高中化學選修四重要的知識點

高中需要學習的化學知識是很多的，尤其是理科的學生，不但要學好必修課本的知識內容，選修書上的知識點也要理解明白。下面是本站小編為大家整理的高中化學選修四知識點，希望對大家有用!

　　選修四化學基礎知識

一、化學平衡常數

(一)定義：在一定温度下，當一個反應達到化學平衡時，生成物濃度冪之積與反應物濃度冪之積的比值是一個常數比值。符號：K

(二)使用化學平衡常數K應注意的問題：

1、表達式中各物質的濃度是變化的濃度，不是起始濃度也不是物質的量。

2、K只與温度(T)有關，與反應物或生成物的濃度無關。

3、反應物或生產物中有固體或純液體存在時，由於其濃度是固定不變的，可以看做是“1”而不代入公式。

4、稀溶液中進行的反應，如有水參加，水的濃度不必寫在平衡關係式中。

(三)化學平衡常數K的應用：

1、化學平衡常數值的大小是可逆反應進行程度的標誌。K值越大，説明平衡時生成物的濃度越大，它的正向反應進行的程度越大，即該反應進行得越完全，反應物轉化率越高。反之，則相反。一般地，K>105時，該反應就進行得基本完全了。

2、可以利用K值做標準，判斷正在進行的可逆反應是否平衡及不平衡時向何方進行建立平衡。(Q：濃度積)

Q〈K:反應向正反應方向進行;

Q=K:反應處於平衡狀態 ;

Q〉K:反應向逆反應方向進行

3、利用K值可判斷反應的熱效應

若温度升高，K值增大，則正反應為吸熱反應

若温度升高，K值減小，則正反應為放熱反應

二、等效平衡

1、概念：在一定條件下(定温、定容或定温、定壓)，只是起始加入情況不同的同一可逆反應達到平衡後，任何相同組分的百分含量均相同，這樣的化學平衡互稱為等效平衡。

2、分類

(1)定温，定容條件下的等效平衡

第一類：對於反應前後氣體分子數改變的可逆反應：必須要保證化學計量數之比與原來相同;同時必須保證平衡式左右兩邊同一邊的物質的量與原來相同。

第二類：對於反應前後氣體分子數不變的可逆反應：只要反應物的物質的量的比例與原來相同即可視為二者等效。

(2)定温，定壓的等效平衡

只要保證可逆反應化學計量數之比相同即可視為等效平衡。

三、化學反應進行的方向

1、反應熵變與反應方向：

(1)熵:物質的.一個狀態函數，用來描述體系的混亂度，符號為S. 單位：J•mol-1•K-1

(2)體系趨向於有序轉變為無序，導致體系的熵增加，這叫做熵增加原理，也是反應方向判斷的依據。

(3)同一物質，在氣態時熵值最大，液態時次之，固態時最小。即

S(g)〉S(l)〉S(s)

2、反應方向判斷依據

在温度、壓強一定的條件下，化學反應的判讀依據為：

ΔH-TΔS〈0 反應能自發進行

ΔH-TΔS=0 反應達到平衡狀態

ΔH-TΔS〉0 反應不能自發進行

注意：

(1)ΔH為負，ΔS為正時，任何温度反應都能自發進行

(2)ΔH為正，ΔS為負時，任何温度反應都不能自發進行

　　選修四必備的化學知識

水溶液中的離子平衡

一、弱電解質的電離

1、定義：

電解質：在水溶液中或熔化狀態下能導電的化合物,叫電解質。

非電解質：在水溶液中或熔化狀態下都不能導電的化合物。

強電解質：在水溶液裏全部電離成離子的電解質。

弱電解質：在水溶液裏只有一部分分子電離成離子的電解質。

2、電解質與非電解質本質區別：

電解質——離子化合物或共價化合物

非電解質——共價化合物

注意：①電解質、非電解質都是化合物

②SO2、NH3、CO2等屬於非電解質

③強電解質不等於易溶於水的化合物(如BaSO4不溶於水，但溶於水的BaSO4全部電離，故BaSO4為強電解質)——電解質的強弱與導電性、溶解性無關。

3、電離平衡：在一定的條件下，當電解質分子電離成離子的速率和離子結合成時，電離過程就達到了平衡狀態，這叫電離平衡。

4、影響電離平衡的因素：

A、温度：電離一般吸熱，升温有利於電離。

B、濃度：濃度越大，電離程度越小;溶液稀釋時，電離平衡向着電離的方向移動。

C、同離子效應：在弱電解質溶液里加入與弱電解質具有相同離子的電解質，會減弱電離。

D、其他外加試劑：加入能與弱電解質的電離產生的某種離子反應的物質時，有利於電離。

5、電離方程式的書寫：用可逆符號弱酸的電離要分佈寫(第一步為主)

6、電離常數：在一定條件下，弱電解質在達到電離平衡時，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積，跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個常數。叫做電離平衡常數，(一般用Ka表示酸，Kb表示鹼。)

7、影響因素：

a.電離常數的大小主要由物質的本性決定。

b.電離常數受温度變化影響，不受濃度變化影響，在室温下一般變化不大。

C.同一温度下，不同弱酸，電離常數越大，其電離程度越大，酸性越強。如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO

二、水的電離和溶液的酸鹼性

1、水電離平衡：

水的離子積：KW=c[H+]·c[OH-]

25℃時, [H+]=[OH-] =10-7mol/L;

KW=[H+]·[OH-]=1*10-14

注意：KW只與温度有關，温度一定，則KW值一定。KW不僅適用於純水，適用於任何溶液(酸、鹼、鹽)

2、水電離特點：

(1)可逆

(2)吸熱

(3)極弱

3、影響水電離平衡的外界因素：

①酸、鹼：抑制水的電離

②温度：促進水的電離(水的電離是吸熱的)

③易水解的鹽：促進水的電離

4、溶液的酸鹼性和pH：

(1)pH=-lgc[H+]

(2)pH的測定方法：

酸鹼指示劑——甲基橙、石蕊、酚酞。

變色範圍：

甲基橙 3.1~4.4(橙色)

石蕊5.0~8.0(紫色)

酚酞8.2~10.0(淺紅色)

pH試紙—操作玻璃棒蘸取未知液體在試紙上，然後與標準比色卡對比即可。

注意：

①事先不能用水濕潤PH試紙;

②廣泛pH試紙只能讀取整數值或範圍。

　　高中化學知識重點

電解池

電解原理

1、電解池：把電能轉化為化學能的裝置也叫電解槽

2、電解：電流(外加直流電)通過電解質溶液而在陰陽兩極引起氧化還原反應(被動的不是自發的)的過程

3、放電：當離子到達電極時，失去或獲得電子，發生氧化還原反應的過程

4、電子流向：

(電源)負極—(電解池)陰極—(離子定向運動)電解質溶液—(電解池)陽極—(電源)正極

5、電極名稱及反應：

陽極：與直流電源的正極相連的電極，發生氧化反應

陰極：與直流電源的負極相連的電極，發生還原反應

6、電解CuCl2溶液的電極反應：

陽極：2Cl- -2e-=Cl2 (氧化)

陰極：Cu2++2e-=Cu(還原)

總反應式：CuCl2=Cu+Cl2↑

7、電解本質：電解質溶液的導電過程，就是電解質溶液的電解過程

規律總結：金屬最怕做陽極，做了陽極就溶解，做了陰極被保護。

放電順序：

陽離子放電順序：

Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+(指酸電離的)>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+

陰離子的放電順序：

是惰性電極時：S2->I->Br->Cl->OH->NO3->SO42-(等含氧酸根離子)>F-(SO32-/MnO4->OH-)

只要是水溶液H，OH以後的離子均作廢，永遠不放電。是活性電極時：電極本身溶解放電

注意先要看電極材料，是惰性電極還是活性電極，若陽極材料為活性電極(Fe、Cu)等金屬，則陽極反應為電極材料失去電子，變成離子進入溶液;若為惰性材料，則根據陰陽離子的放電順序，依據陽氧陰還的規律來書寫電極反應式。

電解質水溶液點解產物的規律：

類型	電極反應特點	實例	電解對象	電解質濃度	pH	電解質溶液復原
分解電解質型	電解質電離出的陰陽離子分別在兩極放電	HCl	電解質	減小	增大	HCl
		CuCl2			---	CuCl2
放H2生成鹼型	陰極：水放H2生鹼 陽極：電解質陰離子放電	NaCl	電解質和水	生成新電解質	增大	HCl
放氧生酸型	陰極：電解質陽離子放電 陽極：水放O2生酸	CuSO4	電解質和水	生成新電解質	減小	氧化銅
電解水型	陰極： 4H++ 4e-== 2H2↑ 陽極： 4OH-- 4e-= O2↑+ 2H2O	NaOH	水	增大	增大	水
		H2SO4			減小
		Na2SO4			不變

上述四種類型電解質分類：

(1)電解水型：含氧酸，強鹼，活潑金屬含氧酸鹽

(2)電解電解質型：無氧酸，不活潑金屬的無氧酸鹽(氟化物除外)

(3)放氫生鹼型：活潑金屬的無氧酸鹽