高中化学选修四重要知识点总结1

　　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：*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)表达式：v=△c/△t

　　(3)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。

　　4、温度对化学反应速率的影响

　　(1)经验公式

　　阿伦尼乌斯总结出了反应速率常数与温度之间关系的经验公式：

　　式中A为比例系数，e为自然对数的底，R为摩尔气体常数量，Ea为活化能。

　　由公式知，当Ea>0时，升高温度，反应速率常数增大，化学反应速率也随之增大。可知，温度对化学反应速率的影响与活化能有关。

　　(2)活化能Ea。

　　活化能Ea是活化分子的*均能量与反应物分子*均能量之差。不同反应的活化能不同，有的相差很大。活化能Ea值越大，改变温度对反应速率的影响越大。

　　5、催化剂对化学反应速率的影响

　　(1)催化剂对化学反应速率影响的规律：

　　催化剂大多能加快反应速率，原因是催化剂能通过参加反应，改变反应历程，降低反应的活化能来有效提高反应速率。

　　(2)催化剂的特点：

　　催化剂能加快反应速率而在反应前后本身的质量和化学性质不变。

　　催化剂具有选择性。

　　催化剂不能改变化学反应的*衡常数，不引起化学*衡的移动，不能改变*衡转化率。

高中化学选修四重要知识点总结2

　　一、化学反应的限度

　　1、化学*衡常数

　　(1)对达到*衡的可逆反应，生成物浓度的系数次方的乘积与反应物浓度的系数次方的乘积之比为一常数，该常数称为化学*衡常数，用符号K表示。

　　(2)*衡常数K的大小反映了化学反应可能进行的程度(即反应限度)，*衡常数越大，说明反应可以进行得越完全。

　　(3)*衡常数表达式与化学方程式的书写方式有关。对于给定的可逆反应，正逆反应的*衡常数互为倒数。

　　(4)借助*衡常数，可以判断反应是否到*衡状态：当反应的浓度商Qc与*衡常数Kc相等时，说明反应达到*衡状态。

　　2、反应的*衡转化率

　　(1)*衡转化率是用转化的反应物的浓度与该反应物初始浓度的比值来表示。如反应物A的*衡转化率的表达式为：

　　α(A)=

　　(2)*衡正向移动不一定使反应物的*衡转化率提高。提高一种反应物的浓度，可使另一反应物的*衡转化率提高。

　　(3)*衡常数与反应物的*衡转化率之间可以相互计算。

　　3、反应条件对化学*衡的影响

　　(1)温度的影响

　　升高温度使化学*衡向吸热方向移动;降低温度使化学*衡向放热方向移动。温度对化学*衡的影响是通过改变*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，*衡向逆反应方向移动;增大反应物浓度或减小生成物浓度，*衡向正反应方向移动。

　　温度一定时，改变浓度能引起*衡移动，但*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*衡状态不变。

　　ΔVg≠0的反应，增大压强，化学*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*衡移动的影响可得出勒夏特列原理：如果改变影响*衡的一个条件(浓度、压强、温度等)*衡向能够减弱这种改变的方向移动。

　　二、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*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*衡状态。

高中化学选修四重要知识点总结 (菁选2篇)扩展阅读

高中化学选修四重要知识点总结 (菁选2篇)（扩展1）

——高中化学选修3重要知识点总结 (菁选2篇)

高中化学选修3重要知识点总结1

　　(一)原子结构

　　1、能层和能级

　　(1)能层和能级的划分

　　①在同一个原子中，离核越近能层能量越低。

　　②同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级s、p、d、f，能量由低到高依次为s、p、d、f。

　　③任一能层，能级数等于能层序数。

　　④s、p、d、f……可容纳的电子数依次是1、3、5、7……的两倍。

　　⑤能层不同能级相同，所容纳的最多电子数相同。

　　(2)能层、能级、原子轨道之间的关系

　　每能层所容纳的最多电子数是：2n2(n：能层的序数)。

　　2、构造原理

　　(1)构造原理是电子排入轨道的顺序，构造原理揭示了原子核外电子的能级分布。

　　(2)构造原理是书写基态原子电子排布式的依据，也是绘制基态原子轨道表示式的主要依据之一。

　　(3)不同能层的能级有交错现象，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。原子轨道的能量关系是：ns<(n-2)f < (n-1)d

　　(4)能级组序数对应着元素周期表的周期序数，能级组原子轨道所容纳电子数目对应着每个周期的元素数目。

　　根据构造原理，在多电子原子的电子排布中：各能层最多容纳的电子数为2n2 ;最外层不超过8个电子;次外层不超过18个电子;倒数第三层不超过32个电子。

　　(5)基态和激发态

　　①基态：最低能量状态。处于 最低能量状态 的原子称为 基态原子 。

　　②激发态：较高能量状态(相对基态而言)。基态原子的电子吸收能量后，电子跃迁至较高能级时的状态。处于激发态的原子称为激发态原子 。

　　③原子光谱：不同元素的原子发生电子跃迁时会吸收(基态→激发态)和放出(激发态→较低激发态或基态)不同的能量(主要是光能)，产生不同的光谱——原子光谱(吸收光谱和发射光谱)。利用光谱分析可以发现新元素或利用特征谱线鉴定元素。

　　3、电子云与原子轨道

　　(1)电子云：电子在核外空间做高速运动，没有确定的轨道。因此，人们用“电子云”模型来描述核外电子的运动。“电子云”描述了电子在原子核外出现的概率密度分布，是核外电子运动状态的形象化描述。

　　(2)原子轨道：不同能级上的电子出现 概率 约为90%的电子云空间轮廓图 称为原子轨道。s电子的原子轨道呈 球形对称，ns能级各有1个原子轨道;p电子的原子轨道呈纺锤形，np能级各有3个原子轨道，相互垂直(用px、py、pz表示);nd能级各有5个原子轨道;nf能级各有7个原子轨道。

　　4、核外电子排布规律

　　(1)能量最低原理：在基态原子里，电子优先排布在能量最低的能级里，然后排布在能量逐渐升高的能级里。

　　(2)泡利原理：1个原子轨道里最多只能容纳2个电子，且自旋方向相反。

　　(3)洪特规则：电子排布在同一能级的各个轨道时，优先占据不同的轨道，且自旋方向相同。

　　(4)洪特规则的特例：电子排布在p、d、f等能级时，当其处于全空 、半充满或全充满时，即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14，整个原子的能量最低，最稳定。

　　能量最低原理表述的是“整个原子处于能量最低状态”，而不是说电子填充到能量最低的轨道中去，泡利原理和洪特规则都使“整个原子处于能量最低状态”。

　　电子数

　　(5)(n-1)d能级上电子数等于10时，副族元素的族序数=ns能级电子数

高中化学选修3重要知识点总结2

　　氯及其化合物

　　氯原子结构示意图为，氯元素位于元素周期表中第三周期第ⅦA族，氯原子最外电子层上有7个电子，在化学反应中很容易得到1个电子形成

　　Cl-，化学性质活泼，在自然界中没游离态的氯，氯只以化合态存在(主要以氯化物和氯酸盐)。

　　1、氯气(Cl2)：

　　(1)物理性质：黄绿色有刺激性气味有毒的气体，密度比空气大，易液化成液氯，易溶于水。(氯气收集方法—向上排空气法或者排饱和食盐水;液氯为纯净物)

　　(2)化学性质：氯气化学性质非常活泼，很容易得到电子，作强氧化剂，能与金属、非金属、水以及碱反应。

　　①与金属反应(将金属氧化成最高正价)

　　Na+Cl2===点燃2NaCl

　　Cu+Cl2===点燃CuCl2

　　2Fe+3Cl2===点燃2FeCl3(氯气与金属铁反应只生成FeCl3，而不生成FeCl2。)

　　(思考：怎样制备FeCl2?Fe+2HCl=FeCl2+H2↑，铁跟盐酸反应生成FeCl2，而铁跟氯气反应生成FeCl3，这说明Cl2的氧化性强于盐酸，是强氧化剂。)

　　②与非金属反应

　　Cl2+H2 ===点燃 2HCl(氢气在氯气中燃烧现象：安静地燃烧，发出苍白色火焰)

　　将H2和Cl2混合后在点燃或光照条件下发生爆炸。

　　燃烧：所有发光发热的剧烈化学反应都叫做燃烧，不一定要有氧气参加。

　　③Cl2与水反应

　　Cl2+H2O=HCl+HClO

　　离子方程式：Cl2+H2O=H++Cl—+HClO

　　将氯气溶于水得到氯水(浅黄绿色)，氯水含多种微粒，***H2O、Cl2、HClO、Cl-、H+、OH-(极少量，水微弱电离出来的)。

　　氯水的性质取决于其组成的微粒：

　　(1)强氧化性：Cl2是新制氯水的主要成分，实验室常用氯水代替氯气，如氯水中的氯气能与KI，KBr、FeCl2、SO2、Na2SO3等物质反应。

　　(2)漂白、消毒性：氯水中的Cl2和HClO均有强氧化性，一般在应用其漂白和消毒时，应考虑HClO，HClO的强氧化性将有色物质氧化成无色物质，不可逆。

　　(3)酸性：氯水中含有HCl和HClO，故可被NaOH中和，盐酸还可与NaHCO3，CaCO3等反应。

　　(4)不稳定性：HClO不稳定光照易分解。，因此久置氯水(浅黄绿色)会变成稀盐酸(无色)失去漂白性。

　　(5)沉淀反应：加入AgNO3溶液有白色沉淀生成(氯水中有Cl-)。自来水也用氯水杀菌消毒，所以用自来水配制以下溶液如KI、 KBr、FeCl2、Na2SO3、Na2CO3、NaHCO3、AgNO3、NaOH等溶液会变质。

　　④Cl2与碱液反应：

　　与NaOH反应：Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O(Cl2+2OH-=Cl-+ClO-+H2O)

　　与Ca(OH)2溶液反应：2Cl2+2Ca(OH)2=Ca(ClO)2+CaCl2+2H2O

　　此反应用来制漂白粉，漂白粉的.主要成分为Ca(ClO)2和CaCl2，有效成分为Ca(ClO)2。

　　漂白粉之所以具有漂白性，原因是：Ca(ClO)2+CO2+H2O=CaCO3↓+2HClO生成的HClO具有漂白性;同样，氯水也具有漂白性，因为氯水含HClO;NaClO同样具有漂白性，发生反应2NaClO+CO2+H2O==Na2CO3+2HClO;

　　干燥的氯气不能使红纸褪色，因为不能生成HClO，湿的氯气能使红纸褪色，因为氯气发生下列反应Cl2+H2O=HCl+HClO。

　　漂白粉久置空气会失效(涉及两个反应)：Ca(ClO)2+CO2+H2O=CaCO3↓+2HClO，，漂白粉变质会有CaCO3存在，外观上会结块，久置空气中的漂白粉加入浓盐酸会有CO2气体生成，含CO2和HCl杂质气体。

　　⑤氯气的用途：制漂白粉、自来水杀菌消毒、农药和某些有机物的原料等。

　　2、Cl-的检验：

　　原理：根据Cl-与Ag+反应生成不溶于酸的AgCl沉淀来检验Cl-存在。

　　方法：先加稀硝酸酸化溶液(排除CO32-干扰)再滴加AgNO3溶液，如有白色沉淀生成，则说明有Cl-存在。

高中化学选修四重要知识点总结 (菁选2篇)（扩展2）

——高中化学选修四重要知识点 (菁选2篇)

高中化学选修四重要知识点1

　　混合液的pH值计算方法公式

　　1、强酸与强酸的混合：(先求[H+]混：将两种酸中的H+离子物质的量相加除以总体积，再求其它)

　　[H+]混 =([H+]1V1+[H+]2V2)/(V1+V2)

　　2、强碱与强碱的混合：(先求[OH-]混：将两种酸中的OH离子物质的量相加除以总体积，再求其它)

　　[OH-]混=([OH-]1V1+[OH-]2V2)/(V1+V2)

　　(注意 :不能直接计算[H+]混)

　　3、强酸与强碱的混合：(先据H+ + OH- ==H2O计算余下的H+或OH-，①H+有余，则用余下的H+数除以溶液总体积求[H+]混;OH-有余，则用余下的OH-数除以溶液总体积求[OH-]混，再求其它)

　　四、稀释过程溶液pH值的变化规律：

　　1、强酸溶液：稀释10n倍时，pH稀=pH原+ n(但始终不能大于或等于7)

　　2、弱酸溶液：稀释10n倍时，pH稀〈pH原+n(但始终不能大于或等于7)

　　3、强碱溶液：稀释10n倍时，pH稀= pH原-n (但始终不能小于或等于7)

　　4、弱碱溶液：稀释10n倍时，pH稀〉pH原-n (但始终不能小于或等于7)

　　5、不论任何溶液，稀释时pH均是向7靠近(即向中性靠近);任何溶液无限稀释后pH均接近7

　　6、稀释时，弱酸、弱碱和水解的'盐溶液的pH变化得慢，强酸、强碱变化得快。

　　五、强酸(pH1)强碱(pH2)混和计算规律

　　1、若等体积混合

　　pH1+pH2=14，则溶液显中性pH=7

　　pH1+pH2≥15，则溶液显碱性pH=pH2-0.3

　　pH1+pH2≤13，则溶液显酸性pH=pH1+0.3

　　2、若混合后显中性

　　pH1+pH2=14，V酸：V碱=1：1

　　pH1+pH2≠14，V酸：V碱=1：10〔14-(pH1+pH2)〕

高中化学选修四重要知识点2

　　(1)N及其化合物的反应方程式

　　a) 氮气与氧气在放电下反应：N2 + O2 放电 2NO

　　b) 一氧化氮与氧气反应：2NO + O2 = 2NO2

　　c) 二氧化氮与水反应：3NO2 + H2O = 2HNO3 + NO

　　d) 二氧化硫与氧气在催化剂的作用下反应：2SO2 + O2 催化剂 2SO3

　　e) 三氧化硫与水反应：SO3 + H2O = H2SO4

　　(2)氨及其反应方程式

　　a) 氨水受热分解：NH3·H2O △ NH3↑ + H2O

　　b) 氨气与氯化氢反应：NH3 + HCl = NH4Cl

　　c) 氯化铵受热分解：NH4Cl △ NH3↑ + HCl↑

　　d) 碳酸氢氨受热分解：NH4HCO3 △ NH3↑ + H2O↑ + CO2↑

　　e) 硝酸铵与氢氧化钠反应：NH4NO3 + NaOH △ NH3↑ + NaNO3 + H2O

　　f) 氨气的实验室制取：2NH4Cl + Ca(OH)2 △ CaCl2 + 2H2O + 2NH3↑

　　g) 氯气与氢气反应：Cl2 + H2 点燃2HCl

　　h) 硫酸铵与氢氧化钠反应：(NH4)2SO4 + 2NaOH △ 2NH3↑ + Na2SO4 + 2H2O

　　(3)S及其化合物的化学反应方程式

　　a) SO2 +CaO = CaSO3

　　b) SO2 +2NaOH = Na2SO3 + H2O

　　c) SO2 +Ca(OH)2 = CaSO3↓ + H2O

　　d) SO2 +Cl2 + 2H2O = 2HCl + H2SO4

　　e) SO2 +2H2S = 3S + 2H2O

　　f) 二氧化硫与水反应：SO2 + H2O ≈ H2SO3

　　g) 浓硫酸与铜反应：Cu + 2H2SO4(浓) △ CuSO4 + 2H2O + SO2↑

　　h) 浓硫酸与木炭反应：C + 2H2SO4(浓) △ CO2 ↑+ 2SO2↑ + 2H2O

　　i) 硫酸铵与氢氧化钠反应：(NH4)2SO4 + 2NaOH △ 2NH3↑ + Na2SO4 + 2H2O

　　(4)N及其化合物的反应方程式

　　a) NO、NO2的回收：NO2 + NO + 2NaOH = 2NaNO2 + H2O

　　b) 浓硝酸与铜反应：Cu + 4HNO3(浓) = Cu(NO3)2 + 2H2O + 2NO2↑

　　c) 稀硝酸与铜反应：3Cu + 8HNO3(稀) △ 3Cu(NO3)2 + 4H2O + 2NO↑

　　(5)硅Si的反应方程式冶炼纯硅

　　a) Si +2F 2 = SiF4

　　b ) Si+ 2NaOH + H2O = NaSiO3 +2H2↑

　　c) 硅单质的实验室制法：

　　粗硅的制取：SiO2 + 2C 高温电炉 Si +2CO (石英沙)(焦碳)(粗硅)

　　粗硅转变为纯硅：Si(粗) + 2Cl2 △ SiCl4 SiCl4 + 2H2 高温== Si(纯)+ 4HCl

　　(6)Cl及其化合物的反应方程式

　　a) 氯气与金属铁反应：2Fe + 3Cl2 点燃 2FeCl3

　　b) 氯气与金属铜反应：Cu + Cl2 点燃 CuCl2

　　c) 氯气与金属钠反应：2Na + Cl2 点燃 2NaCl

　　d) 氯气与水反应：Cl2 + H2O = HCl + HClO

　　e) 次氯酸光照分解：2HClO 光照 2HCl + O2↑

　　f) 氯气与氢氧化钠溶液反应：Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O

　　g) 氯气与消石灰反应：2Cl2 + 2Ca(OH)2 = CaCl2 + Ca(ClO)2 + 2H2O

　　h) 盐酸与硝酸银溶液反应：HCl + AgNO3 = AgCl↓ + HNO3

　　i) 漂白粉长期置露在空气中：Ca(ClO)2 + H2O + CO2 = CaCO3↓ + 2HClO

　　(7) Na的化学反应方程式

　　a) 钠在空气中燃烧：4Na + O2 = 2Na2O

　　b) 钠与氧气反应： 2Na + O2 △ Na2O2 过氧化钠

　　c) 过氧化钠与水反应：2Na2O2 + 2H2O = 4NaOH + O2↑

　　d) 过氧化钠与二氧化碳反应：2Na2O2 + 2CO2 = 2Na2CO3 + O2

　　e) 钠与水反应：2Na + 2H2O = 2NaOH + H2↑

　　(8) Fe及化合物的化学反应方程式

　　a) 铁与水蒸气反应：3Fe + 4H2O(g) = 高温=F3O4 + 4H2↑

　　b) 铁片与硫酸铜溶液反应: Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu

　　c) 氧化铁与盐酸反应：Fe2O3 + 6HCl = 2FeCl3 + 3H2O

　　d) 氯化铁与氢氧化钠溶液反应：FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3↓+ 3NaCl

　　e) 硫酸亚铁与氢氧化钠溶液反应：FeSO4 + 2NaOH = Fe(OH)2↓+ Na2SO4

　　f) 氢氧化亚铁被氧化成氢氧化铁：4Fe(OH)2 + 2H2O + O2 = 4Fe(OH)3

　　g) 氢氧化铁加热分解：2Fe(OH)3 △ Fe2O3 + 3H2O↑

　　h) 三氯化铁溶液与铁粉反应：2FeCl3 + Fe = 3FeCl2

　　i) 氯化亚铁中通入氯气：2FeCl2 + Cl2 = 2FeCl3

高中化学选修四重要知识点总结 (菁选2篇)（扩展3）

——高中化学选修4重要的知识点总结 (菁选2篇)

高中化学选修4重要的知识点总结1

　　一、焓变、反应热

　　1.反应热：一定条件下，一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量

　　2.焓变(ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应

　　(1)符号：△H

　　(2)单位：kJ/mol

　　3.产生原因：

　　化学键断裂——吸热

　　化学键形成——放热

　　放出热量的化学反应。(放热>吸热) △H 为“-”或△H <0

　　吸收热量的化学反应。(吸热>放热)△H 为“+”或△H >0

　　常见的放热反应：

　　①所有的燃烧反应

　　②酸碱中和反应

　　③大多数的化合反应

　　④金属与酸的反应

　　⑤生石灰和水反应

　　⑥浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等

　　常见的吸热反应：

　　① 晶体Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl

　　② 大多数的分解反应

　　③ 以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应

　　④铵盐溶解等

　　二、热化学方程式

　　书写化学方程式注意要点:

　　①热化学方程式必须标出能量变化。

　　②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态(g,l,s分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq表示)

　　③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。

　　④热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数

　　⑤各物质系数加倍，△H加倍;反应逆向进行，△H改变符号，数值不变

　　三、燃烧热

　　1.概念：25 ℃，101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。燃烧热的单位用kJ/mol表示。

　　注意以下几点：

　　①研究条件：101 kPa

　　②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物

　　③燃烧物的'物质的量：1 mol

　　④研究内容：放出的热量。(ΔH<0，单位kJ/mol)

　　四、中和热

　　1.概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1mol H2O，这时的反应热叫中和热。

　　2.强酸与强碱的中和反应其实质是H+和OH-反应，其热化学方程式为：

　　H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l)

　　ΔH=-57.3kJ/mol

　　3.弱酸或弱碱电离要吸收热量，所以它们参加中和反应时的中和热小于57.3kJ/mol。

　　4.中和热的测定实验

高中化学选修4重要的知识点总结2

　　1.化学反应热概念

　　化学反应伴能变，成键放出断需要。

　　左能高常是放热，置氢中和和燃烧。

　　炭水铵碱分解类，吸热自然右能高。

　　2.燃料燃烧知识理解

　　能源紧张，不久用光。

　　接触充分，空气足量。

　　节能减排，新能跟上。

　　高效清洁，****。

　　3.化学反应速率概念理解

　　化学反应有快慢，摩尔每升比时间。

　　*均速率标物质，比例与系数有关。

　　浓度增大我加快，温度升高我翻番。

　　若能出现催化剂，改变大小更不难。

　　4.化学*衡概念理解

　　可逆反应有限度，所有转化不完全。

　　正逆速率若相等，化学*衡状态现。

　　此时反应并未停，特征就是动定变。

　　(或：相反相成，可逆*衡;强弱互争，“逃逸”完成;外表内因，宏微相应;量变质变，运动永恒。)

　　5. 化学*衡

　　逆等动定变*衡，一等二最六一定, 正逆反应速相等，转产二率最值衡,

　　质量体积 n分数, 浓度温度色一定， 参数可变变不变(变量不变)， 定达*衡要记清， 参数一直不变化， 不可用与断*衡。

　　解释：

　　“逆等动定变*衡”,是指*衡状态有逆、等、动、定、变五个特征。

　　“一等”是指反应体系中同一反应物(或生成物)的正、逆反应速率相等即达*衡状态。“

　　二最”是指转化率、产率达最大值即达*衡状态。

　　“六一定”是指体系中各组分的质量分数、体积分数、物质的量分数、浓度不再变化，或体系的温度及颜色不再变化即达*衡状态。

　　“参数可变到不变，定达*衡要记清”是指参数(浓度、温度、质量、压强、体积、密度等)原为变量，后变为恒量，此时可逆反应达*衡状态。

　　“参数一直不变化，不可用与断*衡”是指若反应过程中参数始终没有变化，此参数不可用于判断可逆反应是否达*衡状态

　　6.化学*衡图像题

　　先拐先折，温度高，压强大!

　　7.等效*衡

　　“等效*衡”是指在相同条件下的同一可逆反应里，建立的两个或多个化学*衡中，各同种物质的百分数相同，这些化学*衡均属等效*衡，其核心是“各同种物质的百分数相同”。

　　“等效*衡”常见的有恒温恒压和恒温恒容两种情形，其口诀可概括为：等压比相等;等容量相等，但若系(气体系数)不变，可为比相等【三种情况前提：等T】。

高中化学选修四重要知识点总结 (菁选2篇)（扩展4）

——高中化学必修2重点知识点归纳 (菁选3篇)

高中化学必修2重点知识点归纳1

　　化学能与电能

　　1、化学能转化为电能的方式：

　　(1)概念：把化学能直接转化为电能的装置叫做原电池。

　　2、原电池原理

　　(2)原电池的工作原理：通过氧化还原反应(有电子的转移)把化学能转变为电能。

　　(3)构成原电池的条件：

　　①电极为导体且活泼性不同；

　　②两个电极接触(导线连接或直接接触)；

　　③两个相互连接的电极插入电解质溶液构成闭合回路。

　　(4)电极名称及发生的反应：

　　负极：

　　较活泼的金属作负极，负极发生氧化反应

　　电极反应式：较活泼金属-ne-=金属阳离子

　　负极现象：负极溶解，负极质量减少

　　正极：

　　较不活泼的金属或石墨作正极，正极发生还原反应

　　电极反应式：溶液中阳离子+ne-=单质

　　正极的现象：一般有气体放出或正极质量增加

　　(5)原电池**极的判断方法：

　　①依据原电池两极的材料：

　　较活泼的金属作负极(K、Ca、Na太活泼，不能作电极)；

　　较不活泼金属或可导电非金属(石墨)、氧化物(MnO2)等作正极。

　　②根据电流方向或电子流向：(外电路)的电流由正极流向负极；电子则由负极经外电路流向原电池的正极。

　　③根据内电路离子的迁移方向：阳离子流向原电池正极，阴离子流向原电池负极。

　　④根据原电池中的反应类型：

　　负极：失电子，发生氧化反应，现象通常是电极本身消耗，质量减小。

　　正极：得电子，发生还原反应，现象是常伴随金属的析出或H2的放出。

　　(6)原电池电极反应的书写方法：

　　①原电池反应所依托的化学反应原理是氧化还原反应，负极反应是氧化反应，正极反应是还原反应。因此书写电极反应的方法归纳如下：

　　写出总反应方程式；

　　把总反应根据电子得失情况，分成氧化反应、还原反应；

　　氧化反应在负极发生，还原反应在正极发生，反应物和生成物对号入座，注意酸碱介质和水等参与反应。

　　②原电池的总反应式一般把正极和负极反应式相加而得。

高中化学必修2重点知识点归纳2

　　一、元素周期表

　　熟记等式：原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数

　　1、元素周期表的编排原则：

　　①按照原子序数递增的顺序从左到右排列；

　　②将电子层数相同的元素排成一个横行——周期；

　　③把最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成纵行——族

　　2、如何精确表示元素在周期表中的`位置：

　　周期序数=电子层数；主族序数=最外层电子数

　　口诀：三短三长一不全；七主七副零八族

　　熟记：三个短周期，第一和第七主族和零族的元素符号和名称

　　3、元素金属性和非金属性判断依据：

　　①元素金属性强弱的判断依据：

　　单质跟水或酸起反应置换出氢的难易；

　　元素最高价氧化物的水化物——氢氧化物的碱性强弱；置换反应。

　　②元素非金属性强弱的判断依据：

　　单质与氢气生成气态氢化物的难易及气态氢化物的稳定性；

　　最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱；置换反应。

　　4、核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。

　　①质量数==质子数+中子数：A==Z+N

　　②同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子，互称同位素。(同一元素的各种同位素物理性质不同，化学性质相同)

　　二、元素周期律

　　1、影响原子半径大小的因素：

　　①电子层数：电子层数越多，原子半径越大(最主要因素)

　　②核电荷数：核电荷数增多，吸引力增大，使原子半径有减小的趋向(次要因素)

　　③核外电子数：电子数增多，增加了相互排斥，使原子半径有增大的倾向

　　2、元素的化合价与最外层电子数的关系：最高正价等于最外层电子数(氟氧元素无正价)

　　负化合价数=8—最外层电子数(金属元素无负化合价)

　　3、同主族、同周期元素的结构、性质递变规律：

　　同主族：从上到下，随电子层数的递增，原子半径增大，核对外层电子吸引能力减弱，失电子能力增强，还原性(金属性)逐渐增强，其离子的氧化性减弱。

　　同周期：左→右，核电荷数——→逐渐增多，最外层电子数——→逐渐增多

　　原子半径——→逐渐减小，得电子能力——→逐渐增强，失电子能力——→逐渐减弱

　　氧化性——→逐渐增强，还原性——→逐渐减弱，气态氢化物稳定性——→逐渐增强

　　最高价氧化物对应水化物酸性——→逐渐增强，碱性——→逐渐减弱

高中化学必修2重点知识点归纳3

　　1、掌握一图(原子结构示意图)、五式(分子式、结构式、结构简式、电子式、最简式)、六方程(化学方程式、电离方程式、水解方程式、离子方程式、电极方程式、热化学方程式)的正确书写。

　　2、最简式相同的有机物：

　　①CH：C2H2和C6H6

　　②CH2：烯烃和环烷烃

　　③CH2O：甲醛、乙酸、甲酸甲酯

　　④CnH2nO：饱和一元醛(或饱和一元酮)与二倍于其碳原子数和饱和一元羧酸或酯；

　　举一例：乙醛(C2H4O)与丁酸及其异构体(C4H8O2)

　　3、一般原子的原子核是由质子和中子构成，但氕原子(1H)中无中子。

　　4、元素周期表中的每个周期不一定从金属元素开始，如第一周期是从氢元素开始。

　　5、ⅢB所含的元素种类最多。碳元素形成的化合物种类最多，且ⅣA族中元素组成的晶体常常属于原子晶体，如金刚石、晶体硅、二氧化硅、碳化硅等。

　　6、质量数相同的原子，不一定属于同种元素的原子，如18O与18F、40K与40Ca

　　7、ⅣA~ⅦA族中只有ⅦA族元素没有同素异形体，且其单质不能与氧气直接化合。

　　8、活泼金属与活泼非金属一般形成离子化合物，但AlCl3却是共价化合物(熔沸点很低，易升华，为双聚分子，所有原子都达到了最外层为8个电子的稳定结构)。

　　9、一般元素性质越活泼，其单质的性质也活泼，但N和P相反，因为N2形成叁键。

　　10、非金属元素之间一般形成共价化合物，但NH4Cl、NH4NO3等铵盐却是离子化合物。

　　11、离子化合物在一般条件下不存在单个分子，但在气态时却是以单个分子存在。如NaCl。

　　12、含有非极性键的化合物不一定都是共价化合物，如Na2O2、FeS2、CaC2等是离子化合物。

　　13、单质分子不一定是非极性分子，如O3是极性分子。

　　14、一般氢化物中氢为+1价，但在金属氢化物中氢为-1价，如NaH、CaH2等。

　　15、非金属单质一般不导电，但石墨可以导电，硅是半导体。

　　16、非金属氧化物一般为酸性氧化物，但CO、NO等不是酸性氧化物，而属于不成盐氧化物。

　　17、酸性氧化物不一定与水反应：如SiO2。

　　18、金属氧化物一般为碱性氧化物，但一些高价金属的氧化物反而是酸性氧化物，如：Mn2O7、CrO3等反而属于酸性氧物，2KOH+Mn2O7==2KMnO4+H2O。

　　19、非金属元素的最高正价和它的负价绝对值之和等于8，但氟无正价，氧在OF2中为+2价。

　　20、含有阳离子的晶体不一定都含有阴离子，如金属晶体中有金属阳离子而无阴离子。

　　21、离子晶体不一定只含有离子键，如NaOH、Na2O2、NH4Cl、CH3COONa等中还含有共价键。

　　22、稀有气体原子的电子层结构一定是稳定结构，其余原子的电子层结构一定不是稳定结构。

　　23、离子的电子层结构一定是稳定结构。

　　24、阳离子的半径一定小于对应原子的半径，阴离子的半径一定大于对应原子的半径。

　　25、一种原子形成的高价阳离子的半径一定小于它的低价阳离子的半径。如Fe3+<>

　　26、同种原子间的共价键一定是非极性键，不同原子间的共价键一定是极性键。

　　27、分子内一定不含有离子键。题目中有“分子”一词，该物质必为分子晶体。

高中化学选修四重要知识点总结 (菁选2篇)（扩展5）

——高中化学选修3重要知识总结 (菁选2篇)

高中化学选修3重要知识总结1

　　一.原子结构与性质

　　电子层(能层)：根据电子的能量差异和主要运动区域的不同，核外电子分别处于不同的电子层.原子由里向外对应的电子层符号分别为K、L、M、N、O、P、Q.

　　原子轨道(能级即亚层)：处于同一电子层的原子核外电子，也可以在不同类型的原子轨道上运动，分别用s、p、d、f表示不同形状的轨道，s轨道呈球形、p轨道呈纺锤形，d轨道和f轨道较复杂.各轨道的伸展方向个数依次为1、3、5、7.

　　1. 能级与能层

　　电子云：用小黑点的疏密来描述电子在原子核外空间出现的机会大小所得的图形叫电子云图.离核越近，电子出现的机会大，电子云密度越大;离核越远，电子出现的机会小，电子云密度越小.

　　2.原子轨道：

　　3.原子核外电子排布规律

　　⑴构造原理：随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电子按右图顺序填入核外电子运动轨道(能级)，叫做构造原理。

　　能级交错：由构造原理可知，电子先进入4s轨道，后进入3d轨道，这种现象叫能级交错。

　　说明：构造原理并不是说4s能级比3d能级能量低(实际上4s能级比3d能级能量高)，而是指这样顺序填充电子可以使整个原子的能量最低。也就是说，整个原子的能量不能机械地看做是各电子所处轨道的能量之和。

　　(2)能量最低原理

　　现代物质结构理论证实，原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原理。

　　构造原理和能量最低原理是从整体角度考虑原子的能量高低，而不局限于某个能级。

　　(3)泡利(不相容)原理：基态多电子原子中，不可能同时存在4个量子数完全相同的电子。换言之，一个轨道里最多只能容纳两个电子，且电旋方向相反(用“↑↓”表示)，这个原理称为泡利(Pauli)原理。

　　(4)洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道(能量相同)时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则叫洪特(Hund)规则。比如，p3的轨道式为或，而不是。

　　洪特规则特例：当p、d、f轨道填充的电子数为全空、半充满或全充满时，原子处于较稳定的状态。即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14时，是较稳定状态。

　　前36号元素中，全空状态的有4Be 2s22p0、12Mg 3s23p0、20Ca 4s23d0;半充满状态的有：7N 2s22p3、15P 3s23p3、24Cr 3d54s1、25Mn 3d54s2、33As 4s24p3;全充满状态的有10Ne 2s22p6、18Ar 3s23p6、29Cu 3d104s1、30Zn 3d104s2、36Kr 4s24p6。

高中化学选修3重要知识总结2

　　一、

　　1.卤代烃中卤素的检验

　　取样，滴入NaOH溶液，加热至分层现象消失，冷却后加入稀硝酸酸化，再滴入AgNO3溶液，观察沉淀的颜色，确定是何种卤素。

　　2.二糖或多糖水解产物的检验 若二糖或多糖是在稀硫酸作用下水解的，则先向冷却后的水解液中加入足量的.NaOH溶液，中和稀硫酸，然后再加入银氨溶液或新制的氢氧化铜悬浊液，(水浴)加热，观察现象，作出判断。

　　3.如何检验溶解在苯中的苯酚? 取样，向试样中加入NaOH溶液，振荡后静置、分液，向水溶液中加入盐酸酸化，

　　再滴入几滴FeCl3溶液(或过量饱和溴水)，若溶液呈紫色(或有白色沉淀生成)，则说明有苯酚。

　　若向样品中直接滴入FeCl3溶液，则由于苯酚仍溶解在苯中，不得进入水溶液中与Fe3+进行离子反应;若向样品中直接加入饱和溴水，则生成的三溴苯酚会溶解在苯中而看不到白色沉淀。

　　若所用溴水太稀，则一方面可能由于生成溶解度相对较大的一溴苯酚或二溴苯酚，另一方面可能生成的三溴苯酚溶解在过量的苯酚之中而看不到沉淀。

　　二、

　　1.烯醛中碳碳双键的检验

　　(1)若是纯净的液态样品，则可向所取试样中加入溴的四氯化碳溶液，若褪色，则证明含有碳碳双键。

　　(2)若样品为水溶液，则先向样品中加入足量的新制Cu(OH)2悬浊液，加热煮沸，充分反

　　应后冷却过滤，向滤液中加入稀硝酸酸化，再加入溴水，若褪色，则证明含有碳碳双键。

　　若直接向样品水溶液中滴加溴水，则会有反应：—CHO + Br2 + H2O → —COOH + 2HBr而使溴水褪色。

高中化学选修四重要知识点总结 (菁选2篇)（扩展6）

——高中化学选修5知识点总结 (菁选2篇)

高中化学选修5知识点总结1

　　一、卤代烃中卤素的检验

　　取样，滴入NaOH溶液，加热至分层现象消失，冷却后加入稀硝酸酸化，再滴入AgNO3溶液，观察沉淀的颜色，确定是何种卤素。

　　二、.烯醛中碳碳双键的检验

　　(1)若是纯净的液态样品，则可向所取试样中加入溴的四氯化碳溶液，若褪色，则证明含有碳碳双键。

　　(2)若样品为水溶液，则先向样品中加入足量的新制Cu(OH)2悬浊液，加热煮沸，充分反应后冷却过滤，向滤液中加入稀硝酸酸化，再加入溴水，若褪色，则证明含有碳碳双键。

　　若直接向样品水溶液中滴加溴水，则会有反应：—CHO + Br2 + H2O → —COOH + 2HBr而使溴水褪色。

　　三、二糖或多糖水解产物的检验

　　若二糖或多糖是在稀硫酸作用下水解的，则先向冷却后的水解液中加入足量的NaOH溶液，中和稀硫酸，然后再加入银氨溶液或新制的氢氧化铜悬浊液，(水浴)加热，观察现象，作出判断。

　　四、如何检验溶解在苯中的苯酚?

　　取样，向试样中加入NaOH溶液，振荡后静置、分液，向水溶液中加入盐酸酸化，再滴入几滴FeCl3溶液(或过量饱和溴水)，若溶液呈紫色(或有白色沉淀生成)，则说明有苯酚。

　　若向样品中直接滴入FeCl3溶液，则由于苯酚仍溶解在苯中，不得进入水溶液中与Fe3+进行离子反应;若向样品中直接加入饱和溴水，则生成的三溴苯酚会溶解在苯中而看不到白色沉淀。

　　若所用溴水太稀，则一方面可能由于生成溶解度相对较大的一溴苯酚或二溴苯酚，另一方面可能生成的三溴苯酚溶解在过量的苯酚之中而看不到沉淀。

　　五、如何检验实验室制得的乙烯气体中含有CH2=CH2、SO2、CO2、H2O

　　将气体依次通过无水硫酸铜、品红溶液、饱和Fe2(SO4)3溶液、品红溶液、澄清石灰水

　　(检验水) (检验SO2) (除去SO2) (确认SO2已除尽)(检验CO2)

　　溴水或溴的四氯化碳溶液或酸性高锰酸钾溶液(检验CH2=CH2)。

高中化学选修5知识点总结2

　　一、同分异构体的书写规律

　　书写时，要尽量把主链写直，不要写得扭七歪八的，以免干扰自己的视觉;思维一定要有序，可按下列顺序考虑：

　　1.主链由长到短，支链由整到散，位置由心到边，排列邻、间、对。

　　2.按照碳链异构→位置异构→顺反异构→官能团异构的顺序书写，也可按官能团异构→碳链异构→位置异构→顺反异构的顺序书写，不管按哪种方法书写都必须防止漏写和重写。

　　3.若遇到苯环上有三个取代基时，可先定两个的位置关系是邻或间或对，然后再对第三个取代基依次进行定位，同时要注意哪些是与前面重复的。

　　二、同分异构体数目的'判断方法

　　1.记忆法 记住已掌握的常见的异构体数。例如：

　　(1)凡只含一个碳原子的分子均无异构;

　　(2)丁烷、丁炔、丙基、丙醇有2种;

　　(3)戊烷、戊炔有3种;

　　(4)丁基、丁烯(包括顺反异构)、C8H10(芳烃)有4种;

　　(5)己烷、C7H8O(含苯环)有5种;

　　(6)C8H8O2的芳香酯有6种;

　　(7)戊基、C9H12(芳烃)有8种。

　　2.基元法 例如：丁基有4种，丁醇、戊醛、戊酸都有4种

　　3.替代法 例如：二氯苯C6H4Cl2有3种，四氯苯也为3种(将H替代Cl);又如：CH4的一氯代物只有一种，新戊烷C(CH3)4的一氯代物也只有一种。

　　4.对称法(又称等效氢法) 等效氢法的判断可按下列三点进行：

　　(1)同一碳原子上的氢原子是等效的;

　　(2)同一碳原子所连甲基上的氢原子是等效的;

　　(3)处于镜面对称位置上的氢原子是等效的(相当于*面成像时，物与像的关系)。

　　(三)、不饱和度的计算方法

　　1.烃及其含氧衍生物的不饱和度

　　2.卤代烃的不饱和度

　　3.含N有机物的不饱和度

　　(1)若是氨基—NH2，则

　　(2)若是硝基—NO2，则

　　(3)若是铵离子NH4+，则

高中化学选修四重要知识点总结 (菁选2篇)（扩展7）

——高中化学必修1重点知识点归纳 (菁选2篇)

高中化学必修1重点知识点归纳1

　　一、以物质的量为中心的物理量关系

　　1. 物质的量n(mol)= N/N(A)

　　2. 物质的量n(mol)= m/M

　　3. 标准状况下气体物质的量n(mol)= V/V(m)

　　4. 溶液中溶质的物质的量n(mol)=cV

　　二、 胶体：

　　1. 定义：分散质粒子直径介于1~100nm之间的分散系。

　　2. 胶体性质：

　　① 丁达尔现象

　　② 聚沉

　　③ 电泳

　　④ 布朗运动

　　3. 胶体提纯：渗析

　　三、 电解质和非电解质

　　1. 定义：①条件：水溶液或熔融状态;②性质：能否导电;③物质类别：化合物。

　　2. 强电解质：强酸、强碱、大多数盐;弱电解质：弱酸、弱碱、水等。

　　3. 离子方程式的书写：

　　① 写：写出化学方程式

　　② 拆：将易溶、易电离的物质改写成离子形式，其它以化学式形式出现。

　　下列情况不拆：难溶物质、难电离物质(弱酸、弱碱、水等)、氧化物、HCO3-等。

　　③ 删：将反应前后没有变化的离子符号删去。

　　④ 查：检查元素是否守恒、电荷是否守恒。

　　4. 离子反应、离子共存问题：下列离子不能共存在同一溶液中：

　　① 生成难溶物质的离子：如Ba2+与SO42-;Ag+与Cl-等

　　② 生成气体或易挥发物质：如H+与CO32-、HCO3-、SO32-、S2-等;OH-与NH4+等。

　　③ 生成难电离的物质(弱电解质)

　　④ 发生氧化还原反应：如：MnO4-与I-;H+、NO3-与Fe2+等

　　四、 氧化还原反应

　　1. (某元素)降价——得到电子——被还原——作氧化剂——产物为还原产物

　　2. (某元素)升价——失去电子——被氧化——作还原剂——产物为氧化产物

　　3. 氧化性：氧化剂>氧化产物

　　还原性：还原剂>还原产物

高中化学必修1重点知识点归纳2

　　1.由于发生复分解反应，离子不能大量共存。

　　(1)有气体产生。

　　如CO32-、SO32-、S2-、HCO3-、HSO3-、HS-等易挥发的弱酸的酸根与H+不能大量共存。

　　(2)有沉淀生成。

　　如Ba2+、Ca2+、Mg2+、Ag+等不能与SO42-、CO32-等大量共存;Mg2+、Fe2+、Ag+、Al3+、Zn2+、Cu2+、Fe3+等不能与OH-大量共存;Pb2+与Cl-，Fe2+与S2-、Ca2+与PO43-、Ag+与I-不能大量共存。

　　(3)有弱电解质生成。

　　如OH-、CH3COO-、PO43-、HPO42-、H2PO4-、F-、ClO-、AlO2-、SiO32-、CN-、C17H35COO-、等与H+不能大量共存;一些酸式弱酸根如HCO3-、HPO42-、HS-、H2PO4-、HSO3-不能与OH-大量共存;NH4+与OH-不能大量共存。

　　(4)一些容易发生水解的`离子，在溶液中的存在是有条件的。

　　如AlO2-、S2-、CO32-、C6H5O-等必须在碱性条件下才能在溶液中存在;如Fe3+、Al3+等必须在酸性条件下才能在溶液中存在。这两类离子不能同时存在在同一溶液中，即离子间能发生“双水解”反应。如3AlO2-+3Al3++6H2O=4Al(OH)3↓等。

　　2.由于发生氧化还原反应，离子不能大量共存。

　　(1)具有较强还原性的离子不能与具有较强氧化性的离子大量共存。如S2-、HS-、SO32-、I-和Fe3+不能大量共存。

　　(2)在酸性或碱性的介质中由于发生氧化还原反应而不能大量共存。如MnO4-、Cr2O7-、NO3-、ClO-与S2-、HS-、SO32-、HSO3-、I-、Fe2+等不能大量共存;SO32-和S2-在碱性条件下可以共存，但在酸性条件下则由于发生2S2-+SO32-+6H+=3S↓+3H2O反应不能共在。H+与S2O32-不能大量共存。

　　3.能水解的阳离子跟能水解的阴离子在水溶液中不能大量共存(双水解)。

　　例：Al3+和HCO3-、CO32-、HS-、S2-、AlO2-、ClO-等;Fe3+与CO32-、HCO3-、AlO2-、ClO-等不能大量共存。

高中化学选修四重要知识点总结 (菁选2篇)（扩展8）

——高中化学重要的知识点梳理归纳 (菁选2篇)

高中化学重要的知识点梳理归纳1

　　一、颜色

　　铁：铁粉是黑色的;一整块的固体铁是银白色的。

　　Fe2+——浅绿色 Fe3O4——黑色晶体 Fe(OH)2——白色沉淀

　　Fe3+——黄色 Fe (OH)3——红褐色沉淀 Fe (SCN)3——血红色溶液

　　FeO——黑色的粉末 Fe (NH4)2(SO4)2——淡蓝绿色

　　Fe2O3——红棕色粉末

　　铜：单质是紫红色

　　Cu2+——蓝色 CuO——黑色 Cu2O——红色 CuSO4(无水)—白色 CuSO4·5H2O——蓝色 Cu2(OH)2CO3 —绿色

　　Cu (OH)2——蓝色 [Cu(NH3)4]SO4——深蓝色溶液

　　FeS——黑色固体

　　BaSO4 、BaCO3 、Ag2CO3 、CaCO3 、AgCl 、 Mg (OH)2 、三溴苯酚均是白色沉淀

　　Al(OH)3 白色絮状沉淀 H4SiO4(原硅酸)白色胶状沉淀

　　Cl2、氯水——黄绿色 F2——淡黄绿色气体 Br2——深红棕色液体

　　I2——紫黑色固体 HF、HCl、HBr、HI均为无色气体，在空气中均形成白雾

　　CCl4——无色的液体，密度大于水，与水不互溶

　　Na2O2—淡黄色固体 Ag3PO4—黄色沉淀 S—黄色固体 AgBr—浅黄色沉淀

　　AgI—黄色沉淀 O3—淡蓝色气体 SO2—无色，有剌激性气味、有毒的气体

　　SO3—无色固体(沸点44.8度) 品红溶液——红色 ***：HF——腐蚀玻璃

　　N2O4、NO——无色气体 NO2——红棕色气体

　　NH3——无色、有剌激性气味气体

　　二、 现象：

　　1、铝片与盐酸反应是放热的，Ba(OH)2与NH4Cl反应是吸热的;

　　2、Na与H2O(放有酚酞)反应，熔化、浮于水面、转动、有气体放出;

　　3、焰色反应：Na 黄色 、K紫色(透过蓝色的钴玻璃) 、Cu 绿色、Ca砖红;

　　4、Cu丝在Cl2中燃烧产生棕色的烟;

　　5、H2在Cl2中燃烧是苍白色的火焰;

　　6、Na在Cl2中燃烧产生大量的白烟; 7、P在Cl2中燃烧产生大量的白色烟雾;

　　8、SO2通入品红溶液先褪色，加热后恢复原色;

　　9、NH3与HCl相遇产生大量的白烟;

　　10、铝箔在氧气中激烈燃烧产生刺眼的白光;

　　11、镁条在空气中燃烧产生刺眼白光，在CO2中燃烧生成白色粉末(MgO)，产生黑烟;

　　12、铁丝在Cl2中燃烧，产生棕色的烟;

　　13、HF腐蚀玻璃;

　　14、Fe(OH)2在空气中被氧化：由白色变为灰绿最后变为红褐色;

　　15、在常温下：Fe、Al 在浓H2SO4和浓HNO3中钝化;

　　16、向盛有苯酚溶液的试管中滴入FeCl3溶液，溶液呈紫色;苯酚遇空气呈粉红色。

　　17、蛋白质遇浓HNO3变黄，被灼烧时有烧焦羽毛气味;

　　18、在空气中燃烧：S——微弱的.淡蓝色火焰 H2——淡蓝色火焰 CO——蓝色火焰 CH4————明亮并呈蓝色的火焰 S在O2中燃烧——明亮的蓝紫色火焰。

高中化学重要的知识点梳理归纳2

　　1、溶解性规律——见溶解性表;

　　2、常用酸、碱指示剂的变色范围：

　　指示剂 PH的变色范围

　　甲基橙 <3.1红色 3.1——4.4橙色 >4.4黄色

　　酚酞 <8.0无色 8.0——10.0浅红色 >10.0红色

　　石蕊 <5.1红色 5.1——8.0紫色 >8.0蓝色

　　3、在惰性电极上，各种离子的放电顺序：

　　阴极(夺电子的能力)：Au3+ >Ag +>Hg2+ >Cu2+ >Pb2+ >Fa2+ >Zn2+ >H+ >Al 3+>Mg2+ >Na+ >Ca2+ >K+

　　阳极(失电子的能力)：S2- >I- >Br – >Cl- >OH- >含氧酸根

　　注意：若用金属作阳极，电解时阳极本身发生氧化还原反应(Pt、Au除外)

　　4、电荷*衡：溶液中阴阳离子所带的**电荷总数应相等。

　　例：C mol / L的NaHCO3溶液中：

　　C(Na+) +C(H+) = C(HCO3-) +2C(CO32-) + C(OH-)

　　5、物料*衡：某组分的原始浓度C应等于它在溶液中各种存在形式的浓度之和。

　　例：C mol / L NaHCO3溶液中： C = C(Na+) = C(HCO3-) + C(CO32-) + C(H2CO3)

　　C mol / L Na2S溶液中： C(Na+) = 2C = 2[ C(S2-) + C(HS-) + C(H2S)

　　注意：此二*衡经常相互代换，衍变出不同的变式。

　　6、双水解离子方程式的书写：(1)左边写出水解的离子，右边写出水解产物; (2)配*：在左边先配*电荷，再在右边配*其它原子;(3)H、O不*则在那边加水。

　　例：当NaCO3与AlCl3溶液混和时：

　　3 CO32- + 2Al3+ + 3H2O = 2Al(OH)3↓ + 3CO2↑

　　7、写电解总反应方程式的方法：(1)分析：反应物、生成物是什么;(2)配*。

　　例：电解KCl溶液： KCl + H2O → H2 + Cl2 + KOH 配*： 2KCl + 2H2O = H2 ↑+ Cl2 ↑+2 KOH

　　8、将一个化学反应方程式分写成二个电极反应的方法：(1)按电子得失写出二个半反应式;(2)再考虑反应时的环境(酸性或碱性);(3)使二边的原子数、电荷数相等。

　　例：蓄电池内的反应为：Pb + PbO2 + 2H2SO4 = 2PbSO4 + 2H2O 试写出作为原电池(放电)时的电极反应。

　　写出二个半反应： Pb – 2e- → PbSO4 PbO2 +2e- → PbSO4

　　分析：在酸性环境中，补满其它原子：

　　应为： 负极：Pb + SO42- -2e- = PbSO4

　　正极： PbO2 + 4H+ + SO42- +2e- = PbSO4 + 2H2O

　　注意：当是充电时则是电解，电极反应则为以上电极反应的倒转： 为： 阴极：PbSO4 +2e- = Pb + SO42- 阳极：PbSO4 + 2H2 -2e- = PbO2 + 4H+ + SO42-

　　9、在解计算题中常用到的恒等：原子恒等、离子恒等、电子恒等、电荷恒等、电量恒等，用到的方法有：质量守恒、差量法、归一法、极限法、关系法、十字交*法 和估算法。(非氧化还原反应：原子守恒、电荷*衡、物料*衡用得多，氧化还原反应：电子守恒用得多)

　　10、电子层结构相同的离子，核电荷数越多，离子半径越小;

　　11、晶体的熔点：原子晶体 >离子晶体 >分子晶体 中学学到的原子晶体有： Si、SiC 、SiO2和金刚石。原子晶体的熔点的比较是以原子半径为依据的：

　　金刚石 > SiC > Si (因为原子半径：Si> C> O)。

　　12、分子晶体的熔、沸点：组成和结构相似的物质，分子量越大熔、沸点越高。

　　13、胶体的带电：一般说来，金属氢氧化物、金属氧化物的胶体粒子带正电，非金属氧化物、金属硫化物的胶体粒子带负电。

　　14、氧化性：MnO4- >Cl2 >Br2 >Fe3+ >I2 >S=4(+4价的S)

　　例： I2 +SO2 + H2O = H2SO4 + 2HI

　　15、含有Fe3+的溶液一般呈酸性。

　　16、能形成氢键的物质：H2O 、NH3 、HF、CH3CH2OH 。

高中化学选修四重要知识点总结 (菁选2篇)（扩展9）

——高中化学重要知识点总结 (菁选2篇)

高中化学重要知识点总结1

　　铝 Al

　　1、单质铝的物理性质：银白色金属、密度小(属轻金属)、硬度小、熔沸点低。

　　2、单质铝的化学性质

　　①铝与O2反应：常温下铝能与O2反应生成致密氧化膜，保护内层金属。加热条件下铝能与O2反应生成氧化铝：4Al+3O2==2Al2O3

　　②常温下Al既能与强酸反应，又能与强碱溶液反应，均有H2生成，也能与不活泼的金属盐溶液反应：

　　2Al+6HCl=2AlCl3+3H2↑

　　( 2Al+6H+=2Al3++3H2↑ )

　　2Al+2NaOH+2H2O=2NaAlO2+3H2↑

　　( 2Al+2OH-+2H2O=2AlO2-+3H2↑ )

　　2Al+3Cu(NO3)2=2Al(NO3) 3+3Cu

　　( 2Al+3Cu2+=2Al3++3Cu )

　　注意：铝制餐具不能用来长时间存放酸性、碱性和咸的食品。

　　③铝与某些金属氧化物的反应(如V、Cr、Mn、Fe的氧化物)叫做铝热反应

　　Fe2O3+2Al == 2Fe+Al2O3，Al 和 Fe2O3的混合物叫做铝热剂。利用铝热反应焊接钢轨。

高中化学重要知识点总结2

　　(一)物质的变化和性质

　　1.物质的变化：

　　物理变化：没有生成其他物质的变化。化学变化：生成了其他物质的变化。

　　化学变化和物理变化常常同时发生。物质发生化学变化时一定伴随物理变化;而发生物理变化，不一定同时发生化学变化。物质的三态变化(固、液、气)是物理变化。物质发生物理变化时，只是分子间的间隔发生变化，而分子本身没有发生变化;发生化学变化时，分子被破坏，分子本身发生变化。化学变化的特征：生成了其他物质的变化。

　　2.物质的性质(描述性质的语句中常有“能……”“可以……”等字)

　　物理性质:颜色、状态、气味、熔点、沸点、硬度、密度、溶解性。

　　化学性质:通过化学变化表现出的性质。如还原性、氧化性、酸性、碱性、可燃性、热稳定性。

　　元素的化学性质跟原子的最外层电子数关系最密切。原子的最外层电子数决定元素的化学性质。

　　(二)物质的'分类

　　3.混合物：是由两种或两种以上的物质混合而成(或由不同种物质组成)例如，空气，溶液(盐酸、澄清的石灰水、碘酒、矿泉水)矿物(煤、石油、天然气、铁矿石、石灰石)，合金(生铁、钢)

　　注意：氧气和臭氧混合而成的物质是混合物，红磷和**混合也是混合物。

　　纯净物、混合物与组成元素的种类无关。即一种元素组成的物质可能是纯净物也可能是混合物，多种元素组成的物质可能是纯净或混合物。

　　4.纯净物：由一种物质组成的。例如：水、水银、蓝矾(CuSO4?5H2O)都是纯净物，冰与水混合是纯净物。名称中有“某化某”“某酸某”的都是纯净物，是化合物。

　　5.单质：由同种(或一种)元素组成的纯净物。例如:铁氧气(液氧)、氢气、水银。

　　6.化合物：由不同种(两种或两种以上)元素组成的纯净物。名称中有“某化某”“某酸某”的是化合物。

　　7.有机物(有机化合物)：含碳元素外的化合物(除CO、CO2和含碳酸根化合物外)，无机物(无机化合物)：不含碳元素的化合物以及CO、CO2和含碳酸根的化合物

　　8.氧化物：由两种元素组成，其中一种是氧元素的化合物。

　　a.酸性氧化物：跟碱反应生成盐和水的氧化物CO2，SO2，SO3

　　大部分非金属氧化物都是酸性氧化物，跟水反应生成同价的含氧酸。

　　CO2+H2O=H2CO3SO2+H2O=H2SO3SO3+H2O=H2SO4