高中選修四化學(xué)必備知識(shí)點(diǎn)

　　選修四是化學(xué)學(xué)習(xí)的重點(diǎn)和難點(diǎn)，我們學(xué)生在學(xué)習(xí)這塊知識(shí)的時(shí)候，需要不斷的反復(fù)看書、記憶和理解。下面是百分網(wǎng)小編為大家整理的高中選修四化學(xué)知識(shí)歸納，希望對(duì)大家有用!

　　高中選修四化學(xué)知識(shí)

　　一、混合液的pH值計(jì)算方法公式

　　1、強(qiáng)酸與強(qiáng)酸的混合：(先求[H+]混：將兩種酸中的H+離子物質(zhì)的量相加除以總體積，再求其它)

　　[H+]混 =([H+]1V1+[H+]2V2)/(V1+V2)

　　2、強(qiáng)堿與強(qiáng)堿的混合：(先求[OH-]混：將兩種酸中的OH離子物質(zhì)的量相加除以總體積，再求其它)

　　[OH-]混=([OH-]1V1+[OH-]2V2)/(V1+V2)

　　(注意 :不能直接計(jì)算[H+]混)

　　3、強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的混合：(先據(jù)H+ + OH- ==H2O計(jì)算余下的H+或OH-，①H+有余，則用余下的H+數(shù)除以溶液總體積求[H+]混;OH-有余，則用余下的OH-數(shù)除以溶液總體積求[OH-]混，再求其它)

　　二、稀釋過(guò)程溶液pH值的變化規(guī)律：

　　1、強(qiáng)酸溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀=pH原+ n(但始終不能大于或等于7)

　　2、弱酸溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀〈pH原+n(但始終不能大于或等于7)

　　3、強(qiáng)堿溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀= pH原-n (但始終不能小于或等于7)

　　4、弱堿溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀〉pH原-n (但始終不能小于或等于7)

　　5、不論任何溶液，稀釋時(shí)pH均是向7靠近(即向中性靠近);任何溶液無(wú)限稀釋后pH均接近7

　　6、稀釋時(shí)，弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的pH變化得慢，強(qiáng)酸、強(qiáng)堿變化得快。

　　高中選修四化學(xué)重點(diǎn)知識(shí)

　　酸堿中和滴定：

　　1、中和滴定的原理

　　實(shí)質(zhì)：H++OH—=H2O 即酸能提供的H+和堿能提供的OH-物質(zhì)的量相等。

　　2、中和滴定的操作過(guò)程：

　　(1)①滴定管的刻度，O刻度在上，往下刻度標(biāo)數(shù)越來(lái)越大，全部容積大于它的`最大刻度值，因?yàn)橄露擞幸徊糠譀](méi)有刻度。滴定時(shí)，所用溶液不得超過(guò)最低刻度，不得一次滴定使用兩滴定管酸(或堿)，也不得中途向滴定管中添加。

　�、诘味ü芸梢宰x到小數(shù)點(diǎn)后一位。

　　(2)藥品：標(biāo)準(zhǔn)液;待測(cè)液;指示劑。

　　(3)準(zhǔn)備過(guò)程：

　　準(zhǔn)備：檢漏、洗滌、潤(rùn)洗、裝液、趕氣泡、調(diào)液面。(洗滌：用洗液洗→檢漏：滴定管是否漏水→用水洗→用標(biāo)準(zhǔn)液洗(或待測(cè)液洗)→裝溶液→排氣泡→調(diào)液面→記數(shù)據(jù)V(始)

　　(4)試驗(yàn)過(guò)程

　　3、酸堿中和滴定的誤差分析

　　誤差分析：利用n酸c酸V酸=n堿c堿V堿進(jìn)行分析

　　式中：n——酸或堿中氫原子或氫氧根離子數(shù);

　　c——酸或堿的物質(zhì)的量濃度;

　　V——酸或堿溶液的體積。當(dāng)用酸去滴定堿確定堿的濃度時(shí)，則：

　　c堿=

　　上述公式在求算濃度時(shí)很方便，而在分析誤差時(shí)起主要作用的是分子上的V酸的變化，因?yàn)樵诘味ㄟ^(guò)程中c酸為標(biāo)準(zhǔn)酸，其數(shù)值在理論上是不變的，若稀釋了雖實(shí)際值變小，但體現(xiàn)的卻是V酸的增大，導(dǎo)致c酸偏高;

　　V堿同樣也是一個(gè)定值，它是用標(biāo)準(zhǔn)的量器量好后注入錐形瓶中的，當(dāng)在實(shí)際操作中堿液外濺，其實(shí)際值減小，但引起變化的卻是標(biāo)準(zhǔn)酸用量的減少，即V酸減小，則c堿降低了;對(duì)于觀察中出現(xiàn)的誤差亦同樣如此。

　　綜上所述，當(dāng)用標(biāo)準(zhǔn)酸來(lái)測(cè)定堿的濃度時(shí)，c堿的誤差與V酸的變化成正比，即當(dāng)V酸的實(shí)測(cè)值大于理論值時(shí)，c堿偏高，反之偏低。

　　同理，用標(biāo)準(zhǔn)堿來(lái)滴定未知濃度的酸時(shí)亦然。

　　高中選修四化學(xué)知識(shí)要點(diǎn)

　　鹽類的水解(只有可溶于水的鹽才水解)

　　1、鹽類水解：在水溶液中鹽電離出來(lái)的離子跟水電離出來(lái)的H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)。

　　2、水解的實(shí)質(zhì)：水溶液中鹽電離出來(lái)的離子跟水電離出來(lái)的H+或OH-結(jié)合,破壞水的電離，是平衡向右移動(dòng)，促進(jìn)水的電離。

　　3、鹽類水解規(guī)律：

　�、儆腥醪潘�解，無(wú)弱不水解，越弱越水解;誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性，兩弱都水解，同強(qiáng)顯中性。

　�、诙嘣�弱酸根，濃度相同時(shí)正酸根比酸式酸根水解程度大，堿性更強(qiáng)。(如:Na2CO3 >NaHCO3)

　　4、鹽類水解的特點(diǎn)：

　　(1)可逆(與中和反應(yīng)互逆)

　　(2)程度小

　　(3)吸熱

　　5、影響鹽類水解的外界因素：

　�、贉囟龋簻囟仍礁咚�解程度越大(水解吸熱，越熱越水解)

　�、跐舛龋簼舛仍叫。�水解程度越大(越稀越水解)

　�、鬯釅A：促進(jìn)或抑制鹽的水解(H+促進(jìn)陰離子水解而抑制陽(yáng)離子水解;OH-促進(jìn)陽(yáng)離子水解而抑制陰離子水解)

　　6、酸式鹽溶液的酸堿性：

　�、僦浑婋x不水解：如HSO4-顯酸性

　�、陔婋x程度>水解程度，顯酸性(如: HSO3- 、H2PO4-)

　�、鬯�解程度>電離程度，顯堿性(如：HCO3- 、HS- 、HPO42-)

　　7、雙水解反應(yīng)：

　　(1)構(gòu)成鹽的陰陽(yáng)離子均能發(fā)生水解的反應(yīng)。雙水解反應(yīng)相互促進(jìn)，水解程度較大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。