高中化学选修_第四章知识点分类总结
新课标高中化学选修4知识点总结(很全)
化学选修4化学反应与原理章节知识点大全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(1)反应热是化学变化中能量变化的一种通常的表现形式。
此外还有其他形式的能量，如：光、动能等。
(2)物质本身能量状态越低，物质越稳定，要破坏其组成的化学键需要的能量越多（吸热多）；物质本身能量状态越高，越不稳定，要破坏其组成的化学键需要的能量越少（吸热少）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NH4Cl②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。
（0℃、101kPa可不标）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，如：S-S02 C-CO2 H2-H20(l)③燃烧物的物质的量：1 mol④研究内容：放出的热量。
高中化学选修4知识点总结(详细版)
化学选修4化学反应与原理第一章化学反应与能量一、焓变反应热1．反应热：化学反应过程中所放出或吸收的热量，任何化学反应都有反应热，因为任何化学反应都会存在热量变化，即要么吸热要么放热。
反应热可以分为（燃烧热、中和热、溶解热） 2．焓变(ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应.符号：△H.单位：kJ/mol ，即：恒压下：焓变=反应热，都可用ΔH表示，单位都是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也可以利用计算△H来判断是吸热还是放热。
△H=生成物所具有的总能量-反应物所具有的总能量=反应物的总键能-生成物的总键能☆常见的放热反应：①所有的燃烧反应②所有的酸碱中和反应③大多数的化合反应④金属与水或酸的反应⑤生石灰（氧化钙）和水反应⑥铝热反应等☆常见的吸热反应：①晶体Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl②大多数的分解反应③条件一般是加热或高温的反应☆区分是现象（物理变化）还是反应（生成新物质是化学变化），一般铵盐溶解是吸热现象，别的物质溶于水是放热。
4.能量与键能的关系：物质具有的能量越低，物质越稳定，能量和键能成反比。
5.同种物质不同状态时所具有的能量：气态>液态>固态6.常温是指25，101.标况是指0,101.7.比较△H时必须连同符号一起比较。
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，即反应热△H，△H对应的正负号都不能省。
②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（s,l, g分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq表示）③热化学反应方程式不标条件，除非题中特别指出反应时的温度和压强。
④热化学方程式中的化学计量数表示物质的量，不表示个数和体积，可以是整数，也可以是分数⑤各物质系数加倍，△H加倍，即：△H和计量数成比例；反应逆向进行，△H改变符号，数值不变。
高三化学选修四必背知识点
高三化学选修四必背知识点一、电子结构与元素周期律1. 电子结构的构建在原子核周围，电子围绕着不同能级，每个能级又有不同的轨道，每个轨道可容纳特定数量的电子。
2. 元素周期表的构建元素周期表按照元素的原子序数（即原子核中的质子数）排列，同时按照化学性质分类。
（1）主族元素：周期表的1A到8A族，具有相似的化学性质，最外层轨道的电子数相同。
（2）过渡元素：元素周期表的第3周期到第2B组的元素，它们的最外层轨道电子数不同。
二、化学键与晶体结构1. 离子键和晶体结构（1）离子键：由正负离子之间的电荷相互吸引而形成的化学键。
（2）晶体结构：离子在晶格中有规律地排列，形成晶体结构。
2. 共价键和分子结构（1）共价键：由电子对共享形成的化学键。
（2）分子结构：由原子共享电子对来形成的分子。
三、化学反应动力学与化学平衡1. 化学反应速率反应速率表示单位时间内反应物消失或生成物生成的量。
2. 影响化学反应速率的因素（1）浓度：反应物浓度越高，反应速率越快。
（2）温度：温度升高，反应速率增加。
（3）催化剂：催化剂可降低反应的活化能，从而加快反应速率。
3. 化学平衡和平衡常数化学平衡发生在正向反应和逆向反应的速率相等时，系统达到稳定状态。
4. 影响化学平衡的因素（1）浓度和压力：增加反应物浓度或压力，可使平衡向生成物一侧移动。
（2）温度：温度升高，平衡反应向吸热的方向移动。
（3）催化剂：催化剂可加快正向和逆向反应速率，但不改变平衡位置。
四、化学反应的能量变化与化学动力学1. 热化学（1）焓变：在常压下，化学反应伴随的热量变化。
（2）焓变的计算：根据反应物和生成物的摩尔数以及相应的焓变值进行计算。
2. 化学动力学（1）反应速率：决定反应速率的因素包括反应物的浓度和温度。
（2）活化能：反应需要的最低能量，是反应物分子碰撞的最低能量。
（3）催化剂：可降低反应的活化能，从而加快反应速率。
五、氧化还原反应与电化学1. 氧化还原反应的基本概念（1）氧化：物质失去电子或氢原子，增加氧原子数。
高中化学选修四的知识点总结
高中化学选修四的知识点总结高中化学选修四的知识1化学反应速率和化学平衡一、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：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→总压增大，但是各分压不变，各物质浓度不变→反应速率不变②恒温恒体时：充入惰性气体→体积增大→各反应物浓度减小→反应速率减慢二、化学平衡(一)1.定义：化学平衡状态：一定条件下，当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时，更组成成分浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡”，这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态。
2、化学平衡的特征逆(研究前提是可逆反应)等(同一物质的正逆反应速率相等)动(动态平衡)定(各物质的浓度与质量分数恒定)变(条件改变，平衡发生变化)3、判断平衡的依据(二)影响化学平衡移动的因素1.浓度对化学平衡移动的影响(1)影响规律：在其他条件不变的情况下，增大反应物的浓度或减少生成物的浓度，都可以使平衡向正方向移动;增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，都可以使平衡向逆方向移动(2)增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，所以平衡不移动(3)在溶液中进行的反应，如果稀释溶液，反应物浓度减小，生成物浓度也减小，V正减小，V逆也减小，但是减小的程度不同，总的结果是化学平衡向反应方程式中化学计量数之和大的方向移动。
2、温度对化学平衡移动的影响影响规律：在其他条件不变的情况下，温度升高会使化学平衡向着吸热反应方向移动，温度降低会使化学平衡向着放热反应方向移动。
高二化学选修4知识点总结
高二化学选修4知识点总结一、化学基本概念和原理1. 物质的组成与结构- 原子和分子的基本性质- 元素周期表的结构与应用- 化学键的形成：离子键、共价键、金属键2. 化学反应的类型- 合成反应、分解反应- 置换反应、还原-氧化反应- 酸碱反应、沉淀反应3. 化学平衡- 反应速率的影响因素- 化学平衡的移动原理- Le Chatelier原理的应用4. 溶液与溶度- 溶液的分类与性质- 溶度积与溶解度的关系- 常见溶剂的性质和应用二、无机化学1. 非金属元素及其化合物- 非金属元素的特性- 氧化物、酸、碱的分类与性质- 非金属元素的重要化合物2. 金属元素及其化合物- 金属元素的特性- 金属的电化学行为- 常见金属及其重要化合物3. 配位化学- 配位键的形成- 配位化合物的命名与结构- 配位平衡与配位滴定三、有机化学1. 有机化合物的基础知识- 有机化合物的分类- 碳的杂化与分子几何- 有机反应的类型：取代反应、加成反应、消除反应2. 烃类化合物- 烷烃、烯烃、炔烃的结构与性质- 环烷烃与芳香烃的特点- 烃的来源与应用3. 官能团化学- 醇、酚、醚的化学性质- 醛、酮、羧酸及其衍生物的反应- 胺与酰胺的特性4. 有机合成- 有机合成的策略与方法- 保护基团的使用- 有机合成实例分析四、化学实验技能1. 常见化学实验操作- 溶液的配制与稀释- 常见仪器的使用与维护- 基本实验操作技能：加热、冷却、萃取、蒸馏2. 化学实验安全- 实验室安全规则- 化学品的储存与处理- 常见事故的预防与应急处理3. 化学实验设计与分析- 实验目的的明确与实验方案的设计- 数据的收集、处理与分析- 实验报告的撰写以上是高二化学选修4的知识点总结，涵盖了化学的基本概念、无机化学、有机化学以及实验技能等多个方面。
这些知识点是学生在高中阶段需要掌握的化学基础知识，对于理解化学现象、进行化学实验以及未来深入学习化学都具有重要意义。
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化学选修 4 化学反应与原理章节知识点大全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(1)反应热是化学变化中能量变化的一种通常的表现形式。
此外还有其他形式的能量，如：光、动能等。
(2)物质本身能量状态越低，物质越稳定，要破坏其组成的化学键需要的能量越多（吸热多）；物质本身能量状态越高，越不稳定，要破坏其组成的化学键需要的能量越少（吸热少）2．焓变 ( H)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 NH4Cl②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。
（ 0℃、 101kPa 可不标）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 kPaS-S0 C-CO H -H 0(l)②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物，如：2222③燃烧物的物质的量： 1 mol④研究内容：放出的热量。
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化学选修4化学反应与原理章节知识点大全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NH4Cl②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。
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 mol ④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。
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知识点总结第一章化学反应与能量考点1：吸热反应与放热反应1、吸热反应与放热反应的区别特别注意：反应是吸热还是放热与反应的条件没有必然的联系，而决定于反应物和生成物具有的总能量(或焓)的相对大小。
2、常见的放热反应①一切燃烧反应;②活泼金属与酸或水的反应;③酸碱中和反应;④铝热反应;⑤大多数化合反应(但有些化合反应是吸热反应，如：N2+O2=2NO，CO2+C=2CO等均为吸热反应)。
3、常见的吸热反应①Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl反应;②大多数分解反应是吸热反应③等也是吸热反应;④水解反应考点2：反应热计算的依据1.根据热化学方程式计算反应热与反应物各物质的物质的量成正比。
2.根据反应物和生成物的总能量计算ΔH=E生成物-E反应物。
3.根据键能计算ΔH=反应物的键能总和-生成物的键能总和。
4.根据盖斯定律计算化学反应的反应热只与反应的始态(各反应物)和终态(各生成物)有关，而与反应的途径无关。
即如果一个反应可以分步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成时的反应热是相同的。
温馨提示：①盖斯定律的主要用途是用已知反应的反应热来推知相关反应的反应热。
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|。
第二章化学反应速率与化学平衡考点1：化学反应速率1、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、影响化学反应速率的因素1)内因(主要因素)反应物本身的性质。
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为正反应的活化能，使用催化剂时的活化能为E3，反应热为E1-E2。
高中化学第四章 非金属及其化合物知识点总结
第四章 非金属及其化合物第一讲 碳、硅及无机非金属材料考点1 碳、硅单质及其重要化合物的性质一、碳、硅的单质1．存在：自然界中碳元素既有游离态，又有化合态，而硅元素因有亲氧性，所以仅有化合态。
碳单质主要有金刚石、石墨、C 60等同素异形体，硅单质主要有晶体硅和无定形硅两大类。
2．碳、硅单质的结构、物理性质与用途的比较碳、硅在参与化学反应时，一般表现还原性。
碳⎩⎪⎪⎨⎪⎪⎧与O 2反应⎩⎪⎨⎪⎧O 2（足量）：C ＋O 2=====点燃CO 2O 2（不足）：2C ＋O 2=====点燃2CO 与氧化物反应⎩⎪⎨⎪⎧CuO ：2CuO ＋C=====△2Cu ＋CO 2↑（冶炼金属）SiO 2：SiO 2＋2C=====高温Si ＋2CO ↑（制取粗硅）H 2O ：C ＋H 2O （g ）=====高温CO ＋H 2（制取水煤气）与强氧化性酸反应⎩⎪⎨⎪⎧浓H 2SO 4：C ＋2H 2SO 4（浓）=====△CO 2↑＋2SO 2↑＋2H 2O 浓HNO 3：C ＋4HNO 3（浓）=====△CO 2↑＋4NO 2↑＋2H 2O 二、碳、硅的氧化物 1．CO 的性质(1)物理性质：无色无味的气体，难溶于水。
能使人中毒的原因是其与人体中血红蛋白相结合，因缺氧而中毒。
(2)化学性质①可燃性：2CO ＋O 2=====点燃2CO 2。
②还原性：CO 还原Fe 2O 3的反应为Fe 2O 3＋3CO=====高温2Fe ＋3CO 2。
2．二氧化碳与二氧化硅的比较 (1)物理性质①熔、沸点：CO 2的熔、沸点比SiO 2的熔、沸点低。
②溶解性：CO 2可溶于水，SiO 2不溶于水。
(2)化学性质CO 2＋H 2OH 2CO 3CO 2：化工原料、灭火剂。
干冰用作制冷剂，人工降雨。
SiO 2：制光学仪器、石英玻璃。
水晶可制作饰品，常用来制造通讯材料光导纤维。
考点2 硅酸盐及无机非金属材料一、硅酸和硅酸钠 1．硅酸(H 2SiO 3)硅酸不溶于水，其酸性比碳酸弱，不能使紫色石蕊试液变红色。
化学选修一第四章知识点总结
化学选修一第四章知识点总结
化学选修一第四章的知识点总结如下：
1. 物质分类：了解不同类型的物质，如单质、化合物、纯净物、混合物等。
2. 化学式和化合价：学习如何根据物质的组成写出化学式，掌握化合价规则，理解化合价的计算方法。
3. 化学反应类型：了解不同类型的化学反应，如化合反应、分解反应、置换反应和复分解反应。
4. 化学反应的能量变化：理解化学反应中的能量变化，包括吸热反应和放热反应，以及它们对环境的影响。
5. 化学键：了解离子键、共价键和金属键的形成原理和特点，理解它们对物质性质的影响。
6. 氧化还原反应：掌握氧化还原反应的基本概念和原理，了解氧化剂和还原剂的特点和应用。
7. 配位键和配位化合物：了解配位键的形成原理和特点，了解配位化合物的组成和性质。
8. 电解原理及应用：了解电解原理，掌握电解池的构成和电解方程式的书写方法，了解电解的应用。
9. 有机化合物：了解有机化合物的分类、命名和性质，如烷烃、烯烃、芳香烃等。
10. 环境保护与绿色化学：了解化学对环境的影响，掌握绿色化学的原则和环保措施，树立环保意识。
通过以上知识点的掌握，可以对化学选修一第四章的内容有全面的了解，为进一步学习其他章节打下基础。
选修一化学第四章知识点总结
选修一化学第四章知识点总结化学选修一的第四章为“化学反应与电能”，这一章的知识对于我们理解化学能与电能之间的相互转化，以及在实际生活中的应用具有重要意义。
以下是对这一章知识点的详细总结。
一、原电池1、概念原电池是将化学能转化为电能的装置。
2、构成条件（1）两个活泼性不同的电极，其中一种电极能与电解质溶液发生自发的氧化还原反应。
（2）电解质溶液。
（3）形成闭合回路（导线连接或直接接触）。
3、工作原理以铜锌原电池为例，在稀硫酸溶液中，锌比铜活泼，锌失去电子被氧化成锌离子进入溶液，电子通过导线流向铜电极。
溶液中的氢离子在铜电极上得到电子被还原成氢气。
在这个过程中，电子的定向移动形成电流，从而实现了化学能向电能的转化。
4、电极名称（1）负极：发生氧化反应的电极，通常是较活泼的金属。
（2）正极：发生还原反应的电极，通常是较不活泼的金属或导电的非金属。
5、电极反应式的书写（1）负极：Zn 2e⁻＝ Zn²⁺（2）正极：2H⁺＋ 2e⁻＝ H₂↑6、原电池的应用（1）加快化学反应速率，例如在制取氢气时，粗锌比纯锌反应快。
（2）比较金属的活动性强弱。
（3）设计化学电源，如常见的干电池、蓄电池等。
二、化学电源1、一次电池（1）碱性锌锰干电池负极：Zn ＋ 2OH⁻ 2e⁻＝ ZnO ＋ H₂O正极：2MnO₂＋ 2H₂O ＋ 2e⁻＝ 2MnOOH ＋ 2OH⁻（2）银锌纽扣电池负极：Zn ＋ 2OH⁻ 2e⁻＝ ZnO ＋ H₂O正极：Ag₂O ＋ H₂O ＋ 2e⁻＝ 2Ag ＋ 2OH⁻2、二次电池（1）铅蓄电池放电时负极：Pb ＋ SO₄²⁻ 2e⁻＝ PbSO₄正极：PbO₂＋ 4H⁺＋ SO₄²⁻＋ 2e⁻＝ PbSO₄＋ 2H₂O 充电时阴极：PbSO₄＋ 2e⁻＝ Pb ＋ SO₄²⁻阳极：PbSO₄＋ 2H₂O 2e⁻＝ PbO₂＋ 4H⁺＋ SO₄²⁻（2）锂离子电池优点：质量轻、体积小、性能好、无污染等。
高二化学选修四知识点总结
高二化学选修四知识点总结高二化学选修四是化学学科中的一门选修课程，主要涉及有机化学和材料化学的相关知识。
通过学习本门选修课程，学生能够进一步深化对有机化学和材料化学的理解，为高中化学知识的进一步学习奠定基础。
本文将对高二化学选修四的知识点进行总结。
一、有机化学反应机理有机化学反应机理是有机化学研究中的重要内容，通过对反应机理的学习和研究，能够更好地理解有机化学反应的发生过程。
高二化学选修四中，我们学习了一些常见有机化学反应的机理，例如酯化反应、醇的脱水反应等。
在学习这些反应机理的过程中，我们需要了解反应的物质的结构、反应条件以及反应中间体的生成与消失等方面的知识。
同时，学习有机化学反应机理还可以帮助我们预测反应产物和控制反应条件，对于有机合成具有重要的意义。
二、有机合成反应有机合成反应是有机化学的核心内容之一，它研究的是如何通过有机化合物之间的反应，制备出我们所需要的目标化合物。
高二化学选修四中，我们学习了一些常见的有机合成反应，如取代反应、加成反应等。
在学习有机合成反应的过程中，我们需要了解反应的途径和条件，以及反应物的选择和合成步骤等方面的知识。
通过学习有机合成反应，我们可以更好地理解有机合成的原理，提高我们的实验操作能力，为日后的科学研究和应用提供基础。
三、材料化学材料化学是研究材料的组成、结构、性质以及材料的制备和应用等方面的科学。
高二化学选修四中，我们学习了一些材料化学的基本原理和方法，例如金属材料的结构与性质、无机非金属材料的结构与性质等。
通过学习材料化学，我们可以了解不同材料的特点和用途，加深对材料科学的理解，培养我们的实验技能和创新意识。
材料化学在现代科学和工程技术中起着重要的作用，掌握这门学科的知识对我们的未来发展具有重要的意义。
四、化学分析与判断化学分析与判断是研究物质成分、结构和性质以及判断未知物质的化学方法的科学。
高二化学选修四中，我们学习了一些常见的化学分析和判断方法，如酸碱滴定、络合滴定、红外光谱分析等。
高二化学第四章知识点总结
高二化学第四章知识点总结化学是一门重要的自然科学，它研究物质的性质、组成、结构、变化规律以及与能量的关系。
高二化学的第四章主要涉及物质的量与化学计算、溶液的配制与稀释、溶解度与溶解度曲线等知识点。
本文将对这些知识点进行总结，帮助同学们更好地理解和掌握高二化学的相关内容。
一、物质的量与化学计算1. 原子量和分子量的概念与计算方法。
原子量是指一个单质的相对原子质量，分子量则是一个分子的相对分子质量。
计算原子量和分子量时，需要根据元素周期表中的相对原子质量或者相对分子质量进行求解。
2. 物质的量的概念与计算方法。
物质的量用摩尔表示，其单位是mol。
物质的量和物质的质量之间可以通过物质的摩尔质量进行转换。
计算物质的量时，需要利用化学式和摩尔质量的关系来求解。
3. 反应物与生成物的计算。
通过化学方程式可以确定反应物与生成物之间的质量关系和物质的量关系。
可以利用反应的摩尔比来计算反应物的质量和生成物的质量。
二、溶液的配制与稀释1. 溶液的概念与组成。
溶液是由溶质和溶剂组成的均匀混合物。
溶质是指溶解在溶剂中的物质，溶剂则是指能够溶解其他物质的物质。
2. 溶液的浓度计算。
浓度是指溶液中溶质的含量，在化学中一般用质量浓度、体积浓度和摩尔浓度来表示。
计算浓度时，需根据定义公式计算相应的值，并将单位进行统一。
3. 溶液的配制与稀释。
配制溶液是指根据所需浓度和所需体积来制备溶液。
稀释溶液是指通过加入溶剂来减少溶液中溶质的浓度。
在配制和稀释溶液时，需要注意溶液的质量守恒以及计算所需的溶质质量和溶液的体积。
三、溶解度与溶解度曲线1. 溶解度的概念与表示方法。
溶解度是指溶液中溶质的最大溶解量，一般用单位质量溶剂所能溶解的溶质质量来表示。
溶解度可以用质量溶解度和摩尔溶解度来表示。
2. 影响溶解度的因素。
溶解度受溶质和溶剂的性质、温度以及压力等因素的影响。
常见的影响溶解度的因素有溶质的极性、温度的改变等。
3. 溶解度曲线的绘制。
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 mol ④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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第四章电化学基础第一节原电池原电池:1、概念: 化学能转化为电能得装置叫做原电池_______2、组成条件:①两个活泼性不同得电极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得电解质溶液,盐桥中阳离子移向正极得电解质溶液。
4、电极反应:以锌铜原电池为例:负极: 氧化反应: Zn－2e＝Zn2＋(较活泼金属)正极: 还原反应: 2H＋＋2e＝H2↑(较不活泼金属)总反应式: Zn+2H+=Zn2++H2↑5、正、负极得判断:(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)从电子得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得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__溶解得一极为负极__②增重或有气泡一极为正极第二节化学电池1、电池得分类:化学电池、太阳能电池、原子能电池2、化学电池:借助于化学能直接转变为电能得装置3、化学电池得分类: 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＋－2e-＝PbSO4↓正极(氧化铅): PbO2＋4H+＋＋2e-＝PbSO4↓＋2H2O充电:阴极: PbSO4＋2H2O－2e-＝PbO2＋4H+＋阳极: PbSO4＋2e-＝Pb＋两式可以写成一个可逆反应: PbO2＋2SO42PbSO4↓＋2H2O3、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: 就是使燃料与氧化剂反应直接产生电流得一种原电池2、电极反应:一般燃料电池发生得电化学反应得最终产物与燃烧产物相同,可根据燃烧反应写出总得电池反应,但不注明反应得条件。
,负极发生氧化反应,正极发生还原反应,不过要注意一般电解质溶液要参与电极反应。
以氢氧燃料电池为例,铂为正、负极,介质分为酸性、碱性与中性。
当电解质溶液呈酸性时:负极:2H2－4e-=4H+ 正极:Ｏ2＋4 e-4H+ =2H2O当电解质溶液呈碱性时:负极: 2H2＋4OH-－4e-＝4H2O正极:Ｏ2＋2H2O＋4 e-＝4OH-另一种燃料电池就是用金属铂片插入KOH溶液作电极,又在两极上分别通甲烷燃料与氧气氧化剂。
电极反应式为:负极:CH4＋10OH－－8e＝＋7H2O;正极:4H2O＋2O2＋8e＝8OH。
电池总反应式为:CH4＋2O2＋2KOH＝K2CO3＋3H2O3、燃料电池得优点:能量转换率高、废弃物少、运行噪音低四、废弃电池得处理:回收利用第三节电解池一、电解原理1、电解池: 把电能转化为化学能得装置也叫电解槽2、电解:电流(外加直流电)通过电解质溶液而在阴阳两极引起氧化还原反应(被动得不就是自发得)得过程3、放电:当离子到达电极时,失去或获得电子,发生氧化还原反应得过程4、电子流向:(电源)负极—(电解池)阴极—(离子定向运动)电解质溶液—(电解池)阳极—(电源)正极5、电极名称及反应:阳极:与直流电源得正极相连得电极,发生氧化反应阴极:与直流电源得负极相连得电极,发生还原反应6、电解CuCl2溶液得电极反应:阳极: 2Cl- -2e-=Cl2 (氧化)阴极: Cu2++2e-=Cu(还原)总反应式: CuCl2 =Cu+Cl2↑7、电解本质:电解质溶液得导电过程,就就是电解质溶液得电解过程☆规律总结:电解反应离子方程式书写:放电顺序:阳离子放电顺序Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+(指酸电离得)>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+阴离子得放电顺序就是惰性电极时:S2->I->Br->Cl->OH->NO3->SO42-(等含氧酸根离子)>F-(SO32-/MnO4->OH-)就是活性电极时:电极本身溶解放电注意先要瞧电极材料,就是惰性电极还就是活性电极,若阳极材料为活性电极(Fe、Cu)等金属,则阳极反应为电极材料失去电子,变成离子进入溶液;若为惰性材料,则根据阴阳离子得放电顺序,依据阳氧阴还得规律来书写电极反应式。
电解质水溶液点解产物得规律阳极:4OH- -= O2↑+ 2H2O上述四种类型电解质分类:(1)电解水型:含氧酸,强碱,活泼金属含氧酸盐(2)电解电解质型:无氧酸,不活泼金属得无氧酸盐(氟化物除外)(3)放氢生碱型:活泼金属得无氧酸盐(4)放氧生酸型:不活泼金属得含氧酸盐二、电解原理得应用1、电解饱与食盐水以制造烧碱、氯气与氢气(1)、电镀应用电解原理在某些金属表面镀上一薄层其她金属或合金得方法(2)、电极、电解质溶液得选择:阳极:镀层金属,失去电子,成为离子进入溶液M—ne— == M n+阴极:待镀金属(镀件):溶液中得金属离子得到电子,成为金属原子,附着在金属表面M n+ + ne — == M电解质溶液:含有镀层金属离子得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:铜得精炼阳极:粗铜;阴极: 纯铜电解质溶液: 硫酸铜3、电冶金(1)、电冶金:使矿石中得金属阳离子获得电子,从它们得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、电镀池得判断规律(1)若无外接电源,又具备组成原电池得三个条件。
①有活泼性不同得两个电极;②两极用导线互相连接成直接插入连通得电解质溶液里;③较活泼金属与电解质溶液能发生氧化还原反应(有时就是与水电离产生得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,则可能就是电解池或电镀池;当阴极为金属,阳极亦为金属且与电解质溶液中得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,则与电源相连接得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得负极(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,电镀池得比较☆☆原电池与电解池得极得得失电子联系图:阳极(失) e- 正极(得) e- 负极(失) e- 阴极(得) 第四节 金属得电化学腐蚀与防护 一、金属得电化学腐蚀 (1)金属腐蚀内容:(2)金属腐蚀得本质:都就是金属原子失去 电子而被氧化得过程(4)、电化学腐蚀得分类:析氢腐蚀——腐蚀过程中不断有氢气放出①条件:潮湿空气中形成得水膜,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生成得Fe(OH)2被空气中得O2氧化,生成Fe(OH)3, Fe(OH)2+ O2+ 2H2O == 4Fe(OH)3Fe(OH)3脱去一部分水就生成Fe2O3·x H2O(铁锈主要成分)规律总结:金属腐蚀快慢得规律:在同一电解质溶液中,金属腐蚀得快慢规律如下:电解原理引起得腐蚀＞原电池原理引起得腐蚀＞化学腐蚀＞有防腐措施得腐蚀防腐措施由好到坏得顺序如下:外接电源得阴极保护法＞牺牲负极得正极保护法＞有一般防腐条件得腐蚀＞无防腐条件得腐蚀二、金属得电化学防护1、利用原电池原理进行金属得电化学防护(1)、牺牲阳极得阴极保护法原理:原电池反应中,负极被腐蚀,正极不变化应用:在被保护得钢铁设备上装上若干锌块,腐蚀锌块保护钢铁设备负极:锌块被腐蚀;正极:钢铁设备被保护(2)、外加电流得阴极保护法原理:通电,使钢铁设备上积累大量电子,使金属原电池反应产生得电流不能输送,从而防止金属被腐蚀应用:把被保护得钢铁设备作为阴极,惰性电极作为辅助阳极,均存在于电解质溶液中,接上外加直流电源。
通电后电子大量在钢铁设备上积累,抑制了钢铁失去电子得反应。
2、改变金属结构:把金属制成防腐得合金3、把金属与腐蚀性试剂隔开:电镀、油漆、涂油脂、表面钝化等(3)金属腐蚀得分类:化学腐蚀—金属与接触到得物质直接发生化学反应而引起得腐蚀电化学腐蚀—不纯得金属跟电解质溶液接触时,会发生原电池反应。
比较活泼得金属失去电子而被氧化,这种腐蚀叫做电化学腐蚀。
化学腐蚀与电化腐蚀得比较。