高中化学必修4知识点
高二必修四的化学知识点有哪一些呢?下面是我网络整理的高中化学必修4知识点以供大家学习。 高中化学必修4知识点：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。 高中化学必修4知识点：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。 在温度、压强一定的条件下，自发反应总是向ΔH-TΔS<0的方向进行，直至平衡状态。 高中化学必修4知识点：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得出勒夏特列原理：如果改变影响平衡的一个条件(浓度、压强、温度等)平衡向能够减弱这种改变的方向移动。 高中化学必修4知识点：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)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，但各物质表示的化学反应速率之比等于化学方程式中各物质的系数之比。 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。
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1 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。 高中化学选修4知识重点归纳2 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、电解原理的应用 （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 高中化学选修4知识重点归纳3 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— 正极反应：O2+2H2O+4e—→4OH— 电池总反应：2H2+O2=2H2O 高中化学选修4知识重点归纳4 一、常见物质的组成和结构 1、常见分子(或物质)的形状及键角 (1)形状： V型：H2O、H2S。 直线型：CO2、CS2、C2H2。 平面三角型：BF3、SO3。 三角锥型：NH3。 正四面体型：CH4、CCl4、白磷、NH4+。 平面结构：C2H4、C6H6。 (2)键角： H2O：104.5°。 BF3、C2H4、C6H6、石墨：120°。 白磷：60°。 NH3：107°18′。 CH4、CCl4、NH4+、金刚石：109°28′。 CO2、CS2、C2H2：180°。 2、常见粒子的饱和结构： ①具有氦结构的粒子(2)：H-、He、Li+、Be2+; ②具有氖结构的粒子(2、8)：N3-、O2-、F-、Ne、Na+、Mg2+、Al3+; ③具有氩结构的粒子(2、8、8)：S2-、Cl-、Ar、K+、Ca2+; ④核外电子总数为10的粒子： 阳离子：Na+、Mg2+、Al3+、NH4+、H3O+; 阴离子：N3-、O2-、F-、OH-、NH2-; 分子：Ne、HF、H2O、NH3、CH4。 ⑤核外电子总数为18的粒子： 阳离子：K+、Ca2+; 阴离子：P3-、S2-、HS-、Cl-; 分子：Ar、HCl、H2S、PH3、SiH4、F2、H2O2、C2H6、CH3OH、N2H4。 3、常见物质的构型： AB2型的化合物(化合价一般为+2、-1或+4、-2)：CO2、NO2、SO2、SiO2、CS2、ClO2、CaC2、MgX2、CaX2、BeCl2、BaX2、KO2等。 A2B2型的化合物：H2O2、Na2O2、C2H2等。 A2B型的化合物：H2O、H2S、Na2O、Na2S、Li2O等。 AB型的化合物：CO、NO、HX、NaX、MgO、CaO、MgS、CaS、SiC等。 能形成A2B和A2B2型化合物的元素：H、Na与O，其中属于共价化合物(液体)的是H和O[H2O和H2O2];属于离子化合物(固体)的是Na和O[Na2O和Na2O2]。 4、常见分子的极性： 常见的非极性分子：CO2、CS2、BF3、CH4、CCl4、、SF6、C2H4、C2H2、C6H6等。 常见的极性分子：双原子化合物分子、H2O、H2S、NH3、H2O2、CH3Cl、CH2Cl2、CHCl3等。 5、一些物质的组成特征： (1)不含金属元素的离子化合物：铵盐。 (2)含有金属元素的阴离子：MnO4-、AlO2-、Cr2O72-。 (3)只含阳离子不含阴离子的物质：金属晶体。 二、物质的溶解性规律 1、常见酸、碱、盐的溶解性规律：(限于中学常见范围内，不全面) ①酸：只有硅酸(H2SiO3或原硅酸H4SiO4)难溶，其他均可溶; ②碱：只有NaOH、KOH、Ba(OH)2可溶，Ca(OH)2微溶，其它均难溶。 ③盐：钠盐、钾盐、铵盐、硝酸盐均可溶; 硫酸盐：仅硫酸钡、硫酸铅难溶、硫酸钙、硫酸银微溶，其它均可溶; 氯化物：仅氯化银难溶，其它均可溶; 碳酸盐、亚硫酸盐、硫化物：仅它们的钾、钠、铵盐可溶。 ④磷酸二氢盐几乎都可溶，磷酸氢盐和磷酸的正盐则仅有钾、钠、铵可溶。 ⑤碳酸盐的溶解性规律：正盐若易溶，则其碳酸氢盐的溶解度小于正盐(如碳酸氢钠溶解度小于碳酸钠);正盐若难溶，则其碳酸氢盐的溶解度大于正盐(如碳酸氢钙的溶解度大于碳酸钙)。 2、气体的溶解性： ①极易溶于水的气体：HX、NH3。 ②能溶于水，但溶解度不大的气体：O2(微溶)、CO2(1：1)、Cl2(1：2)、H2S(1：2.6)、SO2(1：40)。 ③常见的难溶于水的气体：H2、N2、NO、CO、CH4、C2H4、C2H2。 ④氯气难溶于饱和NaCl溶液，因此可用排饱和NaCl溶液收集氯气，也可用饱和NaCl溶液吸收氯气中的氯化氢杂质。 3、硫和白磷(P4)不溶于水，微溶于酒精，易溶于二硫化碳。 4、卤素单质(Cl2、Br2、I2)在水中溶解度不大，但易溶于酒精、汽油、苯、四氯化碳等有机溶剂，故常用有机溶剂来萃取水溶液中的卤素单质(注意萃取剂的选用原则：不互溶、不反应，从难溶向易溶;酒精和裂化汽油不可做萃取剂)。 5、有机化合物中多数不易溶于水，而易溶于有机溶剂。在水中的溶解性不大：烃、卤代烃、酯、多糖不溶于水;醇、醛、羧酸、低聚糖可溶于水(乙醇、乙醛、乙酸等和水以任意比例互溶)，但随着分子中烃基的增大，其溶解度减小(憎水基和亲水基的作用);苯酚低温下在水中不易溶解，但随温度高，溶解度增大，高于70℃时与水以任意比例互溶。 6、相似相溶原理：极性溶质易溶于极性溶剂，非极性溶质易溶于非极性溶剂。 三、常见物质的颜色 1、有色气体单质：F2(浅黄绿色)、Cl2(黄绿色)、O3(淡蓝色)。 2、其他有色单质：Br2(深红色液体)、I2(紫黑色固体)、S(淡黄色固体)、Cu(紫红色固体)、Au(金黄色固体)、P(白磷是白色固体，红磷是赤红色固体)、Si(灰黑色晶体)、C(黑色粉未)。 3、无色气体单质：N2、O2、H2、希有气体单质。 4、有色气体化合物：NO2。 5、黄色固体：S、FeS2(愚人金，金黄色)、、Na2O2、Ag3PO4、AgBr、AgI。 6、黑色固体：FeO、Fe3O4、MnO2、C、CuS、PbS、CuO(最常见的黑色粉末为MnO2和C)。 7、红色固体：Fe(OH)3、Fe2O3、Cu2O、Cu。 8、蓝色固体：五水合硫酸铜(胆矾或蓝矾)。 9、绿色固体：七水合硫酸亚铁(绿矾)。 10、紫黑色固体：KMnO4、碘单质。 11、白色沉淀：Fe(OH)2、CaCO3、BaSO4、AgCl、BaSO3、Mg(OH)2、Al(OH)3。 12、有色离子(溶液)Cu2+(浓溶液为绿色，稀溶液为蓝色)、Fe2+(浅绿色)、Fe3+(棕黄色)、MnO4-(紫红色)、Fe(SCN)2+(血红色)。 13、不溶于稀酸的白色沉淀：AgCl、BaSO4。 14、不溶于稀酸的黄色沉淀：S、AgBr、AgI。 四、常见物质的状态 1、常温下为气体的单质只有H2、N2、O2(O3)、F2、Cl2(稀有气体单质除外)。 2、常温下为液体的单质：Br2、Hg。 3、常温下常见的无色液体化合物：H2O、H2O2。 4、常见的气体化合物：NH3、HX(F、Cl、Br、I)、H2S、CO、CO2、NO、NO2、SO2。 5、有机物中的气态烃CxHy(x≤4);含氧有机化合物中只有甲醛(HCHO)常温下是气态，卤代烃中一氯甲烷和一氯乙烷为气体。 6、常见的固体单质：I2、S、P、C、Si、金属单质; 7、白色胶状沉淀[Al(OH)3、H4SiO4]。 五、常见物质的气味 1、有臭鸡蛋气味的气体：H2S。 2、有刺激性气味的气体：Cl2、SO2、NO2、HX、NH3。 3、有刺激性气味的液体：浓盐酸、浓硝酸、浓氨水、氯水、溴水。 4、许多有机物都有气味(如苯、汽油、醇、醛、羧酸、酯等)。 六、常见的有毒物质 1、非金属单质有毒的：Cl2、Br2、I2、F2、S、P4，金属单质中的汞为剧毒。 2、常见的有毒化合物：CO、NO、NO2、SO2、H2S、偏磷酸(HPO3)、氰化物(CN-)、亚硝酸盐(NO2-);重金属盐(Cu、Hg、Cr、Ba、Co、Pb等)。 3、能与血红蛋白结合的是CO和NO。 4、常见的有毒有机物：甲醇(CH3OH)俗称工业酒精;苯酚;甲醛(HCHO)和苯(致癌物，是家庭装修的主污染物);硝基苯。
化学选修4知识点归纳是什么？
化学选修4知识点归纳：1、吸热反应与放热反应的区别：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： 一切燃烧反应；活泼金属与酸或水的反应；酸碱中和反应；铝热反应；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：大多数分解反应是吸热反应等也是吸热反应；水解反应。4、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。5、根据反应物和生成物的总能量计算。6、根据键能计算 ：ΔH=反应物的键能总和－生成物的键能总和。7、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。8、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。9 、化学平衡状态：一定条件（恒温、恒容或恒压）下的可逆反应里，正反应和逆反应的速率相等，反应混合物（包括反应物和生成物）中各组分的浓度保持不变的状态。
