高中化学选修4知识点分类总结

化学选修4知识点总结化学选修4是高中化学课程中的一门选修课，主要内容涵盖了物质的组成与结构、化学反应、化学平衡、化学动力学和电化学等方面的知识。

本文将对这些知识点进行总结，帮助学生们更好地理解和掌握化学选修4的核心内容。

一、物质的组成与结构1. 原子结构：原子由质子、中子和电子组成，质子和中子位于原子核中，电子围绕在原子核外部的能级轨道上。

2. 原子和离子：原子的质子数目决定了元素的原子序数，原子的中性状态下，质子数目等于电子数目；离子是原子失去或获得电子后带正电荷或负电荷的粒子。

3. 元素周期表：元素周期表按照原子序数的增加顺序排列，周期表的每一行称为一个周期，每一列称为一个族；周期表可以用来预测元素的性质和化合物的生成。

二、化学反应1. 化学平衡：化学反应达到平衡时，反应物和生成物的浓度保持不变，但反应仍在进行；平衡常数描述了反应物浓度与生成物浓度之间的关系。

2. 平衡常数计算：平衡常数可通过反应物浓度与生成物浓度的比值求得，平衡常数大于1表示偏向生成物，小于1表示偏向反应物。

3. 平衡常数的影响因素：温度、浓度、压力、催化剂等因素会影响平衡常数的数值。

4. 化学反应速率：化学反应速率指的是反应物浓度变化的快慢，可以通过反应物浓度对时间的变化率来描述。

5. 反应速率的影响因素：反应物浓度、温度、催化剂等因素会影响反应速率。

三、化学平衡的应用1. 平衡常数与反应条件：根据平衡常数的数值大小，可以预测反应偏向生成物的程度；通过改变反应条件，可以调整反应平衡的位置。

2. 平衡常数的计算：平衡常数可以通过浓度变化率和反应速率求得，也可通过实验数据进行测定。

3. 平衡常数与溶解度积：溶解度积是指溶解过程中溶质分子与溶剂分子之间的化学反应速率相等时，溶解物质浓度的积；溶解度积与平衡常数之间存在关系。

4. 平衡常数与酸碱反应：酸碱反应中，通过改变酸碱浓度比值可以调整反应平衡位置。

四、化学动力学1. 反应速率与反应物浓度：反应速率随着反应物浓度的增加而增加，遵循速率与浓度的关系。

高中化学选修4知识点分类总结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 kPa②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 mol④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知识点归纳在高中化学的学习中，选修4是一个非常重要的模块，涵盖了许多重要的化学知识点。

本文将对化学选修4的知识进行归纳，帮助读者更好地理解这一模块。

一、溶液的浓度与溶解度溶液的浓度是指溶质在溶剂中的质量或体积占比。

常用的浓度计量单位有摩尔浓度、质量浓度和体积浓度。

摩尔浓度是指单位体积中溶质的摩尔数，质量浓度是指单位体积中溶质的质量，体积浓度是指溶质溶解在单位体积溶剂中的体积。

溶解度是指在一定条件下，溶质在溶剂中可以溶解的最大量。

溶解度与溶质的性质、溶剂的性质以及温度等因素有关。

通常情况下，随着温度的升高，溶解度会增加。

另外，溶解度有时还受到压力的影响，例如气体在溶液中的溶解度随压力的增加而增加。

二、反应速率与平衡反应速率是指单位时间内反应物消失或生成物产生的量。

反应速率受到多种因素的影响，如反应物浓度、温度、催化剂、表面积等。

通过改变这些因素，可以控制反应速率。

化学反应达到平衡时，反应物与生成物之间的浓度不再发生变化。

平衡不仅仅是物质的数量达到平衡，还涉及物质的浓度、压力和化学势等。

平衡常数是描述平衡体系的一个重要参数，它等于反应物浓度的乘积除以生成物浓度的乘积，其中浓度用摩尔浓度表示。

三、化学电池化学电池是利用化学反应产生电能的装置。

其中，被氧化的物质叫做负极或负极活性物质，被还原的物质叫做正极或正极活性物质。

电池通过将正负极之间的电子流动转化为外部电流来实现电能输出。

在电池中，正负极之间的离子传递是通过电解质实现的，电解质可以是溶液中的离子或是固体电解质。

电池的电动势是一个重要的参数，它等于正极电势与负极电势之差。

电池的电动势受到各种因素的影响，如温度、溶液浓度和电极材料的选择等。

四、化学反应动力学化学反应动力学研究化学反应速率与反应机理的关系。

反应速率可以用反应物消失的速率或生成物产生的速率来表示。

反应速率受到多种因素的影响，如物质浓度、温度、催化剂、表面积等。

化学反应机理是描述反应物转变为生成物的分子层次过程，反应机理可以通过观察反应速率、测量反应中的中间产物以及利用化学动力学模型等方法来研究。

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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。

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。

最全面精选高中化学选修4知识点总结高中化学选修4主要包括无机化学和有机化学两个部分。

下面是针对
这部分内容的最全面精选知识点总结：
无机化学部分：
1.锌离子(Zn2+)在酸性溶液中的还原反应：Zn2++2H+->Zn2++H2↑
2.水的电离反应：H2O->H++OH-
3.阳离子对沉淀反应的影响：常见的单价阳离子对沉淀反应没有影响，但双价阳离子，如Cu2+、Pb2+等不能和OH-反应生成沉淀。

4.捕捉剂法制备无机盐的步骤：(1)溶液准备：将银盐加入溶液中；(2)沉淀生成：加入捕捉剂，搅拌沉淀生成；(3)滤液：滤掉沉淀；(4)沉
淀处理：将沉淀洗净、干燥、称重。

5.高锰酸钾滴定法确定含一、二级氨基的有机物：通过滴定高锰酸钾
溶液，根据消耗的高锰酸钾体积确定含氨基的物质的用量。

有机化学部分：
1.酯的酸催化水解反应：酯+酸+H2O->醇+酸
2.醇的氧化反应：一级醇->醛->酸；二级醇->醛
3.羧酸的脱羧反应：羧酸->酸+CO2
4.醛和酮的选择性还原反应：醛->一级醇；酮->二级醇
5.利用异构化反应构建有机分子的不对称碳原子：通过将具有手性的
有机分子转化为不对称的胺、醇、酯等化合物，实现构建不对称碳原子。

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。

化学选修4知识点总结化学选修4知识点总结篇(1):化学选修4知识点总结第1章、化学反应与能量转化化学反应的实质是反应物化学键的断裂和生成物化学键的形成,化学反应过程中伴随着能量的释放或吸收.一、化学反应的热效应1、化学反应的反应热(1)反应热的概念：当化学反应在一定的温度下进行时,反应所释放或吸收的热量称为该反应在此温度下的热效应,简称反应热.用符号Q表示.(2)反应热与吸热反应、放热反应的关系.Q＞0时,反应为吸热反应；Q＜0时,反应为放热反应.(3)反应热的测定测定反应热的仪器为量热计,可测出反应前后溶液温度的变化,根据体系的热容可计算出反应热,计算公式如下：Q＝－C(T2－T1)式中C表示体系的热容,T1、T2分别表示反应前和反应后体系的温度.实验室经常测定中和反应的反应热.2、化学反应的焓变(1)反应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.反应产物的总焓与反应物的总焓之差称为反应焓变,用ΔH表示.(2)反应焓变ΔH与反应热Q的关系.对于等压条件下进行的化学反应,若反应中物质的能量变化全部转化为热能,则该反应的反应热等于反应焓变,其数学表达式为：Qp＝ΔH＝H(反应产物)－H(反应物).(3)反应焓变与吸热反应,放热反应的关系：ΔH＞0,反应吸收能量,为吸热反应.ΔH ＜0,反应释放能量,为放热反应.(4)反应焓变与热化学方程式：把一个化学反应中物质的变化和反应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应焓变ΔH,ΔH的单位是J·mol －1或kJ·mol－1,且ΔH后注明反应温度.③热化学方程式中物质的系数加倍,ΔH的数值也相应加倍.3、反应焓变的计算(1)盖斯定律对于一个化学反应,无论是一步完成,还是分几步完成,其反应焓变一样,这一规律称为盖斯定律.(2)利用盖斯定律进行反应焓变的计算.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计算反应焓变ΔH.对任意反应：aA＋bB＝cC＋dDΔH＝［cΔfHmθ(C)＋dΔfHmθ(D)］－［aΔfHmθ(A)＋bΔfHmθ(B)］二、电能转化为化学能——电解1、电解的原理(1)电解的概念：在直流电作用下,电解质在两上电极上分别发生氧化反应和还原反应的过程叫做电解.电能转化为化学能的装置叫做电解池. (2)电极反应：以电解熔融的NaCl为例：阳极：与电源正极相连的电极称为阳极,阳极发生氧化反应：2Cl－→Cl2↑＋2e－.阴极：与电源负极相连的电极称为阴极,阴极发生还原反应：Na＋＋e－→Na.总方程式：2NaCl(熔)2Na＋Cl2↑2(1)电解食盐水制备烧碱、氯气和氢气.阳极：2Cl－→Cl2＋2e－阴极：2H＋＋e－→H2↑总反应：2NaCl＋2H2O2NaOH＋H2↑＋Cl2↑(2)铜的电解精炼.粗铜(含Zn、Ni、Fe、Ag、Au、Pt)为阳极,精铜为阴极,CuSO4溶液为电解质溶液.阳极反应：Cu→Cu2＋＋2e－,还发生几个副反应Zn→Zn2＋＋2e－；Ni→Ni2＋＋2e－Fe→Fe2＋＋2e－Au、Ag、Pt等不反应,沉积在电解池底部形成阳极泥.阴极反应：Cu2＋＋2e－→Cu(3)电镀：以铁表面镀铜为例待镀金属Fe为阴极,镀层金属Cu为阳极,CuSO4溶液为电解质溶液.阳极反应：Cu→Cu2＋＋2e－阴极反应：Cu2＋＋2e－→Cu三、化学能转化为电能——电池1、原电池的工作原理(1)原电池的概念：把化学能转变为电能的装置称为原电池.(2)Cu－Zn原电池的工作原理：如图为Cu－Zn原电池,其中Zn为负极,Cu为正极,构成闭合回路后的现象是：Zn片逐渐溶解,Cu片上有气泡产生,电流计指针发生偏转.该原电池反应原理为：Zn失电子,负极反应为：Zn→Zn2＋＋2e －；Cu得电子,正极反应为：2H＋＋2e－→H2.电子定向移动形成电流.总反应为：Zn＋CuSO4＝ZnSO4＋Cu.(3)原电池的电能若两种金属做电极,活泼金属为负极,不活泼金属为正极；若一种金属和一种非金属做电极,金属为负极,非金属为正极.2、化学电源(1)锌锰干电池负极反应：Zn→Zn2＋＋2e－；正极反应：2NH4＋＋2e－→2NH3＋H2；(2)铅蓄电池负极反应：Pb＋SO42－PbSO4＋2e－正极反应：PbO2＋4H＋＋SO42－＋2e－PbSO4＋2H2O 放电时总反应：Pb＋PbO2＋2H2SO4＝2PbSO4＋2H2O.充电时总反应：2PbSO4＋2H2O＝Pb＋PbO2＋2H2SO4.(3)氢氧燃料电池负极反应：2H2＋4OH－→4H2O＋4e－O2＋2H2O＋4e－→4OH－电池总反应：2H2＋O2＝2H2O3、金属的腐蚀与防护(1)金属腐蚀金属表面与周围物质发生化学反应或因电化学作用而遭到破坏的过程称为金属腐蚀.(2)金属腐蚀的电化学原理.生铁中含有碳,遇有雨水可形成原电池,铁为负极,电极反应为：Fe→Fe2＋＋2e－.水膜中溶解的氧气被还原,正极反应为：O2＋2H2O＋4e－→4OH－,该腐蚀为“吸氧腐蚀”,总反应为：2Fe＋O2＋2H2O＝2Fe(OH)2,Fe(OH)2又立即被氧化：4Fe(OH)2＋2H2O＋O2＝4Fe(OH)3,Fe(OH)3分解转化为铁锈.若水膜在酸度较高的环境下,正极反应为：2H+＋2e－→H2↑,该腐蚀称为“析氢腐蚀”.(3)金属的防护金属处于干燥的环境下,或在金属表面刷油漆、陶瓷、沥青、塑料及电镀一层耐腐蚀性强的金属防护层,破坏原电池形成的条件.从而达到对金属的防护；也可以利用原电池原理,采用牺牲阳极保护法.也可以利用电解原理,采用外加电流阴极保护法.第2章、化学反应的方向、限度与速率(1、2节)原电池的反应都是自发进行的反应,电解池的反应很多不是自发进行的,如何判定反应是否自发进行呢?一、化学反应的方向1、反应焓变与反应方向放热反应多数能自发进行,即ΔH＜0的反应大多能自发进行.有些吸热反应也能自发进行.如NH4HCO3与CH3COOH的反应.有些吸热反应室温下不能进行,但在较高温度下能自发进行,如CaCO3高温下分解生成CaO、CO2.2、反应熵变与反应方向熵是描述体系混乱度的概念,熵值越大,体系混乱度越大.反应的熵变ΔS为反应产物总熵与反应物总熵之差.产生气体的反应为熵增加反应,熵增加有利于反应的自发进行.3、焓变与熵变对反应方向的共同影响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.,自发反应总是向ΔH－TΔS＜0的方向进行,直至平衡状态.二、化学反应的限度1、化学平衡常数(1)对达到平衡的可逆反应,生成物浓度的系数次方的乘积与反应物浓度的系数次方的乘积之比为一常数,该常数称为化学平衡常数,用符号K表示.(2)平衡常数K的大小反映了化学反应可能进行的程度(即反应限度),平衡常数越大,说明反应可以进行得越完全.(3)平衡常数表达式与化学方程式的书写方式有关.对于给定的可逆反应,正逆反应的平衡常数互为倒数.(4)借助平衡常数,可以判断反应是否到平衡状态：当反应的浓度商Qc与平衡常数Kc相等时,说明反应达到平衡状态.2、反应的平衡转化率(1)平衡转化率是用转化的反应物的浓度与该反应物初始浓度的比值来表示.如反应物A的平衡转化率的表达式为：α（A）＝(2)平衡正向移动不一定使反应物的平衡转化率提高.提高一种反应物的浓度,可使另一反应物的平衡转化率提高.(3)平衡常数与反应物的平衡转化率之间可以相互计算.3、反应条件对化学平衡的影响(1)温度的影响升高温度使化学平衡向吸热方向移动；降低温度使化学平衡向放热方向移动.温度对化学平衡的影响是通过改变平衡常数实现的.(2)浓度的影响增大生成物浓度或减小反应物浓度,平衡向逆反应方向移动；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.温度一定时,改变浓度能引起平衡移动,但平衡常数不变.化工生产中,常通过增加某一价廉易得的反应物浓度,来提高另一昂贵的反应物的转化率.(3)压强的影响ΔVg＝0的反应,改变压强,化学平衡状态不变.ΔVg≠0的反应,增大压强,化学平衡向气态物质体积减小的方向移动.(4)勒夏特列原理由温度、浓度、压强对平衡移动的影响可(浓度、压强、温度等)平衡向能够减弱这种改变的方向移动.【例题分析】例1、已知下列热化学方程式：(1)Fe2O3(s)＋3CO(g)＝2Fe(s)＋3CO2(g) ΔH＝－25kJ/mol (2)3Fe2O3(s)＋CO(g)＝2Fe3O4(s)＋CO2(g) ΔH＝－47kJ/mol(3)Fe3O4(s)＋CO(g)＝3FeO(s)＋CO2(g) ΔH＝＋19kJ/mol写出FeO(s)被CO还原成Fe和CO2的热化学方程式.解析：依据盖斯定律：化学反应不管是一步完成还是分几步完成,其反应热是相同的.我们可从题目中所给的有关方程式进行分析：从方程式(3)与方程式(1)可以看出有我们需要的有关物质,但方程式(3)必须通过方程式(2)有关物质才能和方程式(1)结合在一起.将方程式(3)×2＋方程式(2)；可表示为(3)×2＋(2)得：2Fe3O4(s)＋2CO(g)＋3Fe2O3(s)＋CO(g)＝6FeO(s)＋2CO2(g)＋2Fe3O4(s)＋CO2(g)；ΔH＝＋19kJ/mol×2＋(－47kJ/mol)整理得方程式(4)：Fe2O3(s)＋CO(g)＝2FeO(s)＋CO2(g)；ΔH＝－3kJ/mol将(1)－(4)得2CO(g)＝2Fe(s)＋3CO2(g)－2FeO(s)－CO2(g)；ΔH＝－25kJ/mol－(－3kJ/mol)整理得：FeO(s)＋CO(s)＝Fe(s)＋CO2(g)；ΔH＝－11kJ/mol答案：FeO(s)＋CO(s)＝Fe(s)＋CO2(g)；ΔH＝－11kJ/mol例2、熔融盐燃料电池具有高的发电效率,因而得到重视,可用Li2CO3和Na2CO3的熔融盐混合物作用电解质,CO为阳极燃气,空气与CO2的混合气体为阴极助燃气,制得在650℃下工作的燃料电池,完成有关的电池反应式：阳极反应式：2CO＋2CO32－→4CO2＋4e －阴极反应式：；总电池反应式：.解析：作为燃料电池,总的效果就是把燃料进行燃烧.本题中CO为还原剂,空气中O2为氧化剂,电池总反应式为：2CO＋O2＝2CO2.,就可得到电池正极（即题目指的阴极）反应式：O2＋2CO2＋4e－＝2CO32－.答案：O2＋2CO2＋4e－＝2CO32－；2CO＋O2＝2CO2例3、下列有关反应的方向说法中正确的是()A、放热的自发过程都是熵值减小的过程.B、吸热的自发过程常常是熵值增加的过程.C、水自发地从高处流向低处,是趋向能量最低状态的倾向.D、只根据焓变来判断化学反应的方向是可以的.解析：放热的自发过程可能使熵值减小、增加或无明显变化,故A错误.只根据焓变来判断反应进行的方向是片面的,要用能量判据、熵判据组成的复合判据来判断,D错误.水自发地从高处流向低处,是趋向能量最低状态的倾向是正确的.有些吸热反应也可以自发进行.如在25℃和1.01×105Pa时,2N2O5(g)＝4NO2(g)＋O2(g)；ΔH＝56.7kJ/mol,(NH4)2CO3(s)＝NH4HCO3(s)＋NH3(g)；ΔH＝74.9kJ/mol,上述两个反应都是吸热反应,又都是熵增的反应,所以B也正确.答案：BC.化学反应原理复习（二）【知识讲解】第2章、第3、4节一、化学反应的速率1、化学反应是怎样进行的(1)基元反应：能够一步完成的反应称为基元反应,大多数化学反应都是分几步完成的.(2)反应历程：平时写的化学方程式是由几个基元反应组成的总反应.总反应中用基元反应构成的反应序列称为反应历程,又称反应机理.(3)不同反应的反应历程不同.同一反应在不同条件下的反应历程也可能不同,反应历程的差别又造成了反应速率的不同.2、化学反应速率(1)概念：单位时间内反应物的减小量或生成物的增加量可以表示反应的快慢,即反应的速率,用符号v表示.(2)表达式：(3)特点对某一具体反应,用不同物质表示化学反应速率时所得的数值可能不同,的系数之比.3、浓度对反应速率的影响(1)反应速率常数(K)反应速率常数(K)表示单位浓度下的化学反应速率,通常,反应速率常数越大,反应进行得越快.反应速率常数与浓度无关,受温度、催化剂、固体表面性质等因素的影响.(2)浓度对反应速率的影响增大反应物浓度,正反应速率增大,减小反应物浓度,正反应速率减小.增大生成物浓度,逆反应速率增大,减小生成物浓度,逆反应速率减小.(3)压强对反应速率的影响压强只影响气体,对只涉及固体、液体的反应,压强的改变对反应速率几乎无影响.压强对反应速率的影响,实际上是浓度对反应速率的影响,因为压强的改变是通过改变容器容积引起的.压缩容器容积,气体压强增大,气体物质的浓度都增大,正、逆反应速率都增加；增大容器容积,气体压强减小；气体物质的浓度都减小,正、逆反应速率都减小.4、温度对化学反应速率的影响(1)经验公式阿伦尼乌斯总结出了反应速率常数与温度之间关系的经验公式：式中A为比例系数,e为自然对数的底,R 为摩尔气体常数量,Ea为活化能.由公式知,当Ea＞0时,升高温度,反应速率常数增大,化学反应速率也随之增大.可知,温度对化学反应速率的影响与活化能有关.(2)活化能Ea.活化能Ea是活化分子的平均能量与反应物分子平均能量之差.不同反应的活化能不同,有的相差很大.活化能Ea值越大,改变温度对反应速率的影响越大.5、催化剂对化学反应速率的影响(1)催化剂对化学反应速率影响的规律：催化剂大多能加快反应速率,原因是催化剂能通过参加反应,改变反应历程,降低反应的活化能来有效提高反应速率.(2)催化剂的特点：催化剂能加快反应速率而在反应前后本身的质量和化学性质不变.催化剂具有选择性.,不引起化学平衡的移动,不能改变平衡转化率.二、化学反应条件的优化——工业合成氨1、合成氨反应的限度合成氨反应是一个放热反应,同时也是气体物质的量减小的熵减反应,故降低温度、增大压强将有利于化学平衡向生成氨的方向移动.2、合成氨反应的速率(1)高压既有利于平衡向生成氨的方向移动,又使反应速率加快,但高压对设备的要求也高,故压强不能特别大.(2)反应过程中将氨从混合气中分离出去,能保持较高的反应速率.(3)温度越高,反应速率进行得越快,但温度过高,平衡向氨分解的方向移动,不利于氨的合成.(4)加入催化剂能大幅度加快反应速率.3、合成氨的适宜条件在合成氨生产中,达到高转化率与高反应速率所需要的条件有时是矛盾的,故应该寻找以较高反应速率并获得适当平衡转化率的反应条件：一般用铁做催化剂,制反应温度在700K左右,压强范围大致在1×107Pa～1×108Pa 之间,并采用N2与H2分压为1℃2.8的投料比.第3章、物质在水溶液中的行为一、水溶液1、水的电离H2OH＋＋OH－水的离子积常数KW＝［H＋］［OH－］,25℃时,KW＝1.0×10－14mol2·L－2.温度升高,有利于水的电离, KW增大.2、溶液的酸碱度室温下,中性溶液：［H＋］＝［OH－］＝1.0×10－7mol·L－1,pH＝7酸性溶液：［H＋］＞［OH－］,［H＋］＞1.0×10－7mol·L－1,pH＜7碱性溶液：［H＋］＜［OH－］,［OH－］＞1.0×10－7mol·L－1,pH＞73、电解质在水溶液中的存在形态(1)强电解质强电解质是在稀的水溶液中完全电离的电解质,强电解质在溶液中以离子形式存在,主要包括强酸、强碱和绝大多数盐,书写电离方程式时用“＝”表示.(2)弱电解质在水溶液中部分电离的电解质,,少部分以离子形态存在,存在电离平衡,主要包括弱酸、弱碱、水及极少数盐,书写电离方程式时用“ ”表示.二、弱电解质的电离及盐类水解1、弱电解质的电离平衡.(1)电离平衡常数在一定条件下达到电离平衡时,弱电解质电离形成的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的分子浓度之比为一常数,叫电离平衡常数.弱酸的电离平衡常数越大,达到电离平衡时,电离出的H＋越多.多元弱酸分步电离,且每步电离都有各自的电离平衡常数,以第一步电离为主.(2)影响电离平衡的因素,以CH3COOHCH3COO－＋H＋为例.加水、加冰醋酸,加碱、升温,使CH3COOH的电离平衡正向移动,加入CH3COONa固体,加入浓盐酸,降温使CH3COOH电离平衡逆向移动.2、盐类水解(1)水解实质盐溶于水后电离出的离子与水电离的H＋或OH－结合生成弱酸或弱碱,从而打破水的电离平衡,使水继续电离,称为盐类水解.(2)水解类型及规律①强酸弱碱盐水解显酸性. NH4Cl＋H2ONH3·H2O＋HCl②强碱弱酸盐水解显碱性.CH3COONa＋H2OCH3COOH＋NaOH③强酸强碱盐不水解.④弱酸弱碱盐双水解. Al2S3＋6H2O＝2Al(OH)3↓＋3H2S↑(3)水解平衡的移动加热、加水可以促进盐的水解,加入酸或碱能抑止盐的水解,另外,弱酸根阴离子与弱碱阳离子相混合时相互促进水解.三、沉淀溶解平衡1、沉淀溶解平衡与溶度积(1)概念当固体溶于水时,固体溶于水的速率和离子结合为固体的速率相等时,固体的溶解与沉淀的生成达到平衡状态,称为沉淀溶解平衡.其平衡常数叫做溶度积常数,简称溶度积,用Ksp表示.PbI2(s)Pb2+(aq)＋2I－(aq)Ksp＝［Pb2＋］［I－］2＝7.1×10－9mol3·L－3(2)溶度积Ksp的特点Ksp只与难溶,,且溶液中离子浓度的变化能引起平衡移动,但并不改变溶度积.Ksp反映了难溶电解质在水中的溶解能力.2、沉淀溶解平衡的应用(1)沉淀的溶解与生成根据浓度商Qc与溶度积Ksp 的大小比较,规则如下：Qc＝Ksp时,处于沉淀溶解平衡状态.Qc＞Ksp时,溶液中的离子结合为沉淀至平衡.Qc＜Ksp时,体系中若有足量固体,固体溶解至平衡.(2)沉淀的转化根据溶度积的大小,可以将溶度积大的沉淀可转化为溶度积更小的沉淀,这叫做沉淀的转化.沉淀转化实质为沉淀溶解平衡的移动.四、离子反应1、离子反应发生的条件(1)生成沉淀既有溶液中的离子直接结合为沉淀,又有沉淀的转化.(2)生成弱电解质主要是H ＋与弱酸根生成弱酸,或OH－与弱碱阳离子生成弱碱,或H＋与OH－生成H2O.(3)生成气体生成弱酸时,很多弱酸能分解生成气体.(4)发生氧化还原反应强氧化性的离子与强还原性离子易发生氧化还原反应,且大多在酸性条件下发生.2、离子反应能否进行的理论判据(1)根据焓变与熵变判据对ΔH－TΔS＜0的离子反应,室温下都能自发进行.(2)根据平衡常数判据离子反应的平衡常数很大时,表明反应的趋势很大.3、离子反应的应用(1)判断溶液中离子能否大量共存相互间能发生反应的离子不能大量共存,注意题目中的隐含条件.(2)用于物质的定性检验根据离子的特性反应,主要是沉淀的颜色或气体的生成,定性检验特征性离子.(3)用于离子的定量计算常见的有酸碱中和滴定法、氧化还原滴定法.(4)生活中常见的离子反应.硬水的形成及软化涉及到的离子反应较多,主要有：Ca2＋、Mg2＋的形成.CaCO3＋CO2＋H2O＝Ca2＋＋2HCO3－MgCO3＋CO2＋H2O＝Mg2＋＋2HCO3－：Ca2＋＋2HCO3－CaCO3↓＋CO2↑＋H2O Mg2＋＋2HCO3－MgCO3↓＋CO2↑＋H2O或加入Na2CO3软化硬水：Ca2＋＋CO32－＝CaCO3↓,Mg2＋＋CO32－＝MgCO3↓转侵歉化学选修4知识点总结篇(2):知识点：高考化学选修四考点汇总，拿下就是涨分！高考化学一、原电池：（一）概念：化学能转化为电能的装置叫做原电池。

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。

高中化学选修4知识点总结一、化学基本概念和原理1. 物质的分类- 纯净物：单质和化合物- 混合物：由两种或两种以上物质组成2. 化学反应类型- 合成反应- 分解反应- 置换反应- 还原-氧化反应3. 化学式和化学方程式- 化学式的书写规则- 化学方程式的平衡4. 摩尔概念- 摩尔的定义- 摩尔质量- 物质的量浓度5. 溶液- 溶液的组成- 溶液的浓度表示方法- 溶解度和饱和溶液二、化学中的测量和计算1. 常见化学仪器的使用- 量筒、滴定管、天平- pH计、电导率仪2. 溶液配制- 质量百分比溶液的配制 - 物质的量浓度溶液的配制3. 化学反应的计量关系- 反应物和生成物的摩尔比 - 反应的定量关系4. 溶液的酸碱性- pH值的测定- 酸碱指示剂的使用5. 化学计算- 质量守恒的计算- 溶液稀释的计算- 化学反应的热量计算三、无机化学1. 元素周期表- 元素周期表的结构- 元素的周期性和族性2. 重要元素及其化合物- 碱金属和卤素- 氧族元素- 氮族元素- 碳族元素3. 无机化学反应- 酸碱反应- 沉淀反应- 氧化还原反应4. 配位化合物- 配位键的形成- 配位化合物的命名和结构四、有机化学1. 有机化合物的基本概念- 有机化合物的定义- 烃的分类和命名2. 烃的衍生物- 醇、酚- 醛、酮- 羧酸、酯3. 有机反应类型- 取代反应- 加成反应- 消除反应- 氧化还原反应4. 生物分子- 糖类、蛋白质- 核酸、脂质五、化学实验技能1. 实验安全知识- 实验室安全规则- 化学品的妥善处理2. 实验基本操作- 溶液的配制和稀释- 实验数据的记录和处理3. 常见化学实验- 酸碱滴定实验- 氧化还原滴定实验- 沉淀反应实验4. 实验报告的撰写- 实验目的和原理- 实验步骤和结果- 结果分析和结论六、化学与环境1. 环境污染物- 大气污染物- 水体污染物- 土壤污染物2. 绿色化学- 绿色化学的基本原则- 绿色化学在工业上的应用3. 可持续发展- 可持续发展的概念- 化学在可持续发展中的作用七、化学与生活1. 食品中的化学物质- 食品添加剂- 营养素2. 日常生活中的化学- 清洁剂- 化妆品3. 材料科学- 金属和合金- 塑料和合成材料本知识点总结旨在为高中生提供一个全面的化学选修4课程复习框架，涵盖了无机化学、有机化学、化学实验技能、化学与环境以及化学与生活等多个方面。

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。

化学选修4知识点归纳1.有机化学基本概念有机化学是研究碳元素化合物及其变化规律的学科。

它包括有机化合物的结构、性质、反应、合成等内容。

有机化合物具有碳元素以及氢、氧、氮、卤素等元素构成的特点。

2.碳化合物的结构和性质碳化合物的结构有直链、支链、环状结构等。

碳骨架的不同排列可以导致化合物的性质差异。

如分子量的大小、融点、沸点、溶解性等。

3.同分异构与构造异构体有机化合物的同分异构是指分子式相同，分子结构不同的化合物。

构造异构体是指分子中原子的连接方式不同而导致性质和反应不同。

4.自由基反应自由基反应是一种重要的有机化学反应类型。

它常见的反应包括氯代烷的取代反应、烷烃的氧化反应等。

自由基反应具有特殊的反应机理和反应条件。

5.共轭体系和芳香性共轭体系是指分子中相邻原子或共轭结构上存在具有π键的序列。

共轭体系可以使分子更加稳定，同时具有特殊的光学、电学性质。

芳香性是指一类具有合成和稳定充分共轭体系的有机化合物。

6.醇和酚的性质与反应醇和酚是一类带有羟基的有机化合物。

它们具有一些共同的特性，如可溶于水、发生酸碱反应等。

醇和酚可以发生酯化、氧化、消除等反应。

7.酮和醛的性质与反应酮和醛是一类含有羰基（C=O）的有机化合物。

它们具有类似的性质和反应，如可发生加成、氧化、缩合等反应。

8.芳香醛与芳香酮的合成与应用芳香醛和芳香酮是一类具有芳香环和醛基、酮基的有机化合物。

它们可以通过酸催化、氧化等方法合成。

芳香醛和芳香酮具有广泛的应用领域，如香料、药物等。

9.酸和酸盐的性质与反应酸是指具有质子（H+）给予能力的化合物。

酸盐是指酸与碱反应形成的化合物。

酸和酸盐具有酸性、酸碱中和、盐的生成等性质和反应。

10.酯的性质与反应酯是一类含有酯基（C(=O)-O-）的有机化合物。

它们具有特殊的气味和挥发性。

酯可以通过酸催化、酯交换等反应合成。

酯具有广泛的应用领域，如香精、溶剂等。

以上是化学选修4的主要知识点归纳，涵盖了有机化学的基本概念、结构与性质、反应类型等内容。

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。

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4知识点总结第一章有机功能团与化合物分类1.1 有机化合物的特点和分类1.2 烷基、烯基、炔基、醇基、羧基、酰基等有机功能团的结构特点及命名规则1.3 烃、卤代烃、醇、醛、酮、羧酸等有机化合物的结构、性质和用途第二章芳香化合物2.1 芳香族化合物的结构特点和命名规则2.2 苯的结构、性质和反应2.3 苯类化合物的同分异构体、环烷化反应、芳香族取代反应、加成反应及芳香族亲核取代反应第三章有机化学中的功能转化3.1 单官能团化合物的氧化、还原、置换、酸碱、加成、烷化等化学反应3.2 多官能团化合物的分步合成、伦理优先规律和碳碳键形成反应第四章生物有机化学4.1 生命中的有机化合物4.2 碳水化合物、氨基酸和蛋白质、核酸、脂质等生物有机化合物的结构、性质和功能4.3 酶的性质和功能、代谢途径及酶促反应第五章有机材料与生产5.1 有机高分子材料的结构、制备和性质5.2 合成橡胶、纤维素纤维等有机材料的化学原理和工艺5.3 合成涂料、塑料和合成纤维的化学原理和工艺第六章有机化学的工业应用和环保技术6.1 石油、煤、天然气等化石能源的提取和利用6.2 有机合成工业的过程控制、产品分离和纯化技术6.3 高分子材料的废弃物治理、环境保护与资源回收以上是高中化学选修4知识点总结，学生们在学习有机化学方面，应该理解有机化合物的特点和分类，了解有机功能团的结构特点及命名规则，掌握有机化合物的结构、性质和用途，能够分辨苯类化合物的同分异构体和化学反应，在学习生物有机化学方面，应该了解各种生物有机化合物的结构、性质和功能，掌握酶的性质和功能，能够分辨各种有机材料的结构、制备和性质，能够掌握工业应用和环保技术。

化学选修 4 化学反应与原理章节知识点梳理第一章化学反应与能量化学反应中的能量变化(1)化学反应的实质：反应物化学键断裂和生成物化学键形成。

其中旧键断裂要吸收能量，新键形成会释放能量。

(2)化学反应的特征：既有物质变化，又有能量变化。

(3)化学反应中的能量转化形式：热能、光能和电能等，通常主要表现为热能的变化。

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Δ H 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——放热为“-”或△H <0 ，表示的时候“放出热量的化学反应。

(放热> 吸热) △H -”，“kJ/mol ”不能省略吸收热量的化学反应。

（吸热放热反应和吸热反应判断方法①能量图像> 放热）△H 为“+”或△H >0 ，表示的时候“+ ”，“kJ/mol ”不能省略左图反应物总能量大于产物总能量，为放热反应；右图为反应物总能量低于产物总能量，为吸热反应注意：a.图中可以得知物质的能量越高越不稳定；量高于产物或者低于产物的能量b.一定是所有物质的能量之和，而不是某一个物质的能②通过键能的计算△H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（不建议大家死记硬背公式，-反应物所具有的总能量= 反应物的总键能-生成物的总键能应当理解反应物断键吸收的能量和产物成键时所放出的能量相对大小，如果断键吸收能量大于成键释放能量则为吸热反应，如果成键释放的能量大于断键吸收的能量则为放热反应）根据键能计算反应热的关键是正确找出反应物和生成物所含共价键的数目，注意晶体结构中化学键的情况。

第一章化学反映与能量一、化学反映与能量的转变课标要求1、了解化学反映中能量转化的原因和常见的能量转化形式2、了解反映热和焓变的含义3、熟悉热化学方程式的意义并能正确书写热化学方程式要点精讲1、焓变与反映热（1）化学反映的外观特征化学反映的实质是旧化学键断裂和新化学键生成，从外观上看，所有的化学反映都伴随着能量的释放或吸收、发光、变色、放出气体、生成沉淀等现象的发生。

能量的转变通常表现为热量的转变，可是化学反映的能量转变还可以以其他形式的能量转变表现出来，如光能、电能等。

（2）反映热的概念当化学反映在必然的温度下进行时，反映所释放或吸收的热量称为反映在此温度下的热效应，简称为反映热。

通常常利用符号Q表示。

反映热产生的原因：由于在化学反映进程中，当反映物分子内的化学键断裂时，需要克服原子间的彼此作用，这需要吸收能量；当原子从头结合成生成物分子，即新化学键形成时，又要释放能量。

生成物分子形成时所释放的总能量与反映物分子化学键断裂时所吸收的总能量的差即为该反映的反映热。

（3）焓变的概念对于在等压条件下进行的化学反映，若是反映中物质的能量转变全数转化为热能（同时可能伴随着反映体系体积的改变），而没有转化为电能、光能等其他形式的能，则该反映的反映热就等于反映前后物质的焓的改变，称为焓变，符号ΔΗ。

ΔΗ=Η（反映产物）—Η（反映物）为反映产物的总焓与反映物总焓之差，称为反映焓变。

若是生成物的焓大于反映物的焓，说明反映物具有的总能量小于产物具有的总能量，需要吸收外界的能量才能生成生成物，反映必需吸热才能进行。

即当Η（生成物）>Η（反映物），ΔΗ>0，反映为吸热反映。

若是生成物的焓小于反映物的焓，说明反映物具有的总能量大于产物具有的总能量，需要释放一部份的能量给外界才能生成生成物，反映必需放热才能进行。

即当Η（生成物）<Η（反映物），ΔΗ<0，反映为放热反映。

（4）反映热和焓变的区别与联系2、热化学方程式（1）概念把一个化学反映中物质的变和能量的转变同时表示出来的学方程式，叫热化学方程式。

高中化学选修四知识点（重要考点）总结！一、原电池（一）概念：化学能转化为电能的装置叫做原电池。

（二）组成条件：1. 两个活泼性不同的电极2. 电解质溶液3. 电极用导线相连并插入电解液构成闭合回路（三）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。

（四）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）总反应式：Zn+2H+=Zn2++H2↑（五）正、负极的判断：1. 从电极材料：一般较活泼金属为负极；或金属为负极，非金属为正极。

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、化学电池（一）电池的分类：化学电池、太阳能电池、原子能电池（二）化学电池：借助于化学能直接转变为电能的装置（三）化学电池的分类：一次电池、二次电池、燃料电池1. 一次电池常见一次电池：碱性锌锰电池、锌银电池、锂电池等2. 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两式可以写成一个可逆反应：PbO2＋Pb＋2H2SO4 ⇋2PbSO4↓＋2H2O（3）目前已开发出新型蓄电池：银锌电池、镉镍电池、氢镍电池、锂离子电池、聚合物锂离子电池3. 燃料电池（1）燃料电池：是使燃料与氧化剂反应直接产生电流的一种原电池（2）电极反应：一般燃料电池发生的电化学反应的最终产物与燃烧产物相同，可根据燃烧反应写出总的电池反应，但不注明反应的条件。

高中化学选修4知识重点归纳高中化学选修4知识重点归纳我们都知道高中化学分为必修和选修，但是选修模块的知识并不意味着不重要，高中化学选修四的知识内容一样要学好。

下面是店铺为大家整理的高中化学选修4知识重点归纳，希望对大家有用！高中化学选修4知识重点归纳11、化学反应的反应热（1）反应热的概念：当化学反应在一定的温度下进行时，反应所释放或吸收的热量称为该反应在此温度下的热效应，简称反应热。

用符号Q表示。

（2）反应热与吸热反应、放热反应的关系。

Q>0时，反应为吸热反应；Q<0时，反应为放热反应。

（3）反应热的测定测定反应热的仪器为量热计，可测出反应前后溶液温度的变化，根据体系的热容可计算出反应热，计算公式如下：Q=—C（T2—T1）式中C表示体系的热容，T1、T2分别表示反应前和反应后体系的温度。

实验室经常测定中和反应的反应热。

2、化学反应的焓变（1）反应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。

反应产物的总焓与反应物的总焓之差称为反应焓变，用ΔH表示。

（2）反应焓变ΔH与反应热Q的关系。

对于等压条件下进行的化学反应，若反应中物质的能量变化全部转化为热能，则该反应的反应热等于反应焓变，其数学表达式为：Qp=ΔH=H（反应产物）—H（反应物）。

（3）反应焓变与吸热反应，放热反应的关系：ΔH>0，反应吸收能量，为吸热反应。

ΔH<0，反应释放能量，为放热反应。

（4）反应焓变与热化学方程式：把一个化学反应中物质的变化和反应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应焓变ΔH，ΔH的单位是J·mol—1或kJ·mol—1，且ΔH后注明反应温度。