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1，化学选修4的内容

电化学

化学选修4的内容

2，化学选修四应该怎么学

选修4：《化学反应原理》。我建议你要认真学习这本书，因为这本书是高中所有有关化学的理论基础，涉及到能量问题（热、电）、速率问题、平衡问题（化学平衡、电离平衡、水解平衡、溶解平衡）、电解质溶液问题（电离、水解、守恒思想等）等。化学学得好不好，这本书是关键。怎样才能学好？提前预习，上课认真听课，记笔记，不懂的问题要及时弄明白，多做习题。
首先热化学主要是计算焓变，这个应该很简单 平衡主要就一个勒夏特列原理，我们老师告诉我们叫对着干原理，还一个平衡常数 电化学记住那几个顺序就行了， 化学不难，只怕你想不想学

化学选修四应该怎么学

3，求解化学选修四怎么学好

求解化学选修四怎么学好化学选修4主要讲了四大部分，1.化学反应与能量，2.速率与化学平衡，3.离子平衡，4.电化学。全都是化学原理，都不是太好学的内容。如何学好化学选修4，本人认为：1. 深入理解化学反应原理，一定不能死记硬背。2. 多动笔，做笔记，多做题, 做完题后的反思,要整理错题,要注意方法.3. 养成好良的学习习惯。4.要从规律中找出特例。5.买一本好的参考书作参考。
a、0.01 mol／l醋酸相当于0.1 mol／l醋酸稀释10倍，因为醋酸是弱酸，所以稀释后电离度增大，即稀释后氢离子浓度大于原来的1/10，所以ph小于4b、完全中和是恰好完全反应，不需要考虑反应后的ph值，所以b正确c、0.1 mol／l醋酸溶液的ph＝3，那么该温度下醋酸电离的平衡常数k=[醋酸浓度]*[氢离子浓度]/[未电离的醋酸浓度] = 1×10^-5。平衡常数只与温度有关，所以醋酸和醋酸钠混合后k不变，此时以为醋酸的电离被醋酸钠抑制，可以忽略；醋酸钠的水解被醋酸抑制，也可以忽略。此时醋酸根可认为全部来源于醋酸钠，即浓度为0.4/2=0.2mol/l，醋酸分子可认为全部来源于醋酸，浓度为0.2/2=0.1mol/l。可以求出氢离子浓度为5×10^-6，ph为5.3，所以c、d错

求解化学选修四怎么学好

4，化学选修4的知识点

原电池原理化学平衡状态的特征
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

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＜0时，反应为放热反应。　　(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＜0，反应释放能量，为放热反应。　　(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(OH)2＋2H2O＋O2＝4Fe(OH)3，Fe(OH)3分解转化为铁锈。若水膜在酸度较高的环境下，正极反应为：2H+＋2e－→H2↑，该腐蚀称为“析氢腐蚀”。　　(3)金属的防护　　金属处于干燥的环境下，或在金属表面刷油漆、陶瓷、沥青、塑料及电镀一层耐腐蚀性强的金属防护层，破坏原电池形成的条件。从而达到对金属的防护；也可以利用原电池原理，采用牺牲阳极保护法。也可以利用电解原理，采用外加电流阴极保护法。
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有机

6，高中化学选修4

《化学反应原理》知识点总结第一章：化学反应与能量变化1、反应热与焓变：△H=H(产物)-H(反应物)2、反应热与物质能量的关系3、反应热与键能的关系 △H=反应物的键能总和-生成物的键能总和4、常见的吸热、放热反应⑴常见的放热反应：①活泼金属与水或酸的反应 ②酸碱中和反应 ③燃烧反应 ④多数的化合反应⑤铝热反应 ⑵常见的吸热反应①多数的分解反应 ②2NH4Cl(s)+Ba(OH)2·8H2O(s)=BaCl2+2NH3+10H2O③ C(s)+ H2O(g) CO+H2 ④CO2+ C2 CO5、反应条件与吸热、放热的关系：反应是吸热还是放热与反应的条件没有必然的联系，而取决与反应物和产物具有的总能量（或焓）的相对大小。6、书写热化学方程式除了遵循书写化学方程式的要求外，还应注意以下几点：①放热反应△H为“-”，吸热反应△H为“+”，△H的单位为kJ/mol②反应热△H与测定条件（温度、压强等）有关，因此应注意△H的测定条件；绝大多数化学反应的△H是在298K、101Pa下测定的，可不注明温度和压强。③热化学方程式中各物质化学式前面的系数仅表示该物质的物质的量，并不表示物质的分子或原子数，因此化学计量数可以是分数或小数。必须注明物质的聚集状态，热化学方程式是表示反应已完成的数量，所以方程式中化学式前面的计量数必须与△H相对应；当反应逆向进行时，反应热数值相等，符号相反。7、利用盖斯定律进行简单的计算 8、电极反应的书写： 活性电极：电极本身失电子 ⑴电解：阳极：（与电源的正极相连）发生氧化反应 惰性电极：溶液中阴离子失电子（放电顺序：I->Br->Cl->OH-） 阴极:（与电源的负极相连）发生还原反应，溶液中的阳离子得电子 （放电顺序：Ag+>Cu2+>H+）注意问题：①书写电极反应式时，要用实际放电的离子来表示②电解反应的总方程式要注明“通电”③若电极反应中的离子来自与水或其他弱电解质的电离，则总反应离子方程式中要用化学式表示 ⑵原电池：负极：负极本身失电子，M→Mn+ +ne- ① 溶液中阳离子得电子 Nm++me-→N 正极： 2H++2e-→H2↑ ②负极与电解质溶液不能直接反应：O2+4e-+2H2O→4OH- （即发生吸氧腐蚀）书写电极反应时要注意电极产物与电解质溶液中的离子是否反应，若反应，则在电极反应中应写最终产物。9、电解原理的应用：⑴氯碱工业：阳极(石墨):2Cl-→Cl2+2e-( Cl2的检验：将湿润的淀粉碘化钾试纸靠近出气口，试纸变蓝，证明生成了Cl2)。 阴极：2H++2e-→H2↑（阴极产物为H2、NaOH。现象（滴入酚酞）：有气泡逸出，溶液变红）。⑵铜的电解精炼：电极材料：粗铜做阳极，纯铜做阴极。电解质溶液：硫酸酸化的硫酸铜溶液⑶电镀：电极材料：镀层金属做阳极（也可用惰性电极做阳极），镀件做阴极。电解质溶液是用含有镀层金属阳离子的盐溶液。10、化学电源 ⑴燃料电池：先写出电池总反应（类似于可燃物的燃烧）；再写正极反应（氧化剂得电子，一般是O2+4e-+2H2O→4OH-（中性、碱性溶液）O2+4e-+4H+→2H2O(酸性水溶液)。负极反应=电池反应-正极反应（必须电子转移相等）⑵充放电电池：放电时相当于原电池，充电时相当于电解池（原电池的负极与电源的负极相连，做阴极，原电池的正极与电源的正极相连，做阳极），11、计算时遵循电子守恒，常用关系式：2 H2~ O2~2Cl2~2Cu~4Ag~4OH-~4H+~4e-12、金属腐蚀：电解阳极引起的腐蚀>原电池负极引起的腐蚀>化学腐蚀>原电池正极>电解阴极 钢铁在空气中主要发生吸氧腐蚀。负极：2Fe→2Fe 2++4e- 正极：O2+4e-+2H2O→4OH- 总反应：2Fe + O2+2H2O＝2Fe(OH)2第二章：化学反应的方向、限度和速度1、反应方向的判断依据：△H-T△S<0,反应能自发进行；△H-T△S=0，反应达到平衡状态△H-T△S>0反应不能自发。该判据指出的是一定条件下，自发反应发生的可能性，不能说明实际能否发生反应（计算时注意单位的换算）课本P40T3 2、化学平衡常数：①平衡常数的大小反映了化学反应可能进行的程度，平衡常数越大，说明反应进行的越完全。②纯固体或纯溶剂参加的反应，它们不列入平衡常数的表达式③平衡常数的表达式与化学方程式的书写方式有关，单位与方程式的书写形式一一对应。对于给定的化学反应，正逆反应的平衡常数互为倒数 ④化学平衡常数受温度影响，与浓度无关。温度对化学平衡的影响是通过影响平衡常数实现的。温度升高，化学平衡常数增大还是减小与反应吸放热有关。 3、平衡状态的标志：①同一物质的v正=v逆 ②各组分的物质的量、质量、含量、浓度（颜色）保持不变 ③气体的总物质的量、总压强、气体的平均分子量保持不变只适用于△vg≠0的反应④密度适用于非纯气体反应或体积可变的容器4、惰性气体对化学平衡的影响 ⑴恒压时充入惰性气体，体积必增大，引起反应体系浓度的减小，相当于减压对平衡的影响⑵恒容时充入惰性气体，各组分的浓度不变，速率不变，平衡不移动⑶对于△vg=0的可逆反应，平衡体系中加入惰性气体，恒容、恒压下平衡都不会移动5、⑴等效平衡：①恒温恒压，适用于所有有气体参加的可逆反应，只要使转化后物质的量之比与最初加入的物质的量之比相同，均可达到等效平衡；平衡时各组分的百分含量相同，浓度相同，转化率相同。②恒温恒容，△vg=0的反应，只要使转化后物质的量之比与最初加入的物质的量之比相同，均可达到等效平衡；平衡时各组分的百分含量相同，转化率相同。⑵等同平衡：恒温恒容，适用于所有有气体参加的可逆反应，只要使转化后物质的量与最初加入的物质的量相同，均可达到等同平衡；平衡时各组分的物质的量相同，百分含量相同，浓度相同。6、充气问题：以aA(g)+bB(g)cC(g)⑴只充入一种反应物，平衡右移，增大另一种反应物的转化率，但它本身的转化率降低⑵两种反应物按原比例充，恒容时相当于加压，恒压时等效平衡⑶初始按系数比充入的反应物或只充入产物，平衡时再充入产物，恒容时相当于加压，恒压时等效平衡化学反应速率: 速率的计算和比较；浓度对化学速率的影响（温度、浓度、压强、催化剂）； V-t图的分析 第三章 物质在水溶液中的行为1、强弱电解质： ⑴强电解质：完全电离，其溶液中无溶质分子，电离方程式用“＝”，且一步电离；强酸、强碱、大多数盐都属于强电解质。 ⑵弱电解质：部分电离，其溶液中存在溶质分子，电离方程式用“”，多元弱酸的电离方程式分步写，其余的弱电解质的电离一步完成；弱酸、弱碱、水都是弱电解质。 ⑶常见的碱：KOH、NaOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2是强碱，其余为弱碱； 常见的酸：HCl、HBr、HI、HNO3、H2SO4是强酸，其余为弱酸；注意：强酸的酸式盐的电离一步完成，如：NaHSO4=Na++H++SO42-，而弱酸的酸式盐要分步写，如：NaHCO3=Na++HCO3-, HCO3- CO32- +H+2、电离平衡 ⑴ 电离平衡是平衡的一种，遵循平衡的一般规律。温度、浓度、加入与弱电解质相同的离子或与弱电解质反应的物质，都会引起平衡的移动 ⑵ 电离平衡常数（Ka或Kb）表征了弱电解质的电离能力，一定温度下，电离常数越大，弱电解质的电离程度越大。Ka或Kb是平衡常数的一种，与化学平衡常数一样，只受温度影响。温度升高，电离常数增大。3、水的电离： ⑴ H2OH++OH-，△H>0。升高温度、向水中加入酸、碱或能水解的盐均可引起水的电离平衡的移动。 ⑵ 任何稀的水溶液中，都存在，且[H+]·[OH-]是一常数，称为水的离子积（Kw）；Kw是温度常数，只受温度影响，而与H+或OH-浓度无关。 ⑶ 溶液的酸碱性是H+与OH- 浓度的相对大小，与某一数值无直接关系。 ⑷ 当溶液中的H+ 浓度≤1mol/L时，用pH表示。 无论是单一溶液还是溶液混合后求pH，都遵循同一原则：若溶液呈酸性，先求c(H+);若溶液呈碱性，先求c(OH-),由Kw求出c(H+)，再求pH。⑸向水中加入酸或碱，均抑制水的电离，使水电离的c(H+)或c(OH-)<10-7mol/L，但c(H+)H2O=c(OH-)H2O。如某溶液中水电离的c(H+)=10-13mol/L，此时溶液可能为强酸性，也可能为强碱性，即室温下，pH=1或13向水中加入水解的盐，促进水的电离，使水电离的c(H+)或c(OH-)>10-7mol/L，如某溶液中水电离的c(H+)=10-5mol/L，此时溶液为酸性，即室温下，pH=5，可能为强酸弱碱盐溶液。4、盐的水解⑴在溶液中只有盐电离出的离子才水解。本质是盐电离出的离子与水电离出H+或OH-结合生成弱电解质，使H+或OH-的浓度减小，从而促进水的电离。⑵影响因素：①温度：升温促进水解 ②浓度：稀释促进水解 ③溶液的酸碱性④ 同离子效应⑷水解方程式的书写： ①单个离子的水解：一般很微弱，用，产物不标“↑”“↓”；多元弱酸盐的水解方程式要分步写②双水解有两种情况：Ⅰ水解到底，生成气体、沉淀，用＝，标出“↑”“↓”。Ⅱ部分水解，无沉淀、气体，用，产物不标“↑”“↓”；⑸ 盐类水解的应用：①判断溶液的酸碱性 ②判断盐溶液中的离子种类及其浓度大小 ③判断离子共存 ④加热浓缩或蒸干某些盐溶液时产物的判断，如AlCl3溶液 ⑤某些盐溶液的保存与配制，如FeCl3溶液 ⑥某些胶体的制备，如Fe(OH)3胶体 ⑦解释生产、生活中的一些化学现象，如明矾净水、化肥的施用等。（解释时规范格式：写上对应的平衡-----条件改变平衡移动-----结果）5、沉淀溶解平衡： ⑴ Ksp:AmBnmAn++nBm-,Ksp=[An+]m[Bm-]n。 ①Ksp只与难溶电解质的性质和温度有关，溶液中离子浓度的变化只能使平衡移动，不改变Ksp。②对于阴阳离子个数比相同的电解质，Ksp越大，电解质在水中的溶解能力越强。⑵ Q>Ksp,有沉淀生成；Q=Ksp，沉淀与溶解处于平衡状态；Q⑶ 一种沉淀可以转化为更难溶的沉淀。如锅垢中Mg(OH)2的生成，工业中重金属离子的除去。 6、离子反应： ⑴ 与量有关的离子方程式的书写：设量少的物质物质的量为1mol，与另一过量的物质充分反应。 ⑵ 离子共存推断题解答时应注意：①判断一种离子存在后，一定注意与之不共存的离子一定不存在；②前面加入的试剂对后面的鉴定是否有影响。 ⑶ 离子（或物质）检验的一般步骤：取少量——加试剂——观现象——定结论。
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化学 别看了！
我们刚学完选修4,现在在学选修二，选修四最重要的电化学，知识点太多了。去买本资料书嘛

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