本文格式為Word版，下載可任意編輯——高二化學選修四知識點總結4篇下面是我為大家整理的高二化學選修四知識點總結4篇,供大家參考。

假使我們希望提高自己的成績，那就靜下心來，用15分鐘的時間學習、欣賞，用30分鐘的時間來思考、感悟、回味。下面是為大伙兒帶來的4篇《高二化學選修四知識點總結》，希望能夠對困擾您的問題有一定的啟迪作用。

高二化學選修四知識點總結篇一

化學平衡

一、化學反應的速率

1、化學反應是怎樣進行的

(1)基元反應：能夠一步完成的反應稱為基元反應，大多數化學反應都是分幾步完成的。

(2)反應歷程：平日寫的化學方程式是由幾個基元反應組成的總反應。總反應中用基元反應構成的反應序列稱為反應歷程，又稱反應機理。

(3)不同反應的反應歷程不同。同一反應在不同條件下的反應歷程也可能不同，反應歷程的區別又造成了反應速率的不同。

2、化學反應速率

(1)概念：

單位時間內反應物的減小量或生成物的增加量可以表示反應的快慢，即反應的速率，用符號v表示。

(2)表達式：v=△c/△t

(3)特點

對某一具體反應，用不同物質表示化學反應速率時所得的數值可能不同，但各物質表示的化學反應速率之比等于化學方程式中各物質的系數之比。

3、濃度對反應速率的影響

(1)反應速率常數(K)

反應速率常數(K)表示單位濃度下的化學反應速率，尋常，反應速率常數越大，反應進行得越快。反應速率常數與濃度無關，受溫度、催化劑、固體表面性質等因素的影響。

(2)濃度對反應速率的影響

增大反應物濃度，正反應速率增大，減小反應物濃度，正反應速率減小。

增大生成物濃度，逆反應速率增大，減小生成物濃度，逆反應速率減小。

(3)壓強對反應速率的影響

壓強只影響氣體，對只涉及固體、液體的反應，壓強的改變對反應速率幾乎無影響。

壓強對反應速率的影響，實際上是濃度對反應速率的影響，由于壓強的改變是通過改變容器容積引起的。壓縮容器容積，氣體壓強增大，氣體物質的濃度都增大，正、逆反應速率都增加；增大容器容積，氣體壓強減小；氣體物質的濃度都減小，正、逆反應速率都減小。

4、溫度對化學反應速率的影響

(1)經驗公式

阿倫尼烏斯總結出了反應速率常數與溫度之間關系的經驗公式

式中A為比例系數，e為自然對數的底，R為摩爾氣體常數量，Ea為活化能。

由公式知，當Ea0時，升高溫度，反應速率常數增大，化學反應速率也隨之增大。可知，溫度對化學反應速率的影響與活化能有關。

(2)活化能Ea。

活化能Ea是活化分子的平均能量與反應物分子平均能量之差。不同反應的活化能不同，有的相差很大。活化能Ea值越大，改變溫度對反應速率的影響越大。

5、催化劑對化學反應速率的影響

(1)催化劑對化學反應速率影響的規律：

催化劑大多能加快反應速率，原因是催化劑能通過參與反應，改變反應歷程，降低反應的活化能來有效提高反應速率。

(2)催化劑的特點：

催化劑能加快反應速率而在反應前后本身的質量和化學性質不變。

催化劑具有選擇性。

催化劑不能改變化學反應的平衡常數，不引起化學平衡的移動，不能改變平衡轉化率。

二、化學反應條件的優化——工業合成氨

1、合成氨反應的限度

合成氨反應是一個放熱反應，同時也是氣體物質的量減小的熵減反應，故降低溫度、增大壓強將有利于化學平衡向生成氨的方向移動。

2、合成氨反應的速率

(1)高壓既有利于平衡向生成氨的方向移動，又使反應速率加快，但高壓對設備的要求也高，故壓強不能特別大。

(2)反應過程中將氨從混合氣中分開出去，能保持較高的反應速率。

(3)溫度越高，反應速率進行得越快，但溫度過高，平衡向氨分解的方向移動，不利于氨的合成。

(4)參與催化劑能大幅度加快反應速率。

3、合成氨的適合條件

在合成氨生產中，達到高轉化率與高反應速率所需要的條件有時是矛盾的，故應當尋覓以較高反應速率并獲得適當平衡轉化率的反應條件：一般用鐵做催化劑，控制反應溫度在700K左右，壓強范圍大致在1×107Pa～1×108Pa之間，并采用N2與H2分壓為1∶2.8的投料比。

二、化學反應的限度

1、化學平衡常數

(1)對達到平衡的可逆反應，生成物濃度的系數次方的乘積與反應物濃度的系數次方的乘積之比為一常數，該常數稱為化學平衡常數，用符號K表示。

(2)平衡常數K的大小反映了化學反應可能進行的程度(即反應限度)，平衡常數越大，說明反應可以進行得越完全。

(3)平衡常數表達式與化學方程式的書寫方式有關。對于給定的可逆反應，正逆反應的平衡常數互為倒數。

(4)借助平衡常數，可以判斷反應是否到平衡狀態：當反應的濃度商Qc與平衡常數Kc相等時，說明反應達到平衡狀態。

2、反應的平衡轉化率

(1)平衡轉化率是用轉化的反應物的濃度與該反應物初始濃度的比值來表示。

(2)平衡正向移動不一定使反應物的平衡轉化率提高。提高一種反應物的濃度，可使另一反應物的平衡轉化率提高。

(3)平衡常數與反應物的平衡轉化率之間可以相互計算。

3、反應條件對化學平衡的影響

(1)溫度的影響

升高溫度使化學平衡向吸熱方向移動；降低溫度使化學平衡向放熱方向移動。溫度對化學平衡的影響是通過改變平衡常數實現的。

(2)濃度的影響

增大生成物濃度或減小反應物濃度，平衡向逆反應方向移動；增大反應物濃度或減小生成物濃度，平衡向正反應方向移動。

溫度一定時，改變濃度能引起平衡移動，但平衡常數不變。化工生產中，常通過增加某一價廉易得的反應物濃度，來提高另一昂貴的反應物的轉化率。

(3)壓強的影響

ΔVg=0的反應，改變壓強，化學平衡狀態不變。

ΔVg≠0的反應，增大壓強，化學平衡向氣態物質體積減小的方向移動。

(4)勒夏特列原理

由溫度、濃度、壓強對平衡移動的影響可得出勒夏特列原理：假使改變影響平衡的一個條件(濃度、壓強、溫度等)平衡向能夠減弱這種改變的方向移動。

三、化學反應的方向

1、反應焓變與反應方向

放熱反應多數能自發進行，即ΔH0的反應大多能自發進行。有些吸熱反應也能自發進行。如NH4HCO3與CH3COOH的反應。有些吸熱反應室溫下不能進行，但在較高溫度下能自發進行，如CaCO3高溫下分解生成CaO、CO2。

2、反應熵變與反應方向

熵是描述體系混亂度的概念，熵值越大，體系混亂度越大。反應的熵變ΔS為反應產物總熵與反應物總熵之差。產生氣體的反應為熵增加反應，熵增加有利于反應的自發進行。

3、焓變與熵變對反應方向的共同影響

ΔH-TΔS0反應能自發進行。

ΔH-TΔS=0反應達到平衡狀態。

ΔH-TΔS0反應不能自發進行。

在溫度、壓強一定的條件下，自發反應總是向ΔH-TΔS0的方向進行，直至平衡狀態。

高二化學選修四知識點總結篇二

水溶液中的電離平衡

一、水溶液

1、水的電離

H2O?H++OH-

水的離子積常數KW=[H+][OH-]，25℃時，KW=1.0×10-14mol2·L-2。溫度升高，有利于水的電離，KW增大。

2、溶液的酸堿度

室溫下，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，pH7

堿性溶液：[H+][OH-]，[OH-]1.0×10-7mol·L-1，pH7

3、電解質在水溶液中的存在形態

(1)強電解質

強電解質是在稀的水溶液中完全電離的電解質，強電解質在溶液中以離子形式存在，主要包括強酸、強堿和絕大多數鹽，書寫電離方程式時用“=〞表示。

(2)弱電解質

在水溶液中部分電離的電解質，在水溶液中主要以分子形態存在，少部分以離子形態存在，存在電離平衡，主要包括弱酸、弱堿、水及極少數鹽，書寫電離方程式時用“?〞表示。

二、弱電解質的電離及鹽類水解

1、弱電解質的電離平衡。

(1)電離平衡常數

在一定條件下達到電離平衡時，弱電解質電離形成的各種離子濃度的乘積與溶液中未電離的分子濃度之比為一常數，叫電離平衡常數。

弱酸的電離平衡常數越大，達到電離平衡時，電離出的H+越多。多元弱酸分步電離，且每步電離都有各自的電離平衡常數，以第一步電離為主。

(2)影響電離平衡的因素，以CH3COOH?CH3COO-+H+為例。

加水、加冰醋酸，加堿、升溫，使CH3COOH的電離平衡正向移動，參與CH3COONa固體，參與濃鹽酸，降溫使CH3COOH電離平衡逆向移動。

2、鹽類水解

(1)水解實質

鹽溶于水后電離出的離子與水電離的H+或OH-結合生成弱酸或弱堿，從而打破水的電離平衡，使水繼續電離，稱為鹽類水解。

(2)水解類型及規律

①強酸弱堿鹽水解顯酸性。

NH4Cl+H2O?NH3·H2O+HCl

②強堿弱酸鹽水解顯堿性。

CH3COONa+H2O?CH3COOH+NaOH

③強酸強堿鹽不水解。

④弱酸弱堿鹽雙水解。

Al2S3+6H2O=2Al(OH)3↓+3H2S↑

(3)水解平衡的移動

加熱、加水可以促進鹽的水解，參與酸或堿能抑止鹽的水解，另外，弱酸根陰離子與弱堿陽離子相混合時相互促進水解。

三、離子反應

1、離子反應發生的條件

(1)生成沉淀

既有溶液中的離子直接結合為沉淀，又有沉淀的轉化。

(2)生成弱電解質

主要是H+與弱酸根生成弱酸，或OH-與弱堿陽離子生成弱堿，或H+與OH-生成H2O。

(3)生成氣體

生成弱酸時，好多弱酸能分解生成氣體。

(4)發生氧化還原反應

強氧化性的離子與強還原性離子易發生氧化還原反應，且大多在酸性條件下發生。

2、離子反應能否進行的理論判據

(1)根據焓變與熵變判據

對ΔH-TΔS0的離子反應，室溫下都能自發進行。

(2)根據平衡常數判據

離子反應的平衡常數很大時，說明反應的趨勢很大。

3、離子反應的應用

(1)判斷溶液中離子能否大量共存

相互間能發生反應的離子不能大量共存，注意題目中的隱含條件。

(2)用于物質的定性檢驗

根據離子的特性反應，主要是沉淀的顏色或氣體的生成，定性檢驗特征性離子。

(3)用于離子的定量計算

常見的有酸堿中和滴定法、氧化還原滴定法。

(4)生活中常見的離子反應。

硬水的形成及軟化涉及到的離子反應較多，主要有：

Ca2+、Mg2+的形成。

CaCO3+CO2+H2O=Ca2++2HCO3-

MgCO3+CO2+H2O=Mg2++2HCO3-

加熱煮沸法降低水的硬度：

Ca2++2HCO3-=CaCO3↓+CO2↑+H2O

Mg2++2HCO3-=MgCO3↓+CO2↑+H2O

或參與Na2CO3軟化硬水：

Ca2++CO32-=CaCO3↓，Mg2++CO32-=MgCO3↓

四、沉淀溶解平衡

1、沉淀溶解平衡與溶度積

(1)概念

當固體溶于水時，固體溶于水的速率和離子結合為固體的速率相等時，固體的溶解與沉淀的生成達到平衡狀態，稱為沉淀溶解平衡。其平衡常數叫做溶度積常數，簡稱溶度積，用Ksp表示。

PbI2(s)?Pb2+(aq)+2I-(aq)

Ksp=[Pb2+][I-]2=7.1×10-9mol3·L-3

(2)溶度積Ksp的特點

Ksp只與難溶電解質的性質和溫度有關，與沉淀的量無關，且溶液中離子濃度的變化能引起平衡移動，但并不改變溶度積。

Ksp反映了難溶電解質在水中的溶解能力。

2、沉淀溶解平衡的應用

(1)沉淀的溶解與生成

根據濃度商Qc與溶度積Ksp的大小比較，規則如下：

Qc=Ksp時，處于沉淀溶解平衡狀態。

QcKsp時，溶液中的離子結合為沉淀至平衡。

Qcksp時，體系中若有足量固體，固體溶解至平衡。p=

(2)沉淀的轉化

根據溶度積的大小，可以將溶度積大的沉淀可轉化為溶度積更小的沉淀，這叫做沉淀的轉化。沉淀轉化實質為沉淀溶解平衡的移動。

高中化學選修4知識點分類總結篇三

（1）原子構造原理是電子排入軌道的順序，構造原理透露了原子核外電子的能級分布。

（2）原子構造原理是書寫基態原子電子排布式的依據，也是繪制基態原子軌道表示式的主要依據之一。

（3）不同能層的能級有交織現象，如E（3d）E（4s）、E（4d）E（5s）、E（5d）E（6s）、E（6d）E（7s）、E（4f）E（5p）、E（4f）E（6s）等。原子軌道的能量關系是：ns（n—2）f（n—1）d

（4）能級組序數對應著元素周期表的周期序數，能級組原子軌道所容納電子數目對應著每個周期的元素數目。

根據構造原理，在多電子原子的電子排布中：各能層最多容納的電子數為2n2；最外層不超過8個電子；次外層不超過18個電子；倒數第三層不超過32個電子。

（5）基態和激發態

①基態：最低能量狀態。處于最低能量狀態的原子稱為基態原子。

②激發態：較高能量狀態（相對基態而言）。基態原子的電子吸收能量后，電子躍遷至較高能級時的狀態。處于激發態的原子稱為激發態原子。

③原子光譜：不同元素的原子發生電子躍遷時會吸收（基態→激發態）和放出（激發態→較低激發態或基態）不同的能量（主要是光能），產生不同的光譜——原子光譜（吸收光譜和發射光譜）。利用光譜分析可以發現新元素或利用特征譜線鑒定元素。

高二化學選修4知識點總結篇四

一、焓變、反應熱

1、反應熱：一定條件下，一定物質的量的反應物之間完全反應所放出或吸收的熱量

2、焓變（ΔH）的意義：在恒壓條件下進行的化學反應的熱效應

（1）符號：△H

（2）單位：kJ/mol

3、產生原因：

化學鍵斷裂——吸熱

化學鍵形成——放熱

放出熱量的化學反應。（放熱吸熱）△H為“-〞或△H0

吸收熱量的化學反應。（吸熱放熱）△H為“+〞或△H0

常見的放熱反應：

①所有的燃燒反應

②酸堿中和反應

③大多數的化合反應

④金屬與酸的反應

⑤生石灰和水反應

⑥濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等

常見的吸熱反應：

①晶體Ba(OH)2·8H2O與NH4Cl

②