高中化學選修四重要的知識點

　　高中需要學習的化學知識是很多的，尤其是理科的學生，不但要學好必修課本的知識內容，選修書上的知識點也要理解明白。下面是小編為大家整理的高中化學選修四重要的知識點，希望對大家有用!

　　選修四化學基礎知識

　　一、化學平衡常數

　　(一)定義：在一定溫度下，當一個反應達到化學平衡時，生成物濃度冪之積與反應物濃度冪之積的比值是一個常數比值。符號：K

　　(二)使用化學平衡常數K應注意的問題：

　　1、表達式中各物質的濃度是變化的濃度，不是起始濃度也不是物質的量。

　　2、K只與溫度(T)有關，與反應物或生成物的濃度無關。

　　3、反應物或生產物中有固體或純液體存在時，由于其濃度是固定不變的，可以看做是“1”而不代入公式。

　　4、稀溶液中進行的反應，如有水參加，水的濃度不必寫在平衡關系式中。

　　(三)化學平衡常數K的應用：

　　1、化學平衡常數值的大小是可逆反應進行程度的標志。K值越大，說明平衡時生成物的濃度越大，它的正向反應進行的程度越大，即該反應進行得越完全，反應物轉化率越高。反之，則相反。一般地，K>105時，該反應就進行得基本完全了。

　　2、可以利用K值做標準，判斷正在進行的可逆反應是否平衡及不平衡時向何方進行建立平衡。(Q：濃度積)

　　Q〈K:反應向正反應方向進行;

　　Q=K:反應處于平衡狀態 ;

　　Q〉K:反應向逆反應方向進行

　　3、利用K值可判斷反應的熱效應

　　若溫度升高，K值增大，則正反應為吸熱反應

　　若溫度升高，K值減小，則正反應為放熱反應

　　二、等效平衡

　　1、概念：在一定條件下(定溫、定容或定溫、定壓)，只是起始加入情況不同的同一可逆反應達到平衡后，任何相同組分的百分含量均相同，這樣的化學平衡互稱為等效平衡。

　　2、分類

　　(1)定溫，定容條件下的等效平衡

　　第一類：對于反應前后氣體分子數改變的可逆反應：必須要保證化學計量數之比與原來相同;同時必須保證平衡式左右兩邊同一邊的物質的量與原來相同。

　　第二類：對于反應前后氣體分子數不變的可逆反應：只要反應物的物質的量的比例與原來相同即可視為二者等效。

　　(2)定溫，定壓的等效平衡

　　只要保證可逆反應化學計量數之比相同即可視為等效平衡。

　　三、化學反應進行的方向

　　1、反應熵變與反應方向：

　　(1)熵:物質的一個狀態函數，用來描述體系的混亂度，符號為S. 單位：Jmol-1K-1

　　(2)體系趨向于有序轉變為無序，導致體系的熵增加，這叫做熵增加原理，也是反應方向判斷的依據。

　　(3)同一物質，在氣態時熵值最大，液態時次之，固態時最小。即

　　S(g)〉S(l)〉S(s)

　　2、反應方向判斷依據

　　在溫度、壓強一定的條件下，化學反應的判讀依據為：

　　ΔH-TΔS〈0 反應能自發進行

　　ΔH-TΔS=0 反應達到平衡狀態

　　ΔH-TΔS〉0 反應不能自發進行

　　注意：

　　(1)ΔH為負，ΔS為正時，任何溫度反應都能自發進行

　　(2)ΔH為正，ΔS為負時，任何溫度反應都不能自發進行

　　選修四必備的化學知識

　　水溶液中的離子平衡

　　一、弱電解質的電離

　　1、定義：

　　電解質：在水溶液中或熔化狀態下能導電的化合物,叫電解質。

　　非電解質：在水溶液中或熔化狀態下都不能導電的化合物。

　　強電解質：在水溶液里全部電離成離子的電解質。

　　弱電解質：在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質。

　　2、電解質與非電解質本質區別：

　　電解質——離子化合物或共價化合物

　　非電解質——共價化合物

　　注意：①電解質、非電解質都是化合物

　　②SO2、NH3、CO2等屬于非電解質

　　③強電解質不等于易溶于水的化合物(如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部電離，故BaSO4為強電解質)——電解質的'強弱與導電性、溶解性無關。

　　3、電離平衡：在一定的條件下，當電解質分子電離成離子的速率和離子結合成時，電離過程就達到了平衡狀態，這叫電離平衡。

　　4、影響電離平衡的因素：

　　A、溫度：電離一般吸熱，升溫有利于電離。

　　B、濃度：濃度越大，電離程度越小;溶液稀釋時，電離平衡向著電離的方向移動。

　　C、同離子效應：在弱電解質溶液里加入與弱電解質具有相同離子的電解質，會減弱電離。

　　D、其他外加試劑：加入能與弱電解質的電離產生的某種離子反應的物質時，有利于電離。

　　5、電離方程式的書寫：用可逆符號弱酸的電離要分布寫(第一步為主)

　　6、電離常數：在一定條件下，弱電解質在達到電離平衡時，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積，跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個常數。叫做電離平衡常數，(一般用Ka表示酸，Kb表示堿。)

　　7、影響因素：

　　a.電離常數的大小主要由物質的本性決定。

　　b.電離常數受溫度變化影響，不受濃度變化影響，在室溫下一般變化不大。

　　C.同一溫度下，不同弱酸，電離常數越大，其電離程度越大，酸性越強。如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO

　　二、水的電離和溶液的酸堿性

　　1、水電離平衡：

　　水的離子積：KW=c[H+]·c[OH-]

　　25℃時, [H+]=[OH-] =10-7mol/L;

　　KW=[H+]·[OH-]=1*10-14

　　注意：KW只與溫度有關，溫度一定，則KW值一定。KW不僅適用于純水，適用于任何溶液(酸、堿、鹽)

　　2、水電離特點：

　　(1)可逆

　　(2)吸熱

　　(3)極弱

　　3、影響水電離平衡的外界因素：

　　①酸、堿：抑制水的電離

　　②溫度：促進水的電離(水的電離是吸熱的)

　　③易水解的鹽：促進水的電離

　　4、溶液的酸堿性和pH：

　　(1)pH=-lgc[H+]

　　(2)pH的測定方法：

　　酸堿指示劑——甲基橙、石蕊、酚酞。

　　變色范圍：

　　甲基橙 3.1~4.4(橙色)

　　石蕊5.0~8.0(紫色)

　　酚酞8.2~10.0(淺紅色)

　　pH試紙—操作玻璃棒蘸取未知液體在試紙上，然后與標準比色卡對比即可。

　　注意：

　　①事先不能用水濕潤PH試紙;

　　②廣泛pH試紙只能讀取整數值或范圍。

　　高中化學知識重點

　　電解池

　　電解原理

　　1、電解池：把電能轉化為化學能的裝置也叫電解槽

　　2、電解：電流(外加直流電)通過電解質溶液而在陰陽兩極引起氧化還原反應(被動的不是自發的)的過程

　　3、放電：當離子到達電極時，失去或獲得電子，發生氧化還原反應的過程

　　4、電子流向：

　　(電源)負極—(電解池)陰極—(離子定向運動)電解質溶液—(電解池)陽極—(電源)正極

　　5、電極名稱及反應：

　　陽極：與直流電源的正極相連的電極，發生氧化反應

　　陰極：與直流電源的負極相連的電極，發生還原反應

　　6、電解CuCl2溶液的電極反應：

　　陽極：2Cl- -2e-=Cl2 (氧化)

　　陰極：Cu2++2e-=Cu(還原)

　　總反應式：CuCl2=Cu+Cl2↑

　　7、電解本質：電解質溶液的導電過程，就是電解質溶液的電解過程

　　規律總結：金屬最怕做陽極，做了陽極就溶解，做了陰極被保護。

　　放電順序：

　　陽離子放電順序：

　　Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+(指酸電離的)>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+

　　陰離子的放電順序：

　　是惰性電極時：S2->I->Br->Cl->OH->NO3->SO42-(等含氧酸根離子)>F-(SO32-/MnO4->OH-)

　　只要是水溶液H，OH以后的離子均作廢，永遠不放電。是活性電極時：電極本身溶解放電

　　注意先要看電極材料，是惰性電極還是活性電極，若陽極材料為活性電極(Fe、Cu)等金屬，則陽極反應為電極材料失去電子，變成離子進入溶液;若為惰性材料，則根據陰陽離子的放電順序，依據陽氧陰還的規律來書寫電極反應式。

　　電解質水溶液點解產物的規律：

　　上述四種類型電解質分類：

　　(1)電解水型：含氧酸，強堿，活潑金屬含氧酸鹽

　　(2)電解電解質型：無氧酸，不活潑金屬的無氧酸鹽(氟化物除外)

　　(3)放氫生堿型：活潑金屬的無氧酸鹽

　　(4)放氧生酸型：不活潑金屬的含氧酸鹽

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