高中選修四化學知識重點總結

高中的化學雖然是理科的課程，但是有很多東西還是需要記憶的，所以我們的學生在學習化學的時候，不能全靠做題，那麼選修四的化學知識你記得多少呢?下面是本站小編為大家整理的高中選修四化學知識，希望對大家有用!

一、化學平衡常數

(一)定義：在一定温度下，當一個反應達到化學平衡時，生成物濃度冪之積與反應物濃度冪之積的比值是一個常數比值。符號：K

(二)使用化學平衡常數K應注意的問題：

1、表達式中各物質的濃度是變化的濃度，不是起始濃度也不是物質的量。

2、K只與温度(T)有關，與反應物或生成物的濃度無關。

3、反應物或生產物中有固體或純液體存在時，由於其濃度是固定不變的，可以看做是“1”而不代入公式。

4、稀溶液中進行的反應，如有水參加，水的濃度不必寫在平衡關係式中。

(三)化學平衡常數K的應用：

1、化學平衡常數值的大小是可逆反應進行程度的標誌。K值越大，説明平衡時生成物的濃度越大，它的正向反應進行的程度越大，即該反應進行得越完全，反應物轉化率越高。反之，則相反。一般地，K>105時，該反應就進行得基本完全了。

2、可以利用K值做標準，判斷正在進行的可逆反應是否平衡及不平衡時向何方進行建立平衡。(Q：濃度積)

Q〈K:反應向正反應方向進行;

Q=K:反應處於平衡狀態 ;

Q〉K:反應向逆反應方向進行

3、利用K值可判斷反應的熱效應

若温度升高，K值增大，則正反應為吸熱反應

若温度升高，K值減小，則正反應為放熱反應

二、等效平衡

1、概念：在一定條件下(定温、定容或定温、定壓)，只是起始加入情況不同的同一可逆反應達到平衡後，任何相同組分的百分含量均相同，這樣的化學平衡互稱為等效平衡。

2、分類

(1)定温，定容條件下的等效平衡

第一類：對於反應前後氣體分子數改變的可逆反應：必須要保證化學計量數之比與原來相同;同時必須保證平衡式左右兩邊同一邊的物質的量與原來相同。

第二類：對於反應前後氣體分子數不變的可逆反應：只要反應物的物質的量的比例與原來相同即可視為二者等效。

(2)定温，定壓的等效平衡

只要保證可逆反應化學計量數之比相同即可視為等效平衡。

三、化學反應進行的方向

1、反應熵變與反應方向：

(1)熵:物質的一個狀態函數，用來描述體系的混亂度，符號為S. 單位：J•mol-1•K-1

(2)體系趨向於有序轉變為無序，導致體系的熵增加，這叫做熵增加原理，也是反應方向判斷的依據。

(3)同一物質，在氣態時熵值最大，液態時次之，固態時最小。即

S(g)〉S(l)〉S(s)

2、反應方向判斷依據

在温度、壓強一定的條件下，化學反應的判讀依據為：

ΔH-TΔS〈0 反應能自發進行

ΔH-TΔS=0 反應達到平衡狀態

ΔH-TΔS〉0 反應不能自發進行

注意：

(1)ΔH為負，ΔS為正時，任何温度反應都能自發進行

(2)ΔH為正，ΔS為負時，任何温度反應都不能自發進行

氯及其化合物

氯原子結構示意圖為，氯元素位於元素週期表中第三週期第ⅦA族，氯原子最外電子層上有7個電子，在化學反應中很容易得到1個電子形成

Cl-，化學性質活潑，在自然界中沒遊離態的氯，氯只以化合態存在(主要以氯化物和氯酸鹽)。

1、氯氣(Cl2)：

(1)物理性質：黃綠色有刺激性氣味有毒的氣體，密度比空氣大，易液化成液氯，易溶於水。(氯氣收集方法—向上排空氣法或者排飽和食鹽水;液氯為純淨物)

(2)化學性質：氯氣化學性質非常活潑，很容易得到電子，作強氧化劑，能與金屬、非金屬、水以及鹼反應。

①與金屬反應(將金屬氧化成最高正價)

Na+Cl2===點燃2NaCl

Cu+Cl2===點燃CuCl2

2Fe+3Cl2===點燃2FeCl3(氯氣與金屬鐵反應只生成FeCl3，而不生成FeCl2。)

(思考：怎樣製備FeCl2?Fe+2HCl=FeCl2+H2↑，鐵跟鹽酸反應生成FeCl2，而鐵跟氯氣反應生成FeCl3，這説明Cl2的氧化性強於鹽酸，是強氧化劑。)

②與非金屬反應

Cl2+H2 ===點燃 2HCl(氫氣在氯氣中燃燒現象：安靜地燃燒，發出蒼白色火焰)

將H2和Cl2混合後在點燃或光照條件下發生爆炸。

燃燒：所有發光發熱的劇烈化學反應都叫做燃燒，不一定要有氧氣參加。

③Cl2與水反應

Cl2+H2O=HCl+HClO

離子方程式：Cl2+H2O=H++Cl—+HClO

將氯氣溶於水得到氯水(淺黃綠色)，氯水含多種微粒，其中有H2O、Cl2、HClO、Cl-、H+、OH-(極少量，水微弱電離出來的)。

氯水的性質取決於其組成的微粒：

(1)強氧化性：Cl2是新制氯水的主要成分，實驗室常用氯水代替氯氣，如氯水中的氯氣能與KI，KBr、FeCl2、SO2、Na2SO3等物質反應。

(2)漂白、消毒性：氯水中的Cl2和HClO均有強氧化性，一般在應用其漂白和消毒時，應考慮HClO，HClO的強氧化性將有色物質氧化成無色物質，不可逆。

(3)酸性：氯水中含有HCl和HClO，故可被NaOH中和，鹽酸還可與NaHCO3，CaCO3等反應。

(4)不穩定性：HClO不穩定光照易分解。，因此久置氯水(淺黃綠色)會變成稀鹽酸(無色)失去漂白性。

(5)沉澱反應：加入AgNO3溶液有白色沉澱生成(氯水中有Cl-)。自來水也用氯水殺菌消毒，所以用自來水配製以下溶液如KI、 KBr、FeCl2、Na2SO3、Na2CO3、NaHCO3、AgNO3、NaOH等溶液會變質。

④Cl2與鹼液反應：

與NaOH反應：Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O(Cl2+2OH-=Cl-+ClO-+H2O)

與Ca(OH)2溶液反應：2Cl2+2Ca(OH)2=Ca(ClO)2+CaCl2+2H2O

此反應用來制漂白粉，漂白粉的主要成分為Ca(ClO)2和CaCl2，有效成分為Ca(ClO)2。

漂白粉之所以具有漂白性，原因是：Ca(ClO)2+CO2+H2O=CaCO3↓+2HClO生成的HClO具有漂白性;同樣，氯水也具有漂白性，因為氯水含HClO;NaClO同樣具有漂白性，發生反應2NaClO+CO2+H2O==Na2CO3+2HClO;

乾燥的氯氣不能使紅紙褪色，因為不能生成HClO，濕的氯氣能使紅紙褪色，因為氯氣發生下列反應Cl2+H2O=HCl+HClO。

漂白粉久置空氣會失效(涉及兩個反應)：Ca(ClO)2+CO2+H2O=CaCO3↓+2HClO，，漂白粉變質會有CaCO3存在，外觀上會結塊，久置空氣中的漂白粉加入濃鹽酸會有CO2氣體生成，含CO2和HCl雜質氣體。

⑤氯氣的用途：制漂白粉、自來水殺菌消毒、農藥和某些有機物的原料等。

2、Cl-的檢驗：

原理：根據Cl-與Ag+反應生成不溶於酸的AgCl沉澱來檢驗Cl-存在。

方法：先加稀硝酸酸化溶液(排除CO32-干擾)再滴加AgNO3溶液，如有白色沉澱生成，則説明有Cl-存在。

一、原子結構

注意：質量數(A)=質子數(Z)+中子數(N)

原子序數=核電荷數=質子數=原子的核外電子數

熟背前20號元素，熟悉1～20號元素原子核外電子的排布：

H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca

2.原子核外電子的排布規律：

①電子總是儘先排布在能量最低的電子層裏;

②各電子層最多容納的電子數是2n2;

③最外層電子數不超過8個(K層為最外層不超過2個)，次外層不超過18個，倒數第三層電子數不超過32個。

3.元素、核素、同位素

元素：具有相同核電荷數的同一類原子的總稱。

核素：具有一定數目的.質子和一定數目的中子的一種原子。

同位素：質子數相同而中子數不同的同一元素的不同原子互稱為同位素。(對於原子來説)

二、元素週期表

1.編排原則：

①按原子序數遞增的順序從左到右排列

②將電子層數相同的各元素從左到右排成一橫行。(週期序數=原子的電子層數)

③把最外層電子數相同的元素按電子層數遞增的順序從上到下排成一縱行。

主族序數=原子最外層電子數

2.結構特點：

三、元素週期律

1.元素週期律：元素的性質(核外電子排布、原子半徑、主要化合價、金屬性、非金屬性)隨着核電荷數的遞增而呈週期性變化的規律。元素性質的週期性變化實質是元素原子核外電子排布的週期性變化的必然結果。

2.同週期元素性質遞變規律

第ⅠA族鹼金屬元素：Li Na K Rb Cs Fr(Fr是金屬性最強的元素，位於週期表左下方)

第ⅦA族鹵族元素：F Cl Br I At(F是非金屬性最強的元素，位於週期表右上方)

判斷元素金屬性和非金屬性強弱的方法：

(1)金屬性強(弱)——①單質與水或酸反應生成氫氣容易(難);②氫氧化物鹼性強(弱);③相互置換反應(強制弱)Fe+CuSO4=FeSO4+Cu。