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1，高中化學選修四
2，高中化學選修四的知識點總結有哪些
3，高中化學選修4

1，高中化學選修四

pH是會受到溫度的影響的，沒有標明溫度的pH基本上沒有什么意義（舉個例子，298.15K下純水的pH是7，但是373.15K下純水的pH就成了6），如果限定了溫度是298.15K那就可以說pH=1的溶液中氫離子濃度為0.1mol/L，但這個時候要注意，醋酸濃度要大于0.1mol/L，因為醋酸是弱酸，在水溶液中電離不充分，溶液中存在未電離的醋酸分子。第二個就是氫離子濃度為0.1mol/L，沒有什么特殊意義。第三個醋酸濃度0.1mol/L代表著它電離出的氫離子濃度要小于0.1mol/L。所以如果限定溫度為298.15K的話，氫離子濃度大小為第一個等于第二個大于第三個。

王雄｛考點｝黑色封面書系化選修四特別難認真掌握原理做題準沒必修、二錯

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高中化學選修四

2，高中化學選修四的知識點總結有哪些

太多了這里說不完你給個郵箱我發給你哈高中化學選修4知識點總結第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。

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高中化學選修四的知識點總結有哪些

3，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。

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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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