高中化學選修4知識點總結

時間：2024-11-01 16:48:43 知識點總結我要投稿

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高中化學選修4知識點總結

　　總結是對某一特定時間段內的學習和工作生活等表現情況加以回顧和分析的一種書面材料，它可以幫助我們有尋找學習和工作中的規律，不如靜下心來好好寫寫總結吧。我們該怎么寫總結呢？以下是小編精心整理的高中化學選修4知識點總結，歡迎大家分享。

高中化學選修4知識點總結

高中化學選修4知識點總結1

　　1.根據熱化學方程式計算

　　反應熱與反應物各物質的物質的量成正比。

　　2.根據反應物和生成物的總能量計算

　　ΔH=E生成物-E反應物。

　　3.根據鍵能計算

　　ΔH=反應物的鍵能總和-生成物的.鍵能總和。

　　4.根據蓋斯定律計算

　　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，而與反應的途徑無關。即如果一個反應可以分步進行，則各分步反應的反應熱之和與該反應一步完成時的反應熱是相同的。

　　溫馨提示：

　　①蓋斯定律的主要用途是用已知反應的反應熱來推知相關反應的反應熱。

　　②熱化學方程式之間的“+”“-”等數學運算，對應ΔH也進行“+”“-”等數學計算。

　　5.根據物質燃燒放熱數值計算：Q(放)=n(可燃物)×|ΔH|。

高中化學選修4知識點總結2

　　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②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。②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。

高中化學選修4知識點總結3

　　第1章、化學反應與能量轉化

　　化學反應的實質是反應物化學鍵的斷裂和生成物化學鍵的形成，化學反應過程中伴隨著能量的釋放或吸收。

　　一、化學反應的熱效應

　　1、化學反應的反應熱

　　（1）反應熱的概念：

　　當化學反應在一定的溫度下進行時，反應所釋放或吸收的熱量稱為該反應在此溫度下的熱效應，簡稱反應熱。用符號Q表示。

　　（2）反應熱與吸熱反應、放熱反應的關系。

　　Q＞0時，反應為吸熱反應；Q＜0時，反應為放熱反應。

　　（3）反應熱的測定

　　測定反應熱的儀器為量熱計，可測出反應前后溶液溫度的變化，根據體系的熱容可計算出反應熱，計算公式如下：

　　Q＝－C（T2－T1）

　　式中C表示體系的熱容，T1、T2分別表示反應前和反應后體系的溫度。實驗室經常測定中和反應的反應熱。

　　2、化學反應的焓變

　　（1）反應焓變

　　物質所具有的能量是物質固有的性質，可以用稱為“焓”的物理量來描述，符號為H，單位為kJ·mol—1。

　　反應產物的總焓與反應物的總焓之差稱為反應焓變，用ΔH表示。

　　（2）反應焓變ΔH與反應熱Q的關系。

　　對于等壓條件下進行的化學反應，若反應中物質的能量變化全部轉化為熱能，則該反應的反應熱等于反應焓變，其數學表達式為：Qp＝ΔH＝H（反應產物）－H（反應物）。

　　（3）反應焓變與吸熱反應，放熱反應的關系：

　　ΔH＞0，反應吸收能量，為吸熱反應。

　　ΔH＜0，反應釋放能量，為放熱反應。

　　（4）反應焓變與熱化學方程式：

　　把一個化學反應中物質的變化和反應焓變同時表示出來的化學方程式稱為熱化學方程式，如：H2（g）＋O2（g）＝H2O（l）；ΔH（298K）＝－285。8kJ·mol－1

　　書寫熱化學方程式應注意以下幾點：

　　①化學式后面要注明物質的聚集狀態：固態（s）、液態（l）、氣態（g）、溶液（aq）。

　　②化學方程式后面寫上反應焓變ΔH，ΔH的單位是J·mol－1或kJ·mol－1，且ΔH后注明反應溫度。

　　③熱化學方程式中物質的系數加倍，ΔH的數值也相應加倍。

　　3、反應焓變的計算

　　（1）蓋斯定律

　　對于一個化學反應，無論是一步完成，還是分幾步完成，其反應焓變一樣，這一規律稱為蓋斯定律。

　　（2）利用蓋斯定律進行反應焓變的計算。

　　常見題型是給出幾個熱化學方程式，合并出題目所求的熱化學方程式，根據蓋斯定律可知，該方程式的ΔH為上述各熱化學方程式的ΔH的代數和。

　　（3）根據標準摩爾生成焓，ΔfHmθ計算反應焓變ΔH。

　　對任意反應：aA＋bB＝cC＋dD

　　ΔH＝［cΔfHmθ（C）＋dΔfHmθ（D）］－［aΔfHmθ（A）＋bΔfHmθ（B）］

　　二、電能轉化為化學能——電解

　　1、電解的原理

　　（1）電解的概念：

　　在直流電作用下，電解質在兩上電極上分別發生氧化反應和還原反應的過程叫做電解。電能轉化為化學能的裝置叫做電解池。

　　（2）電極反應：以電解熔融的NaCl為例：

　　陽極：與電源正極相連的電極稱為陽極，陽極發生氧化反應：2Cl－→Cl2↑＋2e－。

　　陰極：與電源負極相連的電極稱為陰極，陰極發生還原反應：Na＋＋e－→Na。

　　總方程式：2NaCl（熔）2Na＋Cl2↑

　　2、電解原理的應用

　　（1）電解食鹽水制備燒堿、氯氣和氫氣。

　　陽極：2Cl－→Cl2＋2e－

　　陰極：2H＋＋e－→H2↑

　　總反應：2NaCl＋2H2O2NaOH＋H2↑＋Cl2↑

　　（2）銅的電解精煉。

　　粗銅（含Zn、Ni、Fe、Ag、Au、Pt）為陽極，精銅為陰極，CuSO4溶液為電解質溶液。

　　陽極反應：Cu→Cu2＋＋2e－，還發生幾個副反應

　　Zn→Zn2＋＋2e－；Ni→Ni2＋＋2e－

　　Fe→Fe2＋＋2e－

　　Au、Ag、Pt等不反應，沉積在電解池底部形成陽極泥。

　　陰極反應：Cu2＋＋2e－→Cu

　　（3）電鍍：以鐵表面鍍銅為例

　　待鍍金屬Fe為陰極，鍍層金屬Cu為陽極，CuSO4溶液為電解質溶液。

　　陽極反應：Cu→Cu2＋＋2e－

　　陰極反應：Cu2＋＋2e－→Cu

　　三、化學能轉化為電能——電池

　　1、原電池的工作原理

　　（1）原電池的概念：

　　把化學能轉變為電能的裝置稱為原電池。

　　（2）Cu－Zn原電池的工作原理：

　　如圖為Cu－Zn原電池，其中Zn為負極，Cu為正極，構成閉合回路后的現象是：Zn片逐漸溶解，Cu片上有氣泡產生，電流計指針發生偏轉。該原電池反應原理為：Zn失電子，負極反應為：Zn→Zn2＋＋2e－；Cu得電子，正極反應為：2H＋＋2e－→H2。電子定向移動形成電流。總反應為：Zn＋CuSO4＝ZnSO4＋Cu。

　　（3）原電池的電能

　　若兩種金屬做電極，活潑金屬為負極，不活潑金屬為正極；若一種金屬和一種非金屬做電極，金屬為負極，非金屬為正極。

　　2、化學電源

　　（1）鋅錳干電池

　　負極反應：Zn→Zn2＋＋2e－；

　　正極反應：2NH4＋＋2e－→2NH3＋H2；

　　（2）鉛蓄電池

　　負極反應：Pb＋SO42－PbSO4＋2e－

　　正極反應：PbO2＋4H＋＋SO42－＋2e－PbSO4＋2H2O

　　放電時總反應：Pb＋PbO2＋2H2SO4＝2PbSO4＋2H2O。

　　充電時總反應：2PbSO4＋2H2O＝Pb＋PbO2＋2H2SO4。

　　（3）氫氧燃料電池

　　負極反應：2H2＋4OH－→4H2O＋4e－

　　正極反應：O2＋2H2O＋4e－→4OH－

　　電池總反應：2H2＋O2＝2H2O

　　3、金屬的腐蝕與防護

　　（1）金屬腐蝕

　　金屬表面與周圍物質發生化學反應或因電化學作用而遭到破壞的過程稱為金屬腐蝕。

　　（2）金屬腐蝕的電化學原理。

　　生鐵中含有碳，遇有雨水可形成原電池，鐵為負極，電極反應為：Fe→Fe2＋＋2e－。水膜中溶解的氧氣被還原，正極反應為：O2＋2H2O＋4e－→4OH－，該腐蝕為“吸氧腐蝕”，總反應為：2Fe＋O2＋2H2O＝2Fe（OH）2，Fe（OH）2又立即被氧化：4Fe（OH）2＋2H2O＋O2＝4Fe（OH）3，Fe（OH）3分解轉化為鐵銹。若水膜在酸度較高的環境下，正極反應為：2H+＋2e－→H2↑，該腐蝕稱為“析氫腐蝕”。

　　（3）金屬的防護

　　金屬處于干燥的環境下，或在金屬表面刷油漆、陶瓷、瀝青、塑料及電鍍一層耐腐蝕性強的金屬防護層，破壞原電池形成的條件。從而達到對金屬的防護；也可以利用原電池原理，采用犧牲陽極保護法。也可以利用電解原理，采用外加電流陰極保護法。

　　第2章、化學反應的方向、限度與速率（1、2節）

　　原電池的反應都是自發進行的反應，電解池的反應很多不是自發進行的，如何判定反應是否自發進行呢？

　　一、化學反應的方向

　　1、反應焓變與反應方向

　　放熱反應多數能自發進行，即ΔH＜0的反應大多能自發進行。有些吸熱反應也能自發進行。如NH4HCO3與CH3COOH的反應。有些吸熱反應室溫下不能進行，但在較高溫度下能自發進行，如CaCO3高溫下分解生成CaO、CO2。 2、反應熵變與反應方向

　　熵是描述體系混亂度的概念，熵值越大，體系混亂度越大。反應的熵變ΔS為反應產物總熵與反應物總熵之差。產生氣體的反應為熵增加反應，熵增加有利于反應的自發進行。

　　3、焓變與熵變對反應方向的共同影響

　　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。

　　在溫度、壓強一定的條件下，自發反應總是向ΔH－TΔS＜0的方向進行，直至平衡狀態。

　　二、化學反應的限度

　　1、化學平衡常數

　　（1）對達到平衡的可逆反應，生成物濃度的系數次方的乘積與反應物濃度的系數次方的乘積之比為一常數，該常數稱為化學平衡常數，用符號K表示。

　　（2）平衡常數K的大小反映了化學反應可能進行的程度（即反應限度），平衡常數越大，說明反應可以進行得越完全。

　　（3）平衡常數表達式與化學方程式的書寫方式有關。對于給定的可逆反應，正逆反應的平衡常數互為倒數。

　　（4）借助平衡常數，可以判斷反應是否到平衡狀態：當反應的濃度商Qc與平衡常數Kc相等時，說明反應達到平衡狀態。

　　2、反應的平衡轉化率

　　（1）平衡轉化率是用轉化的反應物的濃度與該反應物初始濃度的比值來表示。如反應物A的平衡轉化率的表達式為：

　　α（A）＝

　　（2）平衡正向移動不一定使反應物的.平衡轉化率提高。提高一種反應物的濃度，可使另一反應物的平衡轉化率提高。

　　（3）平衡常數與反應物的平衡轉化率之間可以相互計算。

　　3、反應條件對化學平衡的影響

　　（1）溫度的影響

　　升高溫度使化學平衡向吸熱方向移動；降低溫度使化學平衡向放熱方向移動。溫度對化學平衡的影響是通過改變平衡常數實現的。

　　（2）濃度的影響

　　增大生成物濃度或減小反應物濃度，平衡向逆反應方向移動；增大反應物濃度或減小生成物濃度，平衡向正反應方向移動。

　　溫度一定時，改變濃度能引起平衡移動，但平衡常數不變。化工生產中，常通過增加某一價廉易得的反應物濃度，來提高另一昂貴的反應物的轉化率。

　　（3）壓強的影響

　　ΔVg＝0的反應，改變壓強，化學平衡狀態不變。

　　ΔVg≠0的反應，增大壓強，化學平衡向氣態物質體積減小的方向移動。

　　（4）勒夏特列原理

　　由溫度、濃度、壓強對平衡移動的影響可得出勒夏特列原理：如果改變影響平衡的一個條件（濃度、壓強、溫度等）平衡向能夠減弱這種改變的方向移動。

　　【例題分析】

　　例1、已知下列熱化學方程式：

　　（1）Fe2O3（s）＋3CO（g）＝2Fe（s）＋3CO2（g）ΔH＝－25kJ/mol（2）3Fe2O3（s）＋CO（g）＝2Fe3O4（s）＋CO2（g）ΔH＝－47kJ/mol

　　（3）Fe3O4（s）＋CO（g）＝3FeO（s）＋CO2（g）ΔH＝＋19kJ/mol

　　寫出FeO（s）被CO還原成Fe和CO2的熱化學方程式。

　　解析：依據蓋斯定律：化學反應不管是一步完成還是分幾步完成，其反應熱是相同的。我們可從題目中所給的有關方程式進行分析：從方程式（3）與方程式（1）可以看出有我們需要的有關物質，但方程式（3）必須通過方程式（2）有關物質才能和方程式（1）結合在一起。

　　將方程式（3）×2＋方程式（2）；可表示為（3）×2＋（2）

　　得：2Fe3O4（s）＋2CO（g）＋3Fe2O3（s）＋CO（g）＝6FeO（s）＋2CO2（g）＋2Fe3O4（s）＋CO2（g）；ΔH＝＋19kJ/mol×2＋（－47kJ/mol）

　　整理得方程式（4）：Fe2O3（s）＋CO（g）＝2FeO（s）＋CO2（g）；ΔH＝－3kJ/mol

　　將（1）－（4）得2CO（g）＝2Fe（s）＋3CO2（g）－2FeO（s）－CO2（g）；ΔH＝－25kJ/mol－（－3kJ/mol）整理得：FeO（s）＋CO（s）＝Fe（s）＋CO2（g）；ΔH＝－11kJ/mol

　　答案：FeO（s）＋CO（s）＝Fe（s）＋CO2（g）；ΔH＝－11kJ/mol

　　例2、熔融鹽燃料電池具有高的發電效率，因而得到重視，可用Li2CO3和Na2CO3的熔融鹽混合物作用電解質，CO為陽極燃氣，空氣與CO2的混合氣體為陰極助燃氣，制得在650℃下工作的燃料電池，完成有關的電池反應式：

　　陽極反應式：2CO＋2CO32－→4CO2＋4e－

　　陰極反應式：；

　　總電池反應式：。

　　解析：作為燃料電池，總的效果就是把燃料進行燃燒。本題中CO為還原劑，空氣中O2為氧化劑，電池總反應式為：2CO＋O2＝2CO2。用總反應式減去電池負極（即題目指的陽極）反應式，就可得到電池正極（即題目指的陰極）反應式：O2＋2CO2＋4e－＝2CO32－。

　　答案：O2＋2CO2＋4e－＝2CO32－；2CO＋O2＝2CO2

　　例3、下列有關反應的方向說法中正確的是（）

　　A、放熱的自發過程都是熵值減小的過程。

　　B、吸熱的自發過程常常是熵值增加的過程。

　　C、水自發地從高處流向低處，是趨向能量最低狀態的傾向。

　　D、只根據焓變來判斷化學反應的方向是可以的。

　　解析：放熱的自發過程可能使熵值減小、增加或無明顯變化，故A錯誤。只根據焓變來判斷反應進行的方向是片面的，要用能量判據、熵判據組成的復合判據來判斷，D錯誤。水自發地從高處流向低處，是趨向能量最低狀態的傾向是正確的。有些吸熱反應也可以自發進行。如在25℃和1。01×105Pa時，2N2O5（g）＝4NO2（g）＋O2（g）；ΔH＝56。7kJ/mol，（NH4）2CO3（s）＝NH4HCO3（s）＋NH3（g）；ΔH＝74。9kJ/mol，上述兩個反應都是吸熱反應，又都是熵增的反應，所以B也正確。

　　答案：BC。

　　化學反應原理復習（二）

　　【知識講解】

　　第2章、第3、4節

　　一、化學反應的速率

　　1、化學反應是怎樣進行的

　　（1）基元反應：能夠一步完成的反應稱為基元反應，大多數化學反應都是分幾步完成的。

　　（2）反應歷程：平時寫的化學方程式是由幾個基元反應組成的總反應。總反應中用基元反應構成的反應序列稱為反應歷程，又稱反應機理。

　　（3）不同反應的反應歷程不同。同一反應在不同條件下的反應歷程也可能不同，反應歷程的差別又造成了反應速率的不同。

　　2、化學反應速率

　　（1）概念：

　　單位時間內反應物的減小量或生成物的增加量可以表示反應的快慢，即反應的速率，用符號v表示。

　　（2）表達式：

　　（3）特點

　　對某一具體反應，用不同物質表示化學反應速率時所得的數值可能不同，但各物質表示的化學反應速率之比等于化學方程式中各物質的系數之比。

　　3、濃度對反應速率的影響

　　（1）反應速率常數（K）

　　反應速率常數（K）表示單位濃度下的化學反應速率，通常，反應速率常數越大，反應進行得越快。反應速率常數與濃度無關，受溫度、催化劑、固體表面性質等因素的影響。

　　（2）濃度對反應速率的影響

　　增大反應物濃度，正反應速率增大，減小反應物濃度，正反應速率減小。

　　增大生成物濃度，逆反應速率增大，減小生成物濃度，逆反應速率減小。

　　（3）壓強對反應速率的影響

　　壓強只影響氣體，對只涉及固體、液體的反應，壓強的改變對反應速率幾乎無影響。

　　壓強對反應速率的影響，實際上是濃度對反應速率的影響，因為壓強的改變是通過改變容器容積引起的。壓縮容器容積，氣體壓強增大，氣體物質的濃度都增大，正、逆反應速率都增加；增大容器容積，氣體壓強減小；氣體物質的濃度都減小，正、逆反應速率都減小。

　　4、溫度對化學反應速率的影響

　　（1）經驗公式

　　阿倫尼烏斯總結出了反應速率常數與溫度之間關系的經驗公式：

　　式中A為比例系數，e為自然對數的底，R為摩爾氣體常數量，Ea為活化能。

　　由公式知，當Ea＞0時，升高溫度，反應速率常數增大，化學反應速率也隨之增大。可知，溫度對化學反應速率的影響與活化能有關。

　　（2）活化能Ea。

　　活化能Ea是活化分子的平均能量與反應物分子平均能量之差。不同反應的活化能不同，有的相差很大。活化能Ea值越大，改變溫度對反應速率的影響越大。

　　5、催化劑對化學反應速率的影響

　　（1）催化劑對化學反應速率影響的規律：

　　催化劑大多能加快反應速率，原因是催化劑能通過參加反應，改變反應歷程，降低反應的活化能來有效提高反應速率。

　　（2）催化劑的特點：

　　催化劑能加快反應速率而在反應前后本身的質量和化學性質不變。

　　催化劑具有選擇性。

　　催化劑不能改變化學反應的平衡常數，不引起化學平衡的移動，不能改變平衡轉化率。

　　二、化學反應條件的優化——工業合成氨

　　1、合成氨反應的限度

　　合成氨反應是一個放熱反應，同時也是氣體物質的量減小的熵減反應，故降低溫度、增大壓強將有利于化學平衡向生成氨的方向移動。

　　2、合成氨反應的速率

　　（1）高壓既有利于平衡向生成氨的方向移動，又使反應速率加快，但高壓對設備的要求也高，故壓強不能特別大。

　　（2）反應過程中將氨從混合氣中分離出去，能保持較高的反應速率。

　　（3）溫度越高，反應速率進行得越快，但溫度過高，平衡向氨分解的方向移動，不利于氨的合成。

　　（4）加入催化劑能大幅度加快反應速率。

　　3、合成氨的適宜條件

　　在合成氨生產中，達到高轉化率與高反應速率所需要的條件有時是矛盾的，故應該尋找以較高反應速率并獲得適當平衡轉化率的反應條件：一般用鐵做催化劑，控制反應溫度在700K左右，壓強范圍大致在1×107Pa～1×108Pa之間，并采用N2與H2分壓為1∶2。8的投料比。

　　第3章、物質在水溶液中的行為

　　一、水溶液

　　1、水的電離

　　H2OH＋＋OH－

　　水的離子積常數KW＝［H＋］［OH－］，25℃時，KW＝1。0×10－14mol2·L－2。溫度升高，有利于水的電離，KW增大。

　　2、溶液的酸堿度

　　室溫下，中性溶液：［H＋］＝［OH－］＝1。0×10－7mol·L－1，pH＝7酸性溶液：［H＋］＞［OH－］，［H＋］＞1。0×10－7mol·L－1，pH＜7堿性溶液：［H＋］＜［OH－］，［OH－］＞1。0×10－7mol·L－1，pH＞7 3、電解質在水溶液中的存在形態

　　（1）強電解質

　　強電解質是在稀的水溶液中完全電離的電解質，強電解質在溶液中以離子形式存在，主要包括強酸、強堿和絕大多數鹽，書寫電離方程式時用“＝”表示。

　　（2）弱電解質

　　在水溶液中部分電離的電解質，在水溶液中主要以分子形態存在，少部分以離子形態存在，存在電離平衡，主要包括弱酸、弱堿、水及極少數鹽，書寫電離方程式時用“ ”表示。

　　二、弱電解質的電離及鹽類水解

　　1、弱電解質的電離平衡。

　　（1）電離平衡常數

　　在一定條件下達到電離平衡時，弱電解質電離形成的各種離子濃度的乘積與溶液中未電離的分子濃度之比為一常數，叫電離平衡常數。

　　弱酸的電離平衡常數越大，達到電離平衡時，電離出的H＋越多。多元弱酸分步電離，且每步電離都有各自的電離平衡常數，以第一步電離為主。

　　（2）影響電離平衡的因素，以CH3COOHCH3COO－＋H＋為例。

　　加水、加冰醋酸，加堿、升溫，使CH3COOH的電離平衡正向移動，加入CH3COONa固體，加入濃鹽酸，降溫使CH3COOH電離平衡逆向移動。

　　2、鹽類水解

　　（1）水解實質

　　鹽溶于水后電離出的離子與水電離的H＋或OH－結合生成弱酸或弱堿，從而打破水的電離平衡，使水繼續電離，稱為鹽類水解。

　　（2）水解類型及規律

　　①強酸弱堿鹽水解顯酸性。

　　NH4Cl＋H2ONH3·H2O＋HCl

　　②強堿弱酸鹽水解顯堿性。

　　CH3COONa＋H2OCH3COOH＋NaOH

　　③強酸強堿鹽不水解。

　　④弱酸弱堿鹽雙水解。

　　Al2S3＋6H2O＝2Al（OH）3↓＋3H2S↑

　　（3）水解平衡的移動

　　加熱、加水可以促進鹽的水解，加入酸或堿能抑止鹽的水解，另外，弱酸根陰離子與弱堿陽離子相混合時相互促進水解。

　　三、沉淀溶解平衡

　　1、沉淀溶解平衡與溶度積

　　（1）概念

　　當固體溶于水時，固體溶于水的速率和離子結合為固體的速率相等時，固體的溶解與沉淀的生成達到平衡狀態，稱為沉淀溶解平衡。其平衡常數叫做溶度積常數，簡稱溶度積，用Ksp表示。

　　PbI2（s）Pb2+（aq）＋2I－（aq）

　　Ksp＝［Pb2＋］［I－］2＝7。1×10－9mol3·L－3

　　（2）溶度積Ksp的特點

　　Ksp只與難溶電解質的性質和溫度有關，與沉淀的量無關，且溶液中離子濃度的變化能引起平衡移動，但并不改變溶度積。

　　Ksp反映了難溶電解質在水中的溶解能力。

　　2、沉淀溶解平衡的應用

　　（1）沉淀的溶解與生成

　　根據濃度商Qc與溶度積Ksp的大小比較，規則如下：

　　Qc＝Ksp時，處于沉淀溶解平衡狀態。

　　Qc＞Ksp時，溶液中的離子結合為沉淀至平衡。

　　Qc＜Ksp時，體系中若有足量固體，固體溶解至平衡。

　　（2）沉淀的轉化

　　根據溶度積的大小，可以將溶度積大的沉淀可轉化為溶度積更小的沉淀，這叫做沉淀的轉化。沉淀轉化實質為沉淀溶解平衡的移動。

　　四、離子反應

　　1、離子反應發生的條件

　　（1）生成沉淀

　　既有溶液中的離子直接結合為沉淀，又有沉淀的轉化。

　　（2）生成弱電解質

　　主要是H＋與弱酸根生成弱酸，或OH－與弱堿陽離子生成弱堿，或H＋與OH－生成H2O。

　　（3）生成氣體

　　生成弱酸時，很多弱酸能分解生成氣體。

　　（4）發生氧化還原反應

　　強氧化性的離子與強還原性離子易發生氧化還原反應，且大多在酸性條件下發生。

　　2、離子反應能否進行的理論判據

　　（1）根據焓變與熵變判據

　　對ΔH－TΔS＜0的離子反應，室溫下都能自發進行。

　　（2）根據平衡常數判據

　　離子反應的平衡常數很大時，表明反應的趨勢很大。

　　3、離子反應的應用

　　（1）判斷溶液中離子能否大量共存

　　相互間能發生反應的離子不能大量共存，注意題目中的隱含條件。

　　（2）用于物質的定性檢驗

　　根據離子的特性反應，主要是沉淀的顏色或氣體的生成，定性檢驗特征性離子。

　　（3）用于離子的定量計算

　　常見的有酸堿中和滴定法、氧化還原滴定法。

　　（4）生活中常見的離子反應。

　　硬水的形成及軟化涉及到的離子反應較多，主要有：

　　Ca2＋、Mg2＋的形成。

　　CaCO3＋CO2＋H2O＝Ca2＋＋2HCO3－

　　MgCO3＋CO2＋H2O＝Mg2＋＋2HCO3－

　　加熱煮沸法降低水的硬度：

　　Ca2＋＋2HCO3－CaCO3↓＋CO2↑＋H2O

　　Mg2＋＋2HCO3－MgCO3↓＋CO2↑＋H2O

　　或加入Na2CO3軟化硬水：

　　Ca2＋＋CO32－＝CaCO3↓，Mg2＋＋CO32－＝MgCO3↓

　　高中有機化學基礎知識總結概括

　　1、常溫常壓下為氣態的有機物：1～4個碳原子的烴，一氯甲烷、新戊烷、甲醛。

　　2、碳原子較少的醛、醇、羧酸（如甘油、乙醇、乙醛、乙酸）易溶于水；液態烴（如苯、汽油）、鹵代烴（溴苯）、硝基化合物（硝基苯）、醚、酯（乙酸乙酯）都難溶于水；苯酚在常溫微溶與水，但高于65℃任意比互溶。

　　3、所有烴、酯、一氯烷烴的密度都小于水；一溴烷烴、多鹵代烴、硝基化合物的密度都大于水。

　　4、能使溴水反應褪色的有機物有：烯烴、炔烴、苯酚、醛、含不飽和碳碳鍵（碳碳雙鍵、碳碳叁鍵）的有機物。能使溴水萃取褪色的有：苯、苯的同系物（甲苯）、CCl4、氯仿、液態烷烴等。

　　5、能使酸性高錳酸鉀溶液褪色的有機物：烯烴、炔烴、苯的同系物、醇類、醛類、含不飽和碳碳鍵的有機物、酚類（苯酚）。

　　6、碳原子個數相同時互為同分異構體的不同類物質：烯烴和環烷烴、炔烴和二烯烴、飽和一元醇和醚、飽和一元醛和酮、飽和一元羧酸和酯、芳香醇和酚、硝基化合物和氨基酸。

　　7、無同分異構體的有機物是：烷烴：CH4、C2H6、C3H8；烯烴：C2H4；炔烴：C2H2；氯代烴：CH3Cl、CH2Cl2、CHCl3、CCl4、C2H5Cl；醇：CH4O；醛：CH2O、C2H4O；酸：CH2O2。

　　8、屬于取代反應范疇的有：鹵代、硝化、磺化、酯化、水解、分子間脫水（如：乙醇分子間脫水）等。

　　9、能與氫氣發生加成反應的物質：烯烴、炔烴、苯及其同系物、醛、酮、不飽和羧酸（CH2=CHCOOH）及其酯（CH3CH=CHCOOCH3）、油酸甘油酯等。

　　10、能發生水解的物質：金屬碳化物（CaC2）、鹵代烴（CH3CH2Br）、醇鈉（CH3CH2ONa）、酚鈉（C6H5ONa）、羧酸鹽（CH3COONa）、酯類（CH3COOCH2CH3）、二糖（C12H22O11）（蔗糖、麥芽糖、纖維二糖、乳糖）、多糖（淀粉、纖維素）（（C6H10O5）n）、蛋白質（酶）、油脂（硬脂酸甘油酯、油酸甘油酯）等。

　　11、能與活潑金屬反應置換出氫氣的物質：醇、酚、羧酸。

　　12、能發生縮聚反應的物質：苯酚（C6H5OH）與醛（RCHO）、二元羧酸（COOH—COOH）與二元醇（HOCH2CH2OH）、二元羧酸與二元胺（H2NCH2CH2NH2）、羥基酸（HOCH2COOH）、氨基酸（NH2CH2COOH）等。

　　13、需要水浴加熱的實驗：制硝基苯（—NO2，60℃）、制苯磺酸（—SO3H，80℃）制酚醛樹脂（沸水浴）、銀鏡反應、醛與新制Cu（OH）2懸濁液反應（熱水浴）、酯的水解、二糖水解（如蔗糖水解）、淀粉水解（沸水浴）。

　　14、光

　　光照條件下能發生反應的：烷烴與鹵素的取代反應、苯與氯氣加成反應（紫外光）、—CH3+Cl2—CH2Cl（注意在鐵催化下取代到苯環上）。

　　15、常用有機鑒別試劑：新制Cu（OH）2、溴水、酸性高錳酸鉀溶液、銀氨溶液、NaOH溶液、FeCl3溶液。

　　16、最簡式為CH的有機物：乙炔、苯、苯乙烯（—CH=CH2）；最簡式為CH2O的有機物：甲醛、乙酸（CH3COOH）、甲酸甲酯（HCOOCH3）、葡萄糖（C6H12O6）、果糖（C6H12O6）。

　　17、能發生銀鏡反應的物質（或與新制的Cu（OH）2共熱產生紅色沉淀的）：醛類（RCHO）、葡萄糖、麥芽糖、甲酸（HCOOH）、甲酸鹽（HCOONa）、甲酸酯（HCOOCH3）等。

　　18、常見的官能團及名稱：—X（鹵原子：氯原子等）、—OH（羥基）、—CHO（醛基）、—COOH（羧基）、—COO—（酯基）、—CO—（羰基）、—O—（醚鍵）、C=C（碳碳雙鍵）、—C≡C—（碳碳叁鍵）、—NH2（氨基）、 —NH—CO—（肽鍵）、—NO2（硝基）19、常見有機物的通式：烷烴：CnH2n+2；烯烴與環烷烴：CnH2n；炔烴與二烯烴：CnH2n—2；苯的同系物：CnH2n—6；飽和一元鹵代烴：CnH2n+1X；飽和一元醇：CnH2n+2O或CnH2n+1OH；苯酚及同系物：CnH2n—6O或CnH2n—7OH；醛：CnH2nO或CnH2n+1CHO；酸：CnH2nO2或CnH2n+1COOH；酯：CnH2nO2或CnH2n+1COOCmH2m+1

　　20、檢驗酒精中是否含水：用無水CuSO4——變藍

　　21、發生加聚反應的：含C=C雙鍵的有機物（如烯）

　　21、能發生消去反應的是：乙醇（濃硫酸，170℃）；鹵代烴（如CH3CH2Br）醇發生消去反應的條件：C—C—OH、鹵代烴發生消去的條件：C—C—XHH 23、能發生酯化反應的是：醇和酸

　　24、燃燒產生大量黑煙的是：C2H2、C6H6

　　25、屬于天然高分子的是：淀粉、纖維素、蛋白質、天然橡膠（油脂、麥芽糖、蔗糖不是）

　　26、屬于三大合成材料的是：塑料、合成橡膠、合成纖維

　　27、常用來造紙的原料：纖維素

　　28、常用來制葡萄糖的是：淀粉

　　29、能發生皂化反應的是：油脂

　　30、水解生成氨基酸的是：蛋白質

　　31、水解的最終產物是葡萄糖的是：淀粉、纖維素、麥芽糖

　　32、能與Na2CO3或NaHCO3溶液反應的有機物是：含有—COOH：如乙酸

　　33、能與Na2CO3反應而不能跟NaHCO3反應的有機物是：苯酚

　　34、有毒的物質是：甲醇（含在工業酒精中）；NaNO2（亞硝酸鈉，工業用鹽）

　　35、能與Na反應產生H2的是：含羥基的物質（如乙醇、苯酚）、與含羧基的物質（如乙酸）

　　36、能還原成醇的是：醛或酮

　　37、能氧化成醛的醇是：R—CH2OH

　　38、能作植物生長調節劑、水果催熟劑的是：乙烯

　　39、能作為衡量一個國家石油化工水平的標志的是：乙烯的產量40、通入過量的CO2溶液變渾濁的是：C6H5ONa溶液

　　41、不能水解的糖：單糖（如葡萄糖）

　　42、可用于環境消毒的：苯酚

　　43、皮膚上沾上苯酚用什么清洗：酒精；沾有油脂是試管用熱堿液清洗；沾有銀鏡的試管用稀硝酸洗滌

　　44、醫用酒精的濃度是：75%

　　45、寫出下列有機反應類型：（1）甲烷與氯氣光照反應（2）從乙烯制聚乙烯（3）乙烯使溴水褪色（4）從乙醇制乙烯（5）從乙醛制乙醇（6）從乙酸制乙酸乙酯（7）乙酸乙酯與NaOH溶液共熱

　　（8）油脂的硬化（9）從乙烯制乙醇（10）從乙醛制乙酸46、加入濃溴水產生白色沉淀的是：苯酚

　　47、加入FeCl3溶液顯紫色的：苯酚

　　48、能使蛋白質發生鹽析的兩種鹽：Na2SO4、（NH4）2SO4

　　49、寫出下列通式：（1）烷；

　　（2）烯；

　　（3）炔

　　俗名總結：

　　序號物質俗名序號物質俗名

　　1甲烷：沼氣、天然氣的主要成分11Na2CO3純堿、蘇打

　　2乙炔：電石氣12NaHCO3小蘇打

　　3乙醇：酒精13CuSO4？5H2O膽礬、藍礬

　　4丙三醇：甘油14SiO2石英、硅石

　　5苯酚：石炭酸15CaO生石灰

　　6甲醛：蟻醛16Ca（OH）2熟石灰、消石灰

　　7乙酸：醋酸17CaCO3石灰石、大理石

　　8三氯甲烷：氯仿18Na2SiO3水溶液水玻璃

　　9NaCl：食鹽19KAl（SO4）2？12H2O明礬

　　10NaOH：燒堿、火堿、苛性鈉20CO2固體干冰

高中化學選修4知識點總結4

　　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。

高中化學選修4知識點總結5

　　1.原電池的工作原理及應用

　　1.概念和反應本質

　　原電池是把化學能轉化為電能的裝置，其反應本質是氧化還原反應。

　　2.原電池的構成條件

　　(1)一看反應：看是否有能自發進行的氧化還原反應發生(一般是活潑性強的金屬與電解質溶液反應)。

　　(2)二看兩電極：一般是活潑性不同的兩電極。

　　(3)三看是否形成閉合回路，形成閉合回路需三個條件：①電解質溶液；②兩電極直接或間接接觸；③兩電極插入電解質溶液中。

　　3.工作原理

　　以鋅銅原電池為例

　　(1)反應原理

　　電極名稱

　　負極

　　正極

　　電極材料

　　鋅片

　　銅片

　　電極反應

　　Zn－2e－===Zn2＋

　　Cu2＋＋2e－===Cu

　　反應類型

　　氧化反應

　　還原反應

　　電子流向

　　由Zn片沿導線流向Cu片

　　鹽橋中離子移向

　　鹽橋含飽和KCl溶液，K＋移向正極，Cl－移向負極

　　(2)鹽橋的組成和作用

　　①鹽橋中裝有飽和的KCl、KNO3等溶液和瓊膠制成的膠凍。

　　②鹽橋的作用：a.連接內電路，形成閉合回路；b.平衡電荷，使原電池不斷產生電流。

　　2.電解的原理

　　1.電解和電解池

　　(1)電解：在電流作用下，電解質在兩個電極上分別發生氧化反應和還原反應的過程。

　　(2)電解池：電能轉化為化學能的裝置。

　　(3)電解池的'構成

　　①有與電源相連的兩個電極。

　　②電解質溶液(或熔融電解質)。

　　③形成閉合回路。

　　2.電解池的工作原理

　　(1)電極名稱及電極反應式(電解CuCl2溶液為例)

　　總反應式：

　　(2)電子和離子的移動方向

　　①電子：從電源負極流出后，流向電解池陰極；從電解池的陽極流出后流向電源的正極。

　　②離子：陽離子移向電解池的陰極，陰離子移向電解池的陽極。

　　3.陰陽兩極上放電順序

　　(1)陰極：(與電極材料無關)。氧化性強的先放電，放電順序：

　　(2)陽極：若是活性電極作陽極，則活性電極首先失電子，發生氧化反應。

　　若是惰性電極作陽極，放電順序為

　　3.化學電源

　　1.日常生活中的三種電池

　　(1)堿性鋅錳干電池——一次電池

　　正極反應：2MnO2+2H2O+2e-===2MnOOH+2OH-;

　　負極反應：Zn+2OH--2e-===Zn(OH)2;

　　總反應：Zn+2MnO2+2H2O===2MnOOH+Zn(OH)2。

　　(2)鋅銀電池——一次電池

　　負極反應：Zn+2OH--2e-===Zn(OH)2;

　　正極反應：Ag2O+H2O+2e-===2Ag+2OH-;

　　總反應：Zn+Ag2O+H2O===Zn(OH)2+2Ag。

　　(3)二次電池(可充電電池)

　　鉛蓄電池是最常見的二次電池，負極材料是Pb，正極材料是PbO2。

　　①放電時的反應

　　a.負極反應：Pb+SO42--2e-===PbSO4;

　　b.正極反應：PbO2+4H++SO42-+2e-===PbSO4+2H2O;

　　c.總反應：Pb+PbO2+2H2SO4===2PbSO4+2H2O。

　　②充電時的反應

　　a.陰極反應：PbSO4+2e-===Pb+SO42-;

　　b.陽極反應：PbSO4+2H2O-2e-===PbO2+4H++SO42-;

　　c.總反應：2PbSO4+2H2O電解=====Pb+PbO2+2H2SO4。

　　注可充電電池的充、放電不能理解為可逆反應。

　　2.“高效、環境友好”的燃料電池

　　氫氧燃料電池是目前最成熟的燃料電池，可分酸性和堿性兩種。

　　種類

　　酸性

　　堿性

　　負極反應式

　　2H2－4e－===4H＋

　　2H2＋4OH－－4e－===4H2O

　　正極反應式

　　O2＋4e－＋4H＋===2H2O

　　O2＋2H2O＋4e－===4OH－

　　電池總反應式

　　2H2＋O2===2H2O

　　備注

　　燃料電池的電極不參與反應，有很強的催化活性，起導電作用

　　4.電解原理的應用

　　1.氯堿工業

　　(1)電極反應

　　陽極反應式：2Cl--2e-===Cl2↑(氧化反應)

　　陰極反應式：2H++2e-===H2↑(還原反應)

　　(2)總反應方程式

　　2NaCl+2H2O2NaOH+H2↑+Cl2↑

　　(3)氯堿工業生產流程圖

　　2.電鍍

　　下圖為金屬表面鍍銀的工作示意圖，據此回答下列問題：

　　(1)鍍件作陰極，鍍層金屬銀作陽極。

　　(2)電解質溶液是AgNO3溶液等含鍍層金屬陽離子的鹽溶液。

　　(3)電極反應：

　　陽極：Ag-e-===Ag+;

　　陰極：Ag++e-===Ag。

　　(4)特點：陽極溶解，陰極沉積，電鍍液的濃度不變。

　　3.電解精煉銅

　　(1)電極材料：陽極為粗銅；陰極為純銅。

　　(2)電解質溶液：含Cu2+的鹽溶液。

　　(3)電極反應：

　　陽極：Zn-2e-===Zn2+、Fe-2e-===Fe2+、Ni-2e-===Ni2+、Cu-2e-===Cu2+;

　　陰極：Cu2++2e-===Cu。

　　4.電冶金

　　利用電解熔融鹽的方法來冶煉活潑金屬Na、Ca、Mg、Al等。

　　(1)冶煉鈉

　　2NaCl(熔融)2Na+Cl2↑

　　電極反應：

　　陽極：2Cl--2e-===Cl2↑;陰極：2Na++2e-===2Na。

　　(2)冶煉鋁

　　2Al2O3(熔融)4Al+3O2↑

　　電極反應：

　　陽極：6O2--12e-===3O2↑;

　　陰極：4Al3++12e-===4Al。

　　5.金屬的腐蝕與防護

　　1.金屬腐蝕的本質

　　金屬原子失去電子變為金屬陽離子，金屬發生氧化反應。

　　2.金屬腐蝕的類型

　　(1)化學腐蝕與電化學腐蝕

　　類型

　　化學腐蝕

　　電化學腐蝕

　　條件

　　金屬跟非金屬單質直接接觸

　　不純金屬或合金跟電解質溶液接觸

　　現象

　　無電流產生

　　有微弱電流產生

　　本質

　　金屬被氧化

　　較活潑金屬被氧化

　　聯系

　　兩者往往同時發生，電化學腐蝕更普遍

　　(2)析氫腐蝕與吸氧腐蝕

　　以鋼鐵的腐蝕為例進行分析：

　　類型

　　析氫腐蝕

　　吸氧腐蝕

　　條件

　　水膜酸性較強(pH≤4.3)

　　水膜酸性很弱或呈中性

　　電極反應

　　負極

　　Fe－2e－===Fe2＋

　　正極

　　2H＋＋2e－===H2↑

　　O2＋2H2O＋4e－===4OH－

　　總反應式

　　Fe＋2H＋===Fe2＋＋H2↑

　　2Fe＋O2＋2H2O===2Fe(OH)2

　　聯系

　　吸氧腐蝕更普遍

　　3.金屬的防護

　　(1)電化學防護

　　①犧牲陽極的陰極保護法—原電池原理

　　a.負極：比被保護金屬活潑的金屬；

　　b.正極：被保護的金屬設備。

　　②外加電流的陰極保護法—電解原理

　　a.陰極：被保護的金屬設備；

　　b.陽極：惰性金屬或石墨。

　　(2)改變金屬的內部結構，如制成合金、不銹鋼等。

　　(3)加防護層，如在金屬表面噴油漆、涂油脂、電鍍、噴鍍或表面鈍化等方法。

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