高中化學選修四是整個高中化學最難的部分，很多同學在進入本章教材學習的時候，都陷入了焦慮中，因為認真聽講也不一定能聽懂。這個時候應回歸教材本身，一方面在課前完成預習（如果已經進入複習的同學，則需要鞏固），另一方面将自己不清楚的内容進行框出來，問老師、問同學。

在網上看了很多整理高中化學選修四的内容，多數概而不全或者本身内容不夠精細。

本次将高中化學選修四全部知識進行歸納整理，不敢稱最好，但是一定最全。

（由于篇幅有限，需要電子檔的可以加關注進行評論）

一、反應熱的四種計算方法

1.利用熱化學方程式進行相關量的求解，可先寫出熱化學方程式，再根據熱化學方程式所體現的物質與物質間、物質與反應熱間的關系直接或間接求算物質的質量或反應熱。其注意的事項有：

(1)反應熱數值與各物質的化學計量數成正比，因此熱化學方程式中各物質的化學計量數改變時，其反應熱數值需同時做相同倍數的改變。

(2)熱化學方程式中的反應熱是指反應按所給形式完全進行時的反應熱。

(3)等：指“v正＝v逆≠0”。即某一物質在單位時間内消耗的物質的量濃度和生成的物質的量濃度相等，也可以用不同物質的化學反應速率表示該反應的正、逆反應速率相等。

(4)定：指參加反應的各組分的含量保持不變，即各組分的濃度、質量分數、體積分數(有氣體參加的可逆反應)、反應物的轉化率等均保持不變。

(5)變：指平衡移動。可逆反應的平衡狀态是相對的、暫時的，當外界某一條件改變時，原平衡被破壞，化學平衡向着減弱這種改變的方向移動，在新的條件下達到新的平衡狀态。

理解感悟　“一定條件”、“可逆反應”是前提，“相等”是實質，“保持不變”是标志。

2.化學平衡狀态判斷的“四大依據”

(1)對于普通可逆反應，以2SO2(g)＋O2(g) ⇋2SO3(g)為例：

若各組分的物質的量、濃度不發生變化，則反應已達到平衡狀态。若用反應速率關系表示化學平衡狀态，式中既要有正反應速率，又要有逆反應速率，且兩者之比等于化學計量數之比，就達到化學平衡狀态。

(2)對于有有色氣體存在的反應體系，如2NO2(g) ⇋N2O4(g)等，若體系的顔色不再發生改變，則反應已達平衡狀态。

(3)對于有氣體存在且反應前後氣體的物質的量發生改變的反應，如N2(g)＋3H2(g) ⇋2NH3(g)，若反應體系的壓強不再發生變化、平均相對分子質量不再變化，則說明反應已達平衡狀态。

對有氣體存在且反應前後氣體物質的量不發生改變的反應，反應過程中的任何時刻體系的壓強、氣體的總物質的量、平均相對分子質量都不變，故壓強、氣體的總物質的量、平均相對分子質量不變均不能說明反應已達平衡狀态。

(4)從微觀的角度分析，如反應N2(g)＋3H2(g) ⇋2NH3(g)，下列各項均可說明該反應達到了平衡狀态。

①斷裂1 mol N≡N鍵的同時生成1 mol N≡N鍵。

②斷裂1 mol N≡N鍵的同時生成3 mol H—H鍵。

③斷裂1 mol N≡N鍵的同時斷裂6 mol N—H鍵。

④生成1 mol N≡N鍵的同時生成6 mol N—H鍵。

特别提示　(1)從反應速率的角度來判斷反應是否達到平衡時，速率必須是一正一逆(不能同是v正或v逆)，且反應速率之比等于化學計量數之比。

(2)在可逆反應過程中，能發生變化的物理量(如各組分的濃度、反應物的轉化率、混合氣體密度、顔色、平均摩爾質量等)，若保持不變，說明可逆反應達到了平衡狀态。

四、化學平衡移動及其移動方向的判斷

1.化學平衡移動的分析判斷方法

二十.強電解質與弱電解質的區别

（一）電解質和非電解質

電解質：在水溶液裡或熔融狀态下能導電的化合物。

非電解質：在水溶液裡或熔融狀态下不能導電的化合物。

【注意】

1.電解質和非電解質的範疇都是化合物，所以單質既不是電解質 也不是非電解質。

2.化合物為電解質，其本質是自身能電離出離子，有些物質溶于水時所得溶液也能導電，但這些物質自身不電離，而是生成了一些電解質，則這些物質不屬于電解質。如：SO2、SO3、CO2、NO2等。

3.常見電解質的範圍：酸、堿、 鹽、離子型氧化物。

4.溶劑化作用：電解質溶于水後形成的離子或分子并不是單獨存在的，而是與水分子相互吸引、相互結合，以“水合 離子”或“水合分子”的形态存在，這種溶質分子或離子與溶劑相互吸引的作用叫做溶劑作用。

（二）強電解質和弱電解質

強電解質：在溶液中能夠全部電離的電解質。則強電解質溶液中不存在電離平衡。

弱電解質：在溶液中隻是部分電離的電解質。則弱電解質溶液中存在電離平衡。

【注意】

1.強、弱電解質的範圍：

強電解質：強酸、強堿、絕大多數鹽

弱電解質：弱酸、弱堿、水

2.強、弱電解質與溶解性的關系：

電解質的強弱取決于電解質在水溶液中是否完全電離，與溶解度的大小無關。一些難溶的電解質，但溶解的部分能全部電離，則仍屬強電解質。如：BaSO4、BaCO3等。

3.強、弱電解質與溶液導電性的關系：

溶液的 導電性強弱與溶液中的離子濃度大小有關。強電解質溶液的導電性不一定強，如很稀的強電解質溶液，其離子濃度很小，導電性很弱。而弱電解質溶液的導電性不一定弱，如較濃的弱電解質溶液，其電離出的離子濃度可以較大，導電性可以較強。

4.強、弱電解質與物質結構的關系：

強電解質一般為離子化合物和一些含強極性鍵的共價化合物，弱電解質一般為含弱極性鍵的化合物。

5.強、弱電解質在熔融态的導電性：

離子型的強電解質由離子構成，在熔融态時産生自由移動的離子，可以導電。而共價型的強電解質以及弱電解質由分子構 成，熔融态時仍以分子 形式存在，所以不導電。

二十一.弱電解質的電離平衡

1.弱電解質的電離平衡指在一定條件下（溫度、濃度），弱電解質電離成離子的速率和離子 結合成分子的速率相等時的狀态。弱電解質的電離平衡的特點是：

（1）動态平衡：電離方程式中用“ ”，如：CH3COOH CH3COO- H 。[來源:學&科&網Z&X&X&K]

（2）條件改變：平衡被打破。如在CH3COOH的石蕊溶液中（呈紅色）加入固體CH3COONH4，即增大了c(CH3COO-)，平衡左移，c( H )變小，使紅色變淺。

（3）弱電解質在離子反應中電離平衡發生移動。将等質量的鋅粉分别投入10mL0.1mol/L鹽酸和10mL0.1mol/L醋酸中，實驗結果：鹽酸的反應速率比醋酸快。若鋅足量，則産生氫氣的體積相等。因為當濃度和體積相同時，鹽酸是強酸，c（H ）大，所以反應 速率快，但二者可電離出來的H 的物質的量相等，僅僅是後者随着反應的進行，醋酸的電離平衡不斷發生移動。

（4）從導電實驗可知，弱電解質少部分電離 ，大部分以分子形式存在，決定了它在離子方程式書寫中保留分子形式。如醋酸和燒堿溶液中和反應的離子方程式應寫成：CH3COOH OH—= CH3COO— H2O。

（5）導電性強弱與電解質強弱的關系：電解質的強弱由物質内部結構決定，電解質的強弱在一般情況下影響着溶液導電性的強弱。導電性強弱是由溶液離子濃度大小決定的。如果某強電解質溶液濃度很小，那麼它的導電性可以很弱，而某弱電解質雖然電離程度很小，但如果濃度較大時，該溶液的導電能力也可以較強。因此，強電解質溶液的導電能力不一定強，弱電解質的導電能力也不一定弱。

2.電離平衡常數

（1）概念：在一定條件下，弱電解質的電離達到平衡時，溶液中電離所産生的各種離子濃度的乘積跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個常數，這個常數叫做電離平衡常數，用K表示（酸用Ka表示，堿用 Kb表示）。

（2）表示方法：AB A B- K=c(A ) c(B-)c(AB)

（3）K的意義：K值越大，表示該電解質較易電離，所對應的弱酸弱堿較強。從Ka或Kb的大小，可以判斷弱酸和弱堿的相對強弱，例如弱酸的相對強弱： H2SO3（Ka1=1.5×10-2）> H3PO4（Ka1=7.5×10-3）>HF（Ka=7.2×10-4）> HN O2（Ka1=4.6×10-4）> HCOOH（Ka=1.8×10-4）> CH3COOH（Ka=1.8×10-5）> H2CO3（Ka1=4.3×10-7）> H2S（Ka1=9.1×10-8）

（4）影響K值大小的因素：K值不随濃度 而變化，但随溫度而變化。

（5）多元弱酸的電離。多元弱酸是分步電離的，且越向後的電離越困難，其電離出來的離子濃度也越小，酸性主要由第一步電離決定。如 H3PO4的電離：

第一步電離：H3PO4 H H2PO-4 K1

第二步電離：H2PO-4 H HPO2-4 (較難) K2

第三步電離：HPO2-4 H PO3-4 （困難） K3

顯然： K 1>K2>K3。在磷 酸溶液中，由H3PO4電離出來的離子有H 、H2PO-4 、HPO2-4 、PO3-4 等離子，其離子濃度的大小關系為：c(H )>c(H2PO-4 )>c(HPO2-4 )>c(PO3-4 ) 。

二十二、影響電離平衡的因素

1.内因：弱電解質本身，如常溫下K(HF)>K(CH3COOH)。

2外因：以CH3COOH CH3COO- H 為例

（1）溫度

弱電解質的電離過程一般是吸熱的，升高溫度，電離平衡向右移動，CH3COOH電離程度增大，c(H )、c(CH3COO-)增大。

（2）濃度

加水稀釋CH3COOH溶液，電離平衡向右移動，電離程度增大。n(CH3COO-)、n(H )增大，但c(CH3COO-)、c(H )減小。

（3）同離子效應

在弱電解質溶液中加入同弱電解質具有相同離子的強電解質，電離平衡向逆反應方向移動。例如：0.1 mol/L的醋酸溶液中存在如下平衡CH3COOH CH3COO- H 。加入少量CH3COONa固體或HCl，由于增大了c(CH3COO-)或c(H )，使CH3COOH的電離平衡向逆反應方向移動。前者使c(H )減小，後者使c(H )增大。

（4）化學反應

在弱電解質溶液中加入能與弱電解質電離産生的某種離子反應的物質時，可使電離平衡向電離的方向移動。例如，在CH3COOH溶液中加入NaOH或Na2CO3溶液，由于OH- H =H2O、CO2-3 2H = H2O CO2↑，使c(H )減小，平衡向着電離的方向移動。

〖點撥〗：稀釋弱電解質溶液時，平衡移動的方向易誤判為逆向移動，把溶液中離子濃度的減小誤認為是電離平衡逆向移動造成的，實際上稀釋才是造成溶液中離子濃度減小的主要因素。

二十三.水的電離及離子積常數

1.水的電離平衡：水是極弱的電解質，能發生自電離：

H2O H OH－ （正反應為吸熱反應）

2.水的離子積常數：Kw= c(H )c(OH－)

250C 時 Kw =1.0×10-14 mol2·L-2 ，水的離子 積與溫度有關，溫度升高Kw增大。

如1000C 時Kw =1.0×10-12 mol2 ·L-2 .

3.無論是純水還是酸、堿，鹽等電解質的稀溶液，水的離子積為該溫度下的Kw。

我是點心優課化學于汐老師，畢業于湖南師範大學1998級化學化工學院；2002年未來教育家一等獎獲得者；2002年至2014年于湖南省排名前二高中任教，2014年起任高中化學教研組長。

更多高中化學知識點總結、高考必殺技請關注公号：化學點心優課服務号。

更多精彩资讯请关注tft每日頭條，我们将持续为您更新最新资讯!