部分學生在學習化學的時候總是會忽略選修四的知識內容，對選修四的課本並不熟悉，實際上這個部分的知識點也是很重要的。下面是本站小編為大家整理的高中化學必備的知識點，希望對大家有用!
電解池
一、電解原理
1、電解池：把電能轉化為化學能的裝置也叫電解槽
2、電解：電流(外加直流電)通過電解質溶液而在陰陽兩極引起氧化還原反應(被動的不是自發的)的過程
3、放電：當離子到達電極時，失去或獲得電子，發生氧化還原反應的過程
4、電子流向：
(電源)負極—(電解池)陰極—(離子定向運動)電解質溶液—(電解池)陽極—(電源)正極
5、電極名稱及反應：
陽極：與直流電源的正極相連的電極，發生氧化反應
陰極：與直流電源的負極相連的電極，發生還原反應
6、電解CuCl2溶液的電極反應：
陽極：2Cl- -2e-=Cl2 (氧化)
陰極：Cu2++2e-=Cu(還原)
總反應式：CuCl2=Cu+Cl2↑
7、電解本質：電解質溶液的導電過程，就是電解質溶液的電解過程
規律總結：金屬最怕做陽極，做了陽極就溶解，做了陰極被保護。
放電順序：
陽離子放電順序：
Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+(指酸電離的)>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+
陰離子的放電順序：
是惰性電極時：S2->I->Br->Cl->OH->NO3->SO42-(等含氧酸根離子)>F-(SO32-/MnO4->OH-)
只要是水溶液H，OH以後的離子均作廢，永遠不放電。是活性電極時：電極本身溶解放電
注意先要看電極材料，是惰性電極還是活性電極，若陽極材料為活性電極(Fe、Cu)等金屬，則陽極反應為電極材料失去電子，變成離子進入溶液;若為惰性材料，則根據陰陽離子的放電順序，依據陽氧陰還的規律來書寫電極反應式。
電解質水溶液點解產物的規律：
型別 | 電極反應特點 | 例項 | 電解物件 | 電解質濃度 | pH | 電解質溶液復原 |
分解電解質型 | 電解質電離出的陰陽離子分別在兩極放電 | HCl | 電解質 | 減小 | 增大 | HCl |
CuCl2 | --- | CuCl2 | ||||
放H2生成鹼型 | 陰極：水放H2生鹼 陽極：電解質陰離子放電 | NaCl | 電解質和水 | 生成新電解質 | 增大 | HCl |
放氧生酸型 | 陰極：電解質陽離子放電 陽極：水放O2生酸 | CuSO4 | 電解質和水 | 生成新電解質 | 減小 | 氧化銅 |
電解水型 | 陰極： 4H++ 4e-== 2H2↑ 陽極： 4OH-- 4e-= O2↑+ 2H2O | NaOH | 水 | 增大 | 增大 | 水 |
H2SO4 | 減小 | |||||
Na2SO4 | 不變 |
上述四種類型電解質分類：
(1)電解水型：含氧酸，強鹼，活潑金屬含氧酸鹽
(2)電解電解質型：無氧酸，不活潑金屬的無氧酸鹽(氟化物除外)
(3)放氫生鹼型：活潑金屬的無氧酸鹽
(4)放氧生酸型：不活潑金屬的含氧酸鹽
高中化學選修知識化學平衡
一、化學反應的速率
1、化學反應是怎樣進行的
(1)基元反應：能夠一步完成的反應稱為基元反應，大多數化學反應都是分幾步完成的。
(2)反應歷程：平時寫的化學方程式是由幾個基元反應組成的總反應。總反應中用基元反應構成的反應序列稱為反應歷程，又稱反應機理。
(3)不同反應的反應歷程不同。同一反應在不同條件下的反應歷程也可能不同，反應歷程的差別又造成了反應速率的不同。
2、化學反應速率
(1)概念：
單位時間內反應物的減小量或生成物的增加量可以表示反應的快慢，即反應的.速率，用符號v表示。
(2)表示式：v=△c/△t
(3)特點
對某一具體反應，用不同物質表示化學反應速率時所得的數值可能不同，但各物質表示的化學反應速率之比等於化學方程式中各物質的係數之比。
3、濃度對反應速率的影響
(1)反應速率常數(K)
反應速率常數(K)表示單位濃度下的化學反應速率，通常，反應速率常數越大，反應進行得越快。反應速率常數與濃度無關，受溫度、催化劑、固體表面性質等因素的影響。
(2)濃度對反應速率的影響
增大反應物濃度，正反應速率增大，減小反應物濃度，正反應速率減小。
增大生成物濃度，逆反應速率增大，減小生成物濃度，逆反應速率減小。
(3)壓強對反應速率的影響
壓強隻影響氣體，對只涉及固體、液體的反應，壓強的改變對反應速率幾乎無影響。
壓強對反應速率的影響，實際上是濃度對反應速率的影響，因為壓強的改變是通過改變容器容積引起的。壓縮容器容積，氣體壓強增大，氣體物質的濃度都增大，正、逆反應速率都增加;增大容器容積，氣體壓強減小;氣體物質的濃度都減小，正、逆反應速率都減小。
4、溫度對化學反應速率的影響
(1)經驗公式
阿倫尼烏斯總結出了反應速率常數與溫度之間關係的經驗公式：
式中A為比例係數，e為自然對數的底，R為摩爾氣體常數量，Ea為活化能。
由公式知，當Ea>0時，升高溫度，反應速率常數增大，化學反應速率也隨之增大。可知，溫度對化學反應速率的影響與活化能有關。
(2)活化能Ea。
活化能Ea是活化分子的平均能量與反應物分子平均能量之差。不同反應的活化能不同，有的相差很大。活化能 Ea值越大，改變溫度對反應速率的影響越大。
5、催化劑對化學反應速率的影響
(1)催化劑對化學反應速率影響的規律：
催化劑大多能加快反應速率，原因是催化劑能通過參加反應，改變反應歷程，降低反應的活化能來有效提高反應速率。
(2)催化劑的特點：
催化劑能加快反應速率而在反應前後本身的質量和化學性質不變。
催化劑具有選擇性。
催化劑不能改變化學反應的平衡常數，不引起化學平衡的移動，不能改變平衡轉化率。
二、化學反應條件的優化——工業合成氨
1、合成氨反應的限度
合成氨反應是一個放熱反應，同時也是氣體物質的量減小的熵減反應，故降低溫度、增大壓強將有利於化學平衡向生成氨的方向移動。
2、合成氨反應的速率
(1)高壓既有利於平衡向生成氨的方向移動，又使反應速率加快，但高壓對裝置的要求也高，故壓強不能特別大。
(2)反應過程中將氨從混合氣中分離出去，能保持較高的反應速率。
(3)溫度越高，反應速率進行得越快，但溫度過高，平衡向氨分解的方向移動，不利於氨的合成。
(4)加入催化劑能大幅度加快反應速率。
3、合成氨的適宜條件
在合成氨生產中，達到高轉化率與高反應速率所需要的條件有時是矛盾的，故應該尋找以較高反應速率並獲得適當平衡轉化率的反應條件：一般用鐵做催化劑，控制反應溫度在700K左右，壓強範圍大致在1×107Pa～1×108Pa 之間，並採用N2與H2分壓為1∶2.8的投料比。
二、化學反應的限度
1、化學平衡常數
(1)對達到平衡的可逆反應，生成物濃度的係數次方的乘積與反應物濃度的係數次方的乘積之比為一常數，該常數稱為化學平衡常數，用符號K表示。
(2)平衡常數K的大小反映了化學反應可能進行的程度(即反應限度)，平衡常數越大，說明反應可以進行得越完全。
(3)平衡常數表示式與化學方程式的書寫方式有關。對於給定的可逆反應，正逆反應的平衡常數互為倒數。
(4)藉助平衡常數，可以判斷反應是否到平衡狀態：當反應的濃度商Qc與平衡常數Kc相等時，說明反應達到平衡狀態。
2、反應的平衡轉化率
(1)平衡轉化率是用轉化的反應物的濃度與該反應物初始濃度的比值來表示。如反應物A的平衡轉化率的表示式為：
α(A)=
(2)平衡正向移動不一定使反應物的平衡轉化率提高。提高一種反應物的濃度，可使另一反應物的平衡轉化率提高。
(3)平衡常數與反應物的平衡轉化率之間可以相互計算。
3、反應條件對化學平衡的影響
(1)溫度的影響
升高溫度使化學平衡向吸熱方向移動;降低溫度使化學平衡向放熱方向移動。溫度對化學平衡的影響是通過改變平衡常數實現的。
(2)濃度的影響
增大生成物濃度或減小反應物濃度，平衡向逆反應方向移動;增大反應物濃度或減小生成物濃度，平衡向正反應方向移動。
溫度一定時，改變濃度能引起平衡移動，但平衡常數不變。化工生產中，常通過增加某一價廉易得的反應物濃度，來提高另一昂貴的反應物的轉化率。
(3)壓強的影響
ΔVg=0的反應，改變壓強，化學平衡狀態不變。
ΔVg≠0的反應，增大壓強，化學平衡向氣態物質體積減小的方向移動。
(4)勒夏特列原理
由溫度、濃度、壓強對平衡移動的影響可得出勒夏特列原理：如果改變影響平衡的一個條件(濃度、壓強、溫度等)平衡向能夠減弱這種改變的方向移動。
高中化學必背知識點1.金屬鈉、鉀存放在煤油中
2.鈉是質軟、密度小、熔點低
3.過氧化鈉為淡黃色固體，可作供氧劑。
4.氫氧化鈉溶液在存放時不能使用玻璃塞。
5.碳酸鈉與碳酸氫鈉的比較:
化學式 | Na2CO3 | NaHCO3 | |
俗名 | 蘇打、純鹼 | 小蘇打 | |
色、態 | 白色粉末 | 白色晶體 | |
水溶性 | 相同條件下，溶解性Na2CO3>NaHCO3 | ||
同濃度時，水溶液鹼性Na2CO3>NaHCO3 | |||
使酚酞變紅，溶液呈鹼性。 | 使酚酞變淺紅，溶液呈較弱的鹼性。 | ||
與酸反應 | 反應較慢 Na2CO3+2HCl=2NaCl+H2O+CO2↑ | 反應迅速 NaHCO3+HCl=NaCl+CO2↑+H2O | |
CO32-+2H+=H2O+CO2↑ | HCO3-+H+=CO2+H2O | ||
與CaCl2溶液反應 | Na2CO3+ CaCl2=CaCO3↓+2NaCl 有白色沉澱生成 | 不反應 | |
與鹼 | 不反應 | NaHCO3+NaOH=Na2CO3+H2O | |
與石灰水反應：生成CaCO3沉澱 | 與石灰水反應：生成CaCO3沉澱 | ||
與CO2 | Na2CO3+ CO2+H2O=2NaHCO3 | 不反應 | |
熱穩定性 | 熱穩定性：Na2CO3>NaHCO3 | ||
穩定，加熱不分解。 | 固體NaHCO3受熱易分解： 2NaHCO3= Na2CO3+H2O+CO2↑（加熱） | ||
相互轉化 | Na2CO3+ CO2+H2O=2NaHCO3(溶液) 2NaHCO3=Na2CO3+CO2↑+H2O（加熱） | ||
用途 | 工業原料等（玻璃、造紙） | 制滅火劑、中和胃酸、制糕點等 | |
6.除雜Na2CO3(NaHCO3)方法：加熱
7.除雜NaHCO3(Na2CO3)方法：通CO2
8.氯水存放在棕色瓶中
9.離子檢驗
Cl-:稀HNO3和AgNO3
產生白色沉澱： Cl-+Ag+=AgCl↓
SO42-:稀HCl和BaCl2;加稀鹽酸無明顯現象，滴入BaCl2溶液有白色沉澱;SO42-+Ba2+=BaSO4↓
Fe3+:KSCN溶液,溶液呈紅色
Fe2+:先加KSCN溶液,再加氯水,先無明顯變化，後溶液呈紅色,2Fe2++Cl2=2Fe3++2Cl-
NH4+:NaOH溶液，加熱,溼潤紅色石蕊試紙,試紙變藍 NH4+ +OH-=NH3↑+H2O
Na+:焰色反應,火焰呈黃色
K+:焰色反應,透過藍色鈷玻璃，火焰呈紫色
Al3+:NaOH溶液至過量,先白色沉澱後逐漸溶解
Al3++3OH-=Al(OH)3↓，Al(OH)3+ OH-= AlO2-+2H2O
10.鋁在空氣中卻能穩定存在是因為鋁表面覆蓋有致密氧化膜，保護內層金屬不被腐蝕。
11.既能與HCl反應又能與NaOH反應的物質有：
Al、Al2O3、Al(OH)3、NaHCO3
12.常溫下，鋁、鐵遇濃硫酸、濃硝酸發生鈍化。
(OH)3的製備：AlCl3溶液中滴加氨水至過量
(OH)3不能溶於氨水中。
