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化学选修四所有知识点总结一、物质结构与性质变化1.活化能：反应开始的难度。
2.物质微观结构与宏观性质：分子结构、分子大小、分子间力。
3.分子配位数与空间构型：线性、平面、空间构型。
4.共价键：键的构成、键的极性、键能力。
5.担体对电子结构和性质的影响。
二、有机分子和反应1.有机物的命名：烷烃、卤代烃、醇、醛、酮、酸、酯、醚、胺、芳香烃和其他功能基团。
2.有机物的光谱：IR光谱、质谱、核磁共振谱。
3.醇、醚、酮、酰胺、醛的结构、性质和反应。
4.碳氢化合物的结构、性质和反应。
5.同分异构和立体化学：a.同分异构：构造异构、空间异构、陈旧异构。
b.立体化学：立体异构、立体碳原子、立体双键、光学异构。
三、有机官能团的合成1.取代反应的反应类型：亲核取代、电子亲核取代、电子取代。
2.亲核：亲核试剂、亲核部位、亲核取代反应。
3.亲电：亲电试剂、亲电取代反应、亲电加成反应。
4.亲核取代反应的配体：溴代反应、卤代反应、硝基反应、醇酸碱催化反应。
四、有机化学反应机理1.反应中间体：碳阳离子、自由基、负离子、亲电离子、共轭碳离子。
2.碳阳离子和自由基的结构和稳定性。
3.负离子和亲电离子的结构和稳定性。
4.同中心竞争性反应和不同中心竞争性反应。
5.离子自解离和亲电离解。
五、生物有机化学1.生物大分子：糖类、脂类、蛋白质、核酸。
2.糖类的分类：单糖、二糖、多糖。
3.蛋白质的结构和功能：一级结构、二级结构、三级结构、四级结构。
4.氨基酸和蛋白质的合成。
5.脂类的结构和功能：甘油脂、磷脂、类固醇。
六、生物化学反应1.基因的表达和遗传信息传递。
2.酶和酶催化反应。
3.代谢途径和能量转化：糖原水解、糖解、解酶系统、光合作用。
以上是化学选修四的主要知识点总结。
学生在复习过程中可以通过学习这些知识点来加深对化学的理解。
同时，实践操作和习题练习也是非常重要的，能够帮助学生巩固所学知识并提高解题能力。
化学选修4化学反应与原理第一章化学反应与能量一、焓变反应热1．反应热：化学反应过程中所放出或吸收的热量，任何化学反应都有反应热，因为任何化学反应都会存在热量变化，即要么吸热要么放热。
反应热可以分为（燃烧热、中和热、溶解热） 2．焓变(ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应.符号：△H.单位：kJ/mol ，即：恒压下：焓变=反应热，都可用ΔH表示，单位都是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也可以利用计算△H来判断是吸热还是放热。
△H=生成物所具有的总能量-反应物所具有的总能量=反应物的总键能-生成物的总键能☆常见的放热反应：①所有的燃烧反应②所有的酸碱中和反应③大多数的化合反应④金属与水或酸的反应⑤生石灰（氧化钙）和水反应⑥铝热反应等☆常见的吸热反应：①晶体Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl②大多数的分解反应③条件一般是加热或高温的反应☆区分是现象（物理变化）还是反应（生成新物质是化学变化），一般铵盐溶解是吸热现象，别的物质溶于水是放热。
4.能量与键能的关系：物质具有的能量越低，物质越稳定，能量和键能成反比。
5.同种物质不同状态时所具有的能量：气态>液态>固态6.常温是指25，101.标况是指0,101.7.比较△H时必须连同符号一起比较。
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，即反应热△H，△H对应的正负号都不能省。
②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（s,l, g分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq表示）③热化学反应方程式不标条件，除非题中特别指出反应时的温度和压强。
④热化学方程式中的化学计量数表示物质的量，不表示个数和体积，可以是整数，也可以是分数⑤各物质系数加倍，△H加倍，即：△H和计量数成比例；反应逆向进行，△H改变符号，数值不变。
高三化学选修四必背知识点一、电子结构与元素周期律1. 电子结构的构建在原子核周围，电子围绕着不同能级，每个能级又有不同的轨道，每个轨道可容纳特定数量的电子。
2. 元素周期表的构建元素周期表按照元素的原子序数（即原子核中的质子数）排列，同时按照化学性质分类。
（1）主族元素：周期表的1A到8A族，具有相似的化学性质，最外层轨道的电子数相同。
（2）过渡元素：元素周期表的第3周期到第2B组的元素，它们的最外层轨道电子数不同。
二、化学键与晶体结构1. 离子键和晶体结构（1）离子键：由正负离子之间的电荷相互吸引而形成的化学键。
（2）晶体结构：离子在晶格中有规律地排列，形成晶体结构。
2. 共价键和分子结构（1）共价键：由电子对共享形成的化学键。
（2）分子结构：由原子共享电子对来形成的分子。
三、化学反应动力学与化学平衡1. 化学反应速率反应速率表示单位时间内反应物消失或生成物生成的量。
2. 影响化学反应速率的因素（1）浓度：反应物浓度越高，反应速率越快。
（2）温度：温度升高，反应速率增加。
（3）催化剂：催化剂可降低反应的活化能，从而加快反应速率。
3. 化学平衡和平衡常数化学平衡发生在正向反应和逆向反应的速率相等时，系统达到稳定状态。
4. 影响化学平衡的因素（1）浓度和压力：增加反应物浓度或压力，可使平衡向生成物一侧移动。
（2）温度：温度升高，平衡反应向吸热的方向移动。
（3）催化剂：催化剂可加快正向和逆向反应速率，但不改变平衡位置。
四、化学反应的能量变化与化学动力学1. 热化学（1）焓变：在常压下，化学反应伴随的热量变化。
（2）焓变的计算：根据反应物和生成物的摩尔数以及相应的焓变值进行计算。
2. 化学动力学（1）反应速率：决定反应速率的因素包括反应物的浓度和温度。
（2）活化能：反应需要的最低能量，是反应物分子碰撞的最低能量。
（3）催化剂：可降低反应的活化能，从而加快反应速率。
五、氧化还原反应与电化学1. 氧化还原反应的基本概念（1）氧化：物质失去电子或氢原子，增加氧原子数。
化学选修4化学反应与原理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 ℃，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 kPa 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：1 mol ④研究内容：放出的热量。
（ΔH<0，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1mol H2O，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。
化学选修4知识点归纳化学选修 4 是高中化学中非常重要的一部分，包含了许多关键的知识点。
下面我们来逐一进行归纳。
一、化学反应与能量（一）焓变（ΔH）焓变是指化学反应在恒压条件下的反应热。
如果ΔH 为正值，表示反应吸热；如果ΔH 为负值，表示反应放热。
（二）热化学方程式热化学方程式不仅表明了化学反应中的物质变化，还表明了能量变化。
书写时要注明物质的状态、反应的焓变以及反应的温度和压强等条件。
（三）燃烧热和中和热燃烧热是指 1 mol 可燃物完全燃烧生成稳定氧化物时放出的热量。
中和热是指在稀溶液中，强酸和强碱发生中和反应生成 1 mol 水时放出的热量。
（四）盖斯定律化学反应的焓变只与反应的始态和终态有关，而与反应的途径无关。
利用盖斯定律，可以通过已知反应的焓变来计算未知反应的焓变。
二、化学反应速率（一）定义化学反应速率通常用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。
（二）影响因素1、内因：反应物的性质是决定化学反应速率的主要因素。
2、外因：浓度：增大反应物浓度，反应速率加快；减小反应物浓度，反应速率减慢。
压强：对于有气体参加的反应，增大压强，反应速率加快；减小压强，反应速率减慢。
温度：升高温度，反应速率加快；降低温度，反应速率减慢。
催化剂：使用正催化剂，能显著加快反应速率；使用负催化剂，能显著减慢反应速率。
其他因素：如固体表面积、光照、超声波等。
三、化学平衡（一）化学平衡状态的特征1、逆：研究的对象是可逆反应。
2、等：正反应速率和逆反应速率相等。
3、动：化学平衡是一种动态平衡，反应仍在进行。
4、定：平衡混合物中各组分的浓度保持不变。
5、变：条件改变，化学平衡可能发生移动。
（二）化学平衡常数对于一个可逆反应，在一定温度下，其平衡常数 K 只与温度有关。
K 值越大，表明反应进行得越完全。
（三）影响化学平衡移动的因素1、浓度：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；减小反应物浓度或增大生成物浓度，平衡向逆反应方向移动。
高考化学选修四知识要点总结高考化学选修四知识要点总结总结是事后对某一时期、某一项目或某些工作进行回顾和分析，从而做出带有规律性的结论，它能使我们及时找出错误并改正，因此好好准备一份总结吧。
那么你真的懂得怎么写总结吗？下面是店铺为大家收集的高考化学选修四知识要点总结，欢迎大家分享。
高考化学选修四知识要点总结11.化学反应热概念化学反应伴能变，成键放出断需要。
左能高常是放热，置氢中和和燃烧。
炭水铵碱分解类，吸热自然右能高。
2.燃料燃烧知识理解能源紧张，不久用光。
接触充分，空气足量。
节能减排，新能跟上。
高效清洁，来日方长。
3.化学反应速率概念理解化学反应有快慢，摩尔每升比时间。
平均速率标物质，比例与系数有关。
浓度增大我加快，温度升高我翻番。
若能出现催化剂，改变大小更不难。
4.化学平衡概念理解可逆反应有限度，所有转化不完全。
正逆速率若相等，化学平衡状态现。
此时反应并未停，特征就是动定变。
(或：相反相成，可逆平衡;强弱互争，“逃逸”完成;外表内因，宏微相应;量变质变，运动永恒。
)5. 化学平衡逆等动定变平衡，一等二最六一定, 正逆反应速相等，转产二率最值衡,质量体积 n分数, 浓度温度色一定，参数可变变不变(变量不变)，定达平衡要记清，参数一直不变化，不可用与断平衡。
解释：“逆等动定变平衡”,是指平衡状态有逆、等、动、定、变五个特征。
“一等”是指反应体系中同一反应物(或生成物)的正、逆反应速率相等即达平衡状态。
“二最”是指转化率、产率达最大值即达平衡状态。
“六一定”是指体系中各组分的质量分数、体积分数、物质的量分数、浓度不再变化，或体系的温度及颜色不再变化即达平衡状态。
“参数可变到不变，定达平衡要记清”是指参数(浓度、温度、质量、压强、体积、密度等)原为变量，后变为恒量，此时可逆反应达平衡状态。
“参数一直不变化，不可用与断平衡”是指若反应过程中参数始终没有变化，此参数不可用于判断可逆反应是否达平衡状态6.化学平衡图像题先拐先折，温度高，压强大!7.等效平衡“等效平衡”是指在相同条件下的同一可逆反应里，建立的两个或多个化学平衡中，各同种物质的百分数相同，这些化学平衡均属等效平衡，其核心是“各同种物质的百分数相同”。
化学选修4知识点归纳总结化学反应速率1. 反应速率定义：表示反应进行快慢的物理量，通常用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。
2. 影响因素：- 内因：物质本身的性质。
- 外因：温度、浓度、压强、催化剂等。
3. 速率方程：描述反应速率与反应物浓度之间的关系。
4. 速率常数：与反应物浓度无关，只与反应本身和外界条件有关。
化学平衡1. 平衡常数：表示平衡状态下反应物和生成物浓度的比值。
2. 平衡移动：当外界条件变化时，平衡会向减弱变化的方向移动。
3. 影响因素：- 温度：升高温度，平衡向吸热反应方向移动。
- 浓度：增加反应物浓度，平衡向生成物方向移动。
- 压强：对于气相反应，增加压强，平衡向体积减小的方向移动。
溶液中的离子平衡1. 水的离子积：表示纯水中氢离子和氢氧根离子浓度的乘积。
2. 酸碱性：pH值是衡量溶液酸碱性的指标。
3. 缓冲溶液：能够抵抗外界酸碱变化，维持pH值稳定的溶液。
氧化还原反应1. 氧化数：表示元素在化合物中的电荷状态。
2. 氧化剂与还原剂：氧化剂是使其他物质氧化的物质，还原剂是使其他物质还原的物质。
3. 氧化还原平衡：在氧化还原反应中，氧化数的总和在反应前后保持不变。
有机化学基础1. 有机化合物：主要由碳和氢组成的化合物。
2. 同分异构体：具有相同分子式但结构不同的化合物。
3. 官能团：决定有机化合物化学性质的原子团。
化学键与分子间作用力1. 共价键：由两个原子共享一对电子形成的化学键。
2. 离子键：由正负离子间的静电吸引力形成的化学键。
3. 分子间作用力：包括范德华力、氢键等，影响物质的物理性质。
化学实验基本操作1. 实验安全：了解化学试剂的性质，遵守实验操作规程。
2. 仪器使用：熟悉各种化学实验仪器的使用方法和注意事项。
3. 数据记录：准确记录实验数据，进行科学分析。
以上是化学选修4课程中涉及的一些重要知识点的简要归纳，每个部分都包含了该领域的核心概念和原理。
☆ 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)2·8H 2O 与NH 4Cl ② 大多数的分解反应③ 以H 2、CO 、C 为还原剂的氧化还原反应 ④ 铵盐溶解等判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据*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。
1、化学平衡常数值的大小是可逆反应进行程度的标志。
一般地，K>105时，该反应就进行得基本完全了。
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___反应反应方向同一物质，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)在温度、压强一定的条件下，化学反应的判读依据为：ΔH-T ΔS 〈 0 反应能自发进行ΔH-T ΔS = 0 反应达到平衡状态ΔH-T ΔS 〉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。
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。
）*同一温度下弱酸电离常数越大，酸性越强。
如：H 2SO 3>H 3PO 4>HF>CH 3COOH>H 2CO 3>H 2S>HClO水电离特点：（1）可逆 （2）吸热 （3）极弱物质 单质 化合物 电解质 非电解质： 非金属氧化物，大部分有机物 。
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。
☆ 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)2·8H 2O 与NH 4Cl ② 大多数的分解反应③ 以H 2、CO 、C 为还原剂的氧化还原反应 ④ 铵盐溶解等判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据*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。
1、化学平衡常数值的大小是可逆反应进行程度的标志。
一般地，K>105时，该反应就进行得基本完全了。
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___反应反应方向同一物质，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)在温度、压强一定的条件下，化学反应的判读依据为： ΔH-T ΔS 〈 0 反应能自发进行ΔH-T ΔS = 0 反应达到平衡状态 ΔH-T ΔS 〉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。
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。
）*同一温度下弱酸电离常数越大，酸性越强。
如：H 2SO 3>H 3PO 4>HF>CH 3COOH>H 2CO 3>H 2S>HClO水电离特点：（1）可逆 （2）吸热 （3）极弱 影响水电离平衡的外界因素：①酸、碱 ：抑制水的电离 K W 〈1*10-14②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 K W 〉 1*10-144、溶液的酸碱性和pH ： pH 的测定方法：酸碱指示剂—— 甲基橙 、 石蕊 、物质 单质 化合物电解质非电解质： 非金属氧化物，大部分有机物 。
如SO 3、CO 2、C 6H 12O 6、CCl 4、CH 2=CH 2……强电解质： 强酸，强碱，大多数盐 。
如HCl 、NaOH 、NaCl 、BaSO 4弱电解质：弱酸，弱碱，极少数盐，水 。
如HClO 、NH 3·H 2O 、Cu(OH)2、H 2O混和物纯净物酚酞。
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）3、强酸与强碱的混合：（先据H+ + OH- ==H2O计算余下的H+或OH-，①H+有余，则用余下的H+数除以溶液总体积求[H+]混；OH-有余，则用余下的OH-数除以溶液总体积求[OH-]混，再求其它）四、稀释过程溶液pH值的变化规律：1、强酸溶液：稀释10n倍时，pH稀 = pH原+ n （但始终不能大于或等于7）2、弱酸溶液：稀释10n倍时，pH稀〈 pH原+n （但始终不能大于或等于7）3、强碱溶液：稀释10n倍时，pH稀 = pH原－n （但始终不能小于或等于7）4、弱碱溶液：稀释10n倍时，pH稀〉 pH原－n （但始终不能小于或等于7）5、不论任何溶液，稀释时pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液无限稀释后pH均接近76、稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢，强酸、强碱变化得快。
五、强酸（pH1）强碱（pH2）混和计算规律1、若等体积混合： pH1+pH2=14 则溶液显中性pH=7pH1+pH2≥15 则溶液显碱性pH=pH2-0.3pH1+pH2≤13则溶液显酸性pH=pH1+0.32、若混合后显中性pH 1+pH 2=14 V 酸：V 碱=1：1pH 1+pH 2≠14 V 酸：V 碱=1：1014-（pH 1+pH 2） 中和滴定：滴定管可以读到小数点后 一位 。
准备：洗涤：用洗液洗→检漏：滴定管是否漏水→用水洗→用标准液洗（或待测液洗）→装溶液→排气泡→调液面→记数据V(始) 3、酸碱中和滴定的误差分析误差分析：利用n 酸c 酸V 酸=n 碱c 碱V 碱进行分析式中：n ——酸或碱中氢原子或氢氧根离子数；c ——酸或碱的物质的量浓度；V ——酸或碱溶液的体积。
当用酸去滴定碱确定碱的浓度时，则：c 碱=V n V c n ⋅⋅⋅ 3、盐类水解规律：①有 弱 才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁 强显谁性，两弱都水解，同强显中性。
②多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大，碱性更强。
(如:Na 2CO 3 ＞NaHCO 3)6、酸式盐1)电离程度＞水解程度，显酸性(HSO 3- 、H 2PO 4)2)水解程度＞电离程度，显碱性(HCO 3- 、HS - 、HPO 42-)7、常见的双水解反应完全的为：Fe 3+、Al 3+与AlO 2-、CO 32-(HCO 3-)、S 2-(HS -)、SO 32-(HSO 3-)；S 2-与NH 4+；CO 32-(HCO 3-)与NH 4+其特点是相互水解成沉淀或气体。
双水解完全的离子方程式配平依据是两边电荷平衡， 如：2Al 3+ + 3S 2- + 6H 2O == 2Al(OH)3↓+ 3H 2S ↑ 8、盐类水解的应用：9、水解平衡常数（K h）对于强碱弱酸盐：K h =Kw/Ka(Kw为该温度下水的离子积，Ka为该条件下该弱酸根形成的弱酸的电离平衡常数)对于强酸弱碱盐：K h =Kw/K b（Kw为该温度下水的离子积，K b为该条件下该弱碱根形成的弱碱的电离平衡常数）10、电荷守恒：任何溶液均显电中性，各阳离子浓度与其所带电荷数的乘积之和＝各阴离子浓度与其所带电荷数的乘积之和物料守恒:某原子的总量(或总浓度)＝其以各种形式存在的所有微粒的量(或浓度)之和质子守恒：即水电离出的H+浓度与OH-浓度相等。
2、溶解平衡方程式的书写注意在沉淀后用(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）（2）表达式：AmBn(s) mA n+(aq)+nB m-(aq) KSP=[c(A n+)]m ?[c(B m-)]n 原电池3、电子流向：外电路：负极——导线——正极内电路：盐桥中阴离子移向负极的电解质溶液，盐桥中阳离子移向正极的电解质溶液。
4、电极反应：以锌铜原电池为例：负极：氧化反应：Zn－2e＝Zn2＋（较活泼金属）正极：还原反应：2H＋＋2e＝H2↑（较不活泼金属）（2）从电子的流动方向负极流入正极（3）从电流方向正极流入负极（4）根据电解质溶液内离子的移动方向阳离子流向正极，阴离子流向负极（5）根据实验现象①溶解的一极为负极②增重或有气泡一极为正极二、二次电池1、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。
2、电极反应：铅蓄电池放电：负极（铅）：Pb＋－2e?＝PbSO4↓正极（氧化铅）：PbO2＋4H+＋＋2e?＝PbSO4↓＋2H2O充电：阴极：PbSO4＋2H2O－2e?＝PbO2＋4H+＋阳极：PbSO4＋2e?＝Pb＋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-)是活性电极时：电极本身溶解放电1、电解饱和食盐水以制造烧碱、氯气和氢气（1）电镀应用电解原理在某些金属表面镀上一薄层其他金属或合金的方法（2）电极、电解质溶液的选择：阳极：镀层金属，失去电子，成为离子进入溶液； M—ne —== M n+阴极：待镀金属（镀件）：溶液中的金属离子得到电子，成为金属原子，附着在金属表面M n+ + ne — == M电解质溶液：含有镀层金属离子的溶液做电镀液2、电冶金（1）电冶金：使矿石中的金属阳离子获得电子，从它们的化合物中还原出来用于冶炼活泼金属，如钠、镁、钙、铝（2）电解氯化钠：通电前，氯化钠高温下熔融：NaCl == Na + + Cl—通直流电后：阳极：2Na++ 2e—== 2Na 阴极：2Cl—— 2e—== Cl2↑☆规律总结：原电池、电解池、电镀池的判断规律（1）若无外接电源，又具备组成原电池的三个条件。
①有活泼性不同的两个电极；②两极用导线互相连接成直接插入连通的电解质溶液里；③较活泼金属与电解质溶液能发生氧化还原反应（有时是与水电离产生的H+作用），只要同时具备这三个条件即为原电池。
（2）若有外接电源，两极插入电解质溶液中，则可能是电解池或电镀池；当阴极为金属，阳极亦为金属且与电解质溶液中的金属离子属同种元素时，则为电镀池。
（3）若多个单池相互串联，又有外接电源时，则与电源相连接的装置为电解池成电镀池。
若无外接电源时，先选较活泼金属电极为原电池的负极（电子输出极），有关装置为原电池，其余为电镀池或电解池。
☆☆原电池与电解池的极的得失电子联系图：阳极(失) e- 正极（得）e-负极（失）e-阴极（得）化学腐蚀—金属和接触到的物质直接发生化学反应而引起的腐蚀电化学腐蚀—不纯的金属跟电解质溶液接触时，会发生原电池反应。
