高二化學選修4重點

高二化學選修4重點

　　在繁雜的高二課本中提取重點，是我們學好化學選修4的重要學習方法之一。下面是學習啦小編為您帶來的高二化學選修4重點，相信對你的考試能提供一些幫助。

　　高二化學選修4重點(一)

　　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：平時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，反應歷程的差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：

　　(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，通常，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，因為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Ea>0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加反應，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。

　　6、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。

　　7、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離出去，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)加入催化劑能大幅度加快反應速率。

　　8、合成氨的適宜條件

　　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，故應該尋找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。

　　9、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。如反應物A的平衡轉化率的表達式為：

　　α(A)=

　　(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。

　　10、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：如果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。

　　高二化學選修4重點(二)

　　1、弱電解質的電離定義：電解質：在水溶液中或熔化狀態下能導電的化合物,叫電解質。

　　非電解質：在水溶液中或熔化狀態下都不能導電的化合物。

　　強電解質：在水溶液里全部電離成離子的電解質。

　　弱電解質： 在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質。

　　2、電解質與非電解質本質區別：

　　電解質——離子化合物或共價化合物 非電解質——共價化合物

　　注意：

　　①電解質、非電解質都是化合物

　　②SO2、NH3、CO2等屬于非電解質

　　③強電解質不等于易溶于水的化合物(如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部電離，故BaSO4 為強電解質)——電解質的強弱與導電性、溶解性無關。

　　3、電離平衡：在一定的條件下，當電解質分子電離成 離子的速率 和離子結合成 時，電離過程就達到了 平衡狀態 ，這叫電離平衡。

　　4、強弱電解質

　　(1) 電解質和非電解質

　　電解質是指溶于水或熔融狀態下能夠導電的化合物;非電解質是指溶于水和熔融狀態下都不導電的化合物。

　　注：①單質、 混合物既不是電解質，也不是非電解質。

　　②化合物中屬于電解質的有：活潑金屬的氧化物、 水、 酸、 堿和鹽;于非電解質的有：非金屬的氧化物。

　　(2)強電解質和弱電解質

　　①強電解質：在水溶液中能完全電離的電解質稱為強電解質(如強酸、 強堿和大部分的鹽) ②弱電解質：在水溶液里只有部分電離為離子(如：弱酸、弱堿和少量鹽)。

　　注：弱電解質特征：存在電離平衡，平衡時離子和電解質分子共存，而且大部分以分子形式存在。

　　5、強酸(HA)與弱酸(HB)的區別：

　　(1)溶液的物質的量濃度相同時，pH(HA)

　　(2)pH值相同時，溶液的濃度CHA

　　(3)pH相同時，加水稀釋同等倍數后，pHHA>pHHB

　　6、水離平衡：H2OH+ + OH- 水的離子積：KW = [H+]·[OH-]

　　25℃時, [H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; KW = [H+]·[OH-] = 10-14

　　注意：KW只與溫度有關，溫度一定，則KW值一定KW不僅適用于純水，適用于任何溶液(酸、堿、鹽)

　　7、水電離特點：(1)可逆 (2)吸熱 (3)極弱

　　8、影響水電離平衡的外界因素：

　　①酸、堿 ：抑制水的電離(pH之和為14的酸和堿的水溶液中水的電離被同等的抑制)

　　②溫度：促進水的電離(水的電離是吸熱的)

　　③易水解的鹽：促進水的電離(pH之和為14兩種水解鹽溶液中水的電離被同等的促進)

　　試比較pH=3的HAc、pH=4的NH4Cl、pH=11的NaOH、pH=10Na2CO3四種溶液中水的電離程度從大到小的順序是 。

　　9、溶液的酸堿性和pH：

　　(1)pH= -lg[H]

　　注意：①酸性溶液不一定是酸溶液(可能是 溶液) ;

　　②pH<7 溶液不一定是酸性溶液(只有溫度為常溫才對);

　　③堿性溶液不一定是堿溶液(可能是。

　　-12已知100℃時，水的KW=1×10，則該溫度下

　　(1)NaCl的水溶液中[H+，

　　(2)0.005mol/L的稀硫酸的pH= ;0.01mol/L的NaOH溶液的pH=

　　(2)pH的測定方法：

　　酸堿指示劑——甲基橙、石蕊、酚酞

　　pH試紙 ——最簡單的方法。 操作：將一小塊pH試紙放在潔凈的玻璃片上，用玻璃棒沾取未知液點試紙中部，然后與標準比色卡比較讀數即可。

　　10、鹽類水解規律：

　　①有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解;誰強顯誰性，兩弱相促進，兩強不水解。

　　②多元弱酸根，濃度相同時正酸根比酸式酸水解程度大，堿性更強。 (如:Na2CO3 >NaHCO3)

　　③弱酸酸性強弱比較：

　　A、同主族元素最高價含氧酸的酸性遞減，無氧酸的酸性遞增(利用特殊值進行記憶。如酸性：HFH3PO4)

　　B、飽和一元脂肪酸的碳原子數越小，酸性越強(如HCOOH>CH3COOH)

　　C、一些常見的酸的酸性：HClO、HAlO2、苯酚為極弱酸;醋酸>碳酸;磷酸和H2SO3為中強酸;HClO4為最強含氧酸等。

　　高二化學選修4重點(三)

　　1、強酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀=pH原+ n (但始終不能大于或等于7)

　　2、弱酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀

　　3、強堿溶液：稀釋10n倍時，pH稀=pH原-n (但始終不能小于或等于7)

　　4、弱堿溶液：稀釋10n倍時，pH稀>pH原-n (但始終不能小于或等于7)

　　5、不論任何溶液，稀釋時pH均是向7靠近(即向中性靠近);任何溶液無限稀釋后pH均為7

　　6、稀釋時，弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的pH變化得慢，強酸、強堿變化得快。

　　7、強酸與強酸的混合：(先求[H+]混：將兩種酸中的H+離子數相加除以總體積，再求其它)

　　[H+]混 =([H+]1V1+[H+]2V2)/(V1+V2)

　　8、強堿與強堿的混合：(先求[OH-]混：將兩種酸中的OH-離子數相加除以總體積，再求其它)

　　[OH-]混=([OH-]1V1+[OH-]2V2)/(V1+V2) (注意 :不能直接計算[H+]混)

　　9、強酸與強堿的混合：(先據H+ + OH- ==H2O計算余下的H+或OH-，①H+有余，則用余下的H+數除以溶液總體積求[H+]混;OH-有余，則用余下的OH-數除以溶液總體積求[OH-]混，再求其它)

　　注意：在加法運算中，相差100倍以上(含100倍)的，小的可以忽略不計!

　　10、影響鹽類水解的外界因素：

　　①溫度：溫度越高水解程度越大 (水解吸熱)

　　②濃度：濃度越小，水解程度越大(越稀越水解)

　　③酸堿：促進或抑制鹽的水解(H+促進陰離子水解而抑制陽離子水解;OH-促進陽離子水解而抑制陰離子水解)