高中化學選修四知識要點歸納
縱觀幾年高考理科綜合中化學試題，可以發現化學試題重視基礎知識的考查，那么選修四的課本內容你掌握了多少呢?下面是百分網小編為大家整理的高中化學必備的知識，希望對大家有用!
高中化學選修四知識
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。
選修四化學基礎知識
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。
高中化學必修一知識
氮及其化合物
1、氮的氧化物：NO2和NO
N2+O2 ========高溫或放電 2NO，生成的一氧化氮很不穩定： 2NO+O2 == 2NO2
一氧化氮：無色氣體，有毒，能與人血液中的血紅蛋白結合而使人中毒(與CO中毒原理相同)，不溶于水。是空氣中的污染物。
二氧化氮：紅棕色氣體(與溴蒸氣顏色相同)、有刺激性氣味、有毒、易液化、易溶于水，并與水反應：
3NO2+H2O=2HNO3+NO，此反應中NO2既是氧化劑又是還原劑。以上三個反應是“雷雨固氮”、“雷雨發莊稼”的反應。
2、硝酸(HNO3)：
(1)硝酸物理性質：純硝酸是無色、有刺激性氣味的油狀液體。低沸點(83℃)、易揮發，在空氣中遇水蒸氣呈白霧狀。98%以上的硝酸叫“發煙硝酸”，常用濃硝酸的質量分數為69%。
(2)硝酸的化學性質：具有一般酸的通性，稀硝酸遇紫色石蕊試液變紅色，濃硝酸遇紫色石蕊試液先變紅(H+作用)后褪色(濃硝酸的強氧化性)。用此實驗可證明濃硝酸的氧化性比稀硝酸強。濃硝酸和稀硝酸都是強氧化劑，能氧化大多數金屬，但不放出氫氣，通常濃硝酸產生NO2，稀硝酸產生NO，如：
①Cu+4HNO3(濃)=Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O
②3Cu+8HNO3(稀)=3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O
反應①還原劑與氧化劑物質的量之比為1︰2;反應②還原劑與氧化劑物質的量之比為3︰2。
常溫下，Fe、Al遇濃H2SO4或濃HNO3發生鈍化，(說成不反應是不妥的)，加熱時能發生反應：
當溶液中有H+和NO3-時，相當于溶液中含HNO3，此時，因為硝酸具有強氧化性，使得在酸性條件下NO3-與具有強還原性的離子如S2-、Fe2+、SO32-、I-、Br-(通常是這幾種)因發生氧化還原反應而不能大量共存。(有沉淀、氣體、難電離物生成是因發生復分解反應而不能大量共存。)
3、氨氣(NH3)
(1)氨氣的物理性質：無色氣體，有刺激性氣味、比空氣輕，易液化，極易溶于水，1體積水可以溶解700體積的氨氣(可做紅色噴泉實驗)。濃氨水易揮發出氨氣。
(2)氨氣的化學性質：
a. 溶于水溶液呈弱堿性：
生成的一水合氨NH3·H2O是一種弱堿，很不穩定，受熱會分解：
氨氣或液氨溶于水得氨水，氨水的密度比水小，并且氨水濃度越大密度越小，計算氨水濃度時，溶質是NH3，而不是NH3·H2O。
氨水中的微粒：H2O、NH3、NH3·H2O、NH4+、OH—、H+(極少量，水微弱電離出來)。
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