化學選修4知識點歸納？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。 高中化學選修4知識重點歸納2 1、那么，化學選修4知識點歸納？一起來了解一下吧。
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，反應所釋放或薯隱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，反應遲升為吸熱反應；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)。
高中有機化學基礎知識總結概括
1、常溫常壓下為氣態的有機物：1～4個碳原子的烴，一氯甲烷、新戊烷、甲醛。
2、碳原子較少的醛、醇、羧酸（如甘油、乙醇、乙醛、乙酸）易溶于水；液態烴（如苯、汽油）、盯如鹵代烴（溴苯）、硝基化合物（硝基苯）、醚、酯（乙酸乙酯）都難溶于水；苯酚在常溫微溶與水，但高于65℃任意比互溶。
3、所有烴、酯、一氯烷烴的密度都小于水；一溴烷烴、多鹵代烴、硝基化合物的密度都大于水。
4、能使溴水反應褪色的有機物有：烯烴、炔烴、苯酚、醛、含不飽和碳碳鍵（碳碳雙鍵、碳碳叁鍵）的有機物。能使溴水萃取褪色的有：苯、苯的同系物（甲苯）、CCl4、氯仿、液態烷烴等。
5、能使酸性高錳酸鉀溶液褪色的有機物：烯烴、炔烴、苯的同系物、醇類、醛類、含不飽和碳碳鍵的有機物、酚類（苯酚）。
6、碳原子個數相同時互為同分異構體的不同類物質：烯烴和環烷烴、炔烴和二烯烴、飽和一元醇和醚、飽和一元醛和酮、飽和一元羧酸和酯、芳香醇和酚、硝基化合物和氨基酸。
7、無同分異構體的有機物是：烷烴：CH4、C2H6、C3H8；烯烴：C2H4；炔烴：C2H2；氯代烴：CH3Cl、CH2Cl2、CHCl3、CCl4、C2H5Cl；醇：CH4O；醛：CH2O、C2H4O；酸：CH2O2。
《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+10H2O
③ C(s)+ H2O(g) CO+H2④CO2+ C2 CO
5、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/mol
②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電陽極：（與電源的正極相連）發生氧化反應 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漏蘆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△S0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,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；Q
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電極用導線相連并插入電解液構成閉合回路
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、太陽能電池仔御、原子能電池
2、化學電池：借助于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：堿性鋅錳電池、鋅銀電池、鋰電池等
二、二次電池
1、二次電池：放電后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。
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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：在恒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酸堿中和反應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芹行渣應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熱化學反應帶皮方程式要指明反應時的溫度和壓強。
以上就是化學選修4知識點歸納的全部內容，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:借助于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:堿性鋅錳電池、鋅銀電池、鋰電池等二、二次電池1、。
