高中化学选修4知识点分类总结27182

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化学选修四知识点总结

化学选修四知识点总结化学选修四是一门高中化学的选修课程，主要涉及有机化学、生物化学和材料化学等方面的内容。

本文将详细介绍化学选修四的知识点。

一、有机化学1. 有机化合物的命名有机化合物通常是由碳（C）和氢（H）以及其他元素构成的化合物。

在有机化学中，需要掌握IUPAC（国际纯粹与应用化学联合会）命名规则，可以根据分子式和结构来准确命名有机化合物。

2. 碳原子的化学键有机化合物中的碳原子可形成单键、双键和三键。

单键是最常见的，双键和三键则较为少见，但在某些有机化合物中也很常见。

3. 功能团功能团是指能够给有机化合物赋予特定性质或反应的一组原子。

例如，羟基（OH）、羧基（COOH）、胺基（NH2）等都是常见的功能团。

4. 酸碱中和反应酸碱中和反应是有机化学中重要的反应之一。

在有机化合物中，可以通过与强酸或强碱反应，使有机物的酸性或碱性被中和。

5. 醇的性质与反应醇是一类以羟基（OH）作为功能团的有机化合物。

醇可以通过加热酸催化、氧化、脱水等反应进行转化，形成醚、醛、酮等其他有机化合物。

6. 碳氢化合物的性质与反应碳氢化合物主要由碳和氢两种元素构成，是有机化学中最简单的化合物。

碳氢化合物的性质与结构密切相关，常见的反应有燃烧、卤素取代和卤代烷的亲核取代等。

7. 尾气处理技术尾气处理技术是一种用于减少汽车尾气中有害物质排放的技术。

它主要通过催化转化、吸附和分离等方法，将有害物质转化为无害的物质。

二、生物化学1. 生物大分子的结构与功能生物大分子主要包括蛋白质、核酸、糖类和脂类等。

它们在生物体内具有不同的结构和功能，如蛋白质在生物体内具有酶的催化作用，核酸携带遗传信息等。

2. 酶的性质与机制酶是一类催化生物体内化学反应的蛋白质。

酶具有高效催化、特异性和可控性等特点。

酶催化反应的机制包括亲和力降低、过渡态稳定化和取代基活化等。

3. 酶的动力学酶的动力学研究酶对底物的催化作用速率。

主要包括酶催化作用的速率方程、酶的反应速率常数和酶的催化效率等。

高中化学选修4知识点

高中化学选修4知识点高中化学选修4知识点概述一、化学反应与能量变化1. 化学反应的热效应- 反应热的概念与测量- 热化学方程式的书写规则- 反应热的计算2. 化学反应的电能转换- 电池的工作原理- 伏打电堆的结构与功能- 电化学系列表的应用- 电化学腐蚀与防护3. 化学反应速率- 反应速率的定义- 影响反应速率的因素- 反应速率的测量方法- 反应机理的基本概念二、化学平衡1. 化学平衡的建立- 可逆反应的特征- 平衡常数的意义与计算- 温度、压力、浓度对平衡的影响2. 勒夏特列原理- 原理的表述与应用- 实例分析3. 化学平衡的计算- 平衡浓度的计算方法- 平衡状态下的反应转化率三、溶液与溶质1. 溶液的基本概念- 溶液的定义与组成- 溶液的分类- 溶液的浓度表示方法2. 溶度积原理- 溶度积的概念与计算- 溶度积与溶解度的关系- 溶度积的应用实例3. 溶液的酸碱性- pH值的定义与测量- 酸碱指示剂的工作原理- 缓冲溶液的组成与作用机制四、有机化学基础1. 有机化合物的特征与分类- 有机化合物的定义- 有机化合物的命名规则- 有机化合物的结构特点2. 饱和烃与不饱和烃- 烷烃的结构与性质- 烯烃与炔烃的特征- 环烷烃与芳香烃的基本概念3. 官能团与反应- 官能团的定义与识别- 常见官能团的反应类型- 有机合成的基本策略五、化学实验技能1. 实验安全与操作规范- 实验室安全常识- 常见化学操作的规范步骤2. 常见化学实验操作- 溶液的配制与稀释- 物质的分离与提纯- 常见化学反应的实验观察3. 实验数据的处理与分析- 实验数据的记录方法- 数据处理的基本技巧- 实验结果的分析与解释以上是高中化学选修4的主要知识点概述，每个部分都包含了该领域的核心概念、原理、计算方法和实验技能。

学生应深入理解并掌握这些知识点，以便在化学学习中取得良好的成绩，并为将来的学术或职业生涯打下坚实的基础。

高考化学选修四知识要点总结

高考化学选修四知识要点总结高考化学选修四知识要点总结总结是事后对某一时期、某一项目或某些工作进行回顾和分析，从而做出带有规律性的结论，它能使我们及时找出错误并改正，因此好好准备一份总结吧。

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高考化学选修四知识要点总结11.化学反应热概念化学反应伴能变，成键放出断需要。

左能高常是放热，置氢中和和燃烧。

炭水铵碱分解类，吸热自然右能高。

2.燃料燃烧知识理解能源紧张，不久用光。

接触充分，空气足量。

节能减排，新能跟上。

高效清洁，来日方长。

3.化学反应速率概念理解化学反应有快慢，摩尔每升比时间。

平均速率标物质，比例与系数有关。

浓度增大我加快，温度升高我翻番。

若能出现催化剂，改变大小更不难。

4.化学平衡概念理解可逆反应有限度，所有转化不完全。

正逆速率若相等，化学平衡状态现。

此时反应并未停，特征就是动定变。

(或：相反相成，可逆平衡;强弱互争，“逃逸”完成;外表内因，宏微相应;量变质变，运动永恒。

)5. 化学平衡逆等动定变平衡，一等二最六一定, 正逆反应速相等，转产二率最值衡,质量体积 n分数, 浓度温度色一定，参数可变变不变(变量不变)，定达平衡要记清，参数一直不变化，不可用与断平衡。

解释：“逆等动定变平衡”,是指平衡状态有逆、等、动、定、变五个特征。

“一等”是指反应体系中同一反应物(或生成物)的正、逆反应速率相等即达平衡状态。

“二最”是指转化率、产率达最大值即达平衡状态。

“六一定”是指体系中各组分的质量分数、体积分数、物质的量分数、浓度不再变化，或体系的温度及颜色不再变化即达平衡状态。

“参数可变到不变，定达平衡要记清”是指参数(浓度、温度、质量、压强、体积、密度等)原为变量，后变为恒量，此时可逆反应达平衡状态。

“参数一直不变化，不可用与断平衡”是指若反应过程中参数始终没有变化，此参数不可用于判断可逆反应是否达平衡状态6.化学平衡图像题先拐先折，温度高，压强大!7.等效平衡“等效平衡”是指在相同条件下的同一可逆反应里，建立的两个或多个化学平衡中，各同种物质的百分数相同，这些化学平衡均属等效平衡，其核心是“各同种物质的百分数相同”。

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。

高中化学选修4知识点分类总结(良心出品必属精品)

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（△ 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“+”或厶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” 8HO与NHCI②大多数的分解反应③ 以“、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,I,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 C, 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。

（△ H<Q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） =H 2O（l）△H=－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/mol4. 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。

化学选修四知识点总结

化学选修四知识点总结化学选修四是高中化学课程中的一门选修课程，主要涉及有机化学和分析化学方面的内容。

以下是对化学选修四课程中的常见知识点进行总结：一、有机化学1. 有机官能团：烷烃、烯烃、炔烃、芳香化合物、醇、酚、醛、酮、羧酸、酯、胺等。

2. 碳杂原子及其官能团的性质：原子中的电子云不断重叠，形成共轭体系，导致碳杂原子官能团的共性特征。

3. 芳香化合物的性质：具有稳定的芳香性质、还原性不如脂肪族化合物、赛北—雷诺特规则、苯代烃的活泼中心。

4. 烯烃的异构：烯烃具有同分异构体，包括顺反异构、链枝异构、环异构等。

5. 醇的性质及合成：醇可以在物质的转化过程中作为中间体，可通过水合法、卤代烃氢化法、烯烃水化法等方法合成。

6. 酮和醛的性质及合成：酮和醛可通过氧化、还原、羰基化合物的加成等一系列反应合成。

7. 羧酸的酸碱性及合成：羧酸具有酸性，可以和碱发生中和反应。

合成羧酸的方法包括氧化法、酸加成法、羧酸的重复性切除法等。

8. 酯的性质及合成：酯是羧酸与醇缩合而成的产物，可以通过酸酐法、酯化法等合成。

9. 胺的性质及合成：胺可通过红氨基化法、胺的还原法、酰胺的水解法等方法合成。

二、分析化学1. 分析化学基本概念：确定化学物质的成分和性质的科学，包括定性分析和定量分析。

2. 实验室常用试剂：酸、碱、盐、指示剂、络合剂等，用于实验室分析工作中的酸碱滴定及络合滴定等。

3. 分析化学的平衡理论：如氧化还原滴定原理、络合滴定原理、酸碱滴定原理等。

4. 氧化还原滴定：包括物种间的氧化还原反应，如还原滴定和氧化滴定。

5. 酸碱滴定：通过滴定法测定酸和碱之间的等值点，酸溶液滴定以碱标准溶液，碱溶液滴定以酸标准溶液。

6. 离子反应与溶液的定性分析：如阳离子之间的沉淀反应和阴离子之间的鉴定反应。

7. 硬水与水质分析：硬水中含有可溶性的钙和镁盐，通过复合指示剂和络合剂来定量分析。

8. 分光光度法：利用物质吸收或发射光来进行定量分析。

高中化学选修4知识总结

高中化学选修4知识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)×|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 知识点总结

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＝183 kJ·mol－1。

(2)从反应物和生成物所具有能量的相对大小来考虑(宏观角度)：如果反应物所具有的总能量大于生成物所具有的总能量，反应物转化为生成物时放出热量，反应为放热反应；如果反应物所具有的总能量小于生成物所具有的总能量，反应物转化为生成物时吸收热量，反应为吸热反应。

反应热＝(所有生成物能量之和)－(所有反应物能量之和)两者联系：分子中键能越大，物质能量越低，性质越稳定；反之，键能越小，物质能量越高，性质越活泼。

3．理解反应热、焓变要注意的问题(1)反应热描述的是化学反应前后的热量变化。

(2)反应热描述的是一定温度下的热量变化。

(3)任何化学反应都有反应热，不存在不发生能量变化的化学反应。

(4)ΔH的单位为kJ·mol－1或J·mol－1，式中的“mol－1”不能理解为每摩尔反应物或生成物，应理解为“每摩尔反应”。

(5)焓是物质固有的性质之一，不能进行测量，但焓变(即反应热)可以直接测量，其测量仪器叫作量热计。

知识点二吸热反应与放热反应1．放热反应和吸热反应的比较用E(反应物)、E(生成物)分别代表反应物、生成物的总能量；Q(吸)、Q(放)分别代表反应物2.常见的放热反应和吸热反应 (1)常见的放热反应。

①绝大多数化合反应，如CaO ＋H 2O===Ca(OH)2。

②所有的燃烧反应，如CH 4＋2O 2=====点燃CO 2＋2H 2O 。

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、化学基本概念和原理1. 物质的分类- 纯净物：单质和化合物- 混合物：由两种或两种以上物质组成2. 化学反应类型- 合成反应- 分解反应- 置换反应- 还原-氧化反应3. 化学式和化学方程式- 化学式的书写规则- 化学方程式的平衡4. 摩尔概念- 摩尔的定义- 摩尔质量- 物质的量浓度5. 溶液- 溶液的组成- 溶液的浓度表示方法- 溶解度和饱和溶液二、化学中的测量和计算1. 常见化学仪器的使用- 量筒、滴定管、天平- pH计、电导率仪2. 溶液配制- 质量百分比溶液的配制 - 物质的量浓度溶液的配制3. 化学反应的计量关系- 反应物和生成物的摩尔比 - 反应的定量关系4. 溶液的酸碱性- pH值的测定- 酸碱指示剂的使用5. 化学计算- 质量守恒的计算- 溶液稀释的计算- 化学反应的热量计算三、无机化学1. 元素周期表- 元素周期表的结构- 元素的周期性和族性2. 重要元素及其化合物- 碱金属和卤素- 氧族元素- 氮族元素- 碳族元素3. 无机化学反应- 酸碱反应- 沉淀反应- 氧化还原反应4. 配位化合物- 配位键的形成- 配位化合物的命名和结构四、有机化学1. 有机化合物的基本概念- 有机化合物的定义- 烃的分类和命名2. 烃的衍生物- 醇、酚- 醛、酮- 羧酸、酯3. 有机反应类型- 取代反应- 加成反应- 消除反应- 氧化还原反应4. 生物分子- 糖类、蛋白质- 核酸、脂质五、化学实验技能1. 实验安全知识- 实验室安全规则- 化学品的妥善处理2. 实验基本操作- 溶液的配制和稀释- 实验数据的记录和处理3. 常见化学实验- 酸碱滴定实验- 氧化还原滴定实验- 沉淀反应实验4. 实验报告的撰写- 实验目的和原理- 实验步骤和结果- 结果分析和结论六、化学与环境1. 环境污染物- 大气污染物- 水体污染物- 土壤污染物2. 绿色化学- 绿色化学的基本原则- 绿色化学在工业上的应用3. 可持续发展- 可持续发展的概念- 化学在可持续发展中的作用七、化学与生活1. 食品中的化学物质- 食品添加剂- 营养素2. 日常生活中的化学- 清洁剂- 化妆品3. 材料科学- 金属和合金- 塑料和合成材料本知识点总结旨在为高中生提供一个全面的化学选修4课程复习框架，涵盖了无机化学、有机化学、化学实验技能、化学与环境以及化学与生活等多个方面。

化学选修4知识点归纳

化学选修4知识点归纳一、化学热力学1. 热力学基本概念- 系统与环境- 状态函数与过程函数- 热力学平衡2. 热力学第一定律- 内能的定义- 能量守恒原理- 热量与功的计算3. 热力学第二定律- 熵的概念- 熵变的计算- 自发过程的判据4. 化学反应的热效应- 反应热的定义- 燃烧热与中和热- 热化学方程式二、化学动力学1. 化学反应速率- 速率方程- 速率常数- 反应级数2. 反应机理- 元反应与复合反应- 反应途径- 反应中间体3. 催化剂- 催化剂的作用- 均相催化与非均相催化 - 催化剂的中毒三、溶液与胶体1. 溶液的基本概念- 溶质与溶剂- 溶液的分类- 溶液的浓度表示2. 溶液的物理性质- 蒸气压下降- 沸点升高与凝固点降低 - 渗透压3. 胶体与界面现象- 胶体的定义与分类- 胶体的稳定性- 表面活性剂与乳化作用四、电化学1. 电解质溶液- 电解质的分类- 电导率与离子迁移率 - 电解质的电离平衡2. 电化学电池- 伏打电堆- 电化学系列- 标准电极电势3. 电化学腐蚀与防护- 金属的腐蚀机理- 阴极保护与阳极保护- 防腐涂料的应用五、有机化学1. 有机化合物的命名- IUPAC命名规则- 常见官能团的命名- 烷基与芳基的命名2. 有机反应类型- 取代反应- 加成反应- 消除反应与重排反应3. 生物分子化学- 碳水化合物的结构与功能- 蛋白质与肽的结构与性质- 核酸的结构与功能请注意，这只是一个简化的知识点归纳，实际的化学选修4课程可能会包含更多的细节和复杂的概念。

此外，具体的知识点可能会根据不同的教育标准和课程要求有所变化。

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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。

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一、焓变反应热化学选修 4 化学反应与原理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 kPa ②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。

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学问点总结篇(1):高中化学选修4学问重点归纳我们都知道高中化学分为必修和选修，但是选修模块的学问并不意味着不重要，高中化学选修四的学问内容一样要学好。

下面是百分网我为大家整理的高中化学选修4学问总结，盼望对大家有用!高中化学选修4学问1、化学反应的反应热(1)反应热的概念：当化学反应在肯定的温度下进行时,反应所释放或汲取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.Q0时,反应为吸热反应;Q0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,依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.试验室常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：ΔH0,反应汲取能量,为吸热反应.ΔH0,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留意以下几点：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.高中化学选修4常考学问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高中化学选修4必背学问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片渐渐溶解,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=2H2O化学选修4学问点总结篇(2):高二化学选修四重点学问点总结选修四的化学内容是非常零散、简单的，高二的同学想要学好这个部分的学问，难度是比较大的。

高中化学选修4知识点总结(详细版)知识讲解

化学选修 4 化学反响与原理第一章化学反响与能量一、焓变反响热1 ．反响热：化学反响过程中所放出或吸收的热量,任何化学反响都有反响热,由于任何化学反响都会存在热量变化,即要么吸热要么放热.反响热可以分为〔燃烧热、中和热、溶解热〕2 .始变〔AH〕的意义：在恒压条件下进行的化学反响的热效应.符号：4H.单位：kJ/mol ,即：恒压下：始变=反响热,都可用AH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响.〔放热＞吸热〕AH为“-〞或4H ＜0吸收热量的化学反响.〔吸热＞放热〕△ H为“+〞或4 H ＞0也可以利用计算^ H来判断是吸热还是放热.△ H艺成物所具有的总能量-反响物所具有的总能量=反响物的总键能-生成物的总键能☆常见的放热反响：① 所有的燃烧反响② 所有的酸碱中和反响③ 大多数的化合反响④ 金属与水或酸的反响⑤ 生石灰〔氧化钙〕和水反响⑥铝热反响等☆常见的吸热反响：① 晶体Ba〔OH〕• 8H2O与NH4c②大多数的分解反响③ 条件一般是加热或高温的反响☆区分是现象〔物理变化〕还是反响〔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 .比拟△H时必须连同符号一起比拟.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,即反响热^ 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响物和生成物的聚集状态〔s,l, g 分别表示固态,液态, aq 表示〕③热化学反响方程式不标条件,除非题中特别指出反响时的温度和压强.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：4H和计量数成比例；反响逆向进行,△ H改变符号数值不变.6. 表示意义：物质的量—物质—状态—吸收或放出*热量.三、燃烧热1 ．概念：101 kPa 时, 1 mol 纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物〔二氧化碳、二氧化硫、液态水H2Q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反响程度：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.〔△H<0,单位kJ/mol 〕2 .燃烧热和中和热的表示方法都是有△ H时才有负号.3 . 石墨和金刚石的燃烧热不同.不同的物质燃烧热不同.四、中和热1 .概念：在稀溶液中,酸跟碱发生中和反响而生成1mol H2O,这时的反响热叫中和热.2 .强酸与强碱的中和反响其实质是H侨口OH反响,其热化学方程式为：H+〔aq〕 +OH-〔aq〕 =H 2O〔l〕△ H=- 57.3kJ/mol3．弱酸或弱碱电离要吸收热量,所以它们参加中和反响时的中和热小于57.3kJ/mol .4．中和热的测定实验：看课本装置图〔1〕一般用强酸和强碱做实验, 且碱要过量〔如果酸和碱的物质的量相同, 中和热会偏小〕,57.3kJ/mol .（2〕假设用弱酸或弱碱做实验,放出的热量会偏小,中和热会偏小.（3〕假设用浓溶液做实验,放出的热量会偏大,中和热会偏大.〔4〕在试验中,增大酸和碱的用量,放出的热量会增多但中和热保持不变.五、盖斯定律1 ．内容：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,而与具体反响进行的途径无关,如果一个反响可以分几步进行,那么各分步反响的反响热之和与该反应一步完成的反响热是相同的.六、能源注：水煤气是二次能源.第二章化学反响速率和化学平衡一、化学反响速率1. 化学反响速率〔v〕⑴ 定义：用来衡量化学反响的快慢,单位时间内反响物或生成物的物质的量的变化⑵ 表示方法：单位时间内反响浓度的减少或生成物浓度的增加来表示⑶ 计算公式：v=A c/A t 〔 u:平均速率,△ c：浓度变化,△ t:时间〕单位：mol/ 〔Ls〕⑷影响因素：①决定因素〔内因〕：反响物的性质〔决定因素〕②条件因素〔外因〕：浓度〔固体和纯液体除外〕,压强〔方程式中必须要有气体〕,温度〔提升了反响物分子的能量〕,催化剂〔降低了活化能〕,浓度和压强主要是通过使单位体积内分子总数增大来增大反响速率,温度和压强主要是使活化分子百分数增大来增大反响速率.2.浓度和压强是单位体积内活化分子百分数不变,温度和催化剂是分子总数不变.※注意：〔1〕、参加反响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：充入本体系气体,反响速率增大；充入惰性气体—反响速率不变②恒温恒压时：充入惰性气体-反响速率减小二、化学平衡〔一〕1.定义：化学平衡状态：一定条件下,当一个可逆反响进行到正逆反响速率相等时,各组成成分浓度不再改变,到达外表上静止的一种壬衡〞,这就是这个反响所能到达的限度即化学平衡状态.2、化学平衡的特征逆〔研究前提是可逆反响〕等〔同一物质的正逆反响速率相等〕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响到达平衡状态的方法和依据例举反应mA(g)+nB(g) pC(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即：各组分的量保持不变时一定能判断平衡.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mmolA,平衡②在单位时间内消耗了n molB同时消耗了p molC,平衡③V(A):V(B):V(C):V(D尸m:n:p:q V(正)不一定等于V(逆)不一定平衡即：用物质来判断平衡时,必须要一正一逆且要带上系数.用速率来判断平衡时,必须要一正一逆且速率之比等于代数之比.总的压强, ①m+n#p+q时,能判断平衡总的物质的量,总的体积②m+n=p+q时,不能判断平衡.即：总的量看气体的代数,气体的代数不等时能判断.混合气体用公式判断平均相对分子质量Mr或密度推出公式是一个变化的量就能判断平衡温度任何反响都伴随着育区变化,当体系温度一定时〔其他不受〕一定能判断平衡.平衡其他变化的量能判断平衡,固定不变的量不能判断平衡.〔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,增大反响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响物的浓度, 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响方向移动,温度降低会使化学平衡向着放热反响方向移动.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响速率和逆反响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响到达平衡所需的时间.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,当一个反响到达化学平衡时,生成物浓度幂之积与反响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平衡时的浓度.2、K只与温度〔T〕有关,与反响物或生成物的浓度无关.3、反响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、稀溶液中进行的反响,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响进行程度的标志. K 值越大,说明平衡时生成物的浓度越大,它的正向反响进行的程度越大,即该反响进行得越完全,反响物转化率越高.反之,那么相反. 一般地,K>1C5时,该反响就进行得根本完全了.2、可以利用K 值做标准,判断正在进行的可逆反响是否平衡及不平衡时向何方进行建立平衡.〔Q:浓度积〕Q_ <_K反响向正反响方向进行；Q_=_K反响处于平衡状态；Q_> _K反响向逆反响方向进行3、利用K值可判断反响的热效应假设温度升高,K值增大,那么正反响为吸热反响假设温度升高,K值减小,那么正反响为放热反响＊四、等效平衡1、概念：在一定条件下〔定温、定容或定温、定压〕,只是起始参加情况不同的同一可逆反响到达平衡后,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：对于反响前后气体分子数改变的可逆反响：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：对于反响前后气体分子数不变的可逆反响：只要反响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响化学计量数之比相同即可视为等效平衡.五、化学反响进行的方向1、反响熵变与反响方向：〔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, 也是反响方向判断的依据. .(3)同一物质,在气态时嫡值最大,液态时次之,固态时最小.即S(g> S(l)> S(s)(4)方程式中气体计量数增大的方向就是嫡增的方向.2、反响方向判断依据在温度、压强一定的条件下,化学反响的判读依据为：△H-TA S <0 反响能自发进行△H-TA S=0 反响到达平衡状态A H-TA S> 0 反响不能自发进行注意：(1) AH为负,AS为正时,任何温度反响都能自发进行(2) AH为正,AS为负时,任何温度反响都不能自发进行第三章水溶液中的离子平衡一、弱电解质的电离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：在水溶液里只有一局部分子电离成离子的电解质. (混和物质' (单质］强电解质：强酸,强碱,大多数盐__________ .如HCk NaOH、NaCk BaSQ,纯洁物, 「电解质,小人做, 弱电解质：弱酸,弱碱,极少数盐,水.如HClO、NH3-H2O、Cu(OH方化白物,H2O…….非电解质：非金属氧化物,大局部有机物.如SO3、C.、C6H12O6、CC4、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②SQ、NH3、CQ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不溶于水,但溶于水的BaSO全部电离,故BaSO为强电解质〕一一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,电离过程就到达了平衡状态,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：在弱电解质溶液里参加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：参加能与弱电解质的电离产生的某种离子反响的物质时,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,弱电解质在到达电离平衡时,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：AB1--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.b、电离常数受温度变化影响,不受浓度变化影响,在室温下一般变化不大.C、同一温度下,不同弱酸,电离常数越大,其电离程度越大,酸性越强.如：H2SQ>H3PC4>HF>CHCOOH>HCC3>H2S>HClO二、水的电离和溶液的酸碱性1、水电离平衡：：+水的离子积：K W = c[H+] • c[OH]_25c时,[H+尸[OH] =10-7 mol/L ; K W= [l4] • [OH-] = 1*10-14注意：K W只与温度有关,温度一定,那么K W值一定K W不仅适用于纯水,适用于任何溶液〔酸、碱、盐〕2、水电离特点：〔1〕可逆〔2〕吸热〔3〕极弱3、影响水电离平衡的外界因素：①酸、碱：抑制水的电离K W <1*10-14②温度：促进水的电离〔水的电离是吸热的〕③易水解的盐：促进水的电离K W > 1*10-144、溶液的酸碱性和pH:（1）pH=-lgc[H+]（2）pH的测定方法：酸碱指示剂一一甲基橙、石蕊、酚, .变色范围：甲基橙3.1~4.4 〔橙色〕石蕊5.0~8.0 〔紫色〕酚醐8.2~10.0 〔浅红色〕pH试纸一操作玻璃棒」取未知液体在试纸上,然后与标准比色卡比照即可________________ .注意：①事先不能用水湿润PH试纸；②广泛pH试纸只能读取整数值或范围三、混合液的pH值计算方法公式1、强酸与强酸的混合：〔先求[H+]混：将两种酸中的H+离子物质的量相加除以总体积,再求其它〕[H+]混=〔[H+]I V I+[H+]2V2〕/ 〔V1+V2〕2、强碱与强碱的混合：〔先求[OH-]混：将两种酸中的OH离子物质的量相加除以总体积,再求其它〕[.内混二〔[OH]I V I+[OH]2V2〕/ 〔V1+V2〕〔注意：不能直接计算[H+]混〕3、强酸与强碱的混合：〔先据H++ OH-==»O计算余下的H+或OH,①H+t余,那么用余下的H+数除以溶液总体积求［H +］混；OH 有余,那么用余下的OH 数除以溶液总体积求［OH -］混,再求其它〕四、稀释过程溶液pH 值的变化规律：5、不管任何溶液,稀释时pH 均是向7靠近〔即向中性靠近〕；任何溶液无限稀释后pH 均接近6、稀释时,弱酸、弱碱和水解的盐溶液的 pH 变化得慢,强酸、强碱变化得快.五、强酸〔pH1〕强碱〔pH2〕混和计算规律 w.w.w.k.s.5.u.c.o.m1、假设等体积混合 pH1+pH2=14 那么溶液显中性 pH=7 pH1+pH2A 15 那么溶液显碱性 p H=pH 2-0.3 pH1+pH2< 13那么溶液显酸性 pH=pH1+0.3、假设混合后显中性pH1+pH2=14 V 酸：V 碱=1: 1 H1+pH 片 14V 酸：V 碱=1: 10114-〔pH1+pH2"六、酸碱中和滴定:1、中和滴定的原理实质：H ++OHI =H 2O 即酸能提供的H +和碱能提供的OH 物质的量相等.2、中和滴定的操作过程：〔1〕仪②滴定管的刻度,O 刻度在上一.往下刻度标数越来越大,全部容积大于它的最大刻度值,由于下端有一局部没有刻度.滴定时,所用溶液不得超过最低刻度,不得一次滴定使用两滴定管酸1、强酸溶液：稀释10n 倍时,2、弱酸溶液：稀释10n 倍时,3、强碱溶液：稀释10n 倍时,4、弱碱溶液：稀释10n 倍时,pH 稀=pH 原 + n pH 稀〈pH 原+n pH 稀=pH 原—n pH 稀〉pH 原一n〔但始终不能大于或等于7〕〔但始终不能大于或等于7〕〔但始终不能小于或等于7〕〔但始终不能小于或等于7〕〔或碱〕,也不得中途向滴定管中添加.②滴定管可以读到小数点后一位. 〔2〕药品：标准液；待测液；指示剂.〔3〕准备过程：准备：检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面.〔洗涤：用洗液洗一检漏：滴定管是否漏水一用水洗一用标准液洗〔或待测液洗〕一装溶液一排气泡一调液面一记数据V〔始〕〔4〕试验过程3、酸碱中和滴定的误差分析误差分析：利用n酸c酸V酸二n碱c碱V碱进行分析式中：n——酸或碱中氢原子或氢氧根离子数；c——酸或碱的物质的量浓度；V——酸或碱溶液的体积.当用酸去滴定碱确定碱的浓度时,那么：0碱=『c V n V上述公式在求算浓度时很方便,而在分析误差时起主要作用的是分子上的V酸的变化,由于在滴定过程中c酸为标准酸,其数值在理论上是不变的,假设稀释了虽实际值变小,但表达的却是V酸的增大,导致c酸偏高；V碱同样也是一个定值,它是用标准的量器量好后注入锥形瓶中的, 当在实际操作中碱液外溅,其实际值减小,但引起变化的却是标准酸用量的减少, 即V酸减小, 那么c碱降低了；对于观察中出现的误差亦同样如此.综上所述,当用标准酸来测定碱的浓度时, c碱的误差与V酸的变化成正比,即当V酸的实测值大于理论值时,c碱偏高,反之偏低. 同理,用标准碱来滴定未知浓度的酸时亦然.七、盐类的水解〔只有可溶于水的盐才水解〕1、盐类水解：在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH结合生成弱电解质的反响.2、水解的实质：—水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH结合,破坏水的电离,是平衡向右移动,促进水的电离.3、盐类水解规律：①有弱才水解,无弱不水解,越弱越水解；谁强显谁性,两弱都水解,同强显中性.②多元弱酸根,浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大, 碱性更强.〔如:Na z CQ >NaHCO〕4、盐类水解的特点：〔1〕可逆〔与中和反响互逆〕〔2〕程度小〔3〕吸热5、影响盐类水解的外界因素：①温度：温度越高水解程度越大〔水解吸热,越热越水解〕②浓度：浓度越小,水解程度越大〔越稀越水解〕③酸碱：促进或抑制盐的水解〔H+促进・阴离子水解而抑制阳离子水解:OH-促进阳离子水解而抑制阴离子水解〕6、酸式盐溶液的酸碱性：①只电离不水解：如HSQ- 显一酸件②电离程度〉水解程度,显酸性〔如：HSQ-、H2PC4-〕③水解程度〉电离程度,显碱性〔如：HCO-、HS、HPQ2-〕7、双水解反响：〔1〕构成盐的阴阳离子均能发生水解的反响.双水解反响相互促进,水解程度较大,有的甚至水解完全.使得平衡向右移.〔2〕常见的双水解反响完全的为：Fe3+、A产与A©-、CQ2-〔HCQ-〕、S2-〔HS〕、SQ2-〔HSQ-〕; S2- 与NH4+; CQ2-〔HCQ-〕与NH4+其特点是相互水解成沉淀或气体.双水解完全的离子方程式配平依据是两边电荷平衡,如：2A13+ + 3s L + 6H2O == 2Al〔OH^J + 3H2ST8、盐类水解的应用：水解的应用实例原埋1、净水明矶净水Al3++3HO^ Al(OH) 3(胶体)+3H+2、去油污用热碱水冼油污物品二CGf-+HO HCO 3-+OH3、药品的保存①配制FeCl3溶液时常参加少量盐酸工Fe3++3HO Fe(OH) 3+3HJr②配制NaCO溶液时常力口入少量NaOHCGf+HO HCO 3-+OH4、制备无水盐由MgC2 • 6HO制无水MgC2在HCl气流中加热假设不然,贝必 .MgC2、- 6H2OMg(OH)+2HCl+4HOMg(OH) MgO+H 2O5、泡沫灭火器用Al 2〔SO4〕3 与NaHC璐液混合Al3++3HCO=Al(OH)3；+3COT6、比拟盐溶液中离子浓度的大小比拟NHCl溶液中离子浓度的大小NH++HO NH 3 • H2O+Hc(Cl -)>c(NH；)>c(H +)>c(OH)-9、水解平衡常数〔&〕对于强碱弱酸盐：& =Kw/Ka〔Kw为该温度下水的离子积,Ka为该条件下该弱酸根形成的弱酸的电离平衡常数〕对于强酸弱碱盐：K h =Kw/K〕〔Kw为该温度下水的离子积,K b为该条件下该弱碱根形成的弱碱的电离平衡常数〕电离、水解方程式的书写原那么1、多元弱酸(多元弱酸盐)的电离(水解)的书写原那么：分步书写注意：不管是水解还是电离,都决定于第一步,第二步一般相当微弱.2、多元弱碱(多元弱碱盐)的电离(水解)书写原那么：一步书写八、溶液中微粒浓度的大小比拟☆☆根本原那么：抓住溶液中微粒浓度必须满足的三种守恒关系：①电荷守恒：：任何溶液均显电中性、各阳离子浓度与其所带电荷数的乘积之和=各阴离子浓度与其所带电荷数的乘积之和②物料守恒：(即原子个数守恒或质量守恒)某原子的总量(或总浓度)=其以各种形式存在的所有微粒的量(或浓度)之和③质子守恒：即水电离出的H+浓度与OH浓度相等.九、难溶电解质的溶解平衡1、难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识(1)溶解度小干0.01g的电解质称难溶电解质.(2)反响后离子浓度降至1*10-5以下的反响为完全反响.如酸碱中和时［H+］降至10-7mol/L<10-5mol/L,故为完全反响,用“=",常见的难溶物在水中的离子浓度均远低于10-5mol/L , 故均用“=〞.(3)难溶并非不溶,任何难溶物在水中均存在溶解平衡.(4)掌握三种微溶物质：CaSO、Ca(OH2、Ag2SQ(5)溶解平衡常为吸热,但Ca(OH2为放热,升温其溶解度减少.(6)溶解平衡存在的前提是：必须存在沉淀,否那么不存在平衡.2、溶解平衡方程式的书写注意在沉淀后用(s标明状态71^用“"丁如：Ag2s(s) 2Ag+(aq) + S'(aq)3、沉淀生成的三种主要方式(1)加沉淀剂法：K sp越小(即沉淀越难溶),沉淀越完全；沉淀剂过量能使沉淀更完全.(2)调pH值除某些易水解的金属阳离子：如加MgO除去MgC2溶液中FeC3.(3)氧化复原沉淀法：(4)同离子效应法4、沉淀的溶解：沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移动.常采用的方法有：①酸碱；②氧化复原；③ 沉淀转化.5、沉淀的转化：溶解度大的生成溶解度小的,溶解度小的生成溶解度更小的.如：AgNO3 AgCg后疏淀) AgBr7?淡黄色)~~AgI (黄色) Ag2s (黑色)6、溶度积(K SP)1、定义：在一定条件下,难溶电解质电解质溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉淀的速率, 溶液中各离子的浓度保持不变的状态.2、表达式：AmBn(s) mA n+(aq)+nB m-(aq)K sP=[c(A n+)]m ?[c(B m-)]n3、影响因素：外因：①浓度：加水,平衡向溶解方向移动.②温度：升温,多数平衡向溶解方向移动.4、溶度积规那么Q C (离子积)〉K sp有沉淀析出Q C=K SP平衡状态Q C 〈K SP未饱和,继续溶解第四章电化学根底第一节原电池原电池：1、概念：化学能转化为电能白^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——导线一一正极内电路：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、电极反响：以锌铜原电池为例：负极：氧化—反响：Zn— 2e=Zn2 (较活泼金属)正极：复原—反响：2H+ + 2e=H2T (较不活泼金属)总反响式：_2门+2.=2门2++- T _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①一溶解的一极为负极一② 增重或有气泡一极为正极第二节化学电池1、电池的分类：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的装置3、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：碱性锌镒电池、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,可以屡次重复使用,又叫充电电池或蓄电池.2、电极反响：铅蓄电池放电：负极〔铅〕：_Pb+ so4--2e- = PbSC4；_正极〔氧化铅〕:_PbQ + 4H++so4-+2e—= PbSQ〔+2H2cL充电：阴极：PbSQ+2H2.—2e- = PbC2 + 4H++ sc4-阳极：PbSQ + 2e—= Pb+ sc4-_放电一两式可以写成一个可逆反响：_PbQ+ PI？2H2SO4 2PbSO J + 2H2.3、目前已开发出新型蓄电池：银锌电池、镉银电池、氢镇电池、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响直接产生电流的一种原电池2、电极反响：一般燃料电池发生的电化学反响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响,但不注明反响的条件.,负极发生氧化反响,正极发生复原反响,不过要注意一般电解质溶液要参与电极反响.以氢氧燃料电池为例,钳为正、负极,介质分为酸性、碱性和中性.当电解质溶液呈酸性时：负极：2H—4e— =4H+ 正极：O 2+4 e-4H+ =2HbO。

高中化学选修4知识点分类总结报告

高中化学选修4知识点分类总结报告篇一：高中化学选修4学问点分类总结一、焓变反应热1．反应热：化学反应过程中所放出或汲取的热量，任何化学反应都有反应热，由于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.产生缘由：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放热）△H为“+”或△H>0也可以利用计算△H来推断是吸热还是放热。

△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全部的燃烧反应②全部的酸碱中和反应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NH4Cl ②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时必需连同符号一起比较。

二、热化学方程式书写化学方程式留意要点:①热化学方程式必需标出能量变化，即反应热△H，△H 对应的正负号都不能省。

②热化学方程式中必需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，除非题中特殊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转变符号，数值不变。