選修四化學(人教版化學選修四重要知識點)
1.人教版化學選修四重要知識點
第四章 電化學基礎第一節(jié) 原電池 1、概念： 化學能轉化為電能的裝置叫做原電池_______ 2、組成條件：①兩個活潑性不同的電極② 電解質溶液③ 電極用導線相連并插入電解液構成閉合回路3、電子流向：外電路： 負 極——導線—— 正 極 內電路：鹽橋中 陰 離子移向負極的電解質溶液，鹽橋中 陽 離子移向正極的電解質溶液。
4、電極反應：以鋅銅原電池為例：負極： 氧化 反應： Zn-2e=Zn2+ （較活潑金屬）正極： 還原 反應： 2H++2e=H2↑ （較不活潑金屬）總反應式： Zn+2H+=Zn2++H2↑ 5、正、負極的判斷： （1）從電極材料：一般較活潑金屬為負極；或金屬為負極，非金屬為正極。（2）從電子的流動方向 負極流入正極 （3）從電流方向 正極流入負極 （4）根據(jù)電解質溶液內離子的移動方向 陽離子流向正極，陰離子流向負極 （5）根據(jù)實驗現(xiàn)象①__溶解的一極為負極__② 增重或有氣泡一極為正極 第二節(jié) 化學電池1、電池的分類：化學電池、太陽能電池、原子能電池2、化學電池：借助于化學能直接轉變?yōu)殡娔艿难b置3、化學電池的分類： 一次電池 、二次電池 、燃料電池 一、一次電池： 常見一次電池：堿性鋅錳電池、鋅銀電池、鋰電池等二、二次電池 1、二次電池：放電后可以再充電使活性物質獲得再生，可以多次重復使用，又叫充電電池或蓄電池。
2、電極反應：鉛蓄電池 放電： 負極（鉛）：Pb+ -2e? =PbSO4↓正極（氧化鉛）：PbO2+4H++ +2e? =PbSO4↓+2H2O充電： 陰極：PbSO4+2H2O-2e? =PbO2+4H++ 陽極：PbSO4+2e? =Pb+ 兩式可以寫成一個可逆反應：PbO2+Pb+2H2SO4 2PbSO4↓+2H2O 3、目前已開發(fā)出新型蓄電池：銀鋅電池、鎘鎳電池、氫鎳電池、鋰離子電池、聚合物鋰離子電池三、燃料電池 1、燃料電池： 是使燃料與氧化劑反應直接產(chǎn)生電流的一種原電池 2、電極反應：一般燃料電池發(fā)生的電化學反應的最終產(chǎn)物與燃燒產(chǎn)物相同，可根據(jù)燃燒反應寫出總的電池反應，但不注明反應的條件。，負極發(fā)生氧化反應，正極發(fā)生還原反應，不過要注意一般電解質溶液要參與電極反應。
以氫氧燃料電池為例，鉑為正、負極，介質分為酸性、堿性和中性。當電解質溶液呈酸性時： 負極：2H2-4e? =4H+ 正極：O2+4 e? 4H+ =2H2O當電解質溶液呈堿性時： 負極：2H2+4OH?-4e?=4H2O 負極：O2+2H2O+4 e?=4OH?另一種燃料電池是用金屬鉑片插入KOH溶液作電極，又在兩極上分別通甲烷?燃料?和氧氣?氧化劑?。
電極反應式為：負極：CH4+10OH--8?e? = 7H2O；正極：4H2O+2O2+8e?=8 OH-。電池總反應式為：CH4+2O2+2KOH=K2CO3+3H2O3、燃料電池的優(yōu)點：能量轉換率高、廢棄物少、運行噪音低四、廢棄電池的處理：回收利用第三節(jié) 電解池一、電解原理1、電解池： 把電能轉化為化學能的裝置 也叫電解槽 2、電解：電流（外加直流電）通過電解質溶液而在陰陽兩極引起氧化還原反應（被動的不是自發(fā)的）的過程 3、放電：當離子到達電極時，失去或獲得電子，發(fā)生氧化還原反應的過程 4、電子流向：（電源）負極—（電解池）陰極—（離子定向運動）電解質溶液—（電解池）陽極—（電源）正極 5、電極名稱及反應： 陽極：與直流電源的 正極 相連的電極，發(fā)生 氧化 反應 陰極：與直流電源的 負極 相連的電極，發(fā)生 還原 反應 6、電解CuCl2溶液的電極反應： 陽極：2Cl- -2e?=Cl2 （氧化） 陰極：Cu2++2e?=Cu（還原）總反應式：CuCl2 =Cu+Cl2 ↑ 7、電解本質：電解質溶液的導電過程，就是電解質溶液的電解過程☆規(guī)律總結：電解反應離子方程式書寫：陽離子放電順序：Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+（指酸電離的）>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+ 陰離子放電順序：是惰性電極時：S2->I->Br->Cl->OH->NO3->SO42-（等含氧酸根離子）>F-(SO32-/MnO4->OH-)是活性電極時：電極本身溶解放電注意先要看電極材料，是惰性電極還是活性電極，若陽極材料為活性電極（Fe、Cu）等金屬，則陽極反應為電極材料失去電子，變成離子進入溶液；若為惰性材料，則根據(jù)陰陽離子的放電順序，依據(jù)陽氧陰還的規(guī)律來書寫電極反應式。
電解質水溶液點解產(chǎn)物的規(guī)律類型 電極反應特點 實例 電解對象 電解質濃度 pH 電解質溶液復原分解電解質型 電解質電離出的陰陽離子分別在兩極放電 HCl 電解質 減小 增大 HCl CuCl2 --- CuCl2放H2生成堿型 陰極：水放H2生堿陽極：電解質陰離子放電 NaCl 電解質和水 生成新電解質 增大 HCl放氧生酸型 陰極：電解質陽離子放電陽極：水放O2生酸 CuSO4 電解質和水 生成新電解質 減小 氧化銅電解水型 陰極：4H+ + 4e- == 2H2 ↑陽極：4OH- - 4e-= O2↑+ 2H2O NaOH 水 增大 增大 水 H2SO4 減小 Na2SO4 不變 上述四種類型電解質分類：（1）電解水型：含氧酸，強堿，活潑金屬含氧酸鹽（2）電解電解質型：無氧酸，不活潑金屬的無氧酸鹽（氟化物除外）（3）放氫生堿型：活潑金屬的無氧酸鹽（4）放氧生酸型：不活潑金屬的含氧酸鹽 二、電解原理的應用 1、電解飽和食鹽水以制造燒堿、氯氣和氫氣（1）電鍍應用電解原理在某些金屬表面鍍上一薄層其他金屬或合金的方法（2。
2.高中化學選修4知識點總結
第1章、化學反應與能量轉化 化學反應的實質是反應物化學鍵的斷裂和生成物化學鍵的形成，化學反應過程中伴隨著能量的釋放或吸收。
一、化學反應的熱效應 1、化學反應的反應熱 （1）反應熱的概念： 當化學反應在一定的溫度下進行時，反應所釋放或吸收的熱量稱為該反應在此溫度下的熱效應，簡稱反應熱。用符號Q表示。
（2）反應熱與吸熱反應、放熱反應的關系。 Q>0時，反應為吸熱反應；Q (3)反應熱的測定 測定反應熱的儀器為量熱計，可測出反應前后溶液溫度的變化，根據(jù)體系的熱容可計算出反應熱，計算公式如下： Q=-C(T2-T1) 式中C表示體系的熱容，T1、T2分別表示反應前和反應后體系的溫度。
實驗室經(jīng)常測定中和反應的反應熱。 2、化學反應的焓變 （1）反應焓變 物質所具有的能量是物質固有的性質，可以用稱為“焓”的物理量來描述，符號為H，單位為kJ·mol-1。
反應產(chǎn)物的總焓與反應物的總焓之差稱為反應焓變，用ΔH表示。 （2）反應焓變ΔH與反應熱Q的關系。
對于等壓條件下進行的化學反應，若反應中物質的能量變化全部轉化為熱能，則該反應的反應熱等于反應焓變，其數(shù)學表達式為：Qp=ΔH=H（反應產(chǎn)物）-H（反應物）。 （3）反應焓變與吸熱反應，放熱反應的關系： ΔH>0，反應吸收能量，為吸熱反應。
ΔH (4)反應焓變與熱化學方程式： 把一個化學反應中物質的變化和反應焓變同時表示出來的化學方程式稱為熱化學方程式，如：H2(g)+O2(g)=H2O(l)；ΔH(298K)=-285.8kJ·mol-1 書寫熱化學方程式應注意以下幾點： ①化學式后面要注明物質的聚集狀態(tài)：固態(tài)（s）、液態(tài)（l）、氣態(tài)（g）、溶液（aq）。 ②化學方程式后面寫上反應焓變ΔH，ΔH的單位是J·mol-1或 kJ·mol-1，且ΔH后注明反應溫度。
③熱化學方程式中物質的系數(shù)加倍，ΔH的數(shù)值也相應加倍。 3、反應焓變的計算 （1）蓋斯定律 對于一個化學反應，無論是一步完成，還是分幾步完成，其反應焓變一樣，這一規(guī)律稱為蓋斯定律。
（2）利用蓋斯定律進行反應焓變的計算。 常見題型是給出幾個熱化學方程式，合并出題目所求的熱化學方程式，根據(jù)蓋斯定律可知，該方程式的ΔH為上述各熱化學方程式的ΔH的代數(shù)和。
（3）根據(jù)標準摩爾生成焓，ΔfHmθ計算反應焓變ΔH。 對任意反應：aA+bB=cC+dD ΔH=[cΔfHmθ（C）+dΔfHmθ（D）]-[aΔfHmθ（A）+bΔfHmθ（B）] 二、電能轉化為化學能——電解 1、電解的原理 （1）電解的概念： 在直流電作用下，電解質在兩上電極上分別發(fā)生氧化反應和還原反應的過程叫做電解。
電能轉化為化學能的裝置叫做電解池。 （2）電極反應：以電解熔融的NaCl為例： 陽極：與電源正極相連的電極稱為陽極，陽極發(fā)生氧化反應：2Cl-→Cl2↑+2e-。
陰極：與電源負極相連的電極稱為陰極，陰極發(fā)生還原反應：Na++e-→Na。 總方程式：2NaCl（熔）2Na+Cl2↑ 2、電解原理的應用 （1）電解食鹽水制備燒堿、氯氣和氫氣。
陽極：2Cl-→Cl2+2e- 陰極：2H++e-→H2↑ 總反應：2NaCl+2H2O2NaOH+H2↑+Cl2↑ （2）銅的電解精煉。 粗銅（含Zn、Ni、Fe、Ag、Au、Pt）為陽極，精銅為陰極，CuSO4溶液為電解質溶液。
陽極反應：Cu→Cu2++2e-，還發(fā)生幾個副反應 Zn→Zn2++2e-;Ni→Ni2++2e- Fe→Fe2++2e- Au、Ag、Pt等不反應，沉積在電解池底部形成陽極泥。 陰極反應：Cu2++2e-→Cu (3)電鍍：以鐵表面鍍銅為例 待鍍金屬Fe為陰極，鍍層金屬Cu為陽極，CuSO4溶液為電解質溶液。
陽極反應：Cu→Cu2++2e- 陰極反應： Cu2++2e-→Cu 三、化學能轉化為電能——電池 1、原電池的工作原理 （1）原電池的概念： 把化學能轉變?yōu)殡娔艿难b置稱為原電池。 （2）Cu-Zn原電池的工作原理： 如圖為Cu-Zn原電池，其中Zn為負極，Cu為正極，構成閉合回路后的現(xiàn)象是：Zn片逐漸溶解，Cu片上有氣泡產(chǎn)生，電流計指針發(fā)生偏轉。
該原電池反應原理為：Zn失電子，負極反應為：Zn→Zn2++2e-;Cu得電子，正極反應為：2H++2e-→H2。電子定向移動形成電流。
總反應為：Zn+CuSO4=ZnSO4+Cu。 (3)原電池的電能 若兩種金屬做電極，活潑金屬為負極，不活潑金屬為正極；若一種金屬和一種非金屬做電極，金屬為負極，非金屬為正極。
2、化學電源 （1）鋅錳干電池 負極反應：Zn→Zn2++2e-； 正極反應：2NH4++2e-→2NH3+H2; (2)鉛蓄電池 負極反應：Pb+SO42-PbSO4+2e- 正極反應：PbO2+4H++SO42-+2e-PbSO4+2H2O 放電時總反應：Pb+PbO2+2H2SO4=2PbSO4+2H2O。 充電時總反應：2PbSO4+2H2O=Pb+PbO2+2H2SO4。
(3)氫氧燃料電池 負極反應：2H2+4OH-→4H2O+4e- 正極反應：O2+2H2O+4e-→4OH- 電池總反應：2H2+O2=2H2O 3、金屬的腐蝕與防護 （1）金屬腐蝕 金屬表面與周圍物質發(fā)生化學反應或因電化學作用而遭到破壞的過程稱為金屬腐蝕。 （2）金屬腐蝕的電化學原理。
生鐵中含有碳，遇有雨水可形成原電池，鐵為負極，電極反應為：Fe→Fe2++2e-。水膜中溶解的氧氣被還原，正極反應為：O2+2H2O+4e-→4OH-，該腐蝕為“吸氧腐蝕”，總反應為：2Fe+O2+2H2O=2Fe(OH)2,Fe(OH)2又立即被氧化：4Fe(OH)2+2H2O+O2=4。
3.高中化學選修4知識點總結
高中有機化學基礎知識總結概括 1、常溫常壓下為氣態(tài)的有機物：1~4個碳原子的烴，一氯甲烷、新戊烷、甲醛。
2、碳原子較少的醛、醇、羧酸（如甘油、乙醇、乙醛、乙酸）易溶于水；液態(tài)烴（如苯、汽油）、鹵代烴（溴苯）、硝基化合物（硝基苯）、醚、酯（乙酸乙酯）都難溶于水；苯酚在常溫微溶與水，但高于65℃任意比互溶。 3、所有烴、酯、一氯烷烴的密度都小于水；一溴烷烴、多鹵代烴、硝基化合物的密度都大于水。
4、能使溴水反應褪色的有機物有：烯烴、炔烴、苯酚、醛、含不飽和碳碳鍵（碳碳雙鍵、碳碳叁鍵）的有機物。能使溴水萃取褪色的有：苯、苯的同系物（甲苯）、CCl4、氯仿、液態(tài)烷烴等。
5、能使酸性高錳酸鉀溶液褪色的有機物：烯烴、炔烴、苯的同系物、醇類、醛類、含不飽和碳碳鍵的有機物、酚類（苯酚）。 6、碳原子個數(shù)相同時互為同分異構體的不同類物質：烯烴和環(huán)烷烴、炔烴和二烯烴、飽和一元醇和醚、飽和一元醛和酮、飽和一元羧酸和酯、芳香醇和酚、硝基化合物和氨基酸。
7、無同分異構體的有機物是：烷烴：CH4、C2H6、C3H8；烯烴：C2H4；炔烴：C2H2；氯代烴：CH3Cl、CH2Cl2、CHCl3、CCl4、C2H5Cl；醇：CH4O；醛：CH2O、C2H4O；酸：CH2O2。 8、屬于取代反應范疇的有：鹵代、硝化、磺化、酯化、水解、分子間脫水（如：乙醇分子間脫水）等。
9、能與氫氣發(fā)生加成反應的物質：烯烴、炔烴、苯及其同系物、醛、酮、不飽和羧酸（CH2=CHCOOH）及其酯（CH3CH=CHCOOCH3）、油酸甘油酯等。 10、能發(fā)生水解的物質：金屬碳化物（CaC2）、鹵代烴（CH3CH2Br）、醇鈉（CH3CH2ONa）、酚鈉（C6H5ONa）、羧酸鹽（CH3COONa）、酯類（CH3COOCH2CH3）、二糖（C12H22O11）（蔗糖、麥芽糖、纖維二糖、乳糖）、多糖（淀粉、纖維素）（（C6H10O5）n）、蛋白質（酶）、油脂（硬脂酸甘油酯、油酸甘油酯）等。
11、能與活潑金屬反應置換出氫氣的物質：醇、酚、羧酸。 12、能發(fā)生縮聚反應的物質：苯酚（C6H5OH）與醛（RCHO）、二元羧酸（COOH—COOH）與二元醇（HOCH2CH2OH）、二元羧酸與二元胺（H2NCH2CH2NH2）、羥基酸（HOCH2COOH）、氨基酸（NH2CH2COOH）等。
13、需要水浴加熱的實驗：制硝基苯（—NO2,60℃）、制苯磺酸（—SO3H,80℃）制酚醛樹脂（沸水?。?、銀鏡反應、醛與新制Cu(OH)2懸濁液反應（熱水?。Ⅴサ乃?、二糖水解（如蔗糖水解）、淀粉水解（沸水?。?。 14、光 光照條件下能發(fā)生反應的：烷烴與鹵素的取代反應、苯與氯氣加成反應（紫外光）、—CH3+Cl2—CH2Cl（注意在鐵催化下取代到苯環(huán)上）。
15、常用有機鑒別試劑：新制Cu(OH)2、溴水、酸性高錳酸鉀溶液、銀氨溶液、NaOH溶液、FeCl3溶液。 16、最簡式為CH的有機物：乙炔、苯、苯乙烯（—CH=CH2）；最簡式為CH2O的有機物：甲醛、乙酸（CH3COOH）、甲酸甲酯（HCOOCH3）、葡萄糖（C6H12O6）、果糖（C6H12O6）。
17、能發(fā)生銀鏡反應的物質（或與新制的Cu(OH)2共熱產(chǎn)生紅色沉淀的）：醛類（RCHO）、葡萄糖、麥芽糖、甲酸（HCOOH）、甲酸鹽（HCOONa）、甲酸酯（HCOOCH3）等。 18、常見的官能團及名稱：—X（鹵原子：氯原子等）、—OH（羥基）、—CHO（醛基）、—COOH（羧基）、—COO—（酯基）、—CO—（羰基）、—O—（醚鍵）、C=C（碳碳雙鍵）、—C≡C—（碳碳叁鍵）、—NH2（氨基）、—NH—CO—（肽鍵）、—NO2（硝基） 19、常見有機物的通式：烷烴：CnH2n+2；烯烴與環(huán)烷烴：CnH2n；炔烴與二烯烴：CnH2n-2；苯的同系物：CnH2n-6；飽和一元鹵代烴：CnH2n+1X；飽和一元醇：CnH2n+2O或CnH2n+1OH；苯酚及同系物：CnH2n-6O或CnH2n-7OH；醛：CnH2nO或CnH2n+1CHO；酸：CnH2nO2或CnH2n+1COOH；酯：CnH2nO2或CnH2n+1COOCmH2m+1 20、檢驗酒精中是否含水：用無水CuSO4——變藍 21、發(fā)生加聚反應的：含C=C雙鍵的有機物（如烯） 21、能發(fā)生消去反應的是：乙醇（濃硫酸，170℃）；鹵代烴（如CH3CH2Br）醇發(fā)生消去反應的條件：C—C—OH、鹵代烴發(fā)生消去的條件：C—C—XHH 23、能發(fā)生酯化反應的是：醇和酸 24、燃燒產(chǎn)生大量黑煙的是：C2H2、C6H6 25、屬于天然高分子的是：淀粉、纖維素、蛋白質、天然橡膠（油脂、麥芽糖、蔗糖不是） 26、屬于三大合成材料的是：塑料、合成橡膠、合成纖維 27、常用來造紙的原料：纖維素 28、常用來制葡萄糖的是：淀粉 29、能發(fā)生皂化反應的是：油脂 30、水解生成氨基酸的是：蛋白質 31、水解的最終產(chǎn)物是葡萄糖的是：淀粉、纖維素、麥芽糖 32、能與Na2CO3或NaHCO3溶液反應的有機物是：含有—COOH：如乙酸 33、能與Na2CO3反應而不能跟NaHCO3反應的有機物是：苯酚 34、有毒的物質是：甲醇（含在工業(yè)酒精中）；NaNO2（亞硝酸鈉，工業(yè)用鹽） 35、能與Na反應產(chǎn)生H2的是：含羥基的物質（如乙醇、苯酚）、與含羧基的物質（如乙酸） 36、能還原成醇的是：醛或酮 37。
4.化學選修4 的知識點總結
1. 由反應物和生成物的鍵能計算反應熱
2.反應物和生成物的能量計算反應熱
3.熱化學方程式的書寫
4.燃燒熱和中和熱的概念
5. 蓋斯定律的應用
6.化學反應速率的概念
7. 影響化學反應速率的因素及原因解釋和注意事項
8.化學平衡狀態(tài)的判斷方法
9.影響化學平衡狀態(tài)的因素
10.等效平衡的解題方法
11. 化學平衡常數(shù)的計算和應用
12. 化學平衡計算題的步驟
13. 電離方程式的書寫
14. 證明一種物質是弱電解質的方法
15. 兩種弱電解質的強弱比較
16. 影響弱電解質電離程度的因素
17. 水的電離及影響因素
18. 水的離子積常數(shù)及應用
19. PH計算類型和計算方法
20. 中和滴定的操作\指示劑的選擇方法\終點判斷\計算\誤差分析
21. 鹽類水解的概念\實質\特征和規(guī)律
22. 鹽類水解的應用
23. 溶液中離子濃度的比較\三個守恒
24. 鹽類水解離子方程式的書寫
25 .難溶物的溶解平衡\溶度積的概念和應用
26. 溶度積和溶解度的換算
27. 原電池原理：負極 失電子 正極 電子 （正得還，負失氧）
28. 燃料電池電極反應式的書寫
29. 電解原理：陽極 氧化 陰極 還原 （陽氧陰還）
30.電解的規(guī)律：電解的四種情況\電極反應式的書寫\電池反應式的書寫\溶液PH的變化\溶液復原
31. 電解的計算
32. 金屬的腐蝕的類型和防護方法
5.化學選修4的知識點.
第一章 化學反應與能量 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(chǎn)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△H 放熱）△H 為“+”或△H >0 ☆ 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(shù)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 大多數(shù)的分解反應 ③ 以H2、CO、C為還原劑的氧化還原反應 ④ 銨鹽溶解等 二、熱化學方程式 書寫化學方程式注意要點： ①熱化學方程式必須標出能量變化。
②熱化學方程式中必須標明反應物和生成物的聚集狀態(tài)（g,l,s分別表示固態(tài)，液態(tài)，氣態(tài)，水溶液中溶質用aq表示） ③熱化學反應方程式要指明反應時的溫度和壓強。 ④熱化學方程式中的化學計量數(shù)可以是整數(shù)，也可以是分數(shù) ⑤各物質系數(shù)加倍，△H加倍；反應逆向進行，△H改變符號，數(shù)值不變 三、燃燒熱 1.概念：25 ℃，101 kPa時，1 mol純物質完全燃燒生成穩(wěn)定的化合物時所放出的熱量。
燃燒熱的單位用kJ/mol表示。 ※注意以下幾點： ①研究條件：101 kPa ②反應程度：完全燃燒，產(chǎn)物是穩(wěn)定的氧化物。
③燃燒物的物質的量：1 mol ④研究內容：放出的熱量。（ΔH<0，單位kJ/mol） 四、中和熱 1.概念：在稀溶液中，酸跟堿發(fā)生中和反應而生成1mol H2O，這時的反應熱叫中和熱。
2.強酸與強堿的中和反應其實質是H+和OH-反應，其熱化學方程式為： H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) ΔH=-57.3kJ/mol 3.弱酸或弱堿電離要吸收熱量，所以它們參加中和反應時的中和熱小于57.3kJ/mol。 4.中和熱的測定實驗 五、蓋斯定律 1.內容：化學反應的反應熱只與反應的始態(tài)（各反應物）和終態(tài)（各生成物）有關，而與具體反應進行的途徑無關，如果一個反應可以分幾步進行，則各分步反應的反應熱之和與該反應一步完成的反應熱是相同的。
第二章 化學反應速率和化學平衡 一、化學反應速率 1. 化學反應速率（v） ⑴ 定義：用來衡量化學反應的快慢，單位時間內反應物或生成物的物質的量的變化 ⑵ 表示方法：單位時間內反應濃度的減少或生成物濃度的增加來表示 ⑶ 計算公式：v=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：濃度變化，Δt：時間）單位：mol/(L?s) ⑷ 影響因素： ① 決定因素（內因）：反應物的性質（決定因素） ② 條件因素（外因）：反應所處的條件 2. ※注意：（1）、參加反應的物質為固體和液體，由于壓強的變化對濃度幾乎無影響，可以認為反應速率不變。 （2）、惰性氣體對于速率的影響 ①恒溫恒容時：充入惰性氣體→總壓增大，但是各分壓不變，各物質濃度不變→反應速率不變 ②恒溫恒體時：充入惰性氣體→體積增大→各反應物濃度減小→反應速率減慢 二、化學平衡 （一）1.定義： 化學平衡狀態(tài)：一定條件下，當一個可逆反應進行到正逆反應速率相等時，更組成成分濃度不再改變，達到表面上靜止的一種“平衡”，這就是這個反應所能達到的限度即化學平衡狀態(tài)。
2、化學平衡的特征 逆（研究前提是可逆反應） 等（同一物質的正逆反應速率相等） 動（動態(tài)平衡） 定（各物質的濃度與質量分數(shù)恒定） 變（條件改變，平衡發(fā)生變化） 3、判斷平衡的依據(jù) 判斷可逆反應達到平衡狀態(tài)的方法和依據(jù) 例舉反應[來源：學科網(wǎng)] mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g) 混合物體系中[來源：Zxxk.Com][來源：學，科，網(wǎng)][來源：Z#xx#k.Com][來源：學&科&網(wǎng)Z&X&X&K][來源：學科網(wǎng)ZXXK] 各成分的含量[來源：學科網(wǎng)ZXXK] ①各物質的物質的量或各物質的物質的量的分數(shù)一定[來源：學*科*網(wǎng)][來源：Z|xx|k.Com] 平衡[來源：學*科*網(wǎng)][來源：學&科&網(wǎng)][來源：Z.xx.k.Com] ②各物質的質量或各物質質量分數(shù)一定 平衡 ③各氣體的體積或體積分數(shù)一定 平衡 ④總體積、總壓力、總物質的量一定 不一定平衡 正、逆反應 速率的關系 ①在單位時間內消耗了m molA同時生成m molA，即V（正）=V（逆） 平衡 ②在單位時間內消耗了n molB同時消耗了p molC，則V（正）=V（逆） 平衡 ③V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q,V（正）不一定等于V（逆） 不一定平衡 ④在單位時間內生成n molB，同時消耗了q molD，因均指V（逆） 不一定平衡 壓強 ①m+n≠p+q時，總壓力一定（其他條件一定） 平衡 ②m+n=p+q時，總壓力一定（其他條件一定） 不一定平衡 混合氣體平均相對分子質量Mr ①Mr一定時，只有當m+n≠p+q時 平衡 ②Mr一定時，但m+n=p+q時 不一定平衡 溫度 任何反應都伴隨著能量變化，當體系溫度一定時（其他不變） 平衡 體系的密度 密度一定 不一定平衡 其他 如體系顏色不再變化等 平衡 （二）影響化學平衡移動的因素 1、濃度對化學平衡移動的影響 （1）影響規(guī)律：在其他條件不變的情況下，增大反應物 的濃度或減少生成物的濃度，都可以使平衡向正方向移動；增大生成物的濃度或減小反應物的濃度，都可以使平衡向逆方向移動 （2）增加固體或純液體的量，。
6.高中化學選修四一些知識點
1.有好幾種方法呢
1）.你如果知道那個分子的相對互斥模型，如果是對稱的就是非極性分子。比如，甲烷 模型為正四面體 都是C—H鍵 對稱 所以它是非極性分子，而水，雖然有四對電子，但是有兩對是孤對電子 另外兩對H-O鍵 不對稱 所以 是極性分子。
2).A(B)n 當n=1時，AB為非極性分子，當A的化合價為他的最高價態(tài)，那么該分子為非極性分子，剩下的為極性分子
2.看C的四條鍵連得C的基團是否一樣 有幾種基團為就有幾個C
3.先看該分子是否有氫鍵，比如HF,H2O,NH3，醇類都有氫鍵，比較穩(wěn)定，剩下的是范德華力越大越穩(wěn)定
4.無論是三鍵還是二建都看成是一條鍵，比如甲醛 把CO之間的鍵看成一條鍵，那么C連三條鍵 就是平面三角形
7.高中化學選修4需要掌握的考點以及題型
1，熱化學。要求掌握熱化學反應方程式的書寫，加和，運用蓋斯定律計算化學反應熱。
2，平衡。要求能夠根據(jù)化學反應方程式計算各物質之間的反應速率關系。能夠運用勒夏特列原理判斷平衡移動的方向，了解影響平衡移動的因素。掌握熵和焓的概念。通過水的電離平衡計算溶液ph值，判斷各溶液的酸堿性。掌握實驗室酸堿滴定實驗以及各儀器的使用和精確度。能通過不同難溶物質的溶度積判斷反應能否發(fā)生以及難溶物的除去。
3，電化學。能夠根據(jù)原電池裝置判斷能否形成原電池，電池的正負極以及發(fā)生的反應。根據(jù)離子放電順序寫出化學反應方程式。能夠根據(jù)電解池裝置或各物質得失電子情況判斷陰陽極以及各自的反應，能夠根據(jù)電子守恒進行簡單的運算。了解原電池和電解池各自的運用。
在高考中選修四是可選模塊，主要是對化學反應的分析判斷，以及利用能量守恒，電子守恒等進行計算。希望能幫到你。
8.有關高二化學選修四第四章電化學基礎詳細知識總結
第一節(jié) 原電池原電池： 1、概念： 化學能轉化為電能的裝置叫做原電池_______ 2、組成條件：①兩個活潑性不同的電極② 電解質溶液③ 電極用導線相連并插入電解液構成閉合回路3、電子流向：外電路： 負 極——導線—— 正 極 內電路：鹽橋中 陰 離子移向負極的電解質溶液，鹽橋中 陽 離子移向正極的電解質溶液。
4、電極反應：以鋅銅原電池為例：負極： 氧化 反應： Zn-2e=Zn2+ （較活潑金屬）正極： 還原 反應： 2H++2e=H2↑ （較不活潑金屬）總反應式： Zn+2H+=Zn2++H2↑ 5、正、負極的判斷： （1）從電極材料：一般較活潑金屬為負極；或金屬為負極，非金屬為正極。（2）從電子的流動方向 負極流入正極 （3）從電流方向 正極流入負極 （4）根據(jù)電解質溶液內離子的移動方向 陽離子流向正極，陰離子流向負極 （5）根據(jù)實驗現(xiàn)象①__溶解的一極為負極__② 增重或有氣泡一極為正極 第二節(jié) 化學電池1、電池的分類：化學電池、太陽能電池、原子能電池2、化學電池：借助于化學能直接轉變?yōu)殡娔艿难b置3、化學電池的分類： 一次電池 、二次電池 、燃料電池 一、一次電池 1、常見一次電池：堿性鋅錳電池、鋅銀電池、鋰電池等二、二次電池 1、二次電池：放電后可以再充電使活性物質獲得再生，可以多次重復使用，又叫充電電池或蓄電池。
2、電極反應：鉛蓄電池 放電：負極（鉛）： Pb+ -2e? =PbSO4↓ 正極（氧化鉛）： PbO2+4H++ +2e? =PbSO4↓+2H2O 充電：陰極： PbSO4+2H2O-2e? =PbO2+4H++ 陽極： PbSO4+2e? =Pb+ 兩式可以寫成一個可逆反應： PbO2+Pb+2H2SO4 2PbSO4↓+2H2O 3、目前已開發(fā)出新型蓄電池：銀鋅電池、鎘鎳電池、氫鎳電池、鋰離子電池、聚合物鋰離子電池三、燃料電池 1、燃料電池： 是使燃料與氧化劑反應直接產(chǎn)生電流的一種原電池 2、電極反應：一般燃料電池發(fā)生的電化學反應的最終產(chǎn)物與燃燒產(chǎn)物相同，可根據(jù)燃燒反應寫出總的電池反應，但不注明反應的條件。，負極發(fā)生氧化反應，正極發(fā)生還原反應，不過要注意一般電解質溶液要參與電極反應。
以氫氧燃料電池為例，鉑為正、負極，介質分為酸性、堿性和中性。當電解質溶液呈酸性時： 負極：2H2-4e? =4H+ 正極：O2+4 e? 4H+ =2H2O當電解質溶液呈堿性時： 負極： 2H2+4OH?-4e?=4H2O 正極：O2+2H2O+4 e?=4OH?另一種燃料電池是用金屬鉑片插入KOH溶液作電極，又在兩極上分別通甲烷?燃料?和氧氣?氧化劑?。
電極反應式為：負極：CH4+10OH--8e? = +7H2O；正極：4H2O+2O2+8e? =8OH?。電池總反應式為：CH4+2O2+2KOH=K2CO3+3H2O3、燃料電池的優(yōu)點：能量轉換率高、廢棄物少、運行噪音低四、廢棄電池的處理：回收利用第三節(jié) 電解池一、電解原理1、電解池： 把電能轉化為化學能的裝置 也叫電解槽 2、電解：電流（外加直流電）通過電解質溶液而在陰陽兩極引起氧化還原反應（被動的不是自發(fā)的）的過程 3、放電：當離子到達電極時，失去或獲得電子，發(fā)生氧化還原反應的過程 4、電子流向：（電源）負極—（電解池）陰極—（離子定向運動）電解質溶液—（電解池）陽極—（電源）正極 5、電極名稱及反應： 陽極：與直流電源的 正極 相連的電極，發(fā)生 氧化 反應 陰極：與直流電源的 負極 相連的電極，發(fā)生 還原 反應 6、電解CuCl2溶液的電極反應：陽極： 2Cl- -2e-=Cl2 （氧化）陰極： Cu2++2e-=Cu（還原）總反應式： CuCl2 =Cu+Cl2 ↑ 7、電解本質：電解質溶液的導電過程，就是電解質溶液的電解過程☆規(guī)律總結：電解反應離子方程式書寫：放電順序：陽離子放電順序Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+（指酸電離的）>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+ 陰離子的放電順序 是惰性電極時：S2->I->Br->Cl->OH->NO3->SO42-（等含氧酸根離子）>F-(SO32-/MnO4->OH-)是活性電極時：電極本身溶解放電注意先要看電極材料，是惰性電極還是活性電極，若陽極材料為活性電極（Fe、Cu）等金屬，則陽極反應為電極材料失去電子，變成離子進入溶液；若為惰性材料，則根據(jù)陰陽離子的放電順序，依據(jù)陽氧陰還的規(guī)律來書寫電極反應式。
二、電解原理的應用 1、電解飽和食鹽水以制造燒堿、氯氣和氫氣（1）、電鍍應用電解原理在某些金屬表面鍍上一薄層其他金屬或合金的方法（2）、電極、電解質溶液的選擇：陽極：鍍層金屬，失去電子，成為離子進入溶液 M— ne — == M n+陰極：待鍍金屬（鍍件）：溶液中的金屬離子得到電子，成為金屬原子，附著在金屬表面M n+ + ne — == M電解質溶液：含有鍍層金屬離子的溶液做電鍍液鍍銅反應原理 陽極（純銅）：Cu-2e-=Cu2+，陰極（鍍件）：Cu2++2e-=Cu， 電解液：可溶性銅鹽溶液，如CuSO4溶液 （3）、電鍍應用之一：銅的精煉 陽極：粗銅；陰極： 純銅電解質溶液： 硫酸銅 3、電冶金（1）、電冶金：使礦石中的 金屬陽離子 獲得電子，從它們的化合物中還原出來用于冶煉活潑金屬，如鈉、鎂、鈣、鋁（2）、電解氯化鈉：通電前，氯化鈉高溫下熔融：NaCl == Na + + Cl—通直流電后：陽極：2Na+ + 2e— == 2Na陰極：2Cl— — 2e— == Cl2↑☆規(guī)律。
