『壹』 人教版化學選修4知識點總結 筆記形式
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，可測出反應前後溶液溫度的變化，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後體系的溫度。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。
對於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於反應焓變，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化學式後面要註明物質的聚集狀態：固態(s)、液態(l)、氣態(g)、溶液(aq)。
②化學方程式後面寫上反應焓變ΔH，ΔH的單位是J·mol－1或 kJ·mol－1，且ΔH後註明反應溫度。
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
對於一個化學反應，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，合並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)根據標准摩爾生成焓，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)電解食鹽水制備燒鹼、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，構成閉合迴路後的現象是：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
金屬處於乾燥的環境下，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，採用犧牲陽極保護法。也可以利用電解原理，採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，熵增加有利於反應的自發進行。
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。對於給定的可逆反應，正逆反應的平衡常數互為倒數。
(4)藉助平衡常數，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，製得在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於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
壓強隻影響氣體，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後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、增大壓強將有利於化學平衡向生成氨的方向移動。
2、合成氨反應的速率
(1)高壓既有利於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，不利於氨的合成。
(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並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，並採用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，有利於水的電離， KW增大。
2、溶液的酸鹼度
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
鹼性溶液：［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、強鹼和絕大多數鹽，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、弱鹼、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，加鹼、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
鹽溶於水後電離出的離子與水電離的H＋或OH－結合生成弱酸或弱鹼，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強酸弱鹼鹽水解顯酸性。
NH4Cl＋H2ONH3·H2O＋HCl
②強鹼弱酸鹽水解顯鹼性。
CH3COONa＋H2OCH3COOH＋NaOH
③強酸強鹼鹽不水解。
④弱酸弱鹼鹽雙水解。
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，加入酸或鹼能抑止鹽的水解，另外，弱酸根陰離子與弱鹼陽離子相混合時相互促進水解。
三、沉澱溶解平衡
1、沉澱溶解平衡與溶度積
(1)概念
當固體溶於水時，固體溶於水的速率和離子結合為固體的速率相等時，固體的溶解與沉澱的生成達到平衡狀態，稱為沉澱溶解平衡。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，與沉澱的量無關，且溶液中離子濃度的變化能引起平衡移動，但並不改變溶度積。
Ksp反映了難溶電解質在水中的溶解能力。
2、沉澱溶解平衡的應用
(1)沉澱的溶解與生成
根據濃度商Qc與溶度積Ksp的大小比較，規則如下：
Qc＝Ksp時，處於沉澱溶解平衡狀態。
Qc＞Ksp時，溶液中的離子結合為沉澱至平衡。
Qc＜Ksp時，體系中若有足量固體，固體溶解至平衡。
(2)沉澱的轉化
根據溶度積的大小，可以將溶度積大的沉澱可轉化為溶度積更小的沉澱，這叫做沉澱的轉化。沉澱轉化實質為沉澱溶解平衡的移動。
四、離子反應
1、離子反應發生的條件
(1)生成沉澱
既有溶液中的離子直接結合為沉澱，又有沉澱的轉化。
(2)生成弱電解質
主要是H＋與弱酸根生成弱酸，或OH－與弱鹼陽離子生成弱鹼，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)用於物質的定性檢驗
根據離子的特性反應，主要是沉澱的顏色或氣體的生成，定性檢驗特徵性離子。
(3)用於離子的定量計算
常見的有酸鹼中和滴定法、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↓
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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，可測出反應前後溶液溫度的變化，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後體系的溫度。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。
對於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於反應焓變，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化學式後面要註明物質的聚集狀態：固態(s)、液態(l)、氣態(g)、溶液(aq)。
②化學方程式後面寫上反應焓變ΔH，ΔH的單位是J·mol－1或 kJ·mol－1，且ΔH後註明反應溫度。
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
對於一個化學反應，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，合並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)根據標准摩爾生成焓，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)電解食鹽水制備燒鹼、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，構成閉合迴路後的現象是：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)金屬的防護金屬處於乾燥的環境下，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，採用犧牲陽極保護法。也可以利用電解原理，採用外加電流陰極保護法。
『叄』 高考化學選修的知識點
作為知識分子，不應該也不會排斥團隊協作和團隊精神，但他在團隊里，是有一個「獨立之人格，自由之思想」的人。下面我給大家分享一些高考化學選修的知識，希望能夠幫助大家，歡迎閱讀!
高考化學選修的知識1
同分異構體
化合物具有相同的分子式，但具有不同結構的現象叫做同分異構現象。具有同分異構現象的化合物互稱同分異構體。
1、同分異構體的種類：
⑴ 碳鏈異構：指碳原子之間連接成不同的鏈狀或環狀結構而造成的異構。如C5H12有三種同分異構體，即正戊烷、異戊烷和新戊烷。
⑵ 位置異構：指官能團或取代基在在碳鏈上的位置不同而造成的異構。如1—丁烯與2—丁烯、1—丙醇與2—丙醇、鄰二甲苯與間二甲苯及對二甲苯。
⑶ 異類異構：指官能團不同而造成的異構，也叫官能團異構。如1—丁炔與1，3—丁二烯、丙烯與環丙烷、乙醇與甲醚、丙醛與丙酮、乙酸與甲酸甲酯、葡萄糖與果糖、蔗糖與麥芽糖等。
⑷ 其他異構方式：如順反異構、對映異構(也叫做鏡像異構或手性異構)等，在中學階段的信息題中屢有涉及。
2、同分異構體的書寫規律：
⑴ 烷烴(只可能存在碳鏈異構)的書寫規律：主鏈由長到短，支鏈由整到散，位置由心到邊，排布由對到鄰到間。
⑵ 具有官能團的化合物如烯烴、炔烴、醇、酮等，它們具有碳鏈異構、官能團位置異構、異類異構，書寫按順序考慮。一般情況是碳鏈異構→官能團位置異構→異類異構。
⑶ 芳香族化合物：二元取代物的取代基在苯環上的相對位置具有鄰、間、對三種。
3、判斷同分異構體的常見 方法 ：
⑴ 記憶法：
① 碳原子數目1~5的烷烴異構體數目：甲烷、乙烷和丙烷均無異構體，丁烷有兩種異構體，戊烷有三種異構體。
② 碳原子數目1~4的一價烷基：甲基一種(—CH3)，乙基一種(—CH2CH3)，丙基兩種(—CH2CH2CH3、—CH(CH3)2)，丁基四種(—CH2CH2CH2CH3、 、—CH2CH(CH3)2、—C(CH3)
③ 一價苯基一種、二價苯基三種(鄰、間、對三種)。
⑵ 基團連接法：將有機物看成由基團連接而成，由基團的異構數目可推斷有機物的異構體數目。
如：丁基有四種，丁醇(看作丁基與羥基連接而成)也有四種，戊醛、戊酸(分別看作丁基跟醛基、羧基連接而成)也分別有四種。
⑶ 等同轉換法：將有機物分子中的不同原子或基團進行等同轉換。
如：乙烷分子中共有6個H原子，若有一個H原子被Cl原子取代所得一氯乙烷只有一種結構，那麼五氯乙烷有多少種?假設把五氯乙烷分子中的Cl原子轉換為H原子，而H原子轉換為Cl原子，其情況跟一氯乙烷完全相同，故五氯乙烷也有一種結構。同樣，二氯乙烷有兩種結構，四氯乙烷也有兩種結構。
⑷ 等效氫法：等效氫指在有機物分子中處於相同位置的氫原子。等效氫任一原子若被相同取代基取代所得產物都屬於同一物質。其判斷方法有：
① 同一碳原子上連接的氫原子等效。
② 同一碳原子上連接的—CH3中氫原子等效。如：新戊烷中的四個甲基連接於同一個碳原子上，故新戊烷分子中的12個氫原子等效。
③ 同一分子中處於鏡面對稱(或軸對稱)位置的氫原子等效。
高考化學選修的知識2
有機物的系統命名法
1、烷烴的系統命名法
⑴ 定主鏈：就長不就短。選擇分子中最長碳鏈作主鏈(烷烴的名稱由主鏈的碳原子數決定)
⑵ 找支鏈：就近不就遠。從離取代基最近的一端編號。
⑶ 命名：
① 就多不就少。若有兩條碳鏈等長，以含取代基多的為主鏈。
② 就簡不就繁。若在離兩端等距離的位置同時出現不同的取代基時，簡單的取代基優先編號(若為相同的取代基，則從哪端編號能使取代基位置編號之和最小，就從哪一端編起)。
③ 先寫取代基名稱，後寫烷烴的名稱;取代基的排列順序從簡單到復雜;相同的取代基合並以漢字數字標明數目;取代基的位置以主鏈碳原子的阿拉伯數字編號標明寫在表示取代基數目的漢字之前，位置編號之間以「，」相隔，阿拉伯數字與漢字之間以「—」相連。
2、含有官能團的化合物的命名
⑴ 定母體：根據化合物分子中的官能團確定母體。如：含碳碳雙鍵的化合物，以烯為母體，化合物的最後名稱為「某烯」;含醇羥基、醛基、羧基的化合物分別以醇、醛、酸為母體;苯的同系物以苯為母體命名。
⑵ 定主鏈：以含有盡可能多官能團的最長碳鏈為主鏈。
⑶ 命名：官能團編號最小化。其他規則與烷烴相似。
高考化學選修的知識3
能與溴水發生化學反應而使溴水褪色或變色的物質
1、有機物：
⑴ 不飽和烴(烯烴、炔烴、二烯烴等)
⑵ 不飽和烴的衍生物(烯醇、烯醛、烯酸、烯酯、油酸、油酸酯等)
⑶ 石油產品(裂化氣、裂解氣、裂化汽油等)
⑷ 含醛基的化合物(醛、甲酸、甲酸鹽、甲酸酯、葡萄糖、麥芽糖等)
⑸ 天然橡膠(聚異戊二烯)
2、無機物：
⑴ -2價的S(硫化氫及硫化物)
⑵ + 4價的S(二氧化硫、亞硫酸及亞硫酸鹽)
⑸ -1價的I(氫碘酸及碘化物)變色
⑹ NaOH等強鹼、Na2CO3和AgNO3等鹽
Br2 + H2O = HBr + HBrO
2HBr + Na2CO3 = 2NaBr + CO2↑+ H2O
HBrO + Na2CO3 = NaBrO + NaHCO3
能使酸性高錳酸鉀溶液褪色的物質
1、有機物：
⑴ 不飽和烴(烯烴、炔烴、二烯烴等)
⑵ 不飽和烴的衍生物(烯醇、烯醛、烯酸、烯酯、油酸、油酸酯等)
⑶ 石油產品(裂化氣、裂解氣、裂化汽油等)
⑷ 醇類物質(乙醇等)
⑸ 含醛基的化合物(醛、甲酸、甲酸鹽、甲酸酯、葡萄糖、麥芽糖等)
⑹ 天然橡膠(聚異戊二烯)
⑺ 苯的同系物
2、無機物：
⑴ 氫鹵酸及鹵化物(氫溴酸、氫碘酸、濃鹽酸、溴化物、碘化物)
⑵ + 2價的Fe(亞鐵鹽及氫氧化亞鐵)
⑶ -2價的S(硫化氫及硫化物)
⑷ + 4價的S(二氧化硫、亞硫酸及亞硫酸鹽)
⑸ 雙氧水(H2O2)
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『肆』 高中化學必修四知識點
一、焓變 反應熱
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/mol
3.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>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 金屬與酸的反應⑤ 生石灰和水反應⑥ 濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等
☆ 常見的吸熱反應：① 晶體Ba(OH)2·8H2O與NH4Cl② 大多數的分解反應③ 以H2、CO、C為還原劑的氧化還原反應④ 銨鹽溶解等 二、熱化學方程式 書寫化學方程式注意要點:
①熱化學方程式必須標出能量變化。
②熱化學方程式中必須標明反應物和生成物的聚集狀態（g,l,s分別表示固態，液態，氣態，水溶液中溶質用aq表示）
③熱化學反應方程式要指明反應時的溫度和壓強。 ④熱化學方程式中的化學計量數可以是整數，也可以是分數
⑤各物質系數加倍，△H加倍；反應逆向進行，△H改變符號，數值不變 三、燃燒熱
1．概念：25 ℃，101 kPa時，1 mol純物質完全燃燒生成穩定的化合物時所放出的熱量。燃燒熱的單位用kJ/mol表示。 ※注意以下幾點： ①研究條件：101 kPa
②反應程度：完全燃燒，產物是穩定的氧化物。 ③燃燒物的物質的量：1 mol
④研究內容：放出的熱量。（ΔH<0，單位kJ/mol） 四、中和熱
1．概念：在稀溶液中，酸跟鹼發生中和反應而生成1mol H2O，這時的反應熱叫中和熱。 2．強酸與強鹼的中和反應其實質是H+和OH-反應，其熱化學方程式為： H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) ΔH=－57.3kJ/mol
3．弱酸或弱鹼電離要吸收熱量，所以它們參加中和反應時的中和熱小於57.3kJ/mol。 4．中和熱的測定實驗 五、蓋斯定律
1．內容：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，而與具體反應進行的途徑無關，如果一個反應可以分幾步進行，則各分步反應的反應熱之和與該反應一步完成的反應熱是相同的。
第二章 化學反應速率和化學平衡
一、化學反應速率 1. 化學反應速率（v）
⑴ 定義：用來衡量化學反應的快慢，單位時間內反應物或生成物的物質的量的變化 ⑵ 表示方法：單位時間內反應濃度的減少或生成物濃度的增加來表示
⑶ 計算公式：v=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：濃度變化，Δt：時間）單位：mol/（L·s） ⑷ 影響因素：
① 決定因素（內因）：反應物的性質（決定因素） ② 條件因素（外因）：反應所處的條件
2.
※注意：（1）、參加反應的物質為固體和液體，由於壓強的變化對濃度幾乎無影響，可以認為反應速率不變。
（2）、惰性氣體對於速率的影響
①恆溫恆容時：充入惰性氣體→總壓增大，但是各分壓不變，各物質濃度不變→反應速率不變
②恆溫恆體時：充入惰性氣體→體積增大→各反應物濃度減小→反應速率減慢 二、化學平衡 （一）1.定義：
化學平衡狀態：一定條件下，當一個可逆反應進行到正逆反應速率相等時，更組成成分濃度不再改變，達到表面上靜止的一種「平衡」，這就是這個反應所能達到的限度即化學平衡狀態。 2、化學平衡的特徵 逆（研究前提是可逆反應）
等（同一物質的正逆反應速率相等） 動（動態平衡）
定（各物質的濃度與質量分數恆定） 變（條件改變，平衡發生變化） 3、判斷平衡的依據
判斷可逆反應達到平衡狀態的方法和依據
（二）影響化學平衡移動的因素
1、濃度對化學平衡移動的影響
（1）影響規律：在其他條件不變的情況下，增大反應物的濃度或減少生成物的濃度，都可以使平衡向正方向移動；增大生成物的濃度或減小反應物的濃度，都可以使平衡向逆方向移動
（2）增加固體或純液體的量，由於濃度不變，所以平衡_不移動_
高中化學選修四篇二：高中化學選修4知識點歸納總結
高中化學選修4知識點歸納總結
第一章 化學反應與能量
一、焓變 反應熱
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/mol 3.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>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 金屬與酸的反應
⑤ 生石灰和水反應⑥ 濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等 ☆ 常見的吸熱反應：① 晶體Ba(OH) 2?8H2O與NH4Cl ② 大多數的分解反應 ③ 以H2、CO、C為還原劑的氧化還原反應 ④ 銨鹽溶解等 二、熱化學方程式 書寫化學方程式注意要點:
①熱化學方程式必須標出能量變化。
②熱化學方程式中必須標明反應物和生成物的聚集狀態（g,l,s分別表示固態，液態，氣態，水溶液中溶質用aq表示）
③熱化學反應方程式要指明反應時的溫度和壓強。
④熱化學方程式中的化學計量數可以是整數，也可以是分數
⑤各物質系數加倍，△H加倍；反應逆向進行，△H改變符號，數值不變 三、燃燒熱
1．概念：25 ℃，101 kPa時，1 mol純物質完全燃燒生成穩定的化合物時所放出的熱量。燃燒熱的單位用kJ/mol表示。
※注意以下幾點： ①研究條件：101 kPa
②反應程度：完全燃燒，產物是穩定的氧化物。 ③燃燒物的物質的量：1 mol ④研究內容：放出的熱量。（ΔH<0，單位kJ/mol） 四、中和熱
1．概念：在稀溶液中，酸跟鹼發生中和反應而生成1mol H2O，這時的反應熱叫中和熱。
2．強酸與強鹼的中和反應其實質是H+和OH-反應，其熱化學方程式為： H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) ，ΔH=－57.3kJ/mol
3．弱酸或弱鹼電離要吸收熱量，所以它們參加中和反應時的中和熱小於57.3kJ/mol。
4．中和熱的測定實驗 五、蓋斯定律
1．內容：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，而與具體反應進行的途徑無關，如果一個反應可以分幾步進行，則各分步反應的反應熱之和與該反應一步完成的反應熱是相同的。
第二章 化學反應速率和化學平衡
一、化學反應速率 1. 化學反應速率（v）
⑴ 定義：用來衡量化學反應的快慢，單位時間內反應物或生成物的物質的量的變化 ⑵ 表示方法：單位時間內反應濃度的減少或生成物濃度的增加來表示
⑶ 計算公式：v=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：濃度變化，Δt：時間）單位：mol/（L?s） ⑷ 影響因素：
① 決定因素（內因）：反應物的性質（決定因素） ② 條件因素（外因）：反應所處的條件
※注意：
（1）、參加反應的物質為固體和液體，由於壓強的變化對濃度幾乎無影響，可以認為反應速率不變。
（2）、惰性氣體對於速率的影響
①恆溫恆容時：充入惰性氣體→總壓增大，但是各分壓不變，各物質濃度不變→反應速率不變 ②恆溫恆體時：充入惰性氣體→體積增大→各反應物濃度減小→反應速率減慢 二、化學平衡 （一）
1.定義：
化學平衡狀態：一定條件下，當一個可逆反應進行到正逆反應速率相等時，更組成成分濃度不再改變，達到表面上靜止的一種「平衡」，這就是這個反應所能達到的限度即化學平衡狀態。
2、化學平衡的特徵
逆（研究前提是可逆反應）
等（同一物質的正逆反應速率相等） 動（動態平衡）
定（各物質的濃度與質量分數恆定） 變（條件改變，平衡發生變化）
3、判斷平衡的依據
判斷可逆反應達到平衡狀態的方法和依據
（二）影響化學平衡移動的因素
1、濃度對化學平衡移動的影響
（1）影響規律：在其他條件不變的情況下，增大反應物的濃度或減少生成物的濃度，都可以使平衡向正方向移動；增大生成物的濃度或減小反應物的濃度，都可以使平衡向逆方向移動
（2）增加固體或純液體的量，由於濃度不變，所以平衡不移動
（3）在溶液中進行的反應，如果稀釋溶液，反應物濃度減小，生成物濃度也減小， V正減小，V逆也減小，但是減小的程度不同，總的結果是化學平衡向反應方程式中化學計量數之和大的方向移動。
2、溫度對化學平衡移動的影響
影響規律：在其他條件不變的情況下，溫度升高會使化學平衡向著吸熱反應方向移動，溫度降低會使化學平衡向著放熱反應方向移動。
3、壓強對化學平衡移動的影響
影響規律：其他條件不變時，增大壓強，會使平衡向著體積縮小方向移動；減小壓強，會使平衡向著體積增大方向移動。 注意：
（1）改變壓強不能使無氣態物質存在的化學平衡發生移動
（2）氣體減壓或增壓與溶液稀釋或濃縮的化學平衡移動規律相似 4.催化劑對化學平衡的影響：由於使用催化劑對正反應速率和逆反應速率影響的程度是等同的，所以平衡不移動。但是使用催化劑可以影響可逆反應達到平衡所需的_時間_。 5.勒夏特列原理（平衡移動原理）：如果改變影響平衡的條件之一（如溫度，壓強，濃度），平衡向著能夠減弱這種改變的方向移動。 三、化學平衡常數
（一）定義：在一定溫度下，當一個反應達到化學平衡時，生成物濃度冪之積與反應物濃度冪之積的比值是一個常數比值。符號：K
（二）使用化學平衡常數K應注意的問題：
1、表達式中各物質的濃度是變化的濃度，不是起始濃度也不是物質的量。
2、K只與溫度（T）關，與反應物或生成物的濃度無關。
3、反應物或生產物中有固體或純液體存在時，由於其濃度是固定不變的，可以看做是「1」而不代入公式。
4、稀溶液中進行的反應，如有水參加，水的濃度不必寫在平衡關系式中。
（三）化學平衡常數K的應用:
1、化學平衡常數值的大小是可逆反應進行程度的標志。K應進行的程度越大，即該反應進行得越完全，反應物轉化率越高。反之，則相反。
2、可以利用K值做標准，判斷正在進行的可逆反應是否平衡及不平衡時向何方進行建立平衡。（Q：濃度積） Q〈K:反應向正反應方向進行; Q=K:反應處於平衡狀態 ; Q〉K:反應向逆反應方向進行 3、利用K值可判斷反應的熱效應
若溫度升高，K值增大，則正反應為吸熱反應 若溫度升高，K值減小，則正反應為放熱反應 ＊四、等效平衡
1、概念：在一定條件下（定溫、定容或定溫、定壓），只是起始加入情況不同的同一可逆反應達到平衡後，任何相同組分的百分含量均相同，這樣的化學平衡互稱為等效平衡。 2、分類
（1）定溫，定容條件下的等效平衡
第一類：對於反應前後氣體分子數改變的可逆反應：必須要保證化學計量數之比與原來相同；同時必須保證平衡式左右兩邊同一邊的物質的量與原來相同。 第二類：對於反應前後氣體分子數不變的可逆反應：只要反應物的物質的量的比例與原來相同即可視為二者等效。
（2）定溫，定壓的等效平衡
只要保證可逆反應化學計量數之比相同即可視為等效平衡。 五、化學反應進行的方向
1、反應熵變與反應方向：
（1）熵:物質的一個狀態函數，用來描述體系的混亂度，符號為S. 單位：J?mol-1?K-1
(2)體系趨向於有序轉變為無序，導致體系的熵增加，這叫做熵增加原理，也是反應方向判斷的依據。.
（3）同一物質，在氣態時熵值最大，液態時次之，固態時最小。即S(g)〉S(l)〉S(s)
2、反應方向判斷依據
在溫度、壓強一定的條件下，化學反應的判讀依據為： 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 注意：
（1）ΔH為負，ΔS為正時，任何溫度反應都能自發進行
（2）ΔH為正，ΔS為負時，任何溫度反應都不能自發進行
第三章 水溶液中的離子平衡
一、弱電解質的電離
1、定義：電解質：在水溶液中或熔化狀態下能導電的化合物,叫電解質。
非電解質：在水溶液中或熔化狀態下都不能導電的化合物。強電解質：在水溶液里全部電離成離子的電解質。
弱電解質： 在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質。混和物物質
強電解質： 強酸，強鹼，大多數鹽 。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4
純凈物
弱電解質： 弱酸，弱鹼，極少數鹽，水 。如HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、H2O??
化合物
非電解質：非金屬氧化物，大部分有機物。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2??
2、電解質與非電解質本質區別：
電解質——離子化合物或共價化合物非電解質——共價化合物
注意：①電解質、非電解質都是化合物②SO2、NH3、CO2等屬於非電解質
③強電解質不等於易溶於水的化合物（如BaSO4不溶於水，但溶於水的BaSO4全部電離，故BaSO4 為強電解質）——電解質的強弱與導電性、溶解性無關。
3、電離平衡：在一定的條件下，當電解質分子電離成離子的速率和離子結合成 時，電離過程
就達到了平衡狀態，這叫電離平衡。 4、影響電離平衡的因素：
A、溫度：電離一般吸熱，升溫有利於電離。
B、濃度：濃度越大，電離程度越小；溶液稀釋時，電離平衡向著電離的方向移動。C、同離子效應：在弱電解質溶液里加入與弱電解質具有相同離子的電解質，會 減弱 電離。D、其他外加試劑：加入能與弱電解質的電離產生的某種離子反應的物質時，有利於電離。
9、電離方程式的書寫：用可逆符號弱酸的電離要分布寫（第一步為主）
10、電離常數：在一定條件下，弱電解質在達到電離平衡時，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積，跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個常數。叫做電離平衡常數，（一般用Ka表示酸，Kb表示鹼。 ）
+-+-表示方法：ABA+BKi=[ A][ B]/[AB]
11、影響因素：
a、電離常數的大小主要由物質的本性決定。
b、電離常數受溫度變化影響，不受濃度變化影響，在室溫下一般變化不大。
C、同一溫度下，不同弱酸，電離常數越大，其電離程度越大，酸性越強。如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO 二、水的電離和溶液的酸鹼性 1、水電離平衡：:
水的離子積：KW = c[H+]·c[OH-]
25℃時, [H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; KW = [H+]·[OH--14注意：KW只與溫度有關，溫度一定，則KW值一定 KW不僅適用於純水，適用於任何溶液（酸、鹼、鹽） 2、水電離特點：（1）可逆 （2）吸熱 （3）極弱 3、影響水電離平衡的外界因素：
①酸、鹼 ：抑制水的電離 KW〈1*10-14
②溫度：促進水的電離（水的電離是 吸熱的） ③易水解的鹽：促進水的電離 KW 〉 1*10-14 4、溶液的酸鹼性和pH：（1）pH=-lgc[H+] （2）pH的測定方法：
酸鹼指示劑—— 甲基橙、 石蕊、 酚酞。
變色范圍：甲基橙 3.1~4.4（橙色） 石蕊5.0~8.0（紫色） 酚酞8.2~10.0（淺紅色）
pH試紙 —操作 玻璃棒蘸取未知液體在試紙上，然後與標准比色卡對比即可。 注意：①事先不能用水濕潤PH試紙；②廣泛pH試紙只能讀取整數值或范圍 三 、混合液的pH值計算方法公式 1、強酸與強酸的混合：（先求[H+]混：將兩種酸中的H+離子物質的量相加除以總體積，再求其它）[H+]混 =（[H+]1V1+[H+]2V2）/（V1+V2） 2、強鹼與強鹼的混合：（先求[OH-]混：將兩種酸中的OH-離子物質的量相加除以總體積，再求其它） [OH-]混＝（[OH-]1V1+[OH-]2V2）/（V1+V2） (注意 :不能直接計算[H+]混) 3、強酸與強鹼的混合：（先據H+ + OH- ==H2O計算餘下的H+或OH-，①H+有餘，則用餘下的H+數除以溶液總體積求[H+]混；OH-有餘，則用餘下的OH-數除以溶液總體積求[OH-]混，再求其它） 四、稀釋過程溶液pH值的變化規律：
1、強酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀=pH原+ n （但始終不能大於或等於7） 2、弱酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀〈pH原+n （但始終不能大於或等於7） 3、強鹼溶液：稀釋10n倍時，pH稀=pH原－n（但始終不能小於或等於7） 4、弱鹼溶液：稀釋10n倍時，pH稀〉pH原－n （但始終不能小於或等於7） 5、不論任何溶液，稀釋時pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液無限稀釋後pH均接近7 6、稀釋時，弱酸、弱鹼和水解的鹽溶液的pH變化得慢，強酸、強鹼變化得快。
高中化學選修四篇三：高中化學選修4知識點分類總結
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、焓變 反應熱
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/mol
3.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 金屬與酸的反應⑤ 生石灰和水反應⑥ 濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等
☆ 常見的吸熱反應：① 晶體Ba(OH)2·8H2O與NH4Cl② 大多數的分解反應③ 以H2、CO、C為還原劑的氧化還原反應④ 銨鹽溶解等
二、熱化學方程式
書寫化學方程式注意要點:
①熱化學方程式必須標出能量變化。
②熱化學方程式中必須標明反應物和生成物的聚集狀態（g,l,s分別表示固態，液態，氣態，水溶液中溶質用aq表示）
③熱化學反應方程式要指明反應時的溫度和壓強。
④熱化學方程式中的化學計量數可以是整數，也可以是分數⑤各物質系數加倍，△H加倍；反應逆向進行，△H改變符號，數值不變
三、燃燒熱
1．概念：25 ℃，101 kPa時，1 mol純物質完全燃燒生成穩定的化合物時所放出的熱量。燃燒熱的單位用kJ/mol表示。
※注意以下幾點：
①研究條件：101 kPa
②反應程度：完全燃燒，產物是穩定的氧化物。
③燃燒物的物質的量：1 mol
④研究內容：放出的熱量。（ΔH<0，單位kJ/mol）
四、中和熱
1．概念：在稀溶液中，酸跟鹼發生中和反應而生成1mol H2O，
這時的反應熱叫中和熱。
2．強酸與強鹼的中和反應其實質是H+和OH-反應，其熱化學方程式為：
H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) ΔH=－57.3kJ/mol
3．弱酸或弱鹼電離要吸收熱量，所以它們參加中和反應時的中和熱小於57.3kJ/mol。
4．中和熱的測定實驗
五、蓋斯定律
1．內容：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，而與具體反應進行的途徑無關，如果一個反應可以分幾步進行，則各分步反應的反應熱之和與該反應一步完成的反應熱是相同的。
第二章 化學反應速率和化學平衡
一、化學反應速率
1. 化學反應速率（v）
⑴ 定義：用來衡量化學反應的快慢，單位時間內反應物或生成物的物質的量的變化
⑵ 表示方法：單位時間內反應濃度的減少或生成物濃度的增加來表示
⑶ 計算公式：v=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：濃度變化，Δt：時間）單位：mol/（L·s）
⑷ 影響因素：
① 決定因素（內因）：反應物的性質（決定因素）
② 條件因素（外因）：反應所處的條件
2.
※注意：（1）、參加反應的物質為固體和液體，由於壓強的變化對濃度幾乎無影響，可以認為反應速率不變。
（2）、惰性氣體對於速率的影響
①恆溫恆容時：充入惰性氣體→總壓增大，但是各分壓不變，各物質濃度不變→反應速率不變
②恆溫恆體時：充入惰性氣體→體積增大→各反應物濃
度減小→反應速率減慢
二、化學平衡
（一）1.定義：
化學平衡狀態：一定條件下，當一個可逆反應進行到正逆反應速率相等時，更組成成分濃度不再改變，達到表面上靜止的一種「平衡」，這就是這個反應所能達到的限度即化學平衡狀態。
2、化學平衡的特徵 逆（研究前提是可逆反應）
等（同一物質的正逆反應速率相等）
動（動態平衡）
定（各物質的濃度與質量分數恆定）
變（條件改變，平衡發生變化）
3、判斷平衡的依據
判斷可逆反應達到平衡狀態的方法和依據。
『伍』 化學選修4是什麼
如果我沒記錯的話,選修四應該是有關化學平衡的內容,非常詳細的化學平衡,包括物料守恆,質子守恆等,還有平衡移動,一年多了,就記住這么點了,
『陸』 高中化學選修四一些知識點。。
1.很簡單。可以分為兩類來討論:1)單質，如氧氣，氮氣等，化合價都為零。都是非極性分子。2)化合物，判斷出這個分子的正電中心和負電中心(要知道分子的幾何圖形)，看它們是否重合，重合為非極性，反之為極性的。如二氧化碳(氧為負2價，碳為正4價)是直線型(3個原子為直線型，碳原子在兩個氧原子連線的中心)，那麼正電荷中心就在碳原子核上，負電荷中心在兩個氧的連線的中心。它的正負電荷中心是重合的。那麼二氧化碳是非極性分子。
2.手性碳的判定更簡單。碳上連4個鍵，一般只要這4個鍵上連的原子團都不同就可以判定是手性碳了。
『柒』 人教版化學選修四重要知識點
第四章電化學基礎
第一節原電池
1、概念：化學能轉化為電能的裝置叫做原電池_______
2、組成條件：①兩個活潑性不同的電極②電解質溶液③電極用導線相連並插入電解液構成閉合迴路
3、電子流向：外電路：負極——導線——正極
內電路：鹽橋中陰離子移向負極的電解質溶液，鹽橋中陽離子移向正極的電解質溶液。
4、電極反應：以鋅銅原電池為例：
負極：氧化反應：Zn－2e＝Zn2＋（較活潑金屬）
正極：還原反應：2H＋＋2e＝H2↑（較不活潑金屬）
總反應式：Zn+2H+=Zn2++H2↑
5、正、負極的判斷：
（1）從電極材料：一般較活潑金屬為負極；或金屬為負極，非金屬為正極。
（2）從電子的流動方向負極流入正極
（3）從電流方向正極流入負極
（4）根據電解質溶液內離子的移動方向陽離子流向正極，陰離子流向負極
（5）根據實驗現象①__溶解的一極為負極__②增重或有氣泡一極為正極
第二節化學電池
1、電池的分類：化學電池、太陽能電池、原子能電池
2、化學電池：藉助於化學能直接轉變為電能的裝置
3、化學電池的分類：一次電池、二次電池、燃料電池
一、一次電池：常見一次電池：鹼性鋅錳電池、鋅銀電池、鋰電池等
二、二次電池
1、二次電池：放電後可以再充電使活性物質獲得再生，可以多次重復使用，又叫充電電池或蓄電池。
2、電極反應：鉛蓄電池
放電：負極（鉛）：Pb＋－2e＝PbSO4↓
正極（氧化鉛）：PbO2＋4H+＋＋2e＝PbSO4↓＋2H2O
充電：陰極：PbSO4＋2H2O－2e＝PbO2＋4H+＋
陽極：PbSO4＋2e＝Pb＋
兩式可以寫成一個可逆反應：PbO2＋Pb＋2H2SO42PbSO4↓＋2H2O
3、目前已開發出新型蓄電池：銀鋅電池、鎘鎳電池、氫鎳電池、鋰離子電池、聚合物鋰離子電池
三、燃料電池
1、燃料電池：是使燃料與氧化劑反應直接產生電流的一種原電池
2、電極反應：一般燃料電池發生的電化學反應的最終產物與燃燒產物相同，可根據燃燒反應寫出總的電池反應，但不註明反應的條件。，負極發生氧化反應，正極發生還原反應，不過要注意一般電解質溶液要參與電極反應。以氫氧燃料電池為例，鉑為正、負極，介質分為酸性、鹼性和中性。
當電解質溶液呈酸性時：負極：2H2－4e=4H+正極：O2＋4e4H+=2H2O
當電解質溶液呈鹼性時：負極：2H2＋4OH－4e＝4H2O負極：O2＋2H2O＋4e＝4OH
另一種燃料電池是用金屬鉑片插入KOH溶液作電極，又在兩極上分別通甲烷燃料和氧氣氧化劑。
電極反應式為：負極：CH4＋10OH－－8e＝7H2O；
正極：4H2O＋2O2＋8e＝8OH－。
電池總反應式為：CH4＋2O2＋2KOH＝K2CO3＋3H2O
3、燃料電池的優點：能量轉換率高、廢棄物少、運行噪音低
四、廢棄電池的處理：回收利用
第三節電解池
一、電解原理
1、電解池：把電能轉化為化學能的裝置也叫電解槽
2、電解：電流(外加直流電)通過電解質溶液而在陰陽兩極引起氧化還原反應(被動的不是自發的)的過程
3、放電：當離子到達電極時，失去或獲得電子，發生氧化還原反應的過程
4、電子流向：（電源）負極—（電解池）陰極—（離子定向運動）電解質溶液—（電解池）陽極—（電源）正極
5、電極名稱及反應：
陽極：與直流電源的正極相連的電極，發生氧化反應
陰極：與直流電源的負極相連的電極，發生還原反應
6、電解CuCl2溶液的電極反應：陽極：2Cl--2e=Cl2(氧化)陰極：Cu2++2e=Cu(還原)
總反應式：CuCl2=Cu+Cl2↑
7、電解本質：電解質溶液的導電過程，就是電解質溶液的電解過程
☆規律總結：電解反應離子方程式書寫：
陽離子放電順序：Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+（指酸電離的)>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+
陰離子放電順序：是惰性電極時：S2->I->Br->Cl->OH->NO3->SO42-(等含氧酸根離子)>F-(SO32-/MnO4->OH-)
是活性電極時：電極本身溶解放電
注意先要看電極材料，是惰性電極還是活性電極，若陽極材料為活性電極（Fe、Cu)等金屬，則陽極反應為電極材料失去電子，變成離子進入溶液；若為惰性材料，則根據陰陽離子的放電順序，依據陽氧陰還的規律來書寫電極反應式。
電解質水溶液點解產物的規律
類型電極反應特點實例電解對象電解質濃度pH電解質溶液復原
分解電解質型電解質電離出的陰陽離子分別在兩極放電HCl電解質減小增大HCl
CuCl2---CuCl2
放H2生成鹼型陰極：水放H2生鹼
陽極：電解質陰離子放電NaCl電解質和水生成新電解質增大HCl
放氧生酸型陰極：電解質陽離子放電
陽極：水放O2生酸CuSO4電解質和水生成新電解質減小氧化銅
電解水型陰極：4H++4e-==2H2↑
陽極：4OH--4e-=O2↑+2H2ONaOH水增大增大水
H2SO4減小
Na2SO4不變
上述四種類型電解質分類：
（1）電解水型：含氧酸，強鹼，活潑金屬含氧酸鹽
（2）電解電解質型：無氧酸，不活潑金屬的無氧酸鹽（氟化物除外）
（3）放氫生鹼型：活潑金屬的無氧酸鹽
（4）放氧生酸型：不活潑金屬的含氧酸鹽
二、電解原理的應用
1、電解飽和食鹽水以製造燒鹼、氯氣和氫氣
（1）電鍍應用電解原理在某些金屬表面鍍上一薄層其他金屬或合金的方法
（2）電極、電解質溶液的選擇：
陽極：鍍層金屬，失去電子，成為離子進入溶液；M—ne—==Mn+
陰極：待鍍金屬（鍍件）：溶液中的金屬離子得到電子，成為金屬原子，附著在金屬表面
Mn++ne—==M
電解質溶液：含有鍍層金屬離子的溶液做電鍍液
鍍銅反應原理：陽極(純銅)：Cu-2e-=Cu2+，陰極(鍍件)：Cu2++2e-=Cu，
電解液：可溶性銅鹽溶液，如CuSO4溶液
（3）電鍍應用之一：銅的精煉：陽極：粗銅；陰極：純銅電解質溶液：硫酸銅
2、電冶金
（1）電冶金：使礦石中的金屬陽離子獲得電子，從它們的化合物中還原出來用於冶煉活潑金屬，如鈉、鎂、鈣、鋁
（2）電解氯化鈉：通電前，氯化鈉高溫下熔融：NaCl==Na++Cl—
通直流電後：陽極：2Na++2e—==2Na陰極：2Cl——2e—==Cl2↑
☆規律總結：原電池、電解池、電鍍池的判斷規律
（1）若無外接電源，又具備組成原電池的三個條件。①有活潑性不同的兩個電極；②兩極用導線互相連接成直接插入連通的電解質溶液里；③較活潑金屬與電解質溶液能發生氧化還原反應（有時是與水電離產生的H+作用），只要同時具備這三個條件即為原電池。
（2）若有外接電源，兩極插入電解質溶液中，則可能是電解池或電鍍池；當陰極為金屬，陽極亦為金屬且與電解質溶液中的金屬離子屬同種元素時，則為電鍍池。
（3）若多個單池相互串聯，又有外接電源時，則與電源相連接的裝置為電解池成電鍍池。若無外接電源時，先選較活潑金屬電極為原電池的負極（電子輸出極），有關裝置為原電池，其餘為電鍍池或電解池。
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☆原電池，電解池，電鍍池的比較
性質類別
原電池電解池電鍍池
定義
（裝置特點）將化學能轉變成電能的裝置將電能轉變成化學能的裝置應用電解原理在某些金屬表面鍍上一側層其他金屬
反應特徵自發反應非自發反應非自發反應
裝置特徵無電源，兩級材料不同有電源，兩級材料可同可不同有電源
形成條件活動性不同的兩極
電解質溶液
形成閉合迴路兩電極連接直流電源
兩電極插入電解質溶液
形成閉合迴路1鍍層金屬接電源正極，待鍍金屬接負極；2電鍍液必須含有鍍層金屬的離子
電極名稱負極：較活潑金屬
正極：較不活潑金屬（能導電非金屬）陽極：與電源正極相連
陰極：與電源負極相連名稱同電解，但有限制條件
陽極：必須是鍍層金屬
陰極：鍍件
電極反應負極：氧化反應，金屬失去電子
正極：還原反應，溶液中的陽離子的電子或者氧氣得電子（吸氧腐蝕）陽極：氧化反應，溶液中的陰離子失去電子，或電極金屬失電子
陰極：還原反應，溶液中的陽離子得到電子
陽極：金屬電極失去電子
陰極：電鍍液中陽離子得到電子
電子流向負極→正極電源負極→陰極
電源正極→陽極同電解池
溶液中帶電粒子的移動陽離子向正極移動
陰離子向負極移動陽離子向陰極移動
陰離子向陽極移動同電解池
聯系在兩極上都發生氧化反應和還原反應
☆☆原電池與電解池的極的得失電子聯系圖：
陽極(失)e-正極（得）e-負極（失）e-陰極（得）
第四節金屬的電化學腐蝕和防護
一、金屬的電化學腐蝕
（1）金屬腐蝕內容：（2）金屬腐蝕的本質：都是金屬原子失去電子而被氧化的過程
（3）金屬腐蝕的分類：
化學腐蝕—金屬和接觸到的物質直接發生化學反應而引起的腐蝕
電化學腐蝕—不純的金屬跟電解質溶液接觸時，會發生原電池反應。比較活潑的金屬失去電子而被氧化，這種腐蝕叫做電化學腐蝕。
化學腐蝕與電化腐蝕的比較
電化腐蝕化學腐蝕
條件不純金屬或合金與電解質溶液接觸金屬與非電解質直接接觸
現象有微弱的電流產生無電流產生
本質較活潑的金屬被氧化的過程金屬被氧化的過程
關系化學腐蝕與電化腐蝕往往同時發生，但電化腐蝕更加普遍，危害更嚴重
（4）電化學腐蝕的分類：
析氫腐蝕——腐蝕過程中不斷有氫氣放出
①條件：潮濕空氣中形成的水膜,酸性較強（水膜中溶解有CO2、SO2、H2S等氣體）
②電極反應：負極:Fe–2e-=Fe2+
正極:2H++2e-=H2↑
總式：Fe+2H+=Fe2++H2↑
吸氧腐蝕——反應過程吸收氧氣
①條件：中性或弱酸性溶液
②電極反應：負極:2Fe–4e-=2Fe2+
正極:O2+4e-+2H2O=4OH-
總式：2Fe+O2+2H2O=2Fe(OH)2
離子方程式：Fe2++2OH-=Fe(OH)2
生成的Fe(OH)2被空氣中的O2氧化，生成Fe(OH)3，Fe(OH)2+O2+2H2O==4Fe(OH)3
Fe(OH)3脫去一部分水就生成Fe2O3•xH2O（鐵銹主要成分）
規律總結：金屬腐蝕快慢的規律：在同一電解質溶液中，金屬腐蝕的快慢規律如下：
電解原理引起的腐蝕＞原電池原理引起的腐蝕＞化學腐蝕＞有防腐措施的腐蝕
防腐措施由好到壞的順序如下：
外接電源的陰極保護法＞犧牲負極的正極保護法＞有一般防腐條件的腐蝕＞無防腐條件的腐蝕
二、金屬的電化學防護
1、利用原電池原理進行金屬的電化學防護
（1）犧牲陽極的陰極保護法
原理：原電池反應中，負極被腐蝕，正極不變化
應用：在被保護的鋼鐵設備上裝上若干鋅塊，腐蝕鋅塊保護鋼鐵設備
負極：鋅塊被腐蝕；正極：鋼鐵設備被保護
（2）外加電流的陰極保護法
原理：通電，使鋼鐵設備上積累大量電子，使金屬原電池反應產生的電流不能輸送，從而防止金屬被腐蝕
應用：把被保護的鋼鐵設備作為陰極，惰性電極作為輔助陽極，均存在於電解質溶液中，接上外加直流電源。通電後電子大量在鋼鐵設備上積累，抑制了鋼鐵失去電子的反應。
2、改變金屬結構：把金屬製成防腐的合金
3、把金屬與腐蝕性試劑隔開：電鍍、油漆、塗油脂、表面鈍化等
『捌』 高中化學選修4知識重點歸納
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，可測出反應前後溶液溫度的變化，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後體系的溫度。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。
對於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於反應焓變，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化學式後面要註明物質的聚集狀態：固態（s）、液態（l）、氣態（g）、溶液（aq）。
②化學方程式後面寫上反應焓變ΔH，ΔH的單位是J·mol—1或kJ·mol—1，且ΔH後註明反應溫度。
③熱化學方程式中物質的`系數加倍，ΔH的數值也相應加倍。
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）電解食鹽水制備燒鹼、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
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，構成閉合迴路後的現象是：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
一、常見物質的組成和結構
1、常見分子(或物質)的形狀及鍵角
(1)形狀：
V型：H2O、H2S。
直線型：CO2、CS2、C2H2。
平面三角型：BF3、SO3。
三角錐型：NH3。
正四面體型：CH4、CCl4、白磷、NH4+。
平面結構：C2H4、C6H6。
(2)鍵角：
H2O：104.5°。
BF3、C2H4、C6H6、石墨：120°。
白磷：60°。
NH3：107°18′。
CH4、CCl4、NH4+、金剛石：109°28′。
CO2、CS2、C2H2：180°。
2、常見粒子的飽和結構：
①具有氦結構的粒子(2)：H-、He、Li+、Be2+;
②具有氖結構的粒子(2、8)：N3-、O2-、F-、Ne、Na+、Mg2+、Al3+;
③具有氬結構的粒子(2、8、8)：S2-、Cl-、Ar、K+、Ca2+;
④核外電子總數為10的粒子：
陽離子：Na+、Mg2+、Al3+、NH4+、H3O+;
陰離子：N3-、O2-、F-、OH-、NH2-;
分子：Ne、HF、H2O、NH3、CH4。
⑤核外電子總數為18的粒子：
陽離子：K+、Ca2+;
陰離子：P3-、S2-、HS-、Cl-;
分子：Ar、HCl、H2S、PH3、SiH4、F2、H2O2、C2H6、CH3OH、N2H4。
3、常見物質的構型：
AB2型的化合物(化合價一般為+2、-1或+4、-2)：CO2、NO2、SO2、SiO2、CS2、ClO2、CaC2、MgX2、CaX2、BeCl2、BaX2、KO2等。
A2B2型的化合物：H2O2、Na2O2、C2H2等。
A2B型的化合物：H2O、H2S、Na2O、Na2S、Li2O等。
AB型的化合物：CO、NO、HX、NaX、MgO、CaO、MgS、CaS、SiC等。
能形成A2B和A2B2型化合物的元素：H、Na與O，其中屬於共價化合物(液體)的是H和O[H2O和H2O2];屬於離子化合物(固體)的是Na和O[Na2O和Na2O2]。
4、常見分子的極性：
常見的非極性分子：CO2、CS2、BF3、CH4、CCl4、、SF6、C2H4、C2H2、C6H6等。
常見的極性分子：雙原子化合物分子、H2O、H2S、NH3、H2O2、CH3Cl、CH2Cl2、CHCl3等。
5、一些物質的組成特徵：
(1)不含金屬元素的離子化合物：銨鹽。
(2)含有金屬元素的陰離子：MnO4-、AlO2-、Cr2O72-。
(3)只含陽離子不含陰離子的物質：金屬晶體。
二、物質的溶解性規律
1、常見酸、鹼、鹽的溶解性規律：(限於中學常見范圍內，不全面)
①酸：只有硅酸(H2SiO3或原硅酸H4SiO4)難溶，其他均可溶;
②鹼：只有NaOH、KOH、Ba(OH)2可溶，Ca(OH)2微溶，其它均難溶。
③鹽：鈉鹽、鉀鹽、銨鹽、硝酸鹽均可溶;
硫酸鹽：僅硫酸鋇、硫酸鉛難溶、硫酸鈣、硫酸銀微溶，其它均可溶;
氯化物：僅氯化銀難溶，其它均可溶;
碳酸鹽、亞硫酸鹽、硫化物：僅它們的鉀、鈉、銨鹽可溶。
④磷酸二氫鹽幾乎都可溶，磷酸氫鹽和磷酸的正鹽則僅有鉀、鈉、銨可溶。
⑤碳酸鹽的溶解性規律：正鹽若易溶，則其碳酸氫鹽的溶解度小於正鹽(如碳酸氫鈉溶解度小於碳酸鈉);正鹽若難溶，則其碳酸氫鹽的溶解度大於正鹽(如碳酸氫鈣的溶解度大於碳酸鈣)。
2、氣體的溶解性：
①極易溶於水的氣體：HX、NH3。
②能溶於水，但溶解度不大的氣體：O2(微溶)、CO2(1：1)、Cl2(1：2)、H2S(1：2.6)、SO2(1：40)。
③常見的難溶於水的氣體：H2、N2、NO、CO、CH4、C2H4、C2H2。
④氯氣難溶於飽和NaCl溶液，因此可用排飽和NaCl溶液收集氯氣，也可用飽和NaCl溶液吸收氯氣中的氯化氫雜質。
3、硫和白磷(P4)不溶於水，微溶於酒精，易溶於二硫化碳。
4、鹵素單質(Cl2、Br2、I2)在水中溶解度不大，但易溶於酒精、汽油、苯、四氯化碳等有機溶劑，故常用有機溶劑來萃取水溶液中的鹵素單質(注意萃取劑的選用原則：不互溶、不反應，從難溶向易溶;酒精和裂化汽油不可做萃取劑)。
5、有機化合物中多數不易溶於水，而易溶於有機溶劑。在水中的溶解性不大：烴、鹵代烴、酯、多糖不溶於水;醇、醛、羧酸、低聚糖可溶於水(乙醇、乙醛、乙酸等和水以任意比例互溶)，但隨著分子中烴基的增大，其溶解度減小(憎水基和親水基的作用);苯酚低溫下在水中不易溶解，但隨溫度高，溶解度增大，高於70℃時與水以任意比例互溶。
6、相似相溶原理：極性溶質易溶於極性溶劑，非極性溶質易溶於非極性溶劑。
三、常見物質的顏色
1、有色氣體單質：F2(淺黃綠色)、Cl2(黃綠色)、O3(淡藍色)。
2、其他有色單質：Br2(深紅色液體)、I2(紫黑色固體)、S(淡黃色固體)、Cu(紫紅色固體)、Au(金黃色固體)、P(白磷是白色固體，紅磷是赤紅色固體)、Si(灰黑色晶體)、C(黑色粉未)。
3、無色氣體單質：N2、O2、H2、希有氣體單質。
4、有色氣體化合物：NO2。
5、黃色固體：S、FeS2(愚人金，金黃色)、、Na2O2、Ag3PO4、AgBr、AgI。
6、黑色固體：FeO、Fe3O4、MnO2、C、CuS、PbS、CuO(最常見的黑色粉末為MnO2和C)。
7、紅色固體：Fe(OH)3、Fe2O3、Cu2O、Cu。
8、藍色固體：五水合硫酸銅(膽礬或藍礬)。
9、綠色固體：七水合硫酸亞鐵(綠礬)。
10、紫黑色固體：KMnO4、碘單質。
11、白色沉澱：Fe(OH)2、CaCO3、BaSO4、AgCl、BaSO3、Mg(OH)2、Al(OH)3。
12、有色離子(溶液)Cu2+(濃溶液為綠色，稀溶液為藍色)、Fe2+(淺綠色)、Fe3+(棕黃色)、MnO4-(紫紅色)、Fe(SCN)2+(血紅色)。
13、不溶於稀酸的白色沉澱：AgCl、BaSO4。
14、不溶於稀酸的黃色沉澱：S、AgBr、AgI。
四、常見物質的狀態
1、常溫下為氣體的單質只有H2、N2、O2(O3)、F2、Cl2(稀有氣體單質除外)。
2、常溫下為液體的單質：Br2、Hg。
3、常溫下常見的無色液體化合物：H2O、H2O2。
4、常見的氣體化合物：NH3、HX(F、Cl、Br、I)、H2S、CO、CO2、NO、NO2、SO2。
5、有機物中的氣態烴CxHy(x≤4);含氧有機化合物中只有甲醛(HCHO)常溫下是氣態，鹵代烴中一氯甲烷和一氯乙烷為氣體。
6、常見的固體單質：I2、S、P、C、Si、金屬單質;
7、白色膠狀沉澱[Al(OH)3、H4SiO4]。
五、常見物質的氣味
1、有臭雞蛋氣味的氣體：H2S。
2、有刺激性氣味的氣體：Cl2、SO2、NO2、HX、NH3。
3、有刺激性氣味的液體：濃鹽酸、濃硝酸、濃氨水、氯水、溴水。
4、許多有機物都有氣味(如苯、汽油、醇、醛、羧酸、酯等)。
六、常見的有毒物質
1、非金屬單質有毒的：Cl2、Br2、I2、F2、S、P4，金屬單質中的汞為劇毒。
2、常見的有毒化合物：CO、NO、NO2、SO2、H2S、偏磷酸(HPO3)、氰化物(CN-)、亞硝酸鹽(NO2-);重金屬鹽(Cu、Hg、Cr、Ba、Co、Pb等)。
3、能與血紅蛋白結合的是CO和NO。
4、常見的有毒有機物：甲醇(CH3OH)俗稱工業酒精;苯酚;甲醛(HCHO)和苯(致癌物，是家庭裝修的主污染物);硝基苯。
『玖』 高中化學選修四都講的什麼來著
選修四主要講的是化學理論基礎知識，包括化學反應與能量；化學平衡；電解質溶液；電化學 共計四大塊知識。
『拾』 人教版高中化學選修四目錄
人教版高中化學選修四知識點有化學反應與能量、水溶液中的離子平衡、化學反應速率和化學平衡、電化學基礎、金屬的電化學腐蝕與防護、影響化學反應速率的因素等。
第一章、化學反應與能量
第一節、化學反應與能量的變化
第二節、燃燒熱、能源
第三節、化學反應熱的計算
第二章、化學反應速率和化學平衡
第一節、化學反應速率
第二節、影響化學反應速率的因素
第三節、化學平衡
第四節、化學反應進行的方向
第三章、水溶液中的離子平衡
第一節、弱電解質的電離
第二節、水的電離和溶液的酸鹼性
第三節、鹽類的水解
第四節、難溶電解質的溶解平衡
第四章、電化學基礎
第一節、原電池
第二節、化學電源
第三節、電解池
第四節、金屬的電化學腐蝕與防護
摩爾、化學計量、理想氣體方程等這塊其實是高中化學一個小難點，最好的方法是...刷題。這塊內容有一個做題的技巧，而這個技巧我是沒法直接傳授給你的，所以我說再多也比不上你刷題之後產生的熟練度。我的建議就是，對於每一道你認為有價值的題（包括但不限於錯題），認真研讀解析，如果錯了一定要不看解析再算一遍，確保自己掌握了這種做題方法。
千萬千萬不要看完答案覺得自己下次做沒問題然後跳過，下次繼續掉到坑裡...再說一下計算。計算這個東西感覺技巧成分很大，但是真的只能靠自己的能力。我的計算也是從非常爛刷題刷到合格的，大家去刷刷刷吧。還是一樣，對有價值的題重點研究、重做，如果你認為真的很好還可以抄到錯題本上，過一陣子再做，你未必能做對。