高中化学选修4知识点归纳总结律(可编辑修改word版)
化学选修4知识点总结
化学选修4知识点总结化学选修4是高中化学课程中的一门选修课，主要内容涵盖了物质的组成与结构、化学反应、化学平衡、化学动力学和电化学等方面的知识。
本文将对这些知识点进行总结，帮助学生们更好地理解和掌握化学选修4的核心内容。
一、物质的组成与结构1. 原子结构：原子由质子、中子和电子组成，质子和中子位于原子核中，电子围绕在原子核外部的能级轨道上。
2. 原子和离子：原子的质子数目决定了元素的原子序数，原子的中性状态下，质子数目等于电子数目；离子是原子失去或获得电子后带正电荷或负电荷的粒子。
3. 元素周期表：元素周期表按照原子序数的增加顺序排列，周期表的每一行称为一个周期，每一列称为一个族；周期表可以用来预测元素的性质和化合物的生成。
二、化学反应1. 化学平衡：化学反应达到平衡时，反应物和生成物的浓度保持不变，但反应仍在进行；平衡常数描述了反应物浓度与生成物浓度之间的关系。
2. 平衡常数计算：平衡常数可通过反应物浓度与生成物浓度的比值求得，平衡常数大于1表示偏向生成物，小于1表示偏向反应物。
3. 平衡常数的影响因素：温度、浓度、压力、催化剂等因素会影响平衡常数的数值。
4. 化学反应速率：化学反应速率指的是反应物浓度变化的快慢，可以通过反应物浓度对时间的变化率来描述。
5. 反应速率的影响因素：反应物浓度、温度、催化剂等因素会影响反应速率。
三、化学平衡的应用1. 平衡常数与反应条件：根据平衡常数的数值大小，可以预测反应偏向生成物的程度；通过改变反应条件，可以调整反应平衡的位置。
2. 平衡常数的计算：平衡常数可以通过浓度变化率和反应速率求得，也可通过实验数据进行测定。
3. 平衡常数与溶解度积：溶解度积是指溶解过程中溶质分子与溶剂分子之间的化学反应速率相等时，溶解物质浓度的积；溶解度积与平衡常数之间存在关系。
4. 平衡常数与酸碱反应：酸碱反应中，通过改变酸碱浓度比值可以调整反应平衡位置。
四、化学动力学1. 反应速率与反应物浓度：反应速率随着反应物浓度的增加而增加，遵循速率与浓度的关系。
高中化学选修4知识点归纳总结
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高中化学选修4知识点归纳总结1化学守恒守恒是化学反应过程中所遵循的基本原则，在水溶液中的化学反应，会存在多种守恒关系，如电荷守恒、物料守恒、质子守恒等。
1.电荷守恒关系：电荷守恒是指电解质溶液中，无论存在多少种离子，电解质溶液必须保持电中性，即溶液中阳离子所带的正电荷总数与阴离子所带的负电荷总数相等，用离子浓度代替电荷浓度可列等式。
常用于溶液中离子浓度大小的比较或计算某离子的浓度等，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.物料守恒关系：物料守恒也就是元素守恒，电解质溶液中由于电离或水解因素，离子会发生变化变成其它离子或分子等，但离子或分子中某种特定元素的原子的总数是不会改变的。
可从加入电解质的化学式角度分析，各元素的原子存在守恒关系，要同时考虑盐本身的电离、盐的水解及离子配比关系。
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.质子守恒关系：酸碱反应达到平衡时，酸(含广义酸)失去质子(H+)的总数等于碱(或广义碱)得到的质子(H+)总数，这种得失质子(H+)数相等的关系就称为质子守恒。
在盐溶液中，溶剂水也发生电离：H2OH++OH-，从水分子角度分析：H2O电离出来的H+总数与H2O电离出来的OH—总数相等(这里包括已被其它离子结合的部分)，可由电荷守恒和物料守恒推导，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)。
化学选修4知识点归纳总结
化学选修4知识点归纳总结化学反应速率1. 反应速率定义：表示反应进行快慢的物理量，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。
2. 影响因素：- 内因：物质本身的性质。
- 外因：温度、浓度、压强、催化剂等。
3. 速率方程：描述反应速率与反应物浓度之间的关系。
4. 速率常数：与反应物浓度无关，只与反应本身和外界条件有关。
化学平衡1. 平衡常数：表示平衡状态下反应物和生成物浓度的比值。
2. 平衡移动：当外界条件变化时，平衡会向减弱变化的方向移动。
3. 影响因素：- 温度：升高温度，平衡向吸热反应方向移动。
- 浓度：增加反应物浓度，平衡向生成物方向移动。
- 压强：对于气相反应，增加压强，平衡向体积减小的方向移动。
溶液中的离子平衡1. 水的离子积：表示纯水中氢离子和氢氧根离子浓度的乘积。
2. 酸碱性：pH值是衡量溶液酸碱性的指标。
3. 缓冲溶液：能够抵抗外界酸碱变化，维持pH值稳定的溶液。
氧化还原反应1. 氧化数：表示元素在化合物中的电荷状态。
2. 氧化剂与还原剂：氧化剂是使其他物质氧化的物质，还原剂是使其他物质还原的物质。
3. 氧化还原平衡：在氧化还原反应中，氧化数的总和在反应前后保持不变。
有机化学基础1. 有机化合物：主要由碳和氢组成的化合物。
2. 同分异构体：具有相同分子式但结构不同的化合物。
3. 官能团：决定有机化合物化学性质的原子团。
化学键与分子间作用力1. 共价键：由两个原子共享一对电子形成的化学键。
2. 离子键：由正负离子间的静电吸引力形成的化学键。
3. 分子间作用力：包括范德华力、氢键等，影响物质的物理性质。
化学实验基本操作1. 实验安全：了解化学试剂的性质，遵守实验操作规程。
2. 仪器使用：熟悉各种化学实验仪器的使用方法和注意事项。
3. 数据记录：准确记录实验数据，进行科学分析。
以上是化学选修4课程中涉及的一些重要知识点的简要归纳，每个部分都包含了该领域的核心概念和原理。
高中化学选修4第三章水溶液中的离子平衡知识点和题型总结[1]
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水溶液中的离子平衡§1 知识要点一、弱电解质的电离1、定义：电解质、非电解质 ；强电解质 、弱电解质下列说法中正确的是（ ）A 、能溶于水的盐是强电解质，不溶于水的盐是非电解质;B 、强电解质溶液中不存在溶质分子;弱电解质溶液中必存在溶质分子；C 、在熔融状态下能导电的化合物一定是离子化合物，也一定是强电解质；D 、Na 2O 2和SO 2溶液于水后所得溶液均能导电，故两者均是电解质。
2、电解质与非电解质本质区别：在一定条件下（溶于水或熔化）能否电离（以能否导电来证明是否电离）电解质——离子化合物或共价化合物 非电解质——共价化合物离子化合物与共价化合物鉴别方法：熔融状态下能否导电下列说法中错误的是（ ）A 、非电解质一定是共价化合物；离子化合物一定是强电解质；B 、强电解质的水溶液一定能导电；非电解质的水溶液一定不导电；C 、浓度相同时,强电解质的水溶液的导电性一定比弱电解质强;D 、相同条件下，pH 相同的盐酸和醋酸的导电性相同。
3、强电解质与弱电质的本质区别：在水溶液中是否完全电离（或是否存在电离平衡)注意：①电解质、非电解质都是化合物 ②SO 2、NH 3、CO 2等属于非电解质③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO 4不溶于水，但溶于水的BaSO 4全部电离，故BaSO 4为强电解质)4、强弱电解质通过实验进行判定的方法（以HAc 为例）:（1）溶液导电性对比实验； （2）测0.01mol/LHAc 溶液的pH 〉2；（3）测NaAc 溶液的pH 值； （4）测pH= a 的HAc 稀释100倍后所得溶液pH<a +2（5）将物质的量浓度相同的HAc 溶液和NaOH 溶液等体积混合后溶液呈碱性（6）中和10mLpH=1的HAc 溶液消耗pH=13的NaOH 溶液的体积大于10mL;（7）将pH=1的HAc 溶液与pH=13的NaOH 溶液等体积混合后溶液呈酸性（8）比较物质的量浓度相同的HAc 溶液与盐酸分别与同样的锌粒反应产生气体的速率最佳的方法是 和 ；最难以实现的是 ,说明理由。
最全面精选高中化学选修4知识点总结
最全面精选高中化学选修4知识点总结高中化学选修4主要包括无机化学和有机化学两个部分。
下面是针对
这部分内容的最全面精选知识点总结：
无机化学部分：
1.锌离子(Zn2+)在酸性溶液中的还原反应：Zn2++2H+->Zn2++H2↑
2.水的电离反应：H2O->H++OH-
3.阳离子对沉淀反应的影响：常见的单价阳离子对沉淀反应没有影响，但双价阳离子，如Cu2+、Pb2+等不能和OH-反应生成沉淀。
4.捕捉剂法制备无机盐的步骤：(1)溶液准备：将银盐加入溶液中；(2)沉淀生成：加入捕捉剂，搅拌沉淀生成；(3)滤液：滤掉沉淀；(4)沉
淀处理：将沉淀洗净、干燥、称重。
5.高锰酸钾滴定法确定含一、二级氨基的有机物：通过滴定高锰酸钾
溶液，根据消耗的高锰酸钾体积确定含氨基的物质的用量。
有机化学部分：
1.酯的酸催化水解反应：酯+酸+H2O->醇+酸
2.醇的氧化反应：一级醇->醛->酸；二级醇->醛
3.羧酸的脱羧反应：羧酸->酸+CO2
4.醛和酮的选择性还原反应：醛->一级醇；酮->二级醇
5.利用异构化反应构建有机分子的不对称碳原子：通过将具有手性的
有机分子转化为不对称的胺、醇、酯等化合物，实现构建不对称碳原子。
化学选修4知识点总结
化学选修4知识点总结化学选修4知识点总结篇(1):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,ΔfHmθ计算反应焓变ΔH.对任意反应：aA＋bB＝cC＋dDΔH＝［cΔfHmθ(C)＋dΔfHmθ(D)］－［aΔfHmθ(A)＋bΔfHmθ(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(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－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.,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：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(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：.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.,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.解析：放热的自发过程可能使熵值减小、增加或无明显变化,故A错误.只根据焓变来判断反应进行的方向是片面的,要用能量判据、熵判据组成的复合判据来判断,D错误.水自发地从高处流向低处,是趋向能量最低状态的倾向是正确的.有些吸热反应也可以自发进行.如在25℃和1.01×105Pa时,2N2O5(g)＝4NO2(g)＋O2(g)；ΔH＝56.7kJ/mol,(NH4)2CO3(s)＝NH4HCO3(s)＋NH3(g)；ΔH＝74.9kJ/mol,上述两个反应都是吸热反应,又都是熵增的反应,所以B也正确.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,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.,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、合成氨的适宜条件在合成氨生产中,达到高转化率与高反应速率所需要的条件有时是矛盾的,故应该寻找以较高反应速率并获得适当平衡转化率的反应条件：一般用铁做催化剂,制反应温度在700K左右,压强范围大致在1×107Pa～1×108Pa 之间,并采用N2与H2分压为1℃2.8的投料比.第3章、物质在水溶液中的行为一、水溶液1、水的电离H2OH＋＋OH－水的离子积常数KW＝［H＋］［OH－］,25℃时,KW＝1.0×10－14mol2·L－2.温度升高,有利于水的电离, KW增大.2、溶液的酸碱度室温下,中性溶液：［H＋］＝［OH－］＝1.0×10－7mol·L－1,pH＝7酸性溶液：［H＋］＞［OH－］,［H＋］＞1.0×10－7mol·L－1,pH＜7碱性溶液：［H＋］＜［OH－］,［OH－］＞1.0×10－7mol·L－1,pH＞73、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,,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. NH4Cl＋H2ONH3·H2O＋HCl②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)Ksp＝［Pb2＋］［I－］2＝7.1×10－9mol3·L－3(2)溶度积Ksp的特点Ksp只与难溶,,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对ΔH－TΔS＜0的离子反应,室温下都能自发进行.(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－：Ca2＋＋2HCO3－CaCO3↓＋CO2↑＋H2O Mg2＋＋2HCO3－MgCO3↓＋CO2↑＋H2O或加入Na2CO3软化硬水：Ca2＋＋CO32－＝CaCO3↓,Mg2＋＋CO32－＝MgCO3↓转侵歉化学选修4知识点总结篇(2):知识点：高考化学选修四考点汇总，拿下就是涨分！高考化学一、原电池：（一）概念：化学能转化为电能的装置叫做原电池。
化学选修4知识点总结
1. 化学平衡1.1 平衡状态•可逆反应达到动态平衡时，正逆反应速率相等，但不为零。
•平衡状态下，反应物和生成物的浓度不再发生变化。
1.2 平衡常数•平衡常数K表示在一定温度下，可逆反应达到平衡时各生成物浓度的化学计量数次幂的乘积除以各反应物浓度的化学计量数次幂的乘积。
•平衡常数只与温度有关，与浓度、压强无关。
1.3 影响平衡的因素•浓度变化：增加反应物浓度或减少生成物浓度，平衡向正反应方向移动；反之，平衡向逆反应方向移动。
•压强变化：对于有气体参与的反应，增加压强，平衡向气体体积减小的方向移动；减少压强，平衡向气体体积增大的方向移动。
•温度变化：升高温度，平衡向吸热的方向移动；降低温度，平衡向放热的方向移动。
2. 化学反应速率与化学平衡2.1 反应速率•平均化学反应速率v = Δc/Δt，单位为mol·L-1·s-1或mol·L-1·min-1。
•反应速率与反应物浓度、反应物性质、温度、催化剂等因素有关。
2.2 影响反应速率的因素•反应物浓度：增加反应物浓度，反应速率增大。
•温度：升高温度，反应速率增大。
•催化剂：加入催化剂，反应速率增大。
•固体表面积：增大固体表面积，反应速率增大。
2.3 化学平衡与反应速率的关系•当反应速率大于平衡速率时，平衡向正反应方向移动；当反应速率小于平衡速率时，平衡向逆反应方向移动。
3. 难溶电解质与沉淀溶解平衡3.1 溶度积•溶度积Ksp表示在一定温度下，难溶电解质在水中达到饱和时，电解质离子浓度的乘积。
•Ksp只与温度有关，与浓度、压强无关。
3.2 沉淀溶解平衡•当Qc > Ksp时，溶液中会产生沉淀；当Qc = Ksp时，溶液处于饱和状态；当Qc < Ksp时，溶液中无沉淀生成。
3.3 沉淀的转化•当两种难溶电解质溶液混合时，溶解度更小的电解质会转化为溶解度更小的沉淀。
4. 酸碱平衡4.1 酸碱理论•酸：能够释放H+离子的物质。
化学选修4知识点总结
化学选修4知识点总结化学选修 4 是高中化学课程中的重要组成部分，涵盖了化学反应原理等多个方面的知识。
下面为大家总结一下这部分的重要知识点。
一、化学反应与能量1、焓变（ΔH）焓变是指化学反应在恒压条件下的反应热。
如果ΔH 为正值，表示反应吸热；如果ΔH 为负值，表示反应放热。
2、热化学方程式热化学方程式不仅表明了化学反应中的物质变化，还表明了能量变化。
书写热化学方程式时，要注明物质的状态，并且ΔH 的数值要与化学计量数成正比。
3、燃烧热在 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，叫做该物质的燃烧热。
4、中和热在稀溶液中，强酸跟强碱发生中和反应生成 1 mol 液态水时所释放的热量称为中和热。
5、能源常见的能源有化石能源（煤、石油、天然气）、新能源（太阳能、风能、水能、氢能等）。
能源的开发和利用是人类社会发展的重要课题。
二、化学反应速率1、定义化学反应速率是用来衡量化学反应进行快慢程度的物理量，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。
2、计算公式v ＝Δc ／Δt ，其中 v 表示反应速率，Δc 表示浓度变化，Δt 表示时间变化。
3、影响因素（1）内因：反应物的性质是决定反应速率的主要因素。
（2）外因：浓度：其他条件不变时，增大反应物浓度，反应速率加快；减小反应物浓度，反应速率减慢。
温度：升高温度，反应速率加快；降低温度，反应速率减慢。
压强：对于有气体参加的反应，增大压强，反应速率加快；减小压强，反应速率减慢。
催化剂：使用催化剂能显著改变反应速率，正催化剂能加快反应速率，负催化剂能减慢反应速率。
三、化学平衡1、化学平衡状态在一定条件下，当正、逆反应速率相等，反应物和生成物的浓度不再发生变化时，反应达到化学平衡状态。
2、化学平衡的特征（1）逆：化学平衡研究的是可逆反应。
（2）等：正反应速率等于逆反应速率。
（3）动：化学平衡是动态平衡，反应仍在进行。
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四是最难的部分，知识点也比较琐细，正因为如此，我们面对这本书的时候更要好好认真去学，小编在这里整理了学习这本书的所有知识点，希望能帮助到大家。
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)×|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。
高中化学选修4各章知识点归纳与总结
高中化学选修4 知识点归纳总结第一章化学反应与能量第一节化学反应与能量的变化一、焓变反应热知识点一焓变、反应热1．焓变、反应热(1)焓(H)：是与物质内能有关的物理量，是物质固有的性质。
(2)焓变：生成物与反应物的焓值之差。
焓变决定了在一定条件下的某一化学反应是吸热反应还是放热反应。
①符号：用ΔH表示。
②单位：常用kJ/mol或kJ·mol－1。
③表示方法：ΔH＝H(生成物)－H(反应物)。
(3)反应热：化学反应过程中放出或吸收的能量。
(4)反应热与焓变的关系：在恒压条件下进行的化学反应，反应过程中的反应热等于焓变，所以我们常用焓变(ΔH)表示反应热。
(5)反应热和焓变的比较反应热焓变含义化学反应中吸收或放出的热量化学反应中生成物所具有的焓与反应物所具有的焓之差符号QΔH 单位kJ·mol－1kJ·mol－1与能量变化的关系Q>0，反应吸收热量Q<0，反应放出热量ΔH>0，反应吸收热量ΔH<0，反应放出热量二者的相互联系ΔH是化学反应在恒定压强下(即敞口容器中进行的化学反应)且不与外界进行电能、光能等其他能量的转化时的反应热，即恒压条件下进行的反应的反应热Q就是焓变ΔH。
高中阶段二者通用2.化学反应中能量变化的原因(1)从化学键的角度(微观角度)看：在化学反应中当反应物分子中旧化学键断裂时，需要克服原子间的相互作用而吸收能量；当原子重新组成生成物分子，新化学键形成时，又要释放能量。
即化学反应的反应热＝(反应物所有键能之和)－(生成物所有键能之和)。
如图：1 mol H2分子和1 mol Cl2分子中化学键断裂时吸收总能量为：436 kJ＋243 kJ＝679 kJ；2 mol HCl分子中的化学键形成时释放总能量为：431 kJ＋431 kJ＝862 kJ；H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g)反应过程释放的能量为：862 kJ·mol－1－679 kJ·mol－1＝183kJ·mol －1。
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知识点总结第一章有机功能团与化合物分类1.1 有机化合物的特点和分类1.2 烷基、烯基、炔基、醇基、羧基、酰基等有机功能团的结构特点及命名规则1.3 烃、卤代烃、醇、醛、酮、羧酸等有机化合物的结构、性质和用途第二章芳香化合物2.1 芳香族化合物的结构特点和命名规则2.2 苯的结构、性质和反应2.3 苯类化合物的同分异构体、环烷化反应、芳香族取代反应、加成反应及芳香族亲核取代反应第三章有机化学中的功能转化3.1 单官能团化合物的氧化、还原、置换、酸碱、加成、烷化等化学反应3.2 多官能团化合物的分步合成、伦理优先规律和碳碳键形成反应第四章生物有机化学4.1 生命中的有机化合物4.2 碳水化合物、氨基酸和蛋白质、核酸、脂质等生物有机化合物的结构、性质和功能4.3 酶的性质和功能、代谢途径及酶促反应第五章有机材料与生产5.1 有机高分子材料的结构、制备和性质5.2 合成橡胶、纤维素纤维等有机材料的化学原理和工艺5.3 合成涂料、塑料和合成纤维的化学原理和工艺第六章有机化学的工业应用和环保技术6.1 石油、煤、天然气等化石能源的提取和利用6.2 有机合成工业的过程控制、产品分离和纯化技术6.3 高分子材料的废弃物治理、环境保护与资源回收以上是高中化学选修4知识点总结，学生们在学习有机化学方面，应该理解有机化合物的特点和分类，了解有机功能团的结构特点及命名规则，掌握有机化合物的结构、性质和用途，能够分辨苯类化合物的同分异构体和化学反应，在学习生物有机化学方面，应该了解各种生物有机化合物的结构、性质和功能，掌握酶的性质和功能，能够分辨各种有机材料的结构、制备和性质，能够掌握工业应用和环保技术。
最全面高中化学选修4超详细知识点分类总结78896
化学选修 4 化学反应与原理章节知识点梳理第一章化学反应与能量化学反应中的能量变化(1)化学反应的实质：反应物化学键断裂和生成物化学键形成。
其中旧键断裂要吸收能量，新键形成会释放能量。
(2)化学反应的特征：既有物质变化，又有能量变化。
(3)化学反应中的能量转化形式：热能、光能和电能等，通常主要表现为热能的变化。
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Δ H 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——放热为“-”或△H <0 ，表示的时候“放出热量的化学反应。
(放热> 吸热) △H -”，“kJ/mol ”不能省略吸收热量的化学反应。
（吸热放热反应和吸热反应判断方法①能量图像> 放热）△H 为“+”或△H >0 ，表示的时候“+ ”，“kJ/mol ”不能省略左图反应物总能量大于产物总能量，为放热反应；右图为反应物总能量低于产物总能量，为吸热反应注意：a.图中可以得知物质的能量越高越不稳定；量高于产物或者低于产物的能量b.一定是所有物质的能量之和，而不是某一个物质的能②通过键能的计算△H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（不建议大家死记硬背公式，-反应物所具有的总能量= 反应物的总键能-生成物的总键能应当理解反应物断键吸收的能量和产物成键时所放出的能量相对大小，如果断键吸收能量大于成键释放能量则为吸热反应，如果成键释放的能量大于断键吸收的能量则为放热反应）根据键能计算反应热的关键是正确找出反应物和生成物所含共价键的数目，注意晶体结构中化学键的情况。
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一、焓变反应热高中化学选修 4 知识点归纳总结第一章化学反应与能量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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【最新整理，下载后即可编辑】化学选修4化学反应与原理章节知识点梳理第一章化学反应与能量化学反应中的能量变化(1)化学反应的实质：反应物化学键断裂和生成物化学键形成。
其中旧键断裂要吸收能量，新键形成会释放能量。
(2)化学反应的特征：既有物质变化，又有能量变化。
(3)化学反应中的能量转化形式：热能、光能和电能等，通常主要表现为热能的变化。
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，表示的时候“-”，“kJ/mol”不能省略吸收热量的化学反应。
（吸热>放热）△H 为“+”或△H >0，表示的时候“+”，“kJ/mol”不能省略放热反应和吸热反应判断方法①能量图像左图反应物总能量大于产物总能量，为放热反应；右图为反应物总能量低于产物总能量，为吸热反应注意：a.图中可以得知物质的能量越高越不稳定；b.一定是所有物质的能量之和，而不是某一个物质的能量高于产物或者低于产物的能量②通过键能的计算△H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（不建议大家死记硬背公式，应当理解反应物断键吸收的能量和产物成键时所放出的能量相对大小，如果断键吸收能量大于成键释放能量则为吸热反应，如果成键释放的能量大于断键吸收的能量则为放热反应）根据键能计算反应热的关键是正确找出反应物和生成物所含共价键的数目，注意晶体结构中化学键的情况。
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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一、焓变反应热高中化学选修 4 知识点归纳总结第一章化学反应与能量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。
4.中和热的测定实验五、盖斯定律1．内容：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，而与具体反应进行的途径无关，如果一个反应可以分几步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成的反应热是相同的。
第二章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）：反应所处的条件外因对化学反应速率影响的变化规律条件变化活化分子的量的变化反应速率的变化反应物的浓度增大单位体积里的总数目增多，百分数不变增大减小单位体积里的总数目减少，百分数不变减小气体反应物的压强增大单位体积里的总数目增多，百分数不变增大减小单位体积里的总数目减少，百分数不变减小反应物的温度升高百分数增大，单位体积里的总数目增多增大降低百分数减少，单位体积里的总数目减少减小反应物的催化剂使用百分数剧增，单位体积里的总数目剧增剧增撤去百分数剧减，单位体积里的总数目剧减剧减其他光，电磁波，超声波，固体反应物颗粒的大小，溶剂等有影响※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、判断平衡的依据判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据例举反应mA(g)+nB(g) C(g)+qD(g)混合物体系中各成分的含量①各物质的物质的量或各物质的物质的量的分数一定平衡②各物质的质量或各物质质量分数一定平衡③各气体的体积或体积分数一定平衡④总体积、总压力、总物质的量一定不一定平衡正、逆反应速率的关系①在单位时间内消耗了m molA 同时生成m molA，即V(正)=V(逆)平衡②在单位时间内消耗了n molB 同时消耗了p molC，则V(正)=V(逆)平衡③V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q，V(正)不一定等于V(逆) 不一定平衡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。
3、压强对化学平衡移动的影响影响规律：其他条件不变时，增大压强，会使平衡向着体积缩小方向移动；减小压强，会使平衡向着体积增大方向移动。
注意：（1）改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动（2）气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学平衡移动规律相似4.催化剂对化学平衡的影响：由于使用催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程度是等同的，所以平衡不移动。
但是使用催化剂可以影响可逆反应达到平衡所需的_时间_。
5.勒夏特列原理（平衡移动原理）：如果改变影响平衡的条件之一（如温度，压强，浓度），平衡向着能够减弱这种改变的方向移动。
三、化学平衡常数（一）定义：在一定温度下，当一个反应达到化学平衡时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数比值。
符号：K（二）使用化学平衡常数K 应注意的问题：1、表达式中各物质的浓度是变化的浓度，不是起始浓度也不是物质的量。
2、K 只与温度（T）关，与反应物或生成物的浓度无关。
3、反应物或生产物中有固体或纯液体存在时，由于其浓度是固定不变的，可以看做是“1”而不代入公式。
4、稀溶液中进行的反应，如有水参加，水的浓度不必写在平衡关系式中。
（三）化学平衡常数K 的应用:1、化学平衡常数值的大小是可逆反应进行程度的标志。
K 值越大，说明平衡时生成物的浓度越大，它的正向反应进行的程度越大，即该反应进行得越完全，反应物转化率越高。
反之，则相反。
2、可以利用K 值做标准，判断正在进行的可逆反应是否平衡及不平衡时向何方进行建立平衡。
（Q：浓度积）Q〈K:反应向正反应方向进行;Q=K:反应处于平衡状态;Q〉K:反应向逆反应方向进行3、利用K 值可判断反应的热效应若温度升高，K 值增大，则正反应为吸热反应若温度升高，K 值减小，则正反应为放热反应＊四、等效平衡1、概念：在一定条件下（定温、定容或定温、定压），只是起始加入情况不同的同一可逆反应达到平衡后，任何相同组分的百分含量均相同，这样的化学平衡互称为等效平衡。
2、分类（1）定温，定容条件下的等效平衡第一类：对于反应前后气体分子数改变的可逆反应：必须要保证化学计量数之比与原来相同；同时必须保证平衡式左右两边同一边的物质的量与原来相同。
第二类：对于反应前后气体分子数不变的可逆反应：只要反应物的物质的量的比例与原来相同即可视为二者等效。
（2）定温，定压的等效平衡只要保证可逆反应化学计量数之比相同即可视为等效平衡。
五、化学反应进行的方向1、反应熵变与反应方向：（1）熵:物质的一个状态函数，用来描述体系的混乱度，符号为S. 单位：J•••mol-1•K-1(2)体系趋向于有序转变为无序，导致体系的熵增加，这叫做熵增加原理，也是反应方向判断的依据。
.（3）同一物质，在气态时熵值最大，液态时次之，固态时最小。
即S(g)〉S(l)〉S(s)2、反应方向判断依据在温度、压强一定的条件下，化学反应的判读依据为：ΔH-TΔS〈0 反应能自发进行ΔH-TΔS=0 反应达到平衡状态ΔH-TΔS〉0 反应不能自发进行注意：（1）ΔH 为负，ΔS 为正时，任何温度反应都能自发进行（2）ΔH 为正，ΔS 为负时，任何温度反应都不能自发进行一、弱电解质的电离第三章水溶液中的离子平衡1、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质。
非电解质：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物。
强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解质。
弱电解质：在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质。
混和物物质纯净物化合物电解质强电解质：强酸，强碱，大多数盐。
如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4弱电解质：弱酸，弱碱，极少数盐，水。
如HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、H2O……非电解质：非金属氧化物，大部分有机物。
如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2……2、电解质与非电解质本质区别：电解质——离子化合物或共价化合物非电解质——共价化合物注意：①电解质、非电解质都是化合物②SO2、NH3、CO2等属于非电解质③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4为强电解质）——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。
3、电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成离子的速率和离子结合成时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。
4、影响电离平衡的因素：A、温度：电离一般吸热，升温有利于电离。
B、浓度：浓度越大，电离程度越小；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。
C、同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会减弱电离。
D、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。
9、电离方程式的书写：用可逆符号弱酸的电离要分布写（第一步为主）10、电离常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。
叫做电离平衡常数，（一般用Ka 表示酸，Kb 表示碱。
）表示方法：AB A++B-Ki=[ A+][ B-]/[AB]11、影响因素：a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。