高中化学选修4复习提纲

高中化学课本知识大纲第一部分：必修一第一章 第一节 化学实验的基本方法（其他实验知识在选修六）考点一 物质的分离与提纯1．过滤：适用于分离一种组分可溶，另一种不溶的固态混合物。

如：粗盐的提纯。

2．蒸发结晶：适用于混合物中各组分物质在溶剂中溶解性的差异不同。

3．蒸馏法：适用于分离各组分互溶，但沸点不同的液态混合物。

如：酒精与水的分离。

主要仪器： 酒精灯、石棉网、蒸馏烧瓶、温度计、冷凝器、牛角管、锥形瓶等。

4．分液：适用于分离互不相容的两种液体。

5．萃取：适用于溶质在互不相溶的溶剂里溶解度不同。

如：用CCl 4萃取溴和水的混合物。

分层：上层无色，下层橙红色。

注：不用酒精萃取。

第二节 化学计量在实验中的应用 考点一 物质的量、阿伏加德罗常数、摩尔质量 1.物质的量（1）物质的量是七个基本物理量之一，其意义是表示含有一定量数目的粒子的集体。

符号为：n ，单位为：摩尔（mol ）。

（2）物质的量的基准（N A ）：以0.012kg 12C 所含的碳原子数即阿伏加德罗常数作为物质的量的基准。

阿伏加德罗常数可以表示为N A ，其近似值为6.02×1023mol -12.摩尔质量（M ）1摩尔物质的质量，就是该物质的摩尔质量，单位是g/mol 。

1mol 任何物质均含有阿伏加德罗常数个粒子，但由于不同粒子的质量不同，因此，1 mol 不同物质的质量也不同；12C 的相对原子质量为12，而12 g 12C 所含的碳原子为阿伏加德罗常数，即1 mol 12C 的质量为12g 。

同理可推出1 mol 其他物质的质量。

3.关系式：n ＝AN N ；n ＝Mm特别提醒：1.摩尔只能描述原子、分子、离子、质子、中子和电子等肉眼看不到、无法直接称量的化学微粒，不能描述宏观物质。

如1mol 麦粒、1mol 电荷、1mol 元素的描述都是错误的。

2.使用摩尔作单位时，应该用化学式(符号)指明粒子的种类。

如1mol 水（不正确）和1molH 2O （正确）；1mol 食盐（不正确）和1molNaCl(正确)3.语言过于绝对。

第三章物质在水溶液中的行为(一)水溶液1、水的电离和水的离子积水是一种极弱的电解质，存在以下电离平衡2H2O H3O＋＋OH－，ΔH＞0 简写为：H2O H＋＋OH－；ΔH＞0。

25℃时，c(H＋)＝c(OH－)＝10－7mol·L－1水的电离程度： 1.8×10－7%水的离子积：K W＝c(H＋)·c(OH－)＝10－14(25℃ )理解K W时要留意：(1)K W与温度有关，由于水的电离过程是吸热过程，所以温度上升，有利于水的电离，K W增大。

如100℃时，K W ＝10－12。

(2)K W 不仅适用于纯水，还适用于酸性或碱性的稀溶液。

不管哪种溶液均有如酸性溶液中{c(H+)酸＋}·＝K W碱性溶液中：{c(OH－)碱＋} ·＝K W(3)K W与c(H+)及c(OH－)的计算对于水溶液，要精确求算c(OH－)、c(H+)的大小，可依靠K W来计算。

对于中性溶液(或纯水)，c(H+)＝c(OH－)＝。

而酸性溶液，若已知c(H＋)、c(OH－)其中之一，另一种离子的浓度即可代入关系：K W＝c(H+)c(OH－)求出。

应留意的是：在酸、碱性很弱的溶液中c(H＋)和c(OH－)都很小，这时由水电离生成的c(H+)和c(OH－)与酸或碱供应的c(H+)或OH－的浓度较接近，因而不行忽视由水电离生成的c(H+)和c(OH－)，应考虑水电离出来的c(H+)和OH－的浓度、并将总的离子浓度代入水的离子积常数关系式中进行求解。

（4）影响水电离平衡的外界因素：(1)酸、碱：抑制水的电离（pH之和为14的酸和碱的水溶液中水的电离被同等的抑制）(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（pH之和为14两种水解盐溶液中水的电离被同等的促进）2、溶液的酸碱性和pH(1)溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)与c(OH－)的相对大小。

(2)pH：①水溶液里的H＋浓度的负对数叫做pH，即pH＝－lgc(H＋)。

高中化学课本知识大纲第一部分：必修一第一章 第一节 化学实验的基本方法（其他实验知识在选修六）考点一 物质的分离与提纯1．过滤：适用于分离一种组分可溶，另一种不溶的固态混合物。

如：粗盐的提纯。

2．蒸发结晶：适用于混合物中各组分物质在溶剂中溶解性的差异不同。

3．蒸馏法：适用于分离各组分互溶，但沸点不同的液态混合物。

如：酒精与水的分离。

主要仪器： 酒精灯、石棉网、蒸馏烧瓶、温度计、冷凝器、牛角管、锥形瓶等。

4．分液：适用于分离互不相容的两种液体。

5．萃取：适用于溶质在互不相溶的溶剂里溶解度不同。

如：用CCl 4萃取溴和水的混合物。

分层：上层无色，下层橙红色。

注：不用酒精萃取。

第二节 化学计量在实验中的应用 考点一 物质的量、阿伏加德罗常数、摩尔质量 1.物质的量（1）物质的量是七个基本物理量之一，其意义是表示含有一定量数目的粒子的集体。

符号为：n ，单位为：摩尔（mol ）。

（2）物质的量的基准（N A ）：以0.012kg 12C 所含的碳原子数即阿伏加德罗常数作为物质的量的基准。

阿伏加德罗常数可以表示为N A ，其近似值为6.02×1023mol -12.摩尔质量（M ）1摩尔物质的质量，就是该物质的摩尔质量，单位是g/mol 。

1mol 任何物质均含有阿伏加德罗常数个粒子，但由于不同粒子的质量不同，因此，1 mol 不同物质的质量也不同；12C 的相对原子质量为12，而12 g 12C 所含的碳原子为阿伏加德罗常数，即1 mol 12C 的质量为12g 。

同理可推出1 mol 其他物质的质量。

3.关系式：n ＝AN N ；n ＝Mm特别提醒：1.摩尔只能描述原子、分子、离子、质子、中子和电子等肉眼看不到、无法直接称量的化学微粒，不能描述宏观物质。

如1mol 麦粒、1mol 电荷、1mol 元素的描述都是错误的。

2.使用摩尔作单位时，应该用化学式(符号)指明粒子的种类。

如1mol 水（不正确）和1molH 2O （正确）；1mol 食盐（不正确）和1molNaCl(正确)3.语言过于绝对。

第二章化学反应速率和化学平衡一、化学反应速率课标要求1、掌握化学反应速率的含义及其计算2、了解测定化学反应速率的实验方法要点精讲1、化学反应速率（1）化学反应速率的概念化学反应速率是用来衡量化学反应进行的快慢程度的物理量。

（2）化学反应速率的表示方法对于反应体系体积不变的化学反应，通常用单位时间内反应物或生成物的物质的量浓度的变化值表示。

某一物质A的化学反应速率的表达式为：式中——某物质A的浓度变化，常用单位为mol·L-1。

——某段时间间隔，常用单位为s,min,h。

υ——物质A的反应速率，常用单位是mol·L-1·s-1，mol·L-1·s-1等。

（3）化学反应速率的计算规律①同一反应中不同物质的化学反应速率间的关系同一时间内，用不同的物质表示的同一反应的反应速率数值之比等于化学方程式中各物质的化学计量数之比。

②化学反应速率的计算规律同一化学反应，用不同物质的浓度变化表示的化学反应速率之比等于反应方程式中相应的物质的化学计量数之比，这是有关化学反应速率的计算或换算的依据。

（4）化学反应速率的特点①反应速率不取负值，用任何一种物质的变化来表示反应速率都不取负值。

②同一化学反应选用不同物质表示反应速率时，可能有不同的速率数值，但速率之比等于化学方程式中各物质的化学计量数之比。

③化学反应速率是指时间内的“平均”反应速率。

小贴士：①化学反应速率通常指的是某物质在某一段时间内化学反应的平均速率，而不是在某一时刻的瞬时速率。

②由于在反应中纯固体和纯液体的浓度是恒定不变的，因此对于有纯液体或纯固体参加的反应一般不用纯液体或纯固体来表示化学反应速率。

其化学反应速率与其表面积大小有关，而与其物质的量的多少无关。

通常是通过增大该物质的表面积（如粉碎成细小颗粒、充分搅拌、振荡等）来加快反应速率。

③对于同一化学反应，在相同的反应时间内，用不同的物质来表示其反应速率，其数值可能不同，但这些不同的数值表示的都是同一个反应的速率。

高中化学选修4知识总结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。

第二章化学反应速率和化学平衡一、化学反应速率1. 化学反应速率（ｖ)ﻭ⑴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ﻭ⑵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ﻭ⑶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:ﻭ①决定因素(内因）:反应物的性质（决定因素)②条件因素(外因)：反应所处的条件外因对化学反应速率影响的变化规律条件变化活化分子的量的变化反应速率的变化反应物的浓度增大单位体积里的总数目增多,百分数不变增大减小单位体积里的总数目减少,百分数不变减小气体反应物的压强增大单位体积里的总数目增多,百分数不变增大减小单位体积里的总数目减少,百分数不变减小反应物的温度升高百分数增大,单位体积里的总数目增多增大降低百分数减少，单位体积里的总数目减少减小反应物的催化剂使用百分数剧增，单位体积里的总数目剧增剧增撤去百分数剧减,单位体积里的总数目剧减剧减其他光,电磁波,超声波,固体反应物颗粒的大小，溶剂等有影响※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。

ﻭ(2)、惰性气体对于速率的影响①恒温恒容:充入惰性气体→总压增大,但各分压不变,各物质浓度不变→反应速率不变②恒温恒体:充入惰性气体→体积增大→各反应物浓度减小→反应速率减慢ﻭ二、化学平衡（一）1。

定义：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ﻭ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、判断平衡的依据判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据例举反应mA（g）+nＢ（g)C（g)+qＤ(ｇ）混合物体系中各成分的含量①各物质的物质的量或各物质的物质的量的分数一定平衡②各物质的质量或各物质质量分数一定平衡③各气体的体积或体积分数一定平衡④总体积、总压力、总物质的量一定不一定平衡正、逆反应速率的关系①在单位时间内消耗了mmｏlA同时生成m molA，即V(正）=V(逆）平衡②在单位时间内消耗了ｎｍolB同时消耗了p molＣ，则Ｖ（正)=Ｖ(逆)平衡③V(Ａ)：Ｖ(B）：V（Ｃ)：V(D)=m：n：p:q,Ｖ(正)不一定等于V(逆)不一定平衡④在单位时间内生成ｎmolB,同时消耗了q moｌＤ，因均指Ｖ(逆)不一定平衡压强①m+n≠p+q时,总压力一定(其他条件一定) 平衡②ｍ+n=p+q时,总压力一定（其他条件一定) 不一定平衡混合气体平均相对分子质量Ｍｒ①Mr一定时，只有当m+n≠p+q时平衡②Mｒ一定时,但m+n＝p+q时不一定平衡温度任何反应都伴随着能量变化，当体系温度一定时（其他不变)平衡体系的密度密度一定不一定平衡其他如体系颜色不再变化等平衡（二）影响化学平衡移动的因素1、浓度对化学平衡移动的影响(1)影响规律:在其他条件不变的情况下，增大反应物的浓度或减少生成物的浓度,都可以使平衡向正方向移动；增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，都可以使平衡向逆方向移动(2）增加固体或纯液体的量，由于浓度不变,所以平衡不移动ﻭ（3）在溶液中进行的反应,如果稀释溶液,反应物浓度减小,生成物浓度也减小，V正减小，V逆也减小,但是减小的程度不同，总的结果是化学平衡向反应方程式中化学计量数之和大的方向移动。

高中化学选修4知识点总结高中化学选修4知识点总结一、化学反应平衡与化学平衡常量1.化学反应平衡的概念2.热力学因素对平衡的影响3.影响化学反应平衡的因素4.化学反应的矛盾特性5.化学平衡常量的计算6.平衡常量与反应速率的关系7.实际化学系统中的平衡常量二、氧化还原反应1.氧化还原反应的概念2.氧化还原反应的历史3.原子价与氧化数4.氧化还原反应中的电极反应5.电势差和标准电势6.氧化还原反应的热力学和电化学特性7.氧化还原反应的工业应用三、酸碱理论及其应用1.传统酸碱理论2.布朗斯特德酸碱理论3.酸碱反应的热力学特性4.强酸强碱与弱酸弱碱的电离度5.酸碱滴定的应用6.酸碱指示剂的应用四、配位化学1.配位化学的概念2.配合物的形成与稳定性3.配位场理论4.五大分子组成的配合物5.配合物的应用五、有机材料和化学反应原理1.有机材料的基本概念和种类2.烃类化合物的结构和命名方法3.芳香族化合物的结构、性质和化学反应4.醇、酚和醛类化合物的结构、性质和化学反应5.酮、酸、酯和羧酸类化合物的结构、性质和化学反应6.含氮有机化合物的结构、性质和反应六、基因工程1.基因的概念2.遗传密码的概念3.重组DNA技术的基本原理4.基因克隆技术的应用5.基因工程在医学、农业和能源等领域的应用七、无机化学中的材料科学1.玻璃2.电子材料3.电池材料4.金属材料5.生物材料八、化学热力学1.热力学的基本概念和第一定律2.内能、焓和熵的概念3.热力学第二定律和热力学函数的应用4.吉布斯自由能和化学平衡的关系5.广义力学的概念及应用。

以上是高中化学选修4知识点总结，学习这些知识点可以帮助我们深入了解化学的基本概念和原理，促进学生对化学科学的进一步研究和深入理解。

选修4知识点汇总一、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△H<0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，数值不变例：CH4 (g) + 2O2 (g) = CO2 (g) + 2H2O (l) ΔH=-890.3 kJ/mol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：25℃，101kPa ②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。

（C→CO2，S→SO2，H→H2O，只能在氧气中燃烧。

）③燃烧物的物质的量：1mol④研究内容：放出的热量。

（ΔH<0，单位kJ/mol）四、中和热（常考选择：判断热化学方程式是否正确）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=－57.3kJ/mol3．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57.3kJ/mol。

第二单元复习一、化学反应速率1. 化学反应速率（v）（1）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（2）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（3）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）二、影响化学反应速率的因素：1. 决定因素（内因）：反应物的性质（决定因素）2. 条件因素（外因）：浓度（固体和纯液体除外），压强（方程式中必须要有气体），温度（提高了反应物分子的能量），催化剂（降低了活化能），浓度和压强主要是通过使单位体积内分子总数增大来增大反应速率，温度和压强主要是使活化分子百分数增大来增大反应速率。

3. 浓度和压强是单位体积内活化分子百分数不变，温度和催化剂是分子总数不变。

三、化学平衡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，各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. 判断平衡的依据四、影响化学平衡移动的因素1.浓度对化学平衡移动的影响（1）影响规律：在其他条件不变的情况下，增大反应物的浓度或减少生成物的浓度，都可以使平衡向正方向移动；增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，都可以使平衡向逆方向移动（2）增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，所以平衡不移动2. 温度对化学平衡移动的影响影响规律：在其他条件不变的情况下，温度升高会使化学平衡向着吸热反应方向移动，温度降低会使化学平衡向着放热反应方向移动。

3. 压强对化学平衡移动的影响影响规律：其他条件不变时，增大压强，会使平衡向着体积缩小方向移动；减小压强，会使平衡向着体积增大方向移动。

注意：（1）改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动（2）气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学平衡移动规律相似4. 催化剂对化学平衡的影响：由于使用催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程度是等同的，所以平衡不移动。

高中化学选修4知识点总结我们在高中化学的时候，通常选修课本的内都是必修课本的补充与说明，想了解更多知识的学生可以仔细阅读选修课本。

下面是为大家的高中化学选修4知识归纳，希望对大家有用!1、化学反响的焓变(1)反响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.反响产物的总焓与反响物的总焓之差称为反响焓变,用ΔH表示.(2)反响焓变ΔH与反响热Q的关系.对于等压条件下进展的化学反响,假设反响中物质的能量变化全部转化为热能,那么该反响的反响热等于反响焓变,其数学表达式为：Qp=ΔH=H(反响产物)-H(反响物).(3)反响焓变与吸热反响,放热反响的关系：ΔH>0,反响吸收能量,为吸热反响.ΔH<0,反响释放能量,为放热反响.(4)反响焓变与热化学方程式：把一个化学反响中物质的变化和反响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)=-285.8kJ·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响焓变ΔH,ΔH的单位是J·mol-1或kJ·mol-1,且ΔH后注明反响温度.③热化学方程式中物质的系数加倍,ΔH的数值也相应加倍.2、反响焓变的计算(1)盖斯定律对于一个化学反响,无论是一步完成,还是分几步完成,其反响焓变一样,这一规律称为盖斯定律.(2)利用盖斯定律进展反响焓变的计算.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计算反响焓变ΔH.对任意反响：aA+bB=cC+dDΔH=[cΔfHmθ(C)+dΔfHmθ(D)]-[aΔfHmθ(A)+bΔfHmθ(B)] 元素周期律1、影响原子半径大小的因素：①电子层数：电子层数越多，原子半径越大(最主要因素)②核电荷数：核电荷数增多，吸引力增大，使原子半径有减小的趋向(次要因素)③核外电子数：电子数增多，增加了相互排斥，使原子半径有增大的倾向2、元素的化合价与最外层电子数的关系：最高正价等于最外层电子数(氟氧元素无正价)负化合价数=8—最外层电子数(金属元素无负化合价)3、同主族、同周期元素的构造、性质递变规律：同主族：从上到下，随电子层数的递增，原子半径增大，核对外层电子吸引能力减弱，失电子能力增强，复原性(金属性)逐渐增强，其离子的氧化性减弱。

高中化学选修4高中化学选修4，是在高中化学课程基础上的拓展和深化，主要内容包括化学反应动力学、平衡反应、电化学、有机化学、高分子化学等。

一、化学反应动力学化学反应动力学是研究化学反应速率及其影响因素的学科。

其中重要的实验方法有试管法和初始斜率法。

在反应速率的计算中，反应级数和速率常数是非常重要的概念。

化学反应的速率与反应物的浓度、温度、催化剂等因素有关。

二、平衡反应平衡反应是指反应物在化学反应过程中达到均衡状态的过程。

这种状态是动态的，即反应物继续发生反应，但是反应速率达到了一个定值。

平衡常数及其计算是平衡反应的关键。

三、电化学电化学是研究电化合反应和电解质溶液性质的学科。

电化合反应是在电场作用下，在电极表面发生的化学反应。

电解质溶液性质是指在特定条件下的电导率、离子迁移速率和电化学反应比较稳定以及其他一些性质。

在电化学领域中，重要的实验方法有电解和电化学计量法。

四、有机化学有机化学是研究有机物（碳化合物）化学性质和合成方法的学科。

有机物是指含有碳和氢元素的化合物，它们的化学性质和反应机理具有特殊性质，例如亲电性、亲核性、芳香性等。

有机化学有很多的应用，例如医药、化妆品和材料等。

五、高分子化学高分子化学是研究大分子化合物及其合成方法和性质的学科。

高分子化合物是由许多分子单元通过化学键连接而成的大分子化合物，例如聚合物、纤维素等。

高分子化学在材料、电子、医药等领域有广泛的应用。

综上所述，高中化学选修4涵盖了很多基础的涨姿势的知识点，同时也涉及了一些基础实验和计算方法。

除此之外，还有很多的应用领域。

高中生学习化学选修4不仅能够拓展知识面，提高动手能力，还有助于理解和探究化学的本质和实用价值。

第二章化学反响速率和化学平衡一、化学反响速率1. 化学反响速率〔v〕⑴定义：用来衡量化学反响的快慢，单位时间内反响物或生成物的物质的量的变更⑵表示方法：单位时间内反响浓度的削减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：浓度变更，Δt：时间〕单位：mol/〔L•s〕⑷影响因素：①确定因素〔内因〕：反响物的性质〔确定因素〕②条件因素〔外因〕：反响所处的条件外因对化学反响速率影响的变更规律条件变更活化分子的量的变更反响速率的变更反响物的浓度增大单位体积里的总数目增多，百分数不变增大减小单位体积里的总数目削减，百分数不变减小气体反响物的压强增大单位体积里的总数目增多，百分数不变增大减小单位体积里的总数目削减，百分数不变减小反响物的温度上升百分数增大，单位体积里的总数目增多增大降低百分数削减，单位体积里的总数目削减减小反响物的催化剂运用百分数剧增，单位体积里的总数目剧增剧增撤去百分数剧减，单位体积里的总数目剧减剧减其他光，电磁波，超声波，固体反响物颗粒的大小，溶剂等有影响※留意：〔1〕、参与反响的物质为固体和液体，由于压强的变更对浓度几乎无影响，可以认为反响速率不变。

〔2〕、惰性气体对于速率的影响①恒温恒容：充入惰性气体→总压增大，但各分压不变，各物质浓度不变→反响速率不变②恒温恒体：充入惰性气体→体积增大→各反响物浓度减小→反响速率减慢二、化学平衡〔一〕1.定义：肯定条件下，当一个可逆反响进展到正逆反响速率相等时，更组成成分浓度不再变更，到达外表上静止的一种“平衡〞，这就是这个反响所能到达的限度即化学平衡状态。

2、化学平衡的特征逆〔探讨前提是可逆反响〕；等〔同一物质的正逆反响速率相等〕；动〔动态平衡〕定〔各物质的浓度及质量分数恒定〕；变〔条件变更，平衡发生变更〕3、推断平衡的根据推断可逆反响到达平衡状态的方法和根据例举反响mA(g)+nB(g) C(g)+qD(g)混合物体系中各成分的含量①各物质的物质的量或各物质的物质的量的分数肯定平衡②各物质的质量或各物质质量分数肯定平衡③各气体的体积或体积分数肯定平衡④总体积、总压力、总物质的量肯定不肯定平衡正、逆反响速率的关系①在单位时间内消耗了m molA同时生成m molA，即V(正)=V(逆)平衡②在单位时间内消耗了n m olB同时消耗了p molC，那么V(正)=V(逆)平衡③V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q，V(正)不肯定等于V(逆)不肯定平衡④在单位时间内生成n molB，同时消耗了q molD，因均指V(逆)不肯定平衡压强①m+n≠p+q时，总压力肯定〔其他条件肯定〕平衡②m+n=p+q时，总压力肯定〔其他条件肯定〕不肯定平衡混合气体平均相对分子质量Mr ①Mr肯定时，只有当m+n≠p+q时平衡②Mr肯定时，但m+n=p+q时不肯定平衡温度任何反响都伴随着能量变更，当体系温度肯定时〔其他不变〕平衡体系的密度密度肯定不肯定平衡其他如体系颜色不再变更等平衡〔二〕影响化学平衡挪动的因素1、浓度对化学平衡挪动的影响〔1〕影响规律：在其他条件不变的状况下，增大反响物的浓度或削减生成物的浓度，都可以使平衡向正方向挪动；增大生成物的浓度或减小反响物的浓度，都可以使平衡向逆方向挪动〔2〕增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，所以平衡不挪动〔3〕在溶液中进展的反响，假如稀释溶液，反响物浓度减小，生成物浓度也减小，V正减小，V逆也减小，但是减小的程度不同，总的结果是化学平衡向反响方程式中化学计量数之和大的方向挪动。

第二章《化学反应速率和化学平衡》知识点总结一、化学反应速率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2.※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→各物质浓度不变→反应速率不变②恒温恒压时：充入惰性气体→体积增大→各反应物浓度减小→反应速率减慢练习1：锌和稀硫酸反应，向反应混合溶液中加入下列物质，判断正确的是（）A.加入醋酸钠固体，反应速率加快B.加入硫酸氢钠固体，反应速率加快C.加入水，产生氢气的体积减小D.加入少量硫酸铜，产生的氢气量不变练习2：在容积为2 L的密闭容器中进行如下反应：A(g)＋2B(g)3C(g)＋n D(g)，开始时A为4 mol，B为6 mol；5 min末时测得C的物质的量为3 mol，用D表示的化学反应速率v(D)为0.2 mol·L－1·min－1。

计算：(1)5 min末A的物质的量浓度为____________________________________________。

(2)前5 min内用B表示的化学反应速率v(B)为_________________________________。

(3)化学方程式中n值为_____________________________________________________。

(4)此反应在四种不同情况下的反应速率分别为①v(A)＝5 mol·L－1·min－1 ②v(B)＝6 mol·L－1·min－1③v(C)＝4.5 mol·L－1·min－1 ④v(D)＝8 mol·L－1·min－1其中反应速率最快的是______________(填编号)。

一、焓变、反应热要点一：反应热（焓变）的概念及表示方法化学反应过程中所释放或吸收的能量，都可以用热量来描述，叫做反应热，又称焓变，符号为ΔH，单位为kJ/mol，规定放热反应的ΔH为“—”，吸热反应的ΔH为“+”。

特别提醒：（1）描述此概念时，无论是用“反应热”、“焓变”或“ ΔH”表示，其后所用的数值必须带“+”或“—”。

（2）单位是kJ/mol，而不是kJ，热量(Q)的单位是kJ。

（3）在比较大小时，所带“+”“—”符号均参入比较。

热量(Q)大，ΔH小。

1．(2011年中山高二检测)根据以下三个热化学方程式：2H2S(g)＋3O2(g)===2SO2(g)＋2H2O(l) ΔH1＝－Q1kJ/mol2H2S(g)＋O2(g)===2S(s)＋2H2O(l) ΔH2＝－Q2 kJ/mol2H2S(g)＋O2(g)===2S(s)＋2H2O(g) ΔH3＝－Q3 kJ/mol判断Q1、Q2、Q3三者关系正确的是() ΔH1，ΔH2，ΔH3三者关系是？A．Q1>Q2>Q3B．Q1>Q3>Q2 C．Q3>Q2>Q1D．Q2>Q1>Q3解析：选A。

ΔH1＜ΔH2＜ΔH3要点二：放热反应和吸热反应1．放热反应的ΔH为“—”或ΔH＜0 ；吸热反应的ΔH为“+”或ΔH ＞0∆H＝E（生成物的总能量）－E（反应物的总能量）∆H＝E（反应物的键能）－E（生成物的键能）1．(2011年北京宣武区高三质检)下列反应中生成物总能量高于反应物总能量的是() A．碳酸钙受热分解B．乙醇燃烧C．铝粉与氧化铁粉末反应D．氧化钙溶于水解析：选A。

生成物的总能量高于反应物的总能量的反应是吸热反应。

在题给四个反应中，只有碳酸钙受热分解为吸热反应，其余的均为放热反应。

2．常见的放热反应和吸热反应①放热反应：活泼金属与水或酸的反应、酸碱中和反应、燃烧反应、多数化合反应。

②吸热反应：多数的分解反应、氯化铵固体与氢氧化钡晶体的反应、水煤气的生成反应、炭与二氧化碳生成一氧化碳的反应3．需要加热的反应，不一定是吸热反应；不需要加热的反应，不一定是放热反应4．通过反应是放热还是吸热，可用来比较反应物和生成物的相对稳定性。

高中化学选修四（热门4篇）高中化学选修四（1）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：电离常数的大小主要由物质的本性决定。

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。

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-]=110-14注意：KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定。

化学选修四知识点复习提纲
46、法律有权打破平静。——马·格林 47、在一千磅法律里，没有一盎司仁 爱。— —英国
48、法律一多，公正就少。——托·富 勒 49、犯罪总是以惩罚相补偿；只有处 罚才能 使犯罪 得到偿 还。— —达雷 尔
50、弱者比强者更能得到法律的保护 。—— 威·厄尔
61、奢侈是舒适的，否则就不是奢侈 。——CocoCha nel 62、少而好学，如日出之阳；壮而好学 ，如日 中之光 ；志而 好学， 如炳烛 之光。 ——刘 向 63、三军可夺帅也，匹夫不可夺志也。 ——孔 丘 64、人生就是学校。在那里，与其说好 的教师 是幸福 ，不如 说好的 教师是 不幸。 ——海 贝尔 65、接受挑战，就可以享受胜利的喜悦 。—

化学选修 4第一章化学反应与能量一、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/mol3. 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△H <0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N H4Cl 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铵盐溶解等小结：1、化学键断裂，吸收能量；化学键生成，放出能量2、反应物总能量大于生成物总能量，放热反应，体系能量降低，△H 为“-”或小于0 反应物总能量小于生成物总能量，吸热反应，体系能量升高，△H 为“+”或大于03、反应热数值上等于生成物分子形成时所释放的总能量与反应物分子断裂时所吸收的总能量之差二、热化学方程式1.概念:表示化学反应中放出或吸收的热量的化学方程式.2.意义:既能表示化学反应中的物质变化,又能表示化学反应中的能量变化.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 ℃，101 kPa 时，1 mol 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：101 kPa②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。