高中化学选修四重要的知识点(优秀3篇)

高中化学选修四重要的知识点 篇一

在高中化学选修四中，有四个重要的知识点，它们是离子反应、化学反应速率、化学平衡和电化学。这四个知识点是化学学习的基础，掌握好它们能够帮助我们更好地理解化学的本质和应用。

离子反应是化学反应中常见的一种类型。在离子反应中，溶液中的离子通过交换反应生成新的离子组合。这种反应可以用化学方程式表示，其中离子用括号括起来并写在方程式的右边。离子反应在实际生活和工业生产中有着广泛的应用，例如金属腐蚀、电解过程等。在离子反应中，我们需要掌握离子的符号、价数以及离子反应方程的平衡。

化学反应速率是指化学反应中反应物消失或生成产物的速度。化学反应速率受到多种因素的影响，包括温度、浓度、催化剂等。了解和掌握化学反应速率的规律有助于我们预测和控制化学反应的进行。在化学反应速率的学习中，我们需要了解如何通过实验数据绘制反应速率曲线，以及如何根据反应速率方程式计算反应速率常数等。

化学平衡是指化学反应达到一种动态平衡的状态。在化学平衡中，反应物和生成物的浓度保持不变，但反应仍然在进行。化学平衡的研究对于理解反应的方向、反应条件的选择等有着重要的意义。在化学平衡的学习中，我们需要掌握平衡常数、平衡表达式和平衡的移动等概念。

电化学是研究电与化学反应之间关系的学科。在电化学中，我们研究了电解质溶液中的电解过程和电池中的化学反应。电化学在生活中有着广泛的应用，例如电镀、电解制氢等。在电化学的学习中，我们需要了解电解质溶液的导电性、电解过程的产物以及电池的工作原理等。

总之，高中化学选修四中的离子反应、化学反应速率、化学平衡和电化学是化学学习的重要内容。掌握好这些知识点，能够帮助我们更好地理解化学的本质和应用，为将来的学习和科研打下坚实的基础。

高中化学选修四重要的知识点 篇二

高中化学选修四中的四个重要知识点是离子反应、化学反应速率、化学平衡和电化学。这些知识点都是化学学习中的基础内容，对于培养学生的科学素养和化学思维能力有着重要的作用。

离子反应是一种常见的化学反应类型，它发生在溶液中的离子之间。离子反应可以通过离子交换反应来表示，其中离子用括号括起来并写在方程式的右边。离子反应在生活和工业中有着广泛的应用，例如金属腐蚀、电解过程等。掌握离子反应的基本概念和方程式的平衡对于理解和应用化学反应具有重要意义。

化学反应速率是指化学反应中反应物消失或生成产物的速度。化学反应速率受到多种因素的影响，例如温度、浓度、催化剂等。了解和掌握化学反应速率的规律有助于我们预测和控制化学反应的进行。通过实验数据绘制反应速率曲线以及根据反应速率方程式计算反应速率常数等，都是我们学习化学反应速率的重要内容。

化学平衡是指化学反应达到一种动态平衡的状态。在化学平衡中，反应物和生成物的浓度保持不变，但反应仍然在进行。化学平衡的研究对于理解反应的方向、反应条件的选择等有着重要的意义。掌握平衡常数、平衡表达式和平衡的移动等概念，能够帮助我们更好地理解和应用化学平衡。

电化学是研究电与化学反应之间关系的学科。在电化学中，我们研究了电解质溶液中的电解过程和电池中的化学反应。电化学在生活中有着广泛的应用，例如电镀、电解制氢等。了解电解质溶液的导电性、电解过程的产物以及电池的工作原理等，对于我们理解电化学的基本原理和应用有着重要意义。

综上所述，离子反应、化学反应速率、化学平衡和电化学是高中化学选修四中的重要知识点。掌握好这些知识点，对于提高学生的化学素养和化学思维能力具有重要作用。通过学习这些知识点，我们能够更好地理解化学的本质和应用，为将来的学习和科研奠定坚实的基础。

高中化学选修四重要的知识点 篇三

高中化学选修四重要的知识点

　　高中需要学习的化学知识是很多的，尤其是理科的学生，不但要学好必修课本的知识内容，选修书上的知识点也要理解明白。下面是小编为大家整理的高中化学选修四重要的知识点，希望对大家有用!

　　选修四化学基础知识

　　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

　　选修四必备的化学知识

　　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。)

　　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-]

　　25℃时, [H+]=[OH-] =10-7mol/L;

　　KW=[H+]·[OH-]=1*10-14

　　注意：KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定。KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液(酸、碱、盐)

　　2、水电离特点：

　　(1)可逆

　　(2)吸热

　　(3)极弱

　　3、影响水电离平衡的外界因素：

　　①酸、碱：抑制水的电离

　　②温度：促进水的电离(水的电离是吸热的)

　　③易水解的盐：促进水的电离

　　4、溶液的酸碱性和pH：

　　(1)pH=-lgc[H+]

　　(2)pH的测定方法：

　　酸碱指示剂——甲基橙、石蕊、酚酞。

　　变色范围：

　　甲基橙 3.1~4.4(橙色)

　　石蕊5.0~8.0(紫色)

　　酚酞8.2~10.0(浅红色)

　　pH试纸—操作玻璃棒蘸取未知液体在试纸上，然后与标准比色卡对比即可。

　　注意：

　　①事先不能用水湿润PH试纸;

　　②广泛pH试纸只能读取整数值或范围。

　　高中化学知识重点

　　电解池

　　电解原理

　　1、电解池：把电能转化为化学能的装置也叫电解槽

　　2、电解：电流(外加直流电)通过电解质溶液而在阴阳两极引起氧化还原反应(被动的不是自发的)的过程

　　3、放电：当离子到达电极时，失去或获得电子，发生氧化还原反应的过程

　　4、电子流向：

　　(电源)负极—(电解池)阴极—(离子定向运动)电解质溶液—(电解池)阳极—(电源)正极

　　5、电极名称及反应：

　　阳极：与直流电源的正极相连的电极，发生氧化反应

　　阴极：与直流电源的负极相连的电极，发生还原反应

　　6、电解CuCl2溶液的电极反应：

　　阳极：2Cl- -2e-=Cl2 (氧化)

　　阴极：Cu2++2e-=Cu(还原)

　　总反应式：CuCl2=Cu+Cl2↑

　　7、电解本质：电解质溶液的导电过程，就是电解质溶液的电解过程

　　规律总结：金属最怕做阳极，做了阳极就溶解，做了阴极被保护。

　　放电顺序：

　　阳离子放电顺序：

　　Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+(指酸电离的)>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+

　　阴离子的放电顺序：

　　是惰性电极时：S2->I->Br->Cl->OH->NO3->SO42-(等含氧酸根离子)>F-(SO32-/MnO4->OH-)

　　只要是水溶液H，OH以后的离子均作废，永远不放电。是活性电极时：电极本身溶解放电

　　注意先要看电极材料，是惰性电极还是活性电极，若阳极材料为活性电极(Fe、Cu)等金属，则阳极反应为电极材料失去电子，变成离子进入溶液;若为惰性材料，则根据阴阳离子的放电顺序，依据阳氧阴还的规律来书写电极反应式。

　　电解质水溶液点解产物的规律：

　　类型

　　电极反应特点

　　实例

　　电解对象

　　电解质浓度

　　pH

　　电解质溶液复原

　　分解电解质型

　　电解质电离出的阴阳离子分别在两极放电

　　HCl

　　电解质

　　减小

　　增大

　　HCl

　　CuCl₂

　　---

　　CuC_l2

　　放H₂生成碱型

　　阴极：水放H₂生碱

　　阳极：电解质阴离子放电

　　NaCl

　　电解质和水

　　生成新电解质

　　增大

　　HCl

　　放氧生酸型

　　阴极：电解质阳离子放电

　　阳极：水放O₂生酸

　　CuSO₄

　　电解质和水

　　生成新电解质

　　减小

　　氧化铜

　　电解水型

　　阴极：

　　4H⁺+ 4e^-== 2H₂↑

　　阳极：

　　4OH^-- 4e^-= O₂↑+ 2H₂O

　　NaOH

　　水

　　增大

　　增大

　　水

　　H₂SO₄

　　减小

　　Na₂SO₄

　　不变

　　上述四种类型电解质分类：

　　(1)电解水型：含氧酸，强碱，活泼金属含氧酸盐

　　(2)电解电解质型：无氧酸，不活泼金属的无氧酸盐(氟化物除外)

　　(3)放氢生碱型：活泼金属的无氧酸盐

　　(4)放氧生酸型：不活泼金属的含氧酸盐