高考化学选修四,高中化学选修四

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<化学课程标准》指出：让每一个学生以轻松愉快的心情去认识多姿多彩与人类息息相关的化学，积极探究化学的奥秘，形成持续的化学学习心趣，增强学好化学的自信心。那么，如何学好化学呢？笔者通过这些年的教学，认为学好化学有以下几方面要注意：

一、认真阅读化学课本

化学课本是依据教学大纲系统地阐述教材内容的教学用书，抓住课本，也就抓住了基础知识，应该对课本中的主要原理，定律以及重要的结论和规律着重去看、去记忆。同时还应注意学习化学中研究问题的方法，掌握学习的科学方法比掌握知识更重要。因为它能提高学习的思维能力。

看化学书的程序一般分三步。

1．全面看 全面看一节教材，把握一节书的整体内容，在头脑中形成一个初步整体印象，要做到能提纲挈领地叙述出教材中的重点、难点、关键和本质的问题。

2．抓关键 在全面看的基础上，抓住教材中的重点、难点和关键用语重点看，认真反复琢磨。

3．理思路 看书时要积极思考，重点知识要掌握，难点知识要逐步突破。

总之，看书的程序可概括为：“整体枣部分枣整体”，即整体感知，部分探索，整体理解。

二、注意化学的学习方法

学习方法是学生获取知识、掌握知识及开发智力、培养能力的途径与策略。

A、针对化学实验的学习方法

（一）实验——学习化学的手段

化学是以实验为基础的自然科学。实验是研究化学的科学方法，也是学习化学的重要手段。

（二）观察实验要与思考相结合

化学实验的观察，一般是按照“反应前→反应中→反应后”的顺序，分别进行观察。观察的同时还要积极地思维。例如：在观察铜、锌分别投入稀硫酸中的现象时，要想为什么会看到锌放在稀硫酸中会产生气体，而铜放在稀硫酸中却无气体产生呢？通过思考，把感性知识升华，就会获得较深的认识：锌的活动性比氢强，能将氢从酸中置换出来，而铜没有氢活泼，故不能置换酸中的氢。

（三）化学实验操作中的“一、二、三”

1．实验室取用固体粉末时，应“一斜、二送、三直立”。即使试管倾斜，把盛有药品的药匙小心地送人试管底部，然后将试管直立起来，让药品全部落到试管底部。

2．实验室取用块状固体或金属颗粒时，应“一横、二放、三慢竖”。即先把容器横放，把药品或金属颗粒放入容器口以后，再把容器慢慢地竖立起来，使药品或金属颗粒缓缓地滑到容器的底部，以免打破容器。

3．在液体的过滤操作中，应注意“一贴、二低、三靠”。即滤纸紧贴漏斗的内壁，滤纸的边缘应低于漏斗口，漏斗里的液面要低于滤纸的边缘，烧杯要紧靠在玻璃棒上，玻璃棒的末端要轻轻地靠在三层滤纸的一边，漏斗下端的管口要紧靠烧杯的内壁。

B、针对化学用语的学习

（一）化学用语是学习化学的工具

化学用语是化学学科所特有的，是研究化学的工具，也是一种国际性的科技语言。不懂化学用语，学习化学就不能入门。所以，掌握它是很重要的。

（二）写好记好化学式的方法

1．掌握单质化学式的写法

2．掌握化合物化学式的写法

（三）掌握写好记好化学方程式的方法

1．抓住反应规律

2．联系实验现象写好记好化学方程式

三、抓住规律，学会联想，简化记忆

化学，相对于数学.物理来说，偏重记忆的东西较多，“反常”的知识多一些，规律性似科不是很强。如何把貌似零乱的知识系统起来，简化记忆，这是学好化学必须解决的问题。

首先，要强调指出的是：学习任何一门知识都需要记忆，不需记忆的知识是没有的。

古人说：“熟读唐诗三百首，不会作诗也会吟”，“书读百遍，其义自见”，其主旨是强调记忆，在记忆中体会．深化.升华。这是我们今天仍然要借鉴的。只强调提高能力，忽略基础知识的记忆是错误的，“能力”是以知识为基础的。但如何简化记忆，总体说来是要：归纳.概括，使其尽可能条理化，抓规律性的知识。

比如，物质的化学性质是五光十色各不相同的，可细细看来，某物质的化学性质实际就是与单质和化合物两大类物质的反应（中学范围内），如下所示：

金属单质：Na(Li) Mg Al Fe Cu

单质

非金属单质：H2、C Si N2 P O2 S Cl2 (X2)

碱

某物质+ 酸

化合物 盐

氧化物

有机物

只需对物质稍加分析，便会把它的化学性质记全.记准。

又如电解，产物也因电解质不同而不同。当用惰性电极进行电解时，便会发现：电解活泼金属的含氧酸盐.含氧酸.强碱的溶液，实际是电解水；电解非含氧酸（除HF），不活泼金属的非含氧酸盐溶液，是在电解溶质；电解活泼金属的非含氧酸盐或不活泼金属的含氧酸盐的溶液时，溶质.溶剂同时参加电解。

如此等等，只要你用“心”去学，不断归纳总结，就会把纷杂的知识梳理得整整齐齐。在梳理过程中要注意联想，不会联想的同学是很难把知识学“活”的。有一句广告词：“如果人类失去‘联想’，世界将会变得怎样？”同样，如果我们在学习中不擅于联想，你的知识就处于支离破碎的状态，单就一章一节而言，你可能优秀；如果综合考查，你就很给保持良好。在学习过程中一定要把前后的知识联系起来。

比如，高中化学没有把氧气单列一节，但氧气的性质却贯穿中学化学始末。这就要求你在学习涉及氧气的性质时，学会联想，由点及面，带动你的化学知识。请参看下表：

金属 Li Na Mg Al Fe Cu

单质

非金属 H2 C Si N2 P S O2

碱 Fe(OH)2

无机物 酸 H2S H2SO3

盐 Na2SO3 FeSO4

氧化物 CO NO SO2 FeO

烃：烷、烯、炔的燃烧反应

有机物 芳烃的燃烧反应

醇、醛的催化氧化

原电池反应的吸氧腐蚀。

生成的氧气的途径也由KMnO4和KClO3的分解扩展到：

盐类分解：KCIO3、KMnO4 AgNO3 NaNO3 Cu（NO3）2

酸的分解：HCIO. HNO3

过氧化物：H2O2分解 Na2O2+ H2O、CO2

电解：CuSO4 AgNO3等溶液

光合作用：CO2+H2O

这样通过O2，你就复习了中学化学中的三本书中的知识。如果把H2.X2.HNO3.H2SO4等物质都联想起来，久而久之，你的知识就不再零散，而是网络化.立体化了，形成了你自己的知识网络，就用起来便会得心应手。

四、处处留心，时时总结

我们在学校学习一般要遵从：听讲，看书→思考→练习→思考（归纳.总结，深化知识）这一条路线进行。上课听讲，阅读教材受知识，通过思索，掌握知识，这仅是停留在“理性”阶段（眼到，心到）。通过练习（手到）检验自己理解知识.应用知识的程度。在练习中思考，归类，总结知识，做到触类旁通，跳出题海（手到，心到）。比如，在溶液各离子组可否大量共存，离子的组合方式可以随意变化，但当离子间生成难溶物，气体，弱电解质，发生氧化－－还原反应，络合反应用双水解反应时是不能同时大量共存的。掌握了这一原则，这类题目尽管不断变换“面孔”，但处理方法是相同的。

在既能与H+反应又能与OH-反应的相关题中，只需总结出：两性物质〔Al，Al2O3， Al（OH）3〕，弱酸的酸式盐，弱酸弱碱盐，氨基酸.蛋白质这几类物质能满足上述要求，蓁的都不行，这也大简化了记忆。

对有关物质组成的计算中：FeSO4和Fe2（SO4）3的混合物中，含硫为a％，让你确定Fe的百分含量。只要稍加注意，量自然是1－3a％了。类似题目很多，如：Na2S，Na2SO3，Na2SO4混合物，知硫的百分含量，求含氧量；CH3COOH和CH3COOCH2CH3混合物中，知氧元素的质量百分含量，求碳的百分含量等解题思路都相同，只要在解题过程中用心体会，总结规律，练习就可起到一当十、当百的作用。

关于PH值的一些计算，烃类燃烧有关计算都有规律可循，关键是要善于总结，处处留心，做治学的有心者。

五、眼到、手到、心到，品尝果实

化学，是一门以实验为基础的学科。实验是化学赖以形成和发展的基础。实验是教学过程中刺激感官.深刻记忆.引发思考的必要手段。你在学习中学会观察与思考了吗？当向Kl溶液中滴加过量氯水后，将会有什么现象？你能解释吗？若不能，有追问到底的兴趣吗？

在实验室制取乙烯并检验乙烯的化学性质的实验中，当把乙烯通入Br2水中，Br2水迅速褪色，你是否意识到，这与我们所学的有机反应的特点（速度较慢）相矛盾？是否想到在乙烯中可能混杂着其它无机还原剂？注意到乙醇和浓H2SO4的混合液在制得乙烯时已经变为棕色.甚至变黑吗？你想过这里可能发生的化学反应吗？如果想了，你能获取较为纯净的乙烯吗？如此等等。只要你用心了，问题就来了。

只停留在想上还不行，要想知道梨子的滋味，就要亲口尝一尝。要动手做。“事非经过不知难”，不亲自动手做一做，你是体会不出从理论到实践之间的难度的。“心想事成”只是人们良好的祝愿。心里想的，手上做的往往不尽合拍，如何解释一些异常现象，如何准备得实验时万无一失，这是提高你学习能力的最好时机。

“有味诗书苦后甜”，掌握方法，努力学习，总结规律。经过你的设想、实验、总结，会发现学习化学原来这么有味道，学习好化学也就很容易了。

高二化学选修4知识点总结

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. 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↓

高中化学选修四一些知识点。。

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化学选修4化学反应与原理

章节知识点梳理

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NH4Cl②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

mA(g)+nB(g)? pC(g)+qD(g)

混合物体系中

各成分的含量

①各物质的物质的量或各物质的物质的量的分数一定

平衡

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，由于浓度不变，所以平衡_不移动_

（3）在溶液中进行的反应，如果稀释溶液，反应物浓度__减小__，生成物浓度也_减小_， V正_减小__，V逆也_减小__，但是减小的程度不同，总的结果是化学平衡向反应方程式中化学计量数之和_大_的方向移动。

2、温度对化学平衡移动的影响

影响规律：在其他条件不变的情况下，温度升高会使化学平衡向着___吸热反应______方向移动，温度降低会使化学平衡向着_放热反应__方向移动。

3、压强对化学平衡移动的影响

影响规律：其他条件不变时，增大压强，会使平衡向着__体积缩小___方向移动；减小压强，会使平衡向着___体积增大__方向移动。

注意：（1）改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动

（2）气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学平衡移动规律相似

4.催化剂对化学平衡的影响：由于使用催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程度是等同的，所以平衡__不移动___。但是使用催化剂可以影响可逆反应达到平衡所需的_时间_。

5.勒夏特列原理（平衡移动原理）：如果改变影响平衡的条件之一（如温度，压强，浓度），平衡向着能够减弱这种改变的方向移动。

三、化学平衡常数

（一）定义：在一定温度下，当一个反应达到化学平衡时，___生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数____比值。? 符号：__K__

（二）使用化学平衡常数K应注意的问题：

1、表达式中各物质的浓度是__变化的浓度___，不是起始浓度也不是物质的量。

怎样快速学好高中化学选修4？

1.很简单。可以分为两类来讨论：1）单质，如氧气，氮气等，化合价都为零。都是非极性分子。2）化合物，判断出这个分子的正电中心和负电中心（要知道分子的几何图形），看它们是否重合，重合为非极性，反之为极性的。如二氧化碳（氧为负2价，碳为正4价）是直线型（3个原子为直线型，碳原子在两个氧原子连线的中心），那么正电荷中心就在碳原子核上，负电荷中心在两个氧的连线的中心。它的正负电荷中心是重合的。那么二氧化碳是非极性分子。

2.手性碳的判定更简单。碳上连4个键，一般只要这4个键上连的原子团都不同就可以判定是手性碳了。

高中化学选修4说课稿

选修四这一部分想要学好需要理解应用，还要不停的依靠做题去锻炼题感。但是这里的知识是很抽象的，所以最最稳妥的办法就是把每一个知识点都给弄明白了，系统性地总结归纳。选修四是整个高中化学学习的重点和难点，概念又多且杂，也是高考的压轴大题经常光临的地方。这块知识书上内容基本上可以说是什么都没有。

人教版化学选修四习题答案

　气体有实际气体和理想气体之分。下面是由我整理的高中化学选修4说课稿，希望对大家有所帮助。

　高中化学选修4说课稿(一)

　一、 教材分析

　1、 本课的地位与作用。

　我说课的课题是：高中化学选修四《化学反应原理》，第 三 单元，第 一 课《 弱电解质的电离 》。这节课在本册书中的地位承上启下，关联化学平衡和电离平衡，所以要学生掌握归纳、演绎、分析辨析的能力。

　学习本课有以下几个作用： 一、复习化学平衡的有关知识。二、推演电离平衡和化学平衡的联系及区别。三、掌握电解质的概念，区分强弱电解质。四、为盐的水解平衡构建基础。

　2、 教学目标及依据。

　根据《化学课程标准》的具体要求，结合教材，本着面向全体学生、使学生自主全面主动发展的原则，我确定本节课的教学目标如下：

　①知识与能力目标：

　1、能描述弱电解质在水溶液中的电离平衡，了解酸碱电离理论

　2、了解电离平衡常数及其意义

　3、了解强电解质和弱电解质与结构的关系

　②过程与方法目标：

　通过实验，培养学生观察、分析能力，掌握推理、归纳、演绎和类比等科学方法

　③情感、态度与价值观目标：

　让学生了解化学与生活，化学与社会的息息相关

　3、 重点与难点突破及途径。

　本节教学重点是：强、弱电解质的概念和弱电解质的概念

　难点原因：弱电解质的电离平衡，要掌握弱电解质的可逆电离，再由化学平衡的定义推演

　突破途径：构建实验，设计实验方案，从等浓度的盐酸和醋酸导电性以及PH值不同的比较，分析不同的原因，归纳出强弱电解质的划分标准及概念。

　二、教材处理

　1、 学生状况及对策：

　学生对化学平衡已经有了较深刻的理解，已经知道化学平衡的特征，所以上手较容易。要让学生学会用已知知识推断和演绎未知知识的思想，要强化实验的设计和分析，培养学生的理科思维。

　2、 内容的组织安排：

　内容上结合学生实际，分为两课时，这节课主要让学生掌握强弱电解质的区别及电离平衡的构建。教学中要注意前后知识的关联，侧重实验的分析，概念的辨析，从知识最细微的地方强化区别。课堂主思路就是回顾------辨析------实验-----分析------构建概念-----应用-------小结。

　三、教法学法与教学手段

　1、教学方法：为了突出重点，突破难点，完成教学目标，选择行之有效的教学方法是非常关键的。根据课程标准的要求和本节课的特点，我主要采用(实验探究法、控制变量法、知识迁移法、建立模型法、认识类比法、问题讨论法、教师导学法、学生自学法)倡导自主、合作、探究的学习方式，关注学生的个体差异和不同的学习需求，爱护学生的好奇心、求知欲。这样既充分调动了学生学习的积极性，又培养了学生的观察、分析和思维能力和创新意识。

　2、学习方法

　古人主张：?授人鱼，不如授人以渔?，在全面推进课程改革的今天，课堂上不仅要传授文化知识，更重要的是教给学生科学的学习方法，为他们今后继续教育或终身教育打下基础，所以在教学过程中我注意渗透学生学法指导，如：(自学法、实验探究法、控制变量法、知识迁移法、模型法、类比法、由简到繁法、动手动脑)

　3、教学手段：运用多媒体、板书、投影机等

　四、 教学程序设计

　为了完成本节的教学目标，我是这样安排的：

　第一环节：知识回顾：导入旧概念，提出新问题，激发兴趣，(激发求知欲)对

　已掌握知识做二次回顾和概念辨析。

　第二环节：新课学习： 设计实验情景，让学生动手动脑，学会知识的关联，会

　应用已有知识解决新问题，通过学生互助，教师引导，完成知识的构建，能力的应用。

　第三环节：课堂检测：设计情境，让学生对新知识做到再次辨析，升华知识，理

　解新内容。最后课堂小结，完善知识体系，总结课堂问题，加深记

　忆。

　第四环节：布置作业：分为两部分：

　(1)书面作业课本课后习题P43-44及学案练习题和复习本节。

　(2)预习下节内容，目的是为了巩固本节知识和顺利学习下节课做准备。

　第五环节：教学体会

　总之，本节课我是在培养学生各方面素质的前提下设计的。教学中采用(实验探究法、控制变量法、知识迁移法、建立模型法、认识类比法、分组讨论法、问题讨论法、教师导学法、学生自学法)等多种教学方法。运用实验、电教媒体等教学手段，把学生探索知识、培养学生兴趣和能力、渗透学生学习方法有机地结合在一起，目的使学生得到全面发展。

　第六环节：板书设计：

　第三章 水溶液中的离子平衡

　第一节 弱电解质的电离

　一、电解质有强弱之分

　在水溶液里全部电离成离子的电解质叫强电解质;如强酸、强碱、绝大多数盐。

　只有一部分分子电离成离子的电解质叫弱电解质。如弱酸、弱减、水。

　二、弱电解质的电离过程是可逆的

　1、CH3COOH

　弱电解质电离平衡状态建立示意图

　2、在一定条件(如温度、浓度)下，当电解质分子电离成离子的速率和离 CH3COO-+H+

　子重新结合生成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。

　3、电离平衡的特征

　4、影响因素：①浓度 ②温度

　高中化学选修4说课稿(二)

　今天我说课的内容是新课程人教版高中化学选修4第三章第三节《盐类的水解》(第一课时)，以下我从五个方面加以阐述。

　一、教材分析

　1、本节课在教材中的地位和作用

　(1)盐类的水解是在学生已经学习了化学平衡原理的基础上讨论电解质在水溶液中的电离行为，包括弱电解质的电离平衡和水的电离平衡两个平衡体系;学生也知道溶液酸碱性的本质原因，在此基础上再来探究盐类在水溶液中的酸碱性规律，这样有助于促进学生的认知发展。

　(2)盐类水解是后续电化学学习的必备基础。从知识结构上讲，盐类水解平衡是继弱酸、弱碱及水的电离平衡体系之后的又一个电解质溶液的平衡体系，利于学生形成完整的电解质溶液的平衡体系。

　2、本节课的重点、难点

　重点：盐类水解的本质。

　难点：盐类水解的离子方程式的书写。

　二、课标要求

　1、认识盐类水解的原理，能解释强酸弱碱盐和强碱弱酸盐的水解。弱酸弱碱盐的水解不做要求。

　2、能运用盐类水解的规律判断常见盐溶液的酸碱性，正确书写盐类水解的离子方程式。

　三、学习目标及措施

　根据学生已有的知识水平和认知能力，结合新课标的基本理念，制定学习目标如下：

　1、盐类水解的原理是什么?借助于实验探究和理论分析这?两条腿?走路，引导学生

　+?根据溶液酸碱性与溶液中H、OH浓度的关系这一核心思路，综合分析水的电离和弱电解质

　的电离两个平衡体系中各种离子间的相互作用，探究盐类水解的原理。

　2、盐类水解的规律有哪些?采用归纳法揭示几类盐水解的规律。

　3、如何正确书写盐类水解的反应方程式?结合离子反应方程式书写的基础多加练习。

　四、教学方法

　这节课，我采取了实验探究和理论研究两条学习主线：

　实验探究是使用实验探究的科学方法，探究不同类型盐溶液的酸碱性，揭示化学平衡理论在盐溶液中的延伸。其目的在于使学生体验科学研究的过程，激发学习化学的兴趣，强化科学探究的意识，促进学习方式的转变，培养学生的创新精神和实践能力。

　理论研究是能从微粒间相互作用这一微观本质的角度去理解盐溶液呈现酸碱性这一宏观现象。运用已有的化学平衡知识，发掘出新知识的?生长点盐类水解，形成科学的世界观。

　本节课的教学设计充分体现新课改理念，如

　①引课的情境设计贴近学生、贴近实际;

　②采用归纳法揭示几类盐水解的规律;

　③教学重、难点的突破采用自主合作探究方法;

　④概念的建构充分体现概念的科学价值。感性和理性两条探究主线相辅相成，使盐类水解的概念统一在化学平衡的理论体系之中。既达到理论完整，又培养了学生实事求是的科学态度。

　五、教学过程

　Ⅰ引课(3分钟) [实验并投影展示]

　1、泡沫灭火器(NaHCO3溶液和Al2(SO4)3溶液)的灭火原理。

　2、NH4Cl溶液能除锈、Na2CO3溶液能除油。(前两条贴近生产、生活实际)

　3、在必修1第二章物质的分类一节，科学探究中有制备Fe(OH)3胶体的实验(向沸水中逐滴加入1~2mL FeCl3饱和溶液)，实验室中盛装NaHCO3 、CH3COONa 溶液的试剂瓶使用橡胶塞。(贴近学习生活)

　引课突出关键词：盐、水、酸碱性。

　将关键词联立起来，提出假设：盐溶液可能呈酸碱性。 设计意图：

　①问题情境设计贴近学生、贴近实际，能激发学生求知欲，会产生大胆的猜测。

　②充分发挥教师的主导作用，挖掘关键词，提出假设?实验探究?得出结论?运用理论。使学生能够运用科学的研究方法。

　③培养学生处理信息的能力。 Ⅱ学习新课(20分钟)

　[板书]一、实验探究?盐溶液的酸碱性

　[分组实验]对盐溶液进行酸碱性测定

　[板书]溶液呈中性的有：NaCl 、 Na2SO4 溶液呈酸性的有：NH4Cl 、 AlCI3

　pH

　溶液呈碱性的有：CH3COONa 、 NaHCO3

　pH

　得出结论：盐溶液有酸、碱、中性。

　谁强显谁性

　设计意图：

　①将教材图表中七种盐调整为六种，去Na2CO3换AlCI3，好处是不影响盐类水解概念的建立，却能降低?越弱越水解?规律提炼的难度。把Na2CO3的水解放在水解方程式书写环节中处理。

　②增加了盐溶液pH值一项，为盐的水解规律?越弱越水解?的提炼做好铺垫。 以上设计就是为了教学过程中问题的提出更具有层次和梯度，符合认知规律，从而发挥学生的主体作用，使学生更好的参与到教学活动中去。

　[思考]

　1、盐溶液呈现酸性或碱性是由盐类的水解造成的。那么强酸和强碱所生成的盐会不会水解呢?(由学生自主分析)

　2、弱酸、弱碱的电离与盐类的水解有什么异同?

　设计意图：

　运用对比法，分清概念。

　[设问]盐类水解有哪些规律呢?

　Ⅲ 找规律(3分钟)

　3、盐类水解的规律：有弱才水解，无弱不水解;

　[设问]相同条件下，pH值： NH4Cl > AlCI3

　pH 值： NaHCO3 > CH3COONa 为什么呢?

　[分析]碱性：NH3?H2O> Al(OH)3

　酸性：CH3COOH >H2CO3

　[结论]越弱越水解。

　[小结]有弱才水解，无弱不水解;谁弱谁水解，谁强显谁性;越弱越水解，同强显中性。

　本节课同学们旨在通过实验和理论分析两个角度理解并掌握盐类水解的原理?盐溶于水后在水中电离出的弱离子(弱酸酸根离子或弱碱的阳离子)与水电离出的H+或OH结-合生成弱电解质的过程。并在掌握盐类水解原理的基础之上学会盐类水解方程式的书写。

高中化学选修4为什么这么多人说难，我觉得很

四、习题参考

（一）参考答案

1. 化学反应过程中所释放或吸收的能量，叫做反应热，在恒压条件下，它等于反应前后物质的焓变，符号是ΔH，单位是kJ/mol。例如1 mol H2 (g)燃烧，生成1 mol H2O(g)，其反应热ΔH=-241.8 kJ/mol。

2. 化学反应的实质就是反应物分子中化学键断裂，形成新的化学键，重新组合成生成物的分子。旧键断裂需要吸收能量，新键形成需要放出能量。当反应完成时，若生成物释放的能量比反应物吸收的能量大，则此反应为放热反应；若生成物释放的能量比反应物吸收的能量小，反应物需要吸收能量才能转化为生成物，则此反应为吸热反应。

四、习题参考

（一）参考答案

1. 在生产和生活中，可以根据燃烧热的数据选择燃料。如甲烷、乙烷、丙烷、甲醇、乙醇、氢气的燃烧热值均很高，它们都是良好的燃料。

2. 化石燃料蕴藏量有限，不能再生，最终将会枯竭，因此现在就应该寻求应对措施。措施之一就是用甲醇、乙醇代替汽油，农牧业废料、高产作物（如甘蔗、高粱、甘薯、玉米等）、速生树木（如赤杨、刺槐、桉树等），经过发酵或高温热分解就可以制造甲醇或乙醇。由于上述制造甲醇、乙醇的原料是生物质，可以再生，因此用甲醇、乙醇代替汽油是应对能源危机的一种有效措施。

3. 氢气是最轻的燃料，而且单位质量的燃烧热值最高，因此它是优异的火箭燃料，再加上无污染，氢气自然也是别的运输工具的优秀燃料。在当前，用氢气作燃料尚有困难，一是氢气易燃、易爆，极易泄漏，不便于贮存、运输；二是制造氢气尚需电力或别的化石燃料，成本高。如果用太阳能和水廉价地制取氢气的技术能够突破，则氢气能源将具有广阔的发展前景。

4. 甲烷是一种优质的燃料，它存在于天然气之中。但探明的天然气矿藏有限，这是人们所担心的。现已发现海底存在大量水合甲烷，其储量约是已探明的化石燃料的2倍。如果找到了适用的开采技术，将大大缓解能源危机。

5. 柱状图略。关于如何合理利用资源、能源，学生可以自由设想。在上述工业原材料中，能源单耗最大的是铝；产量大，因而总耗能量大的是水泥和钢铁。在生产中节约使用原材料，加强废旧钢铁、铝、铜、锌、铅、塑料器件的回收利用，均是合理利用资源和能源的措施。

6. 公交车个人耗油和排出污染物量为私人车的1/5，从经济和环保角度看，发展公交车更为合理。

（二、习题参考

（一）参考答案

1. C(s)+O2 (g) == CO2 (g)

ΔH=-393.5 kJ/mol

2.5 mol C完全燃烧，ΔH=2.5 mol×(-393.5 kJ/mol）=-983.8 kJ/mol

2. H2 (g)的燃烧热ΔH=-285.8 kJ/mol

欲使H2完全燃烧生成液态水，得到1 000 kJ的热量，需要H2 1 000 kJ÷285.8 kJ/mol=3.5 mol

3. 设S的燃烧热为ΔH

S(s)+O2 (g) == SO2 (g)

32 g/mol ΔH

4 g -37 kJ

ΔH=32 g/mol×(-37 kJ)÷4 g

=-296 kJ/mol

4. 设CH4的燃烧热为ΔH

CH4 (g)+O2 (g) == CO2 (g)+2H2O(g)

16 g/mol ΔH

1 g -55.6 kJ

ΔH=16 g/mol×(-55.6 kJ)÷1 g

=-889.6 kJ/mol

5. （1）求3.00 mol C2H2完全燃烧放出的热量Q

C2H2 (g)+5/2O2 (g) == 2CO2 (g)+H2O（l)

26 g/mol ΔH

2.00 g -99.6 kJ

ΔH=26 g/mol×(-99.6 kJ)÷2.00 g

=-1 294.8 kJ/mol

Q=3.00 mol×(-1 294.8 kJ/mol)=-3 884.4 kJ≈-3 880 kJ

（2）从4题已知CH4的燃烧热为-889.6 kJ/mol，与之相比，燃烧相同物质的量的C2H2放出的热量多。

6. 写出NH3燃烧的热化学方程式

NH3 (g)+5/4O2 (g) == NO2 (g)+3/2H2O(g)

将题中（1）式乘以3/2，得：

3/2H2 (g)+3/4O2 (g) == 3/2H2O(g)

3/2ΔH1=3/2×(-241.8 kJ/mol)

=-362.7 kJ/mol

将题中（2）式照写：

1/2N2 (g)+O2 (g) == NO2 (g) ΔH2=+33.9 kJ/mol

将题中（3）式反写，得

NH3 (g) == 1/2N2 (g)+3/2H2 (g) -ΔH3=46.0 kJ/mol

再将改写后的3式相加，得：

7. 已知1 kg人体脂肪储存32 200 kJ能量，行走1 km消耗170 kJ，求每天行走5 km，1年因此而消耗的脂肪量：

170 kJ/km×5 km/d×365 d÷32 200 kJ/kg=9.64 kg

8. 此人脂肪储存的能量为4.2×105 kJ。快速奔跑1 km要消耗420 kJ能量，此人脂肪可以维持奔跑的距离为：4.2×105 kJ÷420 kJ/km=1 000 km

9. 1 t煤燃烧放热2.9×107 kJ

50 t水由20 ℃升温至100 ℃，温差100 ℃-20 ℃=80 ℃，此时需吸热：

50×103 kg×80 ℃×4.184 kJ/(kg·℃)=1.673 6×107 kJ

锅炉的热效率=(1.673 6×107 kJ÷2.9×107 kJ）×100%

=57.7%

10. 各种塑料可回收的能量分别是：

耐纶5 m3×4.2×104 kJ/m3=21×104 kJ

聚氯乙烯50 m3×1.6×104 kJ/m3=80×104 kJ

丙烯酸类塑料5 m3×1.8×104 kJ/m3=9×104 kJ

聚丙烯40 m3×1.5×104 kJ/m3=60×104 kJ

将回收的以上塑料加工成燃料，可回收能量为

21×104 kJ+80×104 kJ+9×104 kJ+60×104 kJ=170×104 kJ=1.7×106 kJ

四、习题参考

（一）参考答案

1. 略。

2. 1∶3∶2。

3. （1）A；（2）C；（3）B。

4. D。

5. A。

三、习题参考

（一）参考答案

1. （1）加快。增大了反应物的浓度，使反应速率增大。

（2）没有加快。通入N2后，容器内的气体物质的量增加，容器承受的压强增大，但反应物的浓度（或其分压）没有增大，反应速率不能增大。

（3）降低。由于加入了N2，要保持容器内气体压强不变，就必须使容器的容积加大，造成H2和I2蒸气的浓度减小，所以，反应速率减小。

（4）不变。在一定温度和压强下，气体体积与气体的物质的量成正比，反应物的物质的量增大一倍，容器的容积增大一倍，反应物的浓度没有变化，所以，反应速率不变。

（5）加快。提高温度，反应物分子具有的能量增加，活化分子的百分数增大，运动速率加快，单位时间内的有效碰撞次数增加，反应速率增大。

2. A。催化剂能够降低反应的活化能，成千上万倍地提高反应速率，使得缓慢发生的反应2CO+2NO== N2+2CO2迅速进行。给导出的汽车尾气再加压、升温的想法不合乎实际。

四、习题参考

（一）参考答案

1. 正、逆反应速率相等，反应物和生成物的质量（或浓度）保持不变。

2.

3. 反应混合物各组分的百分含量，浓度、温度、压强（反应前后气体的物质的量有变化的反应），同等程度地改变正、逆反应，不能使。

4. （1）该反应是可逆反应，1 mol N2和3 mol H2不能完全化合生成2 mol NH3，所以，反应放出的热量总是小于92.4 kJ。

（2）适当降低温度，增大压强。

5. B； 6. C； 7. C； 8. C。

9. 设：CO的消耗浓度为x。

四、习题参考

参考答案

1. 铵盐溶解常常是吸热的，但它们都能在水中自发地溶解。把两种或两种以上彼此不发生反应的气体依次通入到同一个密闭容器中，它们能自发地混合均匀。

2. 在封闭体系中焓减和熵增的反应是容易自发发生的。在判断化学反应的方向时不能只根据焓变ΔH＜0或熵增中的一项就得出结论，而是要全面考虑才能得出正确结论。

四、习题参考

(一) 参考答案

1.

2. 氨水中存在的粒子：NH3·H2O、NH4+、OH-

氯水中存在的粒子：Cl2、Cl-、H+、ClO-

3. (1) 错。导电能力的强弱取决于电解质溶液中离子的浓度，因此强、弱电解质溶液导电能力与二者的浓度及强电解质的溶解性有关。

(2) 错。酸与碱反应生成盐，所需碱的量只与酸的物质的量有关，盐酸和醋酸都是一元酸，物质的量浓度相同的盐酸和醋酸中含有相同物质的量的H＋。

(3) 错。一水合氨是弱碱，在水溶液中是部分电离的，其电离平衡受氨水浓度的影响，浓溶液的电离程度低于稀溶液。因此氨水稀释一倍时，其OH－浓度降低不到一半。

(4) 错。醋酸中的氢没有全部电离为H＋。

※(5) 错。此题涉及水解较复杂，不要求学生考虑水解。

4?(1) 不变。一定温度下，该比值为常数——平衡常数。

(2) 4.18×10－4 mol/L

5. (1) 略;

(2) 木头中的电解质杂质溶于水中，使其具有了导电性。

四、习题参考

(一) 参考答案

1. ③④①②；②①④③。

2. NH＋4，OH－，NH3·H2O，H＋。

3. C；4?A；5?D；6?D；7?A；8?A、D。

9. 注：不同品牌的同类物品，其相应的pH可能不尽相同。

10.

11. 图略。(1) 酸性 (2) 10, 1×10-4 (3) 9 mL

四、习题参考

(一)参考答案

1. D； 2. B；3. C； 4. D。

5. 乙，如果是弱酸，所生成的盐电离出的A-会部分地与水电离出的H＋结合成HA，则c(A－）≠c(M＋）。

6. >，Al3＋+2SO42－+2Ba2＋+4OH－ = 2BaSO4↓+AlO2－+2H2O；

=，2Al3＋+3SO42－+3Ba2＋+6OH－ = 3BaSO4↓+2Al(OH)3↓

7. CO32－+H2O=HCO3－+OH－, Ca2＋+CO32－=CaCO3↓

8. Na2CO3溶液的pH>NaHCO3溶液的pH,因为由HCO3－电离成CO32－比由H2CO3电离成HCO3－更难，即Na2CO3与NaHCO3是更弱的弱酸盐，所以水解程度会大一些。

9. (1) SOCl2 +H2O SO2↑+ 2HCl↑

(2) AlCl3溶液易发生水解，AlCl3·6 H2O与SOCl2混合加热，SOCl2与AlCl3·6 H2O中的结晶水作用，生成无水AlCl3及SO2和HCl气体。

10. 加水的效果是增加水解反应的反应物c（SbCl3），加氨水可中和水解反应生成的HCl,以减少生成物c（H+），两项操作的作用都是使化学平衡向水解反应的方向移动。

※11. 受热时，MgCl2·6H2O水解反应的生成物HCl逸出反应体系，相当于不断减少可逆反应的生成物，从而可使平衡不断向水解反应方向移动；MgSO4·7H2O没有类似可促进水解反应进行的情况。

四、习题参考

(一) 参考答案

1. 文字描述略。

2. C； 3. D； 4. C。

5. (1) S2－与H＋作用生成的H2S气体会逸出反应体系，使FeS的沉淀溶解平衡向溶解方向移动。

(2) 硫酸钙也难溶于水，因此向碳酸钙中加硫酸是沉淀转化的问题，但硫酸钙的溶解度大于碳酸钙，转化不能实现。醋酸钙溶于水，且醋酸提供的H＋与碳酸钙沉淀溶解平衡中的CO32-作用，可生成CO2逸出反应体系，使其沉淀溶解平衡向溶解的方向移动。

(3) 硫酸溶液中的SO42-对BaSO4的沉淀溶解平衡有促进平衡向生成沉淀的方向移动的作用。

6. 略。

三、习题参考

参考答案

1. 由化学能转变为电能的装置。氧化反应，负极；还原反应，正极。

2. 铜，Cu-2e- == Cu2+；银，Ag++e- == Ag。

3. a、c、d、b。

4. B; 5. B、D。

图4-2锌铁原电池装置

6. 装置如图4-2所示。

负极：Zn-2e- == Zn2+

正极：Fe2++2e- == Fe

三、习题参考

参考答案

1. A； 2. C； 3. C。

4. 铅蓄电池放电时的电极反应如下：

负极：Pb(s)+SO42-(aq)－2e- == PbSO4(s)

正极：PbO2 (s)+4H+(aq)+SO42-(aq)+2e- == PbSO4 (s)+2H2O(l)

铅蓄电池充电时的电极反应如下：

阴极：PbSO4 (s)+2e- == Pb(s)+SO42-(aq)

阳极：PbSO4 (s)+2H2O(l)－2e- == PbO2(s)+4H+(aq)+SO42-(aq)

总反应方程式：

四、习题参考

参考答案

1. A； 2. D。

3. 原电池是把化学能转变为电能的装置，电解池是由电能转化为化学能的装置。例如锌铜原电池，在锌电极上发生氧化反应，称为负极，在铜电极上发生还原反应，称为正极。

负极：Zn-2e- == Zn2+（氧化反应）

正极：Cu2++2e- == Cu（还原反应）

电子通过外电路由负极流向正极。

电解池：以CuCl2溶液的电解装置为例。与电源正极相连的电极叫做阳极，与电源负极相连的电极叫阴极。

阳极：2Cl--2e- == Cl2↑（氧化反应）

阴极：Cu2++2e- == Cu（还原反应）

电子通过外电路由阳极流向阴极。

4. 电镀是把待镀金属制品作阴极，把镀层金属作阳极，电解精炼铜是把纯铜板作阴极，粗铜板作阳极，通过类似电镀的方法把铜电镀到纯铜板上去，而粗铜中的杂质留在阳极泥或电解液中，从而达到精炼铜的目的。其电极主要反应如下：

阳极（粗铜）：Cu-2e- == Cu2+（氧化反应）

阴极（纯铜）：Cu2+＋2e- == Cu（还原反应）

补充：若粗铜中含有锌、镍、银、金等杂质，则在阳极锌、镍等比铜活泼的金属也会被氧化：

阳极（粗铜）：Zn-2e- = Zn2+

Ni—2e- = Ni2+

由于附着在粗铜片上银、金等金属杂质不如铜活泼，不会在阳极被氧化，所以当铜氧化后，这些微小的杂质颗粒就会掉进电解质溶液中，沉积在阳极附近（即“阳极泥”，成为提炼贵重金属的原料）。

在阴极，电解质溶液中Zn2+和Ni2+的氧化性又不如Cu2+强，难以在阴极获得电子被还原，故Zn2+和Ni2+被滞留在溶液中。因此，在阴极只有Cu2+被还原并沉积在纯铜片上，从而达到了通过精炼提纯铜的目的。

5. 电解饱和食盐水的电极反应式为：

阳极：2Cl--2e- == Cl2↑（氧化反应）

阴极：2H++2e- == H2↑（还原反应）

或阴极：2H2O+2e- == H2↑+2OH-（还原反应）

总反应：2NaCl+2H2O == 2NaOH+H2↑+Cl2↑

在阴极析出1. 42 L H2，同时在阳极也析出1.42 L Cl2。

6. 依题意，电解XCl2溶液时发生了如下变化：

M(X)=3.2 g×22.4 L/(1 mol×1.12 L)=64 g/mol

即X的相对原子质量为64。

又因为2Cl- - 2e- == Cl2↑

2 mol 22.4L

n(e-) 1.12L

n(e-)=2 mol×1.12 L/22.4 L=0.1 mol

即电路中通过的电子有0.1 mol。

三、习题参考

参考答案

1. 负极；Fe-2e- == Fe2+；正极；析氢腐蚀：2H++2e- == H2↑，析氧腐蚀：2H2O+O2+4e- == 4OH-

2. （1）电化腐蚀，铁和铁中的杂质碳以及残留盐溶液形成了原电池。

（2）提示：主要是析氧腐蚀。2Fe-4e- == 2Fe2+；2H2O+O2+4e- == 4OH-

Fe2++2OH- == Fe(OH)2，4Fe(OH) 2+O2+2H2O == 4Fe(OH) 3

3. C； 4. B、D； 5. A、C； 6. A、D。

7. 金属跟接触到的干燥气体（如O2、Cl2、SO2）或非电解质液体直接发生化学反应而引起的腐蚀，叫做化学腐蚀。不纯的金属跟电解质溶液接触时，会发生原电池反应，比较活泼的金属失去电子而被氧化，这种腐蚀叫做电化学腐蚀。金属腐蚀造成的危害甚大，它能使仪表失灵，机器设备报废，桥梁、建筑物坍塌，给社会财产造成巨大损失。

8. 当钢铁的表面有一层水膜时，水中溶解有电解质，它跟钢铁中的铁和少量的碳形成了原电池。在这些原电池里，铁是负极，碳是正极。电解质溶液的H+在正极放电，放出H2，因此这样的电化腐蚀叫做析氢腐蚀。如果钢铁表面吸附的水膜酸性很弱或呈中性，溶有一定量的氧气，此时就会发生吸氧腐蚀，其电极反应如下：

负极：2Fe-4e- == 2Fe2+ 正极：2H2O+O2+4e- == 4OH-

总反应：2Fe+2H2O+O2 == 2Fe(OH) 2

9. 镀锌铁板更耐腐蚀。当镀锌铁板出现划痕时，暴露出来的铁将与锌形成原电池的两个电极，且锌为负极，铁为正极，故铁板上的镀锌层将先被腐蚀，镀锌层腐蚀完后才腐蚀铁板本身。镀锡铁板如有划痕，锡将成为原电池的正极，铁为负极，这样就会加速铁的腐蚀。

可设计如下实验：

取有划痕的镀锌铁片和镀锡铁片各一块，放在经过酸化的食盐水中浸泡一会儿，取出静置一段时间，即可见到镀锡铁片表面较快出现锈斑，而镀锌铁片没有锈斑。即说明上述推测是正确的。

高中化学选修4为什么这么多人说难

选修4是化学反应的理论部分，比较难，是正常的

选修5是有机部分，其实不难，只是因为不习惯，所以感觉它难

下面分别说说如何学好选修4和5

对于选修4，分4个章节，每个章节的内容不同。

通常第一章不能算难的，每个同学认真学习，都能轻松应付的。

第二章是速率与平衡，注意区分速率与平衡的不同，同时将速率与有效碰撞理论结合起来理解，就容易了。平衡则需要首先理解平衡移动原理，然后有针对性的多做做练习题，特别是与图像相结合的题目。

第三章差不多是全书中最难的，试着理解。实在不行，就放弃。

第四章电化学，通常以选择题的形式出现，有规律可循，多做题，自然能发现规律。

对于选修5，则注意从结构的角度，从官能团的角度看问题，不要把无机化学里的习惯带入到有机的学习中，适应一段时间，应该就可以胜任了。