高中化學選修四

❶ 高中化學選修四

硫酸銨中銨離子是氯化銨或者碳酸氫銨中銨離子的2倍，氯化銨中銨離子少量水解會減少，碳酸氫銨中銨離子和碳酸氫根同時水解，比氯化銨水解的嚴重
所以硫酸銨溶液中銨離子最多，氯化銨第二，碳酸氫銨最少

❷ 如何學好高二化學 選修四好難

化學選修四化學反應原理是高中化學比較難學的一門課，偏理論，記得東西有多。化學反應原理（人教）包涵電解質溶液、電化學原理、平衡態化學基礎課程，和熱化學等。可能學習的時候感覺以前學習化學的方式不行了。的確，對於偏理論的課程剛開始時都是有一定的難度。我建議你，對於不懂得課，最好做好課前預習，課上認真聽，課下多練，多想。化學反應原理一部分規律性強，雖然市面上的輔導書都給出了比較完備的知識規律體系，可能剛開始看不懂，所以你就要針對幾個規律有目的的做幾道題目理解一下，等比較熟練了以後，再去嘗試做綜合的，難度大一點的題目，再去自己總結規律，基本上兩個月就差不多了，你也會喜歡上這門課程的。比較難學同樣也是容易學的是平衡化學，電化學（原理弄懂了，弄熟了就行了。）。電解質溶液規律多，比較難學，注意學好平衡化學時的對比總結。題海戰術可能在所難免。熱化學簡單（雖然大學裡面一點都不簡單）。化學反應原理是化學幾個分支中最具活力，最富有生命力的一支，是化學科學的最前沿研究部分。希望對這個方向有興趣的學生能夠努力學習，為以後的進一步深造打下堅實基礎！另外，個人不建議請家教，中學盡量培養自己的自學能力，大學時候在慢慢來你會比很多人慢很多。這是中國中學教育的弊端，教育資源的市場化帶來了經濟同時也帶來了手拉手一字一字教的嚴重弊端。望採納！

❸ 高中化學選修四各章總結

化學選修4化學反應與原理章節知識點梳理第一章
化學反應與能量一、焓回變
反應熱答1．反應熱：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：在恆壓條件下進行的化學反應的熱效應（1）.符號：
△H（2）.單位：kJ/mol3.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☆
常見的放熱反應：①
所有的燃燒反應②
酸鹼中和反應③
大多數的化合反應④
金屬與

❹ 關於高中化學選修四如何學好

選修四是化學反應原理這本書確實有點難，分為四個內容，化學反應能量，化學反應速率和平衡，水溶液的離子平衡和電化學基礎，期中最難的是化學反應速率和平衡，這個需要你把基本概念記清楚，反應平衡類型搞清楚，然後就多做題，多總結。

❺ 怎樣快速學好高中化學選修4

同學你抄好！
選修四是整個高中襲化學學習的重點和難點，概念又多且雜，也是高考的壓軸大題經常光臨的地方。這塊知識書上內容基本上可以說是什麼都沒有，這一部分需要理解應用，還要不停的依靠做題去鍛煉題感。
但是這里的知識是很抽象的，所以最最穩妥的辦法就是把每一個知識點都給弄明白了，系統性地總結歸納。只靠記憶那些結論是起不到實質性的作用的。高考對這個地方的考察力度非常大，而且題目富於變化，因此需要深刻的理解它的本質。
可以先看看必修二的內容，把概念弄清楚（可逆反應，反應速率，化學平衡），由淺入深（可逆反應特點，反應速率求算，化學平衡特徵，化學平衡常數）。把握特徵和影響因素（濃度，溫度，催化劑，壓強等）（考慮影響因素時，一定要先確定研究對象是化學平衡還是反應速率），多做練習。如果可以的話，需要把理論和以前學到的東西結合起來一起學習，這樣就會獲得事半功倍的效果。
希望能幫到你，祝學習進步！
補充一下，如果你想要參考書，我推薦王後雄系列，那上面各種方法總結得非常全面系統，題目也比較典型。還可以看看龍門專題關於選修4部分的內容，那裡題目非常好，但有些可能有點難。

❻ 高中化學方程式選修四總結

非金屬單質（F2 ，Cl2 , O2 , S, N2 , P , C , Si）
1, 氧化性：
F2 + H2 === 2HF
F2 +Xe(過量)===XeF2
2F2（過量）+Xe===XeF4
nF2 +2M===2MFn (表示大部分金屬)
2F2 +2H2O===4HF+O2
2F2 +2NaOH===2NaF+OF2 +H2O
F2 +2NaCl===2NaF+Cl2
F2 +2NaBr===2NaF+Br2
F2+2NaI ===2NaF+I2
F2 +Cl2 (等體積)===2ClF
3F2 (過量)+Cl2===2ClF3
7F2(過量)+I2 ===2IF7
Cl2 +H2 ===2HCl
3Cl2 +2P===2PCl3
Cl2 +PCl3 ===PCl5
Cl2 +2Na===2NaCl
3Cl2 +2Fe===2FeCl3
Cl2 +2FeCl2 ===2FeCl3
Cl2+Cu===CuCl2
2Cl2+2NaBr===2NaCl+Br2
Cl2 +2NaI ===2NaCl+I2
5Cl2+I2+6H2O===2HIO3+10HCl
Cl2 +Na2S===2NaCl+S
Cl2 +H2S===2HCl+S
Cl2+SO2 +2H2O===H2SO4 +2HCl
Cl2 +H2O2 ===2HCl+O2
2O2 +3Fe===Fe3O4
O2+K===KO2
S+H2===H2S
2S+C===CS2
S+Fe===FeS
S+2Cu===Cu2S
3S+2Al===Al2S3
S+Zn===ZnS
N2+3H2===2NH3
N2+3Mg===Mg3N2
N2+3Ca===Ca3N2
N2+3Ba===Ba3N2
N2+6Na===2Na3N
N2+6K===2K3N
N2+6Rb===2Rb3N
P2+6H2===4PH3
P+3Na===Na3P
2P+3Zn===Zn3P2
2．還原性
S+O2===SO2
S+O2===SO2
S+6HNO3(濃)===H2SO4+6NO2+2H2O
3S+4 HNO3(稀)===3SO2+4NO+2H2O
N2+O2===2NO
4P+5O2===P4O10(常寫成P2O5)
2P+3X2===2PX3 （X表示F2，Cl2，Br2）
PX3+X2===PX5
P4+20HNO3(濃)===4H3PO4+20NO2+4H2O
C+2F2===CF4
C+2Cl2===CCl4
2C+O2(少量)===2CO
C+O2(足量)===CO2
C+CO2===2CO
C+H2O===CO+H2(生成水煤氣)
2C+SiO2===Si+2CO(製得粗硅)
Si(粗)+2Cl===SiCl4
(SiCl4+2H2===Si(純)+4HCl)
Si(粉)+O2===SiO2
Si+C===SiC(金剛砂)
Si+2NaOH+H2O===Na2SiO3+2H2
3，（鹼中）歧化
Cl2+H2O===HCl+HClO
（加酸抑制歧化，加鹼或光照促進歧化）
Cl2+2NaOH===NaCl+NaClO+H2O
2Cl2+2Ca（OH）2===CaCl2+Ca（ClO）2+2H2O
3Cl2+6KOH（熱，濃）===5KCl+KClO3+3H2O
3S+6NaOH===2Na2S+Na2SO3+3H2O
4P+3KOH（濃）+3H2O===PH3+3KH2PO2
11P+15CuSO4+24H2O===5Cu3P+6H3PO4+15H2SO4
3C+CaO===CaC2+CO
3C+SiO2===SiC+2CO
二，金屬單質（Na，Mg，Al，Fe）的還原性
2Na+H2===2NaH
4Na+O2===2Na2O
2Na2O+O2===2Na2O2
2Na+O2===Na2O2
2Na+S===Na2S（爆炸）
2Na+2H2O===2NaOH+H2
2Na+2NH3===2NaNH2+H2
4Na+TiCl4（熔融）===4NaCl+Ti
Mg+Cl2===MgCl2
Mg+Br2===MgBr2
2Mg+O2===2MgO
Mg+S===MgS
Mg+2H2O===Mg（OH）2+H2
2Mg+TiCl4（熔融）===Ti+2MgCl2
Mg+2RbCl===MgCl2+2Rb
2Mg+CO2===2MgO+C
2Mg+SiO2===2MgO+Si
Mg+H2S===MgS+H2
Mg+H2SO4===MgSO4+H2
2Al+3Cl2===2AlCl3
4Al+3O2===2Al2O3（鈍化）
4Al(Hg)+3O2+2xH2O===2(Al2O3.xH2O)+4Hg
4Al+3MnO2===2Al2O3+3Mn
2Al+Cr2O3===Al2O3+2Cr
2Al+Fe2O3===Al2O3+2Fe
2Al+3FeO===Al2O3+3Fe
2Al+6HCl===2AlCl3+3H2
2Al+3H2SO4===Al2(SO4)3+3H2
2Al+6H2SO4(濃)===Al2(SO4)3+3SO2+6H2O
(Al,Fe在冷,濃的H2SO4,HNO3中鈍化)
Al+4HNO(稀)===Al(NO3)3+NO+2H2O
3Fe+4H2O(g)===Fe3O4+4H2
Fe+2HCl===FeCl2+H2
Fe+CuCl2===FeCl2+Cu
Fe+SnCl4===FeCl2+SnCl2
(鐵在酸性環境下,不能把四氯化錫完全
還原為單質錫 Fe+SnCl2==FeCl2+Sn)
三, 非金屬氫化物(HF,HCl,H2O,H2S,NH3)
1,還原性:
4HCl(濃)+MnO2===MnCl2+Cl2+2H2O
4HCl(g)+O2===2Cl2+2H2O
16HCl+2KMnO4===2KCl+2MnCl2+5Cl2+8H2O
14HCl+K2Cr2O7===2KCl+2CrCl3+3Cl2+7H2O
2H2O+2F2===4HF+O2
2H2S+3O2(足量)===2SO2+2H2O
2H2S+O2(少量)===2S+2H2O
2H2S+SO2===3S+2H2O
H2S+H2SO4(濃)===S+SO2+2H2O
3H2S+2HNO(稀)===3S+2NO+4H2O
5H2S+2KMnO4+3H2SO4===2MnSO4+K2SO4+5S+8H2O
3H2S+K2Cr2O7+4H2SO4===Cr2(SO4)3+K2SO4+3S+7H2O
2 高中化學方程式小結（僅供參考）
H2S+4Na2O2+2H2O===Na2SO4+6NaOH
2NH3+3CuO===3Cu+N2+3H2O
2NH3+3Cl2===N2+6HCl
8NH3+3Cl2===N2+6NH4Cl
4NH3+3O2(純氧)===2N2+6H2O
4NH3+5O2===4NO+6H2O
4NH3+6NO===5N2+6HO(用氨清除NO)
NaH+H2O===NaOH+H2
4NaH+TiCl4===Ti+4NaCl+2H2
CaH2+2H2O===Ca(OH)2+2H2
2,酸性:
4HF+SiO2===SiF4+2H2O
（此反應廣泛應用於測定礦樣或鋼樣中SiO2的含量）
2HF+CaCl2===CaF2+2HCl
H2S+Fe===FeS+H2
H2S+CuCl2===CuS+2HCl
H2S+2AgNO3===Ag2S+2HNO3
H2S+HgCl2===HgS+2HCl
H2S+Pb(NO3)2===PbS+2HNO3
H2S+FeCl2=== FeS+2HCl↑
2NH3+2Na==2NaNH2+H2
(NaNH2+H2O===NaOH+NH3)
3，鹼性：
NH3+HCl===NH4Cl
NH3+HNO3===NH4NO3
2NH3+H2SO4===(NH4)2SO4
NH3+NaCl+H2O+CO2===NaHCO3↓+NH4Cl
（此反應用於工業制備小蘇打，蘇打）
4，不穩定性：
2HF===H2+F2
2HCl===H2+Cl2
2H2O===2H2+O2
2H2O2===2H2O+O2
H2S===H2+S
2NH3===N2+3H2
四，非金屬氧化物
１，低價態的還原性：
2SO2+O2===2SO3
2SO2+O2+2H2O===2H2SO4
（這是SO2在大氣中緩慢發生的環境化學反應）
SO2+Cl2+2H2O===H2SO4+2HCl
SO2+Br2+2H2O===H2SO4+2HBr
SO2+I2+2H2O===H2SO4+2HI
SO2+NO2===SO3+NO
2NO+O2===2NO2
NO+NO2+2NaOH===2NaNO2
（用於制硝酸工業中吸收尾氣中的NO和NO2）
2CO+O2===2CO2
CO+CuO===Cu+CO2
3CO+Fe2O3===2Fe+3CO2
CO+H2O===CO2+H2
2，氧化性：
SO2+2H2S===3S+2H2O
SO3+2KI===K2SO3+I2
NO2+2KI+H2O===NO+I2+2KOH
（不能用澱粉KI溶液鑒別溴蒸氣和NO2）
4NO2+H2S===4NO+SO3+H2O
2NO2+Cu===4CuO+N2
CO2+2Mg===2MgO+C
(CO2不能用於撲滅由Mg,Ca,Ba,Na,K等燃燒的火災)
SiO2+2H2===Si+2H2O
SiO2+2Mg===2MgO+Si
3,與水的作用:
SO2+H2O===H2SO3
SO3+H2O===H2SO4
3NO2+H2O===2HNO3+NO ↑
N2O5+H2O===2HNO3
P2O5+H2O===2HPO3
P2O5+3H2O===2H3PO4
(P2O5極易吸水,可作氣體乾燥劑
P2O5+3H2SO4(濃)===2H3PO4+3SO3)
CO2+H2O===H2CO3

❼ 高二化學選修4知識點

［特別提醒］

在比較化學反應速率的大小時，不能簡單直接地進行數據比較，要做到反應速率的單位一致，對應物質的化學計量數相同，或換算成同一物質的反應速率後再進行比較

!!!!!!!!!!!!@@@飽和溶液中溶質的溶解過程完全停止了嗎？ #@@@

沒有！以蔗糖溶解於水為例，蔗糖分子離開蔗糖表面擴散到水中的速率與溶解在水中的蔗糖分子在蔗糖表面聚集成為晶體的速率相等。!!!!!!!!!!!!!!即：溶解速率 = 結晶速率

達到了溶解的平衡狀態，一種動態平衡!!!!標志：反應混合物中各組分的

濃度保持不變的狀態

!!!!!

四、化學平衡狀態的特徵

(1)逆：可逆反應

(2)動：動態平衡（正逆反應仍在進行）

(3)等：正反應速率=逆反應速率

(4)定：反應混合物中各組分的濃度保持

不變，各組分的含量一定。

(5)變：條件改變，原平衡被破壞，在新

的條件下建立新的平衡。

@@@@@①「逆」研究對象為可逆反應。

②「等」：可逆反應達到平衡時，υ正=υ逆。

第一層含義：用同種物質表示反應速率時，該物質的生成速率=消耗速率

第二層含義：用不同物質表示反應速率時，某反應物的消耗(生成)速率：某生成物的消耗（生成）速率=化學計量數之比@@@@

③「定」：平衡混合物中各組分含量（百分含量、物質的量、質量、濃度等）不隨時間變化。

④「動」：正逆反應同時進行，處於動態平衡。

⑤「變」：一旦條件改變，正逆反應速率不再相等，平衡將發生移動，直至建立新的平衡。

⑥「同」：化學平衡的建立與反應途徑無關。對同一可逆反應，只要條件相同（溫度、濃度、壓強），不論從正反應、逆反應或正逆反應同時進行，均能達到同一平衡狀態。

五，判斷化學平衡狀態的標志

（1）任何情況下均可作為標志的：

①υ正=υ逆（同一種物質）

② 各組分含量(百分含量、物質的量、質量、物質的量濃度)不隨時間變化

③ 某反應物的消耗(生成)速率：某生成物的消耗(生成)速率=化學計量數之比

④ 反應物轉化率不變

（2）在一定條件下可作為標志的是

① 對於有色物質參加或生成的可逆反應體系，顏色不再變化。

② 對於有氣態物質參加或生成的可逆反應體系，若反應前後氣體的物質的量變化不為0，則混合氣體平均相對分子質量M和反應總壓P不變（恆溫恆容）。

③ 對於恆容絕熱體系，體系的溫度不再變化。

（3）不能作為判斷標志的是

① 各物質的物質的量或濃度變化或反應速率之比=化學計量數之比。（任何情況下均適用）

② 有氣態物質參加或生成的反應，若反應前後氣體的物質的量變化為0，則混合氣體平均相對分子質量M和反應總壓P不變（恆溫恆容）。

。。。。化學平衡的移動,......

①對平衡體系中的固態和純液態物質，其濃度可看作一個常數，增加或減小固態或液態純凈物的量並不影響V正、V逆的大小，所以化學平衡不移動。

②只要是增大濃度，不論增大的是反應物濃度，還是 生成物濃度，新平衡狀態下的反應速率一定大於原平衡狀態；減小濃度，新平衡狀態下的速率一定小於原平衡狀態。

③反應物有兩種或兩種以上, 增加一種物質的濃度, 該物質的平衡轉化率降低, 而其他物質的轉化率提高。

@@@@增大壓強,正逆反應速率均增大，但增大倍數一樣， V』正= V』逆，平衡不移動。@@@@

2NO2 N2O4 ?H =－ 57 KJ

溫度影響：

在其它條件不變的情況下，

升高溫度,平衡向吸熱反應方向移動。

降低溫度,平衡向放熱反方向移動

原因：應在其它條件不變的情況下, 升高溫度,不管是吸熱反應還是放熱反應,反應速率都增大,但吸熱反應增大的倍數大於放熱反應增大的倍數,故平衡向吸熱反應的方向移動.

催化劑影響：

同等程度改變化學反應速率，V正= V逆，只改變反應到達平衡所需要的時間，而不影響化學平衡的移動

。。。。。。。。。等效平衡，，。。。。。

一、等效平衡的概念

在一定條件下，可逆反應只要起始濃度相當，無論經過何種途徑，但達到化學平衡時，只要同種物質的體積分數相同，這樣的平衡稱為等效平衡。（體積分數相同：即平衡混合物各組分的百分含量對應相同，但各組分的物質的量、濃度可能不同。）

（（（（單個體積除以總的體積））））

歸納總結：

二、等效平衡的建成條件、判斷方法及產生結果：

1、恆溫、恆容下對於氣態物質反應前後分子數變化的可逆反應等效平衡的

判斷方法是:

使用極限轉化的方法將各種情況變換成同一反應物或生成物，然後觀察有關物質的物質的量是否對應相等。

產生結果：各組分百分量、c相同，n同比例變化

1恆溫恆容(△n(g)≠0)投料換算成相同物質表示時量相同，兩次平衡時各組分百分量、n、c均相同

2恆溫恆容(△n(g)=0) 投料換算成相同物質表示時等比例，兩次平衡時各組分百分量相同，n、c同比例變化

3恆溫恆壓 投料換算成相同物質表示時等比例，兩次平衡時各組分百分量、c相同，n同比例變化。

復習回憶

平衡移動原理（勒沙特列原理）？

如果改變影響平衡的條件（如濃度、壓強、或溫度）等，平衡就向能減弱這種改變的方向移動。

化學平衡常數

一定溫度下，對於已達平衡的反應體

系中，生成物以它的化學計量數為乘冪的濃度之積除以反應物以它的化學計量數為乘冪的濃度之積是個常數這個常數叫做該反應的化學平衡常數

三、書寫平衡常數關系式的規則

1、如果反應中有固體和純液體參加，它們的濃度不應寫在平衡關系式中，因為它們的濃度是固定不變的，化學平衡關系式中只包括氣態物質和溶液中各溶質的濃度。如：

CaCO3(s)?CaO(s)+CO2(g)

K=[CO2]

CO2(g)+H2(g)?CO(g)+H2O(l)

K=[CO]/([CO2][H2])

⒈平衡常數的數值大小可以判斷反應進行的程度，估計反應的可能性。因為平衡狀態是反應進行的最大限度。如：

N2(g)+O2(g)?2NO(g)

Kc=1×10-30(298K)

這意味著298K時，N2和O2基本上沒有進行反應，反之NO分解的逆反應在該溫度下將幾乎完全進行，平衡時NO實際上全部分解為N2和O2

2、平衡常數數值的大小，只能大致告訴我們一個可逆反應的正向反應所進行的最大程度，並不能預示反應達到平衡所需要的時間。如：

2SO2(g)+O2===2SO3(g)

298K時K很大，但由於速度太慢，常溫時，幾乎不發生反應。

3、平衡常數數值極小的反應，說明正反應在該條件下不可能進行，如:

N2+O2?2NO

Kc=10-30(298K)所以常溫下用此反應固定氮氣是不可能的。因此沒有必要在該條件下進行實驗，以免浪費人力物力。或者改變條件使反應在新的條件下進行比較好一些。

五.平衡轉化率

平衡轉化率是指平衡時已轉化了的某反應物的量與轉化前該反應物的量之比。

自發過程：在一定條件下，不藉助外部力量就能自動進行的過程

能量趨於最低（高山流水）

二、反應焓變與反應方向

△日常生活中長期積累的經驗而總結得到一條經驗規律→能量判據∶

體系趨向於從高能狀態轉變為低能狀態（這時體系會對外做功或者釋放熱量～△H ﹤0）。

多數能自發進行的化學反應是放熱反應，

如常溫、常壓下，氫氧化亞鐵被氧化為氫氧化鐵的反應是自發的，但是，有不少吸熱反應也能自發進行，

三、反應熵變與反應方向

為了解釋這樣一類與能量狀態的高低無關的過程的自發性，提出了在自然界還存在著另一種能夠推動體系變化的因素→

1、在密閉條件下，體系由有序自發地轉變為無序的傾向～稱為熵。

由大量粒子組成的體系中，用熵來描述體系的混亂度，

2、符號用S表示。

3、熵值越大，體系混亂度越大。同一物質，S（g）﹥S（l）﹥S（s）。許多熵增反應在常溫常壓下能自發進行，有些在室溫條件下不能自發進行，但在較高溫度下則能自發進行。

在一定條件下，一個化學反應能否自發進行，既可能與反應焓變（△H）有關，又可能與反應熵變（△S）有關。在溫度、壓強一定的條件下，我們要判別化學反應的方向要考慮△H、 △S共同影響的結果。

焓判據和熵判據的應用

1、由焓判據知∶放熱過程（△H﹤0）常常是容易自發進行；

2、由熵判據知∶若干熵增加（△S﹥0）的過程是自發的；

3、很多情況下，簡單地只用其中一個判據去判斷同一個反應，可能會出現相反的判斷結果，所以我們應兩個判據兼顧。由能量判據（以焓變為基礎）和熵判據組合成的復合判據－自由能將更適合於所有的反應過程。

◎鹽類水解的規律：

※誰弱誰水解，※誰強顯誰性，※都強不水解。

鹽類水解一般是比較微弱的，通常用可逆符號表示，同時無沉澱和氣體產生。

多元弱酸的酸根離子水解是分步進行的，第一步水解程度比第二水解程度大，故相同物質的量濃度的Na2CO3和NaHCO3溶液，Na2CO3溶液鹼性比NaHCO3強。

對於發生雙水解的鹽類，因水解徹底，故用「===」，同時有沉澱和氣體產生。

❽ 高中化學選修四

《化學反應原理》知識點總結
第一章：化學反應與能量變化
1、反應熱與焓變：△H=H(產物)-H(反應物)
2、反應熱與物質能量的關系

3、反應熱與鍵能的關系
△H=反應物的鍵能總和-生成物的鍵能總和
4、常見的吸熱、放熱反應
⑴常見的放熱反應：
①活潑金屬與水或酸的反應 ②酸鹼中和反應 ③燃燒反應 ④多數的化合反應⑤鋁熱反應
⑵常見的吸熱反應
①多數的分解反應 ②2NH4Cl(s)+Ba(OH)2·8H2O(s)=BaCl2+2NH3+10H2O
③ C(s)+ H2O(g) CO+H2 ④CO2+ C2 CO
5、反應條件與吸熱、放熱的關系：反應是吸熱還是放熱與反應的條件沒有必然的聯系，而取決與反應物和產物具有的總能量（或焓）的相對大小。
6、書寫熱化學方程式除了遵循書寫化學方程式的要求外，還應注意以下幾點：
①放熱反應△H為「-」，吸熱反應△H為「+」，△H的單位為kJ/mol
②反應熱△H與測定條件（溫度、壓強等）有關，因此應注意△H的測定條件；絕大多數化學反應的△H是在298K、101Pa下測定的，可不註明溫度和壓強。
③熱化學方程式中各物質化學式前面的系數僅表示該物質的物質的量，並不表示物質的分子或原子數，因此化學計量數可以是分數或小數。必須註明物質的聚集狀態，熱化學方程式是表示反應已完成的數量，所以方程式中化學式前面的計量數必須與△H相對應；當反應逆向進行時，反應熱數值相等，符號相反。
7、利用蓋斯定律進行簡單的計算
8、電極反應的書寫： 活性電極：電極本身失電子
⑴電解：陽極：（與電源的正極相連）發生氧化反應 惰性電極：溶液中陰離子失電子
（放電順序：I->Br->Cl->OH-）
陰極:（與電源的負極相連）發生還原反應，溶液中的陽離子得電子
（放電順序：Ag+>Cu2+>H+）
注意問題：①書寫電極反應式時，要用實際放電的離子來表示
②電解反應的總方程式要註明「通電」
③若電極反應中的離子來自與水或其他弱電解質的電離，則總反應離子方程式中要用化學式表示
⑵原電池：負極：負極本身失電子，M→Mn+ +ne-
① 溶液中陽離子得電子 Nm++me-→N
正極： 2H++2e-→H2↑

②負極與電解質溶液不能直接反應：O2+4e-+2H2O→4OH- （即發生吸氧腐蝕）
書寫電極反應時要注意電極產物與電解質溶液中的離子是否反應，若反應，則在電極反應中應寫最終產物。
9、電解原理的應用：
⑴氯鹼工業：陽極(石墨):2Cl-→Cl2+2e-( Cl2的檢驗：將濕潤的澱粉碘化鉀試紙靠近出氣口，試紙變藍，證明生成了Cl2)。
陰極：2H++2e-→H2↑（陰極產物為H2、NaOH。現象（滴入酚酞）：有氣泡逸出，溶液變紅）。
⑵銅的電解精煉：電極材料：粗銅做陽極，純銅做陰極。電解質溶液：硫酸酸化的硫酸銅溶液
⑶電鍍：電極材料：鍍層金屬做陽極（也可用惰性電極做陽極），鍍件做陰極。電解質溶液是用含有鍍層金屬陽離子的鹽溶液。
10、化學電源
⑴燃料電池：先寫出電池總反應（類似於可燃物的燃燒）；
再寫正極反應（氧化劑得電子，一般是O2+4e-+2H2O→4OH-（中性、鹼性溶液）
O2+4e-+4H+→2H2O(酸性水溶液)。負極反應=電池反應-正極反應（必須電子轉移相等）
⑵充放電電池：放電時相當於原電池，充電時相當於電解池（原電池的負極與電源的負極相連，做陰極，原電池的正極與電源的正極相連，做陽極），
11、計算時遵循電子守恆，常用關系式：2 H2~ O2~2Cl2~2Cu~4Ag~4OH-~4H+~4e-
12、金屬腐蝕：電解陽極引起的腐蝕>原電池負極引起的腐蝕>化學腐蝕>原電池正極>電解陰極
鋼鐵在空氣中主要發生吸氧腐蝕。負極：2Fe→2Fe 2++4e- 正極：O2+4e-+2H2O→4OH-
總反應：2Fe + O2+2H2O＝2Fe(OH)2
第二章：化學反應的方向、限度和速度
1、反應方向的判斷依據：△H-T△S<0,反應能自發進行；△H-T△S=0，反應達到平衡狀態
△H-T△S>0反應不能自發。該判據指出的是一定條件下，自發反應發生的可能性，不能說明實際能否發生反應（計算時注意單位的換算）課本P40T3
2、化學平衡常數：
①平衡常數的大小反映了化學反應可能進行的程度，平衡常數越大，說明反應進行的越完全。②純固體或純溶劑參加的反應，它們不列入平衡常數的表達式
③平衡常數的表達式與化學方程式的書寫方式有關，單位與方程式的書寫形式一一對應。對於給定的化學反應，正逆反應的平衡常數互為倒數
④化學平衡常數受溫度影響，與濃度無關。溫度對化學平衡的影響是通過影響平衡常數實現的。溫度升高，化學平衡常數增大還是減小與反應吸放熱有關。
3、平衡狀態的標志：①同一物質的v正=v逆 ②各組分的物質的量、質量、含量、濃度（顏色）保持不變 ③氣體的總物質的量、總壓強、氣體的平均分子量保持不變只適用於△vg≠0的反應④密度適用於非純氣體反應或體積可變的容器
4、惰性氣體對化學平衡的影響
⑴恆壓時充入惰性氣體，體積必增大，引起反應體系濃度的減小，相當於減壓對平衡的影響
⑵恆容時充入惰性氣體，各組分的濃度不變，速率不變，平衡不移動
⑶對於△vg=0的可逆反應，平衡體系中加入惰性氣體，恆容、恆壓下平衡都不會移動
5、⑴等效平衡：①恆溫恆壓，適用於所有有氣體參加的可逆反應，只要使轉化後物質的量之比與最初加入的物質的量之比相同，均可達到等效平衡；平衡時各組分的百分含量相同，濃度相同，轉化率相同。
②恆溫恆容，△vg=0的反應，只要使轉化後物質的量之比與最初加入的物質的量之比相同，均可達到等效平衡；平衡時各組分的百分含量相同，轉化率相同。
⑵等同平衡：恆溫恆容，適用於所有有氣體參加的可逆反應，只要使轉化後物質的量與最初加入的物質的量相同，均可達到等同平衡；平衡時各組分的物質的量相同，百分含量相同，濃度相同。
6、充氣問題：以aA(g)+bB(g)cC(g)
⑴只充入一種反應物，平衡右移，增大另一種反應物的轉化率，但它本身的轉化率降低
⑵兩種反應物按原比例充，恆容時相當於加壓，恆壓時等效平衡
⑶初始按系數比充入的反應物或只充入產物，平衡時再充入產物，恆容時相當於加壓，恆壓時等效平衡
化學反應速率: 速率的計算和比較；濃度對化學速率的影響（溫度、濃度、壓強、催化劑）； V-t圖的分析
第三章 物質在水溶液中的行為
1、強弱電解質：
⑴強電解質：完全電離，其溶液中無溶質分子，電離方程式用「＝」，且一步電離；強酸、強鹼、大多數鹽都屬於強電解質。
⑵弱電解質：部分電離，其溶液中存在溶質分子，電離方程式用「」，多元弱酸的電離方程式分步寫，其餘的弱電解質的電離一步完成；弱酸、弱鹼、水都是弱電解質。
⑶常見的鹼：KOH、NaOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2是強鹼，其餘為弱鹼；
常見的酸：HCl、HBr、HI、HNO3、H2SO4是強酸，其餘為弱酸；
注意：強酸的酸式鹽的電離一步完成，如：NaHSO4=Na++H++SO42-，而弱酸的酸式鹽要分步寫，如：NaHCO3=Na++HCO3-, HCO3- CO32- +H+
2、電離平衡
⑴ 電離平衡是平衡的一種，遵循平衡的一般規律。溫度、濃度、加入與弱電解質相同的離子或與弱電解質反應的物質，都會引起平衡的移動
⑵ 電離平衡常數（Ka或Kb）表徵了弱電解質的電離能力，一定溫度下，電離常數越大，弱電解質的電離程度越大。Ka或Kb是平衡常數的一種，與化學平衡常數一樣，只受溫度影響。溫度升高，電離常數增大。
3、水的電離：
⑴ H2OH++OH-，△H>0。升高溫度、向水中加入酸、鹼或能水解的鹽均可引起水的電離平衡的移動。
⑵ 任何稀的水溶液中，都存在，且[H+]·[OH-]是一常數，稱為水的離子積（Kw）；Kw是溫度常數，只受溫度影響，而與H+或OH-濃度無關。
⑶ 溶液的酸鹼性是H+與OH- 濃度的相對大小，與某一數值無直接關系。
⑷ 當溶液中的H+ 濃度≤1mol/L時，用pH表示。
無論是單一溶液還是溶液混合後求pH，都遵循同一原則：若溶液呈酸性，先求c(H+);若溶液呈鹼性，先求c(OH-),由Kw求出c(H+)，再求pH。
⑸向水中加入酸或鹼，均抑制水的電離，使水電離的c(H+)或c(OH-)<10-7mol/L，但
c(H+)H2O=c(OH-)H2O。如某溶液中水電離的c(H+)=10-13mol/L，此時溶液可能為強酸性，也可能為強鹼性，即室溫下，pH=1或13
向水中加入水解的鹽，促進水的電離，使水電離的c(H+)或c(OH-)>10-7mol/L，如某溶液中水電離的c(H+)=10-5mol/L，此時溶液為酸性，即室溫下，pH=5，可能為強酸弱鹼鹽溶液。
4、鹽的水解
⑴在溶液中只有鹽電離出的離子才水解。本質是鹽電離出的離子與水電離出H+或OH-結合生成弱電解質，使H+或OH-的濃度減小，從而促進水的電離。
⑵影響因素：①溫度：升溫促進水解 ②濃度：稀釋促進水解 ③溶液的酸鹼性④ 同離子效應
⑷水解方程式的書寫：
①單個離子的水解：一般很微弱，用，產物不標「↑」「↓」；多元弱酸鹽的水解方程式要分步寫
②雙水解有兩種情況：Ⅰ水解到底，生成氣體、沉澱，用＝，標出「↑」「↓」。
Ⅱ部分水解，無沉澱、氣體，用，產物不標「↑」「↓」；
⑸ 鹽類水解的應用：①判斷溶液的酸鹼性 ②判斷鹽溶液中的離子種類及其濃度大小 ③判斷離子共存 ④加熱濃縮或蒸干某些鹽溶液時產物的判斷，如AlCl3溶液 ⑤某些鹽溶液的保存與配製，如FeCl3溶液 ⑥某些膠體的制備，如Fe(OH)3膠體 ⑦解釋生產、生活中的一些化學現象，如明礬凈水、化肥的施用等。（解釋時規范格式：寫上對應的平衡-----條件改變平衡移動-----結果）
5、沉澱溶解平衡：
⑴ Ksp:AmBnmAn++nBm-,Ksp=[An+]m[Bm-]n。
①Ksp只與難溶電解質的性質和溫度有關，溶液中離子濃度的變化只能使平衡移動，不改變Ksp。②對於陰陽離子個數比相同的電解質，Ksp越大，電解質在水中的溶解能力越強。
⑵ Q>Ksp,有沉澱生成；Q=Ksp，沉澱與溶解處於平衡狀態；Q<Ksp，沉澱溶解。
⑶ 一種沉澱可以轉化為更難溶的沉澱。如鍋垢中Mg(OH)2的生成，工業中重金屬離子的除去。
6、離子反應：
⑴ 與量有關的離子方程式的書寫：設量少的物質物質的量為1mol，與另一過量的物質充分反應。
⑵ 離子共存推斷題解答時應注意：①判斷一種離子存在後，一定注意與之不共存的離子一定不存在；②前面加入的試劑對後面的鑒定是否有影響。
⑶ 離子（或物質）檢驗的一般步驟：取少量——加試劑——觀現象——定結論。

❾ 高中化學選修4問題

1、甲基來橙的滴定終點變色：pH3.1以下源,紅色.3.1到4.4橙色.4.4以上,黃色
用酸滴鹼，剛開始時溶液為鹼性，甲基橙為黃色，當滴定變色時為橙色，且半分鍾內不變色。如果變為紅色，說明酸過量了。
2、這個需要記住也需要理解，但首先需要記住才可以理解靈活運用。考試時石蕊變色幾乎不考，因為變色不太明顯，幾乎都是酚酞和甲基橙作指示劑。偶爾也有別的，例如用酸性高錳酸鉀滴草酸，因此需要靈活運用這類知識。

❿ 高中化學選修4知識點總結(詳細版)

就下午考
來得及么你，