高中選修四化學知識重點總結

　　總結是把一定階段內的有關情況分析研究，做出有指導性的經驗方法以及結論的書面材料，它能夠給人努力工作的動力，為此我們要做好回顧，寫好總結。你想知道總結怎么寫嗎？以下是小編精心整理的高中選修四化學知識重點總結，希望對大家有所幫助。

　　高中選修四化學知識重點總結 篇1

　　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

　　高中選修四化學知識重點總結 篇2

　　氯及其化合物

　　氯原子結構示意圖為，氯元素位于元素周期表中第三周期第ⅦA族，氯原子最外電子層上有7個電子，在化學反應中很容易得到1個電子形成

　　Cl-，化學性質活潑，在自然界中沒游離態的氯，氯只以化合態存在(主要以氯化物和氯酸鹽)。

　　1、氯氣(Cl2)：

　　(1)物理性質：黃綠色有刺激性氣味有毒的氣體，密度比空氣大，易液化成液氯，易溶于水。(氯氣收集方法—向上排空氣法或者排飽和食鹽水;液氯為純凈物)

　　(2)化學性質：氯氣化學性質非常活潑，很容易得到電子，作強氧化劑，能與金屬、非金屬、水以及堿反應。

　�、倥c金屬反應(將金屬氧化成最高正價)

　　Na+Cl2===點燃2NaCl

　　Cu+Cl2===點燃CuCl2

　　2Fe+3Cl2===點燃2FeCl3(氯氣與金屬鐵反應只生成FeCl3，而不生成FeCl2。)

　　(思考：怎樣制備FeCl2?Fe+2HCl=FeCl2+H2↑，鐵跟鹽酸反應生成FeCl2，而鐵跟氯氣反應生成FeCl3，這說明Cl2的氧化性強于鹽酸，是強氧化劑。)

　　②與非金屬反應

　　Cl2+H2 ===點燃 2HCl(氫氣在氯氣中燃燒現象：安靜地燃燒，發出蒼白色火焰)

　　將H2和Cl2混合后在點燃或光照條件下發生爆炸。

　　燃燒：所有發光發熱的劇烈化學反應都叫做燃燒，不一定要有氧氣參加。

　　③Cl2與水反應

　　Cl2+H2O=HCl+HClO

　　離子方程式：Cl2+H2O=H++Cl—+HClO

　　將氯氣溶于水得到氯水(淺黃綠色)，氯水含多種微粒，其中有H2O、Cl2、HClO、Cl-、H+、OH-(極少量，水微弱電離出來的)。

　　氯水的性質取決于其組成的微粒：

　　(1)強氧化性：Cl2是新制氯水的主要成分，實驗室常用氯水代替氯氣，如氯水中的氯氣能與KI，KBr、FeCl2、SO2、Na2SO3等物質反應。

　　(2)漂白、消毒性：氯水中的Cl2和HClO均有強氧化性，一般在應用其漂白和消毒時，應考慮HClO，HClO的強氧化性將有色物質氧化成無色物質，不可逆。

　　(3)酸性：氯水中含有HCl和HClO，故可被NaOH中和，鹽酸還可與NaHCO3，CaCO3等反應。

　　(4)不穩定性：HClO不穩定光照易分解。，因此久置氯水(淺黃綠色)會變成稀鹽酸(無色)失去漂白性。

　　(5)沉淀反應：加入AgNO3溶液有白色沉淀生成(氯水中有Cl-)。自來水也用氯水殺菌消毒，所以用自來水配制以下溶液如KI、 KBr、FeCl2、Na2SO3、Na2CO3、NaHCO3、AgNO3、NaOH等溶液會變質。

　�、蹸l2與堿液反應：

　　與NaOH反應：Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O(Cl2+2OH-=Cl-+ClO-+H2O)

　　與Ca(OH)2溶液反應：2Cl2+2Ca(OH)2=Ca(ClO)2+CaCl2+2H2O

　　此反應用來制漂白粉，漂白粉的主要成分為Ca(ClO)2和CaCl2，有效成分為Ca(ClO)2。

　　漂白粉之所以具有漂白性，原因是：Ca(ClO)2+CO2+H2O=CaCO3↓+2HClO生成的HClO具有漂白性;同樣，氯水也具有漂白性，因為氯水含HClO;NaClO同樣具有漂白性，發生反應2NaClO+CO2+H2O==Na2CO3+2HClO;

　　干燥的氯氣不能使紅紙褪色，因為不能生成HClO，濕的氯氣能使紅紙褪色，因為氯氣發生下列反應Cl2+H2O=HCl+HClO。

　　漂白粉久置空氣會失效(涉及兩個反應)：Ca(ClO)2+CO2+H2O=CaCO3↓+2HClO，，漂白粉變質會有CaCO3存在，外觀上會結塊，久置空氣中的漂白粉加入濃鹽酸會有CO2氣體生成，含CO2和HCl雜質氣體。

　�、萋葰獾挠猛荆褐破�白粉、自來水殺菌消毒、農藥和某些有機物的原料等。

　　2、Cl-的檢驗：

　　原理：根據Cl-與Ag+反應生成不溶于酸的AgCl沉淀來檢驗Cl-存在。

　　方法：先加稀硝酸酸化溶液(排除CO32-干擾)再滴加AgNO3溶液，如有白色沉淀生成，則說明有Cl-存在。

　　高中選修四化學知識重點總結 篇3

　　一、原子結構

　　注意：質量數(A)=質子數(Z)+中子數(N)

　　原子序數=核電荷數=質子數=原子的核外電子數

　　熟背前20號元素，熟悉1～20號元素原子核外電子的排布：

　　H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca

　　2.原子核外電子的排布規律：

　�、匐娮涌偸潜M先排布在能量最低的電子層里;

　�、诟麟娮訉幼疃嗳菁{的電子數是2n2;

　�、圩钔鈱与娮訑挡怀�過8個(K層為最外層不超過2個)，次外層不超過18個，倒數第三層電子數不超過32個。

　　3.元素、核素、同位素

　　元素：具有相同核電荷數的同一類原子的總稱。

　　核素：具有一定數目的質子和一定數目的中子的一種原子。

　　同位素：質子數相同而中子數不同的同一元素的不同原子互稱為同位素。(對于原子來說)

　　二、元素周期表

　　1.編排原則：

　�、侔丛�子序數遞增的順序從左到右排列

　�、趯㈦娮訉訑迪嗤�的各元素從左到右排成一橫行。(周期序數=原子的電子層數)

　�、郯炎钔鈱与娮訑迪嗤�的元素按電子層數遞增的順序從上到下排成一縱行。

　　主族序數=原子最外層電子數

　　2.結構特點：

　　三、元素周期律

　　1.元素周期律：元素的性質(核外電子排布、原子半徑、主要化合價、金屬性、非金屬性)隨著核電荷數的遞增而呈周期性變化的規律。元素性質的周期性變化實質是元素原子核外電子排布的周期性變化的必然結果。

　　2.同周期元素性質遞變規律

　　第ⅠA族堿金屬元素：Li Na K Rb Cs Fr(Fr是金屬性最強的元素，位于周期表左下方)

　　第ⅦA族鹵族元素：F Cl Br I At(F是非金屬性最強的元素，位于周期表右上方)

　　判斷元素金屬性和非金屬性強弱的方法：

　　(1)金屬性強(弱)——①單質與水或酸反應生成氫氣容易(難);②氫氧化物堿性強(弱);③相互置換反應(強制弱)Fe+CuSO4=FeSO4+Cu。

　　(2)非金屬性強(弱)——①單質與氫氣易(難)反應;②生成的氫化物穩定(不穩定);③最高價氧化物的水化物(含氧酸)酸性強(弱);④相互置換反應(強制弱)2NaBr+Cl2=2NaCl+Br2

　　化學反應與能量

　　一、焓變反應熱

　　1．反應熱（Q）：一定條件下，一定物質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）△H=H（生成物)-H(反應物）

　　3.微觀角度解釋產生原因：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

　　注：（高中階段Q與△H二者通用）

　　（4）影響晗變的主要因素：

　�、侔l生變化的物質的物質的量，在其他條件一定時與變化物質的物質的量程正比。

　　②物質的溫度和壓強

　　☆常見的放熱反應：

　�、偎�有的燃燒反應

　�、谒釅A中和反應

　　③大多數的化合反應

　　④金屬與酸或水的反應

　　⑤生石灰和水反應

　�、逎饬蛩嵯♂�、氫氧化鈉固體溶解等

　　☆常見的吸熱反應：

　　①晶體Ba(OH)28H2O與NH4Cl

　　②大多數的分解反應

　�、垡訦2、CO、C為還原劑的氧化還原反應

　�、茕@鹽溶解等

　　二、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。

　�、跓峄瘜W方程式中必須標明反應物和生成物的聚集狀態（g,l,s分別表示固態，液態，氣態，水溶液中溶質用aq表示）

　�、蹮峄瘜W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可以是整數，也可以是分數

　�、莞魑镔|系數加倍，△H加倍；反應逆向進行，△H改變符號，數值不變

　　三、燃燒熱

　　1．概念：25℃，101kPa時，1mol純物質完全燃燒生成穩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：101kPa

　　②反應程度：完全燃燒，產物是穩定的氧化物。

　�、廴紵�物的物質的量：1mol

　　④研究內容：放出的熱量。（ΔH<0，單位kJ/mol）

　　四、中和熱

　　1．概念：在稀溶液中，酸跟堿發生中和反應而生成1molH2O，這時的反應熱叫中和熱。

　　2．強酸與強堿的中和反應其實質是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

　　五、蓋斯定律

　　1．內容：化學反應的反應熱只與反應的始態（各反應物）和終態（各生成物）有關，而與具體反應進行的途徑無關，如果一個反應可以分幾步進行，則各分步反應的反應熱之和與該反應一步完成的反應熱是相同的。

　　化學反應速率和化學平衡

　　一、化學反應速率

　　1.化學反應速率（v）

　　⑴定義：用來衡量化學反應的快慢，單位時間內反應物或生成物的物質的量的變化

　�、票硎痉椒ǎ簡挝粫r間內反應濃度的減少或生成物濃度的增加來表示

　　⑶計算公式：v=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：濃度變化，Δt：時間）單位：mol/（Ls），mol/（Lmin），mol/（Lh）

　�。�4）反應速率的計算規律：化學反應：aA(g)+bB(g)=cC(g)+dD(g)有下列恒等式：Va:Vb:Vc:Vd=a:b:c:d(各物質的速率之比等于化學計量數之比)

　�。�5）影響因素：

　　①決定因素（內因）：反應物的性質（決定因素）

　�、跅l件因素（外因）：反應所處的條件（溫度，濃度，壓強）

　　2.※注意：

　　（1）、參加反應的物質為固體和液體，由于壓強的變化對濃度幾乎無影響，可以認為反應速率不變。

　�。�2）、惰性氣體對于速率的影響

　�、俸銣睾闳輹r：充入惰性氣體→總壓增大，但是各分壓不變，各物質濃度不變→反應速率不變

　　②恒溫恒壓時：充入惰性氣體→體積增大→各反應物濃度減小→反應速率減慢

　　二、化學平衡

　　（一）1.定義：

　　化學平衡狀態：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。

　　2、化學平衡的特征

　　逆（研究前提是可逆反應）

　　等（同一物質的正逆反應速率相等）

　　動（動態平衡）

　　定（各物質的濃度與質量分數恒定）

　　變（條件改變，平衡發生變化）

　　3、判斷平衡的依據

　　判斷可逆反應達到平衡狀態的方法和依據

　　例舉反應[來源:學科網]mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)

　　混合物體系中各成分的含量

　�、俑魑镔|的物質的量或各物質的物質的量的分數一定平衡

　　②各物質的質量或各物質質量分數一定平衡

　　③各氣體的體積或體積分數一定平衡

　　④總體積、總壓力、總物質的量一定不一定平衡

　　正、逆反應速率的關系

　�、僭趩挝粫r間內消耗了mmolA同時生成mmolA，即V(正)=V(逆)平衡

　�、谠趩挝粫r間內消耗了nmolB同時消耗了pmolC，則V(正)=V(逆)平衡

　�、踁(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q，V(正)不一定等于V(逆)不一定平衡

　　④在單位時間內生成nmolB，同時消耗了qmolD，因均指V(逆)不一定平衡

　　壓強

　�、賛+n≠p+q時，總壓力一定（其他條件一定）平衡

　�、趍+n=p+q時，總壓力一定（其他條件一定）不一定平衡

　　混合氣體平均相對分子質量Mr

　�、費r一定時，只有當m+n≠p+q時平衡

　�、贛r一定時，但m+n=p+q時不一定平衡

　　溫度任何反應都伴隨著能量變化，當體系溫度一定時（其他不變）平衡

　　體系的密度密度一定不一定平衡

　　其他如體系顏色不再變化等平衡

　　（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之和_大_的方向移動。

　　2、溫度對化學平衡移動的影響

　　影響規律：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物質存在的化學平衡發生移動

　�。�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。

　　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

　�、蹚婋娊赓|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��；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。

　　9、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）

　　10、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。）

　　表示方法：ABA++B-Ki=[A+][B-]/[AB]

　　11、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KW〈1*10-14

　�、跍囟龋捍龠M水的電離（水的電離是吸熱的）

　�、垡姿�解的鹽：促進水的電離KW〉1*10-14

　　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：

　�、偈孪炔荒苡盟疂駶橮H試紙；

　　②廣泛pH試紙只能讀取整數值或范圍

　　三、混合液的pH值計算方法公式

　　1、強酸與強酸的混合：（先求[H+]混：將兩種酸中的H+離子物質的量相加除以總體積，再求其它）[H+]混=（[H+]1V1+[H+]2V2）/（V1+V2）

　　2、強堿與強堿的混合：（先求[OH-]混：將兩種酸中的OH離子物質的量相加除以總體積，再求其它）[OH-]混＝（[OH-]1V1+[OH-]2V2）/（V1+V2）(注意:不能直接計算[H+]混)

　　3、強酸與強堿的混合：（先據H++OH-==H2O計算余下的H+或OH-，①H+有余，則用余下的H+數除以溶液總體積求[H+]混；OH-有余，則用余下的OH-數除以溶液總體積求[OH-]混，再求其它）

　　四、稀釋過程溶液pH值的變化規律：

　　1、強酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀=pH原+n（但始終不能大于或等于7）

　　2、弱酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀〈pH原+n（但始終不能大于或等于7）

　　3、強堿溶液：稀釋10n倍時，pH稀=pH原－n（但始終不能小于或等于7）

　　4、弱堿溶液：稀釋10n倍時，pH稀〉pH原－n（但始終不能小于或等于7）

　　5、不論任何溶液，稀釋時pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液無限稀釋后pH均接近7

　　6、稀釋時，弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的pH變化得慢，強酸、強堿變化得快。

　　五、強酸（pH1）強堿（pH2）混和計算規律

　　1、若等體積混合

　　pH1+pH2=14則溶液顯中性pH=7

　　pH1+pH2≥15則溶液顯堿性pH=pH2-0.3

　　pH1+pH2≤13則溶液顯酸性pH=pH1+0.3

　　2、若混合后顯中性

　　pH1+pH2=14V酸：V堿=1：1

　　pH1+pH2≠14V酸：V堿=1：10〔14-（pH1+pH2）〕

　　六、酸堿中和滴定：

　　1、中和滴定的原理

　　實質：H++OH—=H2O即酸能提供的H+和堿能提供的OH-物質的量相等。

　　2、中和滴定的操作過程：

　�。�1）儀滴定管的刻度，O刻度在上，往下刻度標數越來越大，全部容積大于它的最大刻度值，因為下端有一部分沒有刻度。滴定時，所用溶液不得超過最低刻度，不得一次滴定使用兩滴定管酸（或堿），也不得中途向滴定管中添加。滴定管可以讀到小數點后一位。

　　（2）藥品：標準液；待測液；指示劑。

　�。�3）準備過程：

　　準備：檢漏、洗滌、潤洗、裝液、趕氣泡、調液面。（洗滌：用洗液洗→檢漏：滴定管是否漏水→用水洗→用標準液洗（或待測液洗）→裝溶液→排氣泡→調液面→記數據V(始)

　　（4）試驗過程

　　3、酸堿中和滴定的誤差分析

　　誤差分析：利用n酸c酸V酸=n堿c堿V堿進行分析

　　式中：n——酸或堿中氫原子或氫氧根離子數；c——酸或堿的物質的量濃度；

　　V——酸或堿溶液的體積。當用酸去滴定堿確定堿的濃度時，則：

　　c堿=

　　上述公式在求算濃度時很方便，而在分析誤差時起主要作用的'是分子上的V酸的變化，因為在滴定過程中c酸為標準酸，其數值在理論上是不變的，若稀釋了雖實際值變小，但體現的卻是V酸的增大，導致c酸偏高；V堿同樣也是一個定值，它是用標準的量器量好后注入錐形瓶中的，當在實際操作中堿液外濺，其實際值減小，但引起變化的卻是標準酸用量的減少，即V酸減小，則c堿降低了；對于觀察中出現的誤差亦同樣如此。綜上所述，當用標準酸來測定堿的濃度時，c堿的誤差與V酸的變化成正比，即當V酸的實測值大于理論值時，c堿偏高，反之偏低。

　　同理，用標準堿來滴定未知濃度的酸時亦然。

　　七、鹽類的水解（只有可溶于水的鹽才水解）

　　1、鹽類水解：在水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結合生成弱電解質的反應。

　　2、水解的實質：水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結合,破壞水的電離，是平衡向右移動，促進水的電離。

　　3、鹽類水解規律：

　　①有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解；誰強顯誰性，兩弱都水解，同強顯中性。

　　②多元弱酸根，濃度相同時正酸根比酸式酸根水解程度大，堿性更強。(如:Na2CO3＞NaHCO3)

　　4、鹽類水解的特點：（1）可逆（與中和反應互逆）（2）程度�。�3）吸熱

　　5、影響鹽類水解的外界因素：

　�、贉囟龋簻囟仍礁咚�解程度越大（水解吸熱，越熱越水解）

　　②濃度：濃度越小，水解程度越大（越稀越水解）

　�、鬯釅A：促進或抑制鹽的水解（H+促進陰離子水解而抑制陽離子水解；OH-促進陽離子水解而抑制陰離子水解）

　　6、酸式鹽溶液的酸堿性：

　　①只電離不水解：如HSO4-顯酸性

　�、陔婋x程度＞水解程度，顯酸性（如:HSO3-、H2PO4-）

　�、鬯�解程度＞電離程度，顯堿性（如：HCO3-、HS-、HPO42-）

　　7、雙水解反應：

　�。�1）構成鹽的陰陽離子均能發生水解的反應。雙水解反應相互促進，水解程度較大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。

　�。�2）常見的雙水解反應完全的為：Fe3+、Al3+與AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；S2-與NH4+；CO32-(HCO3-)與NH4+其特點是相互水解成沉淀或氣體。雙水解完全的離子方程式配平依據是兩邊電荷平衡，如：2Al3++3S2-+6H2O==2Al(OH)3↓+3H2S↑

　　8、鹽類水解的應用：

　　水解的應用實例原理

　　1、凈水

　　明礬凈水Al3++3H2OAl(OH)3(膠體)+3H+

　　2、去油污用熱堿水冼油污物品CO32-+H2OHCO3-+OH-

　　3、藥品的保存①配制FeCl3溶液時常加入少量鹽酸Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+

　�、谂渲芅a2CO3溶液時常加入少量NaOHCO32-+H2OHCO3-+OH-

　　4、制備無水鹽由MgCl26H2O制無水MgCl2在HCl氣流中加熱若不然，則：

　　MgCl26H2OMg(OH)2+2HCl+4H2O

　　Mg(OH)2MgO+H2O

　　5、泡沫滅火器用Al2(SO4)3與NaHCO3溶液混合Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑

　　6、比較鹽溶液中離子濃度的大小比較NH4Cl溶液中離子濃度的大小NH4++H2ONH3H2O+H+

　　c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH)-

　　9、水解平衡常數（Kh）

　　對于強堿弱酸鹽：Kh=Kw/Ka(Kw為該溫度下水的離子積，Ka為該條件下該弱酸根形成的弱酸的電離平衡常數)

　　對于強酸弱堿鹽：Kh=Kw/Kb（Kw為該溫度下水的離子積，Kb為該條件下該弱堿根形成的弱堿的電離平衡常數）

　　電離、水解方程式的書寫原則

　　1、多元弱酸（多元弱酸鹽）的電離（水解）的書寫原則：分步書寫

　　注意：不管是水解還是電離，都決定于第一步，第二步一般相當微弱。

　　2、多元弱堿（多元弱堿鹽）的電離（水解）書寫原則：一步書寫

　　八、溶液中微粒濃度的大小比較

　　☆☆基本原則：抓住溶液中微粒濃度必須滿足的三種守恒關系：

　�、匐姾墒睾悖�:任何溶液均顯電中性，各陽離子濃度與其所帶電荷數的乘積之和＝各陰離子濃度與其所帶電荷數的乘積之和

　　②物料守恒:（即原子個數守恒或質量守恒）

　　某原子的總量(或總濃度)＝其以各種形式存在的所有微粒的量(或濃度)之和

　�、圪|子守恒：即水電離出的H+濃度與OH-濃度相等。

　　九、難溶電解質的溶解平衡

　　1、難溶電解質的溶解平衡的一些常見知識

　　（1）溶解度小于0.01g的電解質稱難溶電解質。

　�。�2）反應后離子濃度降至1*10-5以下的反應為完全反應。如酸堿中和時[H+]降至10-7mol/L<10-5mol/L，故為完全反應，用“=”，常見的難溶物在水中的離子濃度均遠低于10-5mol/L，故均用“=”。

　�。�3）難溶并非不溶，任何難溶物在水中均存在溶解平衡。

　　（4）掌握三種微溶物質：CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4

　�。�5）溶解平衡常為吸熱，但Ca(OH)2為放熱，升溫其溶解度減少。

　�。�6）溶解平衡存在的前提是：必須存在沉淀，否則不存在平衡。

　　2、溶解平衡方程式的書寫

　　注意在沉淀后用(s)標明狀態，并用“”。如：Ag2S(s)2Ag+(aq）+S2-(aq)

　　3、沉淀生成的三種主要方式

　　（1）加沉淀劑法：Ksp越小（即沉淀越難溶），沉淀越完全；沉淀劑過量能使沉淀更完全。

　　（2）調pH值除某些易水解的金屬陽離子：如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。

　�。�3）氧化還原沉淀法：

　�。�4）同離子效應法

　　4、沉淀的溶解：

　　沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移動。常采用的方法有：①酸堿；②氧化還原；③沉淀轉化。

　　5、沉淀的轉化：

　　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：AgNO3AgCl(白色沉淀)AgBr（淡黃色）AgI（黃色）Ag2S（黑色）

　　6、溶度積（KSP）

　　1、定義：在一定條件下，難溶電解質電解質溶解成離子的速率等于離子重新結合成沉淀的速率，溶液中各離子的濃度保持不變的狀態。

　　2、表達式：AmBn(s)mAn+(aq)+nBm-(aq)

　　KSP=[c(An+)]m[c(Bm-)]n

　　3、影響因素：

　　外因：①濃度：加水，平衡向溶解方向移動。

　�、跍囟龋荷郎兀�多數平衡向溶解方向移動。

　　4、溶度積規則

　　QC（離子積）〉KSP有沉淀析出

　　QC=KSP平衡狀態

　　QC〈KSP未飽和，繼續溶解

　　電化學基礎知識及其應用

　　1原電池及其應用

　　原電池的概念：

　　1.1原電池原理

　　1.原電池裝置構成

　　①②

　　2.銅鋅原電池發電原理及電極反應

　　電極反應式：

　　負極：(流出電子)

　　正極：流進電子)

　　總反應式：

　　.2原電池的應用

　　主要有兩方面：其一，利用原電池自發進行的氧化還原反應，開發化學電源；其二，抑制原電池反應發生，應用于金屬腐蝕的防護。

　　金屬的腐蝕及防護

　�。�1）金屬的腐蝕

　�。�2）金屬的防護

　　根據金屬腐蝕的類型及其原理，可從以下幾方面采取防護措施：

　　①阻斷形成原電池的條件，

　�、谛纬稍�電池，但把被保護的金屬作正極，避免腐蝕。如在鋼鐵船體埋鋅塊，在海水中可形成Zn-Fe原電池，因鋼鐵船體為正極得以保護。

　�、弁饨又绷麟娫矗瑢⒈槐Ｗo金屬接到電源的負極，并形成閉合回路。由于外電源負極提供大量的電子，有效地壓制了被保護金屬失電子的氧化，達到防腐的作用。

　　2電解池及其應用

　　電解池是將電能轉化為化學能的裝置

　　2.1電解的原理

　　電解池裝置構成

　�、訇庩杻蓚�電極;

　�、陔娊赓|溶液（或熔化的電解質）。

　　2.1.2電解原理分析

　　以惰性電極電解氯化銅溶液為例說明

　　通電前：

　　通電后：

　�、匐x子定向移動陽離子(Cu2+和H+)移向陰極,陰離子(SO42-和OH-)移向陽極

　�、陔姌O反應

　　陰極:

　　陽極:

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