化学选修4知识点总结

化学选修4知识点总结（共7篇）

1.化学选修4知识点总结 篇一

化学电池

1、电池的分类：化学电池、太阳能电池、原子能电池

2、化学电池：借助于化学能直接转变为电能的装置

3、化学电池的分类：一次电池、二次电池、燃料电池

4、常见一次电池：碱性锌锰电池、锌银电池、锂电池等

5、二次电池：放电后可以再充电使活性物质获得再生，可以多次重复使用，又叫充电电池或蓄电池。

6、二次电池的电极反应：铅蓄电池

7、目前已开发出新型蓄电池：银锌电池、镉镍电池、氢镍电池、锂离子电池、聚合物锂离子电池

8、燃料电池：是使燃料与氧化剂反应直接产生电流的一种原电池。

9、电极反应：一般燃料电池发生的电化学反应的最终产物与燃烧产物相同，可根据燃烧反应写出总的电池反应，但不注明反应的条件。负极发生氧化反应，正极发生还原反应，不过要注意一般电解质溶液要参与电极反应。以氢氧燃料电池为例，铂为正、负极，介质分为酸性、碱性和中性。当电解质溶液呈酸性时：负极：2H2—4e—=4H+正极：O2+4 e—4H+ =2H2O当电解质溶液呈碱性时：负极：2H2+4OH——4e—=4H2O正极：O2+2H2O+4 e—=4OH—另一种燃料电池是用金属铂片插入KOH溶液作电极，又在两极上分别通甲烷(燃料)和氧气(氧化剂)。

10、电极反应式为：负极：CH4+10OH——8e— =CO32—+7H2O;正极：4H2O+2O2+8e— =8OH—。电池总反应式为：CH4+2O2+2KOH=K2CO3+3H2O 10、燃料电池的优点：能量转换率高、废弃物少、运行噪音低

11、废弃电池的处理：回收利用

2.化学选修4知识点总结 篇二

一、关注本质问题研究 拓展学生的化学理论认识

高中化学教学中由于受制于学生的认知特点与能力,教材的编写与教师的课堂教学往往点到为止,重视学生对化学知识学习的广度,而不要求知识的深度,了解是什么,不要求为什么,深层次的问题往往避而不谈或者模糊处理。故在选修课堂上教师可以针对学习进度,有目的地进行课堂拓展。

(一)将定性结论定量化

酸(碱)与其盐组成的混合溶液,两者浓度相等或者相差不大时,酸(碱)的电离大于盐的水解,这是在离子浓度大小比较时常用的一个结论,学生往往是死记硬背,胡乱迁移,造成差错。在选修课程教学中教师可以利用电离平衡常数概念适当进行延伸,可让学生豁然开朗。

以CH3COOH与CH3COONa的混合溶液为例。设CH3COOH与CH3COONa的浓度分别为a mol/L、b mol/L,在溶液中考虑CH3COOH的电离平衡。

由于CH3COOH的电离较小,而且CH3COO-的存在抑制了CH3COOH的电离,所以b+x可以约等于b,a-x约等于a,则上述表达式可以表示为K=b×x/a ,即溶液中c(H+)=K c(CH3COOH)/ c(CH3COO-)。查表得K=1.8×10-5,所以只要溶液中c(CH3COO-)不大于50倍c(CH3COOH),就可以保证溶液为酸性。与原本的浓度相差不大有较大的区别,但这一结论不能推而广之,只适用于K>1.0×10-7的酸碱,如对于HCN,其电离平衡常数K=4.9×10-10,只有c(HCN)大于200倍c(CN-)溶液才会显酸性。

(二)将多种可能公式化,简化记忆

在讲授气体的聚焦状态这一内容时,学生基础较好的学校都会提到“三同定一同”,即阿伏伽德罗定理,然后在练习巩固中推导出较多的有关阿伏伽德罗定理推论。笔者曾经在一教辅资料上看到有关阿伏伽德罗定理推论多达10条,这种情况往往会让学生无所适从,不记不会做、记了都记错的情况时常发生,学习往往就变得无效甚至负效。选修课上我们可以从最简单的跟体积有关的因素出发,气体体积与物质的量、温度正相关,与压强负相关,得到V∝n T/P,用一常数(记作R)将正相关变为相等,得到V=RTn/P,稍作变化就得到PV=n RT,式中n=m/M,气体V=m/ρ,然后各种推论就是在这些变化中产生的。这样一来学生只要了解一个公式,只要会灵活地变化公式中的各种物理量,即可得到各种推论。

二、关注元素化合物知识 拓展知识的立体结构

元素化合物知识是化学学科的基础,只有学习了元素化合物的感性知识才可以进一步学习有关物质结构理论、了解各种化学变化的本质。苏教版教材中元素化合物知识集中在必修1中,要把过去1年多的内容压缩到1个学期中完成,教学过程只能蜻蜓点水,泛泛而谈,知识结构无法实现系统性。所以在选修课堂上教师可以根据学生的实际学习进度,合理地安排教学内容进行元素化合物知识的立体结构建设。

(一)知识内在的网络化构建

元素化合物知识量大,如果只死记硬背,学生很容易产生倦怠情绪。通过日常的教学,学生已经掌握了部分物质的化学性质,但是比较凌乱,没有体系。在选修课堂上可采用每个同学都有言可发,有言要发的教学策略。刚开始物质之间转化关系途径较多,先发言的同学能轻易地回答上来,所以课堂气氛非常活跃,越到后面能找到的转化关系越少,若能回答上的同学会非常地有自豪感,一时无法找到的也会自动地实施小组合作,教师只要适时地点拨,适当地归纳,就可以实现元素化合物的性质从点到线最后到面的转变,形成系统图。如下是在学习了钠、硫及其化合物课堂上讨论的成果。由于成果来自于学生的主动探索,因此能比较容易地实现知识的内化。

(二)化合物知识外在的自然延伸

高中元素化学知识重在让学生了解与日常生活密切相关的一些化学知识,是学生认识世界、学会生活的基础和铺垫。内容要求不高,难度不大,但这并不是化合物知识的全部。在选修课堂上教师可以根据学生特点积极利用最近发展区理论拓展学生的认知视野,丰富学生的认知结构。如很多无机物都带有结晶水,但这个结晶水是怎么被结合的,硫酸铜晶体中的水与一水合氨中的水结合方式是否一样,等等。为此笔者查阅各种相关资料,开设了一节“水合物中水被结合方式归类例析”的拓展类校本课程,着重讲解结晶水的结合常见的几个方式,包括:1通过分子间作用力(主要是氢键),如NH3·H2O;2配位水,水利用氧上的孤对电子以配位键的形式同金属离子结合在一起的,如[Cr(H2O)6]Cl3;3晶格水,水既不与金属离子直接结合,也不与阴离子通过氢键连结,而是按照一定比例存在于盐所形成的空间结构空隙中,在晶格中占据一定的部位。例如Ba Cl2·2H2O中的水分子可以填充在Ba Cl2晶胞中氯离子所形成的八面体空隙中;4多种结合方式,如Cu SO4·5H2O中4个结晶水是配位水,还有一个是通过氢键结合。像这样的外延拓展还有很多,如非羟基氧多少对酸性的影响,各种不同含硫酸等,这些知识虽然不属于高考要求内容,不能给学生带来高分,但可以让学生在知识结构上变得更加立体,明白物质世界的复杂性,了解原因的多重性,使他们在化学素养上得到发展。

三、关注概念教学 拓展学生认知层面

化学概念是将各种化学现象、化学事实经过比较、综合、分析、归纳、类比等方法加工而成的具有特定含义的化学术语,具有高度的抽象性和概括性,每个概念都有它自身的内涵与外延,即狭义的概念与广义的概念。高中阶段教学比较重视狭义概念的教学,注重让学生了解概念的一般应用情况。但当学生面对广义的概念时,往往会呈现出思维的混乱性与行为上的不知所措。在选修课堂上教师可以针对部分重要概念适当拓展,让学生明白概念所确定的本质属性的总和(即内涵),也能理解一个概念所确定的对象范围的总和(即外延)。如水解的概念在高中化学教材中出现在《化学反应原理》盐类水解中,所给出的定义描述为盐电离出的离子结合了水电离出的H+或OH-生成弱电解质分子的反应,这一定义是比较狭义的,是有使用限制的,无法体现各种水解情况,而广义的水解可以理解为水与另一化合物反应,该化合物分解为两部分,水中氢原子(或氢离子)加到其中的水解一部分,而羟基(或氢氧根)加到另一部分,因而得到两种或两种以上新的化合物的反应过程。在广义概念的指导下,一些不常见的、难理解的物质与水的反应也可以迎刃而解,如CH3CH2ONa和H2O、Ca C2与H2O,甚至Na H与H2O都可以将前一物质拆成两部分,带正电的结合OH-,带负电的结合H+,分别得到CH3CH2OH和Na OH、Ca(OH)2和C2H2、Na OH和H2。

四、关注思维能力培养 拓展学生思维的维度

能力特别是思维能力的培养是一个长期的过程,需要教师的积极引导与学生自我的不断训练,但平常的教学任务重、容量大,要每节课都开展探究教学、讨论合作教学等有利于学生思维能力培养的教学方式可能性较小,所以应充分利用选修课堂。教师多创设有利于思维培养的课堂情境、问题背景,引导学生思考,提升学生的思维层次。

(一)辩证性思维能力培养

思维的批判性要求思维活动具有善于严格地估计思维材料和精细地检查思维过程的智力品质。教师可以有目的地在课堂上创造“矛盾”情境,引起学生的思考和讨论。如有下面两个问题情境:

浓硫酸不能干燥HI气体:

二氧化硫气体通入碘水而使其褪色:

初看这两个方程既可以向左进行,也可以向右进行,它们是否矛盾呢?从题述分析浓硫酸能够氧化HI,但在方程式(2)中硫酸的生成是在溶液中,故生成的硫酸在水中发生完全电离,没有强氧化性去氧化HI。从而得出物质的氧化性(还原性)与其存在形式有关。影响氧化还原性强弱的还有哪些条件呢?引起学生再思考,让学生能洞悉物质间互相制约的关系,不孤立静止地思考问题,而是应该考虑物质所处的具体环境。

(二)发散性思维能力培养

发散性思维往往指学生在解决问题过程中获得的路径不止一种,对物质的认识不止一个方面,对仪器用途知道的不止一样,往往表现为考虑问题的多角度,思维层次的多重性,常见的有一题多解,一题多变,一题多果,一物多用,多物一用等。课堂上教师要多启发,多提问,多给学生机会,多给留白的时间,积极培养学生敢于表达自己的想法,不断进行发散性思维自信心的培养。如:若P4O6中每个原子最外层电子均为8个,则1mol P4O6中共价键总数为多少?引导学生寻找解决途径,由于个体水平的差异,思考的方面会有不同,但通过班内同学的交流与讨论发现了多种解决问题的方法,拓展了学生的思维途径。

解法一:每个原子最终最外层为8个电子,分子共需要80个电子,单个原子原本有56个电子,相差24个电子,需通过共用来补充,即需要12对共用电子对。

解法二:结合白磷的正四面体结构,每个氧插入到其中的每条棱上就得到了一个P4O6的分子,共价键从原来的P-P键变为了P-O键,共价键从6个变成了12个。

解法三:为了满足8电子稳定结构,一个O原子要与2个原子成键,一个P原子要与3个原子成键,正好P4O6中,原子比例是2比3,说明P原子只与O原子成键,O原子也只与P原子成键,因此在P4O6分子中,每个O原子成2个共价键,6个O原子共成12个共价键。

3.化学选修4知识点总结 篇三

【关键词】思维导图；高中化学；实际应用

高中化学选修课在新课程改革背景下教学目的再次产生变更，要通过教学培养高中生动手操作及逻辑思维能力，为以后学生学习探究奠定基础。作为高中化学教师，笔者在了解新课程改革对高中化学选修课的具体要求后，结合自身实际工作经验，分析思维导图教学模式在高中化学选修4第三章“水溶液中的离子平衡”中的应用。总结出一些在初中化学教学实验教学中应用的新方法。

1 分析选修4第三章的重要性

高中化学选修4第三章教学时，化学平衡的相关知识学生在前面已经学习过，自身也对化学平衡有一定的了解，因此为提高教学效率在建立化学平衡及平衡移动等相关知识时可以利用化学平衡原理。这一章节是化学平衡内容的延伸与拓展，电离平衡等是基本反应原理中最重要的组成部分，对学生而言也是一个较难的知识点。分析历年高考题目可以发现，该章节内容是必考内容之一，也是高考的难点之一，相关题目具有较强的综合性，有必要做好该章节内容的教学工作。通过学习该章节内容的学习，可以在学生脑海中建立一个完整的化学平衡知识体系，通过分析如何建立各种平衡于不同的电解质溶液中，帮助学生突破知识难点的学习。学习过程中教师可以将其与实际生活联系起来，比如解释牙齿表面硬层的脱矿与矿化关系就可以利用溶液平衡的原理，激发学生学习化学的兴趣，进而将化学知识运用到实际生活中。

2 思维导图在高中化学选修4第三章的应用分析

在运行思维导图进行化学授课时，需要做好以下工作，确保思维导图效果的发挥，提高教学质量。

2.1 理清内容构建完整思维导图

在这一章节知识点的较多且繁琐，牵扯到整个高中阶段的众多知识点，这就给学生学习及理解造成极大的困扰。化学是一门实验性科学，本章节学习过程中也涉及到众多的实验现象，其中很多现象需要学生进行记忆，比如离子之间的反应、沉淀颜色等。为了帮助学生理清思路，教师可以引导学生自己构建思维导图，通过手绘或者电脑绘图的方式表明各个知识点的相互转化的关系。学生在构建思维导图的过程中，可以帮助学生有效理清思路，同时更为清楚的展现相关知识点及彼此间的联系。学生还会不自主的对导图进行分支理解，从而有效区分类似的概念与知识点，提高化学知识水平。

2.2 帮助学生分析思维导图

思维导图可以帮助学生延伸思维及拓展思路，在本章节内容学习中，与整个中学阶段学习的化学知识有着紧密的联系，反而有效促进整体化学结构中思维导图的应用。化学教师授课过程中，可以借助多媒体信息技术以及网络知识体系，或者直接将自己的知识储备对该章节的理解绘制成思维导图，在课堂教学中利用思维导图帮助学生将各个零散的知识点串联起来，完善知识架构，促进化学知识体系的完善，进而提高对本章节内容的掌握程度。比如在讲解反应类型时，可以构建基本反应类型、离子参与反应及电子转移等为主的思维导图，实现零散知识具体化。

2.3 利用思维导图帮助记忆

在选修4第三章内容讲解过程中，教师可以充分利用思维导图，强化该章节的知识主体，提高学生对知识点的掌握。思维导图可以帮助学生形成良好的化学思维能力。学生在学习过程中需要充分调动大脑，借助清晰的思维导图，实现深化知识记忆的目的。比如在讲解离子共存问题时，为提高教学成果，教师可以将学生划分成数个小组，让每个小组作为一个整体探讨离子共存的影响条件。然后小组间在构建及绘制思维导图的过程中进行比赛，这样可以充分调动起学生学习积极性。构建思维导图过程可以注意一下关键点：强酸性溶液中才会存在弱碱性阳离子，比如常见的Fe3+、Cu2+等；碱性溶液中存在弱酸阴离子，如CO32-，SO32-；阴阳离子生成难溶性的盐不能共存等等。在构建思维导图的过程中，囊括了关于离子共存的所有知识点，学生还会不断发散思维，提高课堂教学效率。

2.4 思维导图培养学生探究能力

当前在化学课堂教学中多采用注入式实验，这个过程中学生只是观看，缺乏对实验活动的主动思考和探索。通过构建思维导图可以提高学生探究性能力，这教师应当在教学过程中经常进行相应问题的设计和提出，并且对学生的思维进行合理的引导，将研究问题情境为学生创设出来，使学生能够将问题的关键挖掘出来，并达到寻求出问题的有效解决方法的目的。学校应当将丰富多样的信息源提供给学生，并且对现代化教学手段建设进行强化，有效开放实验室，将良好的环境建立起来，让学生实现对采集知识和获取知识的能力的培养。在进行化学阶段性复习时，高中化学教师可以引导学生再现当时思维导图建构过程，并将思维导图的各分支点扩散，建立各个小节、各个分支间的有效联系，不断加深学生的知识印象。

3 结束语

新课程改革对于教师的发展和社会的进步具有十分重要的意义和价值，是高中化学教师中教师应当着力培养的内容之一。本文分析思维导图在高中化学选修课教学方中存在的问题，并提出一定的解决措施，但仍存在一定局限，希望化学教师应当重视实验教学研究以推动教学成效的提升。唯有如此，才能达成提高课堂教学效率，促进学生成绩提升的目的。

参考文献

[1]胡春梅.论思维导图在初中数学教学中的应用[J].考试周刊，2014（93）：112.

[2]奉飞鹏.思维导图引导 小组合作复习--元素及其化合物复习课教学探索[J].时代教育，2013（06）：89.

[3]张曙光.基于思维导图的化学实验教学优化模式初探[J].化学教与学，2011（09）：101.

作者单位

4.化学选修4知识点总结 篇四

第一章：化学反应与能量变化

1、反应热与焓变：△H=H(产物)-H(反应物)

2、反应热与物质能量的关系

3、反应热与键能的关系

△H=反应物的键能总和-生成物的键能总和

4、常见的吸热、放热反应 ⑴常见的放热反应：

①活泼金属与水或酸的反应

②酸碱中和反应

③燃烧反应

④多数的化合反应⑤铝热反应

⑵常见的吸热反应

①多数的分解反应

②2NH4Cl(s)+Ba(OH)2·8H2O(s)=BaCl2+2NH3+10H2O ③ C(s)+ H2O(g)CO+H2

④CO2+ C2 CO

5、反应条件与吸热、放热的关系：反应是吸热还是放热与反应的条件没有必然的联系，而取决与反应物和产物具有的总能量（或焓）的相对大小。

6、书写热化学方程式除了遵循书写化学方程式的要求外，还应注意以下几点： ①放热反应△H为“-”，吸热反应△H为“+”，△H的单位为kJ/mol ②反应热△H与测定条件（温度、压强等）有关，因此应注意△H的测定条件；绝大多数化学反应的△H是在298K、101Pa下测定的，可不注明温度和压强。

③热化学方程式中各物质化学式前面的系数仅表示该物质的物质的量，并不表示物质的分子或原子数，因此化学计量数可以是分数或小数。必须注明物质的聚集状态，热化学方程式是表示反应已完成的数量，所以方程式中化学式前面的计量数必须与△H相对应；当反应逆向进行时，反应热数值相等，符号相反。

7、利用盖斯定律进行简单的计算

8、电极反应的书写：

活性电极：电极本身失电子

⑴电解：阳极：（与电源的正极相连）发生氧化反应

惰性电极：溶液中阴离子失电子（放电顺序：I->Br->Cl->OH-）

阴极:（与电源的负极相连）发生还原反应，溶液中的阳离子得电子

（放电顺序：Ag+>Cu2+>H+）

注意问题：①书写电极反应式时，要用实际放电的离子来表示 ②电解反应的总方程式要注明“通电”

③若电极反应中的离子来自与水或其他弱电解质的电离，则总反应离子方程式中要用化学式表示

⑵原电池：负极：负极本身失电子，M→Mn+ +ne-

① 溶液中阳离子得电子

Nm++me-→N

正极：

2H++2e-→H2↑

②负极与电解质溶液不能直接反应：O2+4e-+2H2O→4OH-（即发生吸氧腐蚀）书写电极反应时要注意电极产物与电解质溶液中的离子是否反应，若反应，则在电极反应中应写最终产物。

9、电解原理的应用：

⑴氯碱工业：阳极(石墨):2Cl-→Cl2+2e-(Cl2的检验：将湿润的淀粉碘化钾试纸靠近出气口，试纸变蓝，证明生成了Cl2)。

阴极：2H++2e-→H2↑（阴极产物为H2、NaOH。现象（滴入酚酞）：有气泡逸出，溶液变红）。⑵铜的电解精炼：电极材料：粗铜做阳极，纯铜做阴极。电解质溶液：硫酸酸化的硫酸铜溶液

⑶电镀：电极材料：镀层金属做阳极（也可用惰性电极做阳极），镀件做阴极。电解质溶液是用含有镀层金属阳离子的盐溶液。

10、化学电源

⑴燃料电池：先写出电池总反应（类似于可燃物的燃烧）；

再写正极反应（氧化剂得电子，一般是O2+4e-+2H2O→4OH-（中性、碱性溶液）O2+4e-+4H+→2H2O(酸性水溶液)。负极反应=电池反应-正极反应（必须电子转移相等）

⑵充放电电池：放电时相当于原电池，充电时相当于电解池（原电池的负极与电源的负极相连，做阴极，原电池的正极与电源的正极相连，做阳极），11、计算时遵循电子守恒，常用关系式：2 H2~ O2~2Cl2~2Cu~4Ag~4OH-~4H+~4e-

12、金属腐蚀：电解阳极引起的腐蚀>原电池负极引起的腐蚀>化学腐蚀>原电池正极>电解阴极

钢铁在空气中主要发生吸氧腐蚀。负极：2Fe→2Fe 2++4e-

正极：O2+4e-+2H2O→4OH-

总反应：2Fe + O2+2H2O＝2Fe(OH)2

第二章：化学反应的方向、限度和速度

1、反应方向的判断依据：△H-T△S<0,反应能自发进行；△H-T△S=0，反应达到平衡状态

△H-T△S>0反应不能自发。该判据指出的是一定条件下，自发反应发生的可能性，不能说明实际能否发生反应（计算时注意单位的换算）课本P40T3

2、化学平衡常数：

①平衡常数的大小反映了化学反应可能进行的程度，平衡常数越大，说明反应进行的越完全。②纯固体或纯溶剂参加的反应，它们不列入平衡常数的表达式

③平衡常数的表达式与化学方程式的书写方式有关，单位与方程式的书写形式一一对应。对于给定的化学反应，正逆反应的平衡常数互为倒数

④化学平衡常数受温度影响，与浓度无关。温度对化学平衡的影响是通过影响平衡常数实现的。温度升高，化学平衡常数增大还是减小与反应吸放热有关。

3、平衡状态的标志：①同一物质的v正=v逆

②各组分的物质的量、质量、含量、浓度（颜色）保持不变

③气体的总物质的量、总压强、气体的平均分子量保持不变只适用于△vg≠0的反应④密度适用于非纯气体反应或体积可变的容器

4、惰性气体对化学平衡的影响

⑴恒压时充入惰性气体，体积必增大，引起反应体系浓度的减小，相当于减压对平衡的影响 ⑵恒容时充入惰性气体，各组分的浓度不变，速率不变，平衡不移动

⑶对于△vg=0的可逆反应，平衡体系中加入惰性气体，恒容、恒压下平衡都不会移动

5、⑴等效平衡：①恒温恒压，适用于所有有气体参加的可逆反应，只要使转化后物质的量之比与最初加入的物质的量之比相同，均可达到等效平衡；平衡时各组分的百分含量相同，浓度相同，转化率相同。②恒温恒容，△vg=0的反应，只要使转化后物质的量之比与最初加入的物质的量之比相同，均可达到等效平衡；平衡时各组分的百分含量相同，转化率相同。

⑵等同平衡：恒温恒容，适用于所有有气体参加的可逆反应，只要使转化后物质的量与最初加入的物质的量相同，均可达到等同平衡；平衡时各组分的物质的量相同，百分含量相同，浓度相同。

6、充气问题：以aA(g)+bB(g)cC(g)⑴只充入一种反应物，平衡右移，增大另一种反应物的转化率，但它本身的转化率降低 ⑵两种反应物按原比例充，恒容时相当于加压，恒压时等效平衡

⑶初始按系数比充入的反应物或只充入产物，平衡时再充入产物，恒容时相当于加压，恒压时等效平衡 化学反应速率: 速率的计算和比较；浓度对化学速率的影响（温度、浓度、压强、催化剂）； V-t图的分析

第三章

物质在水溶液中的行为

1、强弱电解质：

⑴强电解质：完全电离，其溶液中无溶质分子，电离方程式用“＝”，且一步电离；强酸、强碱、大多数盐都属于强电解质。

⑵弱电解质：部分电离，其溶液中存在溶质分子，电离方程式用“”，多元弱酸的电离方程式分步写，其余的弱电解质的电离一步完成；弱酸、弱碱、水都是弱电解质。

⑶常见的碱：KOH、NaOH、Ca(OH)

2、Ba(OH)2是强碱，其余为弱碱；

常见的酸：HCl、HBr、HI、HNO3、H2SO4是强酸，其余为弱酸；

注意：强酸的酸式盐的电离一步完成，如：NaHSO4=Na++H++SO42-，而弱酸的酸式盐要分步写，如：NaHCO3=Na++HCO3-, HCO3-CO32-+H+

2、电离平衡

⑴ 电离平衡是平衡的一种，遵循平衡的一般规律。温度、浓度、加入与弱电解质相同的离子或与弱电解质反应的物质，都会引起平衡的移动

⑵ 电离平衡常数（Ka或Kb）表征了弱电解质的电离能力，一定温度下，电离常数越大，弱电解质的电离程度越大。Ka或Kb是平衡常数的一种，与化学平衡常数一样，只受温度影响。温度升高，电离常数增大。

3、水的电离：

⑴ H2OH++OH-，△H>0。升高温度、向水中加入酸、碱或能水解的盐均可引起水的电离平衡的移动。

⑵ 任何稀的水溶液中，都存在，且[H+]·[OH-]是一常数，称为水的离子积（Kw）；Kw是温度常数，只受温度影响，而与H+或OH-浓度无关。

⑶ 溶液的酸碱性是H+与OH-浓度的相对大小，与某一数值无直接关系。

⑷ 当溶液中的H+ 浓度≤1mol/L时，用pH表示。

无论是单一溶液还是溶液混合后求pH，都遵循同一原则：若溶液呈酸性，先求c(H+);若溶液呈碱性，先求c(OH-),由Kw求出c(H+)，再求pH。

⑸向水中加入酸或碱，均抑制水的电离，使水电离的c(H+)或c(OH-)<10-7mol/L，但

c(H+)H2O=c(OH-)H2O。如某溶液中水电离的c(H+)=10-13mol/L，此时溶液可能为强酸性，也可能为强碱性，即室温下，pH=1或13 向水中加入水解的盐，促进水的电离，使水电离的c(H+)或c(OH-)>10-7mol/L，如某溶液中水电离的c(H+)=10-5mol/L，此时溶液为酸性，即室温下，pH=5，可能为强酸弱碱盐溶液。

4、盐的水解

⑴在溶液中只有盐电离出的离子才水解。本质是盐电离出的离子与水电离出H+或OH-结合生成弱电解质，使H+或OH-的浓度减小，从而促进水的电离。

⑵影响因素：①温度：升温促进水解

②浓度：稀释促进水解 ③溶液的酸碱性④ 同离子效应 ⑷水解方程式的书写：

①单个离子的水解：一般很微弱，用，产物不标“↑”“↓”；多元弱酸盐的水解方程式要分步写 ②双水解有两种情况：Ⅰ水解到底，生成气体、沉淀，用＝，标出“↑”“↓”。Ⅱ部分水解，无沉淀、气体，用，产物不标“↑”“↓”；

⑸ 盐类水解的应用：①判断溶液的酸碱性

②判断盐溶液中的离子种类及其浓度大小

③判断离子共存

④加热浓缩或蒸干某些盐溶液时产物的判断，如AlCl3溶液

⑤某些盐溶液的保存与配制，如FeCl3溶液

⑥某些胶体的制备，如Fe(OH)3胶体

⑦解释生产、生活中的一些化学现象，如明矾净水、化肥的施用等。（解释时规范格式：写上对应的平衡-----条件改变平衡移动-----结果）

5、沉淀溶解平衡：

⑴ Ksp:AmBnmAn++nBm-,Ksp=[An+]m[Bm-]n。

①Ksp只与难溶电解质的性质和温度有关，溶液中离子浓度的变化只能使平衡移动，不改变Ksp。②对于阴阳离子个数比相同的电解质，Ksp越大，电解质在水中的溶解能力越强。⑵ Q>Ksp,有沉淀生成；Q=Ksp，沉淀与溶解处于平衡状态；Q

⑶ 一种沉淀可以转化为更难溶的沉淀。如锅垢中Mg(OH)2的生成，工业中重金属离子的除去。

6、离子反应：

⑴ 与量有关的离子方程式的书写：设量少的物质物质的量为1mol，与另一过量的物质充分反应。⑵ 离子共存推断题解答时应注意：①判断一种离子存在后，一定注意与之不共存的离子一定不存在；②前面加入的试剂对后面的鉴定是否有影响。

5.高二化学选修4知识点 篇五

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)]

第二章、化学平衡

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：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，控制反应温度在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。

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。

三、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。

第三章、水溶液中的电离平衡

一、水溶液

1、水的电离

H2O⇌H++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CH3COOH⇌CH3COO-+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+H2O⇌NH3·H2O+HCl

②强碱弱酸盐水解显碱性。

CH3COONa+H2O⇌CH3COOH+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、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↓

四、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

(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。

第四章 电化学

一、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

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)=(电解)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+2H2O

2NaOH+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

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

6.高二化学选修4知识点梳理 篇六

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。

7.化学选修4知识点总结 篇七

2、P6SO42-检验

3、P7蒸馏水的制取

4、P9萃取与分液

5、P13电解水

6、P16配制一定物质的量浓度的溶液

7、P26Fe(OH)3胶体的制备及溶液、胶体、浊液的性质

8、P31Na2SO4溶液分别与KCl溶液、BaCl2溶液反应

9、P32NaOH溶液与稀盐酸的反应

10、P33探究复分解型离子反应的发生条件

11、P47Na的物理性质

12、P47Na在空气中燃烧实验

13、P48加热铝箔探究铝箔表面氧化膜的物理性质

14、P49Na与水反应

15、P50铁与水蒸气的反应

16、P51铝与酸、碱溶液反应

17、P55Na2O2与水的反应

18、P56Na2CO3和NaHCO3的性质

19、焰色反应

20、P58制备Al(OH)321、P58Al(OH)3的性质

22、P60制备Fe(OH)2和Fe(OH)323、P61Fe3+的检验

24、P61Fe2+与Fe3+的转化

25、P76硅酸胶体的制备

26、P77Na2SiO3的性质

27、P83H2在Cl2中燃烧

28、P84氯水的漂白性

29、P84探究干燥的氯气是否具有漂白性

30、P85Cl的检验

31、P90SO2的性质

32、P92NO2溶于水

33、P97氨气溶于水的喷泉实验

34、P98实验室制氨气

35、P101浓硫酸的脱水性

36、P101浓硫酸与铜反应

必修21、P6碱金属的化学性质(与O2、H2O的反应)

2、P8卤素单质间的置换反应

3、P15钠、镁、铝的金属性强弱比较

4、P21钠与氯气的反应

5、P33铝与盐酸反应时的热量变化

6、P34Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl晶体反应时的热量变化-

7、P34中和反应的热量变化

8、P40铜锌原电池

9、P41设计原电池

10、P42制作原电池

11、P48温度对化学反应速率的影响

12、P48催化剂对化学反应速率的影响

13、P61甲烷和氯气的反应

14、P67石蜡油的分解实验

15、P69探究苯分子的结构

16、P73乙醇与金属钠的反应

17、P74乙醇的催化氧化反应

18、P75乙酸的酯化反应

19、P79葡萄糖、淀粉、蛋白质的特征反应

20、P79蔗糖的水解反应

21、P89铝热反应

22、P91海带中碘元素的测定

选修四

1、P4中和反应反应热的测定

2、P18测定反应速率的实验

3、P20浓度对反应速率的影响

4、P21温度对反应速率的影响

5、P21I被氧化的速度与温度的关系

6、P22催化剂对反应速率的影响

7、P23对比不同催化剂的催化效果

8、P26生成物浓度对化学平衡的影响

9、P27反应物浓度对化学平衡的影响

10、P28温度对化学平衡的影响

11、P29强弱电解质的对比

12、P42探究酸性强弱与电离常数的关系

13、P50实验测定酸碱滴定曲线

14、P54盐溶液的酸碱性

15、P57通过实验探究促进或抑制FeCl3水解的条件，了解影响盐类水解程度的因素。

16、P63溶解平衡的移动

17、P64沉淀转化——AgCl、AgI、AgI的转化；Mg(OH)

2、Fe(OH)3的转化

18、P71铜锌双液原电池

19、P79CuCl2溶液的电解

20、P85铁的吸氧腐蚀

21、P87验证牺牲阳极的阴极保护法

选修51、P17含有杂质的工业乙醇的蒸馏

2、P18苯甲酸的重结晶

3、P32乙炔的实验室制取和性质

4、P38对比苯、甲苯与高锰酸钾溶液的反应

5、P42溴乙烷的性质-

6、P51乙醇的消去反应

7、P52乙醇与重铬酸钾酸性溶液的反应

8、P53苯酚的性质

9、P54苯酚与浓溴水反应

10、P57乙醛的银镜反应

11、P57乙醛与新知氢氧化铜的反应

12、P62探究乙酸乙酯的水解条件

13、P80葡萄糖还原性

14、P82蔗糖的性质

15、P89蛋白质的盐析实验

16、P 89蛋白质的变性实验

17、P90蛋白质的颜色反应

18、P108酚醛树脂的制备与性质 选修31、P41探究Cu2+的颜色

2、P42硫酸铜溶液与氨水反应