高考化學選修四知識要點總結
總結是事后對某一時期、某一項目或某些工作進行回顧和分析，從而做出帶有規律性的結論，它能使我們及時找出錯誤并改正，因此好好準備一份總結吧。那么你真的懂得怎么寫總結嗎？下面是小編為大家收集的高考化學選修四知識要點總結，歡迎大家分享。
高考化學選修四知識要點總結1
1.化學反應熱概念
化學反應伴能變，成鍵放出斷需要。
左能高常是放熱，置氫中和和燃燒。
炭水銨堿分解類，吸熱自然右能高。
2.燃料燃燒知識理解
能源緊張，不久用光。
接觸充分，空氣足量。
節能減排，新能跟上。
高效清潔，來日方長。
3.化學反應速率概念理解
化學反應有快慢，摩爾每升比時間。
平均速率標物質，比例與系數有關。
濃度增大我加快，溫度升高我翻番。
若能出現催化劑，改變大小更不難。
4.化學平衡概念理解
可逆反應有限度，所有轉化不完全。
正逆速率若相等，化學平衡狀態現。
此時反應并未停，特征就是動定變。
(或：相反相成，可逆平衡;強弱互爭，“逃逸”完成;外表內因，宏微相應;量變質變，運動永恒。)
5. 化學平衡
逆等動定變平衡，一等二最六一定, 正逆反應速相等，轉產二率最值衡,
質量體積 n分數, 濃度溫度色一定， 參數可變變不變(變量不變)， 定達平衡要記清， 參數一直不變化， 不可用與斷平衡。
解釋：
“逆等動定變平衡”,是指平衡狀態有逆、等、動、定、變五個特征。
“一等”是指反應體系中同一反應物(或生成物)的正、逆反應速率相等即達平衡狀態。“
二最”是指轉化率、產率達最大值即達平衡狀態。
“六一定”是指體系中各組分的質量分數、體積分數、物質的量分數、濃度不再變化，或體系的溫度及顏色不再變化即達平衡狀態。
“參數可變到不變，定達平衡要記清”是指參數(濃度、溫度、質量、壓強、體積、密度等)原為變量，后變為恒量，此時可逆反應達平衡狀態。
“參數一直不變化，不可用與斷平衡”是指若反應過程中參數始終沒有變化，此參數不可用于判斷可逆反應是否達平衡狀態
6.化學平衡圖像題
先拐先折，溫度高，壓強大!
7.等效平衡
“等效平衡”是指在相同條件下的同一可逆反應里，建立的兩個或多個化學平衡中，各同種物質的百分數相同，這些化學平衡均屬等效平衡，其核心是“各同種物質的百分數相同”。
“等效平衡”常見的有恒溫恒壓和恒溫恒容兩種情形，其口訣可概括為：等壓比相等;等容量相等，但若系(氣體系數)不變，可為比相等【三種情況前提：等T】。
8.酸堿指示劑
石蕊，酚酞，甲基橙，“指示”溶液酸堿性。
溶液性呈酸、中、堿，石蕊色變紅、紫、藍。
溶液從堿到“中”、“酸”，酚酞由紅變“無色”，
變化范圍10至8，①堿性“滴”液它直測。②從酸到堿怎知曉?甲基橙顯紅橙黃;變色范圍3至4，酸性“滴”液它可試。
注：①10和8指溶液的pH值。
②“滴液”指中和滴定達到等當點的溶液。
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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
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一、金屬的電化學腐蝕
(1)金屬腐蝕內容：
(2)金屬腐蝕的本質：都是金屬原子失去電子而被氧化的過程
(3)電化學腐蝕的分類：
析氫腐蝕——腐蝕過程中不斷有氫氣放出
①條件：潮濕空氣中形成的水膜,酸性較強(水膜中溶解有CO2、SO2、H2S等氣體)
②電極反應：
負極: Fe – 2e- = Fe2+
正極: 2H+ + 2e- = H2↑
總式：Fe + 2H+ = Fe2+ + H2↑
吸氧腐蝕——反應過程吸收氧氣
①條件：中性或弱酸性溶液
②電極反應：
負極: 2Fe – 4e- = 2Fe2+
正極: O2+4e- +2H2O = 4OH-
總式：2Fe + O2 +2H2O =2 Fe(OH)2
離子方程式：Fe2+ + 2OH- = Fe(OH)2
生成的 Fe(OH)2被空氣中的O2氧化，生成 Fe(OH)3，Fe(OH)2 + O2+ 2H2O==4Fe(OH)3
Fe(OH)3脫去一部分水就生成Fe2O3·x H2O(鐵銹主要成分)
規律總結：
金屬腐蝕快慢的規律：在同一電解質溶液中，金屬腐蝕的快慢規律如下：
電解原理引起的腐蝕>原電池原理引起的腐蝕>化學腐蝕>有防腐措施的腐蝕
防腐措施由好到壞的順序如下：
外接電源的陰極保護法>犧牲負極的正極保護法>有一般防腐條件的腐蝕>無防腐條件的腐蝕
二、金屬的電化學防護
1、利用原電池原理進行金屬的電化學防護
(1)犧牲陽極的陰極保護法
原理：原電池反應中，負極被腐蝕，正極不變化
應用：在被保護的鋼鐵設備上裝上若干鋅塊，腐蝕鋅塊保護鋼鐵設備
負極：鋅塊被腐蝕;正極：鋼鐵設備被保護
(2)外加電流的陰極保護法
原理：通電，使鋼鐵設備上積累大量電子，使金屬原電池反應產生的電流不能輸送，從而防止金屬被腐蝕
應用：把被保護的鋼鐵設備作為陰極，惰性電極作為輔助陽極，均存在于電解質溶液中，接上外加直流電源。通電后電子大量在鋼鐵設備上積累，抑制了鋼鐵失去電子的反應。
2、改變金屬結構：把金屬制成防腐的合金
3、把金屬與腐蝕性試劑隔開：電鍍、油漆、涂油脂、表面鈍化等
(3)金屬腐蝕的分類：
化學腐蝕—金屬和接觸到的物質直接發生化學反應而引起的腐蝕
電化學腐蝕—不純的金屬跟電解質溶液接觸時，會發生原電池反應。比較活潑的.金屬失去電子而被氧化，這種腐蝕叫做電化學腐蝕。
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原電池正、 負極的判斷方法：
(1)由組成原電池的兩極材料判斷
一般是活潑的金屬為負極，活潑性較弱的金屬或能導電的非金屬為正極。
(2)根據電流方向或電子流動方向判斷。
電流由正極流向負極;電子由負極流向正極。
(3)根據原電池里電解質溶液內離子的流動方向判斷
在原電池的電解質溶液內，陽離子移向正極，陰離子移向負極。
(4)根據原電池兩極發生的變化來判斷
原電池的負極失電子發生氧化反應，其正極得電子發生還原反應。
(5)根據電極質量增重或減少來判斷。
工作后，電極質量增加，說明溶液中的陽離子在電極(正極)放電，電極活動性弱;反之，電極質量減小，說明電極金屬溶解，電極為負極，活動性強。
(6)根據有無氣泡冒出判斷
電極上有氣泡冒出，是因為發生了析出H2的電極反應，說明電極為正極，活動性弱。
原電池中發生了氧化還原反應，把化學能轉化成了電能。
一次電池
(1)普通鋅錳電池
鋅錳電池是最早使用的干電池。鋅錳電池的電極分別是鋅(負極)和碳棒(正極)，內部填充的是糊狀的MnO2和NH4Cl。
(2)堿性鋅錳電池
用KOH電解質溶液代替NH4Cl作電解質時，無論是電解質還是結構上都有較大變化，電池的比能量和放電電流都能得到顯著的提高。它的電極反應如下：
(3)銀鋅電池——紐扣電池
該電池使用壽命較長，廣泛用于電子表和電子計算機。其電極分別為Ag2O和Zn，電解質為KOH溶液。其電極反應式為：
(4)高能電池——鋰電池
該電池是20世紀70年代研制出的一種高能電池。由于鋰的相對原子質量很小，所以比容量(單位質量電極材料所能轉換的電量)特別大，使用壽命長。
1、原電池的工作原理
(1)原電池概念： 化學能轉化為電能的裝置， 叫做原電池。
若化學反應的過程中有電子轉移，我們就可以把這個過程中的電子轉移設計成定向的移動，即形成電流。只有氧化還原反應中的能量變化才能被轉化成電能;非氧化還原反應的能量變化不能設計成電池的形式被人類利用，但可以以光能、 熱能等其他形式的能量被人類應用。
(2)原電池裝置的構成
①有兩種活動性不同的金屬(或一種是非金屬導體)作電極。
②電極材料均插入電解質溶液中。
③兩極相連形成閉合電路。
(3)原電池的工作原理 原電池是將一個能自發進行的氧化還原反應的氧化反應和還原反應分別在原電池的負極和正極上發生，從而在外電路中產生電流。負極發生氧化反應，正極發生還原反應，簡易記法：負失氧，正得還。
2、原電池原理的應用
(1)依據原電池原理比較金屬活動性強弱
①電子由負極流向正極，由活潑金屬流向不活潑金屬，而電流方向是由正極流向負極，二者是相反的。
②在原電池中，活潑金屬作負極，發生氧化反應;不活潑金屬作正極，發生還原反應。 ③原電池的正極通常有氣體生成，或質量增加;負極通常不斷溶解，質量減少。
(2)原電池中離子移動的方向
①構成原電池后，原電池溶液中的陽離子向原電池的正極移動，溶液中的陰離子向原電池的負極移動;
②原電池的外電路電子從負極流向正極，電流從正極流向負極。
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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)程度小
(3)吸熱
5、影響鹽類水解的外界因素：
①溫度：溫度越高水解程度越大(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)
③酸堿：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
②電離程度>水解程度，顯酸性(如:HSO3-、H2PO4-)
③水解程度>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↑
氧氣的性質
1.氧氣的物理性質：無色無味的氣體，密度比空氣的密度略大，不易溶于水。在一定的條件下可液化成淡藍色液體或固化成淡藍色固體。
2.氧氣的化學性質：化學性質比較活潑，具有氧化性，是常見的氧化劑。
(1)能支持燃燒：用帶火星的木條檢驗，木條復燃。
(2)氧氣與一些物質的反應：硫S+O2=SO2(空氣中—淡藍色火焰;氧氣中—紫藍色火焰)鋁箔4Al+3O2=2Al2O3碳C+O2=CO2鐵3Fe+2O2=Fe3O4(劇烈燃燒，火星四射，放出大量的熱，生成黑色固體)磷4P+5O2=2P2O5(產生白煙，生成白色固體P2O5)
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