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1 反應熱就化學反應放出的熱 2 因為化學反應物質之間存在化學鍵化學鍵的斷裂要吸熱，形成要放熱。化學反應就是舊的化學鍵斷裂形成行的化學鍵所以放熱與吸熱處決與化學鍵斷裂和形成的差值 3 ....... 希望對你有幫助望采納

課本上有啊，多看看課本，還有熱化學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寫。這些在選修4中內容是比較好懂的。要注意熱化學方程式后面數字的正負號，那是很容易被忽視的。

原子結構與性質原子結構原子結構與元素的性質分子結構與性質共價鍵分子的立體結構分子的性質晶體結構與性質晶體的常識分子晶體與原子晶體金屬晶體離子晶體化學電源電解池綜合實驗設計溶液膠體得性質這些是選修得

高中化學選修四

3，化學選修4 知識點

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

化學選修4 知識點

4，高中化學選修4

《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酸堿中和反應 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+10H2O③ C(s)+ H2O(g) CO+H2 ④CO2+ C2 CO5、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/mol②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，可不注明溫度和壓強。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，并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。必須注明物質的聚集狀態，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注明“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氯堿工業：陽極(石墨):2Cl-→Cl2+2e-( Cl2的檢驗：將濕潤的淀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（類似于可燃物的燃燒）；再寫正極反應（氧化劑得電子，一般是O2+4e-+2H2O→4OH-（中性、堿性溶液）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：放電時相當于原電池，充電時相當于電解池（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、計算時遵循電子守恒，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。對于給定的化學反應，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于△vg≠0的反應④密度適用于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恒壓時充入惰性氣體，體積必增大，引起反應體系濃度的減小，相當于減壓對平衡的影響⑵恒容時充入惰性氣體，各組分的濃度不變，速率不變，平衡不移動⑶對于△vg=0的可逆反應，平衡體系中加入惰性氣體，恒容、恒壓下平衡都不會移動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，只要使轉化后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恒溫恒容，△vg=0的反應，只要使轉化后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：恒溫恒容，適用于所有有氣體參加的可逆反應，只要使轉化后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，恒容時相當于加壓，恒壓時等效平衡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，恒容時相當于加壓，恒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、強堿、大多數鹽都屬于強電解質。 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，其余的弱電解質的電離一步完成；弱酸、弱堿、水都是弱電解質。 ⑶常見的堿：KOH、NaOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2是強堿，其余為弱堿；常見的酸：HCl、HBr、HI、HNO3、H2SO4是強酸，其余為弱酸；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）表征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、堿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 溶液的酸堿性是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，此時溶液可能為強酸性，也可能為強堿性，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溶液的酸堿性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、沉淀，用＝，標出“↑”“↓”。Ⅱ部分水解，無沉淀、氣體，用，產物不標“↑”“↓”；⑸ 鹽類水解的應用：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產物的判斷，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、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、沉淀溶解平衡： 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對于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,有沉淀生成；Q=Ksp，沉淀與溶解處于平衡狀態；Q⑶ 一種沉淀可以轉化為更難溶的沉淀。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前面加入的試劑對后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。

我們剛學完選修4,現在在學選修二，選修四最重要的電化學，知識點太多了。去買本資料書嘛

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化學別看了！