高中数学选修4知识点

高中数学选修4知识点

高中数学选修4知识点 篇1

②（传递性）ab,bcac

③（可加性）abacbc

（同向可加性）ab,cdacbd

（异向可减性）ab,cdacbd

④（可积性）ab,c0acbc

ab,c0acbc

⑤（同向正数可乘性）ab0,cd0acbd（异向正数可除性）ab0,0cdab

cd

⑥（平方法则）ab0anbn(nN,且n1)

⑦（开方法则）ab0nN,且n1)⑧（倒数法则）ab0

1111;ab0 abab

a2b

2.①ab2aba，bR,（当且仅当ab时取“”号）.ab222

②（基本不等式）

aba，bR,（当且仅当ab时取到等号）.2

2ab变形公式：

abab.2

用基本不等式求最值时（积定和最小，和定积最大），要注意满足三个条件“一正、二定、三相等”.③

（三个正数的算术—几何平均不等式）

等号）.④abcabbccaa，bR 222abc(a、b、cR)（当且仅当abc时取到

3（当且仅当abc时取到等号）.⑤abc3abc(a0,b0,c0)

（当且仅当abc时取到等号）.333

ba2（当仅当a=b时取等号）ab

ba若ab0,则2（当仅当a=b时取等号）ab

bbmana1，⑦（其中ab0，m0，n0)aambnb⑥若ab0,则

规律：小于1同加则变大，大于1同加则变小.⑧当a0xax2a2xa或xa;

xax2a2axa.⑨绝对值三角不等式ababab.2ab①平均不等式：1，当且仅当ab时取“”号）.（a,bR1ab2（即调和平均几何平均算术平均平方平均）.变形公式：

22(ab)2abab22.ab;ab222

2②幂平均不等式：

a12a22...an21(a1a2...an)2.n

③二维形式的三角不等式：

(x1,y1,x2,y2R).④二维形式的柯西不等式：

(a2b2)(c2d2)(acbd)2(a,b,c,dR).当且仅当adbc时，等号成立.⑤三维形式的柯西不等式：

(a12a22a32)(b12b22b32)(a1b1a2b2a3b3)2.⑥一般形式的柯西不等式：

(a12a22...an2)(b12b22...bn2)(a1b1a2b2...anbn)2.⑦向量形式的柯西不等式：

设,是两个向量，则,当且仅当是零向量，或存在实数k，使k时，等号

成立.⑧排序不等式（排序原理）：

设a1a2...an,b1b2...bn为两组实数.c1,c2,...,cn是b1,b2,...,bn的任一排列，则，当a1bna2bn1...anb1a1c1a2c2...ancna1b1a2b2...anbn.（反序和乱序和顺序和）

且仅当a1a2...an或b1b2...bn时，反序和等于顺序和.⑨琴生不等式:（特例:凸函数、凹函数）

若定义在某区间上的函数f(x),对于定义域中任意两点x1,x2(x1x2),有

f(x1x2f(x1)f(x2))或22f(x1x2f(x1)f(x2)则称f(x)为凸（或凹）函数.).2常用方法有：比较法（作差，作商法）、综合法、分析法；

其它方法有：换元法、反证法、放缩法、构造法，函数单调性法，数学归纳法等.常见不等式的放缩方法： ①舍去或加上一些项，如(a)

②将分子或分母放大（缩小），如12231(a)2;421111,,22kk(k1)kk(k

1)

kN*,k1)等.5、一元二次不等式的解法

求一元二次不等式ax2bxc0(或0)

(a0,b24ac0)解集的步骤：

一化：化二次项前的系数为正数.二判：判断对应方程的根.三求：求对应方程的根.四画：画出对应函数的图象.五解集：根据图象写出不等式的解集.规律：当二次项系数为正时，小于取中间，大于取两边.6，结合原式不等号的方向，写出不等式的解集.7f(x)0f(x)g(x)0g(x)

f(x)g(x)0f(x)0g(x)g(x)0“或”（时同理）

规律：把分式不等式等价转化为整式不等式求解.8f(x)0 a(a0)2f(x)a

f(x)0a(a0) 2f(x)a

f(x)0f(x)0

g(x)g(x)0或g(x)0f(x)[g(x)]2

f(x)0

g(x)g(x)0

f(x)[g(x)]2

f(x)0 g(x)0

f(x)g(x)9⑴当a1时,af(x)ag(x)f(x)g(x)

⑵当0a1时, af(x)ag(x)f(x)g(x)10f(x)0⑴当a1时, logaf(x)logag(x)g(x)0

f(x)g(x)

f(x)0.⑵当0a1时, logaf(x)logag(x)g(x)0

f(x)g(x)

11⑴定义法：aa(a0).a(a0)

22⑵平方法：f(x)g(x)f(x)g(x).⑶同解变形法，其同解定理有：

①xaaxa(a0);

②xaxa或xa(a0);

③f(x)g(x)g(x)f(x)g(x)(g(x)0)

④f(x)g(x)f(x)g(x)或f(x)g(x)(g(x)0)

12、含有两个（或两个以上）绝对值的不等式的解法：

规律：找零点、划区间、分段讨论去绝对值、每段中取交集，最后取各段的并集.13解形如axbxc0且含参数的不等式时，要对参数进行分类讨论，分类讨论的标准有： ⑴讨论a与0的大小；

⑵讨论与0的大小；

⑶讨论两根的大小.14⑴不等式axbxc0的解集是全体实数（或恒成立）的条件是：

①当a0时 b0,c0;2

2②当a0时

2a0 0.⑵不等式axbxc0的解集是全体实数（或恒成立）的条件是：

①当a0时b0,c0;

②当a0时a0 0.

⑶f(x)a恒成立f(x)maxa;

f(x)a恒成立f(x)maxa;

⑷f(x)a恒成立f(x)mina;

f(x)a恒成立f(x)mina.15、线性规划问题 ⑴二元一次不等式所表示的平面区域的判断：

法一：取点定域法：

由于直线AxByC0的同一侧的所有点的坐标代入AxByC后所得的实数的符号相同.所以，在实际判断时，往往只需在直线某一侧任取一特殊点(x0,y0)（如原点），由Ax0By0C的正负即可判断出AxByC0(或0)表示直线哪一侧的平面区域.即：直线定边界，分清虚实；选点定区域，常选原点.法二：根据AxByC0(或0)，观察B的符号与不等式开口的符号，若同号，AxByC0(或0)表示直线上方的区域；若异号，则表示直线上方的区域.⑵二元一次不等式组所表示的平面区域：

不等式组表示的平面区域是各个不等式所表示的平面区域的公共部分.⑶利用线性规划求目标函数zAxBy(A,B为常数）的最值：

法一：角点法：

如果目标函数zAxBy（x、y即为公共区域中点的横坐标和纵坐标）的最值存在，则这些最值都在该公共区域的边界角点处取得，将这些角点的坐标代入目标函数，得到一组对应z值，最大的那个数为目标函数z的最大值，最小的那个数为目标函数z的最小值

法二：画——移——定——求：

第一步，在平面直角坐标系中画出可行域；第二步，作直线l0:AxBy0，平移直线l0（据可行域，将直线l0平行移动）确定最优解；第三步，求出最优解(x,y)；第四步，将最优解(x,y)代入目标函数zAxBy即可求出最大值或最小值.第二步中最优解的确定方法：

利用z的几何意义：yAzzx,为直线的纵截距.BBB

①若B0,则使目标函数zAxBy所表示直线的纵截距最大的角点处，z取得最大值，使直线的纵截距最小的角点处，z取得最小值；

②若B0,则使目标函数zAxBy所表示直线的纵截距最大的角点处，z取得最小值，使直线的纵截距最小的角点处，z取得最大值.①“截距”型：zAxBy;②“斜率”型：zyyb;或zxxa

22③“距离”型：zx

y或z

z(xa)2(y

b)2或z

高中数学选修4知识点 篇2

一、高中语文在选修课中存在的问题

由于受到传统的应试教育的影响, 高中阶段的选修课没有进行具体的考查, 在选修课堂中仅仅是形式上的存在, 其目前存在的问题主要表现在:由于受到人教版教材的影响, 选修课程必修化。在学习的过程中由于选修课程是必修课程的拓展和延伸, 其作用是补充必修课程的内容, 所以选修课的教学, 应该具有灵活性和多变性的特征, 可这个特征在实际教学中根本没有体现出来。由于在教学中教师只是注重对必修课的教学, 因而影响了选修课的正常进行, 不能通过选修课的学习达到学生个性化的培养。除此之外, 选修课不能正常地发挥其作用是因为在国家课程的配套中, 选修课程的资源开发不够到位, 不能及时地改变传统的课程设置。

二、对高中语文选修课进行拓展性开发

为了促进选修课教学能够更好地适应新课程标准的理念, 需要围绕选修课程开设的标准进行具体探究。通过选修课的开发过程能够看出, 其遵循的思想是:根据学生的实际情况出发, 开设的目的是增进知识面, 促进学生更好的发展。因此在“课程标准”下指出:选修课必须要以课程目标为依据, 在必修课的基础上具体开发, 学校以及教师需要充分地让学生在学习选修课中发挥积极性和创造力, 达到选修课程学习的目的。在开发的过程中, 根据高中语文教材在拓展型方面进行具体的研究, 结合相应的年级以及学生的实际情况开设具体的选修课程。

在拓展型语文教材中, 主要是对高中语文进行进一步的开发和实践。在必修课的基础上研究选修课。在高中语文教学中, 必修课是课程教学的基础, 为了实现教学的计划以及教学的目的, 最终突出基础性和均衡性的特征。必修课的学习主要是促进学生个性化的需求, 但是由于仅仅实行必修课, 学生的知识面受到了限制, 并且在具体教学中教学方法十分有限, 这就需要进一步实施对选修课的开发。在必修课的基础上, 可以结合必修课中的某一方面, 进行系统的讨论, 这是对必修课的拓展。

在教学中, 必修课与选修课的实质是:点与面的关系。在选修课的开发中需要对具体的内容进行设定, 充分地调动学生的学习兴趣, 以探究的方式进行多元化的学习。例如在高中语文教学中, 对诗歌鉴赏部分进行探讨, 将该部分作为选修课程, 通过选修课程的教学来让学生自主去阅读原著, 增强了实践性, 最终达到以点带面的效果。让学生更深层次地掌握高中语文知识。

三、高中语文选修课开发的建议

1.改变传统的授课模式。

根据新课改的要求, 选修课是在必修课的基础上进一步拓展和提高, 因此在学习中需要促进学生自主性学习以及学生探究方式的学习, 在课堂中以学生为主体, 教师只是起到了引导的作用, 让学生在掌握方法中, 增强知识面, 提高学生自我学习的意识, 改变传统的授课模式。

2.整合选修课程的模式, 建立多种形式的教学。

在选修课程的开发中, 将课本知识进行重组, 在教材中可以穿插地方文化特色, 将选修课程进行整合, 给学生提供宽松的学习空间, 并且达到选修学习的目的。

在进行选修课程开发中, 避免出现内容穿插或者是重合。这就需要在开发的过程中, 不断地将知识内容进行有效的安排, 淘汰不适合教材的内容, 在科学合理的知识面中, 促进学生全面的发展, 使高中教学中选修课程的学习弥补必修课程中的内容。例如在课堂教学中, 教师可以实施多元化的教学模式, 帮助学生建立开放式以及动态式的模式, 最终建立完善的高中知识拓展型选修课程的内容安排。加强知识框架体系, 让学生在综合能力提高的过程中, 塑造更加完善的教育体制。

本文通过对高中知识中选修课程的开发研究, 在分析了现阶段我国高中选修课程的现状后, 能够实施有效的措施进行不断的开发, 为学生创造更加完善的教育体系, 在必修课程的学习基础上, 加强对选修课程的学习, 不仅在知识中更加完善, 并且能够促进学习方式以及学习方法的不断完善。将选修课与必修课相结合, 实现了点与面的融合, 在教学模式中, 实现多元化以及动态化的模式, 有助于塑造完美的教育人才, 注重了对学生个性化发展的提高, 通过自主学习, 提高学生对知识的创新能力, 最终丰富其语文知识学习的知识面。

摘要：在新课改的背景下, 高中语文加强了对选修课的关注。为了进一步促进选修课的教学, 这就需要不断对拓展类的选修课进一步开发。在学习中提高选修课的教学方式和方法, 通过具体的教学来实施, 保证语文知识的进一步完善, 这些选修课的开发有利于促进课堂形式的多样化, 有助于学生语文综合能力的提高。

关键词：拓展类,选修课,开发,高中语文

参考文献

[1]王新梅、刘长亮、陈亚.新课程标准下高中语文选修课教学的策略探究[J].教育理论与实践.2012 (13)

[2]何建刚、刘爱霞、赵刚.论高中语文选修课教学的问题以及有效教学的途径[J].教育理论与实践.2010 (39)

高中数学选修4知识点 篇3

【关键词】思维导图；高中化学；实际应用

高中化学选修课在新课程改革背景下教学目的再次产生变更，要通过教学培养高中生动手操作及逻辑思维能力，为以后学生学习探究奠定基础。作为高中化学教师，笔者在了解新课程改革对高中化学选修课的具体要求后，结合自身实际工作经验，分析思维导图教学模式在高中化学选修4第三章“水溶液中的离子平衡”中的应用。总结出一些在初中化学教学实验教学中应用的新方法。

1 分析选修4第三章的重要性

高中化学选修4第三章教学时，化学平衡的相关知识学生在前面已经学习过，自身也对化学平衡有一定的了解，因此为提高教学效率在建立化学平衡及平衡移动等相关知识时可以利用化学平衡原理。这一章节是化学平衡内容的延伸与拓展，电离平衡等是基本反应原理中最重要的组成部分，对学生而言也是一个较难的知识点。分析历年高考题目可以发现，该章节内容是必考内容之一，也是高考的难点之一，相关题目具有较强的综合性，有必要做好该章节内容的教学工作。通过学习该章节内容的学习，可以在学生脑海中建立一个完整的化学平衡知识体系，通过分析如何建立各种平衡于不同的电解质溶液中，帮助学生突破知识难点的学习。学习过程中教师可以将其与实际生活联系起来，比如解释牙齿表面硬层的脱矿与矿化关系就可以利用溶液平衡的原理，激发学生学习化学的兴趣，进而将化学知识运用到实际生活中。

2 思维导图在高中化学选修4第三章的应用分析

在运行思维导图进行化学授课时，需要做好以下工作，确保思维导图效果的发挥，提高教学质量。

2.1 理清内容构建完整思维导图

在这一章节知识点的较多且繁琐，牵扯到整个高中阶段的众多知识点，这就给学生学习及理解造成极大的困扰。化学是一门实验性科学，本章节学习过程中也涉及到众多的实验现象，其中很多现象需要学生进行记忆，比如离子之间的反应、沉淀颜色等。为了帮助学生理清思路，教师可以引导学生自己构建思维导图，通过手绘或者电脑绘图的方式表明各个知识点的相互转化的关系。学生在构建思维导图的过程中，可以帮助学生有效理清思路，同时更为清楚的展现相关知识点及彼此间的联系。学生还会不自主的对导图进行分支理解，从而有效区分类似的概念与知识点，提高化学知识水平。

2.2 帮助学生分析思维导图

思维导图可以帮助学生延伸思维及拓展思路，在本章节内容学习中，与整个中学阶段学习的化学知识有着紧密的联系，反而有效促进整体化学结构中思维导图的应用。化学教师授课过程中，可以借助多媒体信息技术以及网络知识体系，或者直接将自己的知识储备对该章节的理解绘制成思维导图，在课堂教学中利用思维导图帮助学生将各个零散的知识点串联起来，完善知识架构，促进化学知识体系的完善，进而提高对本章节内容的掌握程度。比如在讲解反应类型时，可以构建基本反应类型、离子参与反应及电子转移等为主的思维导图，实现零散知识具体化。

2.3 利用思维导图帮助记忆

在选修4第三章内容讲解过程中，教师可以充分利用思维导图，强化该章节的知识主体，提高学生对知识点的掌握。思维导图可以帮助学生形成良好的化学思维能力。学生在学习过程中需要充分调动大脑，借助清晰的思维导图，实现深化知识记忆的目的。比如在讲解离子共存问题时，为提高教学成果，教师可以将学生划分成数个小组，让每个小组作为一个整体探讨离子共存的影响条件。然后小组间在构建及绘制思维导图的过程中进行比赛，这样可以充分调动起学生学习积极性。构建思维导图过程可以注意一下关键点：强酸性溶液中才会存在弱碱性阳离子，比如常见的Fe3+、Cu2+等；碱性溶液中存在弱酸阴离子，如CO32-，SO32-；阴阳离子生成难溶性的盐不能共存等等。在构建思维导图的过程中，囊括了关于离子共存的所有知识点，学生还会不断发散思维，提高课堂教学效率。

2.4 思维导图培养学生探究能力

当前在化学课堂教学中多采用注入式实验，这个过程中学生只是观看，缺乏对实验活动的主动思考和探索。通过构建思维导图可以提高学生探究性能力，这教师应当在教学过程中经常进行相应问题的设计和提出，并且对学生的思维进行合理的引导，将研究问题情境为学生创设出来，使学生能够将问题的关键挖掘出来，并达到寻求出问题的有效解决方法的目的。学校应当将丰富多样的信息源提供给学生，并且对现代化教学手段建设进行强化，有效开放实验室，将良好的环境建立起来，让学生实现对采集知识和获取知识的能力的培养。在进行化学阶段性复习时，高中化学教师可以引导学生再现当时思维导图建构过程，并将思维导图的各分支点扩散，建立各个小节、各个分支间的有效联系，不断加深学生的知识印象。

3 结束语

新课程改革对于教师的发展和社会的进步具有十分重要的意义和价值，是高中化学教师中教师应当着力培养的内容之一。本文分析思维导图在高中化学选修课教学方中存在的问题，并提出一定的解决措施，但仍存在一定局限，希望化学教师应当重视实验教学研究以推动教学成效的提升。唯有如此，才能达成提高课堂教学效率，促进学生成绩提升的目的。

参考文献

[1]胡春梅.论思维导图在初中数学教学中的应用[J].考试周刊，2014（93）：112.

[2]奉飞鹏.思维导图引导 小组合作复习--元素及其化合物复习课教学探索[J].时代教育，2013（06）：89.

[3]张曙光.基于思维导图的化学实验教学优化模式初探[J].化学教与学，2011（09）：101.

作者单位

高中数学选修4知识点 篇4

【学习目标】

1.会用数学归纳法证明贝努利不等式1x1nxx1,x0,nN，了解当n n

为实数时贝努利不等式也成立

2.培养使用数学归纳法证明不等式的基本技能

【自主学习】

1.使用数学归纳法独立完成贝努利不等式1x1nxx1,x0,nN的证n

明

2.自我感悟什么样的不等式易于用数学归纳法证明？

3.用数学归纳法证明不等式时要使用归纳假设进行放缩，如何放缩才能奏效，要积累经验，特别是出现二次式时要注意留心总结.4．对于两个数的大小的探究要提高警惕，一般探究要比较的丰富，才利于做出正确的猜测.【自主检测】

1.用数学归纳法证明1

12131*nnN,n1时，由n=k（k>1）时不等2n1

式成立，推证n=k+1时，左边应增加的项数是（）

A.2k1B.2k1C.2kD.2k1

2.用数学归纳法证明11n1n2111nN*时，由n=k到n=k+1时，不nn2

4等式左边应添加的项是＿＿＿＿

3.当n=1，2，3，4，5，6

时，比较2n与n2后，你提出的猜想是＿＿＿＿

【典型例题】

111例1.用数学归纳法证明：nN,n1 111352n1

例2.设数列an满足an1an2nan1nN*

1.a12时，求a2,a3,a4并由此猜想an的一个通项公式

2a13时，证明对所有n1有1ann2

2例3.已知函数gxx22xx1,fxabaxbx，其中a、bR,a1,b1,ab,ab4对于任意的正整数n，指出fn与g2n的大小关系，并证明之

x11 +1a11a211 1an

2【课堂检测】

1.设n为正整数，fn1nN，计算知11231n

357f2,f42,f8,f163,f32，据此可以猜测得出一般性结论为()222

2n1n2n2 A.f2nB.fn2C.f2nD.以上都不对 222

n0为验证的第一个值，2.欲用数学归纳法证明对于足够大的正整数n，总有2nn3，则()A.n01B.n0为大于1小于10的某个整数C.n010D.n02

3.用数学归纳法证明111241127，n的起始值至少应取为n126

44.等比数列an的前n项和为Sn，已知对任意的正整数n，点n,Sn均在函数

ybxr(b0,b1，b、r均为常数）的图像上.(1)求r的值

(2)当b=2时，记bn2log2an1

nN*，证明对所有正整数n，不等式 b11b21b1b2bn1 bn

【总结提升】

1.数学归纳法依然是证明与正整数有关的不等式行之有效的方法.但在证明递推的依据是成立的时候常常需要放缩，故千万要注意不等式的基本性质和函数的单调性的作用.2.数学归纳法证明不等式时有时不能直接进行，常需加强命题，为此难度就比较大，且加强又不易完成.如证明1

为111223211222315nN*,n1，就可以加强2n3152nN*,n1再用数学归纳法.2n32n1

高中数学选修4知识点 篇5

一、选择题:本大题共12小题,每小题5分,共60分.在每小题给出的四个选项中,只有一项是符合题目要求的.1.如图4所示,圆O的直径AB=6,C为圆周上一点,BC=3过C作

圆的切线l,过A作l的垂线AD,垂足为D,则∠DAC =()

A.15B.30C.45D.60

【解析】由弦切角定理得DCAB60,又ADl,故DAC30,FGHG11，∴FGCG．∴CF3FG． CGDG22

在Rt△FBC中，∵CF3FG，BFFG，由勾股定理，得CF2BF2BC2．

．∴FG3． ∴(3FG)2FG22．解得FG3（负值舍去）

［或取CG的中点H，连结DH，则CG2HG．易证△AFC≌△DHC，∴FGHG，CDCG2FG2CF3FG．D∥FB∴．故CG2FG，由G，易知△CDG∽△CBF，CBCF3FG3

2，解得BDRt△CFB中，由勾股定理，得

3解得BD

∴BDFH∵．］(3FG)2FG22，∴FG3（舍去负值）

22.(本小题满分14分)

ACBC如图1,点C将线段AB分成两部分,如果,那么称点C为线段AB的黄金分．ABAC

割点.某研究小组在进行课题学习时，由黄金分割点联想到“黄金分割线”，类似地给出“黄金分割线”的定义:直线l将一个面积为S的图形分成两部分,这两部分的面积分别为S1,S2,SS如果12,那么称直线l为该图形的黄金分割线.SS1

(1)研究小组猜想：在△ABC中，若点D为AB边上的黄金分割点(如图2),则直线CD是△ABC的黄金分割线．你认为对吗?为什么?

(2)请你说明:三角形的中线是否也是该三角形的黄金分割线？

(3)研究小组在进一步探究中发现：过点C任作一条直线交AB于点E,再过点D作直线DF∥CE,交AC于点F,连接EF(如图3),则直线EF也是△ABC的黄金分割线．请你说明理由．

(4)如图4，点E是ABCD的边AB的黄金分割点，过点E作EF∥AD，交DC于点F，显然直线EF是ABCD的黄金分割线.请你画一条ABCD的黄金分割线,使它不经过ABCD各边黄金分割点.5

高中数学选修4知识点 篇6

第一备课人：姚雪艳

第一讲

不等式和绝对值不等式

课题： 第04课时绝对值三角不等式 教学目标：

知识与技能：了解绝对值三角不等式的含义，理解绝对值三角不等式公式及推导方法，会进行简单的应用。

过程与方法：充分运用观察、类比、猜想、分析证明的数学思维方法，体会转化和数形结合的数学

情感、态度与价值观：通过观察、探索、发现的创造性过程，培养创新意识。

思想，并能运用绝对值三角不等式公式进行推理和证明。

教学重点：绝对值三角不等式的含义，绝对值三角不等式的理解和运用。教学难点：绝对值三角不等式的发现和推导、取等条件。教学过程：

一、复习引入：

关于含有绝对值的不等式的问题，主要包括两类：一类是解不等式，另一类是证明不等式。本节课探讨不等式证明这类问题。

1．请同学们回忆一下绝对值的意义。

x，如果x0x0，如果x0。

x，如果x0 几何意义：在数轴上，一个点到原点的距离称为这个点所表示的数的绝对值。

2．证明一个含有绝对值的不等式成立，除了要应用一般不等式的基本性质之外，经常还要用到关于绝对值的和、差、积、商的性质：

（1）aa，当且仅当a0时等号成立，aa.当且仅当a0时等号成立。

（2）aa2，（3）abab，（4）那么abab?abab?

二、讲解新课：

探究: a,b,ab, ab之间的什么关系?

结论：ab≤ab（当且仅当ab≥0时，等号成立.）

aba(b0)b已知a,b是实数，试证明：ab≤ab（当且仅当ab≥0时，等号成立.）方法一：证明:10.当ab≥0时, 20.当ab<0时，ab|ab|,ab|ab|，|ab|(ab)2 2|ab|(ab)22 a2abba22abb2 22|a|2|ab||b| |a|22|a||b||b|2 |a|22|a||b||b|2(|a||b|)2

(|a||b|)2 |a||b||a||b|

综合10, 20知定理成立.方法二：分析法，两边平方（略）

定理1 如果a,b是实数，则ab≤ab（当且仅当ab≥0时，等号成立.（1）若把a,b换为向量a,b情形又怎样呢？

aba

abab

根据定理1，有abbabb，就是，abba。所以，abab。

定理（绝对值三角形不等式）

如果a,b是实数，则ab≤ab≤ab 注：当a,b为复数或向量时结论也成立.推论1：a1a2an≤a1a2an

推论2：如果a、b、c是实数,那么ac≤abbc,当且仅当(ab)(bc)≥0时,等号成立.思考：如何利用数轴给出推论2的几何解释？（设A，B，C为数轴上的3个点，分别表示数a，b，c，则线段ABACCB.当且仅当C在A，B之间时，等号成立。这就是上面的例3。特别的，取c＝0（即C为原点），就得到例2的后半部分。）

三、典型例题：

cc例

1、已知 xa,yb，求证(xy)(ab)c.22证明(xy)(ab)(xa)(yb)xayb（1）

xacc,yb，22cc∴xaybc（2）

22由（1），（2）得：(xy)(ab)c

aa,y.求证：2x3ya。46aaaa证明 x,y，∴2x,3y，4622aa由例1及上式，2x3y2x3ya。

22注意： 在推理比较简单时，我们常常将几个不等式连在一起写。但这种写法，只能用于不等号方向相同的不等式。

例3 两个施工队分别被安排在公路沿线的两个地点施工,这两个地点分别位于公路路碑的第10公里和第20公里处.现要在公路沿线建两个施工队的共同临时生活区,每个施工队每天在生活区和施工地点之间往返一次,要使两个施工队每天往返的路程之和最小,生活区应该建于何处? 解：如果生活区建于公路路碑的第 x km处，两施工队每天往返的路程之和为S(x)km 那么 S(x)=2(|x-10|+|x-20|)例

2、已知x·10

四、课堂练习：

·x·20

1.(课本P20习题1.2第1题)求证: ⑴abab≥2a;⑵abab≤2b 2.(课本P19习题1.2第3题)求证: ⑴xaxb≥ab;⑵xaxb≤ab 3．（1）、已知Aacc,Bb.求证：(AB)(ab)c。22（2）、已知xacc,yb.求证：2x3y2a3bc。46

五、课堂小结：

1．实数a的绝对值的意义: a(a0)⑴a0(a0);（定义）

a(a0)⑵a的几何意义: 2．定理（绝对值三角形不等式）

如果a,b是实数，则ab≤ab≤ab注意取等的条件。

六、课后作业：

课本P19第2，4，5题

七、板书设计：

新课知识

八、教学后记：

比较两个实数的大小，有作差法和作商法两种方法．一般多用作差法，注意当这两个数都是正数时，才可以用作商法．作差法是比较作差后的式子与“0”的大小关系；作商法是比较作商后的式子与“1”的大小关系．

高中数学选修4知识点 篇7

关键词：新课改,高中数学,选修课程

随着我国经济的快速发展,科技水平的不断提高,传统的高中数学教学模式已经不能满足社会的高速发展. 而高中数学选修课程也在这种情况下应运而生. 新课改下的高中数学选修课程与传统的高中数学教学相比更加、灵活,趣味性更强. 新课改下的高中数学选修课程会是学生主动参与探究和发现的地方.

一、高中数学地位和定义

( 一) 数学的重要地位

中华上下五千年无论是古代还是现代数学一直是所必有的基础,从上学开始我们就接触到数学,学生通过接触数学,对数学的了解也越来越广泛. 特别是现在这个以数字为主的社会中数学更是不可或缺的. 学习好数学相当于掌握了基本的生存要领,数学和语文是陪伴我们一生的东西. 它主要是对学生逻辑思维的训练,是改变社会群体整体思维不能缺少的一部分.

( 二) 数学的定义

中国的教育自从实现九年义务教育开始,只是在教育级别上进行了一个简单变化,形式上有所变化,但数学的地位一直没有变过. 如今数学的教学形式将发生一些变动,不再是单一的接受了,学生也可以自主地选择自己喜欢的某一项来学习,这对于学生来说是一个很大的福音,同时也代表着中国的教育更加人性化了,开始更多地为学生考虑.

二、选修与必修相结合

( 一) 必修的重要性

必修的课程主要有: 集合、函数概念、基本初等函数1、基本初等函数2、立体几何初步、平面解析几何初步、平面上的向量、数列、不等式等. 数学是一门逻辑性很强的学科,而必修课程是每名学生必须要完成的东西,它包含了今后生活中的方方面面,与学生今后的生活和学习息息相关,不会因为选修的产生对必修有任何的影响.

( 二) 选修的重要性

选修的课程主要有: 圆锥曲线与方程、统计案例、推理与证明、概率等. 而选修课程主要是针对学生的兴趣和今后发展展开的一系列内容,选修不再是逼迫学生必须学习,而是通过学生的兴趣与爱好自由地选择. 选修中涉及重要数学思想与观点. 从教学上看选修课是为了满足不同的学生要求,但选修依然是学生发展需要的课程. 选修只是更好地满足了不同的学生对于数学的爱好和要求.

( 三) 选修与必修相结合

高中数学是非常有难度的,这就要求同学们有克服困难和战胜困难的心理准备,同时还要有克服困难的信心和信念. 而选修与必修相互结合起来既能让学生们对学习数学产生兴趣,也会使老师的教学更加轻松,这对于学生和老师来说是一件双赢的事情.

三、高中数学选修的学习

( 一) 不同学生不同方法

传统的数学学习方法和想法已经不能满足于新课改下数学选修的需要了. 传统的数学教学方法不利于学生的学习,很难让学生提起兴趣. 我们应该遵循的是以学生为主要考虑目标的原则. 但是每名同学接受的东西不同,有的学生喜欢概率,有的学生喜欢函数. 每名学生的想法不同,我们应该根据不同的学生有针对性地教学. 新课改后高中数学会更灵活多变,而新课改下高中数学的教育理念也会给人们带来更多的发挥空间,同时让高中生对学习数学有了新的认识,很多学生不再认为高中数学是一个无聊的学科,新课改下高中数学选修课程的实施教学也会变得有滋有味起来,也会像学习语文一样活色生香,蒸蒸日上.

( 二) 以学生为上课主体

在数学教学的学习中以学生为主体,不再是传统教学中老师讲学生听的传统教学模式,改变成让学生处于主体地位,主题性学习、探索、研究,尊重学生的地位,给与学生更多的时间探讨和更多的活动空间. 培养与激发学生的创新精神与创新意识. 可以让学生提出自己的问题,然后全班一起分析、讨论找出问题的答案,总结解题的规律. 学生并不是没有创造力,而是教师太过于注重学生的听讲能力,却很少询问学生自己的看法和意见. 如果老师一直牵着走,只会使学生失去学习数学的乐趣与喜好.

( 三) 精选习题,丰富所学

在学完了所学的知识后还要进行一定的练习才能更好地掌握知识. 选题时不要选有错误或者不严密的习题,而是选择综合性较强的比较典型的,最好是学生平时学习薄弱环节来做题. 综合练习以书面形式进行,及时发现问题进行点拨. 同时还要对成绩优秀的学生进行奖励和表扬. 这样就可以使学生在应用、巩固知识的同时,也有效提升自己的能力.

结束语

高二化学选修4知识点梳理 篇8

硅酸盐：硅酸盐是由硅、氧、金属元素组成的化合物的总称。硅酸盐种类很多，大多数难溶于水，最常见的可溶性硅酸盐是Na2SiO3，Na2SiO3的水溶液俗称水玻璃，又称泡花碱，是一种无色粘稠的液体，可以作黏胶剂和木材防火剂。硅酸钠水溶液久置在空气中容易变质：

Na2SiO3+CO2+H2O=Na2CO3+H2SiO3↓(有白色沉淀生成)

传统硅酸盐工业三大产品有：玻璃、陶瓷、水泥。

硅酸盐由于组成比较复杂，常用氧化物的形式表示：活泼金属氧化物→较活泼金属氧化物→二氧化硅→水。氧化物前系数配置原则：除氧元素外，其他元素按配置前后原子个数守恒原则配置系数。

硅酸钠：Na2SiO3 Na2O·SiO2

硅酸钙：CaSiO3 CaO·SiO2

高岭石：Al2(Si2O5)(OH)4 Al2O3·2SiO2·2H2O

高中数学选修4知识点 篇9

化学选修4知识点总结

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.

第2章、化学反应的方向、限度与速率(1、2节)

原电池的反应都是自发进行的反应,电解池的反应很多不是自发进行的,如何判定反应是否自发进行呢?

一、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反应达到平衡状态.

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,直至平衡状态.

二、化学反应的限度

1、化学平衡常数

(1)对达到平衡的可逆反应,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,该常数称为化学平衡常数,用符号K表示 .

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

(3)平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,正逆反应的平衡常数互为倒数.

(4)借助平衡常数,可以判断反应是否到平衡状态：当反应的浓度商Qc与平衡常数Kc相等时,说明反应达到平衡状态.

2、反应的平衡转化率

(1)平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的平衡转化率的表达式为：

α（A）＝

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

(3)平衡常数与反应物的平衡转化率之间可以相互计算.

3、反应条件对化学平衡的影响

(1)温度的影响

升高温度使化学平衡向吸热方向移动；降低温度使化学平衡向放热方向移动.温度对化学平衡的影响是通过改变平衡常数实现的.

(2)浓度的影响

增大生成物浓度或减小反应物浓度,平衡向逆反应方向移动；增大反应物浓度或减小生成物浓度,平衡向正反应方向移动.

温度一定时,改变浓度能引起平衡移动,但平衡常数不变.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,化学平衡状态不变.

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

【例题分析】

例1、已知下列热化学方程式：

(1)Fe2O3(s)＋3CO(g)＝2Fe(s)＋3CO2(g)    ΔH＝－25kJ/mol

(2)3Fe2O3(s)＋CO(g)＝2Fe3O4(s)＋CO2(g)   ΔH＝－47kJ/mol

(3)Fe3O4(s)＋CO(g)＝3FeO(s)＋CO2(g)     ΔH＝＋19kJ/mol

写出FeO(s)被CO还原成Fe和CO2的热化学方程式 .

解析：依据盖斯定律：化学反应不管是一步完成还是分几步完成,其反应热是相同的.我们可从题目中所给的有关方程式进行分析：从方程式(3)与方程式(1)可以看出有我们需要的有关物质,但方程式(3)必须通过方程式(2)有关物质才能和方程式(1)结合在一起.

将方程式(3)×2＋方程式(2)；可表示为(3)×2＋(2)

得：2Fe3O4(s)＋2CO(g)＋3Fe2O3(s)＋CO(g)＝6FeO(s)＋2CO2(g)＋2Fe3O4(s)＋CO2(g)；ΔH＝＋19kJ/mol×2＋(－47kJ/mol)

整理得方程式(4)：Fe2O3(s)＋CO(g)＝2FeO(s)＋CO2(g)；ΔH＝－3kJ/mol

将(1)－(4)得2CO(g)＝2Fe(s)＋3CO2(g)－2FeO(s)－CO2(g)；ΔH＝－25kJ/mol－(－3kJ/mol)

整理得：FeO(s)＋CO(s)＝Fe(s)＋CO2(g)；ΔH＝－11kJ/mol

答案：FeO(s)＋CO(s)＝Fe(s)＋CO2(g)；ΔH＝－11kJ/mol

例2、熔融盐燃料电池具有高的发电效率,因而得到重视,可用Li2CO3和Na2CO3的熔融盐混合物作用电解质,CO为阳极燃气,空气与CO2的混合气体为阴极助燃气,制得在650℃下工作的燃料电池,完成有关的电池反应式：

阳极反应式：2CO＋2CO32－→4CO2＋4e－

阴极反应式：             ；

总电池反应式：               .

解析： 作为燃料电池,总的效果就是把燃料进行燃烧.本题中CO为还原剂,空气中O2为氧化剂,电池总反应式为：2CO＋O2＝2CO2.用总反应式减去电池负极（即题目指的阳极）反应式,就可得到电池正极（即题目指的阴极）反应式：O2＋2CO2＋4e－＝2CO32－ .

答案：O2＋2CO2＋4e－＝2CO32－；2CO＋O2＝2CO2

例3、下列有关反应的方向说法中正确的是(   )

A、放热的自发过程都是熵值减小的过程.

B、吸热的自发过程常常是熵值增加的过程.

C、水自发地从高处流向低处,是趋向能量最低状态的倾向.

D、只根据焓变来判断化学反应的方向是可以的.

解析：放热的自发过程可能使熵值减小、增加或无明显变化,故A错误.只根据焓变来判断反应进行的方向是片面的,要用能量判据、熵判据组成的复合判据来判断,D错误.水自发地从高处流向低处,是趋向能量最低状态的倾向是正确的.有些吸热反应也可以自发进行.如在25℃和1.01×105Pa时,2N2O5(g)＝4NO2(g)＋O2(g)；ΔH＝56.7kJ/mol,(NH4)2CO3(s)＝NH4HCO3(s)＋NH3(g)；ΔH＝74.9kJ/mol,上述两个反应都是吸热反应,又都是熵增的反应,所以B也正确.

答案：BC.

化学反应原理复习（二）

【知识讲解】

第2章、第3、4节

一、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：平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：

(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,pH＜7

碱性溶液：［H＋］＜［OH－］,［OH－］＞1.0×10－7mol·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＜Ksp时,体系中若有足量固体,固体溶解至平衡.

(2)沉淀的转化

根据溶度积的大小,可以将溶度积大的沉淀可转化为溶度积更小的沉淀,这叫做沉淀的转化.沉淀转化实质为沉淀溶解平衡的移动.

四、离子反应

1、离子反应发生的条件

(1)生成沉淀

既有溶液中的离子直接结合为沉淀,又有沉淀的转化.

(2)生成弱电解质

主要是H＋与弱酸根生成弱酸,或OH－与弱碱阳离子生成弱碱,或H＋与OH－生成H2O.

(3)生成气体

生成弱酸时,很多弱酸能分解生成气体.

(4)发生氧化还原反应

强氧化性的离子与强还原性离子易发生氧化还原反应,且大多在酸性条件下发生.

2、离子反应能否进行的理论判据

(1)根据焓变与熵变判据

对ΔH－TΔS＜0的离子反应,室温下都能自发进行.

(2)根据平衡常数判据

离子反应的平衡常数很大时,表明反应的趋势很大.

3、离子反应的应用

(1)判断溶液中离子能否大量共存

相互间能发生反应的离子不能大量共存,注意题目中的隐含条件.

(2)用于物质的定性检验

根据离子的特性反应,主要是沉淀的颜色或气体的生成,定性检验特征性离子.

(3)用于离子的定量计算

常见的有酸碱中和滴定法、氧化还原滴定法.

(4)生活中常见的离子反应.

硬水的形成及软化涉及到的离子反应较多,主要有：

Ca2＋、Mg2＋的形成.

CaCO3＋CO2＋H2O＝Ca2＋＋2HCO3－

MgCO3＋CO2＋H2O＝Mg2＋＋2HCO3－

加热煮沸法降低水的硬度：

Ca2＋＋2HCO3－CaCO3↓＋CO2↑＋H2O

Mg2＋＋2HCO3－MgCO3↓＋CO2↑＋H2O

或加入Na2CO3软化硬水：

Ca2＋＋CO32－＝CaCO3↓,Mg2＋＋CO32－＝MgCO3↓

篇2：高二化学选修4知识点总结

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

篇3：高二化学选修4知识点总结

1、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

2、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.

篇4：高二化学选修4知识点总结

原电池的工作原理 (1)原电池概念： 化学能转化为电能的装置， 叫做原电池。 若化学反应的过程中有电子转移，我们就可以把这个过程中的电子转移设计成定向的移动，即形成电流。只有氧化还原反应中的能量变化才能被转化成电能;非氧化还原反应的能量变化不能设计成电池的形式被人类利用，但可以以光能、热能等其他形式的能量被人类应用。 (2)原电池装置的构成 ①有两种活动性不同的金属(或一种是非金属导体)作电极。 ②电极材料均插入电解质溶液中。 ③两极相连形成闭合电路。 (3)原电池的工作原理 原电池是将一个能自发进行的氧化还原反应的氧化反应和还原反应分别在原电池的负极和正极上发生，从而在外电路中产生电流。负极发生氧化反应，正极发生还原反应，简易记法：负失氧，正得还。 2、原电池原理的应用 (1)依据原电池原理比较金属活动性强弱 ①电子由负极流向正极，由活泼金属流向不活泼金属，而电流方向是由正极流向负极，二者是相反的。 ②在原电池中，活泼金属作负极，发生氧化反应;不活泼金属作正极，发生还原反应。 ③原电池的正极通常有气体生成，或质量增加;负极通常不断溶解，质量减少。 (2)原电池中离子移动的方向 ①构成原电池后，原电池溶液中的阳离子向原电池的正极移动，溶液中的阴离子向原电池的负极移动; ②原电池的外电路电子从负极流向正极，电流从正极流向负极。

篇5：高二化学选修4知识点总结

1、金属键的强弱和金属晶体熔沸点的变化规律:阳离子所带电荷越多、半径越小，金属键越强，熔沸点越高，如熔点：NaNa>K>Rb>Cs。金属键的强弱可以用金属的原子

2、简单配合物的成键情况(配合物的空间构型和中心原子的杂化类型不作要求)

概念

表示

条件

共用电子对由一个原子单方向提供给另一原子共用所形成的共价键。

A：电子对给予体

B：电子对接受体

其中一个原子必须提供孤对电子，另一原子必须能接受孤对电子的轨道。

(1)配位键：一个原子提供一对电子与另一个接受电子的原子形成的共价键，即成键的两个原子一方提供孤对电子，一方提供空轨道而形成的共价键。

(2)①配合物：由提供孤电子对的配位体与接受孤电子对的中心原子(或离子)以配位键形成的化合物称配合物,又称络合物

②形成条件：

a.中心原子(或离子)必须存在空轨道

b.配位体具有提供孤电子对的原子

③配合物的组成

④配合物的性质：配合物具有一定的稳定性。配合物中配位键越强，配合物越稳定。当作为中心原子的金属离子相同时，配合物的稳定性与配体的性质有关。

3、分子间作用力：把分子聚集在一起的作用力。分子间作用力是一种静电作用，比化学键弱得多，包括范德华力和氢键。

范德华力一般没有饱和性和方向性，而氢键则有饱和性和方向性。

4、分子晶体:分子间以分子间作用力(范德华力、氢键)相结合的晶体.典型的有冰、干冰。

5、分子间作用力强弱和分子晶体熔沸点大小的判断：组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越大，克服分子间引力使物质熔化和气化就需要更多的能量，熔、沸点越高，但存在氢键时分子晶体的熔沸点往往反常地高。

6、NH3、H2O、HF中由于存在氢键，使得它们的沸点比同族其它元素氢化物的沸点反常地高。

影响物质的性质方面：增大溶沸点，增大溶解性

表示方法：X—H……Y(N O F) 一般都是氢化物中存在。

7、几种比较：

(1)离子键、共价键和金属键的比较

化学键类型

离子键

共价键

金属键

概念

阴、阳离子间通过静电作用所形成的化学键

原子间通过共用电子对所形成的化学键

金属阳离子与自由电子通过相互作用而形成的化学键

成键微粒

阴阳离子

原子

金属阳离子和自由电子

成键性质

静电作用

共用电子对

电性作用

形成条件

活泼金属与活泼的非金属元素

非金属与非金属元素

金属内部

实例

NaCl、MgO

HCl、H2SO4

Fe、Mg

(2)非极性键和极性键的比较

非极性键

极性键

概念

同种元素原子形成的共价键

不同种元素原子形成的共价键，共用电子对发生偏移

原子吸引电子能力

相同

不同

共用电子对

不偏向任何一方

偏向吸引电子能力强的原子

成键原子电性

电中性

显电性

形成条件

由同种非金属元素组成

由不同种非金属元素组成

(3)物质溶沸点的比较

①不同类晶体：一般情况下，原子晶体>离子晶体>分子晶体

②同种类型晶体：构成晶体质点间的作用大，则熔沸点高，反之则小。

a.离子晶体：离子所带的电荷数越高，离子半径越小，则其熔沸点就越高。

b.分子晶体：对于同类分子晶体，式量越大，则熔沸点越高。

c.原子晶体：键长越小、键能越大，则熔沸点越高。

③常温常压下状态

a.熔点：固态物质>液态物质

b.沸点：液态物质>气态物质

篇6：高二化学选修4知识点

化学守恒

守恒是化学反应过程中所遵循的基本原则，在水溶液中的化学反应，会存在多种守恒关系，如电荷守恒、物料守恒、质子守恒等。

1.电荷守恒关系：

电荷守恒是指电解质溶液中，无论存在多少种离子，电解质溶液必须保持电中性，即溶液中阳离子所带的正电荷总数与阴离子所带的负电荷总数相等，用离子浓度代替电荷浓度可列等式。常用于溶液中离子浓度大小的比较或计算某离子的浓度等，例如：

①在NaHCO3溶液中：c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+2c(CO32-)+c(HCO3-);

②在(NH4)2SO4溶液中：c(NH4+)+c(H+)=c(OH-)+c(SO42—)。

2.物料守恒关系：

物料守恒也就是元素守恒，电解质溶液中由于电离或水解因素，离子会发生变化变成其它离子或分子等，但离子或分子中某种特定元素的原子的总数是不会改变的。

可从加入电解质的化学式角度分析，各元素的原子存在守恒关系，要同时考虑盐本身的电离、盐的水解及离子配比关系。例如：

①在NaHCO3溶液中：c(Na+)=c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3);

②在NH4Cl溶液中：c(Cl-)=c(NH4+)+c(NH3·H2O)。

3.质子守恒关系：

酸碱反应达到平衡时，酸(含广义酸)失去质子(H+)的总数等于碱(或广义碱)得到的质子(H+)总数，这种得失质子(H+)数相等的关系就称为质子守恒。

在盐溶液中，溶剂水也发生电离：H2OH++OH-，从水分子角度分析：H2O电离出来的H+总数与H2O电离出来的OH—总数相等(这里包括已被其它离子结合的部分)，可由电荷守恒和物料守恒推导，例如：

①在NaHCO3溶液中：c(OH-)=c(H+)+c(CO32-)+c(H2CO3);

②在NH4Cl溶液中：c(H+)=c(OH-)+c(NH3·H2O)。

综上所述，化学守恒的观念是分析溶液中存在的微粒关系的重要观念，也是解决溶液中微粒浓度关系问题的重要依据。

篇7：高二化学选修4知识点

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。

篇8：高二化学选修4知识点

第一章、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)]

第二章、化学平衡

一、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：平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，控制反应温度在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。

二、化学反应的限度

1、化学平衡常数

(1)对达到平衡的可逆反应，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，该常数称为化学平衡常数，用符号K表示。

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

(3)平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，正逆反应的平衡常数互为倒数。

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

2、反应的平衡转化率

(1)平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的平衡转化率的表达式为：

α(A)=

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

(3)平衡常数与反应物的平衡转化率之间可以相互计算。

3、反应条件对化学平衡的影响

(1)温度的影响

升高温度使化学平衡向吸热方向移动;降低温度使化学平衡向放热方向移动。温度对化学平衡的影响是通过改变平衡常数实现的。

(2)浓度的影响

增大生成物浓度或减小反应物浓度，平衡向逆反应方向移动;增大反应物浓度或减小生成物浓度，平衡向正反应方向移动。

温度一定时，改变浓度能引起平衡移动，但平衡常数不变。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，化学平衡状态不变。

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

三、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反应达到平衡状态。

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，直至平衡状态。

第三章、水溶液中的电离平衡

一、水溶液

1、水的电离

H2O⇌H++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，pH<7

碱性溶液：[H+]<[OH-]，[OH-]>1.0×10-7mol·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CH3COOH⇌CH3COO-+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+H2O⇌NH3·H2O+HCl

②强碱弱酸盐水解显碱性。

CH3COONa+H2O⇌CH3COOH+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、离子反应

1、离子反应发生的条件

(1)生成沉淀

既有溶液中的离子直接结合为沉淀，又有沉淀的转化。

(2)生成弱电解质

主要是H+与弱酸根生成弱酸，或OH-与弱碱阳离子生成弱碱，或H+与OH-生成H2O。

(3)生成气体

生成弱酸时，很多弱酸能分解生成气体。

(4)发生氧化还原反应

强氧化性的离子与强还原性离子易发生氧化还原反应，且大多在酸性条件下发生。

2、离子反应能否进行的理论判据

(1)根据焓变与熵变判据

对ΔH-TΔS<0的离子反应，室温下都能自发进行。

(2)根据平衡常数判据

离子反应的平衡常数很大时，表明反应的趋势很大。

3、离子反应的应用

(1)判断溶液中离子能否大量共存

相互间能发生反应的离子不能大量共存，注意题目中的隐含条件。

(2)用于物质的定性检验

根据离子的特性反应，主要是沉淀的颜色或气体的生成，定性检验特征性离子。

(3)用于离子的定量计算

常见的有酸碱中和滴定法、氧化还原滴定法。

(4)生活中常见的离子反应。

硬水的形成及软化涉及到的离子反应较多，主要有：

Ca2+、Mg2+的形成。

CaCO3+CO2+H2O=Ca2++2HCO3-

MgCO3+CO2+H2O=Mg2++2HCO3-

加热煮沸法降低水的硬度：

Ca2++2HCO3-=CaCO3↓+CO2↑+H2O

Mg2++2HCO3-=MgCO3↓+CO2↑+H2O

或加入Na2CO3软化硬水：

Ca2++CO32-=CaCO3↓，Mg2++CO32-=MgCO3↓

四、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)沉淀的转化

根据溶度积的大小，可以将溶度积大的沉淀可转化为溶度积更小的沉淀，这叫做沉淀的转化。沉淀转化实质为沉淀溶解平衡的移动。

第四章 电化学

一、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

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)=(电解)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+2H2O

2NaOH+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

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。

篇9：高二化学选修4知识点难点总结

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

4、常见一次电池：碱性锌锰电池、锌银电池、锂电池等

5、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。

6、二次电池的电极反应：铅蓄电池

7、目前已开发出新型蓄电池：银锌电池、镉镍电池、氢镍电池、锂离子电池、聚合物锂离子电池

8、燃料电池：是使燃料与氧化剂反应直接产生电流的一种原电池。

9、电极反应：一般燃料电池发生的电化学反应的最终产物与燃烧产物相同，可根据燃烧反应写出总的电池反应，但不注明反应的条件。负极发生氧化反应，正极发生还原反应，不过要注意一般电解质溶液要参与电极反应。以氢氧燃料电池为例，铂为正、负极，介质分为酸性、碱性和中性。当电解质溶液呈酸性时：负极：2H2—4e—=4H+正极：O2+4 e—4H+ =2H2O当电解质溶液呈碱性时：负极：2H2+4OH——4e—=4H2O正极：O2+2H2O+4 e—=4OH—另一种燃料电池是用金属铂片插入KOH溶液作电极，又在两极上分别通甲烷（燃料）和氧气（氧化剂）。

10、电极反应式为：负极：CH4+10OH——8e— =CO32—+7H2O；正极：4H2O+2O2+8e— =8OH—。电池总反应式为：CH4+2O2+2KOH=K2CO3+3H2O 10、燃料电池的优点：能量转换率高、废弃物少、运行噪音低

11、废弃电池的处理：回收利用

篇10：高二化学选修4知识点难点总结

离子共存

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。

4、溶液中能发生络合反应的离子不能大量共存。

如Fe3+与SCN—不能大量共存；

篇11：高二化学选修4知识点难点总结

一、化学反应的限度

1、化学平衡常数

（1）对达到平衡的可逆反应，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，该常数称为化学平衡常数，用符号K表示。

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

（3）平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，正逆反应的平衡常数互为倒数。

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

2、反应的平衡转化率

（1）平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的平衡转化率的表达式为：

α（A）=

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

（3）平衡常数与反应物的平衡转化率之间可以相互计算。

3、反应条件对化学平衡的影响

（1）温度的影响

升高温度使化学平衡向吸热方向移动；降低温度使化学平衡向放热方向移动。温度对化学平衡的影响是通过改变平衡常数实现的。

（2）浓度的影响

增大生成物浓度或减小反应物浓度，平衡向逆反应方向移动；增大反应物浓度或减小生成物浓度，平衡向正反应方向移动。

温度一定时，改变浓度能引起平衡移动，但平衡常数不变。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，化学平衡状态不变。

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

篇12：高二化学选修4知识点难点总结

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：平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：

（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。

篇13：高二化学选修4知识点难点总结

有机化学计算

1、有机物化学式的确定

（1）确定有机物的式量的方法

①根据标准状况下气体的密度ρ，求算该气体的式量：M = 22·4ρ（标准状况）

②根据气体A对气体B的相对密度D，求算气体A的式量：MA = DMB

③求混合物的平均式量：M = m（混总）/n（混总）

④根据化学反应方程式计算烃的式量。

⑤应用原子个数较少的元素的质量分数，在假设它们的个数为1、2、3时，求出式量。

（2）确定化学式的方法

①根据式量和最简式确定有机物的分子式。

②根据式量，计算一个分子中各元素的原子个数，确定有机物的分子式。

③当能够确定有机物的类别时。可以根据有机物的通式，求算n值，确定分子式。

④根据混合物的平均式量，推算混合物中有机物的分子式。

（3）确定有机物化学式的一般途径

（4）有关烃的混合物计算的几条规律

①若平均式量小于26，则一定有CH4

②平均分子组成中，l < n（C）< 2，则一定有CH4。

③平均分子组成中，2 < n（H）< 4，则一定有C2H2。

篇14：高中化学选修4知识点总结

第一章 化学反应与能量

考点1：吸热反应与放热反应

1、吸热反应与放热反应的区别

特别注意：反应是吸热还是放热与反应的条件没有必然的联系，而决定于反应物和生成物具有的总能量(或焓)的相对大小。

2、常见的放热反应

①一切燃烧反应;

②活泼金属与酸或水的反应;

③酸碱中和反应;

④铝热反应;

⑤大多数化合反应(但有些化合反应是吸热反应，如：N2+O2=2NO，CO2+C=2CO等均为吸热反应)。

3、常见的吸热反应

①Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl反应;

②大多数分解反应是吸热反应

③等也是吸热反应;

④水解反应

考点2：反应热计算的依据

1.根据热化学方程式计算

反应热与反应物各物质的物质的量成正比。

2.根据反应物和生成物的总能量计算

ΔH=E生成物-E反应物。

3.根据键能计算

ΔH=反应物的键能总和-生成物的键能总和。

4.根据盖斯定律计算

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，而与反应的途径无关。即如果一个反应可以分步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成时的反应热是相同的。

温馨提示：

①盖斯定律的主要用途是用已知反应的反应热来推知相关反应的反应热。

②热化学方程式之间的“+”“-”等数学运算，对应ΔH也进行“+”“-”等数学计算。

5.根据物质燃烧放热数值计算：Q(放)=n(可燃物)×|ΔH|。

第二章 化学反应速率与化学平衡

考点1：化学反应速率

1、化学反应速率的表示方法___________。

化学反应速率通常用单位时间内反应物浓度和生成物浓度的变化来表示。表达式：___________ 。

其常用的单位是__________ 、或__________ 。

2、影响化学反应速率的因素

1)内因(主要因素)

反应物本身的性质。

2)外因(其他条件不变，只改变一个条件)

3、理论解释——有效碰撞理论

(1)活化分子、活化能、有效碰撞

①活化分子：能够发生有效碰撞的分子。

②活化能：如图

图中：E1为正反应的活化能，使用催化剂时的活化能为E3，反应热为E1-E2。(注：E2为逆反应的活化能)

③有效碰撞：活化分子之间能够引发化学反应的碰撞。

(2)活化分子、有效碰撞与反应速率的关系

考点2：化学平衡

1、化学平衡状态：一定条件(恒温、恒容或恒压)下的可逆反应里，正反应和逆反应的速率相等，反应混合物(包括反应物和生成物)中各组分的浓度保持不变的状态。

2、化学平衡状态的特征

3、判断化学平衡状态的依据

考点3：化学平衡的移动

1、概念

可逆反应中旧化学平衡的破坏、新化学平衡的建立，由原平衡状态向新化学平衡状态的转化过程，称为化学平衡的移动。

2、化学平衡移动与化学反应速率的关系

(1)v正>v逆：平衡向正反应方向移动。

(2)v正=v逆：反应达到平衡状态，不发生平衡移动。

(3)v正

3、影响化学平衡的因素

4、“惰性气体”对化学平衡的影响

①恒温、恒容条件

原平衡体系体系总压强增大―→体系中各组分的浓度不变―→平衡不移动。

②恒温、恒压条件

原平衡体系容器容积增大，各反应气体的分压减小―→体系中各组分的浓度同倍数减小

5、勒夏特列原理

定义：如果改变影响平衡的一个条件(如C、P或T等)，平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。

原理适用的范围：已达平衡的体系、所有的平衡状态(如溶解平衡、化学平衡、电离平衡、水解平衡等)和只限于改变影响平衡的一个条件。

勒夏特列原理中“减弱这种改变”的解释：外界条件改变使平衡发生移动的结果，是减弱对这种条件的改变，而不是抵消这种改变，也就是说：外界因素对平衡体系的影响占主要方面。

第三章 水溶液中的离子平衡

一、弱电解质的电离

1、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质。

非电解质：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物。

强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解质。

弱电解质：在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质。

2、电解质与非电解质本质区别：

电解质——离子化合物或共价化合物 非电解质——共价化合物

注意：①电解质、非电解质都是化合物 ②SO2、NH3、CO2等属于非电解质

③强电解质不等于易溶于水的化合物(如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4 为强电解质)——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。

3、电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成 离子的速率 和离子结合成 时，电离过程就达到了平衡状态 ，这叫电离平衡。

4、影响电离平衡的因素：

A、温度：电离一般吸热，升温有利于电离。

B、浓度：浓度越大，电离程度 越小 ;溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。C、同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会减弱电离。D、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。

5、电离方程式的书写：用可逆符号 弱酸的电离要分布写(第一步为主)

6、电离常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。叫做电离平衡常数，(一般用Ka表示酸，Kb表示碱。)

表示方法：ABA++B- Ki=[ A+][B-]/[AB]

7、影响因素：

a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。

b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。

C、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO

二、水的电离和溶液的酸碱性

1、水电离平衡：

水的离子积：KW= c[H+]·c[OH-]

25℃时,[H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; KW= [H+]·[OH-] = 1*10-14

注意：KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定

KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液(酸、碱、盐)

2、水电离特点：(1)可逆(2)吸热(3)极弱

3、影响水电离平衡的外界因素：

①酸、碱：抑制水的电离 KW〈1*10-14

②温度：促进水的电离(水的电离是 吸 热的)

③易水解的盐：促进水的电离 KW 〉1*10-14

4、溶液的酸碱性和pH：

(1)pH=-lgc[H+]

(2)pH的测定方法：

酸碱指示剂—— 甲基橙 、石蕊 、酚酞 。

变色范围：甲基橙3.1~4.4(橙色) 石蕊5.0~8.0(紫色) 酚酞8.2~10.0(浅红色)

pH试纸—操作 玻璃棒蘸取未知液体在试纸上，然后与标准比色卡对比即可 。

注意：①事先不能用水湿润PH试纸;②广泛pH试纸只能读取整数值或范围

三、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w

.w.w.k.s.5.u.c.o.m

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)〕

六、酸碱中和滴定：

1、中和滴定的原理

实质：H++OH—=H2O 即酸能提供的H+和碱能提供的OH-物质的量相等。

2、中和滴定的操作过程：

(1)仪②滴定管的刻度，O刻度在上 ，往下刻度标数越来越大，全部容积 大于 它的最大刻度值，因为下端有一部分没有刻度。滴定时，所用溶液不得超过最低刻度，不得一次滴定使用两滴定管酸(或碱)，也不得中途向滴定管中添加。②滴定管可以读到小数点后 一位 。

(2)药品：标准液;待测液;指示剂。

(3)准备过程：

准备：检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面。(洗涤：用洗液洗→检漏：滴定管是否漏水→用水洗→用标准液洗(或待测液洗)→装溶液→排气泡→调液面→记数据V(始)

(4)试验过程

3、酸碱中和滴定的误差分析

误差分析：利用n酸c酸V酸=n碱c碱V碱进行分析

式中：n——酸或碱中氢原子或氢氧根离子数;c——酸或碱的物质的量浓度;

V——酸或碱溶液的体积。当用酸去滴定碱确定碱的浓度时，则：

c碱=

上述公式在求算浓度时很方便，而在分析误差时起主要作用的是分子上的V酸的变化，因为在滴定过程中c酸为标准酸，其数值在理论上是不变的，若稀释了虽实际值变小，但体现的却是V酸的增大，导致c酸偏高;V碱同样也是一个定值，它是用标准的量器量好后注入锥形瓶中的，当在实际操作中碱液外溅，其实际值减小，但引起变化的却是标准酸用量的减少，即V酸减小，则c碱降低了;对于观察中出现的误差亦同样如此。综上所述，当用标准酸来测定碱的浓度时，c碱的误差与V酸的变化成正比，即当V酸的实测值大于理论值时，c碱偏高，反之偏低。

同理，用标准碱来滴定未知浓度的酸时亦然。

七、盐类的水解(只有可溶于水的盐才水解)

1、盐类水解：在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应。

2、水解的实质： 水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合,破坏水的电离，是平衡向右移动，促进水的电离。

3、盐类水解规律：

①有弱 才水解，无弱不水解，越弱越水解;谁 强显谁性，两弱都水解，同强显中性。

②多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大，碱性更强。 (如:Na2CO3>NaHCO3)

4、盐类水解的特点：(1)可逆(与中和反应互逆)(2)程度小(3)吸热

5、影响盐类水解的外界因素：

①温度：温度越 高 水解程度越大(水解吸热，越热越水解)

②浓度：浓度越小，水解程度越 大 (越稀越水解)

③酸碱：促进或抑制盐的水解(H+促进 阴离子 水解而 抑制 阳离子水解;OH-促进阳离子水解而抑制阴离子水解)

6、酸式盐溶液的酸碱性：

①只电离不水解：如HSO4- 显 酸 性

②电离程度>水解程度，显 酸 性 (如: HSO3-、H2PO4-)

③水解程度>电离程度，显 碱 性(如：HCO3-、HS-、HPO42-)

7、双水解反应：

(1)构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应。双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。

(2)常见的双水解反应完全的为：Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-);S2-与NH4+;CO32-(HCO3-)与NH4+其特点是相互水解成沉淀或气体。双水解完全的离子方程式配平依据是两边电荷平衡，如：2Al3++ 3S2- + 6H2O == 2Al(OH)3↓+3H2S↑

8、盐类水解的应用：

水解的应用	实例	原理
1、净水	明矾净水	Al3++3H2O⇌ Al(OH)3(胶体)+3H+
2、去油污	用热碱水冼油污物品	CO32-+H2O⇌ HCO3-+OH-
3、药品的保存	①配制FeCl3溶液时常加入少量盐酸	Fe3++3H2O⇌ Fe(OH)3+3H+
②配制Na2CO3溶液时常加入少量NaOH	CO32-+H2O⇌ HCO3-+OH-
4、制备无水盐	由MgCl2·6H2O制无水MgCl2 在HCl气流中加热	若不然，则： MgCl2·6H2OMg(OH)2+2HCl+4H2O Mg(OH)2MgO+H2O
5、泡沫灭火器	用Al2(SO4)3与NaHCO3溶液混合	Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑
6、比较盐溶液中离子浓度的大小	比较NH4Cl溶液中离子浓度的大小	NH4++H2O⇌ NH3·H2O+H+ c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH)-

9、水解平衡常数(Kh)

对于强碱弱酸盐：Kh=Kw/Ka(Kw为该温度下水的离子积，Ka为该条件下该弱酸根形成的弱酸的电离平衡常数)

对于强酸弱碱盐：Kh=Kw/Kb(Kw为该温度下水的离子积，Kb为该条件下该弱碱根形成的弱碱的电离平衡常数)

电离、水解方程式的书写原则

1)、多元弱酸(多元弱酸盐)的电离(水解)的书写原则：分步书写

注意：不管是水解还是电离，都决定于第一步，第二步一般相当微弱。

2)、多元弱碱(多元弱碱盐)的电离(水解)书写原则：一步书写

八、溶液中微粒浓度的大小比较

☆☆基本原则：抓住溶液中微粒浓度必须满足的三种守恒关系：

①电荷守恒：:任何溶液均显电 中 性，各阳离子浓度与其所带电荷数的乘积之和=各阴离子浓度与其所带电荷数的乘积之和

②物料守恒:(即原子个数守恒或质量守恒)

某原子的总量(或总浓度)=其以各种形式存在的所有微粒的量(或浓度)之和

③质子守恒：即水电离出的H+浓度与OH-浓度相等。

九、难溶电解质的溶解平衡

1、难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识

(1)溶解度 小于 0.01g的电解质称难溶电解质。

(2)反应后离子浓度降至1*10-5以下的反应为完全反应。如酸碱中和时[H+]降至10-7mol/L<10-5mol/L，故为完全反应，用“=”，常见的难溶物在水中的离子浓度均远低于10-5mol/L，故均用“=”。

(3)难溶并非不溶，任何难溶物在水中均存在溶解平衡。

(4)掌握三种微溶物质：CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4

(5)溶解平衡常为吸热，但Ca(OH)2为放热，升温其溶解度减少。

(6)溶解平衡存在的前提是：必须存在沉淀，否则不存在平衡。

2、溶解平衡方程式的书写

意在沉淀后用(s)标明状态，并用“⇌”。如：Ag2S(s)⇌ 2Ag+(aq)+S2-(aq)

3、沉淀生成的三种主要方式

(1)加沉淀剂法：Ksp越小(即沉淀越难溶)，沉淀越完全;沉淀剂过量能使沉淀更完全。

(2)调pH值除某些易水解的金属阳离子：如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。

(3)氧化还原沉淀法：

(4)同离子效应法

4、沉淀的溶解：

沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移动。常采用的方法有：①酸碱;②氧化还原;③沉淀转化。

5、沉淀的转化：

溶解度大的生成溶解度小的，溶解度小的生成溶解度更小的。

如：AgNO3 →AgCl(白色沉淀)→ AgBr(淡黄色)→AgI (黄色)→ Ag2S(黑色)

6、溶度积(Ksp)

1)、定义：在一定条件下，难溶电解质电解质溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉淀的速率，溶液中各离子的浓度保持不变的状态。

2)、表达式：AmBn(s) mAn+(aq)+nBm-(aq)

Ksp= [c(An+)]m •[c(Bm-)]n

3)、影响因素：

外因：①浓度：加水，平衡向溶解方向移动。

②温度：升温，多数平衡向溶解方向移动。

4)、溶度积规则

QC(离子积)>KSP 有沉淀析出

QC=KSP平衡状态

QC

第四章 电化学

1.原电池的工作原理及应用

1.概念和反应本质

原电池是把化学能转化为电能的装置，其反应本质是氧化还原反应。

2.原电池的构成条件

(1)一看反应：看是否有能自发进行的氧化还原反应发生(一般是活泼性强的金属与电解质溶液反应)。

(2)二看两电极：一般是活泼性不同的两电极。

(3)三看是否形成闭合回路，形成闭合回路需三个条件：①电解质溶液;②两电极直接或间接接触;③两电极插入电解质溶液中。

3.工作原理

以锌铜原电池为例

(1)反应原理

电极名称	负极	正极
电极材料	锌片	铜片
电极反应	Zn－2e－===Zn2＋	Cu2＋＋2e－===Cu
反应类型	氧化反应	还原反应
电子流向	由Zn片沿导线流向Cu片
盐桥中离子移向	盐桥含饱和KCl溶液，K＋移向正极，Cl－移向负极

(2)盐桥的组成和作用

①盐桥中装有饱和的KCl、KNO3等溶液和琼胶制成的胶冻。

②盐桥的作用：a.连接内电路，形成闭合回路;b.平衡电荷，使原电池不断产生电流。

2.电解的原理

1.电解和电解池

(1)电解：在电流作用下，电解质在两个电极上分别发生氧化反应和还原反应的过程。

(2)电解池：电能转化为化学能的装置。

(3)电解池的构成

①有与电源相连的两个电极。

②电解质溶液(或熔融电解质)。

③形成闭合回路。

2.电解池的工作原理

(1)电极名称及电极反应式(电解CuCl2溶液为例)

总反应式：

(2)电子和离子的移动方向

①电子：从电源负极流出后，流向电解池阴极;从电解池的阳极流出后流向电源的正极。

②离子：阳离子移向电解池的阴极，阴离子移向电解池的阳极。

3.阴阳两极上放电顺序

(1)阴极：(与电极材料无关)。氧化性强的先放电，放电顺序：

(2)阳极：若是活性电极作阳极，则活性电极首先失电子，发生氧化反应。

若是惰性电极作阳极，放电顺序为

3.化学电源

1.日常生活中的三种电池

(1)碱性锌锰干电池——一次电池

正极反应：2MnO2+2H2O+2e-===2MnOOH+2OH-;

负极反应：Zn+2OH--2e-===Zn(OH)2;

总反应：Zn+2MnO2+2H2O===2MnOOH+Zn(OH)2。

(2)锌银电池——一次电池

负极反应：Zn+2OH--2e-===Zn(OH)2;

正极反应：Ag2O+H2O+2e-===2Ag+2OH-;

总反应：Zn+Ag2O+H2O===Zn(OH)2+2Ag。

(3)二次电池(可充电电池)

铅蓄电池是最常见的二次电池，负极材料是Pb，正极材料是PbO2。

①放电时的反应

a.负极反应：Pb+SO42--2e-===PbSO4;

b.正极反应：PbO2+4H++SO42-+2e-===PbSO4+2H2O;

c.总反应：Pb+PbO2+2H2SO4===2PbSO4+2H2O。

②充电时的反应

a.阴极反应：PbSO4+2e-===Pb+SO42-;

b.阳极反应：PbSO4+2H2O-2e-===PbO2+4H++SO42-;

c.总反应：2PbSO4+2H2O电解=====Pb+PbO2+2H2SO4。

注 可充电电池的充、放电不能理解为可逆反应。

2.“高效、环境友好”的燃料电池

氢氧燃料电池是目前最成熟的燃料电池，可分酸性和碱性两种。

种类	酸性	碱性
负极反应式	2H2－4e－===4H＋	2H2＋4OH－－4e－===4H2O
正极反应式	O2＋4e－＋4H＋===2H2O	O2＋2H2O＋4e－===4OH－
电池总反应式	2H2＋O2===2H2O
备注	燃料电池的电极不参与反应，有很强的催化活性，起导电作用

4.电解原理的应用

1.氯碱工业

(1)电极反应

阳极反应式：2Cl--2e-===Cl2↑(氧化反应)

阴极反应式：2H++2e-===H2↑(还原反应)

(2)总反应方程式

2NaCl+2H2O2NaOH+H2↑+Cl2↑

(3)氯碱工业生产流程图

2.电镀

下图为金属表面镀银的工作示意图，据此回答下列问题：

(1)镀件作阴极，镀层金属银作阳极。

(2)电解质溶液是AgNO3溶液等含镀层金属阳离子的盐溶液。

(3)电极反应：

阳极：Ag-e-===Ag+;

阴极：Ag++e-===Ag。

(4)特点：阳极溶解，阴极沉积，电镀液的浓度不变。

3.电解精炼铜

(1)电极材料：阳极为粗铜;阴极为纯铜。

(2)电解质溶液：含Cu2+的盐溶液。

(3)电极反应：

阳极：Zn-2e-===Zn2+、Fe-2e-===Fe2+、Ni-2e-===Ni2+、Cu-2e-===Cu2+;

阴极：Cu2++2e-===Cu。

4.电冶金

利用电解熔融盐的方法来冶炼活泼金属Na、Ca、Mg、Al等。

(1)冶炼钠

2NaCl(熔融)2Na+Cl2↑

电极反应：

阳极：2Cl--2e-===Cl2↑;阴极：2Na++2e-===2Na。

(2)冶炼铝

2Al2O3(熔融)4Al+3O2↑

电极反应：

阳极：6O2--12e-===3O2↑;

阴极：4Al3++12e-===4Al。

5.金属的腐蚀与防护

1.金属腐蚀的本质

金属原子失去电子变为金属阳离子，金属发生氧化反应。

2.金属腐蚀的类型

(1)化学腐蚀与电化学腐蚀

类型	化学腐蚀	电化学腐蚀
条件	金属跟非金属单质直接接触	不纯金属或合金跟电解质溶液接触
现象	无电流产生	有微弱电流产生
本质	金属被氧化	较活泼金属被氧化
联系	两者往往同时发生，电化学腐蚀更普遍

(2)析氢腐蚀与吸氧腐蚀

以钢铁的腐蚀为例进行分析：

类型	析氢腐蚀	吸氧腐蚀
条件	水膜酸性较强(pH≤4.3)	水膜酸性很弱或呈中性
电极反应	负极	Fe－2e－===Fe2＋
正极	2H＋＋2e－===H2↑	O2＋2H2O＋4e－===4OH－
总反应式	Fe＋2H＋===Fe2＋＋H2↑	2Fe＋O2＋2H2O===2Fe(OH)2
联系	吸氧腐蚀更普遍

3.金属的防护

(1)电化学防护

①牺牲阳极的阴极保护法—原电池原理

a.负极：比被保护金属活泼的金属;

b.正极：被保护的金属设备。

②外加电流的阴极保护法—电解原理

a.阴极：被保护的金属设备;

b.阳极：惰性金属或石墨。

(2)改变金属的内部结构，如制成合金、不锈钢等。

(3)加防护层，如在金属表面喷油漆、涂油脂、电镀、喷镀或表面钝化等方法。

篇15：高二化学选修4知识点梳理

盐类水解的应用规律

1.分析判断盐溶液酸碱性时要考虑水解。

2.确定盐溶液中的离子种类和浓度时要考虑盐的水解。 如Na2S溶液中含有哪些离子,按浓度由大到小的顺序排列: C(Na+ )>C(S2-)>C(OH-)>C(HS-)>C(H+) 或:C(Na+) +C(H+)=2C(S2-)+C(HS-)+C(OH-)

3.配制某些盐溶液时要考虑盐的水解 如配制FeCl3,SnCl4 ,Na2SiO3等盐溶液时应分别将其溶解在相应的酸或碱溶液中。

4.制备某些盐时要考虑水解 Al2S3 ,MgS,Mg3N2 等物质极易与水作用,它们在溶液中不能稳定存在,所以制取这些物质时,不能用复分解反应的方法在溶液中制取,而只能用干法制备。

5.某些活泼金属与强酸弱碱溶液反应,要考虑水解 如Mg,Al,Zn等活泼金属与NH4Cl,CuSO4 ,AlCl3 等溶液反应. 3Mg+2AlCl3 +6H2O=3MgCl2+2Al(OH)3↓+3H2↑

6.判断中和滴定终点时溶液酸碱性,选择指示剂以及当pH=7时酸或碱过量的判断等问题时,应考虑到盐的水解. 如CH3COOH与NaOH刚好反应时pH>7,若二者反应后溶液pH=7,则CH3COOH过量。 指示剂选择的总原则是,所选择指示剂的变色范围应该与滴定后所得盐溶液的pH值范围相一致。即强酸与弱碱互滴时应选择甲基橙;弱酸与强碱互滴时应选择酚酞。

7.制备氢氧化铁胶体时要考虑水解. FeCl3+3H2O=Fe(OH)3(胶体)+3HCl

8.分析盐与盐反应时要考虑水解. 两种盐溶液反应时应分三个步骤分析考虑: (1)能否发生氧化还原反应; (2)能否发生双水解互促反应; (3)以上两反应均不发生,则考虑能否发生复分解反应。

9.加热蒸发和浓缩盐溶液时,对最后残留物的判断应考虑盐类的水解 (1)加热浓缩不水解的盐溶液时一般得原物质. (2)加热浓缩Na2CO3型的盐溶液一般得原物质. (3)加热浓缩FeCl3 型的盐溶液.最后得到FeCl3和Fe(OH)3 的混合物,灼烧得Fe2O3 。 (4)加热蒸干(NH4)2CO3或NH4HCO3 型的盐溶液时,得不到固体. (5)加热蒸干Ca(HCO3)2型的盐溶液时,最后得相应的正盐. (6)加热Mg(HCO3)2、MgCO3 溶液最后得到Mg(OH)2 固体。

10.其它方面 (1)净水剂的选择:如Al3+ ,FeCl3等均可作净水剂,应从水解的角度解释。 (2)化肥的使用时应考虑水解。如草木灰不能与铵态氮肥混合使用 (3)小苏打片可治疗胃酸过多。 (4)纯碱液可洗涤油污。 (5)磨口试剂瓶不能盛放Na2SiO3,Na2CO3等试剂. 凡此种.种,不一而举。学习中要具体情况具体分析,灵活应用之。

篇16：高二化学选修4知识点梳理

硅酸盐

硅酸盐：硅酸盐是由硅、氧、金属元素组成的化合物的总称。硅酸盐种类很多，大多数难溶于水，最常见的可溶性硅酸盐是Na2SiO3，Na2SiO3的水溶液俗称水玻璃，又称泡花碱，是一种无色粘稠的液体，可以作黏胶剂和木材防火剂。硅酸钠水溶液久置在空气中容易变质：

Na2SiO3+CO2+H2O=Na2CO3+H2SiO3↓(有白色沉淀生成)

传统硅酸盐工业三大产品有：玻璃、陶瓷、水泥。

硅酸盐由于组成比较复杂，常用氧化物的形式表示：活泼金属氧化物→较活泼金属氧化物→二氧化硅→水。氧化物前系数配置原则：除氧元素外，其他元素按配置前后原子个数守恒原则配置系数。

硅酸钠：Na2SiO3 Na2O·SiO2

硅酸钙：CaSiO3 CaO·SiO2

高岭石：Al2(Si2O5)(OH)4 Al2O3·2SiO2·2H2O