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高中化學(xué)選修4必備知識點

　　選修四是高中化學(xué)中最難的部分，很多同學(xué)都感到學(xué)起來很吃力，其實只要抓住知識的關(guān)鍵點，就能學(xué)好。下面是小編為大家整理的高中化學(xué)選修4知識總結(jié)，希望對大家有用!

高中化學(xué)選修4必備知識點

　　高中化學(xué)選修4知識點篇1

　　一、焓變、反應(yīng)熱

　　1.反應(yīng)熱：一定條件下，一定物質(zhì)的量的反應(yīng)物之間完全反應(yīng)所放出或吸收的熱量

　　2.焓變(ΔH)的意義：在恒壓條件下進(jìn)行的化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)

　　(1)符號：△H

　　(2)單位：kJ/mol

　　3.產(chǎn)生原因：

　　化學(xué)鍵斷裂——吸熱

　　化學(xué)鍵形成——放熱

　　放出熱量的化學(xué)反應(yīng)。(放熱>吸熱) △H 為“-”或△H<0

　　吸收熱量的化學(xué)反應(yīng)。(吸熱>放熱)△H 為“+”或△H >0

　　常見的放熱反應(yīng)：

　　①所有的燃燒反應(yīng)

　�、谒釅A中和反應(yīng)

　�、鄞蠖鄶�(shù)的化合反應(yīng)

　�、芙饘倥c酸的反應(yīng)

　�、萆液退磻�(yīng)

　�、逎饬蛩嵯♂�、氫氧化鈉固體溶解等

　　常見的吸熱反應(yīng)：

　�、� 晶體Ba(OH)2·8H2O與NH4Cl

　�、� 大多數(shù)的分解反應(yīng)

　�、� 以H2、CO、C為還原劑的氧化還原反應(yīng)

　�、茕@鹽溶解等

　　高中化學(xué)選修4知識點篇2

　　一、熱化學(xué)方程式

　　書寫化學(xué)方程式注意要點:

　�、贌峄瘜W(xué)方程式必須標(biāo)出能量變化。

　　②熱化學(xué)方程式中必須標(biāo)明反應(yīng)物和生成物的聚集狀態(tài)(g,l,s分別表示固態(tài)，液態(tài)，氣態(tài)，水溶液中溶質(zhì)用aq表示)

　�、蹮峄瘜W(xué)反應(yīng)方程式要指明反應(yīng)時的溫度和壓強。

　�、軣峄瘜W(xué)方程式中的化學(xué)計量數(shù)可以是整數(shù)，也可以是分?jǐn)?shù)

　�、莞魑镔|(zhì)系數(shù)加倍，△H加倍;反應(yīng)逆向進(jìn)行，△H改變符號，數(shù)值不變

　　二、燃燒熱

　　1.概念：25 ℃，101 kPa時，1 mol純物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定的化合物時所放出的熱量。燃燒熱的單位用kJ/mol表示。

　　注意以下幾點：

　�、傺芯織l件：101 kPa

　�、诜磻�(yīng)程度：完全燃燒，產(chǎn)物是穩(wěn)定的氧化物

　�、廴紵锏奈镔|(zhì)的量：1 mol

　�、苎芯績�(nèi)容：放出的熱量。(ΔH<0，單位kJ/mol)

　　三、中和熱

　　1.概念：在稀溶液中，酸跟堿發(fā)生中和反應(yīng)而生成1mol H2O，這時的反應(yīng)熱叫中和熱。

　　2.強酸與強堿的中和反應(yīng)其實質(zhì)是H+和OH-反應(yīng)，其熱化學(xué)方程式為：

　　H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l)

　　ΔH=-57.3kJ/mol

　　3.弱酸或弱堿電離要吸收熱量，所以它們參加中和反應(yīng)時的中和熱小于57.3kJ/mol。

　　4.中和熱的測定實驗

　　高中化學(xué)選修4知識點篇3

　　化學(xué)平衡

　　(一)1.定義：

　　化學(xué)平衡狀態(tài)：一定條件下，當(dāng)一個可逆反應(yīng)進(jìn)行到正逆反應(yīng)速率相等時，更組成成分濃度不再改變，達(dá)到表面上靜止的一種“平衡”，這就是這個反應(yīng)所能達(dá)到的限度即化學(xué)平衡狀態(tài)。

　　2、化學(xué)平衡的特征

　　逆(研究前提是可逆反應(yīng))

　　等(同一物質(zhì)的正逆反應(yīng)速率相等)

　　動(動態(tài)平衡)

　　定(各物質(zhì)的濃度與質(zhì)量分?jǐn)?shù)恒定)

　　變(條件改變，平衡發(fā)生變化)

　　3、判斷平衡的依據(jù)

　　判斷可逆反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)的方法和依據(jù):

　　(二)影響化學(xué)平衡移動的因素

　　1. 濃度對化學(xué)平衡移動的影響

　　(1)影響規(guī)律：在其他條件不變的情況下，增大反應(yīng)物的濃度或減少生成物的濃度，都可以使平衡向正方向移動;增大生成物的濃度或減小反應(yīng)物的濃度，都可以使平衡向逆方向移動

　　(2)增加固體或純液體的量，由于濃度不變，所以平衡不移動

　　(3)在溶液中進(jìn)行的反應(yīng)，如果稀釋溶液，反應(yīng)物濃度減小，生成物濃度也減小， V正減小，V逆也減小，但是減小的程度不同，總的結(jié)果是化學(xué)平衡向反應(yīng)方程式中化學(xué)計量數(shù)之和大的方向移動。

　　2、溫度對化學(xué)平衡移動的影響

　　影響規(guī)律：在其他條件不變的情況下，溫度升高會使化學(xué)平衡向著吸熱反應(yīng)方向移動，溫度降低會使化學(xué)平衡向著放熱反應(yīng)方向移動。

　　3、壓強對化學(xué)平衡移動的影響

　　影響規(guī)律：其他條件不變時，增大壓強，會使平衡向著體積縮小方向移動;減小壓強，會使平衡向著體積增大方向移動。

　　注意：

　　(1)改變壓強不能使無氣態(tài)物質(zhì)存在的化學(xué)平衡發(fā)生移動

　　(2)氣體減壓或增壓與溶液稀釋或濃縮的化學(xué)平衡移動規(guī)律相似

　　4.催化劑對化學(xué)平衡的影響：由于使用催化劑對正反應(yīng)速率和逆反應(yīng)速率影響的程度是等同的，所以平衡不移動。但是使用催化劑可以影響可逆反應(yīng)達(dá)到平衡所需的時間。

　　5.勒夏特列原理(平衡移動原理)：如果改變影響平衡的'條件之一(如溫度，壓強，濃度)，平衡向著能夠減弱這種改變的方向移動。

　　高中化學(xué)選修4知識點篇4

　　化學(xué)守恒

　　守恒是化學(xué)反應(yīng)過程中所遵循的基本原則，在水溶液中的化學(xué)反應(yīng)，會存在多種守恒關(guān)系，如電荷守恒、物料守恒、質(zhì)子守恒等。

　　1.電荷守恒關(guān)系：

　　電荷守恒是指電解質(zhì)溶液中，無論存在多少種離子，電解質(zhì)溶液必須保持電中性，即溶液中陽離子所帶的正電荷總數(shù)與陰離子所帶的負(fù)電荷總數(shù)相等，用離子濃度代替電荷濃度可列等式。常用于溶液中離子濃度大小的比較或計算某離子的濃度等，例如：

　�、僭贜aHCO3溶液中：c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+2c(CO32-)+c(HCO3-);

　�、谠�(NH4)2SO4溶液中：c(NH4+)+c(H+)=c(OH-)+c(SO42—)。

　　2.物料守恒關(guān)系：

　　物料守恒也就是元素守恒，電解質(zhì)溶液中由于電離或水解因素，離子會發(fā)生變化變成其它離子或分子等，但離子或分子中某種特定元素的原子的總數(shù)是不會改變的。

　　可從加入電解質(zhì)的化學(xué)式角度分析，各元素的原子存在守恒關(guān)系，要同時考慮鹽本身的電離、鹽的水解及離子配比關(guān)系。例如：

　�、僭贜aHCO3溶液中：c(Na+)=c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3);

　�、谠贜H4Cl溶液中：c(Cl-)=c(NH4+)+c(NH3·H2O)。

　　3.質(zhì)子守恒關(guān)系：

　　酸堿反應(yīng)達(dá)到平衡時，酸(含廣義酸)失去質(zhì)子(H+)的總數(shù)等于堿(或廣義堿)得到的質(zhì)子(H+)總數(shù)，這種得失質(zhì)子(H+)數(shù)相等的關(guān)系就稱為質(zhì)子守恒。

　　在鹽溶液中，溶劑水也發(fā)生電離：H2OH++OH-，從水分子角度分析：H2O電離出來的H+總數(shù)與H2O電離出來的OH—總數(shù)相等(這里包括已被其它離子結(jié)合的部分)，可由電荷守恒和物料守恒推導(dǎo)，例如：

　�、僭贜aHCO3溶液中：c(OH-)=c(H+)+c(CO32-)+c(H2CO3);

　�、谠贜H4Cl溶液中：c(H+)=c(OH-)+c(NH3·H2O)。

　　綜上所述，化學(xué)守恒的觀念是分析溶液中存在的微粒關(guān)系的重要觀念，也是解決溶液中微粒濃度關(guān)系問題的重要依據(jù)。

　　高中化學(xué)選修4知識點篇5

　　電解的原理

　　(1)電解的概念：

　　在直流電作用下,電解質(zhì)在兩上電極上分別發(fā)生氧化反應(yīng)和還原反應(yīng)的過程叫做電解.電能轉(zhuǎn)化為化學(xué)能的裝置叫做電解池.

　　(2)電極反應(yīng)：以電解熔融的NaCl為例：

　　陽極：與電源正極相連的電極稱為陽極,陽極發(fā)生氧化反應(yīng)：2Cl-→Cl2↑+2e-.

　　陰極：與電源負(fù)極相連的電極稱為陰極,陰極發(fā)生還原反應(yīng)：Na++e-→Na.

　　總方程式：2NaCl(熔)2Na+Cl2↑

　　2、電解原理的應(yīng)用

　　(1)電解食鹽水制備燒堿、氯氣和氫氣.

　　陽極：2Cl-→Cl2+2e-

　　陰極：2H++e-→H2↑

　　總反應(yīng)：2NaCl+2H2O2NaOH+H2↑+Cl2↑

　　(2)銅的電解精煉.

　　粗銅(含Zn、Ni、Fe、Ag、Au、Pt)為陽極,精銅為陰極,CuSO4溶液為電解質(zhì)溶液.

　　陽極反應(yīng)：Cu→Cu2++2e-,還發(fā)生幾個副反應(yīng)

　　Zn→Zn2++2e-;Ni→Ni2++2e-

　　Fe→Fe2++2e-

　　Au、Ag、Pt等不反應(yīng),沉積在電解池底部形成陽極泥.

　　陰極反應(yīng)：Cu2++2e-→Cu

　　(3)電鍍：以鐵表面鍍銅為例

　　待鍍金屬Fe為陰極,鍍層金屬Cu為陽極,CuSO4溶液為電解質(zhì)溶液.

　　陽極反應(yīng)：Cu→Cu2++2e-

　　陰極反應(yīng)：Cu2++2e-→Cu

　　高中化學(xué)選修4知識點篇6

　　離子反應(yīng)

　　離子反應(yīng)就是從溶液中離子相互作用的角度去認(rèn)識化學(xué)反應(yīng)的本質(zhì)，明確化學(xué)反應(yīng)的機理。

　　1.離子反應(yīng)的實質(zhì)

　　離子反應(yīng)的實質(zhì)是指反應(yīng)物的某些離子濃度的減小。從本質(zhì)上說，如果反應(yīng)物的某些離子間能反應(yīng)生成新物質(zhì)而使溶液中的這些離子濃度減小，就會發(fā)生離子反應(yīng)。

　　2.離子反應(yīng)發(fā)生的條件

　　研究離子反應(yīng)發(fā)生的條件，實質(zhì)上就是研究在什么條件下可以使反應(yīng)物的某些離子濃度減小�？偲饋碇v，具備下列條件之一就可以使反應(yīng)物的某些離子濃度降低。

　�、偕呻y溶的物質(zhì)：

　　生成難溶的.物質(zhì)可以使某些離子濃度減小，因此離子反應(yīng)能夠發(fā)生。例如：向NaCl溶液中滴入硝酸酸化的AgNO3溶液，發(fā)生下列反應(yīng)：Ag++Cl-===AgCl↓(可溶→難溶，使Cl—濃度降低)。

　　②生成難電離的物質(zhì)：

　　生成難電離的物質(zhì)(如更弱的酸、更弱的堿或生成水等)可以降低某些離子的濃度，故能發(fā)生離子反應(yīng)。例如：鹽酸和燒堿中和反應(yīng)：H++OH-==H2O生成難電離的水。

　�、凵蓳]發(fā)性的物質(zhì)：

　　若離子間能結(jié)合而生成氣體，則可以降低某些離子的濃度，離子反應(yīng)也就能夠發(fā)生。一般來說判斷依據(jù)是生成不穩(wěn)定的酸(H2CO3、H2SO3等)、生成不穩(wěn)定的堿(如NH3·H2O)和生成揮發(fā)性的酸(如H2S)等。

　�、馨l(fā)生氧化還原反應(yīng)：一般來說強氧化性的物質(zhì)與強還原性的物質(zhì)，在合適的酸堿性溶液中，可發(fā)生氧化還原反應(yīng)，例如NO3—、H+與Fe2+等。

　　3.離子方程式的意義

　　離子方程式不僅表示某些物質(zhì)的某一具體反應(yīng)，而且還表示了所有同一類型物質(zhì)間的某一類反應(yīng)，并且更能反映這類反應(yīng)的本質(zhì)，更具有典型代表性和概括性。例如：離子方程式H++OH—===H2O不僅表示鹽酸與燒堿溶液的中和反應(yīng)，而且還可以表示所有強酸與強堿發(fā)生中和反應(yīng)生成可溶性鹽和水的一類反應(yīng)。