高二化學知識點

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高二化學知識點【優】

　　上學的時候，是不是聽到知識點，就立刻清醒了？知識點也可以理解為考試時會涉及到的知識，也就是大綱的分支。為了幫助大家更高效的學習，以下是小編精心整理的高二化學知識點，希望能夠幫助到大家。

高二化學知識點【優】

高二化學知識點1

　　1、了解化學反應速率的定義及其定量表示方法。

　　2、了解溫度對反應速率的影響與活化能有關。

　　3、知道焓變和熵變是與反應方向有關的兩種因素。

　　4、了解化學反應的可逆性和化學平衡。

　　5、了解濃度，壓強、溫度和催化劑等對化學反應速率和平衡的影響規律化學反應速率和化學平衡理論的初步知識是中學化學的重要基本理論。考查的知識點應主要是：①有關反應速率的計算和比較;②條件對反應速率影響的判斷;③確定某種情況是否是化學平衡狀態的特征;④平衡移動原理的應用;⑤平衡常數(濃度平衡常數)的含義及其表達式⑥利用化學平衡常數計算反應物轉化率或比較。

　　從題型看主要是選擇題和填空題，其主要形式有：⑴根據化學方程式確定各物質的反應速率;⑵根據給定條件，確定反應中各物質的平均速率;⑶理解化學平衡特征的含義，確定某種情況下化學反應是否達到平衡狀態;⑷應用有關原理解決模擬的實際生產問題;(5)平衡移動原理在各類平衡中的'應用;⑹根據條件確定可逆反應中某一物質的轉化率、平衡常數、消耗量、氣體體積變化等。

　　從考題難度分析，歷年高考題中，本單元的考題中基礎題、中檔題、難題都有出現。因為高考中有幾年出現了這方面的難題，所以各種復習資料中高難度的練習題較多。從新課標的要求來看，這部分內容試題應較基礎，復習時應多關注生產實際，注重基礎知識的掌握。

　　一、化學反應速率及其影響因素

　　1.化學反應速率是用來衡量化學反應進行快慢程度的，通常用單位時間反應物濃度的減少或生成物濃度的增加來表示，是一段時間內的平均速率。固體或純液體(不是溶液)的濃度可視為不變的常數，故一般不用固體或純液體表示化學反應速率。用不同物質表示同一反應的化學反應速率時，其數值可能不同(因此，必須指明具體物質)。但各種物質表示的速率比等于化學方程式中相應物質的化學計量數之比。

　　2.參加反應的物質的性質是決定化學反應速率的主要因素，外界條件對化學反應速率也有影響。

　　(1)濃度對化學反應速率的影響只適用于氣體反應或溶液中的反應;

　　(2)壓強對化學反應速率的影響只適用于氣體參加的反應;

　　(3)溫度對化學反應速率的影響：實驗測得，其他條件不變時，溫度每升高10℃，化學反應速率通常增加原來的2-4倍，經驗公式： ;

　　(4)使用催化劑，使原來難以進行的化學反應，分步進行(本身參與了反應，但反應前后化學性質不變)，從而大幅度改變了化學反應速率。

　　(5)此外，光、電磁波、超聲波、反應物顆粒的大小、溶劑的性質等也會對化學反應速率產生影響。

　　3.濃度和壓強的改變僅僅改變了單位體積內活化分子的數目，溫度的改變和催化劑的存在卻能改變單位體積內反應物分子中活化分子所占的百分數。

高二化學知識點2

　　1、吸熱反應與放熱反應的區別

　　特別注意：反應是吸熱還是放熱與反應的條件沒有必然的`聯系，而決定于反應物和生成物具有的總能量(或焓)的相對大小。

　　2、常見的放熱反應

　　①一切燃燒反應;

　　②活潑金屬與酸或水的反應;

　　③酸堿中和反應;

　　④鋁熱反應;

　　⑤大多數化合反應(但有些化合反應是吸熱反應，如：N2+O2=2NO，CO2+C=2CO等均為吸熱反應)。

　　化學反應原理知識點3、常見的吸熱反應

　　①Ba(OH)28H2O與NH4Cl反應;

　　②大多數分解反應是吸熱反應

　　③等也是吸熱反應;

　　④水解反應

高二化學知識點3

　　化學的基本要領：熟練記憶+實際操作，即化學是一門以實驗為基礎的學科，學習要將熟練記憶與實際操作相結合。

　　學習要安排一個簡單可行的計劃，改善學習方法。同時也要適當參加學校的活動，全面發展。

　　在學習過程中，一定要：多聽（聽課），多記（記重要的題型結構，記概念，記公式），多看（看書），多做（做作業），多問（不懂就問），多動手（做實驗），多復習，多總結。用記課堂筆記的方法集中上課注意力。

　　尤其把元素周期表，金屬反應優先順序，化學反應條件，沉淀或氣體條件等概念記住，化學學起來才會輕松些。

　　即：要熟記前18位元素在周期表中的位置、原子結構特點，以及常見物質的'相對原子量和相對分子量，以提高解題速度。

　　對化學物的化學性質應以理解掌握為主，特別要熟悉化學方程式及離子方程式的書寫。要全面掌握化學實驗儀器的使用，化學實驗的基本操作，并能設計一些典型實驗。

高二化學知識點4

　　CuSO4溶液滴加AgNO3溶液＋稀硝酸

　　實驗Ⅱ中濾液

　　實驗

　　現象無明顯現象出現白色沉淀，濾液為藍色生成不溶于稀硝酸的白色沉淀

　　（１）試解釋實驗Ⅰ中無明顯現象的原因。

　　（２）實驗Ⅱ和Ⅲ中反應說明了什么？

　　【解析】根據電解質在水溶液中的主要存在形式及離子間的相互反應判斷。只是CuSO4溶液電離生成的Cu２＋和SO4２－與NaCl溶液電離出Na＋、Cl－的簡單混合，沒有難溶性物質生成。實驗Ⅱ和Ⅲ說明了CuSO4溶液電離出的SO4２－和BaCl2溶液電離出的'Ba２＋發生了化學反應生成了BaSO4白色沉淀。而CuSO4溶液電離出的Cu２＋與BaCl2溶液電離出的Cl－并沒有發生化學反應，在溶液中仍以Cu２＋和Cl－的形式存在。實驗Ⅱ中反應實質為Ba２＋＋SO4２－＝BaSO4↓；實驗Ⅲ中反應實質為Ag＋＋Cl－＝AgCl↓。電解質在水溶液中的反應實質上是離子之間的反應，電解質所電離出的離子不一定全部發生化學反應，可以是部分離子發生化學反應而生成其他物質。

　　【題７】分別用一種試劑將下列物質中混入的少量雜質除去（括號內為混入的雜質）

　　物質需加入的試劑有關離子方程式

　　HCl(H2SO4)

　　Cu(Zn)

　　ZnSO4(CuSO4)

　　NaCl(Na2CO3)

　　【解析】除雜試劑選取的原則是：只與雜質反應，不與所要提純的物質反應；也不引入新的雜質離子，若必須引入，則需要再次除雜；可以使主要物質適當增加，但絕對不能減少。

　　【題８】氫氧化鋇是一種使用廣泛的化學試劑。某課外小組通過下列實驗測定某試樣中Ba(OH)2nH2O的含量。

　　（１）稱取3.50g試樣溶于蒸餾水配成100L溶液，從中取出10.0L溶液于錐形瓶中，加2滴指示劑，用0.100lL－１標準鹽酸滴定至終點，共消耗標準液20.0L（假設雜質不與酸反應），求試樣中氫氧化鋇的物質的量。

　　（２）另取5.25g試樣加熱至失去全部結晶水（雜質不分解），稱得質量為3.09g，求Ba(OH) 2nH2O中的n值。

　　（３）試樣中Ba(OH) 2nH2O的質量分數為。

　　【解析】很容易由方程式求出3.5g樣品中Ba(OH)2的物質的量，而根據加熱失水的質量可求出水的物質的量，則n值也可求得。只要求出晶體的質量就可求得樣品的純度。具體步驟如下：n[Ba(OH)2]＝1/2×n(HCl) ×100/10＝0.01 l

　　5.25g樣品中n[Ba(OH)2]＝0.01 l×5.25g/3.50g ＝0.015 l

　　含結晶水的物質的量為n(H2O)＝（5.25g－3.09g）/18gl－１＝0.12 l

　　0.015l:0.12l＝1:n n＝８

　　Ba(OH) 2nH2O％＝0.01l×315 gl－１／3.5g ×100%＝９０％

高二化學知識點5

　　一、鈉Na

　　1、單質鈉的物理性質：鈉質軟、銀白色、熔點低、密度比水的小但比煤油的大。

　　2、單質鈉的化學性質：

　　①鈉與O2反應

　　常溫下：4Na+O2=2Na2O(新切開的鈉放在空氣中容易變暗)

　　加熱時：2Na+O2==Na2O2(鈉先熔化后燃燒，發出黃色火焰，生成淡黃色固體Na2O2。)

　　Na2O2中氧元素為-1價，Na2O2既有氧化性又有還原性。

　　2Na2O2+2H2O=4NaOH+O2↑

　　2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+O2

　　Na2O2是呼吸面具、潛水艇的供氧劑，Na2O2具有強氧化性能漂白。

　　②鈉與H2O反應

　　2Na+2H2O=2NaOH+H2↑

　　離子方程式：2Na++2H2O=2Na++2OH-+H2↑(注意配平)

　　實驗現象：“浮——鈉密度比水小;游——生成氫氣;響——反應劇烈;

　　熔——鈉熔點低;紅——生成的NaOH遇酚酞變紅”。

　　③鈉與鹽溶液反應

　　如鈉與CuSO4溶液反應，應該先是鈉與H2O反應生成NaOH與H2，再和CuSO4溶液反應，有關化學方程式：

　　2Na+2H2O=2NaOH+H2↑

　　CuSO4+2NaOH=Cu(OH)2↓+Na2SO4

　　總的'方程式：2Na+2H2O+CuSO4=Cu(OH)2↓+Na2SO4+H2↑

　　實驗現象：有藍色沉淀生成，有氣泡放出

　　K、Ca、Na三種單質與鹽溶液反應時，先與水反應生成相應的堿，堿再和鹽溶液反應

　　④鈉與酸反應：

　　2Na+2HCl=2NaCl+H2↑(反應劇烈)

　　離子方程式：2Na+2H+=2Na++H2↑

　　3、鈉的存在：以化合態存在。

　　4、鈉的保存：保存在煤油或石蠟中。

　　5、鈉在空氣中的變化過程：Na→Na2O→NaOH→Na2CO3→Na2CO3·10H2O(結晶)→Na2CO3(風化)，最終得到是一種白色粉末。

　　一小塊鈉置露在空氣中的現象：銀白色的鈉很快變暗(生成Na2O)，跟著變成白色固體(NaOH)，然后在固體表面出現小液滴(NaOH易潮解)，最終變成白色粉未(最終產物是Na2CO3)。

　　二、鋁Al

　　1、單質鋁的物理性質：銀白色金屬、密度小(屬輕金屬)、硬度小、熔沸點低。

　　2、單質鋁的化學性質

　　①鋁與O2反應：常溫下鋁能與O2反應生成致密氧化膜，保護內層金屬。加熱條件下鋁能與O2反應生成氧化鋁：4Al+3O2==2Al2O3

　　②常溫下Al既能與強酸反應，又能與強堿溶液反應，均有H2生成，也能與不活潑的金屬鹽溶液反應：

　　2Al+6HCl=2AlCl3+3H2↑

　　(2Al+6H+=2Al3++3H2↑)

　　2Al+2NaOH+2H2O=2NaAlO2+3H2↑

　　(2Al+2OH-+2H2O=2AlO2-+3H2↑)

　　2Al+3Cu(NO3)2=2Al(NO3)3+3Cu

　　(2Al+3Cu2+=2Al3++3Cu)

　　注意：鋁制餐具不能用來長時間存放酸性、堿性和咸的食品。

　　③鋁與某些金屬氧化物的反應(如V、Cr、Mn、Fe的氧化物)叫做鋁熱反應

　　Fe2O3+2Al==2Fe+Al2O3，Al和Fe2O3的混合物叫做鋁熱劑。利用鋁熱反應焊接鋼軌。

　　三、鐵

　　1、單質鐵的物理性質：鐵片是銀白色的，鐵粉呈黑色，純鐵不易生銹，但生鐵(含碳雜質的鐵)在潮濕的空氣中易生銹。(原因：形成了鐵碳原電池。鐵銹的主要成分是Fe2O3)。

　　2、單質鐵的化學性質：

　　①鐵與氧氣反應：3Fe+2O2===Fe3O4(現象：劇烈燃燒，火星四射，生成黑色的固體)

　　②與非氧化性酸反應：Fe+2HCl=FeCl2+H2↑(Fe+2H+=Fe2++H2↑)

　　常溫下鋁、鐵遇濃硫酸或濃硝酸鈍化。加熱能反應但無氫氣放出。

　　③與鹽溶液反應：Fe+CuSO4=FeSO4+Cu(Fe+Cu2+=Fe2++Cu)

　　④與水蒸氣反應：3Fe+4H2O(g)==Fe3O4+4H2

高二化學知識點6

　　一、構成原電池的條件構成原電池的條件有：

　　(1)電極材料。兩種金屬活動性不同的金屬或金屬和其它導電性(非金屬或某些氧化物等);(2)兩電極必須浸沒在電解質溶液中;

　　(3)兩電極之間要用導線連接，形成閉合回路。說明：

　　①一般來說，能與電解質溶液中的某種成分發生氧化反應的是原電池的負極。②很活潑的金屬單質一般不作做原電池的負極，如、Na、Ca等。

　　二、原電池正負極的判斷

　　(1)由組成原電池的兩極材料判斷：一般來說，較活潑的或能和電解質溶液反應的金屬為負極，較不活潑的金屬或能導電的非金屬為正極。但具體情況還要看電解質溶液，如鎂、鋁電極在稀硫酸在中構成原電池，鎂為負極，鋁為正極;但鎂、鋁電極在氫氧化鈉溶液中形成原電池時，由于是鋁和氫氧化鈉溶液發生反應，失去電子，因此鋁為負極，鎂為正極。

　　(2)根據外電路電流的方向或電子的流向判斷：在原電池的外電路，電流由正極流向負極，電子由負極流向正極。

　　(3)根據內電路離子的移動方向判斷：在原電池電解質溶液中，陽離子移向正極，陰離子移向負極。

　　(4)根據原電池兩極發生的化學反應判斷：原電池中，負極總是發生氧化反應，正極總是發生還原反應。因此可以根據總化學方程式中化合價的升降來判斷。

　　(5)根據電極質量的變化判斷：原電池工作后，若某一極質量增加，說明溶液中的陽離子在該電極得電子，該電極為正極，活潑性較弱;如果某一電極質量減輕，說明該電極溶解，電極為負極，活潑性較強。

　　(6)根據電極上產生的氣體判斷：原電池工作后，如果一電極上產生氣體，通常是因為該電極發生了析出氫的反應，說明該電極為正極，活動性較弱。

　　(7)根據某電極附近pH的變化判斷析氫或吸氧的電極反應發生后，均能使該電極附近電解質溶液的pH增大，因而原電池工作后，該電極附近的pH增大了，說明該電極為正極，金屬活動性較弱。

　　三、電極反應式的書寫

　　(1)準確判斷原電池的正負極是書寫電極反應的關鍵

　　(2)如果原電池的正負極判斷失誤，電極反應式的書寫一定錯誤。上述判斷正負極的.方法是一般方法，但不是絕對的，例如銅片和鋁片同時插入濃硝酸溶液中，

　　(3)要考慮電子的轉移數目

　　在同一個原電池中，負極失去電子數必然等于正極得到的電子數，所以在書寫電極反應時，一定要考慮電荷守恒。防止由總反應方程式改寫成電極反應式時所帶來的失誤，同時也可避免在有關計算中產生誤差。

　　(4)要利用總的反應方程式

　　從理論上講，任何一個自發的氧化還原反應均可設計成原電池，而兩個電極反應相加即得總反應方程式。所以只要知道總反應方程式和其中一個電極反應，便可以寫出另一個電極反應方程式。

　　四、原電池原理的應用

　　原電池原理在工農業生產、日常生活、科學研究中具有廣泛的應用。

　　化學電源：人們利用原電池原理，將化學能直接轉化為電能，制作了多種電池。如干電池、蓄電池、充電電池以及高能燃料電池，以滿足不同的需要。在現代生活、生產和科學研究以及科學技術的發展中，電池發揮的作用不可代替，大到宇宙火箭、人造衛星、飛機、輪船，小到電腦、電話、手機以及心臟起搏器等，都離不開各種各樣的電池。

　　加快反應速率：如實驗室用鋅和稀硫酸反應制取氫氣，用純鋅生成氫氣的速率較慢，而用粗鋅可大大加快化學反應速率，這是因為在粗鋅中含有雜質，雜質和鋅形成了無數個微小的原電池，加快了反應速率。

　　比較金屬的活動性強弱：一般來說，負極比正極活潑。

　　防止金屬的腐蝕：金屬的腐蝕指的是金屬或合金與周圍接觸到的氣體或液體發生化學反應，使金屬失去電子變為陽離子而消耗的過程。在金屬腐蝕中，我們把不純的金屬與電解質溶液接觸時形成的原電池反應而引起的腐蝕稱為電化學腐蝕，電化學腐蝕又分為吸氧腐蝕和析氫腐蝕：在潮濕的空氣中，鋼鐵表面吸附一層薄薄的水膜，里面溶解了少量的氧氣、二氧化碳，含有少量的H+和OH-形成電解質溶液，它跟鋼鐵里的鐵和少量的碳形成了無數個微小的原電池，鐵作負極，碳作正極，發生吸氧腐蝕：

　　電化學腐蝕是造成鋼鐵腐蝕的主要原因。因此可以用更活潑的金屬與被保護的金屬相連接，或者讓金屬與電源的負極相連接均可防止金屬的腐蝕。

高二化學知識點7

　　1、定義：

　　電解質：在水溶液中或熔化狀態下能導電的化合物,叫電解質。

　　非電解質：在水溶液中或熔化狀態下都不能導電的化合物。

　　強電解質：在水溶液里全部電離成離子的電解質。

　　弱電解質：在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質。

　　2、電解質與非電解質本質區別：

　　電解質——離子化合物或共價化合物

　　非電解質——共價化合物

　　注意：

　　①電解質、非電解質都是化合物

　　②SO2、NH3、CO2等屬于非電解質

　　③強電解質不等于易溶于水的化合物(如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部電離，故BaSO4為強電解質)——電解質的強弱與導電性、溶解性無關。

　　3、電離平衡：

　　在一定的條件下，當電解質分子電離成離子的速率和離子結合成分子時，電離過程就達到了平衡狀態，這叫電離平衡。

　　4、影響電離平衡的因素：

　　A、溫度：電離一般吸熱，升溫有利于電離。

　　B、濃度：濃度越大，電離程度越小;溶液稀釋時，電離平衡向著電離的方向移動。

　　C、同離子效應：在弱電解質溶液里加入與弱電解質具有相同離子的電解質，會減弱電離。

　　D、其他外加試劑：加入能與弱電解質的電離產生的某種離子反應的物質時，有利于電離。

　　5、電離方程式的書寫：

　　用可逆符號弱酸的電離要分布寫(第一步為主)

　　6、電離常數：

　　在一定條件下，弱電解質在達到電離平衡時，溶液中電離所生成的各種離子濃度的`乘積，跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個常數。叫做電離平衡常數，(一般用Ka表示酸，Kb表示堿。)

　　表示方法：ABA++B-

　　Ki=[A+][B-]/[AB]

　　7、影響因素：

　　a、電離常數的大小主要由物質的本性決定。

　　b、電離常數受溫度變化影響，不受濃度變化影響，在室溫下一般變化不大。

　　C、同一溫度下，不同弱酸，電離常數越大，其電離程度越大，酸性越強。如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO

高二化學知識點8

　　1.有機物的溶解性

　　(1)難溶于水的有：各類烴、鹵代烴、硝基化合物、酯、絕大多數高聚物、高級的(指分子中碳原子數目較多的，下同)醇、醛、羧酸等。

　　(2)易溶于水的有：低級的[一般指N(C)≤4]醇、(醚)、醛、(x)、羧酸及鹽、氨基酸及鹽、單糖、二糖。(它們都能與水形成氫鍵)。

　　(3)具有特殊溶解性的：

　　①乙醇是一種很好的溶劑，既能溶解許多無機物，又能溶解許多有機物，所以常用乙醇來溶解植物色素或其中的藥用成分，也常用乙醇作為反應的溶劑，使參加反應的有機物和無機物均能溶解，增大接觸面積，提高反應速率。例如，在油脂的'皂化反應中，加入乙醇既能溶解NaOH，又能溶解油脂，讓它們在均相(同一溶劑的溶液)中充分接觸，加快反應速率，提高反應限度。

　　②苯酚：室溫下，在水中的溶解度是9.3g(屬可溶)，易溶于乙醇等有機溶劑，當溫度高于65℃時，能與水混溶，冷卻后分層，上層為苯酚的水溶液，下層為水的苯酚溶液，振蕩后形成乳濁液。苯酚易溶于堿溶液和純堿溶液，這是因為生成了易溶性的鈉鹽。

　　2.有機物的密度

　　(1)小于水的密度，且與水(溶液)分層的有：各類烴、一氯代烴、酯(包括油脂)

　　(2)大于水的密度，且與水(溶液)分層的有：多氯代烴、溴代烴(溴苯等)、碘代烴、硝基苯

　　3.有機物的狀態[常溫常壓(1個大氣壓、20℃左右)]

　　烴類：一般N(C)≤4的各類烴

高二化學知識點9

　　⑴由外電源決定：陽極：連電源的正極;陰極：連電源的.負極;

　　⑵根據電極反應:氧化反應→陽極;還原反應→陰極

　　⑶根據陰陽離子移動方向：陰離子移向→陽極;陽離子移向→陰極，

　　⑷根據電子幾點流方向：電子流向:電源負極→陰極;陽極→電源正極

　　電流方向:電源正極→陽極;陰極→電源負極

　　9.電解時電極產物判斷：

　　⑴陽極：如果電極為活潑電極，Ag以前的，則電極失電子，被氧化被溶解，Zn-2e-=Zn2+

　　如果電極為惰性電極，C、Pt、Au、Ti等，則溶液中陰離子失電子，4OH--4e-=2H2O+O2

　　陰離子放電順序S2->I->Br->Cl->OH->含氧酸根>F-

　　⑵陰極：(.陰極材料(金屬或石墨)總是受到保護)根據電解質中陽離子活動順序判斷，陽離子得電子順序—金屬活動順序表的反表金屬活潑性越強，則對應陽離子的放電能力越弱，既得電子能力越弱。

　　K+10.電解、電離和電鍍的區別

　　電解

　　電離

　　電鍍

　　條件

　　受直流電作用

　　受熱或水分子作用

　　受直流電作用

　　實質

　　陰陽離子定向移動，在兩極發生氧化還原反應

　　陰陽離子自由移動，無明顯的化學變化

　　用電解的方法在金屬表面鍍上一層金屬或合金

　　實例

　　CuCl2Cu+Cl2

　　CuCl2==Cu2++2Clˉ

　　陽極Cu-2e-=Cu2+

　　陰極Cu2++2e-=Cu

　　關系

　　先電離后電解，電鍍是電解的應用

高二化學知識點10

　　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）表達式：

　　（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于化學方程式中各物質的系數之比。

　　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只影響氣體，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系的經驗公式：式中A為比例系數，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后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。

高二化學知識點11

　　1 常用作金屬焊接保護氣、代替稀有氣體填充燈泡、保存糧食水果的氣體 N2

　　2 在放電情況下才發生反應的兩種氣體 N2與O2

　　3 遇到空氣立刻變紅棕色的氣體 NO

　　4 有顏色的氣體 Cl2(黃綠色)、NO2(紅棕色)、

　　5 造成光化學煙霧的`污染物 NO2

　　6 極易溶于水的氣體 NH3、HCl

　　7 NH3噴泉實驗的現象和原理紅色噴泉

　　8 NH3的空間結構三角錐形

　　9 溶于水顯堿性的氣體 NH3

　　10 能使濕潤的紅色石蕊試紙變藍的氣體 NH3

高二化學知識點12

　　1 Na+的焰色+的焰色黃色紫色(隔藍色鈷玻璃觀察)

　　2 鈉與水反應的.現象鈉漂浮在水面上，熔化成一個銀白色小球，在水面到處游動，發出咝咝的聲響，反應后滴入酚酞溶液變紅。

　　3 能與Na2O2反應的兩種物質 H2O、CO2

　　4 治療胃酸過多的藥品 NaHCO3

　　5 堿金屬單質與鹽溶液反應 (無法置換金屬) 2Na + 2H2O + CuSO4 === Na2SO4 + Cu(OH)2↓+ H2↑

　　6 碳酸鈉、碳酸氫鈉的熱穩定性比較碳酸氫鈉受熱易分解

　　7 碳酸鈉、碳酸氫鈉的相互轉化 NaHCO3加熱生成Na2CO3Na2CO3溶液中通入過量 CO2生成NaHCO3

高二化學知識點13

　　鐵：鐵粉是黑色的；一整塊的固體鐵是銀白色的`。Fe2+——淺綠色Fe3O4——黑色晶體

　　Fe（OH）2——白色沉淀Fe3+——黃色Fe（OH）3——紅褐色沉淀Fe（SCN）3——血紅色溶液

　　FeO——黑色的粉末Fe（NH4）2（SO4）2——淡藍綠色Fe2O3——紅棕色粉末FeS——黑色固體

　　銅：單質是紫紅色Cu2+——藍色CuO——黑色Cu2O——紅色CuSO4（無水）—白色CuSO4·5H2O——藍色Cu2（OH）2CO3—綠色Cu（OH）2——藍色[Cu（NH3）4]SO4——深藍色溶液

　　BaSO4、BaCO3、Ag2CO3、CaCO3、AgCl、Mg（OH）2、三溴苯酚均是白色沉淀

　　Al（OH）3白色絮狀沉淀H4SiO4（原硅酸）白色膠狀沉淀

　　Cl2、氯水——黃綠色F2——淡黃綠色氣體Br2——深紅棕色液體I2——紫黑色固體

　　HF、HCl、HBr、HI均為無色氣體，在空氣中均形成白霧

　　CCl4——無色的液體，密度大于水，與水不互溶KMnO4————紫色MnO4———紫色

　　Na2O2—淡黃色固體Ag3PO4—黃色沉淀S—黃色固體AgBr—淺黃色沉淀

　　AgI—黃色沉淀O3—淡藍色氣體SO2—無色，有剌激性氣味、有毒的氣體

　　SO3—無色固體（沸點44。80C）品紅溶液——紅色氫氟酸：HF——腐蝕玻璃

　　N2O4、NO——無色氣體NO2——紅棕色氣體NH3——無色、有剌激性氣味氣體

高二化學知識點14

　　反應熱計算的依據

　　1.根據熱化學方程式計算

　　反應熱與反應物各物質的物質的量成正比。

　　2.根據反應物和生成物的總能量計算

　　H=E生成物-E反應物。

　　3.根據鍵能計算

　　H=反應物的鍵能總和-生成物的鍵能總和。

　　4.根據蓋斯定律計算

　　化學反應的反應熱只與反應的始態(各反應物)和終態(各生成物)有關，而與反應的途徑無關。即如果一個反應可以分步進行，則各分步反應的`反應熱之和與該反應一步完成時的反應熱是相同的。

　　溫馨提示：

　　①蓋斯定律的主要用途是用已知反應的反應熱來推知相關反應的反應熱。 ②熱化學方程式之間的+-等數學運算，對應H也進行+-等數學計算。

　　5.根據物質燃燒放熱數值計算：Q(放)=n(可燃物)|H|。

高二化學知識點15

　　一、化學實驗安全

　　（1）做有毒氣體的實驗時，應在通風廚中進行，并注意對尾氣進行適當處理（吸收或點燃等）。進行易燃易爆氣體的實驗時應注意驗純，尾氣應燃燒掉或作適當處理。

　　（2）燙傷宜找醫生處理。

　　（3）濃酸撒在實驗臺上，先用Na2CO3（或NaHCO3）中和，后用水沖擦干凈。濃酸沾在皮膚上，宜先用干抹布拭去，再用水沖凈。濃酸濺在眼中應先用稀NaHCO3溶液淋洗，然后請醫生處理。

　　（4）濃堿撒在實驗臺上，先用稀醋酸中和，然后用水沖擦干凈。濃堿沾在皮膚上，宜先用大量水沖洗，再涂上硼酸溶液。濃堿濺在眼中，用水洗凈后再用硼酸溶液淋洗。

　　（5）鈉、磷等失火宜用沙土撲蓋。

　　（6）酒精及其他易燃有機物小面積失火，應迅速用濕抹布撲蓋。

　　二、混合物的分離和提純

　　分離和提純的方法分離的物質應注意的事項應用舉例

　　過濾用于固液混合的分離一貼、二低、三靠如粗鹽的提純

　　蒸餾提純或分離沸點不同的液體混合物防止液體暴沸，溫度計水銀球的位置，如石油的蒸餾中冷凝管中水的流向如石油的蒸餾

　　萃取利用溶質在互不相溶的溶劑里的溶解度不同，用一種溶劑把溶質從它與另一種溶劑所組成的溶液中提取出來的方法選擇的萃取劑應符合下列要求：和原溶液中的溶劑互不相溶；對溶質的溶解度要遠大于原溶劑用四氯化碳萃取溴水里的溴、碘分液分離互不相溶的液體打開上端活塞或使活塞上的凹槽與漏斗上的水孔，使漏斗內外空氣相通。打開活塞，使下層液體慢慢流出，及時關閉活塞，上層液體由上端倒出如用四氯化碳萃取溴水里的溴、碘后再分液。蒸發和結晶用來分離和提純幾種可溶性固體的混合物加熱蒸發皿使溶液蒸發時，要用玻璃棒不斷攪動溶液；當蒸發皿中出現較多的固體時，即停止加熱分離NaCl和KNO3混合物

　　三、離子檢驗

　　離子所加試劑現象離子方程式

　　Cl—AgNO3、稀HNO3產生白色沉淀Cl—+Ag+=AgCl↓

　　SO42—稀HCl、BaCl2白色沉淀SO42—+Ba2+=BaSO4↓

　　四、除雜

　　注意事項：為了使雜質除盡，加入的試劑不能是“適量”，而應是“過量”；但過量的試劑必須在后續操作中便于除去。

　　五、物質的量的單位――摩爾

　　1、物質的量（n）是表示含有一定數目粒子的集體的物理量。

　　2、摩爾（mol）：把含有6、02×1023個粒子的任何粒子集體計量為1摩爾。

　　3、阿伏加德羅常數：把6、02X1023mol—1叫作阿伏加德羅常數。

　　4、物質的量=物質所含微粒數目/阿伏加德羅常數n=N/NA

　　5、摩爾質量（M）（1）定義：單位物質的量的物質所具有的質量叫摩爾質量、（2）單位：g/mol或g、、mol—1（3）數值：等于該粒子的相對原子質量或相對分子質量、

　　6、物質的量=物質的質量/摩爾質量（n=m/M）

　　六、氣體摩爾體積

　　1、氣體摩爾體積（Vm）（1）定義：單位物質的量的`氣體所占的體積叫做氣體摩爾體積、（2）單位：L/mol

　　2、物質的量=氣體的體積/氣體摩爾體積n=V/Vm

　　3、標準狀況下，Vm=22、4L/mol

　　七、物質的量在化學實驗中的應用

　　1、物質的量濃度、

　　（1）定義：以單位體積溶液里所含溶質B的物質的量來表示溶液組成的物理量，叫做溶質B的物質的濃度。（2）單位：mol/L（3）物質的量濃度=溶質的物質的量/溶液的體積CB=nB/V

　　2、一定物質的量濃度的配制

　　（1）基本原理：根據欲配制溶液的體積和溶質的物質的量濃度，用有關物質的量濃度計算的方法，求出所需溶質的質量或體積，在容器內將溶質用溶劑稀釋為規定的體積，就得欲配制得溶液、

　　（2）主要操作

　　a、檢驗是否漏水、b、配制溶液1計算、2稱量、3溶解、4轉移、5洗滌、6定容、7搖勻8貯存溶液、注意事項：A選用與欲配制溶液體積相同的容量瓶、B使用前必須檢查是否漏水、C不能在容量瓶內直接溶解、D溶解完的溶液等冷卻至室溫時再轉移、E定容時，當液面離刻度線1―2cm時改用滴管，以平視法觀察加水至液面最低處與刻度相切為止、

　　3、溶液稀釋：C（濃溶液）？V（濃溶液）=C（稀溶液）V（稀溶液）

　　（2）燙傷宜找醫生處理。

　　（5）鈉、磷等失火宜用沙土撲蓋。

　　（6）酒精及其他易燃有機物小面積失火，應迅速用濕抹布撲蓋。

　　1、有機物的分類（主要是特殊的官能團，如雙鍵，三鍵，羥基（與烷基直接連的為醇羥基，與苯環直接連的是芬羥基），醛基，羧基，脂基）；

　　2、同分異構體的書寫（不包括鏡像異構），一般指碳鏈異構，官能團異構；

　　3、特殊反應，指的是特殊官能團的特殊反應（烷烴，烯烴，醇的轉化；以及純的逐級氧化（條件），酯化反應，以及脂的在酸性堿性條件下的水解產物等）；

　　4、特征反應，用于物質的分離鑒別（如使溴水褪色的物質，銀鏡反應，醛與氯化銅的反應等，還有就是無機試劑的一些）；

　　5、掌握乙烯，1，3——丁二烯，2—氯—1，3—丁二烯的聚合方程式的書寫；

　　6、會使用質譜儀，核磁共振氫譜的相關數據確定物質的化學式；

　　7、會根據反應條件確定反應物的大致組成，會逆合成分析法分析有機題；

　　8、了解脂類，糖類，蛋白質的相關物理化學性質；