下，正极反应为：2H+＋2e－→H2↑，该腐蚀称为“析氢腐蚀”。
(3)金属的防护金属处于干燥的环境下，或在金属表面刷油漆、陶瓷、沥青、塑料及电镀一层耐腐蚀性强的金属防护层，破坏原电池形成的条件。
从而达到对金属的防护；也可以利用原电池原理，采用牺牲阳极保护法。
也可以利用电解原理，采用外加电流阴极保护法。
第2章、化学反应的方向、限度与速率(1、2节)原电池的反应都是自发进行的反应，电解池的反应很多不是自发进行的，如何判定反应是否自发进行呢？一、化学反应的方向1、反应焓变与反应方向放热反应多数能自发进行，即ΔH＜0的反应大多能自发进行。
有些吸热反应也能自发进行。
如NH4HCO3与CH3COOH的反应。
有些吸热反应室温下不能进行，但在较高温度下能自发进行，如CaCO3高温下分解生成CaO、CO2。
2、反应熵变与反应方向熵是描述体系混乱度的概念，熵值越大，体系混乱度越大。
反应的熵变ΔS 为反应产物总熵与反应物总熵之差。
产生气体的反应为熵增加反应，熵增加有利于反应的自发进行。
3、焓变与熵变对反应方向的共同影响ΔH－TΔS＜0反应能自发进行。
ΔH－TΔS＝0反应达到平衡状态。
ΔH－TΔS＞0反应不能自发进行。
在温度、压强一定的条件下，自发反应总是向ΔH－TΔS＜0的方向进行，直至平衡状态。
二、化学反应的限度1、化学平衡常数(1)对达到平衡的可逆反应，生成物浓度的系数次方的乘积与反应物浓度的系数次方的乘积之比为一常数，该常数称为化学平衡常数，用符号K表示。
(2)平衡常数K的大小反映了化学反应可能进行的程度(即反应限度)，平衡常数越大，说明反应可以进行得越完全。
(3)平衡常数表达式与化学方程式的书写方式有关。
对于给定的可逆反应，正逆反应的平衡常数互为倒数。
(4)借助平衡常数，可以判断反应是否到平衡状态：当反应的浓度商Q c与平衡常数K c相等时，说明反应达到平衡状态。
2、反应的平衡转化率(1)平衡转化率是用转化的反应物的浓度与该反应物初始浓度的比值来表示。
如反应物A的平衡转化率的表达式为：α（A）＝(2)平衡正向移动不一定使反应物的平衡转化率提高。
提高一种反应物的浓度，可使另一反应物的平衡转化率提高。
(3)平衡常数与反应物的平衡转化率之间可以相互计算。
3、反应条件对化学平衡的影响(1)温度的影响升高温度使化学平衡向吸热方向移动；降低温度使化学平衡向放热方向移动。
温度对化学平衡的影响是通过改变平衡常数实现的。
(2)浓度的影响增大生成物浓度或减小反应物浓度，平衡向逆反应方向移动；增大反应物浓度或减小生成物浓度，平衡向正反应方向移动。
温度一定时，改变浓度能引起平衡移动，但平衡常数不变。
化工生产中，常通过增加某一价廉易得的反应物浓度，来提高另一昂贵的反应物的转化率。
(3)压强的影响ΔVg＝0的反应，改变压强，化学平衡状态不变。
ΔVg≠0的反应，增大压强，化学平衡向气态物质体积减小的方向移动。
(4)勒夏特列原理由温度、浓度、压强对平衡移动的影响可得出勒夏特列原理：如果改变影响平衡的一个条件(浓度、压强、温度等)平衡向能够减弱这种改变的方向移动。
【例题分析】例1、已知下列热化学方程式：(1)Fe2O3(s)＋3CO(g)＝2Fe(s)＋3CO2(g) ΔH＝－25kJ/mol(2)3Fe2O3(s)＋CO(g)＝2Fe3O4(s)＋CO2(g) ΔH＝－47kJ/mol(3)Fe3O4(s)＋CO(g)＝3FeO(s)＋CO2(g) ΔH＝＋19kJ/mol写出FeO(s)被CO还原成Fe和CO2的热化学方程式。
解析：依据盖斯定律：化学反应不管是一步完成还是分几步完成，其反应热是相同的。
我们可从题目中所给的有关方程式进行分析：从方程式(3)与方程式(1)可以看出有我们需要的有关物质，但方程式(3)必须通过方程式(2)有关物质才能和方程式(1)结合在一起。
将方程式(3)×2＋方程式(2)；可表示为(3)×2＋(2)得：2Fe3O4(s)＋2CO(g)＋3Fe2O3(s)＋CO(g)＝6FeO(s)＋2CO2(g)＋2Fe3O4(s)＋CO2(g)；ΔH＝＋19kJ/mol×2＋(－47kJ/mol)整理得方程式(4)：Fe2O3(s)＋CO(g)＝2FeO(s)＋CO2(g)；ΔH＝－3kJ/mol 将(1)－(4)得2CO(g)＝2Fe(s)＋3CO2(g)－2FeO(s)－CO2(g)；ΔH＝－25kJ/mol－(－3kJ/mol)整理得：FeO(s)＋CO(s)＝Fe(s)＋CO2(g)；ΔH＝－11kJ/mol答案：FeO(s)＋CO(s)＝Fe(s)＋CO2(g)；ΔH＝－11kJ/mol例2、熔融盐燃料电池具有高的发电效率，因而得到重视，可用Li2CO3和Na2CO3的熔融盐混合物作用电解质，CO为阳极燃气，空气与CO2的混合气体为阴极助燃气，制得在650℃下工作的燃料电池，完成有关的电池反应式：阳极反应式：2CO＋2CO32－→4CO2＋4e－阴极反应式：；总电池反应式：。