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高二化學(xué)知識(shí)點(diǎn)總結(jié)選修四范文
總結(jié)是把一定階段內(nèi)的有關(guān)情況分析研究，做出有指導(dǎo)性的經(jīng)驗(yàn)方法以及結(jié)論的書面材料，他能夠提升我們的書面表達(dá)能力，是時(shí)候?qū)懸环菘偨Y(jié)了�？偨Y(jié)怎么寫才不會(huì)流于形式呢？以下是小編精心整理的高二化學(xué)知識(shí)點(diǎn)總結(jié)選修四范文，歡迎閱讀，希望大家能夠喜歡。
高二化學(xué)知識(shí)點(diǎn)總結(jié)選修四范文1
考點(diǎn)1：化學(xué)反應(yīng)速率
1、化學(xué)反應(yīng)速率的表示方法___________。
化學(xué)反應(yīng)速率通常用單位時(shí)間內(nèi)反應(yīng)物濃度和生成物濃度的變化來(lái)表示。表達(dá)式：___________ 。
其常用的單位是__________ 、或__________ 。
2、影響化學(xué)反應(yīng)速率的因素
1)內(nèi)因(主要因素)
反應(yīng)物本身的性質(zhì)。
2)外因(其他條件不變，只改變一個(gè)條件)
3、理論解釋——有效碰撞理論
(1)活化分子、活化能、有效碰撞
�、倩罨肿樱耗軌虬l(fā)生有效碰撞的分子。
�、诨罨埽喝鐖D
圖中：E1為正反應(yīng)的活化能，使用催化劑時(shí)的活化能為E3，反應(yīng)熱為E1-E2。(注：E2為逆反應(yīng)的活化能)
�、塾行鲎玻夯罨肿又g能夠引發(fā)化學(xué)反應(yīng)的碰撞。
(2)活化分子、有效碰撞與反應(yīng)速率的關(guān)系
考點(diǎn)2：化學(xué)平衡
1、化學(xué)平衡狀態(tài)：一定條件(恒溫、恒容或恒壓)下的可逆反應(yīng)里，正反應(yīng)和逆反應(yīng)的速率相等，反應(yīng)混合物(包括反應(yīng)物和生成物)中各組分的濃度保持不變的狀態(tài)。
2、化學(xué)平衡狀態(tài)的特征
3、判斷化學(xué)平衡狀態(tài)的依據(jù)
考點(diǎn)3：化學(xué)平衡的移動(dòng)
1、概念
可逆反應(yīng)中舊化學(xué)平衡的破壞、新化學(xué)平衡的建立，由原平衡狀態(tài)向新化學(xué)平衡狀態(tài)的轉(zhuǎn)化過(guò)程，稱為化學(xué)平衡的移動(dòng)。
2、化學(xué)平衡移動(dòng)與化學(xué)反應(yīng)速率的關(guān)系
(1)v正>v逆：平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)。
(2)v正=v逆：反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)，不發(fā)生平衡移動(dòng)。
(3)v正
3、影響化學(xué)平衡的因素
4、“惰性氣體”對(duì)化學(xué)平衡的影響
①恒溫、恒容條件
原平衡體系體系總壓強(qiáng)增大―→體系中各組分的濃度不變―→平衡不移動(dòng)。
�、诤銣亍⒑銐簵l件
原平衡體系容器容積增大，各反應(yīng)氣體的'分壓減小―→體系中各組分的濃度同倍數(shù)減小
5、勒夏特列原理
定義：如果改變影響平衡的一個(gè)條件(如C、P或T等)，平衡就向能夠減弱這種改變的方向移動(dòng)。
原理適用的范圍：已達(dá)平衡的體系、所有的平衡狀態(tài)(如溶解平衡、化學(xué)平衡、電離平衡、水解平衡等)和只限于改變影響平衡的一個(gè)條件。
勒夏特列原理中“減弱這種改變”的解釋：外界條件改變使平衡發(fā)生移動(dòng)的結(jié)果，是減弱對(duì)這種條件的改變，而不是抵消這種改變，也就是說(shuō)：外界因素對(duì)平衡體系的影響占主要方面。
高二化學(xué)知識(shí)點(diǎn)總結(jié)選修四范文2
一、弱電解質(zhì)的電離
1、定義：電解質(zhì)：在水溶液中或熔化狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物,叫電解質(zhì)。
非電解質(zhì)：在水溶液中或熔化狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物。
強(qiáng)電解質(zhì)：在水溶液里全部電離成離子的電解質(zhì)。
弱電解質(zhì)：在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質(zhì)。
2、電解質(zhì)與非電解質(zhì)本質(zhì)區(qū)別：
電解質(zhì)——離子化合物或共價(jià)化合物非電解質(zhì)——共價(jià)化合物
注意：①電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物②SO2、NH3、CO2等屬于非電解質(zhì)
�、蹚�(qiáng)電解質(zhì)不等于易溶于水的化合物(如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部電離，故BaSO4為強(qiáng)電解質(zhì))——電解質(zhì)的強(qiáng)弱與導(dǎo)電性、溶解性無(wú)關(guān)。
3、電離平衡：在一定的條件下，當(dāng)電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子結(jié)合成時(shí)，電離過(guò)程就達(dá)到了平衡狀態(tài)，這叫電離平衡。
4、影響電離平衡的因素：
A、溫度：電離一般吸熱，升溫有利于電離。
B、濃度：濃度越大，電離程度越小;溶液稀釋時(shí)，電離平衡向著電離的方向移動(dòng)。C、同離子效應(yīng)：在弱電解質(zhì)溶液里加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的電解質(zhì)，會(huì)減弱電離。D、其他外加試劑：加入能與弱電解質(zhì)的電離產(chǎn)生的某種離子反應(yīng)的物質(zhì)時(shí)，有利于電離。
5、電離方程式的書寫：用可逆符號(hào)弱酸的電離要分布寫(第一步為主)
6、電離常數(shù)：在一定條件下，弱電解質(zhì)在達(dá)到電離平衡時(shí)，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(gè)常數(shù)。叫做電離平衡常數(shù)，(一般用Ka表示酸，Kb表示堿。)
表示方法：ABA++B- Ki=[ A+][B-]/[AB]
7、影響因素：
a、電離常數(shù)的大小主要由物質(zhì)的本性決定。
b、電離常數(shù)受溫度變化影響，不受濃度變化影響，在室溫下一般變化不大。
C、同一溫度下，不同弱酸，電離常數(shù)越大，其電離程度越大，酸性越強(qiáng)。如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO
二、水的電離和溶液的酸堿性
1、水電離平衡：
水的離子積：KW= c[H+]·c[OH-]
25℃時(shí),[H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; KW= [H+]·[OH-] = 1_10-14
注意：KW只與溫度有關(guān)，溫度一定，則KW值一定
KW不僅適用于純水，適用于任何溶液(酸、堿、鹽)
2、水電離特點(diǎn)：(1)可逆(2)吸熱(3)極弱
3、影響水電離平衡的外界因素：
�、偎帷A：抑制水的電離KW〈1_10-14
�、跍囟龋捍龠M(jìn)水的電離(水的電離是吸熱的)
�、垡姿獾柠}：促進(jìn)水的電離KW 〉1_10-14
4、溶液的酸堿性和pH：
(1)pH=-lgc[H+]
(2)pH的測(cè)定方法：
酸堿指示劑——甲基橙、石蕊、酚酞。
變色范圍：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，然后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對(duì)比即可。
注意：①事先不能用水濕潤(rùn)PH試紙;②廣泛pH試紙只能讀取整數(shù)值或范圍
三、混合液的pH值計(jì)算方法公式
1、強(qiáng)酸與強(qiáng)酸的混合：(先求[H+]混：將兩種酸中的H+離子物質(zhì)的量相加除以總體積，再求其它) [H+]混=([H+]1V1+[H+]2V2)/(V1+V2)
2、強(qiáng)堿與強(qiáng)堿的混合：(先求[OH-]混：將兩種酸中的OH 離子物質(zhì)的量相加除以總體積，再求其它) [OH-]混=([OH-]1V1+[OH-]2V2)/(V1+V2) (注意:不能直接計(jì)算[H+]混)
3、強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的混合：(先據(jù)H++ OH-==H2O計(jì)算余下的H+或OH-，①H+有余，則用余下的H+數(shù)除以溶液總體積求[H+]混;OH-有余，則用余下的OH-數(shù)除以溶液總體積求[OH-]混，再求其它)
四、稀釋過(guò)程溶液pH值的變化規(guī)律：
1、強(qiáng)酸溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀=pH原+n (但始終不能大于或等于7)
2、弱酸溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀〈pH原+n (但始終不能大于或等于7)
3、強(qiáng)堿溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀=pH原-n (但始終不能小于或等于7)
4、弱堿溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀〉pH原-n (但始終不能小于或等于7)
5、不論任何溶液，稀釋時(shí)pH均是向7靠近(即向中性靠近);任何溶液無(wú)限稀釋后pH均接近7
6、稀釋時(shí)，弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的pH變化得慢，強(qiáng)酸、強(qiáng)堿變化得快。
五、強(qiáng)酸(pH1)強(qiáng)堿(pH2)混和計(jì)算規(guī)律w
xxxxxx
1、若等體積混合
pH1+pH2=14則溶液顯中性pH=7
pH1+pH2≥15則溶液顯堿性pH=pH2-0.3
pH1+pH2≤13則溶液顯酸性pH=pH1+0.3
2、若混合后顯中性
pH1+pH2=14 V酸：V堿=1：1
pH1+pH2≠14 V酸：V堿=1：10〔14-(pH1+pH2)〕
六、酸堿中和滴定：
1、中和滴定的原理
實(shí)質(zhì)：H++OH—=H2O即酸能提供的H+和堿能提供的OH-物質(zhì)的量相等。
2、中和滴定的操作過(guò)程：
(1)儀②滴定管的刻度，O刻度在上，往下刻度標(biāo)數(shù)越來(lái)越大，全部容積大于它的最大刻度值，因?yàn)橄露擞幸徊糠譀](méi)有刻度。滴定時(shí)，所用溶液不得超過(guò)最低刻度，不得一次滴定使用兩滴定管酸(或堿)，也不得中途向滴定管中添加。②滴定管可以讀到小數(shù)點(diǎn)后一位。
(2)藥品：標(biāo)準(zhǔn)液;待測(cè)液;指示劑。
(3)準(zhǔn)備過(guò)程：
準(zhǔn)備：檢漏、洗滌、潤(rùn)洗、裝液、趕氣泡、調(diào)液面。(洗滌：用洗液洗→檢漏：滴定管是否漏水→用水洗→用標(biāo)準(zhǔn)液洗(或待測(cè)液洗)→裝溶液→排氣泡→調(diào)液面→記數(shù)據(jù)V(始)
(4)試驗(yàn)過(guò)程
3、酸堿中和滴定的誤差分析
誤差分析：利用n酸c酸V酸=n堿c堿V堿進(jìn)行分析
式中：n——酸或堿中氫原子或氫氧根離子數(shù);c——酸或堿的物質(zhì)的量濃度;
V——酸或堿溶液的體積。當(dāng)用酸去滴定堿確定堿的濃度時(shí)，則：
c堿=
上述公式在求算濃度時(shí)很方便，而在分析誤差時(shí)起主要作用的是分子上的V酸的變化，因?yàn)樵诘味ㄟ^(guò)程中c酸為標(biāo)準(zhǔn)酸，其數(shù)值在理論上是不變的，若稀釋了雖實(shí)際值變小，但體現(xiàn)的卻是V酸的增大，導(dǎo)致c酸偏高;V堿同樣也是一個(gè)定值，它是用標(biāo)準(zhǔn)的量器量好后注入錐形瓶中的，當(dāng)在實(shí)際操作中堿液外濺，其實(shí)際值減小，但引起變化的卻是標(biāo)準(zhǔn)酸用量的減少，即V酸減小，則c堿降低了;對(duì)于觀察中出現(xiàn)的誤差亦同樣如此。綜上所述，當(dāng)用標(biāo)準(zhǔn)酸來(lái)測(cè)定堿的濃度時(shí)，c堿的誤差與V酸的變化成正比，即當(dāng)V酸的實(shí)測(cè)值大于理論值時(shí)，c堿偏高，反之偏低。
同理，用標(biāo)準(zhǔn)堿來(lái)滴定未知濃度的酸時(shí)亦然。
七、鹽類的水解(只有可溶于水的鹽才水解)
1、鹽類水解：在水溶液中鹽電離出來(lái)的離子跟水電離出來(lái)的H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)。
2、水解的實(shí)質(zhì)：水溶液中鹽電離出來(lái)的離子跟水電離出來(lái)的H+或OH-結(jié)合,破壞水的電離，是平衡向右移動(dòng)，促進(jìn)水的電離。
3、鹽類水解規(guī)律：
�、儆腥醪潘�，無(wú)弱不水解，越弱越水解;誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性，兩弱都水解，同強(qiáng)顯中性。
�、诙嘣跛岣�，濃度相同時(shí)正酸根比酸式酸根水解程度大，堿性更強(qiáng)。 (如:Na2CO3>NaHCO3)
4、鹽類水解的特點(diǎn)：(1)可逆(與中和反應(yīng)互逆)(2)程度小(3)吸熱
5、影響鹽類水解的外界因素：
�、贉囟龋簻囟仍礁咚獬潭仍酱�(水解吸熱，越熱越水解)
�、跐舛龋簼舛仍叫。獬潭仍酱�(越稀越水解)
�、鬯釅A：促進(jìn)或抑制鹽的水解(H+促進(jìn)陰離子水解而抑制陽(yáng)離子水解;OH-促進(jìn)陽(yáng)離子水解而抑制陰離子水解)
6、酸式鹽溶液的酸堿性：
�、僦浑婋x不水解：如HSO4-顯酸性
�、陔婋x程度>水解程度，顯酸性(如: HSO3-、H2PO4-)
�、鬯獬潭�>電離程度，顯堿性(如：HCO3-、HS-、HPO42-)
7、雙水解反應(yīng)：
(1)構(gòu)成鹽的陰陽(yáng)離子均能發(fā)生水解的反應(yīng)。雙水解反應(yīng)相互促進(jìn)，水解程度較大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。
(2)常見的雙水解反應(yīng)完全的`為：Fe3+、Al3+與AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-);S2-與NH4+;CO32-(HCO3-)與NH4+其特點(diǎn)是相互水解成沉淀或氣體。雙水解完全的離子方程式配平依據(jù)是兩邊電荷平衡，如：2Al3++ 3S2- + 6H2O == 2Al(OH)3↓+3H2S↑
8、鹽類水解的應(yīng)用：
水解的應(yīng)用
實(shí)例
原理
1、凈水
明礬凈水
Al3++3H2O? Al(OH)3(膠體)+3H+
2、去油污
用熱堿水冼油污物品
CO32-+H2O? HCO3-+OH-
3、藥品的保存
①配制FeCl3溶液時(shí)常加入少量鹽酸
Fe3++3H2O? Fe(OH)3+3H+
�、谂渲芅a2CO3溶液時(shí)常加入少量NaOH
CO32-+H2O? HCO3-+OH-
4、制備無(wú)水鹽
由MgCl2·6H2O制無(wú)水MgCl2在HCl氣流中加熱
若不然，則：
MgCl2·6H2OMg(OH)2+2HCl+4H2O
Mg(OH)2MgO+H2O
5、泡沫滅火器
用Al2(SO4)3與NaHCO3溶液混合
Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑
6、比較鹽溶液中離子濃度的大小
比較NH4Cl溶液中離子濃度的大小
NH4++H2O? NH3·H2O+H+
c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH)-
9、水解平衡常數(shù)(Kh)
對(duì)于強(qiáng)堿弱酸鹽：Kh=Kw/Ka(Kw為該溫度下水的離子積，Ka為該條件下該弱酸根形成的弱酸的電離平衡常數(shù))
對(duì)于強(qiáng)酸弱堿鹽：Kh=Kw/Kb(Kw為該溫度下水的離子積，Kb為該條件下該弱堿根形成的弱堿的電離平衡常數(shù))
電離、水解方程式的書寫原則
1)、多元弱酸(多元弱酸鹽)的電離(水解)的書寫原則：分步書寫
注意：不管是水解還是電離，都決定于第一步，第二步一般相當(dāng)微弱。
2)、多元弱堿(多元弱堿鹽)的電離(水解)書寫原則：一步書寫
八、溶液中微粒濃度的大小比較
☆☆基本原則：抓住溶液中微粒濃度必須滿足的三種守恒關(guān)系：
�、匐姾墒睾悖�:任何溶液均顯電中性，各陽(yáng)離子濃度與其所帶電荷數(shù)的乘積之和=各陰離子濃度與其所帶電荷數(shù)的乘積之和
②物料守恒:(即原子個(gè)數(shù)守恒或質(zhì)量守恒)
某原子的總量(或總濃度)=其以各種形式存在的所有微粒的量(或濃度)之和
�、圪|(zhì)子守恒：即水電離出的H+濃度與OH-濃度相等。
九、難溶電解質(zhì)的溶解平衡
1、難溶電解質(zhì)的溶解平衡的一些常見知識(shí)
(1)溶解度小于0.01g的電解質(zhì)稱難溶電解質(zhì)。
(2)反應(yīng)后離子濃度降至1_10-5以下的反應(yīng)為完全反應(yīng)。如酸堿中和時(shí)[H+]降至10-7mol/L<10-5mol/L，故為完全反應(yīng)，用“=”，常見的難溶物在水中的離子濃度均遠(yuǎn)低于10-5mol/L，故均用“=”。
(3)難溶并非不溶，任何難溶物在水中均存在溶解平衡。
(4)掌握三種微溶物質(zhì)：CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4
(5)溶解平衡常為吸熱，但Ca(OH)2為放熱，升溫其溶解度減少。
(6)溶解平衡存在的前提是：必須存在沉淀，否則不存在平衡。
2、溶解平衡方程式的書寫
意在沉淀后用(s)標(biāo)明狀態(tài)，并用“?”。如：Ag2S(s)? 2Ag+(aq)+S2-(aq)
3、沉淀生成的三種主要方式
(1)加沉淀劑法：Ksp越小(即沉淀越難溶)，沉淀越完全;沉淀劑過(guò)量能使沉淀更完全。
(2)調(diào)pH值除某些易水解的金屬陽(yáng)離子：如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。
(3)氧化還原沉淀法：
(4)同離子效應(yīng)法
4、沉淀的溶解：
沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移動(dòng)。常采用的方法有：①酸堿;②氧化還原;③沉淀轉(zhuǎn)化。
5、沉淀的轉(zhuǎn)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(淡黃色)→AgI (黃色)→ Ag2S(黑色)
6、溶度積(Ksp)
1)、定義：在一定條件下，難溶電解質(zhì)電解質(zhì)溶解成離子的速率等于離子重新結(jié)合成沉淀的速率，溶液中各離子的濃度保持不變的狀態(tài)。
2)、表達(dá)式：AmBn(s) mAn+(aq)+nBm-(aq)
Ksp= [c(An+)]m ?[c(Bm-)]n
3)、影響因素：
外因：①濃度：加水，平衡向溶解方向移動(dòng)。
�、跍囟龋荷郎兀鄶�(shù)平衡向溶解方向移動(dòng)。
4)、溶度積規(guī)則
QC(離子積)>KSP有沉淀析出
QC=KSP平衡狀態(tài)
QC
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