高考化学选修四知识要点总结

　　总结是事后对某一时期、某一项目或某些工作进行回顾和分析，从而做出带有规律性的结论，它能使我们及时找出错误并改正，因此好好准备一份总结吧。那么你真的懂得怎么写总结吗？下面是小编为大家收集的高考化学选修四知识要点总结，欢迎大家分享。

高考化学选修四知识要点总结

　　高考化学选修四知识要点总结1

　　1.化学反应热概念

　　化学反应伴能变，成键放出断需要。

　　左能高常是放热，置氢中和和燃烧。

　　炭水铵碱分解类，吸热自然右能高。

　　2.燃料燃烧知识理解

　　能源紧张，不久用光。

　　接触充分，空气足量。

　　节能减排，新能跟上。

　　高效清洁，来日方长。

　　3.化学反应速率概念理解

　　化学反应有快慢，摩尔每升比时间。

　　平均速率标物质，比例与系数有关。

　　浓度增大我加快，温度升高我翻番。

　　若能出现催化剂，改变大小更不难。

　　4.化学平衡概念理解

　　可逆反应有限度，所有转化不完全。

　　正逆速率若相等，化学平衡状态现。

　　此时反应并未停，特征就是动定变。

　　(或：相反相成，可逆平衡;强弱互争，“逃逸”完成;外表内因，宏微相应;量变质变，运动永恒。)

　　5. 化学平衡

　　逆等动定变平衡，一等二最六一定, 正逆反应速相等，转产二率最值衡,

　　质量体积 n分数, 浓度温度色一定，参数可变变不变(变量不变)，定达平衡要记清，参数一直不变化，不可用与断平衡。

　　解释：

　　“逆等动定变平衡”,是指平衡状态有逆、等、动、定、变五个特征。

　　“一等”是指反应体系中同一反应物(或生成物)的正、逆反应速率相等即达平衡状态。“

　　二最”是指转化率、产率达最大值即达平衡状态。

　　“六一定”是指体系中各组分的质量分数、体积分数、物质的量分数、浓度不再变化，或体系的温度及颜色不再变化即达平衡状态。

　　“参数可变到不变，定达平衡要记清”是指参数(浓度、温度、质量、压强、体积、密度等)原为变量，后变为恒量，此时可逆反应达平衡状态。

　　“参数一直不变化，不可用与断平衡”是指若反应过程中参数始终没有变化，此参数不可用于判断可逆反应是否达平衡状态

　　6.化学平衡图像题

　　先拐先折，温度高，压强大!

　　7.等效平衡

　　“等效平衡”是指在相同条件下的同一可逆反应里，建立的两个或多个化学平衡中，各同种物质的百分数相同，这些化学平衡均属等效平衡，其核心是“各同种物质的百分数相同”。

　　“等效平衡”常见的有恒温恒压和恒温恒容两种情形，其口诀可概括为：等压比相等;等容量相等，但若系(气体系数)不变，可为比相等【三种情况前提：等T】。

　　8.酸碱指示剂

　　石蕊，酚酞，甲基橙，“指示”溶液酸碱性。

　　溶液性呈酸、中、碱，石蕊色变红、紫、蓝。

　　溶液从碱到“中”、“酸”，酚酞由红变“无色”，

　　变化范围10至8，①碱性“滴”液它直测。②从酸到碱怎知晓?甲基橙显红橙黄;变色范围3至4，酸性“滴”液它可试。

　　注：①10和8指溶液的pH值。

　　②“滴液”指中和滴定达到等当点的溶液。

　　高考化学选修四知识要点总结2

　　一、化学平衡常数

　　(一)定义：在一定温度下，当一个反应达到化学平衡时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数比值。符号：K

　　(二)使用化学平衡常数K应注意的问题：

　　1、表达式中各物质的浓度是变化的浓度，不是起始浓度也不是物质的量。

　　2、K只与温度(T)有关，与反应物或生成物的浓度无关。

　　3、反应物或生产物中有固体或纯液体存在时，由于其浓度是固定不变的，可以看做是“1”而不代入公式。

　　4、稀溶液中进行的反应，如有水参加，水的浓度不必写在平衡关系式中。

　　(三)化学平衡常数K的应用：

　　1、化学平衡常数值的大小是可逆反应进行程度的标志。K值越大，说明平衡时生成物的浓度越大，它的正向反应进行的程度越大，即该反应进行得越完全，反应物转化率越高。反之，则相反。一般地，K>105时，该反应就进行得基本完全了。

　　2、可以利用K值做标准，判断正在进行的可逆反应是否平衡及不平衡时向何方进行建立平衡。(Q：浓度积)

　　Q〈K:反应向正反应方向进行;

　　Q=K:反应处于平衡状态 ;

　　Q〉K:反应向逆反应方向进行

　　3、利用K值可判断反应的热效应

　　若温度升高，K值增大，则正反应为吸热反应

　　若温度升高，K值减小，则正反应为放热反应

　　二、等效平衡

　　1、概念：在一定条件下(定温、定容或定温、定压)，只是起始加入情况不同的同一可逆反应达到平衡后，任何相同组分的百分含量均相同，这样的化学平衡互称为等效平衡。

　　2、分类

　　(1)定温，定容条件下的等效平衡

　　第一类：对于反应前后气体分子数改变的可逆反应：必须要保证化学计量数之比与原来相同;同时必须保证平衡式左右两边同一边的物质的量与原来相同。

　　第二类：对于反应前后气体分子数不变的可逆反应：只要反应物的物质的量的比例与原来相同即可视为二者等效。

　　(2)定温，定压的等效平衡

　　只要保证可逆反应化学计量数之比相同即可视为等效平衡。

　　三、化学反应进行的方向

　　1、反应熵变与反应方向：

　　(1)熵:物质的一个状态函数，用来描述体系的混乱度，符号为S. 单位：Jmol-1K-1

　　(2)体系趋向于有序转变为无序，导致体系的熵增加，这叫做熵增加原理，也是反应方向判断的依据。

　　(3)同一物质，在气态时熵值最大，液态时次之，固态时最小。即

　　S(g)〉S(l)〉S(s)

　　2、反应方向判断依据

　　在温度、压强一定的条件下，化学反应的判读依据为：

　　ΔH-TΔS〈0 反应能自发进行

　　ΔH-TΔS=0 反应达到平衡状态

　　ΔH-TΔS〉0 反应不能自发进行

　　注意：

　　(1)ΔH为负，ΔS为正时，任何温度反应都能自发进行

　　(2)ΔH为正，ΔS为负时，任何温度反应都不能自发进行

　　高考化学选修四知识要点总结3

　　一、金属的电化学腐蚀

　　(1)金属腐蚀内容：

　　(2)金属腐蚀的本质：都是金属原子失去电子而被氧化的过程

　　(3)电化学腐蚀的分类：

　　析氢腐蚀——腐蚀过程中不断有氢气放出

　　①条件：潮湿空气中形成的水膜,酸性较强(水膜中溶解有CO2、SO2、H2S等气体)

　　②电极反应：

　　负极: Fe – 2e- = Fe2+

　　正极: 2H+ + 2e- = H2↑

　　总式：Fe + 2H+ = Fe2+ + H2↑

　　吸氧腐蚀——反应过程吸收氧气

　　①条件：中性或弱酸性溶液

　　②电极反应：

　　负极: 2Fe – 4e- = 2Fe2+

　　正极: O2+4e- +2H2O = 4OH-

　　总式：2Fe + O2 +2H2O =2 Fe(OH)2

　　离子方程式：Fe2+ + 2OH- = Fe(OH)2

　　生成的 Fe(OH)2被空气中的O2氧化，生成 Fe(OH)3，Fe(OH)2 + O2+ 2H2O==4Fe(OH)3

　　Fe(OH)3脱去一部分水就生成Fe2O3·x H2O(铁锈主要成分)

　　规律总结：

　　金属腐蚀快慢的规律：在同一电解质溶液中，金属腐蚀的快慢规律如下：

　　电解原理引起的腐蚀>原电池原理引起的腐蚀>化学腐蚀>有防腐措施的腐蚀

　　防腐措施由好到坏的顺序如下：

　　外接电源的阴极保护法>牺牲负极的正极保护法>有一般防腐条件的腐蚀>无防腐条件的腐蚀

　　二、金属的电化学防护

　　1、利用原电池原理进行金属的电化学防护

　　(1)牺牲阳极的阴极保护法

　　原理：原电池反应中，负极被腐蚀，正极不变化

　　应用：在被保护的钢铁设备上装上若干锌块，腐蚀锌块保护钢铁设备

　　负极：锌块被腐蚀;正极：钢铁设备被保护

　　(2)外加电流的阴极保护法

　　原理：通电，使钢铁设备上积累大量电子，使金属原电池反应产生的电流不能输送，从而防止金属被腐蚀

　　应用：把被保护的钢铁设备作为阴极，惰性电极作为辅助阳极，均存在于电解质溶液中，接上外加直流电源。通电后电子大量在钢铁设备上积累，抑制了钢铁失去电子的反应。

　　2、改变金属结构：把金属制成防腐的合金

　　3、把金属与腐蚀性试剂隔开：电镀、油漆、涂油脂、表面钝化等

　　(3)金属腐蚀的分类：

　　化学腐蚀—金属和接触到的物质直接发生化学反应而引起的腐蚀

　　电化学腐蚀—不纯的金属跟电解质溶液接触时，会发生原电池反应。比较活泼的.金属失去电子而被氧化，这种腐蚀叫做电化学腐蚀。

　　高考化学选修四知识要点总结4

　　原电池正、负极的判断方法：

　　(1)由组成原电池的两极材料判断

　　一般是活泼的金属为负极，活泼性较弱的金属或能导电的非金属为正极。

　　(2)根据电流方向或电子流动方向判断。

　　电流由正极流向负极;电子由负极流向正极。

　　(3)根据原电池里电解质溶液内离子的流动方向判断

　　在原电池的电解质溶液内，阳离子移向正极，阴离子移向负极。

　　(4)根据原电池两极发生的变化来判断

　　原电池的负极失电子发生氧化反应，其正极得电子发生还原反应。

　　(5)根据电极质量增重或减少来判断。

　　工作后，电极质量增加，说明溶液中的阳离子在电极(正极)放电，电极活动性弱;反之，电极质量减小，说明电极金属溶解，电极为负极，活动性强。

　　(6)根据有无气泡冒出判断

　　电极上有气泡冒出，是因为发生了析出H2的电极反应，说明电极为正极，活动性弱。

　　原电池中发生了氧化还原反应，把化学能转化成了电能。

　　一次电池

　　(1)普通锌锰电池

　　锌锰电池是最早使用的干电池。锌锰电池的电极分别是锌(负极)和碳棒(正极)，内部填充的是糊状的MnO2和NH4Cl。

　　(2)碱性锌锰电池

　　用KOH电解质溶液代替NH4Cl作电解质时，无论是电解质还是结构上都有较大变化，电池的比能量和放电电流都能得到显著的提高。它的电极反应如下：

　　(3)银锌电池——纽扣电池

　　该电池使用寿命较长，广泛用于电子表和电子计算机。其电极分别为Ag2O和Zn，电解质为KOH溶液。其电极反应式为：

　　(4)高能电池——锂电池

　　该电池是20世纪70年代研制出的一种高能电池。由于锂的相对原子质量很小，所以比容量(单位质量电极材料所能转换的电量)特别大，使用寿命长。

　　1、原电池的工作原理

　　(1)原电池概念：化学能转化为电能的装置，叫做原电池。

　　若化学反应的过程中有电子转移，我们就可以把这个过程中的电子转移设计成定向的移动，即形成电流。只有氧化还原反应中的能量变化才能被转化成电能;非氧化还原反应的能量变化不能设计成电池的形式被人类利用，但可以以光能、热能等其他形式的能量被人类应用。

　　(2)原电池装置的构成

　　①有两种活动性不同的金属(或一种是非金属导体)作电极。

　　②电极材料均插入电解质溶液中。

　　③两极相连形成闭合电路。

　　(3)原电池的工作原理原电池是将一个能自发进行的氧化还原反应的氧化反应和还原反应分别在原电池的负极和正极上发生，从而在外电路中产生电流。负极发生氧化反应，正极发生还原反应，简易记法：负失氧，正得还。

　　2、原电池原理的应用

　　(1)依据原电池原理比较金属活动性强弱

　　①电子由负极流向正极，由活泼金属流向不活泼金属，而电流方向是由正极流向负极，二者是相反的。

　　②在原电池中，活泼金属作负极，发生氧化反应;不活泼金属作正极，发生还原反应。 ③原电池的正极通常有气体生成，或质量增加;负极通常不断溶解，质量减少。

　　(2)原电池中离子移动的方向

　　①构成原电池后，原电池溶液中的阳离子向原电池的正极移动，溶液中的阴离子向原电池的负极移动;

　　②原电池的外电路电子从负极流向正极，电流从正极流向负极。

　　高考化学选修四知识要点总结5

　　盐类的水解(只有可溶于水的盐才水解)

　　1、盐类水解：在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应。

　　2、水解的实质：水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合,破坏水的电离，是平衡向右移动，促进水的电离。

　　3、盐类水解规律：

　　①有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解;谁强显谁性，两弱都水解，同强显中性。

　　②多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大，碱性更强。(如:Na2CO3>NaHCO3)

　　4、盐类水解的特点：

　　(1)可逆(与中和反应互逆)

　　(2)程度小

　　(3)吸热

　　5、影响盐类水解的外界因素：

　　①温度：温度越高水解程度越大(水解吸热，越热越水解)

　　②浓度：浓度越小，水解程度越大(越稀越水解)

　　③酸碱：促进或抑制盐的水解(H+促进阴离子水解而抑制阳离子水解;OH-促进阳离子水解而抑制阴离子水解)

　　6、酸式盐溶液的酸碱性：

　　①只电离不水解：如HSO4-显酸性

　　②电离程度>水解程度，显酸性(如:HSO3-、H2PO4-)

　　③水解程度>电离程度，显碱性(如：HCO3-、HS-、HPO42-)

　　7、双水解反应：

　　(1)构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应。双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。

　　(2)常见的双水解反应完全的为：Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-);S2-与NH4+;CO32-(HCO3-)与NH4+其特点是相互水解成沉淀或气体。双水解完全的离子方程式配平依据是两边电荷平衡，如：2Al3++3S2-+6H2O==2Al(OH)3↓+3H2S↑

　　氧气的性质

　　1.氧气的物理性质：无色无味的气体，密度比空气的密度略大，不易溶于水。在一定的条件下可液化成淡蓝色液体或固化成淡蓝色固体。

　　2.氧气的化学性质：化学性质比较活泼，具有氧化性，是常见的氧化剂。

　　(1)能支持燃烧：用带火星的木条检验，木条复燃。

　　(2)氧气与一些物质的反应：硫S+O2=SO2(空气中—淡蓝色火焰;氧气中—紫蓝色火焰)铝箔4Al+3O2=2Al2O3碳C+O2=CO2铁3Fe+2O2=Fe3O4(剧烈燃烧，火星四射，放出大量的热，生成黑色固体)磷4P+5O2=2P2O5(产生白烟，生成白色固体P2O5)

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