高中选修四化学知识重点总结2篇

1/1高中选修四化学知识重点总结(菁选2篇)高中选修四化学知识重点总结1一、化学*衡常数

(一)定义：在一定温度下，当一个反应达到化学*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*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。

2、K只与温度(T)有关，与反应物或生成物的浓度无关。

3、反应物或生产物中有固体或纯液体存在时，由于其浓度是固定不变的，可以看做是“1”而不代入公式。

4、稀溶液中进行的反应，如有水参加，水的浓度不必写在*衡关系式中。

(三)化学*衡常数K的应用：

1、化学*衡常数值的大小是可逆反应进行程度的标志。K值越大，说明*衡时生成物的浓度越大，它的正向反应进行的程度越大，即该反应进行得越完全，反应物转化率越高。反之，则相反。一般地，K>105时，该反应就进行得基本完全了。

2、可以利用K值做标准，判断正在进行的可逆反应是否*衡及不*衡时向何方进行建立*衡。(Q：浓度积)

Q〈K:反应向正反应方向进行;

Q=K:反应处于*衡状态;

Q〉K:反应向逆反应方向进行

3、利用K值可判断反应的热效应

若温度升高，K值增大，则正反应为吸热反应

若温度升高，K值减小，则正反应为放热反应

二、等效*衡

1、概念：在一定条件下(定温、定容或定温、定压)，只是起始加入情况不同的同一可逆反应达到*衡后，任何相同组分的百分含量均相同，这样的化学*衡互称为等效*衡。

2、分类

(1)定温，定容条件下的等效*衡

第一类：对于反应前后气体分子数改变的可逆反应：必须要保证化学计量数之比与原来相同;同时必须保证*衡式左右两边同一边的物质的量与原来相同。

第二类：对于反应前后气体分子数不变的可逆反应：只要反应物的物质的量的比例与原来相同即可视为二者等效。

(2)定温，定压的等效*衡

只要保证可逆反应化学计量数之比相同即可视为等效*衡。

三、化学反应进行的方向

1、反应熵变与反应方向：

(1)熵:物质的一个状态函数，用来描述体系的混乱度，符号为S.单位：Jmol1K1

(2)体系趋向于有序转变为无序，导致体系的熵增加，这叫做熵增加原理，也是反应方向判断的依据。

(3)同一物质，在气态时熵值最大，液态时次之，固态时最小。即

S(g)〉S(l)〉S(s)

2、反应方向判断依据

在温度、压强一定的条件下，化学反应的判读依据为：

ΔHTΔS〈0反应能自发进行

ΔHTΔS=0反应达到*衡状态

ΔHTΔS〉0反应不能自发进行

注意：

(1)ΔH为负，ΔS为正时，任何温度反应都能自发进行

(2)ΔH为正，ΔS为负时，任何温度反应都不能自发进行

高中选修四化学知识重点总结2氯及其化合物

氯原子结构示意图为，氯元素位于元素周期表中第三周期第ⅦA族，氯原子最外电子层上有7个电子，在化学反应中很容易得到1个电子形成

Cl，化学性质活泼，在自然界中没游离态的氯，氯只以化合态存在(主要以氯化物和氯酸盐)。

1、氯气(Cl2)：

(1)物理性质：黄绿色有刺激性气味有毒的气体，密度比空气大，易液化成液氯，易溶于水。(氯气编写方法—向上排空气法或者排饱和食盐水;液氯为纯净物)

(2)化学性质：氯气化学性质非常活泼，很容易得到电子，作强氧化剂，能与金属、非金属、水以及碱反应。

①与金属反应(将金属氧化成最高正价)

Na+Cl2===点燃2NaCl

Cu+Cl2===点燃CuCl2

2Fe+3Cl2===点燃2FeCl3(氯气与金属铁反应只生成FeCl3，而不生成FeCl2。)

(思考：怎样制备FeCl2?Fe+2HCl=FeCl2+H2↑，铁跟盐酸反应生成FeCl2，而铁跟氯气反应生成FeCl3，这说明Cl2的氧化性强于盐酸，是强氧化剂。)

②与非金属反应

Cl2+H2===点燃2HCl(氢气在氯气中燃烧现象：安静地燃烧，发出苍白色火焰)

将H2和Cl2混合后在点燃或光照条件下发生爆炸。

燃烧：所有发光发热的剧烈化学反应都叫做燃烧，不一定要有氧气参加。

③Cl2与水反应

Cl2+H2O=HCl+HClO

离子方程式：Cl2+H2O=H++Cl—+HClO

将氯气溶于水得到氯水(浅黄绿色)，氯水含多种微粒，其中有H2O、Cl2、HClO、Cl、H+、OH(极少量，水微弱电离出来的)。

氯水的性质取决于其组成的微粒：

(1)强氧化性：Cl2是新制氯水的主要成分，实验室常用氯水代替氯气，如氯水中的氯气能与KI，KBr、FeCl2、SO2、Na2SO3等物质反应。

(2)漂白、消毒性：氯水中的Cl2和HClO均有强氧化性，一般在应用其漂白和消毒时，应考虑HClO，HClO的强氧化性将有色物质氧化成无色物质，不可逆。

(3)酸性：氯水中含有HCl和HClO，故可被NaOH中和，盐酸还可与NaHCO3，CaCO3等反应。

(4)不稳定性：HClO不稳定光照易分解。，因此久置氯水(浅黄绿色)会变成稀盐酸(无色)失去漂白性。

(5)沉淀反应：加入AgNO3溶液有白色沉淀生成(氯水中有Cl)。自来水也用氯水杀菌消毒，所以用自来水配制以下溶液如KI、KBr、FeCl2、Na2SO3、Na2CO3、NaHCO3、AgNO3、NaOH等溶液会变质。

④Cl2与碱液反应：

与NaOH反应：Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O(Cl2+2OH=Cl+ClO+H2O)

与Ca(OH)2溶液反应：2Cl2+2Ca(OH)2=Ca(ClO)2+CaCl2+2H2O

此反应用来制漂白粉，漂白粉的主要成分为Ca(ClO)2和CaCl2，有效成分为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;同样，氯水也具有漂白性，因为氯水含HClO;NaClO同样具有漂白性，发生反应2NaClO+CO2+H2O==Na2CO3+2HClO;

干燥的氯气不能使红纸褪色，因为不能生成HClO，湿的氯气能使红纸褪色，因为氯气发生下列反应Cl2+H2O=HCl+HClO。

漂白粉久置空气会失效(涉及两个反应)：Ca(ClO)2+CO2+H2O=CaCO3↓+2HClO，，漂白粉变质会有CaCO3存在，外观上会结块，久置空气中的漂白粉加入浓盐酸会有CO2气体生成，含CO2和HCl杂质气体。

⑤氯气的用途：制漂白粉、自来水杀菌消毒、农药和某些有机物的原料等。

2、Cl的检验：

原理：根据Cl与Ag+反应生成不溶于酸的AgCl沉淀来检验Cl存在。

方法：先加稀硝酸酸化溶液(排除CO32干扰)再滴加AgNO3溶液，如有白色沉淀生成，则说明有Cl存在。

高中选修四化学知识重点总结(菁选2篇)扩展阅读

高中选修四化学知识重点总结(菁选2篇)（扩展1）

——高中选修四化学知识点(菁选2篇)

高中选修四化学知识点1一、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)

二、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。

高中选修四化学知识点2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)①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。

高中选修四化学知识重点总结(菁选2篇)（扩展2）

——高中选修四化学必背知识点归纳(菁选2篇)

高中选修四化学必背知识点归纳1一、化学反应的限度

1、化学*衡常数

(1)对达到*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*衡常数，用符号K表示。

(2)*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)，*衡常数越大，说明反应可以进行得越完全。

(3)*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*衡常数互为倒数。

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

2、反应的*衡转化率

(1)*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*衡转化率的表达式为：

α(A)=

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

(3)*衡常数与反应物的*衡转化率之间可以相互计算。

3、反应条件对化学*衡的影响

(1)温度的影响

升高温度使化学*衡向吸热方向移动;降低温度使化学*衡向放热方向移动。温度对化学*衡的影响是通过改变*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，*衡向逆反应方向移动;增大反应物浓度或减小生成物浓度，*衡向正反应方向移动。

温度一定时，改变浓度能引起*衡移动，但*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*衡状态不变。

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

二、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ΔH0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ΔHTΔS吸热)△H为“”或△H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℃，101kPa时，1mol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：101kPa

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：1mol

④研究内容：放出的热量。(ΔH高中选修四化学知识重点总结(菁选2篇)（扩展3）

——高中选修四化学知识要点总结(菁选2篇)

高中选修四化学知识要点总结11、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;Q0，反应吸收能量，为吸热反应。

ΔH

O2(g)=H2O(l);ΔH(298K)=285.8kJ·mol1

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·mol1或kJ·mol1，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)]

高中选修四化学知识要点总结2一、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：*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*均能量与反应物分子*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*衡常数，不引起化学*衡的移动，不能改变*衡转化率。

高中选修四化学知识重点总结(菁选2篇)（扩展4）

——高中化学选修5知识点分类总结(菁选2篇)

高中化学选修5知识点分类总结1既能与强酸，又能与强碱反应的物质

(1)2Al+6H+==2Al3++3H2↑

2Al+2OH+2H2O==2AlO2+3H2↑

(2)Al2O3+6H+==2Al3++3H2O

Al2O3+2OH==2AlO2+H2O

(3)Al(OH)3+3H+==Al3++3H2O

Al(OH)3+OH==AlO2+2H2O

(4)弱酸的酸式盐，如NaHCO3、NaHS等等

NaHCO3+HCl==NaCl+CO2↑+H2O

NaHCO3+NaOH==Na2CO3+H2O

NaHS+HCl==NaCl+H2S↑

NaHS+NaOH==Na2S+H2O

(5)弱酸弱碱盐，如CH3COONH4、(NH4)2S等等

2CH3COONH4+H2SO4==(NH4)2SO4+2CH3COOH

CH3COONH4+NaOH==CH3COONa+NH3↑+H2O

(NH4)2S+H2SO4==(NH4)2SO4+H2S↑

(NH4)2S+2NaOH==Na2S+2NH3↑+2H2O

(6)氨基酸，如甘氨酸等

H2NCH2COOH+HCl→HOOCCH2NH3Cl

H2NCH2COOH+NaOH→H2NCH2COONa+H2O

(7)蛋白质

蛋白质分子中的`肽链的链端或支链上仍有呈酸性的—COOH和呈碱性的—NH2，故蛋白质仍能与碱和酸反应。

高中化学选修5知识点分类总结2镜反应的有机物

(1)发生银镜反应的有机物：

含有—CHO的物质：醛、甲酸、甲酸盐、甲酸酯、还原性糖(葡萄糖、麦芽糖等)

(2)银氨溶液[Ag(NH3)2OH](多伦试剂)的配制：

向一定量2%的AgNO3溶液中逐滴加入2%的稀氨水至刚刚产生的沉淀恰好完全溶解消失。

(3)反应条件：碱性、水浴加热

若在酸性条件下，则有Ag(NH3)2++OH+3H+==Ag++2NH4++H2O而被破坏。

(4)实验现象：①反应液由澄清变成灰黑色浑浊;②试管内壁有银白色金属析出

(5)有关反应方程式：AgNO3+NH3·H2O==AgOH↓+NH4NO3

AgOH+2NH3·H2O==Ag(NH3)2OH+2H2O

银镜反应的一般通式：

RCHO+2Ag(NH3)2OH2Ag↓+RCOONH4+3NH3+H2O

：1—水(盐)、2—银、3—氨

甲醛(相当于两个醛基)：

HCHO+4Ag(NH3)2OH4Ag↓+(NH4)2CO3+6NH3+2H2O

乙二醛：

OHCCHO+4Ag(NH3)2OH4Ag↓+(NH4)2C2O4+6NH3+2H2O

甲酸：HCOOH+2Ag(NH3)2OH2Ag↓+(NH4)2CO3+2NH3+H2O

(过量)

葡萄糖：

CH2OH(CHOH)4CHO+2Ag(NH3)2OH2Ag↓

+CH2OH(CHOH)4COONH4+3NH3+H2O

(6)定量关系：—CHO～2Ag(NH)2OH～2Ag

HCHO～4Ag(NH)2OH～4Ag

高中选修四化学知识重点总结(菁选2篇)（扩展5）

——高中化学选修四知识要点归纳(菁选2篇)

高中化学选修四知识要点归纳1一、化学*衡常数

(一)定义：在一定温度下，当一个反应达到化学*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*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。

2、K只与温度(T)有关，与反应物或生成物的浓度无关。

3、反应物或生产物中有固体或纯液体存在时，由于其浓度是固定不变的，可以看做是“1”而不代入公式。

4、稀溶液中进行的反应，如有水参加，水的浓度不必写在*衡关系式中。

(三)化学*衡常数K的应用：

1、化学*衡常数值的大小是可逆反应进行程度的标志。K值越大，说明*衡时生成物的浓度越大，它的正向反应进行的程度越大，即该反应进行得越完全，反应物转化率越高。反之，则相反。一般地，K>105时，该反应就进行得基本完全了。

2、可以利用K值做标准，判断正在进行的可逆反应是否*衡及不*衡时向何方进行建立*衡。(Q：浓度积)

Q〈K:反应向正反应方向进行;

Q=K:反应处于*衡状态;

Q〉K:反应向逆反应方向进行

3、利用K值可判断反应的热效应

若温度升高，K值增大，则正反应为吸热反应

若温度升高，K值减小，则正反应为放热反应

二、等效*衡

1、概念：在一定条件下(定温、定容或定温、定压)，只是起始加入情况不同的同一可逆反应达到*衡后，任何相同组分的百分含量均相同，这样的化学*衡互称为等效*衡。

2、分类

(1)定温，定容条件下的等效*衡

第一类：对于反应前后气体分子数改变的可逆反应：必须要保证化学计量数之比与原来相同;同时必须保证*衡式左右两边同一边的物质的量与原来相同。

第二类：对于反应前后气体分子数不变的可逆反应：只要反应物的物质的'量的比例与原来相同即可视为二者等效。

(2)定温，定压的等效*衡

只要保证可逆反应化学计量数之比相同即可视为等效*衡。

高中化学选修四知识要点归纳2一、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*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*衡状态，这叫电离*衡。

4、影响电离*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*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*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*衡常数，(一般用Ka表示酸，Kb表示碱。)

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*衡：

水的离子积：KW=c[H+]·c[OH]

25℃时,[H+]=[OH]=107mol/L;

KW=[H+]·[OH]=1*1014

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*衡的外界因素：

①酸、碱：抑制水的电离

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

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。

高中选修四化学知识重点总结(菁选2篇)（扩展6）

——高中化学选修五知识要点总结(菁选2篇)

高中化学选修五知识要点总结1有机化学反应类型

1、取代反应

指有机物分子中的某些原子或原子团被其他原子或原子团取代的反应。

常见的取代反应：

⑴烃(主要是烷烃和芳香烃)的卤代反应;

⑵芳香烃的硝化反应;

⑶醇与氢卤酸的反应、醇的羟基氢原子被置换的反应;

⑷酯类(包括油脂)的水解反应;

⑸酸酐、糖类、蛋白质的水解反应。

2、加成反应

指试剂与不饱和化合物分子结合使不饱和化合物的不饱和程度降低或生成饱和化合物的反应。

常见的加成反应：

⑴烯烃、炔烃、芳香族化合物、醛、酮等物质都能与氢气发生加成反应(也叫加氢反应、氢化或还原反应);

⑵烯烃、炔烃、芳香族化合物与卤素的加成反应;

⑶烯烃、炔烃与水、卤化氢等的加成反应。

3、聚合反应

指由相对分子质量小的小分子互相结合成相对分子质量大的高分子的反应。参加聚合反应的小分子叫作单体，聚合后生成的大分子叫作聚合物。

常见的聚合反应：

加聚反应：指由不饱和的相对分子质量小的小分子结合成相对分子质量大的高分子的反应。

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*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*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*均式量小于26，则一定有CH4

②*均分子组成中，l高中选修四化学知识重点总结(菁选2篇)（扩展7）

——高中化学必修二知识重点(菁选2篇)

高中化学必修二知识重点11、化学反应的速率

(1)概念：化学反应速率通常用单位时间内反应物浓度的减少量或生成物浓度的增加量(均取正值)来表示。

①单位：mol/(L•s)或mol/(L•min)

②B为溶液或气体，若B为固体或纯液体不计算速率。

③重要规律：速率比=方程式系数比

(2)影响化学反应速率的因素：

内因：由参加反应的物质的结构和性质决定的(主要因素)。

外因：①温度：升高温度，增大速率

②催化剂：一般加快反应速率(正催化剂)

③浓度：增加C反应物的浓度，增大速率(溶液或气体才有浓度可言)

④压强：增大压强，增大速率(适用于有气体参加的反应)

⑤其它因素：如光(射线)、固体的表面积(颗粒大小)、反应物的状态(溶剂)、原电池等也会改变化学反应速率。

2、化学反应的限度——化学*衡

(1)化学*衡状态的特征：逆、动、等、定、变。

①逆：化学*衡研究的对象是可逆反应。

②动：动态*衡，达到*衡状态时，正逆反应仍在不断进行。

③等：达到*衡状态时，正方应速率和逆反应速率相等，但不等于0。即v正=v逆≠0。

④定：达到*衡状态时，各组分的浓度保持不变，各组成成分的含量保持一定。

⑤变：当条件变化时，原*衡被破坏，在新的条件下会重新建立新的*衡。

(3)判断化学*衡状态的标志：

①VA(正方向)=VA(逆方向)或nA(消耗)=nA(生成)(不同方向同一物质比较)

②各组分浓度保持不变或百分含量不变

③借助颜色不变判断(有一种物质是有颜色的)

④总物质的量或总体积或总压强或*均相对分子质量不变(前提：反应前后气体的总物质的量不相等的反应适用，即如对于反应xA+yBzC，x+y≠z)

高中化学必修二知识重点21.镁条在空气中燃烧：发出耀眼强光，放出大量的热，生成白烟同时生成一种白色物质。

2.木炭在氧气中燃烧：发出白光，放出热量。

3.硫在氧气中燃烧：发出明亮的蓝紫色火焰，放出热量，生成一种有刺激性气味的气体。

4.铁丝在氧气中燃烧：剧烈燃烧，火星四射，放出热量，生成黑色固体物质。

5.加热试管中碳酸氢铵：有刺激性气味气体生成，试管上有液滴生成。

6.氢气在空气中燃烧：火焰呈现淡蓝色。

7.氢气在氯气中燃烧：发出苍白色火焰，产生大量的热。

8.在试管中用氢气还原氧化铜：黑色氧化铜变为红色物质，试管口有液滴生成。

9.用木炭粉还原氧化铜粉末，使生成气体通入澄清石灰水，黑色氧化铜变为有光泽的金属颗粒，石灰水变浑浊。

10.一氧化碳在空气中燃烧：发出蓝色的火焰，放出热量。

11.向盛有少量碳酸钾固体的试管中滴加盐酸：有气体生成。

12.加热试管中的硫酸铜晶体：蓝色晶体逐渐变为白色粉末，且试管口有液滴生成。

13.钠在氯气中燃烧：剧烈燃烧，生成白色固体。

14.点燃纯净的氯气，用干冷烧杯罩在火焰上：发出淡蓝色火焰，烧杯内壁有液滴生成。

15.向含有C1的溶液中滴加用硝酸酸化的硝酸银溶液，有白色沉淀生成。

高中选修四化学知识重点总结(菁选2篇)（扩展8）

——高中物理选修35重点知识(菁选2篇)

高中物理选修35重点知识1一、电子的发现

1897年汤姆生(英)发现了电子，提出原子的枣糕模型，揭开了研究原子结构的序幕。(谁发现了阴极射线?)

二、原子的核式结构模型

1、1909年起英国物理学家卢瑟福做了α粒子轰击金箔的实验，即α粒子散射实验(实验装置见必修本P257)得到出乎意料的结果：绝大多数α粒子穿过金箔后仍沿原来的方向前进，少数α粒子却发生了较大的偏转，并且有极少数α粒子偏转角超过了90°，有的甚至被弹回，偏转角几乎达到180°。(P53图)

2、卢瑟福在1911年提出原子的核式结构学说：在原子的中心有一个很小的核，叫做原子核，原子的全部正电荷和几乎全部质量都集中在原子核里，带负电的电子在核外空间里绕着核旋转。

按照这个学说，可很好地解释α粒子散射实验结果，α粒子散射实验的数据还可以估计原子核的大小(数量级为1015m)和原子核的正电荷数。原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数。

三、氢原子的光谱

1、光谱的种类：

(1)发射光谱：物质发光直接产生的光谱。炽热的固体、液体及高温*体发光产生连续光谱;稀薄气体发光产生线状谱，不同元素的线状谱线不同，又称特征谱线。

(2)吸收光谱：连续谱线中某些频率的光被稀薄气体吸收后产生的光谱，元素能发射出何种频率的光，就相应能吸收何种频率的光，因此吸收光谱也可作元素的特征谱线。

2、氢原子的光谱是线状的(这些亮线称为原子的特征谱线)，即辐射波长是分立的。

3、基尔霍夫开创了光谱分析的方法：利用元素的特征谱线(线状谱或吸收光谱)鉴别物质的分析方法。

四、波尔的原子模型

1、卢瑟福的原子核式结构学说跟经典的电磁理论发生矛盾(矛盾为：a、原子是不稳定的;b、原子光谱是连续谱)，1913年玻尔(丹麦)在其基础上，把普朗克的量子理论运用到原子系统上，提出玻尔理论。

2、玻尔理论的假设：

(1)原子只能处于一系列不连续的能量状态中，在这些状态中原子是稳定的，电子虽然绕核运动，但并不向外辐射能量，这些状态叫做定态。氢原子的各个定态的能量值，叫做它的能级。原子处于最低能级时电子在离核最近的轨道上运动，这种定态叫做基态;原子处于较高能级时电子在离核较远的轨道上运动的这些定态叫做激发态。

(2)原子从一种定态(设能量为En)跃迁到另一种定态(设能量为Em)时，它辐射(或吸收)一定频率的光子，光子的能量由这两种定态的能量差决定，即

h=EnEm

(能级图见35第64页)

(3)原子的不同能量状态跟电子沿不同的圆形轨道绕核运动相对应。原子的定态是不连续的，因此电子的可能轨道的分布也是不连续的。

3、玻尔计算公式：rn=n2r1,En=E1/n2(n=1,2,3¼¼)r1=0.53´1010m,E1=13.6eV,分别代表第一条(即离核最近的)可能轨道的半径和电子在这条轨道上运动时的能量。(选定离核无限远处的电势能为零，电子从离核无限远处移到任一轨道上，都是电场力做正功，电势能减少，所以在任一轨道上，电子的电势能都是负值，而且离核越近，电势能越小。)

4、从高能级向低能级跃迁时放出光子;从低能级向高能级跃迁时可能是吸收光子，也可能是由于碰撞(用加热的方法，使分子热运动加剧，分子间的相互碰撞可以传递能量)。原子从低能级向高能级跃迁时只能吸收一定频率的光子;而从某一能级到被电离可以吸收能量大于或等于电离能的任何频率的光子。

6、玻尔模型的成功之处在于它引入了量子概念(提出了能级和跃迁的概念，能解释气体导电时发光的机理、氢原子的线状谱)，局限之处在于它过多地保留了经典理论(经典粒子、轨道等)，无法解释复杂原子的光谱。

7、现代量子理论认为电子的轨道只能用电子云来描述。

8、光谱测量发现原子光谱是线状谱和夫兰克—赫兹实验证实了原子能量的'量子化(即原子中分立能级的存在)

高中物理选修35重点知识2一、能量量子化物理学的新纪元

1、量子理论的建立：1900年德国物理学家普朗克提出振动着的带电微粒的能量只能是某个最小能量值ε的整数倍，这个不可再分的能量值ε叫做能量子

ε=hν

h为普朗克常数(6.63×1034J.S)

2、黑体：如果某种物体能够完全吸收入射的各种波长电磁波而不发生反射，这种物体就是绝对黑体，简称黑体。

3、黑体辐射：黑体辐射的规律为：温度越高各种波长的辐射强度都增加，同时，辐射强度的极大值向波长较短的方向移动。(普朗克的能量子理论很好的解释了这一现象)

二、科学的转折光的粒子性

1、光电效应(表明光子具有能量)

(1)光的电磁说使光的波动理论发展到相当完美的地步，但是它并不能解释光电效应的现象。在光(包括不可见光)的照射下从物体发射出电子的现象叫做光电效应，发射出来的电子叫光电子。(实验图在课本)

(2)光电效应的研究结果：

新教材：①存在饱和电流，这表明入射光越强，单位时间内发射的光电子数越多;②存在遏止电压：;③截止频率：光电子的能量与入射光的频率有关，而与入射光的强弱无关，当入射光的频率低于截止频率时不能发生光电效应;④效应具有瞬时性：光电子的发射几乎是瞬时的，一般不超过109s。

老教材：①任何一种金属，都有一个极限频率，入射光的频率必须大于这个极限频率，才能产生光电效应;低于这个频率的光不能产生光电效应;②光电子的最大初动能与入射光的强度无关，只随着入射光频率的增大而增大;③入射光照到金属上时，光电子的发射几乎是瞬时的，一般不超过109s;④当入射光的频率大于极限频率时，光电流的强度与入射光的强度成正比。

(3)光电管的玻璃泡的内半壁涂有碱金属作为阴极K(与电源负极相连)，是因为碱金属有较小的逸出功。

2、光子说：光本身就是由一个个不可分割的能量子组成的，频率为ν的光的能量子为hν。这些能量子被成为光子。

3、光电效应方程：

EK=hWO

(掌握Ek/Uc—ν图象的物理意义)同时，h截止=WO(Ek是光电子的最大初动能;W是逸出功，即从金属表面直接飞出的光电子克服正电荷引力所做的功。)

高中选修四化学知识重点总结(菁选2篇)（扩展9）

——高中选修三生物知识点的归纳(菁选2篇)

高中选修三生物知识点的归纳11.基因工程的诞生

(1)基因工程：按照人们的意愿，进行严格的设计，并通过体外DNA重组和转基因等技术，从而创造出更符合人们需要的新的生物类型和生物产品。

(2)基因工程诞生的理论基础是在生物化学、分子生物学和微生物学科的基础上发展起来，技术支持有基因转移载体的发现、工具酶的发现，DNA合成和测序仪技术的发明等。

2..基因工程的原理及技术

(3)基因工程操作中用到了限制酶、DNA连接酶、运载体

考点限制酶细化：

限制酶主要从原核生物生物中分离纯化出来，这种酶在原核生物中的作用是识别DNA分子的特定核苷酸序列，并且使每条链中特定部位的两个核苷酸之间的磷酸二酯键断开。

①限制酶的特性是识别特定核苷酸序列，切割特定切点。限制酶产生的末端有两种：粘性末端和*末端。

②DNA连接酶与DNA聚合酶的作用部位是磷酸二酯键，二者在作用上的区别为前者是恢复被限制性内切酶切开的两个核苷酸之间的磷酸二酯键，后者单个的核苷酸连接到DNA分子上。

③作为基因工程的载体应该具备标记基因、多个限制性内切酶切点、能够在宿主细胞内复制和稳定存等特点。

⑤常见的载体种类有质粒、动植物病毒、噬菌体

(4)基因工程四步骤：目的基因的获取、基因表达载体的构建、将目的基因导入受体细胞、目的基因的检测和表达。

考点细化：

①目的基因的获取方法为根据基因的核苷酸序列、基因的功能、基因在载体上的.位置、基因的转录产物、以及基因的表达产物蛋白质等特性来获取目的基因。

②基因、基因组、cDNA的区别：含有某种生物不同基因的许多DNA片段，导入受体菌的群体中储存，各个受体菌体分别含有这种生物的不同基因，称之为基因。如果含有一种生物所有基因，叫做基因组。只包含一种生物的一部分基因，这种基因叫做部分基因，如cDNA。

③基因重组操作中构建基因表达载体的目的是将目的基因在受体细胞中稳定存在，并且遗传给下一代，同时目的基因能够表达和发挥作用。

④一个完整的基因表达载体包括：目的基因、启动子、终止子、标记基因。

⑤将目的基因导入植物细胞、动物细胞和微生物细胞的常用方法分别是脓杆菌转化法、显微注射法、Ca2+处理法。

⑥基因工程的受体细胞选择，植物可以采用体细胞，动物不能用体细胞，一般采用*卵细胞。因为*卵具有全能性。

⑦当受体细胞是大肠杆菌时常用Ca2+处理细胞，这样做的目的是使细胞处于一种能够吸收周围环境中的DNA分子的感受态细胞。

⑧目的基因的检测：转基因生物的DNA是否插入了目的基因(DNA分子杂交技术);

目的基因是否转录出了mRNA(分子杂交技术);

目的基因是否翻译成蛋白质(抗原抗体杂交);

个体生物学水*鉴定(直接观察和检测性状)。

⑨目的基因的获取、基因表达载体的构建、目的基因的检测和表达一般需要碱基互补配对。将目的基因导入受体细胞不需要碱基互补配对

3.基因工程的应用

(5)在农业生产上：主要用于提高农作物的抗逆能力(如：抗除草剂、抗虫、抗病、抗干旱和抗盐碱等)，以及改良农作物的品质和利用植物生产药物等方面。

(6)基因治疗不是对患病基因的修复，基因检测所用的DNA分子只有处理为单链才能与被检测的样品，按碱基配对原则进行杂交。

4.蛋白质工程

(7)蛋白质工程的本质是通过基因改造或基因合成，对先有蛋白质进行改造或制造新的蛋白质，所以被形象地称为第二代基因工程;基因工程在原则上只能生产自然界已存在的蛋白质

高中选修三生物知识点的归纳2克隆技术

1.植物的组织培养

(1)细胞工程：指应用细胞生物学和分子生物学的原理和方法，通过细胞水*或者细胞器水*上的操作，按照人们的意愿来改变细胞内的遗传物质或获取细胞产品的一门综合科学技术。在细胞器水*上改变细胞的遗传物质，属于细胞工程。

(2)细胞全能性：具有某种生物全部遗传信息的任何一个细胞，都具有发育成完整生物体的潜能。

考点细化：

①都具有该生物全部遗传信息，因此从理论上讲，生物体的每一个活细胞都应该具有全能性。

②细胞在生物体内没有表现出全能性的原因是基因选择性表达。

③植物细胞的全能性得以实现的条件是离体，合适的营养和激素，无菌操作。

④在生物的所有的细胞中，*卵细胞的全能性最高。

(3)植物组织培养：在无菌和人工控制的条件下，将离体的植物器官、组织、细胞，培养在人工配置的培养基上，给予适宜的培养条件，诱导其产生愈伤组织、丛芽，最终形成完整的植株。

考点细化：

①已分化的细胞经过诱导后，失去其特有的结构和功能而转变成未分化细胞的过程叫脱分化。

②再分化是愈伤组织继续进行培养，重新分化出根或芽等器官。

③愈伤组织细胞排列疏松而无规则，高度液泡化的呈不定型状态的薄壁细胞。

④植物组织培养时培养基的成分有矿质元素、蔗糖、维生素、植物激素、有机添加物，与动物细胞培养相比需要蔗糖、植物激素，不需要动物血清。

⑤在植物组织培养脱分化过程中，需要植物激素

⑥植物组织培养全过程中都需要无菌，愈伤组织之前不需要光照

(4)植物组织培养技术的用途：微型繁殖、作物脱毒、制造人工种子、单倍体育种、细胞产物的工厂化生产。

考点细化：

①用植物体的茎尖、根尖来获得无病毒植物

②人工种子中人工胚乳相当于大豆种子的子叶，人工种子与正常种子相比发芽率高。

③转基因植物的培育需要植物组织培养

(5)将不同种植物的体细胞，在一定条件下融合成杂种细胞，并把杂种细胞培育成新的植物体叫做植物体细胞杂交。

考点细化：

①用纤维素酶、果胶酶去除细胞壁获得原生质体

②物理方法：电刺激、振荡、离心;化学方法：聚乙二醇

③植物体细胞杂交完成的标志是新细胞壁的形成

④融合后的杂种细胞通过植物组织培养才能发育成完整的植物体

(6)植物体细胞杂交这一育种方法的最大优点是克服远缘杂交不亲和障碍

2.动物的细胞培养与体细胞克隆

(7)动物细胞工程常用的技术手段有动物细胞培养、动物细胞核移植、动物细胞融合、生产单克隆抗体、胚胎移植等

(8)动物细胞培养经过原代培养和传代培养

考点细化：

①动物细胞培养液的成分有糖、氨基酸、促生长因子、无机盐、微量元素等

②动物细胞培养基液体，植物细胞培养基固体，培养的动物细胞通常取自胚胎、幼龄动物的组织器官

②动物细胞培养时的气体环境是95%的空气+5%二氧化碳的混合气体，CO2起到调节PH值作用

③使用胰蛋白酶处理使动物组织分散成单个细胞

④动物组织处理使细胞分散后的初次培养称为原代培养

⑤贴满瓶壁的细胞需要重新用胰蛋白酶等处理，然后分瓶继续培养，让细胞继续增殖。这样的培养过程通常被称为传代培养。

高中选修四化学知识重点总结(菁选2篇)（扩展10）

——高中选修5有