1.【人教版化学选修4知识点总结笔记形式】

高中化学选修4知识点总结第1章、化学反应与能量转化 化学反应的实质是反应物化学键的断裂和生成物化学键的形成，化学反应过程中伴随着能量的释放或吸收. 一、化学反应的热效应 1、化学反应的反应热 （1）反应热的概念： 当化学反应在一定的温度下进行时，反应所释放或吸收的热量称为该反应在此温度下的热效应，简称反应热.用符号Q表示. （2）反应热与吸热反应、放热反应的关系. Q>0时，反应为吸热反应；Q0，反应吸收能量，为吸热反应. ΔH0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-TΔS0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是活化分子的平均能量与反应物分子平均能量之差.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平衡常数，不引起化学平衡的移动，不能改变平衡转化率. 二、化学反应条件的优化——工业合成氨 1、合成氨反应的限度 合成氨反应是一个放热反应，同时也是气体物质的量减小的熵减反应，故降低温度、增大压强将有利于化学平衡向生成氨的方向移动. 2、合成氨反应的速率 （1）高压既有利于平衡向生成氨的方向移动，又使反应速率加快，但高压对设备的要求也高，故压强不能特别大. （2）反应过程中将氨从混合气中分离出去，能保持较高的反应速率. （3）温度越高，反应速率进行得越快，但温度过高，平衡向氨分解的方向移动，不利于氨的合成. （4）加入催化剂能大幅度加快反应速率. 3、合成氨的适宜条件 在合成氨生产中，达到高转化率与高反应速率所需要的条件有时是矛盾的，故应该寻找以较高反应速率并获得适当平衡转化率的反应条件：一般用铁做催化剂 ，制反应温度在700K左右，压强范围大致在1*107Pa~1*108Pa 之间，并采用N2与H2分压为1∶2.8的投料比. 第3章、物质在水溶液中的行为 一、水溶液 1、水的电离 H2OH++OH- 水的离子积常数KW=[H+][OH-],25℃时，KW=1.0*10-14mol2·L-2.温度升高，有利于水的电离， KW增大. 2、溶液的酸碱度 室温下，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,pH1.0*10-7mol·L-1,pH>7 3、电解质在水溶液中的存在形态 （1）强电解质 强电解质是在稀的水溶液中完全电离的电解质，强电解质在溶液中以离子形式存在，主要包括强酸、强碱和绝大多数盐，书写电离方程式时用“=”表示. （2）弱电解质 在水溶液中部分电离的电解质，在水溶液中主要以分子形态存在，少部分以离子形态存在，存在电离平衡，主要包括弱酸、弱碱、水及极少数盐，书写电离方程式时用“ ”表示. 二、弱电解质的电离及盐类水解 1、弱电解质的电离平衡. （1）电离平衡常数 在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离形成的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的分子浓度之比为一常数，叫电离平衡常数. 弱酸的电离平衡常数越大，达到电离平衡时，电离出的H+越多.多元弱酸分步电离，且每步电离都有各自的电离平衡常数，以第一步电离为主. （2）影响电离平衡的因素，以CH3COOHCH3COO-+H+为例. 加水、加冰醋酸，加碱、升温，使CH3COOH的电离平衡正向移动，加入CH3COONa固体，加入浓盐酸，降温使CH3COOH电离平衡逆向移动. 2、盐类水解 （1）水解实质 盐溶于水后电离出的离子与水电离的H+或OH-结合生成弱酸或弱碱，从而打破水的电离平衡，使水继续电离，称为盐类水解. （2）水解类型及规律 ①强酸弱碱盐水解显酸性. NH4Cl+H2ONH3·H2O+HCl ②强碱弱酸盐水解显碱性. CH3COONa+H2OCH3COOH+NaOH ③强酸强碱盐不水解. ④弱酸弱碱盐双水解. Al2S3+6H2O=2Al(OH)3↓+3H2S↑ （3）水解平衡的移动 加热、加水可以促进盐的水解，加入酸或碱能抑止盐的水解，另外，弱酸根阴离子与弱碱阳离子相混合时相互促进水解. 三、沉淀溶解平衡 1、沉淀溶解平衡与溶度积 （1）概念 当固体溶于水时，固体溶于水的速率和离子结合为固体的速率相等时，固体的溶解与沉淀的生成达到平衡状态，称为沉淀溶解平衡.其平衡常数叫做溶度积常数，简称溶度积，用Ksp表示. PbI2(s)Pb2+(aq)+2I-(aq) Ksp=[Pb2+][I-]2=7.1*10-9mol3·L-3 (2)溶度积Ksp的特点 Ksp只与难溶电解质的性质和温度有关，与沉淀的量无关，且溶液中离子浓度的变化能引起平衡移动，但并不改变溶度积. Ksp反映了难溶电解质在水中的溶解能力. 2、沉淀溶解平衡的应用 （1）沉淀的溶解与生成 根据浓度商Qc与溶度积Ksp的大小比较，规则如下： Qc=Ksp时，处于沉淀溶解平衡状态. Qc>Ksp时，溶液中的离子结合为沉淀至平衡. Qc。

2.人教版化学选修四的知识总结

第四章 电化学基础

第一节 原电池

1、概念： 化学能转化为电能的装置叫做原电池_______

2、组成条件：①两个活泼性不同的电极② 电解质溶液③ 电极用导线相连并插入电解液构成闭合回路

3、电子流向：外电路： 负 极——导线—— 正 极

内电路：盐桥中 阴 离子移向负极的电解质溶液，盐桥中 阳 离子移向正极的电解质溶液。

4、电极反应：以锌铜原电池为例：

负极： 氧化 反应： Zn-2e=Zn2+ （较活泼金属）

正极： 还原 反应： 2H++2e=H2↑ （较不活泼金属）

总反应式： Zn+2H+=Zn2++H2↑

5、正、负极的判断：

(1)从电极材料：一般较活泼金属为负极；或金属为负极，非金属为正极。

(2)从电子的流动方向 负极流入正极

(3)从电流方向 正极流入负极

(4)根据电解质溶液内离子的移动方向 阳离子流向正极，阴离子流向负极

(5)根据实验现象①__溶解的一极为负极__② 增重或有气泡一极为正极

第二节 化学电池

1、电池的分类：化学电池、太阳能电池、原子能电池

2、化学电池：借助于化学能直接转变为电能的装置

3、化学电池的分类： 一次电池 、二次电池 、燃料电池

一、一次电池： 常见一次电池：碱性锌锰电池、锌银电池、锂电池等

二、二次电池

1、二次电池：放电后可以再充电使活性物质获得再生，可以多次重复使用，又叫充电电池或蓄电池。

2、电极反应：铅蓄电池

放电： 负极（铅）：Pb+ -2e

3.化学选修4 知识点

1. 由反应物和生成物的键能计算反应热

2.反应物和生成物的能量计算反应热

3.热化学方程式的书写

4.燃烧热和中和热的概念

5. 盖斯定律的应用

6.化学反应速率的概念

7. 影响化学反应速率的因素及原因解释和注意事项

8.化学平衡状态的判断方法

9.影响化学平衡状态的因素

10.等效平衡的解题方法

11. 化学平衡常数的计算和应用

12. 化学平衡计算题的步骤

13. 电离方程式的书写

14. 证明一种物质是弱电解质的方法

15. 两种弱电解质的强弱比较

16. 影响弱电解质电离程度的因素

17. 水的电离及影响因素

18. 水的离子积常数及应用

19. PH计算类型和计算方法

20. 中和滴定的操作\指示剂的选择方法\终点判断\计算\误差分析

21. 盐类水解的概念\实质\特征和规律

22. 盐类水解的应用

23. 溶液中离子浓度的比较\三个守恒

24. 盐类水解离子方程式的书写

25 .难溶物的溶解平衡\溶度积的概念和应用

26. 溶度积和溶解度的换算

27. 原电池原理：负极 失电子 正极 电子 （正得还，负失氧）

28. 燃料电池电极反应式的书写

29. 电解原理：阳极 氧化 阴极 还原 （阳氧阴还）

30.电解的规律：电解的四种情况\电极反应式的书写\电池反应式的书写\溶液PH的变化\溶液复原

31. 电解的计算

32. 金属的腐蚀的类型和防护方法

4.化学选修4的知识点.

第一章 化学反应与能量 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 五、盖斯定律 1.内容：化学反应的反应热只与反应的始态（各反应物）和终态（各生成物）有关，而与具体反应进行的途径无关，如果一个反应可以分几步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成的反应热是相同的。

第二章 化学反应速率和化学平衡 一、化学反应速率 1. 化学反应速率（v） ⑴ 定义：用来衡量化学反应的快慢，单位时间内反应物或生成物的物质的量的变化 ⑵ 表示方法：单位时间内反应浓度的减少或生成物浓度的增加来表示 ⑶ 计算公式：v=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：浓度变化，Δt：时间）单位：mol/(L•s) ⑷ 影响因素： ① 决定因素（内因）：反应物的性质（决定因素） ② 条件因素（外因）：反应所处的条件 2. ※注意：（1）、参加反应的物质为固体和液体，由于压强的变化对浓度几乎无影响，可以认为反应速率不变。 （2）、惰性气体对于速率的影响 ①恒温恒容时：充入惰性气体→总压增大，但是各分压不变，各物质浓度不变→反应速率不变 ②恒温恒体时：充入惰性气体→体积增大→各反应物浓度减小→反应速率减慢 二、化学平衡 （一）1.定义： 化学平衡状态：一定条件下，当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时，更组成成分浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡”，这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态。

2、化学平衡的特征 逆（研究前提是可逆反应） 等（同一物质的正逆反应速率相等） 动（动态平衡） 定（各物质的浓度与质量分数恒定） 变（条件改变，平衡发生变化） 3、判断平衡的依据 判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据 例举反应[来源：学科网] mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g) 混合物体系中[来源：Zxxk.Com][来源：学，科，网][来源：Z#xx#k.Com][来源：学&科&网Z&X&X&K][来源：学科网ZXXK] 各成分的含量[来源：学科网ZXXK] ①各物质的物质的量或各物质的物质的量的分数一定[来源：学*科*网][来源：Z|xx|k.Com] 平衡[来源：学*科*网][来源：学&科&网][来源：Z.xx.k.Com] ②各物质的质量或各物质质量分数一定 平衡 ③各气体的体积或体积分数一定 平衡 ④总体积、总压力、总物质的量一定 不一定平衡 正、逆反应 速率的关系 ①在单位时间内消耗了m molA同时生成m molA，即V（正）=V（逆） 平衡 ②在单位时间内消耗了n molB同时消耗了p molC，则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在单位时间内生成n molB，同时消耗了q molD，因均指V（逆） 不一定平衡 压强 ①m+n≠p+q时，总压力一定（其他条件一定） 平衡 ②m+n=p+q时，总压力一定（其他条件一定） 不一定平衡 混合气体平均相对分子质量Mr ①Mr一定时，只有当m+n≠p+q时 平衡 ②Mr一定时，但m+n=p+q时 不一定平衡 温度 任何反应都伴随着能量变化，当体系温度一定时（其他不变） 平衡 体系的密度 密度一定 不一定平衡 其他 如体系颜色不再变化等 平衡 （二）影响化学平衡移动的因素 1、浓度对化学平衡移动的影响 （1）影响规律：在其他条件不变的情况下，增大反应物 的浓度或减少生成物的浓度，都可以使平衡向正方向移动；增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，都可以使平衡向逆方向移动 （2）增加固体或纯液体的量，。

5.高中化学选修四的知识点总结有哪些

太多了 这里说不完 你给个邮箱 我发给你哈高中化学选修4知识点总结 第1章、化学反应与能量转化 化学反应的实质是反应物化学键的断裂和生成物化学键的形成，化学反应过程中伴随着能量的释放或吸收。

一、化学反应的热效应 1、化学反应的反应热 （1）反应热的概念： 当化学反应在一定的温度下进行时，反应所释放或吸收的热量称为该反应在此温度下的热效应，简称反应热。用符号Q表示。

（2）反应热与吸热反应、放热反应的关系。 Q>0时，反应为吸热反应；Q (3)反应热的测定 测定反应热的仪器为量热计，可测出反应前后溶液温度的变化，根据体系的热容可计算出反应热，计算公式如下： Q=-C(T2-T1) 式中C表示体系的热容，T1、T2分别表示反应前和反应后体系的温度。

实验室经常测定中和反应的反应热。 2、化学反应的焓变 （1）反应焓变 物质所具有的能量是物质固有的性质，可以用称为“焓”的物理量来描述，符号为H，单位为kJ·mol-1。

反应产物的总焓与反应物的总焓之差称为反应焓变，用ΔH表示。 （2）反应焓变ΔH与反应热Q的关系。

对于等压条件下进行的化学反应，若反应中物质的能量变化全部转化为热能，则该反应的反应热等于反应焓变，其数学表达式为：Qp=ΔH=H（反应产物）-H（反应物）。 （3）反应焓变与吸热反应，放热反应的关系： ΔH>0，反应吸收能量，为吸热反应。

ΔH (4)反应焓变与热化学方程式： 把一个化学反应中物质的变化和反应焓变同时表示出来的化学方程式称为热化学方程式，如：H2(g)+O2(g)=H2O(l)；ΔH(298K)=-285.8kJ·mol-1 书写热化学方程式应注意以下几点： ①化学式后面要注明物质的聚集状态：固态（s）、液态（l）、气态（g）、溶液（aq）。 ②化学方程式后面写上反应焓变ΔH，ΔH的单位是J·mol-1或 kJ·mol-1，且ΔH后注明反应温度。

③热化学方程式中物质的系数加倍，ΔH的数值也相应加倍。 3、反应焓变的计算 （1）盖斯定律 对于一个化学反应，无论是一步完成，还是分几步完成，其反应焓变一样，这一规律称为盖斯定律。

（2）利用盖斯定律进行反应焓变的计算。 常见题型是给出几个热化学方程式，合并出题目所求的热化学方程式，根据盖斯定律可知，该方程式的ΔH为上述各热化学方程式的ΔH的代数和。

（3）根据标准摩尔生成焓，ΔfHmθ计算反应焓变ΔH。 对任意反应：aA+bB=cC+dD ΔH=[cΔfHmθ（C）+dΔfHmθ（D）]-[aΔfHmθ（A）+bΔfHmθ（B）] 二、电能转化为化学能——电解 1、电解的原理 （1）电解的概念： 在直流电作用下，电解质在两上电极上分别发生氧化反应和还原反应的过程叫做电解。

电能转化为化学能的装置叫做电解池。 （2）电极反应：以电解熔融的NaCl为例： 阳极：与电源正极相连的电极称为阳极，阳极发生氧化反应：2Cl-→Cl2↑+2e-。

阴极：与电源负极相连的电极称为阴极，阴极发生还原反应：Na++e-→Na。 总方程式：2NaCl（熔）2Na+Cl2↑ 2、电解原理的应用 （1）电解食盐水制备烧碱、氯气和氢气。

阳极：2Cl-→Cl2+2e- 阴极：2H++e-→H2↑ 总反应：2NaCl+2H2O2NaOH+H2↑+Cl2↑ （2）铜的电解精炼。 粗铜（含Zn、Ni、Fe、Ag、Au、Pt）为阳极，精铜为阴极，CuSO4溶液为电解质溶液。

阳极反应：Cu→Cu2++2e-，还发生几个副反应 Zn→Zn2++2e-;Ni→Ni2++2e- Fe→Fe2++2e- Au、Ag、Pt等不反应，沉积在电解池底部形成阳极泥。 阴极反应：Cu2++2e-→Cu (3)电镀：以铁表面镀铜为例 待镀金属Fe为阴极，镀层金属Cu为阳极，CuSO4溶液为电解质溶液。

阳极反应：Cu→Cu2++2e- 阴极反应： Cu2++2e-→Cu 三、化学能转化为电能——电池 1、原电池的工作原理 （1）原电池的概念： 把化学能转变为电能的装置称为原电池。 （2）Cu-Zn原电池的工作原理： 如图为Cu-Zn原电池，其中Zn为负极，Cu为正极，构成闭合回路后的现象是：Zn片逐渐溶解，Cu片上有气泡产生，电流计指针发生偏转。

该原电池反应原理为：Zn失电子，负极反应为：Zn→Zn2++2e-;Cu得电子，正极反应为：2H++2e-→H2。电子定向移动形成电流。

总反应为：Zn+CuSO4=ZnSO4+Cu。 (3)原电池的电能 若两种金属做电极，活泼金属为负极，不活泼金属为正极；若一种金属和一种非金属做电极，金属为负极，非金属为正极。

2、化学电源 （1）锌锰干电池 负极反应：Zn→Zn2++2e-； 正极反应：2NH4++2e-→2NH3+H2; (2)铅蓄电池 负极反应：Pb+SO42-PbSO4+2e- 正极反应：PbO2+4H++SO42-+2e-PbSO4+2H2O 放电时总反应：Pb+PbO2+2H2SO4=2PbSO4+2H2O。 充电时总反应：2PbSO4+2H2O=Pb+PbO2+2H2SO4。

(3)氢氧燃料电池 负极反应：2H2+4OH-→4H2O+4e- 正极反应：O2+2H2O+4e-→4OH- 电池总反应：2H2+O2=2H2O 3、金属的腐蚀与防护 （1）金属腐蚀 金属表面与周围物质发生化学反应或因电化学作用而遭到破坏的过程称为金属腐蚀。 （2）金属腐蚀的电化学原理。

生铁中含有碳，遇有雨水可形成原电池，铁为负极，电极反应为：Fe→Fe2++2e-。水膜中溶解的氧气被还原，正极反应为：O2+2H2O+4e-→4OH-，该腐蚀为“吸氧腐蚀”，总反应为：2Fe+O2+2H2O=2Fe(OH)2,Fe(OH)2又立即被氧化：4Fe(。

6.高中化学选修4知识点总结

高中有机化学基础知识总结概括 1、常温常压下为气态的有机物：1~4个碳原子的烃，一氯甲烷、新戊烷、甲醛。

2、碳原子较少的醛、醇、羧酸（如甘油、乙醇、乙醛、乙酸）易溶于水；液态烃（如苯、汽油）、卤代烃（溴苯）、硝基化合物（硝基苯）、醚、酯（乙酸乙酯）都难溶于水；苯酚在常温微溶与水，但高于65℃任意比互溶。 3、所有烃、酯、一氯烷烃的密度都小于水；一溴烷烃、多卤代烃、硝基化合物的密度都大于水。

4、能使溴水反应褪色的有机物有：烯烃、炔烃、苯酚、醛、含不饱和碳碳键（碳碳双键、碳碳叁键）的有机物。能使溴水萃取褪色的有：苯、苯的同系物（甲苯）、CCl4、氯仿、液态烷烃等。

5、能使酸性高锰酸钾溶液褪色的有机物：烯烃、炔烃、苯的同系物、醇类、醛类、含不饱和碳碳键的有机物、酚类（苯酚）。 6、碳原子个数相同时互为同分异构体的不同类物质：烯烃和环烷烃、炔烃和二烯烃、饱和一元醇和醚、饱和一元醛和酮、饱和一元羧酸和酯、芳香醇和酚、硝基化合物和氨基酸。

7、无同分异构体的有机物是：烷烃：CH4、C2H6、C3H8；烯烃：C2H4；炔烃：C2H2；氯代烃：CH3Cl、CH2Cl2、CHCl3、CCl4、C2H5Cl；醇：CH4O；醛：CH2O、C2H4O；酸：CH2O2。 8、属于取代反应范畴的有：卤代、硝化、磺化、酯化、水解、分子间脱水（如：乙醇分子间脱水）等。

9、能与氢气发生加成反应的物质：烯烃、炔烃、苯及其同系物、醛、酮、不饱和羧酸（CH2=CHCOOH）及其酯（CH3CH=CHCOOCH3）、油酸甘油酯等。 10、能发生水解的物质：金属碳化物（CaC2）、卤代烃（CH3CH2Br）、醇钠（CH3CH2ONa）、酚钠（C6H5ONa）、羧酸盐（CH3COONa）、酯类（CH3COOCH2CH3）、二糖（C12H22O11）（蔗糖、麦芽糖、纤维二糖、乳糖）、多糖（淀粉、纤维素）（（C6H10O5）n）、蛋白质（酶）、油脂（硬脂酸甘油酯、油酸甘油酯）等。

11、能与活泼金属反应置换出氢气的物质：醇、酚、羧酸。 12、能发生缩聚反应的物质：苯酚（C6H5OH）与醛（RCHO）、二元羧酸（COOH—COOH）与二元醇（HOCH2CH2OH）、二元羧酸与二元胺（H2NCH2CH2NH2）、羟基酸（HOCH2COOH）、氨基酸（NH2CH2COOH）等。

13、需要水浴加热的实验：制硝基苯（—NO2,60℃）、制苯磺酸（—SO3H,80℃）制酚醛树脂（沸水浴）、银镜反应、醛与新制Cu(OH)2悬浊液反应（热水浴）、酯的水解、二糖水解（如蔗糖水解）、淀粉水解（沸水浴）。 14、光 光照条件下能发生反应的：烷烃与卤素的取代反应、苯与氯气加成反应（紫外光）、—CH3+Cl2—CH2Cl（注意在铁催化下取代到苯环上）。

15、常用有机鉴别试剂：新制Cu(OH)2、溴水、酸性高锰酸钾溶液、银氨溶液、NaOH溶液、FeCl3溶液。 16、最简式为CH的有机物：乙炔、苯、苯乙烯（—CH=CH2）；最简式为CH2O的有机物：甲醛、乙酸（CH3COOH）、甲酸甲酯（HCOOCH3）、葡萄糖（C6H12O6）、果糖（C6H12O6）。

17、能发生银镜反应的物质（或与新制的Cu(OH)2共热产生红色沉淀的）：醛类（RCHO）、葡萄糖、麦芽糖、甲酸（HCOOH）、甲酸盐（HCOONa）、甲酸酯（HCOOCH3）等。 18、常见的官能团及名称：—X（卤原子：氯原子等）、—OH（羟基）、—CHO（醛基）、—COOH（羧基）、—COO—（酯基）、—CO—（羰基）、—O—（醚键）、C=C（碳碳双键）、—C≡C—（碳碳叁键）、—NH2（氨基）、—NH—CO—（肽键）、—NO2（硝基） 19、常见有机物的通式：烷烃：CnH2n+2；烯烃与环烷烃：CnH2n；炔烃与二烯烃：CnH2n-2；苯的同系物：CnH2n-6；饱和一元卤代烃：CnH2n+1X；饱和一元醇：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、检验酒精中是否含水：用无水CuSO4——变蓝 21、发生加聚反应的：含C=C双键的有机物（如烯） 21、能发生消去反应的是：乙醇（浓硫酸，170℃）；卤代烃（如CH3CH2Br）醇发生消去反应的条件：C—C—OH、卤代烃发生消去的条件：C—C—XHH 23、能发生酯化反应的是：醇和酸 24、燃烧产生大量黑烟的是：C2H2、C6H6 25、属于天然高分子的是：淀粉、纤维素、蛋白质、天然橡胶（油脂、麦芽糖、蔗糖不是） 26、属于三大合成材料的是：塑料、合成橡胶、合成纤维 27、常用来造纸的原料：纤维素 28、常用来制葡萄糖的是：淀粉 29、能发生皂化反应的是：油脂 30、水解生成氨基酸的是：蛋白质 31、水解的最终产物是葡萄糖的是：淀粉、纤维素、麦芽糖 32、能与Na2CO3或NaHCO3溶液反应的有机物是：含有—COOH：如乙酸 33、能与Na2CO3反应而不能跟NaHCO3反应的有机物是：苯酚 34、有毒的物质是：甲醇（含在工业酒精中）；NaNO2（亚硝酸钠，工业用盐） 35、能与Na反应产生H2的是：含羟基的物质（如乙醇、苯酚）、与含羧基的物质（如乙酸） 36、能还原成醇的是：醛或酮 37、。

7.高二化学选修4知识点

[特别提醒] 在比较化学反应速率的大小时，不能简单直接地进行数据比较，要做到反应速率的单位一致，对应物质的化学计量数相同，或换算成同一物质的反应速率后再进行比较 ！！！！！！！！！！！！@@@饱和溶液中溶质的溶解过程完全停止了吗？ #@@@ 没有！以蔗糖溶解于水为例，蔗糖分子离开蔗糖表面扩散到水中的速率与溶解在水中的蔗糖分子在蔗糖表面聚集成为晶体的速率相等。

！！！！！！！！！！！！！！即：溶解速率 = 结晶速率达到了溶解的平衡状态，一种动态平衡！！！！标志：反应混合物中各组分的 浓度保持不变的状态！！！！！四、化学平衡状态的特征（1）逆：可逆反应（2）动：动态平衡（正逆反应仍在进行）（3）等：正反应速率=逆反应速率（4）定：反应混合物中各组分的浓度保持 不变，各组分的含量一定。（5）变：条件改变，原平衡被破坏，在新 的条件下建立新的平衡。

@@@@@①“逆”研究对象为可逆反应。 ②“等”：可逆反应达到平衡时，υ正=υ逆。

第一层含义：用同种物质表示反应速率时，该物质的生成速率=消耗速率第二层含义：用不同物质表示反应速率时，某反应物的消耗（生成）速率：某生成物的消耗（生成）速率=化学计量数之比@@@@③“定”：平衡混合物中各组分含量（百分含量、物质的量、质量、浓度等）不随时间变化。④“动”：正逆反应同时进行，处于动态平衡。

⑤“变”：一旦条件改变，正逆反应速率不再相等，平衡将发生移动，直至建立新的平衡。⑥“同”：化学平衡的建立与反应途径无关。

对同一可逆反应，只要条件相同（温度、浓度、压强），不论从正反应、逆反应或正逆反应同时进行，均能达到同一平衡状态。五，判断化学平衡状态的标志（1）任何情况下均可作为标志的：①υ正=υ逆（同一种物质）② 各组分含量（百分含量、物质的量、质量、物质的量浓度）不随时间变化③ 某反应物的消耗（生成）速率：某生成物的消耗（生成）速率=化学计量数之比④ 反应物转化率不变（2）在一定条件下可作为标志的是① 对于有色物质参加或生成的可逆反应体系，颜色不再变化。

② 对于有气态物质参加或生成的可逆反应体系，若反应前后气体的物质的量变化不为0，则混合气体平均相对分子质量M和反应总压P不变（恒温恒容）。③ 对于恒容绝热体系，体系的温度不再变化。

（3）不能作为判断标志的是 ① 各物质的物质的量或浓度变化或反应速率之比=化学计量数之比。（任何情况下均适用）② 有气态物质参加或生成的反应，若反应前后气体的物质的量变化为0，则混合气体平均相对分子质量M和反应总压P不变（恒温恒容）。

化学平衡的移动，。

①对平衡体系中的固态和纯液态物质，其浓度可看作一个常数，增加或减小固态或液态纯净物的量并不影响V正、V逆的大小，所以化学平衡不移动。②只要是增大浓度，不论增大的是反应物浓度，还是 生成物浓度，新平衡状态下的反应速率一定大于原平衡状态；减小浓度，新平衡状态下的速率一定小于原平衡状态。

③反应物有两种或两种以上， 增加一种物质的浓度， 该物质的平衡转化率降低， 而其他物质的转化率提高。 @@@@增大压强，正逆反应速率均增大，但增大倍数一样， V'正= V'逆，平衡不移动。

@@@@2NO2 N2O4 ?H =- 57 KJ温度影响：在其它条件不变的情况下， 升高温度，平衡向吸热反应方向移动。 降低温度，平衡向放热反方向移动原因：应在其它条件不变的情况下， 升高温度，不管是吸热反应还是放热反应，反应速率都增大，但吸热反应增大的倍数大于放热反应增大的倍数，故平衡向吸热反应的方向移动.催化剂影响：同等程度改变化学反应速率，V正= V逆，只改变反应到达平衡所需要的时间，而不影响化学平衡的移动。

等效平衡，，。

一、等效平衡的概念 在一定条件下，可逆反应只要起始浓度相当，无论经过何种途径，但达到化学平衡时，只要同种物质的体积分数相同，这样的平衡称为等效平衡。

（体积分数相同：即平衡混合物各组分的百分含量对应相同，但各组分的物质的量、浓度可能不同。）（（（（单个体积除以总的体积））））归纳总结：二、等效平衡的建成条件、判断方法及产生结果：1、恒温、恒容下对于气态物质反应前后分子数变化的可逆反应等效平衡的判断方法是： 使用极限转化的方法将各种情况变换成同一反应物或生成物，然后观察有关物质的物质的量是否对应相等。

产生结果：各组分百分量、c相同，n同比例变化 1恒温恒容（△n(g)≠0）投料换算成相同物质表示时量相同，两次平衡时各组分百分量、n、c均相同 2恒温恒容（△n(g)=0） 投料换算成相同物质表示时等比例，两次平衡时各组分百分量相同，n、c同比例变化 3恒温恒压 投料换算成相同物质表示时等比例，两次平衡时各组分百分量、c相同，n同比例变化。 复习回忆平衡移动原理（勒沙特列原理）？如果改变影响平衡的条件（如浓度、压强、或温度）等，平衡就向能减弱这种改变的方向移动。

化学平衡常数一定温度下，对于已达平衡的反应体系中，生成物以它的化学计量数为乘幂的浓度之。

8.谁帮忙整理一下人教版化学选修4的前两章知识点,多谢啦

第一章 化学反应与能量一、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 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 kPa②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 mol④研究内容：放出的热量。（ΔH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/mol3.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.中和热的测定实验五、盖斯定律1.内容：化学反应的反应热只与反应的始态（各反应物）和终态（各生成物）有关，而与具体反应进行的途径无关，如果一个反应可以分几步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成的反应热是相同的。

第二章 化学反应速率和化学平衡一、化学反应速率1. 化学反应速率（v）⑴ 定义：用来衡量化学反应的快慢，单位时间内反应物或生成物的物质的量的变化⑵ 表示方法：单位时间内反应浓度的减少或生成物浓度的增加来表示⑶ 计算公式：v=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：浓度变化，Δt：时间）单位：mol/(L?s)⑷ 影响因素：① 决定因素（内因）：反应物的性质（决定因素）② 条件因素（外因）：反应所处的条件2.※注意：（1）、参加反应的物质为固体和液体，由于压强的变化对浓度几乎无影响，可以认为反应速率不变。 （2）、惰性气体对于速率的影响 ①恒温恒容时：充入惰性气体→总压增大，但是各分压不变，各物质浓度不变→反应速率不变②恒温恒体时：充入惰性气体→体积增大→各反应物浓度减小→反应速率减慢二、化学平衡（一）1.定义：化学平衡状态：一定条件下，当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时，更组成成分浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡”，这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态。

2、化学平衡的特征逆（研究前提是可逆反应）等（同一物质的正逆反应速率相等） 动（动态平衡） 定（各物质的浓度与质量分数恒定） 变（条件改变，平衡发生变化） 3、判断平衡的依据判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据例举反应[来源：学科网] mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g)混合物体系中[来源：Zxxk.Com][来源：学，科，网][来源：Z#xx#k.Com][来源：学&科&网Z&X&X&K][来源：学科网ZXXK]各成分的含量[来源：学科网ZXXK] ①各物质的物质的量或各物质的物质的量的分数一定[来源：学*科*网][来源：Z|xx|k.Com] 平衡[来源：学*科*网][来源：学&科&网][来源：Z.xx.k.Com] ②各物质的质量或各物质质量分数一定 平衡 ③各气体的体积或体积分数一定 平衡 ④总体积、总压力、总物质的量一定 不一定平衡正、逆反应速率的关系 ①在单位时间内消耗了m molA同时生成m molA，即V（正）=V（逆） 平衡 ②在单位时间内消耗了n molB同时消耗了p molC，则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在单位时间内生成n molB，同时消耗了q molD，因均指V（逆） 不一定平衡压强 ①m+n≠p+q时，总压力一定（其他条件一定） 平衡 ②m+n=p+q时，总压力一定（其他条件一定） 不一定平衡混合气体平均相对分子质量Mr ①Mr一定时，只有当m+n≠p+q时 平衡 ②Mr一定时，但m+n=p+q时 不一定平衡温度 任何反应都伴随着能量变化，当体系温度一定时（其他不变） 平衡体系的密度 密度一定 不一定平衡其他 如体系颜色不再变化等 平衡（二）影响化学平衡移动的因素1、浓度对化学平衡移动的影响（1）影响规律：在其他条件不变的情况下，增大反应物 的浓度或减少生成物的浓度，都可以使平衡向正方向移动；增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，都可以使平衡向逆方向移动（2）增加固体或纯液体的量，由于浓度不。

9.高二化学选修4知识清单

第一章 化学反应与能量

第一节 化学反应与能量的变化 第二节 燃烧热 能源 第三节 化学反应热的计算

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第二章 化学反应速率和化学平衡

第一节 化学反应速率 第二节 影响化学反应速率的因素 第三节 化学平衡 第四节 化学反应进行的方向

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第三章 水溶液中的离子平衡

第一节 弱电解质的电离 第二节 水的电离和溶液的酸碱性 第三节 盐类的水解 第四节 难溶电解质的溶解平衡

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第四章 电化学基础

第一节 原电池 第二节 化学电源 第三节 电解池 第四节 金属的电化学腐蚀与防护