高中化學選修4必備知識點
選修四是高中化學中最難的部分，很多同學都感到學起來很吃力，其實只要抓住知識的關鍵點，就能學好。下面是小編為大家整理的高中化學選修4知識總結，希望對大家有用!
高中化學選修4知識點 篇1
一、焓變、反應熱
1.反應熱：一定條件下，一定物質(zhì)的量的反應物之間完全反應所放出或吸收的熱量
2.焓變(ΔH)的意義：在恒壓條件下進行的化學反應的熱效應
(1)符號：△H
(2)單位：kJ/mol
3.產(chǎn)生原因：
化學鍵斷裂——吸熱
化學鍵形成——放熱
放出熱量的化學反應。(放熱>吸熱) △H 為“-”或△H<0
吸收熱量的化學反應。(吸熱>放熱)△H 為“+”或△H >0
常見的放熱反應：
①所有的燃燒反應
②酸堿中和反應
③大多數(shù)的化合反應
④金屬與酸的反應
⑤生石灰和水反應
⑥濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等
常見的吸熱反應：
① 晶體Ba(OH)2·8H2O與NH4Cl
② 大多數(shù)的分解反應
③ 以H2、CO、C為還原劑的氧化還原反應
④銨鹽溶解等
高中化學選修4知識點 篇2
一、熱化學方程式
書寫化學方程式注意要點:
①熱化學方程式必須標出能量變化。
②熱化學方程式中必須標明反應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)
③熱化學反應方程式要指明反應時的溫度和壓強。
④熱化學方程式中的化學計量數(shù)可以是整數(shù)，也可以是分數(shù)
⑤各物質(zhì)系數(shù)加倍，△H加倍;反應逆向進行，△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：
①研究條件：101 kPa
②反應程度：完全燃燒，產(chǎn)物是穩(wěn)定的氧化物
③燃燒物的物質(zhì)的量：1 mol
④研究內(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)生中和反應而生成1mol H2O，這時的反應熱叫中和熱。
2.強酸與強堿的中和反應其實質(zhì)是H+和OH-反應，其熱化學方程式為：
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時的中和熱小于57.3kJ/mol。
4.中和熱的測定實驗
高中化學選修4知識點 篇3
化學平衡
(一)1.定義：
化學平衡狀態(tài)：一定條件下，當一個可逆反應進行到正逆反應速率相等時，更組成成分濃度不再改變，達到表面上靜止的一種“平衡”，這就是這個反應所能達到的限度即化學平衡狀態(tài)。
2、化學平衡的特征
逆(研究前提是可逆反應)
等(同一物質(zhì)的正逆反應速率相等)
動(動態(tài)平衡)
定(各物質(zhì)的濃度與質(zhì)量分數(shù)恒定)
變(條件改變，平衡發(fā)生變化)
3、判斷平衡的依據(jù)
判斷可逆反應達到平衡狀態(tài)的方法和依據(jù):
(二)影響化學平衡移動的因素
1. 濃度對化學平衡移動的影響
(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)在溶液中進行的反應，如果稀釋溶液，反應物濃度減小，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，總的結果是化學平衡向反應方程式中化學計量數(shù)之和大的方向移動。
2、溫度對化學平衡移動的影響
影響規(guī)律：在其他條件不變的情況下，溫度升高會使化學平衡向著吸熱反應方向移動，溫度降低會使化學平衡向著放熱反應方向移動。
3、壓強對化學平衡移動的影響
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平衡移動規(guī)律相似
4.催化劑對化學平衡的影響：由于使用催化劑對正反應速率和逆反應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達到平衡所需的時間。
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。
高中化學選修4知識點 篇4
化學守恒
守恒是化學反應過程中所遵循的基本原則，在水溶液中的化學反應，會存在多種守恒關系，如電荷守恒、物料守恒、質(zhì)子守恒等。
1.電荷守恒關系：
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：
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.物料守恒關系：
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)的化學式角度分析，各元素的原子存在守恒關系，要同時考慮鹽本身的電離、鹽的水解及離子配比關系。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.質(zhì)子守恒關系：
酸堿反應達到平衡時，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合的部分)，可由電荷守恒和物料守恒推導，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)。
綜上所述，化學守恒的觀念是分析溶液中存在的微粒關系的重要觀念，也是解決溶液中微粒濃度關系問題的重要依據(jù)。
高中化學選修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)生氧化反應和還原反應的過程叫做電解.電能轉化為化學能的裝置叫做電解池.
(2)電極反應：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：2Cl-→Cl2↑+2e-.
陰極：與電源負極相連的電極稱為陰極,陰極發(fā)生還原反應：Na++e-→Na.
總方程式：2NaCl(熔)2Na+Cl2↑
2、電解原理的應用
(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：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：Cu→Cu2++2e-,還發(fā)生幾個副反應
Zn→Zn2++2e-;Ni→Ni2++2e-
Fe→Fe2++2e-
Au、Ag、Pt等不反應,沉積在電解池底部形成陽極泥.
陰極反應：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：Cu→Cu2++2e-
陰極反應：Cu2++2e-→Cu
高中化學選修4知識點 篇6
離子反應
離子反應就是從溶液中離子相互作用的角度去認識化學反應的本質(zhì)，明確化學反應的機理。
1.離子反應的實質(zhì)
離子反應的實質(zhì)是指反應物的某些離子濃度的減小。從本質(zhì)上說，如果反應物的某些離子間能反應生成新物質(zhì)而使溶液中的這些離子濃度減小，就會發(fā)生離子反應。
2.離子反應發(fā)生的條件
研究離子反應發(fā)生的條件，實質(zhì)上就是研究在什么條件下可以使反應物的某些離子濃度減小。總起來講，具備下列條件之一就可以使反應物的某些離子濃度降低。
①生成難溶的物質(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：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。例如：鹽酸和燒堿中和反應：H++OH-==H2O生成難電離的水。
③生成揮發(fā)性的物質(zhì)：
若離子間能結合而生成氣體，則可以降低某些離子的濃度，離子反應也就能夠發(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。
④發(fā)生氧化還原反應：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，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，而且還表示了所有同一類型物質(zhì)間的某一類反應，并且更能反映這類反應的本質(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，而且還可以表示所有強酸與強堿發(fā)生中和反應生成可溶性鹽和水的一類反應。
高中化學選修4知識點 篇7
1、物質(zhì)之間可以發(fā)生各種各樣的化學變化，依據(jù)一定的標準可以對化學變化進行分類。
(1)根據(jù)反應物和生成物的類別以及反應前后物質(zhì)種類的多少可以分為：
A、化合反應(A+B=AB)B、分解反應(AB=A+B)
C、置換反應(A+BC=AC+B)
D、復分解反應(AB+CD=AD+CB)
(2)根據(jù)反應中是否有離子參加可將反應分為：
A、離子反應：有離子參加的一類反應。主要包括復分解反應和有離子參加的氧化還原反應。
B、分子反應(非離子反應)
(3)根據(jù)反應中是否有電子轉移可將反應分為：
A、氧化還原反應：反應中有電子轉移(得失或偏移)的反應
實質(zhì)：有電子轉移(得失或偏移)
特征：反應前后元素的化合價有變化
B、非氧化還原反應
2、離子反應
(1)、電解質(zhì)：在水溶液中或熔化狀態(tài)下能導電的化合物,叫電解質(zhì)。酸、堿、鹽都是電解質(zhì)。在水溶液中或熔化狀態(tài)下都不能導電的化合物，叫非電解質(zhì)。
注意：
①電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物，不同之處是在水溶液中或融化狀態(tài)下能否導電。
②電解質(zhì)的導電是有條件的：電解質(zhì)必須在水溶液中或熔化狀態(tài)下才能導電。
③能導電的物質(zhì)并不全部是電解質(zhì)：如銅、鋁、石墨等。④非金屬氧化物(SO2、SO3、CO2)、大部分的有機物為非電解質(zhì)。
(2)、離子方程式：用實際參加反應的離子符號來表示反應的式子。它不僅表示一個具體的化學反應，而且表示同一類型的離子反應。
復分解反應這類離子反應發(fā)生的條件是：生成沉淀、氣體或水。書寫方法：
寫：寫出反應的化學方程式
拆：把易溶于水、易電離的物質(zhì)拆寫成離子形式
刪：將不參加反應的離子從方程式兩端刪去
查：查方程式兩端原子個數(shù)和電荷數(shù)是否相等
高中化學選修4知識點 篇8
離子共存問題
所謂離子在同一溶液中能大量共存，就是指離子之間不發(fā)生任何反應;若離子之間能發(fā)生反應，則不能大量共存。
A、結合生成難溶物質(zhì)的離子不能大量共存:如Ba2+和SO42-、Ag+和Cl-、Ca2+和CO32-、Mg2+和OH-等
B、結合生成氣體或易揮發(fā)性物質(zhì)的離子不能大量共存：如H+和C O 32-,HCO3-,SO32-，OH-和NH4+等
C、結合生成難電離物質(zhì)(水)的離子不能大量共存：如H+和OH-、CH3COO-，OH-和HCO3-等。
D、發(fā)生氧化還原反應、水解反應的離子不能大量共存(待學)
注意：題干中的條件：如無色溶液應排除有色離子：Fe2+、Fe3+、Cu2+、MnO4-等離子，酸性(或堿性)則應考慮所給離子組外，還有大量的H+(或OH-)。
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