高二化學選修4章總結
高二化學包含必修和選修，學習內容較多，章節總結能讓我們的學習更有效率。下面是學習啦小編為您帶來的高二化學選修4章節總結，希望你能從中得出你的復習方向。
高二化學選修4章節總結：第一章
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<0時，反應為放熱反應。
(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，其數學表達式為：Qp=ΔH=H(反應產物)-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<0，反應釋放能量，為放熱反應。
(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：固態(s)、液態(l)、氣態(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加倍，ΔH的數值也相應加倍。
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的代數和。
(3)根據標準摩爾生成焓，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：
把化學能轉變為電能的裝置稱為原電池。
(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象是：Zn片逐漸溶解，Cu片上有氣泡產生，電流計指針發生偏轉。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=4Fe(OH)3，Fe(OH)3分解轉化為鐵銹。若水膜在酸度較高的環境下，正極反應為：2H++2e-→H2↑，該腐蝕稱為“析氫腐蝕”。
(3)金屬的防護
金屬處于干燥的環境下，或在金屬表面刷油漆、陶瓷、瀝青、塑料及電鍍一層耐腐蝕性強的金屬防護層，破壞原電池形成的條件。從而達到對金屬的防護;也可以利用原電池原理，采用犧牲陽極保護法。也可以利用電解原理，采用外加電流陰極保護法。
高二化學選修4章節總結：第二章
一、化學反應速率
1.化學反應速率：當體系為氣體或溶液時，用單位時間內反應物濃度的減少量或生成物濃度的增加量來表示。是衡量化學反應進行快慢的物理量。
2.計算:
單位:mol/(L·S), mol/(L·min) ,mol/(L·h)
3. 有關化學反應速率的注意事項：
(1.化學反應速率實際上指的是某物質在某一段時間內化學反應的平均速率，而不是某一時刻的即時速率。
(2.對于有純液體或固體參與的化學反應一般不用純液體或固體來表示化學反應速率，固體或純液體(不是溶液)的濃度視為常數。
(3.對于同一化學反應，在相同的反應時間內，用不同的物質來表示其反應速率，其數值可能不同，但這些不同的數值表示的都是同一個反應的速率。因此，表示化學反應的速率時，必須指明是用反應體系中的哪種物質作標準。
(4.對于任意一個反應：aA+bB cC+dD，速率之比等于化學反應的計量系數比。即：υ(A)：υ(B)：υ(C)：υ(D)=a:b:c:d這樣可以通過一種物質的反應速率計算另一種物質的反應速率。
4.三段式: 濃度(或物質的量) aA(g)+bB(g) cC(g)+dD(g)
起始 m n O O
轉化 ax bx cx dx
平衡 m-ax n-bx cx dx
反應物：平衡濃度=起始濃度-轉化濃度
生成物：平衡濃度=起始濃度+轉化濃度
其中，各物質的轉化濃度之比等于它們在化學方程式中物質的計量數之比。
二、影響化學反應速率的因素
1.內因(主要因素)反應物本身的性質。
2.外因(其他條件不變，只改變一個條件)
(1)溫度：溫度越高，化學反應速率越大;溫度越低，化學反應速率越小。
(2)濃度：一般來說，其他條件不變時，增大反應物的濃度，可以增大化學反應速率;減小反應物的濃度，可以減小化學反應速率。特別提醒:增加固體或純液體的量，不能改變化學反應速率。
(3)壓強：對于有氣體參加的反應來說，增大壓強，可以使單位體積內氣體的物質的量增大，實際上相當于增大了氣體反應物的濃度，所以，增大壓強，化學反應速率增大。(只適用于氣體參加的反應)
(4)催化劑：催化劑可以改變化學反應速率，常見的催化劑能極大地加快反應速率。
(5)增大固體反應物的表面積，增大了反應物的接觸面積，能加快化學反應速率。
(6)氣體反應體系中充入惰性氣體(不參與反應)時:
①恒容：充入“惰性氣體”―→總壓增大―→物質濃度不變(活化分子濃度不變)―→反應速率不變。
②恒壓：充入“惰性氣體”―→體積增大―→物質濃度減小(活化分子濃度減小)―→反應速率減小。
3.理論解釋——有效碰撞理論
(1)活化分子、活化能、有效碰撞
①活化分子：能夠發生有效碰撞的分子。
②活化能：如圖
圖中：E1為正反應的活化能，使用催化劑時的活化能為E3，反應熱為E1-E2。(注：E2為逆反應的活化能)
③有效碰撞：活化分子之間能夠引發化學反應的碰撞。
(2)活化分子、有效碰撞與反應速率的關系
化學反應速率取決于單位體積內活化分子的個數和活化分子所占的百分數。單位體積內活化分子的個數越多，活化分子百分數越高，有效碰撞的頻率就越大，化學反應速率就越大。
4.控制變量法探究影響化學反應速率的因素
高二化學選修4章節總結：第三章
一、水溶液
1、水的電離
H2OH++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，pH<7
堿性溶液：[H+]<[OH-]，[OH-]>1.0×10-7mol·L-1，pH>7
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CH3COOHCH3COO-+H+為例。
加水、加冰醋酸，加堿、升溫，使CH3COOH的電離平衡正向移動，加入CH3COONa固體，加入濃鹽酸，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+H2ONH3·H2O+HCl
②強堿弱酸鹽水解顯堿性。
CH3COONa+H2OCH3COOH+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，加入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、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。
Qc>Ksp時，溶液中的離子結合為沉淀至平衡。
Qc
(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。
四、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，很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-TΔS<0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，表明反應的趨勢很大。
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
或加入Na2CO3軟化硬水：
Ca2++CO32-=CaCO3↓，Mg2++CO32-=MgCO3↓