下面是范文網(wǎng)小編整理的2021年高二化學選修四(高中化學選修4五三答案2021)，供大家參考。

　　著眼于眼前，不要沉迷于玩樂，不要沉迷于學習進步?jīng)]有別-的痛苦中，進步是一個由量變到質變的過程，只有足夠的量變才會有質變，沉迷于痛苦不會改變什么。這里小編給大家分享2021年高二化學選修4，希望對大家有所幫助。

　　2021年高二化學選修四1

　　1——原子半徑

　　(1)除第1周期外，其他周期元素(惰性氣體元素除外)的原子半徑隨原子序數(shù)的遞增而減小;

　　(2)同一族的元素從上到下，隨電子層數(shù)增多，原子半徑增大。

　　2——元素化合價

　　(1)除第1周期外，同周期從左到右，元素正價由堿金屬+1遞增到+7，非金屬元素負價由碳族-4遞增到-1(氟無正價，氧無+6價，除外);

　　(2)同一主族的元素的正價、負價均相同

　　(3)所有單質都顯零價

　　3——單質的熔點

　　(1)同一周期元素隨原子序數(shù)的遞增，元素組成的金屬單質的熔點遞增，非金屬單質的熔點遞減;

　　(2)同一族元素從上到下，元素組成的金屬單質的熔點遞減，非金屬單質的熔點遞增

　　4——元素的金屬性與非金屬性(及其判斷)

　　(1)同一周期的元素電子層數(shù)相同。因此隨著核電荷數(shù)的增加，原子越容易得電子，從左到右金屬性遞減，非金屬性遞增;

　　(2)同一主族元素最外層電子數(shù)相同，因此隨著電子層數(shù)的增加，原子越容易失電子，從上到下金屬性遞增，非金屬性遞減。

　　判斷金屬性強弱

　　金屬性(還原性)1，單質從水或酸中置換出氫氣越容易越強

　　2，價氧化物的水化物的堿性越強(1—20號，K;總體Cs最

　　非金屬性(氧化性)1，單質越容易與氫氣反應形成氣態(tài)氫化物

　　2，氫化物越穩(wěn)定

　　3，價氧化物的水化物的酸性越強(1—20號，F(xiàn);最體一樣)

　　5——單質的氧化性、還原性

　　一般元素的金屬性越強，其單質的還原性越強，其氧化物的陽離子氧化性越弱;

　　元素的非金屬性越強，其單質的氧化性越強，其簡單陰離子的還原性越弱。

　　推斷元素位置的規(guī)律

　　判斷元素在周期表中位置應牢記的規(guī)律：

　　(1)元素周期數(shù)等于核外電子層數(shù);

　　(2)主族元素的序數(shù)等于最外層電子數(shù)。

　　陰陽離子的半徑大小辨別規(guī)律

　　由于陰離子是電子最外層得到了電子而陽離子是失去了電子

　　6——周期與主族

　　周期：短周期(1—3);長周期(4—6，6周期中存在鑭系);不完全周期(7)。

　　主族：ⅠA—ⅦA為主族元素;ⅠB—ⅦB為副族元素(中間包括Ⅷ);0族(即惰性氣體)

　　所以,總的說來

　　(1)陽離子半徑<原子半徑

　　(2)陰離子半徑>原子半徑

　　(3)陰離子半徑>陽離子半徑

　　(4對于具有相同核外電子排布的離子，原子序數(shù)越大，其離子半徑越小。

　　以上不適合用于稀有氣體!

　　2021年高二化學選修四2

　　1.中和熱概念：在稀溶液中，酸跟堿發(fā)生中和反應而生成1molH2O，這時的反應熱叫中和熱。

　　2.強酸與強堿的中和反應其實質是H+和OH-反應，其熱化學方程式為：

　　H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l)ΔH=-57.3kJ/mol

　　3.弱酸或弱堿電離要吸收熱量，所以它們參加中和反應時的中和熱小于57.3kJ/mol。

　　4.蓋斯定律內(nèi)容：化學反應的反應熱只與反應的始態(tài)(各反應物)和終態(tài)(各生成物)有關，而與具體反應進行的途徑無關，如果一個反應可以分幾步進行，則各分步反應的反應熱之和與該反應一步完成的反應熱是相同的。

　　5.燃燒熱概念：25℃，101kPa時，1mol純物質完全燃燒生成穩(wěn)定的化合物時所放出的熱量。燃燒熱的單位用kJ/mol表示。

　　注意以下幾點：

　?、傺芯織l件：101kPa

　?、诜磻潭龋和耆紵a(chǎn)物是穩(wěn)定的氧化物。

　?、廴紵锏奈镔|的量：1mol

　?、苎芯績?nèi)容：放出的熱量。(ΔH<0，單位kJ/mol)

　　2021年高二化學選修四3

　　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的離子跟水電離出來的H+或OH-結合生成弱電解質的反應。

　　2、水解的實質：水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結合,破壞水的電離，是平衡向右移動，促進水的電離。

　　3、鹽類水解規(guī)律：

　?、儆腥醪潘猓瑹o弱不水解，越弱越水解;誰強顯誰性，兩弱都水解，同強顯中性。

　　②多元弱酸根，濃度相同時正酸根比酸式酸根水解程度大，堿性更強。(如:Na2CO3>NaHCO3)

　　4、鹽類水解的特點：

　　(1)可逆(與中和反應互逆)

　　(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獬潭仍酱?水解吸熱，越熱越水解)

　　②濃度：濃度越小，水解程度越大(越稀越水解)

　　③酸堿：促進或抑制鹽的水解(H+促進陰離子水解而抑制陽離子水解;OH-促進陽離子水解而抑制陰離子水解)

　　6、酸式鹽溶液的酸堿性：

　　①只電離不水解：如HSO4-顯酸性

　?、陔婋x程度>水解程度，顯酸性(如:HSO3-、H2PO4-)

　?、鬯獬潭?gt;電離程度，顯堿性(如：HCO3-、HS-、HPO42-)

　　7、雙水解反應：

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

　　(2)常見的雙水解反應完全的為：Fe3+、Al3+與AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-);S2-與NH4+;CO32-(HCO3-)與NH4+其特點是相互水解成沉淀或氣體。雙水解完全的離子方程式配平依據(jù)是兩邊電荷平衡，如：2Al3++3S2-+6H2O==2Al(OH)3↓+3H2S↑

　　高二化學選修4

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