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高中化学选修四知识点归纳总结 高中化学选修四第二章知识点总结篇一

高中需要学习的化学知识是很多的，尤其是理科的学生，不但要学好必修课本的知识内容，选修书上的知识点也要理解明白。下面是小编为大家整理的高中化学选修四重要的知识点，希望对大家有用!

(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

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。

第二类：对于反应前后气体分子数不变的可逆反应：只要反应物的物质的量的比例与原来相同即可视为二者等效。

(2)定温，定压的等效平衡

只要保证可逆反应化学计量数之比相同即可视为等效平衡。

1、反应熵变与反应方向：

(1)熵:物质的一个状态函数，用来描述体系的混乱度，符号为s. 单位：jmol-1k-1

(2)体系趋向于有序转变为无序，导致体系的熵增加，这叫做熵增加原理，也是反应方向判断的依据。

(3)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)

2、反应方向判断依据

在温度、压强一定的条件下，化学反应的判读依据为：

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

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

1、定义：

电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质。

非电解质：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物。

强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解质。

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、电解质与非电解质本质区别：

电解质——离子化合物或共价化合物

非电解质——共价化合物

注意：①电解质、非电解质都是化合物

②so2、nh3、co2等属于非电解质

③强电解质不等于易溶于水的化合物(如baso4不溶于水，但溶于水的baso4全部电离，故baso4为强电解质)——电解质的'强弱与导电性、溶解性无关。

3、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时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。

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。

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。

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。

5、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)

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。)

7、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：h2so3>h3po4>hf>ch3cooh>h2co3>h2s>hclo

1、水电离平衡：

水的离子积：kw=c[h+]·c[oh-]

25℃时, [h+]=[oh-] =10-7mol/l;

kw=[h+]·[oh-]=1*10-14

注意：kw只与温度有关，温度一定，则kw值一定。kw不仅适用于纯水，适用于任何溶液(酸、碱、盐)

2、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

②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

4、溶液的酸碱性和ph：

(1)ph=-lgc[h+]

(2)ph的测定方法：

酸碱指示剂——甲基橙、石蕊、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)

ph试纸—操作玻璃棒蘸取未知液体在试纸上，然后与标准比色卡对比即可。

注意：

①事先不能用水湿润ph试纸;

②广泛ph试纸只能读取整数值或范围。

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。

电解质水溶液点解产物的规律：

类型

电极反应特点

实例

电解对象

电解质浓度

ph

电解质溶液复原

分解电解质型

电解质电离出的阴阳离子分别在两极放电

hcl

电解质

减小

增大

hcl

cucl

2

---

cuc

l2

放h

2

生成碱型

阴极：水放h

2

生碱

阳极：电解质阴离子放电

nacl

电解质和水

生成新电解质

增大

hcl

放氧生酸型

阴极：电解质阳离子放电

阳极：水放o

2

生酸

cuso

4

电解质和水

生成新电解质

减小

氧化铜

电解水型

阴极：

4h

+

+ 4e

-

== 2h

2

↑

阳极：

4oh

-

- 4e

-

= o

2

↑+ 2h

2

o

naoh

水

增大

增大

水

h

2

so

4

减小

na

2

so

4

不变

上述四种类型电解质分类：

(1)电解水型：含氧酸，强碱，活泼金属含氧酸盐

(2)电解电解质型：无氧酸，不活泼金属的无氧酸盐(氟化物除外)

(3)放氢生碱型：活泼金属的无氧酸盐

(4)放氧生酸型：不活泼金属的含氧酸盐

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