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高中选修四化学知识重点总结高中选修四化学知识重点总结总结是把一定阶段内的有关情况分析研究，做出有指导性的经验方法以及结论的书面材料，它能够给人努力工作的动力，为此我们要做好回顾，写好总结。
你想知道总结怎么写吗？以下是店铺精心整理的高中选修四化学知识重点总结，希望对大家有所帮助。
高中选修四化学知识重点总结篇1一、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。
高中化学选修4知识点归纳总结关于高中化学选修4知识点归纳总结总结是对某一阶段的工作、学习或思想中的经验或情况进行分析研究的书面材料，通过它可以全面地、系统地了解以往的学习和工作情况，是时候写一份总结了。
你想知道总结怎么写吗？下面是店铺整理的高中化学选修4知识点归纳总结，欢迎大家分享。
高中化学选修4知识点归纳总结1化学守恒守恒是化学反应过程中所遵循的基本原则，在水溶液中的化学反应，会存在多种守恒关系，如电荷守恒、物料守恒、质子守恒等。
1.电荷守恒关系：电荷守恒是指电解质溶液中，无论存在多少种离子，电解质溶液必须保持电中性，即溶液中阳离子所带的正电荷总数与阴离子所带的负电荷总数相等，用离子浓度代替电荷浓度可列等式。
常用于溶液中离子浓度大小的比较或计算某离子的浓度等，例如：①在NaHCO3溶液中：c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+2c(CO32-)+c(HCO3-);②在(NH4)2SO4溶液中：c(NH4+)+c(H+)=c(OH-)+c(SO42—)。
2.物料守恒关系：物料守恒也就是元素守恒，电解质溶液中由于电离或水解因素，离子会发生变化变成其它离子或分子等，但离子或分子中某种特定元素的原子的总数是不会改变的。
可从加入电解质的化学式角度分析，各元素的原子存在守恒关系，要同时考虑盐本身的电离、盐的水解及离子配比关系。
例如：①在NaHCO3溶液中：c(Na+)=c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3);②在NH4Cl溶液中：c(Cl-)=c(NH4+)+c(NH3·H2O)。
3.质子守恒关系：酸碱反应达到平衡时，酸(含广义酸)失去质子(H+)的总数等于碱(或广义碱)得到的质子(H+)总数，这种得失质子(H+)数相等的关系就称为质子守恒。
在盐溶液中，溶剂水也发生电离：H2OH++OH-，从水分子角度分析：H2O电离出来的H+总数与H2O电离出来的OH—总数相等(这里包括已被其它离子结合的部分)，可由电荷守恒和物料守恒推导，例如：①在NaHCO3溶液中：c(OH-)=c(H+)+c(CO32-)+c(H2CO3);②在NH4Cl溶液中：c(H+)=c(OH-)+c(NH3·H2O)。
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。
化学选修四知识点总结化学选修四是高中化学课程中的一门选修课程，主要涉及有机化学和分析化学方面的内容。
以下是对化学选修四课程中的常见知识点进行总结：一、有机化学1. 有机官能团：烷烃、烯烃、炔烃、芳香化合物、醇、酚、醛、酮、羧酸、酯、胺等。
2. 碳杂原子及其官能团的性质：原子中的电子云不断重叠，形成共轭体系，导致碳杂原子官能团的共性特征。
3. 芳香化合物的性质：具有稳定的芳香性质、还原性不如脂肪族化合物、赛北—雷诺特规则、苯代烃的活泼中心。
4. 烯烃的异构：烯烃具有同分异构体，包括顺反异构、链枝异构、环异构等。
5. 醇的性质及合成：醇可以在物质的转化过程中作为中间体，可通过水合法、卤代烃氢化法、烯烃水化法等方法合成。
6. 酮和醛的性质及合成：酮和醛可通过氧化、还原、羰基化合物的加成等一系列反应合成。
7. 羧酸的酸碱性及合成：羧酸具有酸性，可以和碱发生中和反应。
合成羧酸的方法包括氧化法、酸加成法、羧酸的重复性切除法等。
8. 酯的性质及合成：酯是羧酸与醇缩合而成的产物，可以通过酸酐法、酯化法等合成。
9. 胺的性质及合成：胺可通过红氨基化法、胺的还原法、酰胺的水解法等方法合成。
二、分析化学1. 分析化学基本概念：确定化学物质的成分和性质的科学，包括定性分析和定量分析。
2. 实验室常用试剂：酸、碱、盐、指示剂、络合剂等，用于实验室分析工作中的酸碱滴定及络合滴定等。
3. 分析化学的平衡理论：如氧化还原滴定原理、络合滴定原理、酸碱滴定原理等。
4. 氧化还原滴定：包括物种间的氧化还原反应，如还原滴定和氧化滴定。
5. 酸碱滴定：通过滴定法测定酸和碱之间的等值点，酸溶液滴定以碱标准溶液，碱溶液滴定以酸标准溶液。
6. 离子反应与溶液的定性分析：如阳离子之间的沉淀反应和阴离子之间的鉴定反应。
7. 硬水与水质分析：硬水中含有可溶性的钙和镁盐，通过复合指示剂和络合剂来定量分析。
8. 分光光度法：利用物质吸收或发射光来进行定量分析。
高中化学选修四重点知识点归纳高中化学选修四重点知识点归纳部分学生在学习化学的时候总是会忽略选修四的知识内容，对选修四的课本并不熟悉，实际上这个部分的知识点也是很重要的。
下面是店铺为大家整理的高中化学必备的知识点，希望对大家有用!选修四化学基础知识电解池一、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。
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 ( H)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H表示，单位都kJ/mol。
是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。
高中化学选修4知识点总结及对应习题解析(word版可编辑修改)编辑整理：尊敬的读者朋友们：这里是精品文档编辑中心，本文档内容是由我和我的同事精心编辑整理后发布的，发布之前我们对文中内容进行仔细校对，但是难免会有疏漏的地方，但是任然希望（高中化学选修4知识点总结及对应习题解析(word版可编辑修改)）的内容能够给您的工作和学习带来便利。
同时也真诚的希望收到您的建议和反馈，这将是我们进步的源泉，前进的动力。
本文可编辑可修改，如果觉得对您有帮助请收藏以便随时查阅，最后祝您生活愉快业绩进步，以下为高中化学选修4知识点总结及对应习题解析(word版可编辑修改)的全部内容。
化学选修4全书总复习提纲绪言1、活化分子：具有较高能量，能够发生有效碰撞的分子发生有效碰撞的分子一定是活化分子，但活化分子的碰撞不一定是有效碰撞。
2、活化能：活化分子高出反应物分子平均能量的部分活化能的大小意味着一般分子成为活化分子的难易。
但对反应前后的能量变化并无影响。
第一章1、化学反应中的能量变化通常表现为热量的变化。
有热量放出的反应叫放热反应，需要吸收热量的反应叫做吸热反应。
2、常见的放热反应:①活泼金属与水或酸的反应②酸碱中和反应③燃烧反应④多数化合反应3、常见的吸热反应：①多数的分解反应②2NH4Cl(s）＋Ba（OH)2· 8H2O(s）＝＝BaCl2＋2NH3↑＋10H2O高温高温③C（s）＋H2O(g)＝＝＝CO＋H2④CO2＋C＝＝2CO4、反应热：化学反应过程中所放出或吸收的热量就叫做反应热。
在恒压条件下又称焓变，符号为△H ，单位是KJ/mol。
当△H 为“－”或△H <0时，为放热反应；当△H 为“＋”或△H 〉0时，为吸热反应5、热化学方程式的书写：a、需注明反应的温度和压强，对于 250C、101kPa时进行的反应可以不表明。
b、需要在热化学方程式的右边注明△H的值及其“＋”与“－".c、需注明反应物和生成物的状态。
高中化学选修4知识点分章总结及精练精析化学选修4化学反应与原理知识点详解及高考真题体验（带详细解析）一、本模块内容的特点1.理论性、规律性强2.定量3.知识的综合性强4.知识的内容较深二、本模块内容详细分析第一章化学反应与能量章节知识网络化学反应与能量燃料的使用反应热焓变 1 燃烧热节约能源的意义能源开发新能源热化学方程式盖斯定律化学反应热计算一、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：化学反应过程中化学键的断裂与形成化学键断裂――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 4.可直接测量，测量仪器叫量热计。
☆ 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 kPa②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。
化学选修4知识点归纳一、化学热力学1. 热力学基本概念- 系统与环境- 状态函数与过程函数- 热力学平衡2. 热力学第一定律- 内能的定义- 能量守恒原理- 热量与功的计算3. 热力学第二定律- 熵的概念- 熵变的计算- 自发过程的判据4. 化学反应的热效应- 反应热的定义- 燃烧热与中和热- 热化学方程式二、化学动力学1. 化学反应速率- 速率方程- 速率常数- 反应级数2. 反应机理- 元反应与复合反应- 反应途径- 反应中间体3. 催化剂- 催化剂的作用- 均相催化与非均相催化 - 催化剂的中毒三、溶液与胶体1. 溶液的基本概念- 溶质与溶剂- 溶液的分类- 溶液的浓度表示2. 溶液的物理性质- 蒸气压下降- 沸点升高与凝固点降低 - 渗透压3. 胶体与界面现象- 胶体的定义与分类- 胶体的稳定性- 表面活性剂与乳化作用四、电化学1. 电解质溶液- 电解质的分类- 电导率与离子迁移率 - 电解质的电离平衡2. 电化学电池- 伏打电堆- 电化学系列- 标准电极电势3. 电化学腐蚀与防护- 金属的腐蚀机理- 阴极保护与阳极保护- 防腐涂料的应用五、有机化学1. 有机化合物的命名- IUPAC命名规则- 常见官能团的命名- 烷基与芳基的命名2. 有机反应类型- 取代反应- 加成反应- 消除反应与重排反应3. 生物分子化学- 碳水化合物的结构与功能- 蛋白质与肽的结构与性质- 核酸的结构与功能请注意，这只是一个简化的知识点归纳，实际的化学选修4课程可能会包含更多的细节和复杂的概念。
此外，具体的知识点可能会根据不同的教育标准和课程要求有所变化。
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高中化学选修4知识点总结高中化学选修四是最难的部分，学问点也比较琐细，正由于如此，我们面对这本书的时候更要好好仔细去学，我在这里整理了学习这本书的全部学问点，盼望能关心到大家。
更多化学学问点相关内容推举↓↓↓（高一化学）学科必考学问点有机化学基础学问点归纳（总结）（高二化学）选修三学问点总结高二化学重点学问点归纳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分特殊留意：反应是吸热还是放热与反应的条件没有必定的联系，而打算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;①活泼金属与酸或水的反应;①酸碱中和反应;①铝热反应;①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;①大多数分解反应是吸热反应①等也是吸热反应;①水解反应考点2：反应热计算的依据1.依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.依据反应物和生成物的总能量计算ΔH=E生成物-E反应物。
3.依据键能计算ΔH=反应物的键能总和-生成物的键能总和。
4.依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。
即假如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。
①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.依据物质燃烧放热数值计算：Q(放)=n(可燃物)×|ΔH|。
其次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：___________ 。
化学选修4化学反应与原理知识点详解及典例精讲一、本模块容的特点1.理论性、规律性强2.定量3.知识的综合性强4.知识的容较深二、本模块容详细分析第一章化学反应与能量考点一化学反应中能量变化的有关概念及计算1、焓变反应热反应热：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焓变(HkJ mol∆；单位：/∆)：在恒压条件下进行的化学反应的热效应；符号：H产生原因：化学反应过程中化学键的断裂与形成化学键断裂——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∆ >0∆为“+”或H2、燃烧热概念：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：研究条件：101 kPa反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物燃烧的物质的物质的量标准：1mol研究容：放出的热量（HkJ mol）∆ <0，单位/3、中和热概念：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。
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) H∆ =－57.3kJ/mol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，因为弱电解质的电离是吸热的。
4.吸热反应和放热反应考点二热化学方程式的书写及正误判断1.概念：这种表明反应所放出或吸收的热量的化学方程式，叫做热化学方程式。
意义：①表明化学反应中的物质变化；②表明化学反应中的能量变化。
2.书写热化学方程式注意事项：书写化学方程式注意以下几点:①需注明反应的温度和压强，因反应的温度和压强不同时，其H∆也不同。
但中学所用的数据，一般都在101kP和250C时的数据，因此可不特别注明。
但需注明H∆的“+”与“-”。
②要注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），物质呈现哪一种聚焦状态与它们所具有的能量有关。
③与化学方程式不同，热化学方程式各物质前的化学计量数不表示分子个数，因此，它可以是整数，也可以是分数。
对于相同物质的反应，当化学计量数不同时，其H∆加倍；反应逆向进行，∆也不同。
各物质系数加倍，H∆改变符号，数值不变H3.判断一个热化学方程式是否正确，主要从以下几个方面入手：（1）各物质的化学式是否正确，化学方程式是否符合客观事实（2）各物质的聚焦状态是否注明（3）化学方程式是否配平（4）反应热是否与化学方程式中各物质的化学计量数相对应，其符号和数值是否正确B．习题训练1.课本第6页习题3、42.补充习题：考点三盖斯定律及其应用1．容：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，而与具体反应进行的途径无关，如果一个反应可以分几步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成的反应热是相同的。
2.盖斯定律的应用盖斯定律的应用主要是以热化学方程式为依托的对特定化学反应过程的焓变的计算，运用盖斯定律时的注意事项如下：①热化学方程式同乘以某一个数时,反应热数值也应该乘上该数;②热化学方程式相加减时,同种物质之间可以相加减,反应热也随之相加减;③将一个热化学方程式颠倒时,H∆的“+”、“-”号必须随之改变. B．习题训练1.教材第14页1～6题2.补充习题：第一章知识点归纳、总结（复习）第一章检测题专题一化学反应与能量变化第二章化学反应速率和化学平衡考点一化学反应速率1. 化学反应速率（v）⑴定义：用来衡量化学反应的快慢的⑵表示方法：单位时间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：平均速率，c∆：浓度变化，t∆：时间）v c t单位：/?（）mol L s（4）化学反应速率与化学计量数的关系对于反应()mA g nB g pC g qD g（）（）（）,在同一段时间化学反应速率+=+()（）（）（）=::::::V A v B v C v D m n p q说明：（1）化学反应速率是标量，只有大小而没有方向；（2）一般计算出来的化学反应速率是一段时间的平均速率，不同时刻的化学反应速率是不相同的；（3）对于固体或气体反应中的液体物质，反应在其表面进行，压强的变化对浓度几乎无影响，是不变的，因此一般不用固体、纯液体表示化学反应速率；B．习题训练1.教材第18页、19页所有习题2.补充习题：第二册38页2、影响化学反应速率的因素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B．习题训练1.教材24页所有习题2.补充习题：考点二化学平衡（1）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，体系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最大限度即化学平衡状态。
（2）建立过程（3）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）（4）化学平衡状态的判断方法判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据①各物质的物质的量或各物质的物质的量的B．习题训练1.教材32页1、5题2.补充习题：（5）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（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。
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：A.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;B.对于反应前后气态物质的总体积没有变化的化学反应：，增大或减小压强都不能使化学平衡移动。
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。
但是使用催化剂可以影响可逆反应达到平衡所需的时间。
5.勒夏特列原理（平衡移动原理）：如果改变影响平衡的条件之一（如温度，压强，浓度），平衡向着能够减弱这种改变的方向移动。
B．习题训练1.教材32页3、6、7、8题2.补充习题：考点三化学平衡常数与化学平衡有关的计算（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B．习题训练1．教材32页2题、33页9题2.补充习题：第二章知识点归纳、总结（复习）第二章检测题专题二 化学反应速率和化学平衡第三章 水溶液中的离子平衡考点一 弱电解质的电离平衡1、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、弱电解质电离方程式的书写电离方程式的书写：用可逆符号 弱酸的电离要分布写（第一步为主） 3、弱电解质的电离平衡电离平衡：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弱电解质分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。
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。
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。
4、电离常数电离常数：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：AB A B +-+ []/K A B AB +-⎡⎤⎡⎤⎣⎣⎦=⎦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：23343232H SO H PO HF CH COOH H CO H S HClO >>>>>>B ．习题训练1.教材43页1、2、3、4题2.补充习题：考点二 水的电离和溶液的酸碱性1、水的电离 水电离平衡：:水的离子积：W K = ·c H c OH +-⎡⎤⎡⎤⎣⎦⎣⎦25℃时, H OH +-=⎡⎤⎡⎤⎣⎦⎣⎦ =10-7 1mol L -⋅ ; ? W K H OH +-⎡⎤⎡⎤⎣⎦⎣⎦==1×10 -14 注意：W K 只与温度有关，温度一定，则W K 值一定K不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐）W2、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K＜1×10-14W②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＞ 1×10-14W2、溶液的酸碱性和pH：1.溶液的酸碱性常温时，酸性溶液中c H c OH+-（）﹥（），pH﹥7;碱性溶液中c H c OH+-（）﹤（），pH﹤7;中性溶液中c H c OH+-（）（），pH=7;=2.溶液的pH（1）当c H+（）很小时，直接用物质的量浓度表示溶液的酸碱性的强弱很不方便，通常采用c H+（）的负对数来表示，称为溶液的pH，其表达式为pH=-lgc[H+]。
