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1，化學(xué)選修四快答

百分之50 1 不變百分之50

化學(xué)選修四快答

2，高中化學(xué)選修四

1 反應(yīng)熱就化學(xué)反應(yīng)放出的熱 2 因?yàn)榛瘜W(xué)反應(yīng)物質(zhì)之間存在化學(xué)鍵化學(xué)鍵的斷裂要吸熱，形成要放熱?；瘜W(xué)反應(yīng)就是舊的化學(xué)鍵斷裂形成行的化學(xué)鍵所以放熱與吸熱處決與化學(xué)鍵斷裂和形成的差值 3 ....... 希望對(duì)你有幫助望采納

課本上有啊，多看看課本，還有熱化學(xué)方程式書上都有例子，要看它的原理，自己照著些。什么要自己親自去解答，這樣不管再怎么變都會(huì)寫。這些在選修4中內(nèi)容是比較好懂的。要注意熱化學(xué)方程式后面數(shù)字的正負(fù)號(hào)，那是很容易被忽視的。

原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì) 原子結(jié)構(gòu) 原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì) 分子結(jié)構(gòu)與性質(zhì) 共價(jià)鍵分子的立體結(jié)構(gòu) 分子的性質(zhì) 晶體結(jié)構(gòu)與性質(zhì) 晶體的常識(shí) 分子晶體與原子晶體金屬晶體離子晶體化學(xué)電源電解池綜合實(shí)驗(yàn)設(shè)計(jì) 溶液膠體得性質(zhì) 這些是選修得

高中化學(xué)選修四

3，化學(xué)選修4 知識(shí)點(diǎn)

1. 由反應(yīng)物和生成物的鍵能計(jì)算反應(yīng)熱 2.反應(yīng)物和生成物的能量計(jì)算反應(yīng)熱 3.熱化學(xué)方程式的書寫 4.燃燒熱和中和熱的概念 5. 蓋斯定律的應(yīng)用 6.化學(xué)反應(yīng)速率的概念 7. 影響化學(xué)反應(yīng)速率的因素及原因解釋和注意事項(xiàng) 8.化學(xué)平衡狀態(tài)的判斷方法 9.影響化學(xué)平衡狀態(tài)的因素 10.等效平衡的解題方法 11. 化學(xué)平衡常數(shù)的計(jì)算和應(yīng)用 12. 化學(xué)平衡計(jì)算題的步驟 13. 電離方程式的書寫 14. 證明一種物質(zhì)是弱電解質(zhì)的方法 15. 兩種弱電解質(zhì)的強(qiáng)弱比較 16. 影響弱電解質(zhì)電離程度的因素 17. 水的電離及影響因素 18. 水的離子積常數(shù)及應(yīng)用 19. PH計(jì)算類型和計(jì)算方法 20. 中和滴定的操作\指示劑的選擇方法\終點(diǎn)判斷\計(jì)算\誤差分析 21. 鹽類水解的概念\實(shí)質(zhì)\特征和規(guī)律 22. 鹽類水解的應(yīng)用 23. 溶液中離子濃度的比較\三個(gè)守恒 24. 鹽類水解離子方程式的書寫 25 .難溶物的溶解平衡\溶度積的概念和應(yīng)用 26. 溶度積和溶解度的換算 27. 原電池原理:負(fù)極失電子正極電子（正得還，負(fù)失氧） 28. 燃料電池電極反應(yīng)式的書寫 29. 電解原理:陽極氧化陰極還原（陽氧陰還） 30.電解的規(guī)律:電解的四種情況\電極反應(yīng)式的書寫\電池反應(yīng)式的書寫\溶液PH的變化\溶液復(fù)原 31. 電解的計(jì)算 32. 金屬的腐蝕的類型和防護(hù)方法

化學(xué)選修4 知識(shí)點(diǎn)

4，高中化學(xué)選修4

《化學(xué)反應(yīng)原理》知識(shí)點(diǎn)總結(jié)第一章：化學(xué)反應(yīng)與能量變化1、反應(yīng)熱與焓變：△H=H(產(chǎn)物)-H(反應(yīng)物)2、反應(yīng)熱與物質(zhì)能量的關(guān)系3、反應(yīng)熱與鍵能的關(guān)系 △H=反應(yīng)物的鍵能總和-生成物的鍵能總和4、常見的吸熱、放熱反應(yīng)⑴常見的放熱反應(yīng)：①活潑金屬與水或酸的反應(yīng) ②酸堿中和反應(yīng) ③燃燒反應(yīng) ④多數(shù)的化合反應(yīng)⑤鋁熱反應(yīng) ⑵常見的吸熱反應(yīng)①多數(shù)的分解反應(yīng) ②2NH4Cl(s)+Ba(OH)2·8H2O(s)=BaCl2+2NH3+10H2O③ C(s)+ H2O(g) CO+H2 ④CO2+ C2 CO5、反應(yīng)條件與吸熱、放熱的關(guān)系：反應(yīng)是吸熱還是放熱與反應(yīng)的條件沒有必然的聯(lián)系，而取決與反應(yīng)物和產(chǎn)物具有的總能量（或焓）的相對(duì)大小。6、書寫熱化學(xué)方程式除了遵循書寫化學(xué)方程式的要求外，還應(yīng)注意以下幾點(diǎn)：①放熱反應(yīng)△H為“-”，吸熱反應(yīng)△H為“+”，△H的單位為kJ/mol②反應(yīng)熱△H與測(cè)定條件（溫度、壓強(qiáng)等）有關(guān)，因此應(yīng)注意△H的測(cè)定條件；絕大多數(shù)化學(xué)反應(yīng)的△H是在298K、101Pa下測(cè)定的，可不注明溫度和壓強(qiáng)。③熱化學(xué)方程式中各物質(zhì)化學(xué)式前面的系數(shù)僅表示該物質(zhì)的物質(zhì)的量，并不表示物質(zhì)的分子或原子數(shù)，因此化學(xué)計(jì)量數(shù)可以是分?jǐn)?shù)或小數(shù)。必須注明物質(zhì)的聚集狀態(tài)，熱化學(xué)方程式是表示反應(yīng)已完成的數(shù)量，所以方程式中化學(xué)式前面的計(jì)量數(shù)必須與△H相對(duì)應(yīng)；當(dāng)反應(yīng)逆向進(jìn)行時(shí)，反應(yīng)熱數(shù)值相等，符號(hào)相反。7、利用蓋斯定律進(jìn)行簡(jiǎn)單的計(jì)算 8、電極反應(yīng)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(fā)生氧化反應(yīng) 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(fù)極相連）發(fā)生還原反應(yīng)，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(yīng)式時(shí)，要用實(shí)際放電的離子來表示②電解反應(yīng)的總方程式要注明“通電”③若電極反應(yīng)中的離子來自與水或其他弱電解質(zhì)的電離，則總反應(yīng)離子方程式中要用化學(xué)式表示 ⑵原電池：負(fù)極：負(fù)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(fù)極與電解質(zhì)溶液不能直接反應(yīng)：O2+4e-+2H2O→4OH- （即發(fā)生吸氧腐蝕）書寫電極反應(yīng)時(shí)要注意電極產(chǎn)物與電解質(zhì)溶液中的離子是否反應(yīng)，若反應(yīng)，則在電極反應(yīng)中應(yīng)寫最終產(chǎn)物。9、電解原理的應(yīng)用：⑴氯堿工業(yè)：陽極(石墨):2Cl-→Cl2+2e-( Cl2的檢驗(yàn)：將濕潤(rùn)的淀粉碘化鉀試紙靠近出氣口，試紙變藍(lán)，證明生成了Cl2)。陰極：2H++2e-→H2↑（陰極產(chǎn)物為H2、NaOH?，F(xiàn)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(zhì)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(zhì)溶液是用含有鍍層金屬陽離子的鹽溶液。10、化學(xué)電源 ⑴燃料電池：先寫出電池總反應(yīng)（類似于可燃物的燃燒）；再寫正極反應(yīng)（氧化劑得電子，一般是O2+4e-+2H2O→4OH-（中性、堿性溶液）O2+4e-+4H+→2H2O(酸性水溶液)。負(fù)極反應(yīng)=電池反應(yīng)-正極反應(yīng)（必須電子轉(zhuǎn)移相等）⑵充放電電池：放電時(shí)相當(dāng)于原電池，充電時(shí)相當(dāng)于電解池（原電池的負(fù)極與電源的負(fù)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(jì)算時(shí)遵循電子守恒，常用關(guān)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(fù)極引起的腐蝕>化學(xué)腐蝕>原電池正極>電解陰極鋼鐵在空氣中主要發(fā)生吸氧腐蝕。負(fù)極：2Fe→2Fe 2++4e- 正極：O2+4e-+2H2O→4OH- 總反應(yīng)：2Fe + O2+2H2O＝2Fe(OH)2第二章：化學(xué)反應(yīng)的方向、限度和速度1、反應(yīng)方向的判斷依據(jù)：△H-T△S<0,反應(yīng)能自發(fā)進(jìn)行；△H-T△S=0，反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)△H-T△S>0反應(yīng)不能自發(fā)。該判據(jù)指出的是一定條件下，自發(fā)反應(yīng)發(fā)生的可能性，不能說明實(shí)際能否發(fā)生反應(yīng)（計(jì)算時(shí)注意單位的換算）課本P40T3 2、化學(xué)平衡常數(shù)：①平衡常數(shù)的大小反映了化學(xué)反應(yīng)可能進(jìn)行的程度，平衡常數(shù)越大，說明反應(yīng)進(jìn)行的越完全。②純固體或純?nèi)軇﹨⒓拥姆磻?yīng)，它們不列入平衡常數(shù)的表達(dá)式③平衡常數(shù)的表達(dá)式與化學(xué)方程式的書寫方式有關(guān)，單位與方程式的書寫形式一一對(duì)應(yīng)。對(duì)于給定的化學(xué)反應(yīng)，正逆反應(yīng)的平衡常數(shù)互為倒數(shù) ④化學(xué)平衡常數(shù)受溫度影響，與濃度無關(guān)。溫度對(duì)化學(xué)平衡的影響是通過影響平衡常數(shù)實(shí)現(xiàn)的。溫度升高，化學(xué)平衡常數(shù)增大還是減小與反應(yīng)吸放熱有關(guān)。 3、平衡狀態(tài)的標(biāo)志：①同一物質(zhì)的v正=v逆 ②各組分的物質(zhì)的量、質(zhì)量、含量、濃度（顏色）保持不變 ③氣體的總物質(zhì)的量、總壓強(qiáng)、氣體的平均分子量保持不變只適用于△vg≠0的反應(yīng)④密度適用于非純氣體反應(yīng)或體積可變的容器4、惰性氣體對(duì)化學(xué)平衡的影響 ⑴恒壓時(shí)充入惰性氣體，體積必增大，引起反應(yīng)體系濃度的減小，相當(dāng)于減壓對(duì)平衡的影響⑵恒容時(shí)充入惰性氣體，各組分的濃度不變，速率不變，平衡不移動(dòng)⑶對(duì)于△vg=0的可逆反應(yīng)，平衡體系中加入惰性氣體，恒容、恒壓下平衡都不會(huì)移動(dòng)5、⑴等效平衡：①恒溫恒壓，適用于所有有氣體參加的可逆反應(yīng)，只要使轉(zhuǎn)化后物質(zhì)的量之比與最初加入的物質(zhì)的量之比相同，均可達(dá)到等效平衡；平衡時(shí)各組分的百分含量相同，濃度相同，轉(zhuǎn)化率相同。②恒溫恒容，△vg=0的反應(yīng)，只要使轉(zhuǎn)化后物質(zhì)的量之比與最初加入的物質(zhì)的量之比相同，均可達(dá)到等效平衡；平衡時(shí)各組分的百分含量相同，轉(zhuǎn)化率相同。⑵等同平衡：恒溫恒容，適用于所有有氣體參加的可逆反應(yīng)，只要使轉(zhuǎn)化后物質(zhì)的量與最初加入的物質(zhì)的量相同，均可達(dá)到等同平衡；平衡時(shí)各組分的物質(zhì)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(yīng)物，平衡右移，增大另一種反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率，但它本身的轉(zhuǎn)化率降低⑵兩種反應(yīng)物按原比例充，恒容時(shí)相當(dāng)于加壓，恒壓時(shí)等效平衡⑶初始按系數(shù)比充入的反應(yīng)物或只充入產(chǎn)物，平衡時(shí)再充入產(chǎn)物，恒容時(shí)相當(dāng)于加壓，恒壓時(shí)等效平衡化學(xué)反應(yīng)速率: 速率的計(jì)算和比較；濃度對(duì)化學(xué)速率的影響（溫度、濃度、壓強(qiáng)、催化劑）； V-t圖的分析第三章物質(zhì)在水溶液中的行為1、強(qiáng)弱電解質(zhì)： ⑴強(qiáng)電解質(zhì)：完全電離，其溶液中無溶質(zhì)分子，電離方程式用“＝”，且一步電離；強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、大多數(shù)鹽都屬于強(qiáng)電解質(zhì)。 ⑵弱電解質(zhì)：部分電離，其溶液中存在溶質(zhì)分子，電離方程式用“”，多元弱酸的電離方程式分步寫，其余的弱電解質(zhì)的電離一步完成；弱酸、弱堿、水都是弱電解質(zhì)。 ⑶常見的堿：KOH、NaOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2是強(qiáng)堿，其余為弱堿；常見的酸：HCl、HBr、HI、HNO3、H2SO4是強(qiáng)酸，其余為弱酸；注意：強(qiáng)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(guī)律。溫度、濃度、加入與弱電解質(zhì)相同的離子或與弱電解質(zhì)反應(yīng)的物質(zhì)，都會(huì)引起平衡的移動(dòng) ⑵ 電離平衡常數(shù)（Ka或Kb）表征了弱電解質(zhì)的電離能力，一定溫度下，電離常數(shù)越大，弱電解質(zhì)的電離程度越大。Ka或Kb是平衡常數(shù)的一種，與化學(xué)平衡常數(shù)一樣，只受溫度影響。溫度升高，電離常數(shù)增大。3、水的電離： ⑴ H2OH++OH-，△H>0。升高溫度、向水中加入酸、堿或能水解的鹽均可引起水的電離平衡的移動(dòng)。 ⑵ 任何稀的水溶液中，都存在，且[H+]·[OH-]是一常數(shù)，稱為水的離子積（Kw）；Kw是溫度常數(shù)，只受溫度影響，而與H+或OH-濃度無關(guān)。 ⑶ 溶液的酸堿性是H+與OH- 濃度的相對(duì)大小，與某一數(shù)值無直接關(guān)系。 ⑷ 當(dāng)溶液中的H+ 濃度≤1mol/L時(shí)，用pH表示。無論是單一溶液還是溶液混合后求pH，都遵循同一原則：若溶液呈酸性，先求c(H+);若溶液呈堿性，先求c(OH-),由Kw求出c(H+)，再求pH。⑸向水中加入酸或堿，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(shí)溶液可能為強(qiáng)酸性，也可能為強(qiáng)堿性，即室溫下，pH=1或13向水中加入水解的鹽，促進(jìn)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(shí)溶液為酸性，即室溫下，pH=5，可能為強(qiáng)酸弱堿鹽溶液。4、鹽的水解⑴在溶液中只有鹽電離出的離子才水解。本質(zhì)是鹽電離出的離子與水電離出H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)，使H+或OH-的濃度減小，從而促進(jìn)水的電離。⑵影響因素：①溫度：升溫促進(jìn)水解 ②濃度：稀釋促進(jìn)水解 ③溶液的酸堿性④ 同離子效應(yīng)⑷水解方程式的書寫： ①單個(gè)離子的水解：一般很微弱，用，產(chǎn)物不標(biāo)“↑”“↓”；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、沉淀，用＝，標(biāo)出“↑”“↓”。Ⅱ部分水解，無沉淀、氣體，用，產(chǎn)物不標(biāo)“↑”“↓”；⑸ 鹽類水解的應(yīng)用：①判斷溶液的酸堿性 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(shí)產(chǎn)物的判斷，如AlCl3溶液 ⑤某些鹽溶液的保存與配制，如FeCl3溶液 ⑥某些膠體的制備，如Fe(OH)3膠體 ⑦解釋生產(chǎn)、生活中的一些化學(xué)現(xiàn)象，如明礬凈水、化肥的施用等。（解釋時(shí)規(guī)范格式：寫上對(duì)應(yīng)的平衡-----條件改變平衡移動(dòng)-----結(jié)果）5、沉淀溶解平衡： ⑴ Ksp:AmBnmAn++nBm-,Ksp=[An+]m[Bm-]n。 ①Ksp只與難溶電解質(zhì)的性質(zhì)和溫度有關(guān)，溶液中離子濃度的變化只能使平衡移動(dòng)，不改變Ksp。②對(duì)于陰陽離子個(gè)數(shù)比相同的電解質(zhì)，Ksp越大，電解質(zhì)在水中的溶解能力越強(qiáng)。⑵ Q>Ksp,有沉淀生成；Q=Ksp，沉淀與溶解處于平衡狀態(tài)；Q⑶ 一種沉淀可以轉(zhuǎn)化為更難溶的沉淀。如鍋垢中Mg(OH)2的生成，工業(yè)中重金屬離子的除去。 6、離子反應(yīng)： ⑴ 與量有關(guān)的離子方程式的書寫：設(shè)量少的物質(zhì)物質(zhì)的量為1mol，與另一過量的物質(zhì)充分反應(yīng)。 ⑵ 離子共存推斷題解答時(shí)應(yīng)注意：①判斷一種離子存在后，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(duì)后面的鑒定是否有影響。 ⑶ 離子（或物質(zhì)）檢驗(yàn)的一般步驟：取少量——加試劑——觀現(xiàn)象——定結(jié)論。

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