[高二化学选修4重点] 高二化学选修4
在繁杂的高二课本中提取重点，是我们学好化学选修4的重要学习方法之一。下面是小编为您带来的高二化学选修4重点，相信对你的考试能提供一些帮助。
高二化学选修4重点(一)。
(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。
(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。
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。
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。
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。
(1)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Ea0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。
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。
6、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。
(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。
8、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1107Pa～1108Pa 之间，并采用N2与H2分压为1∶2.8的投料比。
(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：
(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。
(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。
Vg0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。
高二化学选修4重点(二)。
1、弱电解质的电离定义：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。
注意：
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、强弱电解质。
电解质是指溶于水或熔融状态下能够导电的化合物;非电解质是指溶于水和熔融状态下都不导电的化合物。
②化合物中属于电解质的有：活泼金属的氧化物、 水、 酸、 碱和盐;于非电解质的有：非金属的氧化物。
①强电解质：在水溶液中能完全电离的电解质称为强电解质(如强酸、 强碱和大部分的盐) ②弱电解质：在水溶液里只有部分电离为离子(如：弱酸、弱碱和少量盐)。
注：弱电解质特征：存在电离平衡，平衡时离子和电解质分子共存，而且大部分以分子形式存在。
5、强酸(HA)与弱酸(HB)的区别：
(3)pH相同时，加水稀释同等倍数后，pHHApHHB。
6、水离平衡：H2OH+ + OH— 水的离子积：KW = [H+][OH—]。
25℃时, [H+]=[OH—] =10—7 mol/L ; KW = [H+][OH—] = 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)。
7、水电离特点：(1)可逆 (2)吸热 (3)极弱。
①酸、碱 ：抑制水的电离(pH之和为14的酸和碱的水溶液中水的电离被同等的抑制)。
③易水解的盐：促进水的电离(pH之和为14两种水解盐溶液中水的电离被同等的促进)。
试比较pH=3的HAc、pH=4的NH4Cl、pH=11的NaOH、pH=10Na2CO3四种溶液中水的电离程度从大到小的顺序是 。
9、溶液的酸碱性和pH：
(1)pH= —lg[H]。
—12已知100℃时，水的KW=110，则该温度下。
(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的测定方法：
酸碱指示剂甲基橙、石蕊、酚酞。
pH试纸 最简单的方法。 操作：将一小块pH试纸放在洁净的玻璃片上，用玻璃棒沾取未知液点试纸中部，然后与标准比色卡比较读数即可。
10、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，两弱相促进，两强不水解。
②多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸水解程度大，碱性更强。 (如:Na2CO3 NaHCO3)。
③弱酸酸性强弱比较：
A、同主族元素最高价含氧酸的酸性递减，无氧酸的酸性递增(利用特殊值进行记忆。如酸性：HF
B、饱和一元脂肪酸的碳原子数越小，酸性越强(如HCOOHCH3COOH)。
C、一些常见的酸的酸性：HClO、HAlO2、苯酚为极弱酸;醋酸碳酸;磷酸和H2SO3为中强酸;HClO4为最强含氧酸等。
高二化学选修4重点(三)。
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。
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均为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。
7、强酸与强酸的混合：(先求[H+]混：将两种酸中的H+离子数相加除以总体积，再求其它)。
[H+]混 =([H+]1V1+[H+]2V2)/(V1+V2)。
8、强碱与强碱的混合：(先求[OH—]混：将两种酸中的OH—离子数相加除以总体积，再求其它)。
[OH—]混=([OH—]1V1+[OH—]2V2)/(V1+V2) (注意 :不能直接计算[H+]混)。
9、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)。
注意：在加法运算中，相差100倍以上(含100倍)的，小的可以忽略不计！
10、影响盐类水解的外界因素：