高中化学选修4必备知识点总结，掌握这些轻松学好

高中化学选修4必备知识点

高中化学里选修四属于最难的部分，众多同学都觉得学起来费劲，实际上只要把握住知识的关键要点，便能够学好。下面是小编为大家梳理的高中化学选修4知识总结，期望对大家有帮助！

高中化学选修4知识点 篇1

一、焓变、反应热

1. 反应热，在一定的条件之下，是一定物质的量的反应物之间进行完全反应时，所放出或者吸收的热量。

2.焓变(ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应

(1)符号：H

(2)单位：kJ/mol

3.产生原因：

化学键断裂——吸热

化学键形成——放热

放出热量的化学反应。(放热>吸热) H 为“-”或H

吸收热量的化学反应。(吸热>放热)H 为“+”或H >0

常见的放热反应：

①所有的燃烧反应

②酸碱中和反应

③大多数的化合反应

④金属与酸的反应

⑤生石灰和水反应

⑥浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等

常见的吸热反应：

① 晶体Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl

② 大多数的分解反应

③ 以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应

④铵盐溶解等

高中化学选修4知识点 篇2

一、热化学方程式

书写化学方程式注意要点:

①热化学方程式必须标出能量变化。

②热化学方程式里，一定要标明反应物的聚集状态，还要标明生成物的聚集状态，其中g表示气态，l表示液态，s表示固态，水溶液中溶质用aq表示 。

③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。

④热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数

第⑤点，各物质的系数进行加倍操作时，H会随之加倍，当反应朝着逆向进行时，H改变其原本呈现的符号，而数值保持不变 。

二、燃烧热

其概念为，在25摄氏度，101千帕的状况下，1摩尔的纯物质展开完全燃烧，进而生成稳定的化合物时，所释放出的热量，燃烧热的单位是以kJ/mol形式来表示的。

注意以下几点：

①研究条件：101 kPa

②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物

③燃烧物的物质的量：1 mol

④研究内容：放出的热量。(ΔH

三、中和热

概念：在稀溶液里面，酸跟碱会发生中和反应，进而生成1mol H2O，在这个时候的反应热被叫做中和热。

2.强酸跟强碱发生的中和反应，其实质是H+离子和OH-离子发生反应，其热化学方程式为：

H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l)

ΔH=-57.3kJ/mol

弱酸电离要吸收热量，弱碱电离也要吸收热量，所以弱酸参加中和反应时的中和热小于57.3kJ/mol，弱碱参加中和反应时的中和热同样小于57.3kJ/mol。

4.中和热的测定实验

高中化学选修4知识点 篇3

化学平衡

(一)1.定义：

化学平衡状态，是在一定条件下，针对一个可逆反应而言，当该反应持续进展到正反应速率与逆反应速率相等的时候，其各种组成成分的浓度不再发生改变，从而达到一种表面上静止的“平衡”状态，而这一状态就是此反应所能触及到的限度，也就是化学平衡状态。

2、化学平衡的特征

逆(研究前提是可逆反应)

等(同一物质的正逆反应速率相等)

动(动态平衡)

定(各物质的浓度与质量分数恒定)

变(条件改变，平衡发生变化)

3、判断平衡的依据

判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据:

(二)影响化学平衡移动的因素

1. 浓度对化学平衡移动的影响

在其他条件恒定不变的情形下，倘若增大反应物的浓度，或者减小生成物的浓度，那么都能够让平衡朝着正方向进行移动；要是增大生成物的浓度，或者减小反应物的浓度的时候，都可以致使平衡朝着逆方向移动 。

(2)增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，所以平衡不移动

(3)在溶液里进行的反应，要是稀释溶液，反应物之浓度减小，生成物之浓度亦减小，V正会减小，V逆同样会减小，然而减小的程度并不相同，整体的结果是化学平衡朝着反应方程式里化学计量数之和大的方向去移动。

2、温度对化学平衡移动的影响

影响规律是，在其他条件保持不变的情形下，温度要是升高，那么会使得化学平衡朝着吸热反应的方向去移动，温度要是降低，那么会使得化学平衡朝着放热反应的方向去移动。”

3、压强对化学平衡移动的影响

影响规律是，在其他条件无变化的时候，倘若增大压强，那么会让平衡朝着体积缩小的方向进行移动，要是减小压强，就会使平衡往体积增大的方向去移动。

注意：

(1)改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动

(2)气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学平衡移动规律相似

4. 催化剂之于化学平衡的影响，在于使用催化剂时，其对正反应速率的影响程度，与对逆反应速率的影响程度是等同的，故而平衡不因之发生移动，但是催化剂能够对可逆反应达到平衡所需的时间产生影响。

5. 勒夏特列原理也就是平衡移动原理，其内容为，如果对于影响平衡的条件中的某一个进行改变，像温度、压强或者浓度，那么平衡会朝着能够让这种改变减弱的方向去移动 。

高中化学选修4知识点 篇4

化学守恒

化学反应过程当中所遵循的基本准则是守恒，水溶液里的化学反应，会有多种守恒关系存在，像电荷守恒，物料守恒，质子守恒等

1.电荷守恒关系：

电荷守恒是指，处于电解质溶液里，不管存在多少种离子，电解质溶液都得保持电中性，也就是溶液里头阳离子所带的正电荷总数跟阴离子所带的负电荷总数相等，用离子浓度去代替电荷浓度能够列出等式，常常被用于溶液中离子浓度大小的比较或者去计算某离子的浓度等，比如：

在碳酸氢钠溶液当中，存在着这样的关系，即钠离子浓度加氢离子浓度，等于氢氧根离子浓度加上两倍的碳酸根离子浓度再加上碳酸氢根离子浓度 。

在硫酸铵溶液当中，铵根离子的浓度加上氢离子的浓度，等于氢氧根离子的浓度加上硫酸根离子的浓度 。

2.物料守恒关系：

物料守恒即元素守恒，在电解质溶液里，因存在电离或水解因素，离子会出现变化进而变成其他离子或者分子等，然而离子或分子当中某一特定元素的原子的总数是不会产生改变的。

可以从加入电解质的化学式方面进行分析，各个元素的原子有着守恒关系，得同时兼顾盐自身的电离、盐的水解以及离子配比关系比如：

在碳酸氢钠溶液里钠元素的总量关系为钠离子浓度等于碳酸根离子浓度 加上 碳酸氢根离子浓度 上再加碳酸分子浓度 句号

在氯化铵溶液里面，氯离子的浓度等于铵根离子的浓度，加上一水合氨的浓度 。

3.质子守恒关系：

达到酸碱反应平衡的时候，酸（包含广义的酸）所失去的质子（H+）的总的数量，等同于碱（或者广义的碱）所得到的质子（H+）的总的数量，这样一种得失质子（H+）数量相等的关系，被称作质子守恒。

在盐溶液之中，溶剂水同样会发生电离，电离方程式为：H2O⇌H++OH-，从水分子这个角度来进行分析，H2O电离产生出来的H+总数跟H2O电离所产生出来的OH—总数是相等的，这里面涵盖了已经被其它离子结合的那一部分内容。这一结论可以依靠电荷守恒以及物料守恒来进行推导，举例说明：

但如果不能改变任何化学相关内容和表达模式，又要不明显增加字数且超级拗口难读最佳句子：在这个有NaHCO3的溶液里，存在着这么一种关系，氢氧根离子浓度是由氢离子浓度加上碳酸根离子浓度再加上碳酸浓度所构成以及呈现出来的

在氯化铵溶液之中，氢离子的浓度，等于氢氧根离子的浓度，和水合氨的浓度之和 。

整合上面这些内容能知道，化学守恒的观念，是用于剖析溶液里存在的微粒关系的重要观念，其还是用来处理溶液中微粒浓度关系问题的重要依据。

高中化学选修4知识点 篇5

电解的原理

(1)电解的概念：

在直流电发挥作用的情况下，其中电解质在两个电极之上的分别发生氧化反应以及还原反应的这个过程，被称作是电解，而电能转化为化学能的装置，被叫做电解池。

(2)电极反应：以电解熔融的NaCl为例：

阳极，是那与电源正极彼此发生连接的电极，这一被称作阳极的电极，会发生氧化反应，具体反应为：2Cl-→Cl2↑+2e- 。

与电源负极相连的电极，被称作阴极，在阴极会发生还原反应，具体为，钠离子与电子反应生成钠 。

总方程式：2NaCl(熔)2Na+Cl2↑

2、电解原理的应用

(1)电解食盐水制备烧碱、氯气和氢气.

阳极：2Cl-→Cl2+2e-

阴极：2H++e-→H2↑

总反应：2NaCl+2H2O2NaOH+H2↑+Cl2↑

(2)铜的电解精炼.

含有锌、镍、铁、银、金、铂的粗铜作为阳极，精铜当作阴极，硫酸铜溶液作为电解质溶液。

阳极反应：Cu→Cu2++2e-,还发生几个副反应

Zn→Zn2++2e-;Ni→Ni2++2e-

Fe→Fe2++2e-

Au、Ag、Pt等不反应,沉积在电解池底部形成阳极泥.

阴极反应：Cu2++2e-→Cu

(3)电镀：以铁表面镀铜为例

待镀的金属是Fe，它作为阴极，镀层的金属是Cu，Cu当做阳极，电解质溶液是CuSO4溶液。

阳极反应：Cu→Cu2++2e-

阴极反应：Cu2++2e-→Cu

高中化学选修4知识点 篇6

离子反应

先从溶液中的环境因素出发，再考虑离子之间相互作用的具体情形，进而从该角度去认知化学反应的本质，最终明确化学反应的机理，这就是离子反应 。

1.离子反应的实质

物质现象有离子反应，其实际的本质情形那是反应物里某些离子浓度出现减小变化。从根本性质来讲，要是反应物之中某些离子之间能够进行反应从而生成全新物质，进而使得溶液里这些离子浓度减小，那么这种情况就会发生离子反应。

2.离子反应发生的条件

开展对于离子反应发生条件的研究，实际上就是探究在何种情形下面能够让反应物之中的某些离子浓度得以减小。总体而言，只要存在下列条件当中的任何一个，便能够使得反应物的某些离子浓度出现降低 。

①生成难溶的物质：

造就难溶的物质能够让部分离子浓度有所减小，所以离子反应能够得以发生，比如说，朝着NaCl溶液里滴入经过硝酸酸化的AgNO3溶液，会产生如下反应：Ag+与Cl-反应生成AgCl沉淀，也就是从可溶状态转变为难溶状态，进而使得Cl—浓度下降 。

②生成难电离的物质：

生成了难电离的物质，像是更弱的酸以及更弱的碱或者生成了水等，能够降低某些离子的浓度，所以能发生离子反应，像是盐酸和烧碱的中和反应，氢离子与氢氧根离子反应生成了难电离的水 。

③生成挥发性的物质：

倘若离子之间有着能够彼此结合，并进而生成气体这样的情形，那么便可以致使某些离子的浓度有所降低，如此一来离子反应也就能够达成发生这种状况。通常来讲判断根据是生成具有不稳定特性的酸（像是H2CO3、H2SO3等这类）、生成具备不稳定属性的碱（比如NH3·H2O）以及生成拥有挥发性特质的酸（例如H2S）等 。

④发生氧化还原反应，一般而言强氧化性的物质跟强还原性的物质，在适宜的酸碱性溶液当中，能够发生氧化还原反应，像是NO3—、H+跟Fe2+等 。

3.离子方程式的意义

离子方程式，它不只是表示某些物质的某一具体反应，还表示所有同一类型物质间的某一类反应，且更能反映这类反应的本质，更具备典型代表性和概括性。比如说：离子方程式H++OH—===H2O，它不仅表示盐酸与烧碱溶液的中和反应，还能够表示所有强酸与强碱发生中和反应生成可溶性盐和水的一类反应。

高中化学选修4知识点 篇7

1、各种各样的化学变化能在物质之间发生，按照一定的标准能够针对化学变化实施分类。

依据反应物的类别、生成物的类别，以及反应前后物质种类数量的多少，能够进行分类，分为：

A、化合反应(A+B=AB)B、分解反应(AB=A+B)

C、置换反应(A+BC=AC+B)

D、复分解反应(AB+CD=AD+CB)

(2)根据反应中是否有离子参加可将反应分为：

A、离子反应是反应的一类，这类反应有离子参加，主要涵盖复分解反应以及有离子参加的氧化还原反应。

B、分子反应(非离子反应)

(3)根据反应中是否有电子转移可将反应分为：

A、氧化还原反应：反应中有电子转移(得失或偏移)的反应

实质：有电子转移(得失或偏移)

特征：反应前后元素的化合价有变化

B、非氧化还原反应

2、离子反应

在水溶液里，或者在熔化状态时，能够导电的化合物，被称作电解质，酸、碱、盐一概都是电解质，在水溶液里，并且在熔化状态状态下，都无法导电的化合物，被叫做非电解质 。

注意：

电解质是化合物，非电解质也是化合物，它们的不同之处在于，在水溶液中能不能导电，在融化状态下能不能导电 。

电解质的导电存在条件，这个条件在于，电解质只有在水溶液里，或者在熔化状态下，才能够导电。

③存在着能导电但是不是全部都属于电解质的物质 ，像铜 ，铝 ，还有石墨之类的 。④有属于非电解质的 ，是非金属氧化物 ，比如SO2 ，SO3 ，CO2 ，以及大部分的有机物 。

（2）、离子方程式，是用实际参加反应的离子符号，来表示反应的式子，它不但表示一个具体的化学反应，而且表示同一类型的离子反应。

存在一类离子反应，名为复分解反应，其发生的条件为：生成沉淀，或者生成气体，又或者生成水。书写方法：

写：写出反应的化学方程式

拆：把易溶于水、易电离的物质拆写成离子形式

删：将不参加反应的离子从方程式两端删去

查：查方程式两端原子个数和电荷数是否相等

高中化学选修4知识点 篇8

离子共存问题

指的是离子在同一溶液里能够大量共存这种情况意味着离子相互之间不会发生任何反应，要是离子之间可以发生反应那么就不能够大量共存 。

首先，存在这样一种离子情况，即结合之后会生成难以溶解物质的离子，它们是不能够大量共同存在的，比如说，有一种情况例如钡离子和硫酸根离子，还有一种情况像银离子和氯离子，另外一种情况例如钙离子和碳酸根离子，再有就是镁离子和氢氧根离子这类情况等 。

B、离子如果结合会生成气体或者易挥发性物质那么就不能大量共存：比如H+与CO32-，和HCO3-，以及SO32-不能大量共存，还有OH-和NH4+也不能大量共存 。

碳，结合生成难以发生电离的物质（水）的离子无法大量共同存在：比如氢离子和氢氧根离子、醋酸根离子，氢氧根离子和碳酸氢根离子等 。

D、发生氧化还原反应、水解反应的离子不能大量共存(待学)

留意：题干之中的条件，像无色溶液应当排除有色离子，即Fe2+、Fe3+、Cu2+、MnO4-等离子，酸性（或者碱性）的情况则要考虑在所给离子组之外，另外还有大量的H+（或者OH-）。