選修四化學(xué)知識點(diǎn)總結(jié)，選修四化學(xué)知識點(diǎn)總結(jié)有機(jī)

化學(xué)
2023-04-19

目錄
選修四化學(xué)涉及的知識點(diǎn)
化學(xué)選修四知識點(diǎn)總結(jié)框架圖
化學(xué)選修4知識點(diǎn)整理
高二化學(xué)選修4知識點(diǎn)歸納全
化學(xué)高二選修四知識點(diǎn)總結(jié)

選修四化學(xué)涉及的知識點(diǎn)

一、自發(fā)反應(yīng)：在一定條件下，無需外界幫助就能自動進(jìn)行的反應(yīng)。

能量判據(jù)：體系趨向于從高能狀態(tài)轉(zhuǎn)變?yōu)榈湍軤顟B(tài)（△H

＜

0）。

對于化學(xué)反應(yīng)而言，絕大多數(shù)的放熱反應(yīng)能自發(fā)進(jìn)行，且放出的熱量越多，體系能量降低越多，反應(yīng)越完全

焓變（△H）是決定反應(yīng)能否自發(fā)進(jìn)行的因素之一，但不是唯一因素

熵：衡量一個體系混亂度的物理量叫做熵，用符號S表示。

對于同一物質(zhì)：S（g）﹥S（l）﹥S（s）

熵變：反應(yīng)前后體系熵的變化叫做反應(yīng)的熵變.用△S表示。

△S=S生成物總熵－S反應(yīng)物總熵

反應(yīng)的△S越大,越有利于反應(yīng)自發(fā)進(jìn)行

熵判據(jù)：凱敬體系趨向于由有序狀態(tài)轉(zhuǎn)變?yōu)闊o序狀態(tài)，即混亂度增加（

△S＞0）。且△S越大，越有利于反應(yīng)自發(fā)進(jìn)行。

正確判斷一個化學(xué)反應(yīng)是否能夠自發(fā)進(jìn)行：

必須綜合考慮反應(yīng)的焓變和熵變

焓變和熵變對反應(yīng)方向的共同影響

判斷依據(jù)：

△G=

△H－T

△S

＜

反應(yīng)能自發(fā)進(jìn)行

△H

該反應(yīng)一定能自發(fā)進(jìn)行；

△H

>0，△S<0

該反應(yīng)一定不能自發(fā)進(jìn)行；

△H

<0，△S<0

該反應(yīng)在較低溫度下能自發(fā)進(jìn)行

△H

>0，△S>0

該反應(yīng)在較高溫度下能自發(fā)進(jìn)行

注意：

1．反應(yīng)的自發(fā)性只能用于判斷反應(yīng)的方向，不能確定反應(yīng)是否一定會發(fā)生和過程發(fā)生的速率。例如金剛石有向石墨轉(zhuǎn)化的傾向，但是能否發(fā)生，什么時候發(fā)生，多快才能完成，就不是能量判據(jù)和熵判據(jù)能解決的問題了。

2．在討論過程的方向時，指的是沒有外界干擾時體系的性質(zhì)。如果允許外界對體系施加某種作用，就可能出現(xiàn)相反的結(jié)果。例如石墨經(jīng)高溫高壓還是可以變?yōu)榻饎偸摹?/p>

二．可逆反應(yīng)

(1)可逆反應(yīng)：在相同條件下，能同時向正、逆反應(yīng)方向進(jìn)行的反應(yīng)。

不可逆反應(yīng)：在一定條件下，進(jìn)行得很徹底或可逆程度很小的反應(yīng)。

(2)可逆反應(yīng)的普遍性：大部分化學(xué)反應(yīng)都是可逆反應(yīng)。

(3)可逆反應(yīng)的特點(diǎn)：

①相同條件下，正反應(yīng)和逆反應(yīng)同時發(fā)生

②反應(yīng)物、生成物共同存在

③可逆反應(yīng)有一定的限度(反應(yīng)不能進(jìn)行到底)

三、化學(xué)平衡

1.化學(xué)平衡狀態(tài)的定義

指在一定條件下的可逆反應(yīng)里，正反應(yīng)和逆反應(yīng)的速率相等，反應(yīng)混合物中各組分的濃度保持不變的狀態(tài)

3.化學(xué)平衡狀態(tài)的標(biāo)志

(1)υ正

υ逆

（本質(zhì)特征）

①

同一種物質(zhì)：該物質(zhì)的生成速率等于它的消耗速率。

②

不同的物質(zhì)：速率之比等于方程式中各物質(zhì)的計(jì)量數(shù)之比，但必須是不同方向的速率。

(2)反應(yīng)混合物中各組成成分的含量保持不變（外部表現(xiàn)）：

①

各組成成分的質(zhì)量、物質(zhì)的量、分子數(shù)、體積（氣體）、物質(zhì)的量濃度均保持不變。

②

各組成成分的質(zhì)量分?jǐn)?shù)、物質(zhì)的量分?jǐn)?shù)、氣體的體積分?jǐn)?shù)均保持不變。

③

若反應(yīng)前后的物質(zhì)都是氣體，且總體積不等，則氣體的總物質(zhì)的量、總壓強(qiáng)（恒溫、恒容）、平均摩爾質(zhì)量、混合氣體的密度（恒溫、恒壓）均保持不變。

④

反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率、產(chǎn)物的產(chǎn)率保持不變。四.化學(xué)平衡常數(shù)

(1)定義:在一定溫度下，當(dāng)一個可逆反應(yīng)達(dá)到化學(xué)平衡時，生成物濃度系數(shù)之冪的積與反應(yīng)物濃度系數(shù)之冪的積比值是一個常數(shù)，這個常數(shù)就是該反應(yīng)的化學(xué)平衡常數(shù)。用

表示。

(2)

表達(dá)式：

aA(g)+bB(g)



cC(g)+

dD(g)

在一定溫度下無論反應(yīng)物的起始濃度如何，反應(yīng)達(dá)平衡狀態(tài)后，將各物質(zhì)的物質(zhì)量濃度代入下式，得到的結(jié)果是一個定值。

這個常數(shù)稱作該反應(yīng)的化學(xué)平衡常數(shù),簡稱平衡常數(shù)

(1)K

的意義：

值越大，說明平衡體系中生成物所占的比例越大，它的正反應(yīng)進(jìn)行的程度大,反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率也越大。因此，平衡常數(shù)的大小能夠衡量一個化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行的程度，又叫反應(yīng)的限度。

(2)一定溫度時，同一個反應(yīng),其化學(xué)方程式書寫方式、配平計(jì)量數(shù)不同，平衡敬掘常數(shù)表達(dá)式不同。

(3)在平衡常數(shù)的表達(dá)式中，物質(zhì)的濃度必須是平衡濃度（固體、純液體不表達(dá)）。在稀溶液中進(jìn)行的反應(yīng)，水的濃度可以看成常數(shù)，不表達(dá)在平衡常數(shù)表達(dá)式中，但非水溶液中的反應(yīng)，如果反應(yīng)物或生成物中有水，此時水的濃度不能看成常數(shù)。

(4)K>105

時,可認(rèn)為反應(yīng)進(jìn)行基本完全。

(5)K只與溫度有關(guān)，與反應(yīng)物或生成物濃度變化無關(guān)，與平衡建立的途徑也無關(guān)，在使用時應(yīng)標(biāo)明溫度。溫度一定時，

值為定值。

、平衡轉(zhuǎn)化率

(1)定義:物質(zhì)在反應(yīng)中已轉(zhuǎn)化的量與該物質(zhì)總量的比值

(2)表達(dá)式:

小結(jié)：反應(yīng)的平衡轉(zhuǎn)化率能表示在一定溫度和一定起始濃度下反應(yīng)進(jìn)行的限度。

利用化學(xué)平衡常數(shù)可預(yù)測一定溫度和各種起始濃度下反應(yīng)進(jìn)行的限度。

(3)產(chǎn)品的產(chǎn)率亮孫核:轉(zhuǎn)化率的研究對象是反應(yīng)物，而產(chǎn)率的研究對象是生成物。

化學(xué)選修四知識點(diǎn)總結(jié)框架圖

《化學(xué)反應(yīng)原理》知識點(diǎn)總結(jié)

第一章：化學(xué)反應(yīng)與能量變化

1、反應(yīng)熱與焓變：△H=H(產(chǎn)物)-H(反應(yīng)物)

2、反應(yīng)熱與物質(zhì)能量的關(guān)系

3、反應(yīng)熱與鍵能的關(guān)系

△H=反應(yīng)物的鍵能總和-生成物的鍵能總和

4、常見的吸熱、放熱反應(yīng)

⑴常見的放熱反應(yīng)：

①活潑金屬與水或酸的反應(yīng)②酸堿中和反應(yīng)③燃燒反應(yīng)④多數(shù)的化合反應(yīng)⑤鋁熱反應(yīng)

⑵常見的吸熱反應(yīng)

①多數(shù)的分解反應(yīng) ②2NH4Cl(s)+Ba(OH)2·8H2O(s)=BaCl2+2NH3+10H2O

③ C(s)+ H2O(g) CO+H2④CO2+ C2 CO

5、反應(yīng)條件與吸熱、放熱的關(guān)系：反應(yīng)是吸熱還是放熱與反應(yīng)的條件沒有必然的聯(lián)系,而取決與反應(yīng)物和產(chǎn)物具有的總能量（或焓）的相對大小.

6、書寫熱化學(xué)方程式除了遵循書寫化學(xué)方程式的要求外,還應(yīng)注意以下幾點(diǎn)：

①放熱反應(yīng)△H為“-”,吸熱反應(yīng)△H為“+”,△H的單位為kJ/mol

②反應(yīng)熱△H與測定條件（溫度、壓強(qiáng)等）有關(guān),因此應(yīng)注意△H的測定條件；絕大多數(shù)化學(xué)反應(yīng)的△H是在298K、101Pa下測定的,可不注明溫度和壓強(qiáng).

③熱化學(xué)方程式中各物質(zhì)化學(xué)式前面的系數(shù)僅表示該物質(zhì)的物質(zhì)的量,并不表示物質(zhì)的分子或原子數(shù),因此化學(xué)計(jì)量數(shù)可以是分?jǐn)?shù)或小數(shù).必須注明物質(zhì)的聚集狀態(tài),熱化學(xué)方程式是表示反應(yīng)已完成的數(shù)量,所以方程式中化學(xué)式前面的計(jì)量數(shù)必須與△H相對應(yīng)；當(dāng)反應(yīng)逆向進(jìn)行時,反應(yīng)熱數(shù)值相等,符號相反.

7、利用蓋斯定律進(jìn)行簡單的計(jì)算

8、電極反應(yīng)的書寫：活性電極：電極本身失電子

⑴電陽極：（與電源的正極相連）發(fā)生氧化反應(yīng) 惰性電極：溶液悄搜辯中陰離子失電子

（放電順序：I->Br->Cl->OH-）

陰極:（與電源的負(fù)極相連）發(fā)生還原反應(yīng),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(yīng)式時,要用實(shí)際放電的離子來表示

②電解反應(yīng)的總方程式要注明“通電”

③若電極反應(yīng)中的離子來自與水或其他弱電解質(zhì)的電離,則總反應(yīng)離子方程式中要用化學(xué)式表示

⑵原電池：負(fù)極：負(fù)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(fù)極與電解質(zhì)溶液不能直接反應(yīng)：O2+4e-+2H2O→4OH-（即發(fā)生吸氧腐蝕）

書寫電極反應(yīng)時要注意電極產(chǎn)物與電解質(zhì)漏蘆溶液中的離子是否反應(yīng),若反應(yīng),則在電極反應(yīng)中應(yīng)寫最終產(chǎn)物.

9、電解原理的應(yīng)用：

⑴氯堿工業(yè)：陽極(石墨):2Cl-→Cl2+2e-( Cl2的檢驗(yàn)：將濕潤的淀粉碘化鉀試紙靠近出氣口,試紙變藍(lán),證明生成了Cl2).

陰極：2H++2e-→H2↑（陰極產(chǎn)物為H2、NaOH.現(xiàn)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(zhì)溶液：硫酸酸化的硫酸銅溶液

⑶電鍍：電啟缺極材料：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(zhì)溶液是用含有鍍層金屬陽離子的鹽溶液.

10、化學(xué)電源

⑴燃料電池：先寫出電池總反應(yīng)（類似于可燃物的燃燒）；

再寫正極反應(yīng)（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(fù)極反應(yīng)=電池反應(yīng)-正極反應(yīng)（必須電子轉(zhuǎn)移相等）

⑵充放電電池：放電時相當(dāng)于原電池,充電時相當(dāng)于電解池（原電池的負(fù)極與電源的負(fù)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(jì)算時遵循電子守恒,常用關(guān)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(fù)極引起的腐蝕>化學(xué)腐蝕>原電池正極>電解陰極

鋼鐵在空氣中主要發(fā)生吸氧腐蝕.負(fù)極：2Fe→2Fe 2++4e-正極：O2+4e-+2H2O→4OH-

總反應(yīng)：2Fe + O2+2H2O＝2Fe(OH)2

第二章：化學(xué)反應(yīng)的方向、限度和速度

1、反應(yīng)方向的判斷依據(jù)：△H-T△S0反應(yīng)不能自發(fā).該判據(jù)指出的是一定條件下,自發(fā)反應(yīng)發(fā)生的可能性,不能說明實(shí)際能否發(fā)生反應(yīng)（計(jì)算時注意單位的換算）課本P40T3

2、化學(xué)平衡常數(shù)：

①平衡常數(shù)的大小反映了化學(xué)反應(yīng)可能進(jìn)行的程度,平衡常數(shù)越大,說明反應(yīng)進(jìn)行的越完全.②純固體或純?nèi)軇﹨⒓拥姆磻?yīng),它們不列入平衡常數(shù)的表達(dá)式

③平衡常數(shù)的表達(dá)式與化學(xué)方程式的書寫方式有關(guān),單位與方程式的書寫形式一一對應(yīng).對于給定的化學(xué)反應(yīng),正逆反應(yīng)的平衡常數(shù)互為倒數(shù)

④化學(xué)平衡常數(shù)受溫度影響,與濃度無關(guān).溫度對化學(xué)平衡的影響是通過影響平衡常數(shù)實(shí)現(xiàn)的.溫度升高,化學(xué)平衡常數(shù)增大還是減小與反應(yīng)吸放熱有關(guān).

3、平衡狀態(tài)的標(biāo)志：①同一物質(zhì)的v正=v逆②各組分的物質(zhì)的量、質(zhì)量、含量、濃度（顏色）保持不變 ③氣體的總物質(zhì)的量、總壓強(qiáng)、氣體的平均分子量保持不變只適用于△vg≠0的反應(yīng)④密度適用于非純氣體反應(yīng)或體積可變的容器

4、惰性氣體對化學(xué)平衡的影響

⑴恒壓時充入惰性氣體,體積必增大,引起反應(yīng)體系濃度的減小,相當(dāng)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(yīng),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(yīng),只要使轉(zhuǎn)化后物質(zhì)的量之比與最初加入的物質(zhì)的量之比相同,均可達(dá)到等效平衡；平衡時各組分的百分含量相同,濃度相同,轉(zhuǎn)化率相同.

②恒溫恒容,△vg=0的反應(yīng),只要使轉(zhuǎn)化后物質(zhì)的量之比與最初加入的物質(zhì)的量之比相同,均可達(dá)到等效平衡；平衡時各組分的百分含量相同,轉(zhuǎn)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(yīng),只要使轉(zhuǎn)化后物質(zhì)的量與最初加入的物質(zhì)的量相同,均可達(dá)到等同平衡；平衡時各組分的物質(zhì)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(yīng)物,平衡右移,增大另一種反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率,但它本身的轉(zhuǎn)化率降低

⑵兩種反應(yīng)物按原比例充,恒容時相當(dāng)于加壓,恒壓時等效平衡

⑶初始按系數(shù)比充入的反應(yīng)物或只充入產(chǎn)物,平衡時再充入產(chǎn)物,恒容時相當(dāng)于加壓,恒壓時等效平衡

化學(xué)反應(yīng)速率:速率的計(jì)算和比較；濃度對化學(xué)速率的影響（溫度、濃度、壓強(qiáng)、催化劑）； V-t圖的分析

第三章物質(zhì)在水溶液中的行為

1、強(qiáng)弱電解質(zhì)：

⑴強(qiáng)電解質(zhì)：完全電離,其溶液中無溶質(zhì)分子,電離方程式用“＝”,且一步電離；強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、大多數(shù)鹽都屬于強(qiáng)電解質(zhì).

⑵弱電解質(zhì)：部分電離,其溶液中存在溶質(zhì)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(zhì)的電離一步完成；弱酸、弱堿、水都是弱電解質(zhì).

⑶常見的堿：KOH、NaOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2是強(qiáng)堿,其余為弱堿；

常見的酸：HCl、HBr、HI、HNO3、H2SO4是強(qiáng)酸,其余為弱酸；

注意：強(qiáng)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(guī)律.溫度、濃度、加入與弱電解質(zhì)相同的離子或與弱電解質(zhì)反應(yīng)的物質(zhì),都會引起平衡的移動

⑵ 電離平衡常數(shù)（Ka或Kb）表征了弱電解質(zhì)的電離能力,一定溫度下,電離常數(shù)越大,弱電解質(zhì)的電離程度越大.Ka或Kb是平衡常數(shù)的一種,與化學(xué)平衡常數(shù)一樣,只受溫度影響.溫度升高,電離常數(shù)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(shù),稱為水的離子積（Kw）；Kw是溫度常數(shù),只受溫度影響,而與H+或OH-濃度無關(guān).

⑶ 溶液的酸堿性是H+與OH- 濃度的相對大小,與某一數(shù)值無直接關(guān)系.

⑷ 當(dāng)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,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(qiáng)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(zhì)是鹽電離出的離子與水電離出H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì),使H+或OH-的濃度減小,從而促進(jìn)水的電離.

⑵影響因素：①溫度：升溫促進(jìn)水解②濃度：稀釋促進(jìn)水解 ③溶液的酸堿性④ 同離子效應(yīng)

⑷水解方程式的書寫：

①單個離子的水一般很微弱,用,產(chǎn)物不標(biāo)“↑”“↓”；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(biāo)出“↑”“↓”.

Ⅱ部分水解,無沉淀、氣體,用,產(chǎn)物不標(biāo)“↑”“↓”；

⑸ 鹽類水解的應(yīng)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(chǎn)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(chǎn)、生活中的一些化學(xué)現(xiàn)象,如明礬凈水、化肥的施用等.（解釋時規(guī)范格式：寫上對應(yīng)的平衡-----條件改變平衡移動-----結(jié)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(zhì)的性質(zhì)和溫度有關(guān),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(shù)比相同的電解質(zhì),Ksp越大,電解質(zhì)在水中的溶解能力越強(qiáng).

⑵ Q>Ksp,有沉淀生成；Q=Ksp,沉淀與溶解處于平衡狀態(tài)；Q

化學(xué)選修4知識點(diǎn)整理

化學(xué)選修4知識點(diǎn)歸納：

1、吸熱反應(yīng)與放熱反應(yīng)的區(qū)別：反應(yīng)是吸熱還是放熱與反應(yīng)的條件沒有必然的聯(lián)系，而決定于反應(yīng)物和生成物具有的總能量（或焓）的相對大小。

2、常見的放熱反應(yīng)：一切燃燒反應(yīng)；活潑金屬與酸或水的反應(yīng)；酸堿中和反應(yīng)；鋁熱反應(yīng)；大多數(shù)化合念鉛反應(yīng)（但有些化合反應(yīng)是吸熱反應(yīng)，如：N2+O2=2NO，CO2+C=2CO等均為吸熱反應(yīng)）。

3、常見的吸熱反應(yīng)：大多數(shù)分解反應(yīng)是吸熱反應(yīng)等也是吸熱反應(yīng)；水解反應(yīng)。

4、根據(jù)熱化學(xué)方程式計(jì)算，反應(yīng)熱與反應(yīng)物各物質(zhì)的物質(zhì)的量成正比。虛擾

5、根據(jù)反應(yīng)物和生成物的總能量計(jì)算。

6、根據(jù)鍵能計(jì)算：ΔH=反應(yīng)物的鍵能總和－生成物的鍵能總和。

7、根據(jù)蓋斯定律計(jì)算：化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)熱只與反應(yīng)的始態(tài)（各反應(yīng)物）和終態(tài)（各生成物）有關(guān)，而與反應(yīng)的途徑無關(guān)。即如果一個反應(yīng)可以分步進(jìn)行，則各分步反應(yīng)的反應(yīng)熱之和與該反應(yīng)一步完成時的反應(yīng)熱是相同的。

8、蓋斯定律的主要用途是用已知反應(yīng)的反應(yīng)熱來推知相關(guān)反應(yīng)的反應(yīng)熱。

9 、化學(xué)平衡狀態(tài)：一定條件（恒溫、恒容或恒壓）下的可逆反應(yīng)里，正反應(yīng)和逆反應(yīng)的速率相等，反應(yīng)混合物（包括反應(yīng)物和生成物）中各仔譽(yù)好組分的濃度保持不變的狀態(tài)。

高二化學(xué)選修4知識點(diǎn)歸納全

［特別提醒］

在比較化學(xué)反應(yīng)速率的大小時，不能簡單直接地進(jìn)行數(shù)據(jù)比較，要做到反應(yīng)速率的單位一致，對應(yīng)物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量數(shù)相同，或換算成同一物質(zhì)的反應(yīng)速率后再進(jìn)行比較

!!!!!!!!!!!!@@@飽和溶液中溶質(zhì)的溶解過程完全停止了嗎？#@@@

沒有！以蔗糖溶解于水為例，蔗糖分子離開蔗糖表面擴(kuò)散到水中的速率與溶解在水中的蔗糖分子在蔗糖表面聚集成為晶體的速率相等。!!!!!!!!!!!!!!即：溶解速率=結(jié)晶速率

達(dá)到了溶解的平衡狀態(tài)，一種動態(tài)平衡!!!!標(biāo)志：反應(yīng)混合物中各組分的

濃度保持不變的狀態(tài)

!!!!!

四、化學(xué)平衡狀態(tài)的特征

(1)逆：可逆反應(yīng)

(2)動：動態(tài)平衡（正逆反應(yīng)仍在進(jìn)行）

(3)等：正反應(yīng)速率=逆反應(yīng)速率

(4)定：反應(yīng)混合物中各組分的濃度保持

不變，各組分的含量一定。

(5)變：條件改變，原平衡被破壞，在新

的條件下建立新的平衡。

@@@@@①“逆”研究對象為可逆反應(yīng)。

②“等”：可逆反應(yīng)達(dá)到平衡時，υ正=υ逆。

第一層含義：用同種物質(zhì)表示反應(yīng)速率時，該物質(zhì)的生成速率=消耗速率

第二層含義：用不同物質(zhì)表示反應(yīng)速率時，某反應(yīng)物的消耗(生成)速率：某生成物的消耗（生成）速率=化學(xué)計(jì)量數(shù)之比@@@@

③“定”：平衡混合物中罩前各組分含量（百分含量、物質(zhì)的量、質(zhì)量、濃度等）不隨時間變化。

④“動”：正逆反應(yīng)同時進(jìn)行，處于動態(tài)平衡。

⑤“變”：一旦條件改變，正逆反應(yīng)速率不再相等，平衡將發(fā)生移動，直至建立新的平衡。

⑥“同”：化學(xué)平衡的建立與反應(yīng)途徑無關(guān)。對同一可逆反應(yīng)，只要條件相同（溫度、濃度、壓強(qiáng)），不論從正反應(yīng)、逆反應(yīng)或正逆反應(yīng)同時進(jìn)行，均能達(dá)到同一平衡狀態(tài)。

五，判斷化學(xué)平衡狀態(tài)的標(biāo)志

（1）任何情況下均可作為標(biāo)志的：

①υ正=υ逆（同一種物質(zhì)）

② 各組分含量(百分含量、物質(zhì)的量、質(zhì)量、物質(zhì)的量濃度)不隨時間變化

③ 某反應(yīng)物的消耗(生成)速率：某生成物的消耗(生成)速率=化學(xué)計(jì)量數(shù)之比

④ 反應(yīng)物轉(zhuǎn)化率不變

（2）在一定條件下可作為標(biāo)志的是

① 對于有色物質(zhì)參加或生成的可逆反應(yīng)體系，顏色不再變化。

② 對于有氣態(tài)物質(zhì)參加或生成的可逆反應(yīng)體系，若反應(yīng)前后氣體的物質(zhì)的量變化不為0，則混合氣體平均相對分子質(zhì)量M和反應(yīng)總壓P不變（恒溫恒容）。

③ 對于恒容絕熱體系，體系的溫度不再變化。

（3）不能作為判斷標(biāo)志的是

① 各物質(zhì)的物質(zhì)的量或濃度變化或反應(yīng)速率之比=化學(xué)計(jì)量數(shù)之比。（任何情況下均適用）

② 有氣態(tài)物質(zhì)參加或生成的反應(yīng)，若反應(yīng)前后氣體的物質(zhì)的量變化為0，則混合氣體平均相對分子質(zhì)量M和反應(yīng)總壓P不變（恒溫恒容）。

。化學(xué)平衡的移動,......

①對平衡體系中的固態(tài)和純液態(tài)物質(zhì)，其濃度可看作一個常數(shù)，增加或減小固態(tài)或液態(tài)純凈物的量并不影響V正、V逆的大小，所以化學(xué)平衡不移動。

②只要是增大濃度，不論增大的是反應(yīng)物濃度，還是生成物濃度，新平衡狀態(tài)下的反應(yīng)速率一定大于原平衡狀態(tài)；減小濃度，新平衡狀態(tài)下的速率一定小于原平衡狀態(tài)。

③反應(yīng)物有兩種或兩種以上, 增加一種物質(zhì)的濃度, 該物質(zhì)的平衡轉(zhuǎn)化率降低, 而其他物質(zhì)的轉(zhuǎn)化率提高。

@@@@增大壓強(qiáng),正逆反應(yīng)速率均增大，但增大倍數(shù)一樣， V’正= V’逆，平衡不移動。@@@@

2NO2 N2O4 ?H =－ 57 KJ

溫度影響：

在其它條件不變的情況下，

升高溫度,平衡向吸熱反應(yīng)方向移動。

降低溫度,平衡向放熱反方向移動

原因：應(yīng)在其它條件不變的情況下, 升高溫度,不管是吸熱反應(yīng)還是放熱反應(yīng),反應(yīng)速率都增物扮清大,但吸熱反應(yīng)增大的倍數(shù)大于放熱反應(yīng)增大的倍數(shù),故平衡向吸熱反應(yīng)的方向移動.

催化劑影響：

同等程缺悔度改變化學(xué)反應(yīng)速率，V正= V逆，只改變反應(yīng)到達(dá)平衡所需要的時間，而不影響化學(xué)平衡的移動

。等效平衡。

一、等效平衡的概念

在一定條件下，可逆反應(yīng)只要起始濃度相當(dāng)，無論經(jīng)過何種途徑，但達(dá)到化學(xué)平衡時，只要同種物質(zhì)的體積分?jǐn)?shù)相同，這樣的平衡稱為等效平衡。（體積分?jǐn)?shù)相同：即平衡混合物各組分的百分含量對應(yīng)相同，但各組分的物質(zhì)的量、濃度可能不同。）

（（（（單個體積除以總的體積））））

歸納總結(jié)：

二、等效平衡的建成條件、判斷方法及產(chǎn)生結(jié)果：

1、恒溫、恒容下對于氣態(tài)物質(zhì)反應(yīng)前后分子數(shù)變化的可逆反應(yīng)等效平衡的

判斷方法是:

使用極限轉(zhuǎn)化的方法將各種情況變換成同一反應(yīng)物或生成物，然后觀察有關(guān)物質(zhì)的物質(zhì)的量是否對應(yīng)相等。

產(chǎn)生結(jié)果：各組分百分量、c相同，n同比例變化

1恒溫恒容(△n(g)≠0)投料換算成相同物質(zhì)表示時量相同，兩次平衡時各組分百分量、n、c均相同

2恒溫恒容(△n(g)=0) 投料換算成相同物質(zhì)表示時等比例，兩次平衡時各組分百分量相同，n、c同比例變化

3恒溫恒壓投料換算成相同物質(zhì)表示時等比例，兩次平衡時各組分百分量、c相同，n同比例變化。

復(fù)習(xí)回憶

平衡移動原理（勒沙特列原理）？

如果改變影響平衡的條件（如濃度、壓強(qiáng)、或溫度）等，平衡就向能減弱這種改變的方向移動。

化學(xué)平衡常數(shù)

一定溫度下，對于已達(dá)平衡的反應(yīng)體

系中，生成物以它的化學(xué)計(jì)量數(shù)為乘冪的濃度之積除以反應(yīng)物以它的化學(xué)計(jì)量數(shù)為乘冪的濃度之積是個常數(shù)這個常數(shù)叫做該反應(yīng)的化學(xué)平衡常數(shù)

三、書寫平衡常數(shù)關(guān)系式的規(guī)則

1、如果反應(yīng)中有固體和純液體參加，它們的濃度不應(yīng)寫在平衡關(guān)系式中，因?yàn)樗鼈兊臐舛仁枪潭ú蛔兊模瘜W(xué)平衡關(guān)系式中只包括氣態(tài)物質(zhì)和溶液中各溶質(zhì)的濃度。如：

CaCO3(s)?CaO(s)+CO2(g)

K=[CO2]

CO2(g)+H2(g)?CO(g)+H2O(l)

K=[CO]/([CO2][H2])

⒈平衡常數(shù)的數(shù)值大小可以判斷反應(yīng)進(jìn)行的程度，估計(jì)反應(yīng)的可能性。因?yàn)槠胶鉅顟B(tài)是反應(yīng)進(jìn)行的最大限度。如：

N2(g)+O2(g)?2NO(g)

Kc=1×10-30(298K)

這意味著298K時，N2和O2基本上沒有進(jìn)行反應(yīng)，反之NO分解的逆反應(yīng)在該溫度下將幾乎完全進(jìn)行，平衡時NO實(shí)際上全部分解為N2和O2

2、平衡常數(shù)數(shù)值的大小，只能大致告訴我們一個可逆反應(yīng)的正向反應(yīng)所進(jìn)行的最大程度，并不能預(yù)示反應(yīng)達(dá)到平衡所需要的時間。如：

2SO2(g)+O2===2SO3(g)

298K時K很大，但由于速度太慢，常溫時，幾乎不發(fā)生反應(yīng)。

3、平衡常數(shù)數(shù)值極小的反應(yīng)，說明正反應(yīng)在該條件下不可能進(jìn)行，如:

N2+O2?2NO

Kc=10-30(298K)所以常溫下用此反應(yīng)固定氮?dú)馐遣豢赡艿摹Ｒ虼藳]有必要在該條件下進(jìn)行實(shí)驗(yàn)，以免浪費(fèi)人力物力。或者改變條件使反應(yīng)在新的條件下進(jìn)行比較好一些。

五.平衡轉(zhuǎn)化率

平衡轉(zhuǎn)化率是指平衡時已轉(zhuǎn)化了的某反應(yīng)物的量與轉(zhuǎn)化前該反應(yīng)物的量之比。

自發(fā)過程：在一定條件下，不借助外部力量就能自動進(jìn)行的過程

能量趨于最低（高山流水）

二、反應(yīng)焓變與反應(yīng)方向

△日常生活中長期積累的經(jīng)驗(yàn)而總結(jié)得到一條經(jīng)驗(yàn)規(guī)律→能量判據(jù)∶

體系趨向于從高能狀態(tài)轉(zhuǎn)變?yōu)榈湍軤顟B(tài)（這時體系會對外做功或者釋放熱量～△H ﹤0）。

多數(shù)能自發(fā)進(jìn)行的化學(xué)反應(yīng)是放熱反應(yīng)，

如常溫、常壓下，氫氧化亞鐵被氧化為氫氧化鐵的反應(yīng)是自發(fā)的，但是，有不少吸熱反應(yīng)也能自發(fā)進(jìn)行，

三、反應(yīng)熵變與反應(yīng)方向

為了解釋這樣一類與能量狀態(tài)的高低無關(guān)的過程的自發(fā)性，提出了在自然界還存在著另一種能夠推動體系變化的因素→

1、在密閉條件下，體系由有序自發(fā)地轉(zhuǎn)變?yōu)闊o序的傾向～稱為熵。

由大量粒子組成的體系中，用熵來描述體系的混亂度，

2、符號用S表示。

3、熵值越大，體系混亂度越大。同一物質(zhì)，S（g）﹥S（l）﹥S（s）。許多熵增反應(yīng)在常溫常壓下能自發(fā)進(jìn)行，有些在室溫條件下不能自發(fā)進(jìn)行，但在較高溫度下則能自發(fā)進(jìn)行。

在一定條件下，一個化學(xué)反應(yīng)能否自發(fā)進(jìn)行，既可能與反應(yīng)焓變（△H）有關(guān)，又可能與反應(yīng)熵變（△S）有關(guān)。在溫度、壓強(qiáng)一定的條件下，我們要判別化學(xué)反應(yīng)的方向要考慮△H、 △S共同影響的結(jié)果。

焓判據(jù)和熵判據(jù)的應(yīng)用

1、由焓判據(jù)知∶放熱過程（△H﹤0）常常是容易自發(fā)進(jìn)行；

2、由熵判據(jù)知∶若干熵增加（△S﹥0）的過程是自發(fā)的；

3、很多情況下，簡單地只用其中一個判據(jù)去判斷同一個反應(yīng)，可能會出現(xiàn)相反的判斷結(jié)果，所以我們應(yīng)兩個判據(jù)兼顧。由能量判據(jù)（以焓變?yōu)榛A(chǔ)）和熵判據(jù)組合成的復(fù)合判據(jù)－自由能將更適合于所有的反應(yīng)過程。

◎鹽類水解的規(guī)律：

※誰弱誰水解，※誰強(qiáng)顯誰性，※都強(qiáng)不水解。

鹽類水解一般是比較微弱的，通常用可逆符號表示，同時無沉淀和氣體產(chǎn)生。

多元弱酸的酸根離子水解是分步進(jìn)行的，第一步水解程度比第二水解程度大，故相同物質(zhì)的量濃度的Na2CO3和NaHCO3溶液，Na2CO3溶液堿性比NaHCO3強(qiáng)。

對于發(fā)生雙水解的鹽類，因水解徹底，故用“===”，同時有沉淀和氣體產(chǎn)生。

化學(xué)高二選修四知識點(diǎn)總結(jié)

作為知識分子，不應(yīng)該也不會排斥團(tuán)隊(duì)協(xié)作和團(tuán)隊(duì)精神，但他在團(tuán)隊(duì)里，是有一個“獨(dú)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(xué)選修的知識，希望能夠幫助大家，歡迎閱讀!

高考化學(xué)選修的知識1

同分異構(gòu)體

化合物具有相同的分子式，但具有不同結(jié)構(gòu)的現(xiàn)象叫做同分異構(gòu)現(xiàn)象。具有同分異構(gòu)現(xiàn)象的化合物互稱同分異構(gòu)體。

1、同分異構(gòu)體的種類：

⑴ 碳鏈異構(gòu)：指碳原子之間連接成不同的鏈狀或環(huán)狀結(jié)構(gòu)而造成的異構(gòu)。如C5H12有三種同分異構(gòu)體，即正戊烷、異戊烷和新戊烷。

⑵ 位置異構(gòu)：指官能團(tuán)或取代基在在碳鏈上的位置不同而造成的異構(gòu)。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(gòu)：指官能團(tuán)不同而造成的異構(gòu)，也叫官能團(tuán)異構(gòu)。如1—丁炔與1，3—丁二烯、丙烯與環(huán)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(gòu)方式：如順反異構(gòu)、對映異構(gòu)(也叫做鏡像異構(gòu)或手性異構(gòu))等，在中學(xué)階段的信息題中屢有涉及。

2、同分異構(gòu)體的書寫規(guī)律：

⑴ 烷烴(只可能存在碳鏈異構(gòu))的書寫規(guī)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(tuán)的化合物如烯烴、炔烴、醇、酮等，它們具有碳鏈異構(gòu)、官能團(tuán)位置異構(gòu)、異類異構(gòu)，書寫按順序考慮。一般情況是碳鏈異構(gòu)→官能團(tuán)位置異構(gòu)→異類異構(gòu)。

⑶ 芳香族化合物：二元取代物的取代基在苯環(huán)上的相對位置具有鄰、間、對三種。

3、判斷同分異構(gòu)體的常見方法：

⑴ 記憶法：

① 碳原子數(shù)目1~5的烷烴異構(gòu)體數(shù)目：甲烷、乙烷和丙烷均無異構(gòu)體，丁烷有兩種異構(gòu)體，戊烷滾鄭有三種異構(gòu)體。

②碳原子數(shù)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(tuán)連接法：將有機(jī)物看成由基團(tuán)連接而成，由基團(tuán)的異構(gòu)數(shù)目可推斷有機(jī)物的異構(gòu)體數(shù)目。

如：丁基有四種，丁醇(看作丁裂攜基與羥基連接而成)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(zhuǎn)換法：將有機(jī)物分子中的不同原子或基團(tuán)進(jìn)行等同轉(zhuǎn)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(jié)構(gòu)，那么五氯乙烷有多少種?假設(shè)把五氯乙烷分子中的Cl原子轉(zhuǎn)換為H原子，而H原子轉(zhuǎn)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(jié)構(gòu)。同樣，二氯乙烷有兩種結(jié)構(gòu)，四氯乙烷也有兩種結(jié)構(gòu)。

⑷ 等效氫法：等效氫指在有機(jī)物分子中處于相同位置的氫原子。等效氫任一原子若被相同取代基取代所得產(chǎn)物都屬于同一物質(zhì)。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于同一個碳原子上，故新戊烷分子中的12個氫原子等效。

③ 同一分子中處于鏡面對稱(或軸對稱)位置的氫原子等效。

高考化學(xué)選修的知識2

有機(jī)物的命名法

1、烷烴的命名法

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(shù)決定)

⑵ 找支鏈：就近不就遠(yuǎn)。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(xiàn)不同的取代基時，簡單的取代基優(yōu)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，后寫烷烴的名稱;取代基的排列順序從簡單到復(fù)雜;相同的取大源頌代基合并以漢字?jǐn)?shù)字標(biāo)明數(shù)目;取代基的位置以主鏈碳原子的阿拉伯?dāng)?shù)字編號標(biāo)明寫在表示取代基數(shù)目的漢字之前，位置編號之間以“，”相隔，阿拉伯?dāng)?shù)字與漢字之間以“—”相連。

2、含有官能團(tuán)的化合物的命名

⑴定母體：根據(jù)化合物分子中的官能團(tuán)確定母體。如：含碳碳雙鍵的化合物，以烯為母體，化合物的最后名稱為“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(tuán)的最長碳鏈為主鏈。

⑶ 命名：官能團(tuán)編號最小化。其他規(guī)則與烷烴相似。

高考化學(xué)選修的知識3

能與溴水發(fā)生化學(xué)反應(yīng)而使溴水褪色或變色的物質(zhì)

1、有機(jī)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(chǎn)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)