选修四化学总结(25篇)

选修四化学总结(25篇)一、化学反应的限度

1、化学平衡常数

（1）对达到平衡的可逆反应，生成物浓度的系数次方的乘积与反应物浓度的系数次方的乘积之比为一常数，该常数称为化学平衡常数，用符号K表示。

（2）平衡常数K的大小反映了化学反应可能进行的程度（即反应限度），平衡常数越大，说明反应可以进行得越完全。

（3）平衡常数表达式与化学方程式的书写方式有关。对于给定的可逆反应，正逆反应的平衡常数互为倒数。

（4）借助平衡常数，可以判断反应是否到平衡状态：当反应的浓度商Qc与平衡常数Kc相等时，说明反应达到平衡状态。

2、反应的平衡转化率

（1）平衡转化率是用转化的反应物的浓度与该反应物初始浓度的比值来表示。如反应物A的平衡转化率的表达式为：

α（A）=

（2）平衡正向移动不一定使反应物的平衡转化率提高。提高一种反应物的.浓度，可使另一反应物的平衡转化率提高。

（3）平衡常数与反应物的平衡转化率之间可以相互计算。

3、反应条件对化学平衡的影响

（1）温度的影响

升高温度使化学平衡向吸热方向移动；降低温度使化学平衡向放热方向移动。温度对化学平衡的影响是通过改变平衡常数实现的。

（2）浓度的影响

增大生成物浓度或减小反应物浓度，平衡向逆反应方向移动；增大反应物浓度或减小生成物浓度，平衡向正反应方向移动。

温度一定时，改变浓度能引起平衡移动，但平衡常数不变。化工生产中，常通过增加某一价廉易得的反应物浓度，来提高另一昂贵的反应物的转化率。

（3）压强的影响

ΔVg=0的反应，改变压强，化学平衡状态不变。

ΔVg≠0的反应，增大压强，化学平衡向气态物质体积减小的方向移动。

（4）勒夏特列原理

由温度、浓度、压强对平衡移动的影响可得出勒夏特列原理：如果改变影响平衡的一个条件（浓度、压强、温度等）平衡向能够减弱这种改变的方向移动。

选修四化学总结第2篇

1、难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识

(1)溶解度小于的电解质称难溶电解质。

(2)反应后离子浓度降至1_10-5以下的反应为完全反应。如酸碱中和时[H+]降至10-7mol/L10-5mol/L，故为完全反应，用“=”，常见的难溶物在水中的离子浓度均远低于10-5mol/L，故均用“=”。

(3)难溶并非不溶，任何难溶物在水中均存在溶解平衡。

(4)掌握三种微溶物质：CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4

(5)溶解平衡常为吸热，但Ca(OH)2为放热，升温其溶解度减少。

(6)溶解平衡存在的前提是：必须存在沉淀，否则不存在平衡。

2、溶解平衡方程式的书写

意在沉淀后用(s)标明状态，并用“?”。如：Ag2S(s)?2Ag+(aq)+S2-(aq)

3、沉淀生成的三种主要方式

(1)加沉淀剂法：Ksp越小(即沉淀越难溶)，沉淀越完全；沉淀剂过量能使沉淀更完全。

(2)调pH值除某些易水解的金属阳离子：如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。

(3)氧化还原沉淀法：

(4)同离子效应法

4、沉淀的溶解：

沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移动。常采用的方法有：①酸碱；②氧化还原；③沉淀转化。

5、沉淀的转化：

溶解度大的生成溶解度小的，溶解度小的生成溶解度更小的。

如：AgNO3→AgCl(白色沉淀)→AgBr(淡黄色)→AgI(黄色)→Ag2S(黑色)

6、溶度积(Ksp)

1)、定义：在一定条件下，难溶电解质电解质溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉淀的速率，溶液中各离子的浓度保持不变的状态。

2)、表达式：AmBn(s)mAn+(aq)+nBm-(aq)

Ksp=[c(An+)]m?[c(Bm-)]n

3)、影响因素：

外因：①浓度：加水，平衡向溶解方向移动。

②温度：升温，多数平衡向溶解方向移动。

4)、溶度积规则

QC(离子积)>KSP有沉淀析出

QC=KSP平衡状态

选修四化学总结第3篇

非金属及其化合物

硅及其化合物Si

硅元素在地壳中的含量排第二，在自然界中没有游离态的硅，只有以化合态存在的硅，常见的是二氧化硅、硅酸盐等。

硅的原子结构示意图为，硅元素位于元素周期表第三周期第ⅣA族，硅原子最外层有4个电子，既不易失去电子又不易得到电子，主要形成四价的化合物。

1、单质硅(Si)：

(1)物理性质：有金属光泽的灰黑色固体，熔点高，硬度大。

(2)化学性质：

①常温下化学性质不活泼，只能跟F2、HF和NaOH溶液反应。

Si+2F2=SiF4

Si+4HF=SiF4↑+2H2↑

Si+2NaOH+H2O=Na2SiO3+2H2↑

②在高温条件下，单质硅能与O2和Cl2等非金属单质反应。

(3)用途：太阳能电池、计算机芯片以及半导体材料等。

(4)硅的制备：工业上，用C在高温下还原SiO2可制得粗硅。

SiO2+2C=Si(粗)+2CO↑

Si(粗)+2Cl2=SiCl4

SiCl4+2H2=Si(纯)+4HCl

2、二氧化硅(SiO2)：

(1)SiO2的空间结构：立体网状结构，SiO2直接由原子构成，不存在单个SiO2分子。

(2)物理性质：熔点高，硬度大，不溶于水。

(3)化学性质：SiO2常温下化学性质很不活泼，不与水、酸反应(氢氟酸除外)，能与强碱溶液、氢氟酸反应，高温条件下可以与碱性氧化物反应：

①与强碱反应：SiO2+2NaOH=Na2SiO3+H2O(生成的硅酸钠具有粘性，所以不能用带磨口玻璃塞试剂瓶存放NaOH溶液和Na2SiO3溶液，避免Na2SiO3将瓶塞和试剂瓶粘住，打不开，应用橡皮塞)。

②与氢氟酸反应[SiO2的特性]：SiO2+4HF=SiF4↑+2H2O(利用此反应，氢氟酸能雕刻玻璃;氢氟酸不能用玻璃试剂瓶存放，应用塑料瓶)。

③高温下与碱性氧化物反应：SiO2+CaOCaSiO3

(4)用途：光导纤维、玛瑙饰物、石英坩埚、水晶镜片、石英钟、仪器轴承、玻璃和建筑材料等。

3、硅酸(H2SiO3)：

(1)物理性质：不溶于水的白色胶状物，能形成硅胶，吸附水分能力强。

(2)化学性质：H2SiO3是一种弱酸，酸性比碳酸还要弱，其酸酐为SiO2，但SiO2不溶于水，故不能直接由SiO2溶于水制得，而用可溶性硅酸盐与酸反应制取：(强酸制弱酸原理)

Na2SiO3+2HCl=2NaCl+H2SiO3↓

Na2SiO3+CO2+H2O=H2SiO3↓+Na2CO3(此方程式证明酸性：H2SiO3

(3)用途：硅胶作干燥剂、催化剂的载体。

4、硅酸盐

硅酸盐：硅酸盐是由硅、氧、金属元素组成的化合物的总称。硅酸盐种类很多，大多数难溶于水，最常见的可溶性硅酸盐是Na2SiO3，Na2SiO3的水溶液俗称水玻璃，又称泡花碱，是一种无色粘稠的液体，可以作黏胶剂和木材防火剂。硅酸钠水溶液久置在空气中容易变质：

Na2SiO3+CO2+H2O=Na2CO3+H2SiO3↓(有白色沉淀生成)

传统硅酸盐工业三大产品有：玻璃、陶瓷、水泥。

硅酸盐由于组成比较复杂，常用氧化物的形式表示：活泼金属氧化物→较活泼金属氧化物→二氧化硅→水。氧化物前系数配置原则：除氧元素外，其他元素按配置前后原子个数守恒原则配置系数。

硅酸钠：Na2SiO3Na2O·SiO2

硅酸钙：CaSiO3CaO·SiO2

高岭石：Al2(Si2O5)(OH)4Al2O3·2SiO2·2H2O

选修四化学总结第4篇

1.化学反应速率（v）

⑴定义：用来衡量化学反应的快慢，单位时间内反应物或生成物的物质的量的变化

⑵表示方法：单位时间内反应浓度的减少或生成物浓度的增加来表示

⑶计算公式：v=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：浓度变化，Δt：时间）单位：mol/（L·s）

⑷影响因素：

①决定因素（内因）：反应物的性质（决定因素）

②条件因素（外因）：反应所处的条件

※注意：（1）、参加反应的物质为固体和液体，由于压强的变化对浓度几乎无影响，可以认为反应速率不变。

（2）、惰性气体对于速率的影响

①恒温恒容时：充入惰性气体→总压增大，但是各分压不变，各物质浓度不变→反应速率不变

②恒温恒体时：充入惰性气体→体积增大→各反应物浓度减小→反应速率减慢

选修四化学总结第5篇

1．反应热：一定条件下，一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量

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△H0

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

选修四化学总结第6篇

化学反应的速率

1、化学反应是怎样进行的

（1）基元反应：能够一步完成的反应称为基元反应，大多数化学反应都是分几步完成的。

（2）反应历程：平时写的化学方程式是由几个基元反应组成的总反应。总反应中用基元反应构成的反应序列称为反应历程，又称反应机理。

（3）不同反应的反应历程不同。同一反应在不同条件下的反应历程也可能不同，反应历程的差别又造成了反应速率的不同。

2、化学反应速率

（1）概念：单位时间内反应物的减小量或生成物的增加量可以表示反应的快慢，即反应的速率，用符号v表示。

（2）表达式：

（3）特点对某一具体反应，用不同物质表示化学反应速率时所得的数值可能不同，但各物质表示的.化学反应速率之比等于化学方程式中各物质的系数之比。

3、浓度对反应速率的影响

（1）反应速率常数（K）反应速率常数（K）表示单位浓度下的化学反应速率，通常，反应速率常数越大，反应进行得越快。反应速率常数与浓度无关，受温度、催化剂、固体表面性质等因素的影响。

（2）浓度对反应速率的影响增大反应物浓度，正反应速率增大，减小反应物浓度，正反应速率减小。增大生成物浓度，逆反应速率增大，减小生成物浓度，逆反应速率减小。

（3）压强对反应速率的影响压强只影响气体，对只涉及固体、液体的反应，压强的改变对反应速率几乎无影响。压强对反应速率的影响，实际上是浓度对反应速率的影响，因为压强的改变是通过改变容器容积引起的。压缩容器容积，气体压强增大，气体物质的浓度都增大，正、逆反应速率都增加；增大容器容积，气体压强减小；气体物质的浓度都减小，正、逆反应速率都减小。

4、温度对化学反应速率的影响

（1）经验公式阿伦尼乌斯总结出了反应速率常数与温度之间关系的经验公式：式中A为比例系数，e为自然对数的底，R为摩尔气体常数量，Ea为活化能。由公式知，当Ea>0时，升高温度，反应速率常数增大，化学反应速率也随之增大。可知，温度对化学反应速率的影响与活化能有关。

（2）活化能Ea。活化能Ea是活化分子的平均能量与反应物分子平均能量之差。不同反应的活化能不同，有的相差很大。活化能Ea值越大，改变温度对反应速率的影响越大。

5、催化剂对化学反应速率的影响

（1）催化剂对化学反应速率影响的规律：催化剂大多能加快反应速率，原因是催化剂能通过参加反应，改变反应历程，降低反应的活化能来有效提高反应速率。

（2）催化剂的特点：催化剂能加快反应速率而在反应前后本身的质量和化学性质不变。催化剂具有选择性。催化剂不能改变化学反应的平衡常数，不引起化学平衡的移动，不能改变平衡转化率。

选修四化学总结第7篇

第一章、化学反应与能量转化

化学反应的实质是反应物化学键的断裂和生成物化学键的形成，化学反应过程中伴随着能量的释放或吸收。

一、化学反应的热效应

1、化学反应的反应热

(1)反应热的概念：

当化学反应在一定的温度下进行时，反应所释放或吸收的热量称为该反应在此温度下的热效应，简称反应热。用符号Q表示。

(2)反应热与吸热反应、放热反应的关系。

Q>0时，反应为吸热反应;Q0时，反应为放热反应。

(3)反应热的测定

测定反应热的仪器为量热计，可测出反应前后溶液温度的变化，根据体系的热容可计算出反应热，计算公式如下：

Q=-C(T2-T1)

式中C表示体系的热容，T1、T2分别表示反应前和反应后体系的温度。实验室经常测定中和反应的反应热。

2、化学反应的焓变

(1)反应焓变

物质所具有的能量是物质固有的性质，可以用称为“焓”的物理量来描述，符号为H，单位为kJ·mol-1。

反应产物的总焓与反应物的总焓之差称为反应焓变，用ΔH表示。

(2)反应焓变ΔH与反应热Q的关系。

对于等压条件下进行的化学反应，若反应中物质的能量变化全部转化为热能，则该反应的反应热等于反应焓变，其数学表达式为：Qp=ΔH=H(反应产物)-H(反应物)。

(3)反应焓变与吸热反应，放热反应的关系：

ΔH>0，反应吸收能量，为吸热反应。

ΔH0，反应释放能量，为放热反应。

(4)反应焓变与热化学方程式：

把一个化学反应中物质的变化和反应焓变同时表示出来的化学方程式称为热化学方程式，如：H2(g)+

O2(g)=H2O(l);ΔH(298K)=·mol-1

书写热化学方程式应注意以下几点：

①化学式后面要注明物质的聚集状态：固态(s)、液态(l)、气态(g)、溶液(aq)。

②化学方程式后面写上反应焓变ΔH，ΔH的单位是J·mol-1或kJ·mol-1，且ΔH后注明反应温度。

③热化学方程式中物质的系数加倍，ΔH的数值也相应加倍。

3、反应焓变的计算

(1)盖斯定律

对于一个化学反应，无论是一步完成，还是分几步完成，其反应焓变一样，这一规律称为盖斯定律。

(2)利用盖斯定律进行反应焓变的计算。

常见题型是给出几个热化学方程式，合并出题目所求的热化学方程式，根据盖斯定律可知，该方程式的ΔH为上述各热化学方程式的ΔH的代数和。

(3)根据标准摩尔生成焓，ΔfHmθ计算反应焓变ΔH。

对任意反应：aA+bB=cC+dD

ΔH=[cΔfHmθ(C)+dΔfHmθ(D)]-[aΔfHmθ(A)+bΔfHmθ(B)]

第二章、化学平衡

一、化学反应的速率

1、化学反应是怎样进行的

(1)基元反应：能够一步完成的反应称为基元反应，大多数化学反应都是分几步完成的。

(2)反应历程：平时写的化学方程式是由几个基元反应组成的总反应。总反应中用基元反应构成的反应序列称为反应历程，又称反应机理。

(3)不同反应的反应历程不同。同一反应在不同条件下的反应历程也可能不同，反应历程的差别又造成了反应速率的不同。

2、化学反应速率

(1)概念：

单位时间内反应物的减小量或生成物的增加量可以表示反应的快慢，即反应的速率，用符号v表示。

(2)表达式：v=△c/△t

(3)特点

对某一具体反应，用不同物质表示化学反应速率时所得的数值可能不同，但各物质表示的化学反应速率之比等于化学方程式中各物质的系数之比。

3、浓度对反应速率的影响

(1)反应速率常数(K)

反应速率常数(K)表示单位浓度下的化学反应速率，通常，反应速率常数越大，反应进行得越快。反应速率常数与浓度无关，受温度、催化剂、固体表面性质等因素的影响。

(2)浓度对反应速率的影响

增大反应物浓度，正反应速率增大，减小反应物浓度，正反应速率减小。

增大生成物浓度，逆反应速率增大，减小生成物浓度，逆反应速率减小。

(3)压强对反应速率的影响

压强只影响气体，对只涉及固体、液体的反应，压强的改变对反应速率几乎无影响。

压强对反应速率的影响，实际上是浓度对反应速率的影响，因为压强的改变是通过改变容器容积引起的。压缩容器容积，气体压强增大，气体物质的浓度都增大，正、逆反应速率都增加;增大容器容积，气体压强减小;气体物质的浓度都减小，正、逆反应速率都减小。

4、温度对化学反应速率的影响

(1)经验公式

阿伦尼乌斯总结出了反应速率常数与温度之间关系的经验公式：

式中A为比例系数，e为自然对数的底，R为摩尔气体常数量，Ea为活化能。

由公式知，当Ea>0时，升高温度，反应速率常数增大，化学反应速率也随之增大。可知，温度对化学反应速率的影响与活化能有关。

(2)活化能Ea。

活化能Ea是活化分子的平均能量与反应物分子平均能量之差。不同反应的活化能不同，有的相差很大。活化能Ea值越大，改变温度对反应速率的影响越大。

5、催化剂对化学反应速率的影响

(1)催化剂对化学反应速率影响的规律：

催化剂大多能加快反应速率，原因是催化剂能通过参加反应，改变反应历程，降低反应的活化能来有效提高反应速率。

(2)催化剂的特点：

催化剂能加快反应速率而在反应前后本身的质量和化学性质不变。

催化剂具有选择性。

催化剂不能改变化学反应的平衡常数，不引起化学平衡的移动，不能改变平衡转化率。

二、化学反应条件的优化——工业合成氨

1、合成氨反应的限度

合成氨反应是一个放热反应，同时也是气体物质的量减小的熵减反应，故降低温度、增大压强将有利于化学平衡向生成氨的方向移动。

2、合成氨反应的速率

(1)高压既有利于平衡向生成氨的方向移动，又使反应速率加快，但高压对设备的要求也高，故压强不能特别大。

(2)反应过程中将氨从混合气中分离出去，能保持较高的反应速率。

(3)温度越高，反应速率进行得越快，但温度过高，平衡向氨分解的方向移动，不利于氨的合成。

(4)加入催化剂能大幅度加快反应速率。

3、合成氨的适宜条件

在合成氨生产中，达到高转化率与高反应速率所需要的条件有时是矛盾的，故应该寻找以较高反应速率并获得适当平衡转化率的反应条件：一般用铁做催化剂，控制反应温度在700K左右，压强范围大致在1×107Pa～1×108Pa之间，并采用N2与H2分压为1∶的投料比。

三、化学反应的限度

1、化学平衡常数

(1)对达到平衡的可逆反应，生成物浓度的系数次方的乘积与反应物浓度的系数次方的乘积之比为一常数，该常数称为化学平衡常数，用符号K表示。

(2)平衡常数K的大小反映了化学反应可能进行的程度(即反应限度)，平衡常数越大，说明反应可以进行得越完全。

(3)平衡常数表达式与化学方程式的书写方式有关。对于给定的可逆反应，正逆反应的平衡常数互为倒数。

(4)借助平衡常数，可以判断反应是否到平衡状态：当反应的浓度商Qc与平衡常数Kc相等时，说明反应达到平衡状态。

2、反应的平衡转化率

(1)平衡转化率是用转化的反应物的浓度与该反应物初始浓度的比值来表示。如反应物A的平衡转化率的表达式为：

α(A)=

(2)平衡正向移动不一定使反应物的平衡转化率提高。提高一种反应物的浓度，可使另一反应物的平衡转化率提高。

(3)平衡常数与反应物的平衡转化率之间可以相互计算。

3、反应条件对化学平衡的影响

(1)温度的影响

升高温度使化学平衡向吸热方向移动;降低温度使化学平衡向放热方向移动。温度对化学平衡的影响是通过改变平衡常数实现的。

(2)浓度的影响

增大生成物浓度或减小反应物浓度，平衡向逆反应方向移动;增大反应物浓度或减小生成物浓度，平衡向正反应方向移动。

温度一定时，改变浓度能引起平衡移动，但平衡常数不变。化工生产中，常通过增加某一价廉易得的反应物浓度，来提高另一昂贵的反应物的转化率。

(3)压强的影响

ΔVg=0的反应，改变压强，化学平衡状态不变。

ΔVg≠0的反应，增大压强，化学平衡向气态物质体积减小的方向移动。

(4)勒夏特列原理

由温度、浓度、压强对平衡移动的影响可得出勒夏特列原理：如果改变影响平衡的一个条件(浓度、压强、温度等)平衡向能够减弱这种改变的方向移动。

四、化学反应的方向

1、反应焓变与反应方向

放热反应多数能自发进行，即ΔH0的反应大多能自发进行。有些吸热反应也能自发进行。如NH4HCO3与CH3COOH的反应。有些吸热反应室温下不能进行，但在较高温度下能自发进行，如CaCO3高温下分解生成CaO、CO2。

2、反应熵变与反应方向

熵是描述体系混乱度的`概念，熵值越大，体系混乱度越大。反应的熵变ΔS为反应产物总熵与反应物总熵之差。产生气体的反应为熵增加反应，熵增加有利于反应的自发进行。

3、焓变与熵变对反应方向的共同影响

ΔH-TΔS0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。

在温度、压强一定的条件下，自发反应总是向ΔH-TΔS0的方向进行，直至平衡状态。

第三章、水溶液中的电离平衡

一、水溶液

1、水的电离

H2OH++OH-

水的离子积常数KW=[H+][OH-]，25℃时，KW=×10-14mol2·L-2。温度升高，有利于水的电离，KW增大。

2、溶液的酸碱度

室温下，中性溶液：[H+]=[OH-]=×10-7mol·L-1，pH=7

酸性溶液：[H+]>[OH-]，[H+]>×10-7mol·L-1，pH7

碱性溶液：[H+][oh-]，[oh-]>×10-7mol·L-1，pH>7

3、电解质在水溶液中的存在形态

(1)强电解质

强电解质是在稀的水溶液中完全电离的电解质，强电解质在溶液中以离子形式存在，主要包括强酸、强碱和绝大多数盐，书写电离方程式时用“=”表示。

(2)弱电解质

在水溶液中部分电离的电解质，在水溶液中主要以分子形态存在，少部分以离子形态存在，存在电离平衡，主要包括弱酸、弱碱、水及极少数盐，书写电离方程式时用“”表示。

二、弱电解质的电离及盐类水解

1、弱电解质的电离平衡。

(1)电离平衡常数

在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离形成的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的分子浓度之比为一常数，叫电离平衡常数。

弱酸的电离平衡常数越大，达到电离平衡时，电离出的H+越多。多元弱酸分步电离，且每步电离都有各自的电离平衡常数，以第一步电离为主。

(2)影响电离平衡的因素，以CH3COOHCH3COO-+H+为例。

加水、加冰醋酸，加碱、升温，使CH3COOH的电离平衡正向移动，加入CH3COONa固体，加入浓盐酸，降温使CH3COOH电离平衡逆向移动。

2、盐类水解

(1)水解实质

盐溶于水后电离出的离子与水电离的H+或OH-结合生成弱酸或弱碱，从而打破水的电离平衡，使水继续电离，称为盐类水解。

(2)水解类型及规律

①强酸弱碱盐水解显酸性。

NH4Cl+H2ONH3·H2O+HCl

②强碱弱酸盐水解显碱性。

CH3COONa+H2OCH3COOH+NaOH

③强酸强碱盐不水解。

④弱酸弱碱盐双水解。

Al2S3+6H2O=2Al(OH)3↓+3H2S↑

(3)水解平衡的移动

加热、加水可以促进盐的水解，加入酸或碱能抑止盐的水解，另外，弱酸根阴离子与弱碱阳离子相混合时相互促进水解。

三、离子反应

1、离子反应发生的条件

(1)生成沉淀

既有溶液中的离子直接结合为沉淀，又有沉淀的转化。

(2)生成弱电解质

主要是H+与弱酸根生成弱酸，或OH-与弱碱阳离子生成弱碱，或H+与OH-生成H2O。

(3)生成气体

生成弱酸时，很多弱酸能分解生成气体。

(4)发生氧化还原反应

强氧化性的离子与强还原性离子易发生氧化还原反应，且大多在酸性条件下发生。

2、离子反应能否进行的理论判据

(1)根据焓变与熵变判据

对ΔH-TΔS0的离子反应，室温下都能自发进行。

(2)根据平衡常数判据

离子反应的平衡常数很大时，表明反应的趋势很大。

3、离子反应的应用

(1)判断溶液中离子能否大量共存

相互间能发生反应的离子不能大量共存，注意题目中的隐含条件。

(2)用于物质的定性检验

根据离子的特性反应，主要是沉淀的颜色或气体的生成，定性检验特征性离子。

(3)用于离子的定量计算

常见的有酸碱中和滴定法、氧化还原滴定法。

(4)生活中常见的离子反应。

硬水的形成及软化涉及到的离子反应较多，主要有：

Ca2+、Mg2+的形成。

CaCO3+CO2+H2O=Ca2++2HCO3-

MgCO3+CO2+H2O=Mg2++2HCO3-

加热煮沸法降低水的硬度：

Ca2++2HCO3-=CaCO3↓+CO2↑+H2O

Mg2++2HCO3-=MgCO3↓+CO2↑+H2O

或加入Na2CO3软化硬水：

Ca2++CO32-=CaCO3↓，Mg2++CO32-=MgCO3↓

四、沉淀溶解平衡

1、沉淀溶解平衡与溶度积

(1)概念

当固体溶于水时，固体溶于水的速率和离子结合为固体的速率相等时，固体的溶解与沉淀的生成达到平衡状态，称为沉淀溶解平衡。其平衡常数叫做溶度积常数，简称溶度积，用Ksp表示。

PbI2(s)Pb2+(aq)+2I-(aq)

Ksp=[Pb2+][I-]2=×10-9mol3·L-3

(2)溶度积Ksp的特点

Ksp只与难溶电解质的性质和温度有关，与沉淀的量无关，且溶液中离子浓度的变化能引起平衡移动，但并不改变溶度积。

Ksp反映了难溶电解质在水中的溶解能力。

2、沉淀溶解平衡的应用

(1)沉淀的溶解与生成

根据浓度商Qc与溶度积Ksp的大小比较，规则如下：

Qc=Ksp时，处于沉淀溶解平衡状态。

Qc>Ksp时，溶液中的离子结合为沉淀至平衡。

(2)沉淀的转化

根据溶度积的大小，可以将溶度积大的沉淀可转化为溶度积更小的沉淀，这叫做沉淀的转化。沉淀转化实质为沉淀溶解平衡的移动。

第四章电化学

一、化学能转化为电能——电池

1、原电池的工作原理

(1)原电池的概念：

把化学能转变为电能的装置称为原电池。

(2)Cu-Zn原电池的工作原理：

如图为Cu-Zn原电池，其中Zn为负极，Cu为正极，构成闭合回路后的现象是：Zn片逐渐溶解，Cu片上有气泡产生，电流计指针发生偏转。该原电池反应原理为：Zn失电子，负极反应为：Zn→Zn2++2e-;Cu得电子，正极反应为：2H++2e-→H2。电子定向移动形成电流。总反应为：Zn+CuSO4=ZnSO4+Cu。

(3)原电池的电能

若两种金属做电极，活泼金属为负极，不活泼金属为正极;若一种金属和一种非金属做电极，金属为负极，非金属为正极。

2、化学电源

(1)锌锰干电池

负极反应：Zn→Zn2++2e-;

正极反应：2NH4++2e-→2NH3+H2;

(2)铅蓄电池

负极反应：Pb+SO42-=PbSO4+2e-

正极反应：PbO2+4H++SO42-+2e-=PbSO4+2H2O

放电时总反应：Pb+PbO2+2H2SO4=2PbSO4+2H2O。

充电时总反应：2PbSO4+2H2O=Pb+PbO2+2H2SO4。

(3)氢氧燃料电池

负极反应：2H2+4OH-→4H2O+4e-

正极反应：O2+2H2O+4e-→4OH-

电池总反应：2H2+O2=2H2O

二、电能转化为化学能——电解

1、电解的原理

(1)电解的概念：

在直流电作用下，电解质在两上电极上分别发生氧化反应和还原反应的过程叫做电解。电能转化为化学能的装置叫做电解池。

(2)电极反应：以电解熔融的NaCl为例：

阳极：与电源正极相连的电极称为阳极，阳极发生氧化反应：2Cl-→Cl2↑+2e-。

阴极：与电源负极相连的电极称为阴极，阴极发生还原反应：Na++e-→Na。

总方程式：2NaCl(熔)=(电解)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+2H2O

2NaOH+H2↑+Cl2↑

(2)铜的电解精炼。

粗铜(含Zn、Ni、Fe、Ag、Au、Pt)为阳极，精铜为阴极，CuSO4溶液为电解质溶液。

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

待镀金属Fe为阴极，镀层金属Cu为阳极，CuSO4溶液为电解质溶液。

阳极反应：Cu→Cu2++2e-

阴极反应：Cu2++2e-→Cu

3、金属的腐蚀与防护

(1)金属腐蚀

金属表面与周围物质发生化学反应或因电化学作用而遭到破坏的过程称为金属腐蚀。

(2)金属腐蚀的电化学原理。

生铁中含有碳，遇有雨水可形成原电池，铁为负极，电极反应为：Fe→Fe2++2e-。水膜中溶解的氧气被还原，正极反应为：O2+2H2O+4e-→4OH-，该腐蚀为“吸氧腐蚀”，总反应为：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分解转化为铁锈。若水膜在酸度较高的环境下，正极反应为：2H++2e-→H2↑，该腐蚀称为“析氢腐蚀”。

(3)金属的防护

金属处于干燥的环境下，或在金属表面刷油漆、陶瓷、沥青、塑料及电镀一层耐腐蚀性强的金属防护层，破坏原电池形成的条件。从而达到对金属的防护;也可以利用原电池原理，采用牺牲阳极保护法。也可以利用电解原理，采用外加电流阴极保护法。

选修四化学总结第8篇

（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

选修四化学总结第9篇

1.根据热化学方程式计算

反应热与反应物各物质的物质的量成正比。

2.根据反应物和生成物的总能量计算

ΔH=E生成物-E反应物。

3.根据键能计算

ΔH=反应物的键能总和-生成物的键能总和。

4.根据盖斯定律计算

化学反应的反应热只与反应的始态(各反应物)和终态(各生成物)有关，而与反应的途径无关。即如果一个反应可以分步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成时的反应热是相同的。

温馨提示：

①盖斯定律的主要用途是用已知反应的反应热来推知相关反应的反应热。

②热化学方程式之间的“+”“-”等数学运算，对应ΔH也进行“+”“-”等数学计算。

5.根据物质燃烧放热数值计算：Q(放)=n(可燃物)×|ΔH|。

最新范文

选修四化学总结第10篇

化学电池

1、电池的分类：化学电池、太阳能电池、原子能电池

2、化学电池：借助于化学能直接转变为电能的装置

3、化学电池的分类：一次电池、二次电池、燃料电池

4、常见一次电池：碱性锌锰电池、锌银电池、锂电池等

5、二次电池：放电后可以再充电使活性物质获得再生，可以多次重复使用，又叫充电电池或蓄电池。

6、二次电池的电极反应：铅蓄电池

7、目前已开发出新型蓄电池：银锌电池、镉镍电池、氢镍电池、锂离子电池、聚合物锂离子电池

8、燃料电池：是使燃料与氧化剂反应直接产生电流的一种原电池。

9、电极反应：一般燃料电池发生的`电化学反应的最终产物与燃烧产物相同，可根据燃烧反应写出总的电池反应，但不注明反应的条件。负极发生氧化反应，正极发生还原反应，不过要注意一般电解质溶液要参与电极反应。以氢氧燃料电池为例，铂为正、负极，介质分为酸性、碱性和中性。当电解质溶液呈酸性时：负极：2H2—4e—=4H+正极：O2+4e—4H+=2H2O当电解质溶液呈碱性时：负极：2H2+4OH——4e—=4H2O正极：O2+2H2O+4e—=4OH—另一种燃料电池是用金属铂片插入KOH溶液作电极，又在两极上分别通甲烷（燃料）和氧气（氧化剂）。

10、电极反应式为：负极：CH4+10OH——8e—=CO32—+7H2O；正极：4H2O+2O2+8e—=8OH—。电池总反应式为：CH4+2O2+2KOH=K2CO3+3H2O10、燃料电池的优点：能量转换率高、废弃物少、运行噪音低

11、废弃电池的处理：回收利用

选修四化学总结第11篇

1、认真听课，做好笔记。用自己的语言记下老师讲的重点和难点知识，以及思路和疑难点，便于今后复习。

2、及时复习。复习并不仅仅是对知识的简单回顾，而是在自己的大脑中考虑新旧知识的相互联系，并进行重整，形成新的知识体系。

3、学会巧记。由于要记的化学知识点比较多，如果靠死记硬背是难以记牢的，所以应学会巧记。

4、勤练。练习是理解消化巩固课堂知识的重要途径，但练习要有针对性，不能搞题海战术，应以掌握基本方法和解题规律为目标。在解题过程中，要注意一题多解和归纳总结，这样才能达到做一题会一类的效果。

5、备好错题本做题的目的是培养能力，寻找自己的弱点和不足的有效途径，所以对平时出现的错题，应做好修正并记录下来，同时，要经常翻阅复习，这样就可以避免以后出现类似的错误。

选修四化学总结第12篇

有机化学计算

1、有机物化学式的确定

（1）确定有机物的式量的方法

①根据标准状况下气体的密度ρ，求算该气体的式量：M=22·4ρ（标准状况）

②根据气体A对气体B的.相对密度D，求算气体A的式量：MA=DMB

③求混合物的平均式量：M=m（混总）/n（混总）

④根据化学反应方程式计算烃的式量。

⑤应用原子个数较少的元素的质量分数，在假设它们的个数为1、2、3时，求出式量。

（2）确定化学式的方法

①根据式量和最简式确定有机物的分子式。

②根据式量，计算一个分子中各元素的原子个数，确定有机物的分子式。

③当能够确定有机物的类别时。可以根据有机物的通式，求算n值，确定分子式。

④根据混合物的平均式量，推算混合物中有机物的分子式。

（3）确定有机物化学式的一般途径

（4）有关烃的混合物计算的几条规律

①若平均式量小于26，则一定有CH4

②平均分子组成中，ln（C）2，则一定有CH4。

③平均分子组成中，2n（H）4，则一定有C2H2。

选修四化学总结第13篇

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：J•••mol-1•K-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

选修四化学总结第14篇

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热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（g,l,s分别表示固态，液态，气态，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

⑤各物质系数加倍，△H加倍；反应逆向进行，△H改变符号，数值不变

选修四化学总结第15篇

化学能转化为电能——电池

1、原电池的工作原理

(1)原电池的概念：

把化学能转变为电能的装置称为原电池.

(2)Cu-Zn原电池的工作原理：

如图为Cu-Zn原电池,其中Zn为负极,Cu为正极,构成闭合回路后的现象是：Zn片逐渐溶解,Cu片上有气泡产生,电流计指针发生偏转.该原电池反应原理为：Zn失电子,负极反应为：Zn→Zn2++2e-;Cu得电子,正极反应为：2H++2e-→H2.电子定向移动形成电流.总反应为：Zn+CuSO4=ZnSO4+Cu.

(3)原电池的电能

若两种金属做电极,活泼金属为负极,不活泼金属为正极;若一种金属和一种非金属做电极,金属为负极,非金属为正极.

2、化学电源

(1)锌锰干电池

负极反应：Zn→Zn2++2e-;

正极反应：2NH4++2e-→2NH3+H2;

(2)铅蓄电池

负极反应：Pb+SO42-PbSO4+2e-

正极反应：PbO2+4H++SO42-+2e-PbSO4+2H2O

放电时总反应：Pb+PbO2+2H2SO4=2PbSO4+2H2O.

充电时总反应：2PbSO4+2H2O=Pb+PbO2+2H2SO4.

(3)氢氧燃料电池

负极反应：2H2+4OH-→4H2O+4e-

正极反应：O2+2H2O+4e-→4OH-

电池总反应：2H2+O2=2H2O

3、金属的腐蚀与防护

(1)金属腐蚀

金属表面与周围物质发生化学反应或因电化学作用而遭到破坏的过程称为金属腐蚀.

(2)金属腐蚀的电化学原理

生铁中含有碳,遇有雨水可形成原电池,铁为负极,电极反应为：Fe→Fe2++2e-.水膜中溶解的氧气被还原,正极反应为：O2+2H2O+4e-→4OH-,该腐蚀为“吸氧腐蚀”,总反应为：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分解转化为铁锈.若水膜在酸度较高的环境下,正极反应为：2H++2e-→H2↑,该腐蚀称为“析氢腐蚀”.

(3)金属的防护

金属处于干燥的环境下,或在金属表面刷油漆、陶瓷、沥青、塑料及电镀一层耐腐蚀性强的金属防护层,破坏原电池形成的条件.从而达到对金属的防护;也可以利用原电池原理,采用牺牲阳极保护法.也可以利用电解原理,采用外加电流阴极保护法.

选修四化学总结第16篇

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。

选修四化学总结第17篇

离子共存

1、由于发生复分解反应，离子不能大量共存。

（1）有气体产生。

如CO32—、SO32—、S2—、HCO3—、HSO3—、HS—等易挥发的弱酸的酸根与H+不能大量共存。

（2）有沉淀生成。

如Ba2+、Ca2+、Mg2+、Ag+等不能与SO42—、CO32—等大量共存；Mg2+、Fe2+、Ag+、Al3+、Zn2+、Cu2+、Fe3+等不能与OH—大量共存；Pb2+与Cl—，Fe2+与S2—、Ca2+与PO43—、Ag+与I—不能大量共存。

（3）有弱电解质生成。

如OH—、CH3COO—、PO43—、HPO42—、H2PO4—、F—、ClO—、AlO2—、SiO32—、CN—、C17H35COO—、等与H+不能大量共存；一些酸式弱酸根如HCO3—、HPO42—、HS—、H2PO4—、HSO3—不能与OH—大量共存；NH4+与OH—不能大量共存。

（4）一些容易发生水解的离子，在溶液中的存在是有条件的。

如AlO2—、S2—、CO32—、C6H5O—等必须在碱性条件下才能在溶液中存在；如Fe3+、Al3+等必须在酸性条件下才能在溶液中存在。这两类离子不能同时存在在同一溶液中，即离子间能发生“双水解”反应。如3AlO2—+3Al3++6H2O=4Al（OH）3↓等。

2、由于发生氧化还原反应，离子不能大量共存。

（1）具有较强还原性的离子不能与具有较强氧化性的`离子大量共存。如S2—、HS—、SO32—、I—和Fe3+不能大量共存。

（2）在酸性或碱性的介质中由于发生氧化还原反应而不能大量共存。如MnO4—、Cr2O7—、NO3—、ClO—与S2—、HS—、SO32—、HSO3—、I—、Fe2+等不能大量共存；SO32—和S2—在碱性条件下可以共存，但在酸性条件下则由于发生2S2—+SO32—+6H+=3S↓+3H2O反应不能共在。H+与S2O32—不能大量共存。

3、能水解的阳离子跟能水解的阴离子在水溶液中不能大量共存（双水解）。

例：Al3+和HCO3—、CO32—、HS—、S2—、AlO2—、ClO—等；Fe3+与CO32—、HCO3—、AlO2—、ClO—等不能大量共存。

4、溶液中能发生络合反应的离子不能大量共存。

如Fe3+与SCN—不能大量共存；

选修四化学总结第18篇

一、焓变、反应热

1.反应热：一定条件下，一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量

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△H0

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

二、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热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态(g,l,s分别表示固态，液态，气态，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

⑤各物质系数加倍，△H加倍;反应逆向进行，△H改变符号，数值不变

三、燃烧热

1.概念：25℃，101kPa时，1mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。燃烧热的'单位用kJ/mol表示。

注意以下几点：

①研究条件：101kPa

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：1mol

④研究内容：放出的热量。(ΔH0，单位kJ/mol)

四、中和热

1.概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1molH2O，这时的反应热叫中和热。

2.强酸与强碱的中和反应其实质是H+和OH-反应，其热化学方程式为：

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

ΔH=

3.弱酸或弱碱电离要吸收热量，所以它们参加中和反应时的中和热小于。

4.中和热的测定实验

选修四化学总结第19篇

（一）1.定义：

化学平衡状态：一定条件下，当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时，更组成成分浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡”，这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态。

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

选修四化学总结第20篇

1、化学反应的反应热

(1)反应热的概念：

当化学反应在一定的温度下进行时，反应所释放或吸收的热量称为该反应在此温度下的热效应，简称反应热。用符号Q表示。

(2)反应热与吸热反应、放热反应的关系：

Q>0时，反应为吸热反应;Q0时，反应为放热反应。

(3)反应热的测定

测定反应热的仪器为量热计，可测出反应前后溶液温度的变化，根据体系的热容可计算出反应热，计算公式如下：

Q=-C(T2-T1)

式中C表示体系的热容，T1、T2分别表示反应前和反应后体系的温度。实验室经常测定中和反应的反应热。

2、化学反应的焓变

(1)反应焓变

物质所具有的能量是物质固有的性质，可以用称为“焓”的物理量来描述，符号为H，单位为kJ·mol-1。

反应产物的总焓与反应物的总焓之差称为反应焓变，用ΔH表示。

(2)反应焓变ΔH与反应热Q的关系。

对于等压条件下进行的化学反应，若反应中物质的能量变化全部转化为热能，则该反应的反应热等于反应焓变，其数学表达式为：Qp=ΔH=H(反应产物)-H(反应物)。

(3)反应焓变与吸热反应，放热反应的关系：

ΔH>0，反应吸收能量，为吸热反应。

ΔH0，反应释放能量，为放热反应。

(4)反应焓变与热化学方程式：

把一个化学反应中物质的变化和反应焓变同时表示出来的化学方程式称为热化学方程式，如：H2(g)+

O2(g)=H2O(l);ΔH(298K)=·mol-1

书写热化学方程式应注意以下几点：

①化学式后面要注明物质的聚集状态：固态(s)、液态(l)、气态(g)、溶液(aq)。

②化学方程式后面写上反应焓变ΔH，ΔH的单位是J·mol-1或kJ·mol-1，且ΔH后注明反应温度。

③热化学方程式中物质的系数加倍，ΔH的数值也相应加倍。

3、反应焓变的计算

(1)盖斯定律

对于一个化学反应，无论是一步完成，还是分几步完成，其反应焓变一样，这一规律称为盖斯定律。

(2)利用盖斯定律进行反应焓变的计算。

常见题型是给出几个热化学方程式，合并出题目所求的热化学方程式，根据盖斯定律可知，该方程式的ΔH为上述各热化学方程式的ΔH的代数和。

(3)根据标准摩尔生成焓，ΔfHmθ计算反应焓变ΔH。

对任意反应：aA+bB=cC+dD

ΔH=[cΔfHmθ(C)+dΔfHmθ(D)]-[aΔfHmθ(A)+bΔfHmθ(B)]

选修四化学总结第21篇

1、化学电源

(1)锌锰干电池

负极反应：Zn→Zn2++2e-;

正极反应：2NH4++2e-→2NH3+H2;

(2)铅蓄电池

负极反应：Pb+SO42-PbSO4+2e-

正极反应：PbO2+4H++SO42-+2e-PbSO4+2H2O

放电时总反应：Pb+PbO2+2H2SO4=2PbSO4+2H2O.

充电时总反应：2PbSO4+2H2O=Pb+PbO2+2H2SO4.

(3)氢氧燃料电池

负极反应：2H2+4OH-→4H2O+4e-

正极反应：O2+2H2O+4e-→4OH-

电池总反应：2H2+O2=2H2O

2、金属的腐蚀与防护

(1)金属腐蚀

金属表面与周围物质发生化学反应或因电化学作用而遭到破坏的过程称为金属腐蚀.

(2)金属腐蚀的电化学原理

生铁中含有碳,遇有雨水可形成原电池,铁为负极,电极反应为：Fe→Fe2++2e-.水膜中溶解的氧气被还原,正极反应为：O2+2H2O+4e-→4OH-,该腐蚀为“吸氧腐蚀”,总反应为：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分解转化为铁锈.若水膜在酸度较高的'环境下,正极反应为：2H++2e-→H2↑,该腐蚀称为“析氢腐蚀”.

(3)金属的防护

金属处于干燥的环境下,或在金属表面刷油漆、陶瓷、沥青、塑料及电镀一层耐腐蚀性强的金属防护层,破坏原电池形成的条件.从而达到对金属的防护;也可以利用原电池原理,采用牺牲阳极保护法.也可以利用电解原理,采用外加电流阴极保护法.

选修四化学总结第22篇

一、化学反应的速率

1、化学反应是怎样进行的

(1)基元反应：能够一步完成的反应称为基元反应，大多数化学反应都是分几步完成的。

(2)反应历程：平时写的化学方程式是由几个基元反应组成的总反应。总反应中用基元反应构成的反应序列称为反应历程，又称反应机理。

(3)不同反应的反应历程不同。同一反应在不同条件下的反应历程也可能不同，反应历程的差别又造成了反应速率的不同。

2、化学反应速率

(1)概念：

单位时间内反应物的减小量或生成物的增加量可以表示反应的快慢，即反应的速率，用符号v表示。

(2)表达式：v=△c/△t

(3)特点

对某一具体反应，用不同物质表示化学反应速率时所得的数值可能不同，但各物质表示的化学反应速率之比等于化学方程式中各物质的系数之比。

3、浓度对反应速率的影响

(1)反应速率常数(K)

反应速率常数(K)表示单位浓度下的化学反应速率，通常，反应速率常数越大，反应进行得越快。反应速率常数与浓度无关，受温度、催化剂、固体表面性质等因素的影响。

(2)浓度对反应速率的影响

增大反应物浓度，正反应速率增大，减小反应物浓度，正反应速率减小。

增大生成物浓度，逆反应速率增大，减小生成物浓度，逆反应速率减小。

(3)压强对反应速率的影响

压强只影响气体，对只涉及固体、液体的反应，压强的改变对反应速率几乎无影响。

压强对反应速率的影响，实际上是浓度对反应速率的影响，因为压强的`改变是通过改变容器容积引起的。压缩容器容积，气体压强增大，气体物质的浓度都增大，正、逆反应速率都增加;增大容器容积，气体压强减小;气体物质的浓度都减小，正、逆反应速率都减小。

4、温度对化学反应速率的影响

(1)经验公式

阿伦尼乌斯总结出了反应速率常数与温度之间关系的经验公式：

式中A为比例系数，e为自然对数的底，R为摩尔气体常数量，Ea为活化能。

由公式知，当Ea>0时，升高温度，反应速率常数增大，化学反应速率也随之增大。可知，温度对化学反应速率的影响与活化能有关。

(2)活化能Ea。

活化能Ea是活化分子的平均能量与反应物分子平均能量之差。不同反应的活化能不同，有的相差很大。活化能Ea值越大，改变温度对反应速率的影响越大。

5、催化剂对化学反应速率的影响

(1)催化剂对化学反应速率影响的规律：

催化剂大多能加快反应速率，原因是催化剂能通过参加反应，改变反应历程，降低反应的活化能来有效提高反应速率。

(2)催化剂的特点：

催化剂能加快反应速率而在反应前后本身的质量和化学性质不变。

催化剂具有选择性。

催化剂不能改变化学反应的平衡常数，不引起化学平衡的移动，不能改变平衡转化率。

选修四化学总结第23篇

第一章化学反应与能量

考点1：吸热反应与放热反应

1、吸热反应与放热反应的区别

特别注意：反应是吸热还是放热与反应的条件没有必然的联系，而决定于反应物和生成物具有的总能量(或焓)的相对大小。

2、常见的放热反应

①一切燃烧反应;

②活泼金属与酸或水的反应;

③酸碱中和反应;

④铝热反应;

⑤大多数化合反应(但有些化合反应是吸热反应，如：N2+O2=2NO，CO2+C=2CO等均为吸热反应)。

3、常见的吸热反应

①Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl反应;

②大多数分解反应是吸热反应

③等也是吸热反应;

④水解反应

考点2：反应热计算的依据

1.根据热化学方程式计算

反应热与反应物各物质的物质的量成正比。

2.根据反应物和生成物的总能量计算

ΔH=E生成物-E反应物。

3.根据键能计算

ΔH=反应物的键能总和-生成物的键能总和。

4.根据盖斯定律计算

化学反应的反应热只与反应的始态(各反应物)和终态(各生成物)有关，而与反应的途径无关。即如果一个反应可以分步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成时的反应热是相同的。

温馨提示：

①盖斯定律的主要用途是用已知反应的反应热来推知相关反应的反应热。

②热化学方程式之间的“+”“-”等数学运算，对应ΔH也进行“+”“-”等数学计算。

5.根据物质燃烧放热数值计算：Q(放)=n(可燃物)×|ΔH|。

第二章化学反应速率与化学平衡

考点1：化学反应速率

1、化学反应速率的表示方法___________。

化学反应速率通常用单位时间内反应物浓度和生成物浓度的变化来表示。表达式：___________。

其常用的单位是__________、或__________。

2、影响化学反应速率的因素

1)内因(主要因素)

反应物本身的性质。

2)外因(其他条件不变，只改变一个条件)

3、理论解释——有效碰撞理论

(1)活化分子、活化能、有效碰撞

①活化分子：能够发生有效碰撞的分子。

②活化能：如图

图中：E1为正反应的活化能，使用催化剂时的活化能为E3，反应热为E1-E2。(注：E2为逆反应的活化能)

③有效碰撞：活化分子之间能够引发化学反应的碰撞。

(2)活化分子、有效碰撞与反应速率的关系

考点2：化学平衡

1、化学平衡状态：一定条件(恒温、恒容或恒压)下的可逆反应里，正反应和逆反应的速率相等，反应混合物(包括反应物和生成物)中各组分的浓度保持不变的状态。

2、化学平衡状态的特征

3、判断化学平衡状态的依据

考点3：化学平衡的移动

1、概念

可逆反应中旧化学平衡的破坏、新化学平衡的建立，由原平衡状态向新化学平衡状态的转化过程，称为化学平衡的移动。

2、化学平衡移动与化学反应速率的关系

(1)v正>v逆：平衡向正反应方向移动。

(2)v正=v逆：反应达到平衡状态，不发生平衡移动。

(3)v正

3、影响化学平衡的因素

4、“惰性气体”对化学平衡的影响

①恒温、恒容条件

原平衡体系体系总压强增大―→体系中各组分的浓度不变―→平衡不移动。

②恒温、恒压条件

原平衡体系容器容积增大，各反应气体的分压减小―→体系中各组分的浓度同倍数减小

5、勒夏特列原理

定义：如果改变影响平衡的一个条件(如C、P或T等)，平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。

原理适用的范围：已达平衡的体系、所有的平衡状态(如溶解平衡、化学平衡、电离平衡、水解平衡等)和只限于改变影响平衡的一个条件。

勒夏特列原理中“减弱这种改变”的解释：外界条件改变使平衡发生移动的结果，是减弱对这种条件的改变，而不是抵消这种改变，也就是说：外界因素对平衡体系的影响占主要方面。

第三章水溶液中的离子平衡

一、弱电解质的电离

1、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质。

非电解质：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物。

强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解质。

弱电解质：在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质。

2、电解质与非电解质本质区别：

电解质——离子化合物或共价化合物非电解质——共价化合物

注意：①电解质、非电解质都是化合物②SO2、NH3、CO2等属于非电解质

③强电解质不等于易溶于水的化合物(如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4为强电解质)——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。

3、电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成离子的速率和离子结合成时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。

4、影响电离平衡的因素：

A、温度：电离一般吸热，升温有利于电离。

B、浓度：浓度越大，电离程度越小;溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。C、同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会减弱电离。D、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。

5、电离方程式的.书写：用可逆符号弱酸的电离要分布写(第一步为主)

6、电离常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。叫做电离平衡常数，(一般用Ka表示酸，Kb表示碱。)

表示方法：ABA++B-Ki=[A+][B-]/[AB]

7、影响因素：

a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。

b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。

C、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO

二、水的电离和溶液的酸碱性

1、水电离平衡：

水的离子积：KW=c[H+]·c[OH-]

选修四化学总结第24篇

1、书写热化学