高二化學知識點總結

時間：2024-11-14 17:57:25 知識點總結我要投稿

高二化學知識點總結（合集）

　　總結是在一段時間內對學習和工作生活等表現(xiàn)加以總結和概括的一種書面材料，它能幫我們理順知識結構，突出重點，突破難點，為此要我們寫一份總結。那么你知道總結如何寫嗎？下面是小編精心整理的高二化學知識點總結，歡迎大家借鑒與參考，希望對大家有所幫助。

高二化學知識點總結（合集）

高二化學知識點總結1

　　1兩種氣體相遇產生白煙NH3遇HCl

　　2某溶液加入NaOH溶液產生氣體氣體一定是NH3;溶液一定含NH

　　3檢驗某白色固體是銨鹽的方法加入濃NaOH溶液并加熱，產生刺激氣味能使?jié)駶櫟?紅色石蕊試紙變藍的氣體，則固體為銨鹽。

　　4某溶液加入H2SO4的同時加入Cu.銅溶解溶液變藍,該溶液中含有:NO3-

　　5濃_特性不穩(wěn)定易分解、強氧化性、易揮發(fā)

　　6王水的成分及特性濃_濃鹽酸1：3體積比混合具有極強的氧化性(溶解金、鉑)

　　7能使蛋白質變黃的物質濃

　　火柴盒側面的涂料紅磷

高二化學知識點總結2

　　(1)化學纖維的生產。

　　粘膠絲，它需要使用硫酸、硫酸鋅、硫酸鈉的混合液作為粘膠抽絲的凝固浴。每生產1t粘膠纖維，需要消耗硫酸1.2t～1.5t，每生產1t維尼龍短纖維，就要消耗98%硫酸230kg，每生產1t卡普綸單體，需要用1.6t20%發(fā)煙硫酸。此外，在尼龍、醋酸纖維、聚丙烯XX纖維等化學纖維生產中，也使用相當數(shù)量的硫酸。

　　(2)化學纖維以外的高分子化合物生產。

　　塑料等高分子化合物，在國民經濟中越來越占有重要的地位。每生產1t環(huán)氧樹脂，需用硫酸2.68t，號稱“塑料王”的聚四氟乙烯，每生產1t，需用硫酸1.32t;有機硅樹膠、硅油、丁苯橡膠及丁XX橡膠等的生產，也都要使用硫酸。

　　(3)染料工業(yè)。

　　幾乎沒有一種染料(或其中間體)的制備不需使用硫酸。偶氮染料中間體的制備需要進行磺化反應，苯XX染料中間體的制備需要進行硝化反應，兩者都需使用大量濃硫酸或發(fā)煙硫酸。所以有些染料廠就設有硫酸車間，以配合需要。

　　(4)日用品的生產。

　　生產合成洗滌劑需要用發(fā)煙硫酸和濃硫酸。塑料的增塑劑(如苯二甲酸酐和苯二甲酸酯)、賽璐珞制品所需的原料硝化棉，都需要硫酸來制備。玻璃紙、羊皮紙的制造，也需要使用硫酸。此外，紡織印染工業(yè)、搪瓷工業(yè)、小五金工業(yè)、肥皂工業(yè)、人造香料工業(yè)等生產部門，也都需要使用硫酸。

　　(5)制藥工業(yè)。

　　XX藥物的制備過程中的'磺化反應，強力殺菌劑呋喃西林的制備過程中的硝化反應，都需用

　　硫酸。此外，許多抗生素的制備，常用藥物如阿斯匹林、咖啡因、維生素B2、B12及維生素C、某些激素、異煙肼、紅汞、糖精等的制備，無不需用硫酸。

高二化學知識點總結3

　　第一章

　　一、焓變反應熱

　　1．反應熱：一定條件下，一定物質的量的反應物之間完全反應所放出或吸收的熱量

　　2．焓變（ΔH）的意義：在恒壓條件下進行的化學反應的熱效應

　　（1）符號：△H（2）。單位：kJ/mol

　　3、產生原因：化學鍵斷裂——吸熱化學鍵形成——放熱

　　放出熱量的化學反應。（放熱>吸熱）△H為“-”或△H<0

　　吸收熱量的化學反應。（吸熱>放熱）△H為“+”或△H>0

　　☆常見的放熱反應：①所有的燃燒反應②酸堿中和反應

　　③大多數(shù)的化合反應④金屬與酸的反應

　　⑤生石灰和水反應⑥濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等

　　☆常見的吸熱反應：①晶體Ba（OH）2·8H2O與NH4Cl②大多數(shù)的分解反應

　　③以H2、CO、C為還原劑的氧化還原反應④銨鹽溶解等

　　二、熱化學方程式

　　書寫化學方程式注意要點：

　　①熱化學方程式必須標出能量變化。

　　②熱化學方程式中必須標明反應物和生成物的聚集狀態(tài)（g，l，s分別表示固態(tài)，液態(tài)，氣態(tài)，水溶液中溶質用aq表示）

　　③熱化學反應方程式要指明反應時的溫度和壓強。

　　④熱化學方程式中的化學計量數(shù)可以是整數(shù)，也可以是分數(shù)

　　⑤各物質系數(shù)加倍，△H加倍；反應逆向進行，△H改變符號，數(shù)值不變

　　三、燃燒熱

　　1．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：

　　①研究條件：101kPa

　　②反應程度：完全燃燒，產物是穩(wěn)定的氧化物。

　　③燃燒物的物質的量：1mol

　　④研究內容：放出的熱量。（ΔH<0，單位kJ/mol）

　　四、中和熱

　　1．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．中和熱的測定實驗

　　五、蓋斯定律

　　1．內容：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。

　　第二章

　　一、化學反應速率

　　1、化學反應速率（v）

　　⑴定義：用來衡量化學反應的快慢，單位時間內反應物或生成物的物質的量的變化

　　⑵表示方法：單位時間內反應濃度的減少或生成物濃度的增加來表示

　　⑶計算公式：v=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：濃度變化，Δt：時間）單位：mol/（L·s）

　　⑷影響因素：

　　①決定因素（內因）：反應物的性質（決定因素）

　　②條件因素（外因）：反應所處的條件

　　2、※注意：

　　（1）、參加反應的物質為固體和液體，由于壓強的變化對濃度幾乎無影響，可以認為反應速率不變。

　　（2）、惰性氣體對于速率的影響

　　①恒溫恒容時：充入惰性氣體→總壓增大，但是各分壓不變，各物質濃度不變→反應速率不變

　　②恒溫恒體時：充入惰性氣體→體積增大→各反應物濃度減小→反應速率減慢

　　二、化學平衡

　　（一）1、定義：

　　化學平衡狀態(tài)：一定條件下，當一個可逆反應進行到正逆反應速率相等時，更組成成分濃度不再改變，達到表面上靜止的一種“平衡”，這就是這個反應所能達到的限度即化學平衡狀態(tài)。

　　2、化學平衡的特征

　　逆（研究前提是可逆反應）

　　等（同一物質的正逆反應速率相等）

　　動（動態(tài)平衡）

　　定（各物質的濃度與質量分數(shù)恒定）

　　變（條件改變，平衡發(fā)生變化）

　　3、判斷平衡的依據(jù)

　　判斷可逆反應達到平衡狀態(tài)的方法和依據(jù)

　　（二）影響化學平衡移動的因素

　　1、濃度對化學平衡移動的影響

　　（1）影響規(guī)律：在其他條件不變的情況下，增大反應物的濃度或減少生成物的濃度，都可以使平衡向正方向移動；增大生成物的濃度或減小反應物的濃度，都可以使平衡向逆方向移動

　　（2）增加固體或純液體的量，由于濃度不變，所以平衡_不移動_

　　（3）在溶液中進行的反應，如果稀釋溶液，反應物濃度__減小__，生成物濃度也_減小_，V正_減小___，V逆也_減小____，但是減小的程度不同，總的結果是化學平衡向反應方程式中化學計量數(shù)之和__大___的方向移動。

　　2、溫度對化學平衡移動的影響

　　影響規(guī)律：在其他條件不變的情況下，溫度升高會使化學平衡向著___吸熱反應______方向移動，溫度降低會使化學平衡向著_放熱反應__方向移動。

　　3、壓強對化學平衡移動的影響

　　影響規(guī)律：其他條件不變時，增大壓強，會使平衡向著__體積縮小___方向移動；減小壓強，會使平衡向著___體積增大__方向移動。

　　注意：（1）改變壓強不能使無氣態(tài)物質存在的化學平衡發(fā)生移動

　　（2）氣體減壓或增壓與溶液稀釋或濃縮的化學平衡移動規(guī)律相似

　　4、催化劑對化學平衡的影響：由于使用催化劑對正反應速率和逆反應速率影響的程度是等同的.，所以平衡__不移動___。但是使用催化劑可以影響可逆反應達到平衡所需的_時間_。

　　5、勒夏特列原理（平衡移動原理）：如果改變影響平衡的條件之一（如溫度，壓強，濃度），平衡向著能夠減弱這種改變的方向移動。

　　三、化學平衡常數(shù)

　　（一）定義：在一定溫度下，當一個反應達到化學平衡時，___生成物濃度冪之積與反應物濃度冪之積的比值是一個常數(shù)____比值。符號：__K__

　　（二）使用化學平衡常數(shù)K應注意的問題：

　　1、表達式中各物質的濃度是__變化的濃度______，不是起始濃度也不是物質的量。

　　2、K只與__溫度（T）___有關，與反應物或生成物的濃度無關。

　　3、反應物或生產物中有固體或純液體存在時，由于其濃度是固定不變的，可以看做是“1”而不代入公式。

　　4、稀溶液中進行的反應，如有水參加，水的濃度不必寫在平衡關系式中。

　　（三）化學平衡常數(shù)K的應用：

　　1、化學平衡常數(shù)值的大小是可逆反應__進行程度_____的標志。K值越大，說明平衡時_生成物___的濃度越大，它的___正向反應___進行的程度越大，即該反應進行得越__完全___，反應物轉化率越_高___。反之，則相反。一般地，K>_105__時，該反應就進行得基本完全了。

　　2、可以利用K值做標準，判斷正在進行的可逆反應是否平衡及不平衡時向何方進行建立平衡。（Q：濃度積）

　　Q_〈__K：反應向正反應方向進行；

　　Q__=_K：反應處于平衡狀態(tài)；

　　Q_〉__K：反應向逆反應方向進行

　　3、利用K值可判斷反應的熱效應

　　若溫度升高，K值增大，則正反應為__吸熱___反應

　　若溫度升高，K值減小，則正反應為__放熱___反應

　　＊四、等效平衡

　　1、概念：在一定條件下（定溫、定容或定溫、定壓），只是起始加入情況不同的同一可逆反應達到平衡后，任何相同組分的百分含量均相同，這樣的化學平衡互稱為等效平衡。

　　2、分類

　　（1）定溫，定容條件下的等效平衡

　　第一類：對于反應前后氣體分子數(shù)改變的可逆反應：必須要保證化學計量數(shù)之比與原來相同；同時必須保證平衡式左右兩邊同一邊的物質的量與原來相同。

　　第二類：對于反應前后氣體分子數(shù)不變的可逆反應：只要反應物的物質的量的比例與原來相同即可視為二者等效。

　　（2）定溫，定壓的等效平衡

　　只要保證可逆反應化學計量數(shù)之比相同即可視為等效平衡。

　　五、化學反應進行的方向

　　1、反應熵變與反應方向：

　　（1）熵：物質的一個狀態(tài)函數(shù)，用來描述體系的混亂度，符號為S。單位：J？mol-1？K-1

　　（2）體系趨向于有序轉變?yōu)闊o序，導致體系的熵增加，這叫做熵增加原理，也是反應方向判斷的依據(jù)。

　　（3）同一物質，在氣態(tài)時熵值最大，液態(tài)時次之，固態(tài)時最小。即S（g）〉S（l）〉S（s）

　　2、反應方向判斷依據(jù)

　　在溫度、壓強一定的條件下，化學反應的判讀依據(jù)為：

　　ΔH-TΔS〈0反應能自發(fā)進行

　　ΔH-TΔS=0反應達到平衡狀態(tài)

　　ΔH-TΔS〉0反應不能自發(fā)進行

　　注意：（1）ΔH為負，ΔS為正時，任何溫度反應都能自發(fā)進行

　　（2）ΔH為正，ΔS為負時，任何溫度反應都不能自發(fā)進行

　　第三章

　　一、弱電解質的電離

　　1、定義：電解質：在水溶液中或熔化狀態(tài)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(tài)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。

高二化學知識點總結4

　　1、鐵的物性與化性

　　物性：銀白色、(鐵粉為黑色)、有光澤、有良好導電導熱性、有延展性、密度大、熔沸點高。

　　注意：有鐵磁性。

　　化性：活潑金屬：Fe遇弱氧化劑：Fe-2eFe2+Fe遇強氧化劑：Fe-3eFe3+

　　2、鐵的`化合物

　　注意：Fe與HNO3(稀)反應情況分析：

　　a、Fe+4HNO3→Fe(NO3)3+NO↑+2H2逐漸加入+)

　　b、2Fe(NO3)3+Fe→3Fe(NO3)2

　　(a+b)得:3Fe(過)+8HNO3→3Fe(NO3)2+2NO↑+4H2OHNO3

　　當HNO3過量時：Fe+4HNO3→Fe(NO3)3+NO↑+2H2O

　　當Fe過量時：3Fe(過)+8HNO3→3Fe(NO3)2+2NO↑+4H2O

　　但不論是哪個反應，被還原的HNO3總是占全部HNO3的1/4。

　　(4)Fe2+與Fe3+的檢驗

　　用KSCN溶液檢驗：Fe3+遇KSCN溶液顯血紅色，F(xiàn)e2+遇KSCN溶液不變色。

高二化學知識點總結5

　　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(fā)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(yè)），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(yōu)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。

高二化學知識點總結6

　　第一章、化學反應與能量轉化

　　化學反應的實質是反應物化學鍵的斷裂和生成物化學鍵的形成，化學反應過程中伴隨著能量的釋放或吸收。

　　一、化學反應的熱效應

　　1、化學反應的反應熱

　　(1)反應熱的概念：

　　當化學反應在一定的溫度下進行時，反應所釋放或吸收的熱量稱為該反應在此溫度下的熱效應，簡稱反應熱。用符號Q表示。

　　(2)反應熱與吸熱反應、放熱反應的關系。

　　Q>0時，反應為吸熱反應;Q<0時，反應為放熱反應。

　　(3)反應熱的測定

　　測定反應熱的儀器為量熱計，可測出反應前后溶液溫度的變化，根據(jù)體系的熱容可計算出反應熱，計算公式如下：

　　Q=-C(T2-T1)

　　式中C表示體系的熱容，T1、T2分別表示反應前和反應后體系的溫度。實驗室經常測定中和反應的反應熱。

　　2、化學反應的焓變

　　(1)反應焓變

　　物質所具有的能量是物質固有的性質，可以用稱為“焓”的物理量來描述，符號為H，單位為kJ·mol-1。

　　反應產物的總焓與反應物的總焓之差稱為反應焓變，用ΔH表示。

　　(2)反應焓變ΔH與反應熱Q的關系。

　　對于等壓條件下進行的化學反應，若反應中物質的能量變化全部轉化為熱能，則該反應的反應熱等于反應焓變，其數(shù)學表達式為：Qp=ΔH=H(反應產物)-H(反應物)。

　　(3)反應焓變與吸熱反應，放熱反應的關系：

　　ΔH>0，反應吸收能量，為吸熱反應。

　　ΔH<0，反應釋放能量，為放熱反應。

　　(4)反應焓變與熱化學方程式：

　　把一個化學反應中物質的變化和反應焓變同時表示出來的化學方程式稱為熱化學方程式，如：H2(g)+

　　O2(g)=H2O(l);ΔH(298K)=-285.8kJ·mol-1

　　書寫熱化學方程式應注意以下幾點：

　　①化學式后面要注明物質的聚集狀態(tài)：固態(tài)(s)、液態(tài)(l)、氣態(tài)(g)、溶液(aq)。

　　②化學方程式后面寫上反應焓變ΔH，ΔH的單位是J·mol-1或kJ·mol-1，且ΔH后注明反應溫度。

　　③熱化學方程式中物質的系數(shù)加倍，ΔH的數(shù)值也相應加倍。

　　3、反應焓變的計算

　　(1)蓋斯定律

　　對于一個化學反應，無論是一步完成，還是分幾步完成，其反應焓變一樣，這一規(guī)律稱為蓋斯定律。

　　(2)利用蓋斯定律進行反應焓變的計算。

　　常見題型是給出幾個熱化學方程式，合并出題目所求的熱化學方程式，根據(jù)蓋斯定律可知，該方程式的ΔH為上述各熱化學方程式的ΔH的代數(shù)和。

　　(3)根據(jù)標準摩爾生成焓，ΔfHmθ計算反應焓變ΔH。

　　對任意反應：aA+bB=cC+dD

　　ΔH=[cΔfHmθ(C)+dΔfHmθ(D)]-[aΔfHmθ(A)+bΔfHmθ(B)]

　　第二章、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(shù)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：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(shù)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(shù)之比。

　　3、濃度對反應速率的影響

　　(1)反應速率常數(shù)(K)

　　反應速率常數(shù)(K)表示單位濃度下的化學反應速率，通常，反應速率常數(shù)越大，反應進行得越快。反應速率常數(shù)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(shù)與溫度之間關系的經驗公式：

　　式中A為比例系數(shù)，e為自然對數(shù)的底，R為摩爾氣體常數(shù)量，Ea為活化能。

　　由公式知，當Ea>0時，升高溫度，反應速率常數(shù)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(guī)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(shù)，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(yōu)化——工業(yè)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、增大壓強將有利于化學平衡向生成氨的方向移動。

　　2、合成氨反應的速率

　　(1)高壓既有利于平衡向生成氨的方向移動，又使反應速率加快，但高壓對設備的要求也高，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，不利于氨的合成。

　　(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并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，壓強范圍大致在1×107Pa～1×108Pa之間，并采用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(shù)

　　(1)對達到平衡的可逆反應，生成物濃度的系數(shù)次方的乘積與反應物濃度的系數(shù)次方的乘積之比為一常數(shù)，該常數(shù)稱為化學平衡常數(shù)，用符號K表示。

　　(2)平衡常數(shù)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(shù)越大，說明反應可以進行得越完全。

　　(3)平衡常數(shù)表達式與化學方程式的書寫方式有關。對于給定的可逆反應，正逆反應的平衡常數(shù)互為倒數(shù)。

　　(4)借助平衡常數(shù)，可以判斷反應是否到平衡狀態(tài)：當反應的濃度商Qc與平衡常數(shù)Kc相等時，說明反應達到平衡狀態(tài)。

　　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的平衡轉化率的表達式為：

　　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(shù)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(shù)實現(xiàn)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(shù)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(tài)不變。

　　ΔVg≠0的反應，增大壓強，化學平衡向氣態(tài)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。

　　三、化學反應的方向

　　1、反應焓變與反應方向

　　放熱反應多數(shù)能自發(fā)進行，即ΔH<0的反應大多能自發(fā)進行。有些吸熱反應也能自發(fā)進行。如NH4HCO3與CH3COOH的反應。有些吸熱反應室溫下不能進行，但在較高溫度下能自發(fā)進行，如CaCO3高溫下分解生成CaO、CO2。

　　2、反應熵變與反應方向

　　熵是描述體系混亂度的概念，熵值越大，體系混亂度越大。反應的熵變ΔS為反應產物總熵與反應物總熵之差。產生氣體的反應為熵增加反應，熵增加有利于反應的自發(fā)進行。

　　3、焓變與熵變對反應方向的共同影響

　　ΔH-TΔS<0反應能自發(fā)進行。

　　ΔH-TΔS=0反應達到平衡狀態(tài)。

　　ΔH-TΔS>0反應不能自發(fā)進行。

　　在溫度、壓強一定的條件下，自發(fā)反應總是向ΔH-TΔS<0的方向進行，直至平衡狀態(tài)。

　　第三章、水溶液中的電離平衡

　　一、水溶液

　　1、水的電離

　　H2OH++OH-

　　水的離子積常數(shù)KW=[H+][OH-]，25℃時，KW=1.0×10-14mol2·L-2。溫度升高，有利于水的電離，KW增大。

　　2、溶液的酸堿度

　　室溫下，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

　　堿性溶液：[H+]<[oh-]，[oh-]>1.0×10-7mol·L-1，pH>7

　　3、電解質在水溶液中的存在形態(tài)

　　(1)強電解質

　　強電解質是在稀的水溶液中完全電離的電解質，強電解質在溶液中以離子形式存在，主要包括強酸、強堿和絕大多數(shù)鹽，書寫電離方程式時用“=”表示。

　　(2)弱電解質

　　在水溶液中部分電離的電解質，在水溶液中主要以分子形態(tài)存在，少部分以離子形態(tài)存在，存在電離平衡，主要包括弱酸、弱堿、水及極少數(shù)鹽，書寫電離方程式時用“”表示。

　　二、弱電解質的電離及鹽類水解

　　1、弱電解質的電離平衡。

　　(1)電離平衡常數(shù)

　　在一定條件下達到電離平衡時，弱電解質電離形成的各種離子濃度的乘積與溶液中未電離的分子濃度之比為一常數(shù)，叫電離平衡常數(shù)。

　　弱酸的電離平衡常數(shù)越大，達到電離平衡時，電離出的H+越多。多元弱酸分步電離，且每步電離都有各自的電離平衡常數(shù)，以第一步電離為主。

　　(2)影響電離平衡的因素，以CH3COOHCH3COO-+H+為例。

　　加水、加冰醋酸，加堿、升溫，使CH3COOH的電離平衡正向移動，加入CH3COONa固體，加入濃鹽酸，降溫使CH3COOH電離平衡逆向移動。

　　2、鹽類水解

　　(1)水解實質

　　鹽溶于水后電離出的離子與水電離的H+或OH-結合生成弱酸或弱堿，從而打破水的電離平衡，使水繼續(xù)電離，稱為鹽類水解。

　　(2)水解類型及規(guī)律

　　①強酸弱堿鹽水解顯酸性。

　　NH4Cl+H2ONH3·H2O+HCl

　　②強堿弱酸鹽水解顯堿性。

　　CH3COONa+H2OCH3COOH+NaOH

　　③強酸強堿鹽不水解。

　　④弱酸弱堿鹽雙水解。

　　Al2S3+6H2O=2Al(OH)3↓+3H2S↑

　　(3)水解平衡的移動

　　加熱、加水可以促進鹽的水解，加入酸或堿能抑止鹽的水解，另外，弱酸根陰離子與弱堿陽離子相混合時相互促進水解。

　　三、離子反應

　　1、離子反應發(fā)生的條件

　　(1)生成沉淀

　　既有溶液中的離子直接結合為沉淀，又有沉淀的轉化。

　　(2)生成弱電解質

　　主要是H+與弱酸根生成弱酸，或OH-與弱堿陽離子生成弱堿，或H+與OH-生成H2O。

　　(3)生成氣體

　　生成弱酸時，很多弱酸能分解生成氣體。

　　(4)發(fā)生氧化還原反應

　　強氧化性的離子與強還原性離子易發(fā)生氧化還原反應，且大多在酸性條件下發(fā)生。

　　2、離子反應能否進行的理論判據(jù)

　　(1)根據(jù)焓變與熵變判據(jù)

　　對ΔH-TΔS<0的離子反應，室溫下都能自發(fā)進行。

　　(2)根據(jù)平衡常數(shù)判據(jù)

　　離子反應的平衡常數(shù)很大時，表明反應的趨勢很大。

　　3、離子反應的應用

　　(1)判斷溶液中離子能否大量共存

　　相互間能發(fā)生反應的離子不能大量共存，注意題目中的隱含條件。

　　(2)用于物質的定性檢驗

　　根據(jù)離子的特性反應，主要是沉淀的顏色或氣體的生成，定性檢驗特征性離子。

　　(3)用于離子的定量計算

　　常見的有酸堿中和滴定法、氧化還原滴定法。

　　(4)生活中常見的離子反應。

　　硬水的形成及軟化涉及到的離子反應較多，主要有：

　　Ca2+、Mg2+的形成。

　　CaCO3+CO2+H2O=Ca2++2HCO3-

　　MgCO3+CO2+H2O=Mg2++2HCO3-

　　加熱煮沸法降低水的硬度：

　　Ca2++2HCO3-=CaCO3↓+CO2↑+H2O

　　Mg2++2HCO3-=MgCO3↓+CO2↑+H2O

　　或加入Na2CO3軟化硬水：

　　Ca2++CO32-=CaCO3↓，Mg2++CO32-=MgCO3↓

　　四、沉淀溶解平衡

　　1、沉淀溶解平衡與溶度積

　　(1)概念

　　當固體溶于水時，固體溶于水的速率和離子結合為固體的速率相等時，固體的溶解與沉淀的生成達到平衡狀態(tài)，稱為沉淀溶解平衡。其平衡常數(shù)叫做溶度積常數(shù)，簡稱溶度積，用Ksp表示。

　　PbI2(s)Pb2+(aq)+2I-(aq)

　　Ksp=[Pb2+][I-]2=7.1×10-9mol3·L-3

　　(2)溶度積Ksp的特點

　　Ksp只與難溶電解質的性質和溫度有關，與沉淀的量無關，且溶液中離子濃度的變化能引起平衡移動，但并不改變溶度積。

　　Ksp反映了難溶電解質在水中的溶解能力。

　　2、沉淀溶解平衡的應用

　　(1)沉淀的溶解與生成

　　根據(jù)濃度商Qc與溶度積Ksp的大小比較，規(guī)則如下：

　　Qc=Ksp時，處于沉淀溶解平衡狀態(tài)。

　　Qc>Ksp時，溶液中的離子結合為沉淀至平衡。

　　(2)沉淀的轉化

　　根據(jù)溶度積的大小，可以將溶度積大的沉淀可轉化為溶度積更小的沉淀，這叫做沉淀的轉化。沉淀轉化實質為沉淀溶解平衡的移動。

　　第四章電化學

　　一、化學能轉化為電能——電池

　　1、原電池的工作原理

　　(1)原電池的概念：

　　把化學能轉變?yōu)殡娔艿难b置稱為原電池。

　　(2)Cu-Zn原電池的工作原理：

　　如圖為Cu-Zn原電池，其中Zn為負極，Cu為正極，構成閉合回路后的現(xiàn)象是：Zn片逐漸溶解，Cu片上有氣泡產生，電流計指針發(fā)生偏轉。該原電池反應原理為：Zn失電子，負極反應為：Zn→Zn2++2e-;Cu得電子，正極反應為：2H++2e-→H2。電子定向移動形成電流。總反應為：Zn+CuSO4=ZnSO4+Cu。

　　(3)原電池的電能

　　若兩種金屬做電極，活潑金屬為負極，不活潑金屬為正極;若一種金屬和一種非金屬做電極，金屬為負極，非金屬為正極。

　　2、化學電源

　　(1)鋅錳干電池

　　負極反應：Zn→Zn2++2e-;

　　正極反應：2NH4++2e-→2NH3+H2;

　　(2)鉛蓄電池

　　負極反應：Pb+SO42-=PbSO4+2e-

　　正極反應：PbO2+4H++SO42-+2e-=PbSO4+2H2O

　　放電時總反應：Pb+PbO2+2H2SO4=2PbSO4+2H2O。

　　充電時總反應：2PbSO4+2H2O=Pb+PbO2+2H2SO4。

　　(3)氫氧燃料電池

　　負極反應：2H2+4OH-→4H2O+4e-

　　正極反應：O2+2H2O+4e-→4OH-

　　電池總反應：2H2+O2=2H2O

　　二、電能轉化為化學能——電解

　　1、電解的原理

　　(1)電解的概念：

　　在直流電作用下，電解質在兩上電極上分別發(fā)生氧化反應和還原反應的過程叫做電解。電能轉化為化學能的裝置叫做電解池。

　　(2)電極反應：以電解熔融的NaCl為例：

　　陽極：與電源正極相連的電極稱為陽極，陽極發(fā)生氧化反應：2Cl-→Cl2↑+2e-。

　　陰極：與電源負極相連的電極稱為陰極，陰極發(fā)生還原反應：Na++e-→Na。

　　總方程式：2NaCl(熔)=(電解)2Na+Cl2↑

　　2、電解原理的應用

　　(1)電解食鹽水制備燒堿、氯氣和氫氣。

　　陽極：2Cl-→Cl2+2e-

　　陰極：2H++e-→H2↑

　　總反應：2NaCl+2H2O

　　2NaOH+H2↑+Cl2↑

　　(2)銅的電解精煉。

　　粗銅(含Zn、Ni、Fe、Ag、Au、Pt)為陽極，精銅為陰極，CuSO4溶液為電解質溶液。

　　陽極反應：Cu→Cu2++2e-，還發(fā)生幾個副反應

　　Zn→Zn2++2e-;Ni→Ni2++2e-

　　Fe→Fe2++2e-

　　Au、Ag、Pt等不反應，沉積在電解池底部形成陽極泥。

　　陰極反應：Cu2++2e-→Cu

　　(3)電鍍：以鐵表面鍍銅為例

　　待鍍金屬Fe為陰極，鍍層金屬Cu為陽極，CuSO4溶液為電解質溶液。

　　陽極反應：Cu→Cu2++2e-

　　陰極反應：Cu2++2e-→Cu

　　3、金屬的腐蝕與防護

　　(1)金屬腐蝕

　　金屬表面與周圍物質發(fā)生化學反應或因電化學作用而遭到破壞的過程稱為金屬腐蝕。

　　(2)金屬腐蝕的電化學原理。

　　生鐵中含有碳，遇有雨水可形成原電池，鐵為負極，電極反應為：Fe→Fe2++2e-。水膜中溶解的氧氣被還原，正極反應為：O2+2H2O+4e-→4OH-，該腐蝕為“吸氧腐蝕”，總反應為：2Fe+O2+2H2O=2Fe(OH)2，F(xiàn)e(OH)2又立即被氧化：4Fe(OH)2+2H2O+O2=4Fe(OH)3，F(xiàn)e(OH)3分解轉化為鐵銹。若水膜在酸度較高的環(huán)境下，正極反應為：2H++2e-→H2↑，該腐蝕稱為“析氫腐蝕”。

　　(3)金屬的防護

　　金屬處于干燥的環(huán)境下，或在金屬表面刷油漆、陶瓷、瀝青、塑料及電鍍一層耐腐蝕性強的金屬防護層，破壞原電池形成的條件。從而達到對金屬的防護;也可以利用原電池原理，采用犧牲陽極保護法。也可以利用電解原理，采用外加電流陰極保護法。

高二化學知識點總結7

　　一、濃硫酸“五性”

　　酸性、強氧化性、吸水性、脫水性、難揮發(fā)性：

　　化合價不變只顯酸性

　　化合價半變既顯酸性又顯強氧化性

　　化合價全變只顯強氧化性

　　二、濃硝酸“四性”

　　酸性、強氧化性、不穩(wěn)定性、揮發(fā)性：

　　化合價不變只顯酸性

　　化合價半變既顯酸性又顯強氧化性

　　化合價全變只顯強氧化性

　　三、烷烴系統(tǒng)命名法的步驟

　　(1)選主鏈，稱某烷

　　(2)編號位，定支鏈

　　(3)取代基，寫在前，注位置，短線連

　　(4)不同基，簡到繁，相同基，合并算

　　烷烴的系統(tǒng)命名法使用時應遵循兩個基本原則：

　　①最簡化原則

　　②明確化原則，主要表現(xiàn)在一長一近一多一小，即“一長”是主鏈要長，“一近”是編號起點離支鏈要近，“一多”是支鏈數(shù)目要多，“一小”是支鏈位置號碼之和要小，這些原則在命名時或判斷命名的正誤時均有重要的指導意義。

　　四、氧化還原反應配平

　　標價態(tài)、列變化、求總數(shù)、定系數(shù)、后檢查

　　一標出有變的元素化合價;

　　二列出化合價升降變化;

　　三找出化合價升降的最小公倍數(shù)，使化合價升高和降低的數(shù)目相等;

　　四定出氧化劑、還原劑、氧化產物、還原產物的.系數(shù);

　　五平：觀察配平其它物質的系數(shù);

　　六查：檢查是否原子守恒、電荷守恒(通常通過檢查氧元素的原子數(shù))，畫上等號。

高二化學知識點總結8

　　1、親電取代反應

　　芳香烴圖冊主要包含五個方面：鹵代：與鹵素及鐵粉或相應的三鹵化鐵存在的條件下，可以發(fā)生苯環(huán)上的H被取代的反應。鹵素的反應活性為：F>Cl>Br>I不同的苯的衍生物發(fā)生的活性是：烷基苯>苯>苯環(huán)上有吸電子基的衍生物。

　　烷基苯發(fā)生鹵代的時候，如果是上述催化劑，可發(fā)生苯環(huán)上H取代的反應;如在光照條件下，可發(fā)生側鏈上的H被取代的反應。

　　應用：鑒別。(溴水或溴的四氯化碳溶液)如：鑒別：苯、己烷、苯乙烯。(答案：step1：溴水;step2：溴水、Fe粉)。

　　硝化：與濃硫酸及濃硝酸(混酸)存在的條件下，在水浴溫度為55攝氏度至60攝氏度范圍內，可向苯環(huán)上引入硝基，生成硝基苯。不同化合物發(fā)生硝化的速度同上。

　　磺化：與濃硫酸發(fā)生的反應，可向苯環(huán)引入磺酸基。該反應是個可逆的反應。在酸性水溶液中，磺酸基可脫離，故可用于基團的保護。烷基苯的磺化產物隨溫度變化：高溫時主要得到對位的產物，低溫時主要得到鄰位的產物。

　　F-C烷基化：條件是無水AlX3等Lewis酸存在的情況下，苯及衍生物可與RX、烯烴、醇發(fā)生烷基化反應，向苯環(huán)中引入烷基。這是個可逆反應，常生成多元取代物，并且在反應的過程中會發(fā)生C正離子的.重排，常常得不到需要的產物。該反應當苯環(huán)上連接有吸電子基團時不能進行。如：由苯合成甲苯、乙苯、異丙苯。

　　F-C酰基化：條件同上。苯及衍生物可與RCOX、酸酐等發(fā)生反應，將RCO-基團引入苯環(huán)上。此反應不會重排，但苯環(huán)上連接有吸電子基團時也不能發(fā)生。如：苯合成正丙苯、苯乙酮。

　　親電取代反應活性小結：連接給電子基的苯取代物反應速度大于苯，且連接的給電子基越多，活性越大;相反，連接吸電子基的苯取代物反應速度小于苯，且連接的吸電子基越多，活性越小。

　　2、加成反應

　　與H2：在催化劑Pt、Pd、Ni等存在條件下，可與氫氣發(fā)生加成反應，最終生成環(huán)己烷。與Cl2：在光照條件下，可發(fā)生自由基加成反應，最終生成六六六。

　　3、氧化反應

　　苯本身難于氧化。但是和苯環(huán)相鄰碳上有氫原子的烴的同系物，無論R-的碳鏈長短，則可在高錳酸鉀酸性條件下氧化，一般都生成苯甲酸。而沒有α-H的苯衍生物則難以氧化。該反應用于合成羧酸，或者鑒別。現(xiàn)象：高錳酸鉀溶液的紫紅色褪去。

　　4、定位效應

　　兩類定位基鄰、對位定位基，又稱為第一類定位基，包含：所有的給電子基和鹵素。它們使新引入的基團進入到它們的鄰位和對位。給電子基使苯環(huán)活化，而X2則使苯環(huán)鈍化。

　　間位定位基，又稱為第二類定位基，包含：除了鹵素以外的所有吸電子基。它們使新引入的基團進入到它們的間位。它們都使苯環(huán)鈍化。

　　二取代苯的定位規(guī)則：原有兩取代基定位作用一致，進入共同定位的位置。如間氯甲苯等。原有兩取代基定位作用不一致，有兩種情況：兩取代基屬于同類，則由定位效應強的決定;若兩取代基屬于不同類時，則由第一類定位基決定。

高二化學知識點總結9

　　氯及其化合物，SiO2+2NaOH==Na2SiO3+H2O，

　　①物理性質：通常是黃綠色、密度比空氣大、有刺激性氣味氣體，能溶于水，有毒。

　　②化學性質：氯原子易得電子，使活潑的非金屬元素。氯氣與金屬、非金屬等發(fā)生氧化還原反應，一般作氧化劑。與水、堿溶液則發(fā)生自身氧化還原反應，既作氧化劑又作還原劑。

　　拓展1、氯水：氯水為黃綠色，所含Cl2有少量與水反應(Cl2+H2O==HCl+HClO)，大部分仍以分子形式存在，其主要溶質是Cl2。新制氯水含Cl2、H2O、HClO、H+、Cl-、ClO-、OH-等微粒

　　拓展2、次氯酸：次氯酸(HClO)是比H2CO3還弱的`酸，溶液中主要以HClO分子形式存在。是一種具有強氧化性(能殺菌、消毒、漂白)的易分解(分解變成HCl和O2)的弱酸。拓展3、漂白粉：次氯酸鹽比次氯酸穩(wěn)定，容易保存，工業(yè)上以Cl2和石灰乳為原料制取漂白粉，其主要成分是CaCl2和Ca(ClO)2，有效成分是Ca(ClO)2，須和酸(或空氣中CO2)作用產生次氯酸，才能發(fā)揮漂白作用。

　　二氧化硫

　　①物理性質：無色，刺激性氣味，氣體，有毒，易液化，易溶于水(1：40)，密度比空氣大

　　②化學性質：

　　a、酸性氧化物：可與水反應生成相應的酸——亞硫酸(中強酸)：SO2+H2OH2SO3可與堿反應生成鹽和水：SO2+2NaOH==Na2SO3+H2O，SO2+Na2SO3+H2O==2NaHSO3b、具有漂白性：可使品紅溶液褪色，但是是一種暫時性的漂白

　　c、具有還原性：SO2+Cl2+2H2O==H2SO4+2HCl

高二化學知識點總結10

　　1.將CxHy轉換為CHy/x，相同質量的烴完全燃燒時y/x值越大，生成水的量越多，而產生的CO2量越少。y/x相同，耗氧量，生成H2O及CO2的量相同。

　　2.有機物的物質的量一定時，有機物完全燃燒時生成的CO2或H2O的物質的量一定，則有機物中碳原子或氫原子的個數(shù)一定;若混合物總物質的量一定，不論按何種比例混合，完全燃燒后生成的CO2或H2O的量保持不變，則混合物中各組分中碳或氫原子的個數(shù)相同。

　　3.一定量的有機物完全燃燒,生成的CO2和消耗的O2的物質的量之比一定時：

　　a生成的CO2的物質的`量小于消耗的O2的物質的量的情況，則烴：CxHyy/4>0;烴的衍生物：CxHyOz(y/4—z/2)>0

　　b生成的CO2的物質的量等于消耗的O2的物質的量的情況，符合通式Cn(H2O)m;

　　c生成的CO2的物質的量小于消耗的O2的物質的量的情況：

　　(1)若CO2和O2體積比為4∶3,其通式為(C2O)n(H2O)m。

　　(2)若CO2和O2體積比為2∶1，其通式為(CO)n(H2O)m。

　　4.有機物完全燃燒時生成的CO2和H2O的物質的量之比一定時：

　　有機物完全燃燒時,若生成的CO2和H2O的物質的量之比為a:b,則該有機物中碳、氫原子的個數(shù)比為a:2b，該有機物是否存在氧原子，有幾個氧原子，還要結合燃燒時的耗氧量或該物質的摩爾質量等其他條件才能確定。

高二化學知識點總結11

　　1、SO2能作漂白劑。SO2雖然能漂白一般的有機物,但不能漂白指示劑如石蕊試液。SO2使品紅褪色是因為漂白作用，SO2使溴水、高錳酸鉀褪色是因為還原性，SO2使含酚酞的NaOH溶液褪色是因為溶于不生成酸。

　　2、SO2與Cl2通入水中雖然都有漂白性,但將二者以等物質的量混合后再通入水中則會失去漂白性，

　　3、往某溶液中逐滴加入稀鹽酸，出現(xiàn)渾濁的物質：

　　第一種可能為與Cl-生成難溶物。包括：①AgNO3

　　第二種可能為與H+反應生成難溶物。包括：

　　①可溶性硅酸鹽(SiO32-)，離子方程式為：SiO32-+2H+=H2SiO3↓

　　②苯酚鈉溶液加鹽酸生成苯酚渾濁液。

　　③S2O32-離子方程式：S2O32-+2H+=S↓+SO2↑+H2O

　　④一些膠體如Fe(OH)3(先是由于Fe(OH)3的膠粒帶負電荷與加入的H+發(fā)生電荷中和使膠體凝聚，當然，若繼續(xù)滴加鹽酸至過量，該沉淀則會溶解。)若加HI溶液，最終會氧化得到I2。

　　⑤AlO2-離子方程式：AlO2-+H++H2O==Al(OH)3當然，若繼續(xù)滴加鹽酸至過量，該沉淀則會溶解。

　　4、濃硫酸的`作用:

　　①濃硫酸與Cu反應——強氧化性、酸性②實驗室制取乙烯——催化性、脫水性

　　③實驗室制取硝基苯——催化劑、吸水劑④酯化反應——催化劑、吸水劑

　　⑤蔗糖中倒入濃硫酸——脫水性、強氧化性、吸水性

　　⑥膽礬中加濃硫酸——吸水性

　　5、能發(fā)生銀鏡反應的有機物不一定是醛.可能是：

　　①醛;②甲酸;③甲酸鹽;④甲酸酯;⑤葡萄糖;⑥麥芽糖(均在堿性環(huán)境下進行)

　　6、既能與酸又能與堿反應的物質

　　①顯兩性的物質：Al、Al2O3、Al(OH)3

　　②弱酸的銨鹽：(NH4)2CO3、(NH4)2SO3、(NH4)2S等。

　　③弱酸的酸式鹽：NaHS、NaHCO3、NaHSO3等。

　　④氨基酸。

　　⑤若題目不指定強堿是NaOH，則用Ba(OH)2，Na2CO3、Na2SO3也可以。

　　7、有毒的氣體：F2、HF、Cl2、H2S、SO2、CO、NO2、NO、Br2(g)、HCN。

　　8、常溫下不能共存的氣體：H2S和SO2、H2S和Cl2、HI和Cl2、NH3和HCl、NO和O2、F2和H2。

　　9、其水溶液呈酸性的氣體：HF、HCl、HBr、HI、H2S、SO2、CO2、NO2、Br2(g)。

　　10、可使?jié)駶櫟募t色石蕊試紙變藍的氣體：NH3。有漂白作用的氣體：Cl2(有水時)和SO2，但兩者同時使用時漂白效果減弱。檢驗Cl2常用淀粉碘化鉀試紙，Cl2能使?jié)駶櫟淖仙镌嚰埾茸兗t后褪色。

高二化學知識點總結12

　　高二化學有機物知識點：重要的物理性質

　　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(shù)高聚物、高級的(指分子中碳原子數(shù)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、(酮)、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。

　　③乙酸乙酯在飽和碳酸鈉溶液中更加難溶，同時飽和碳酸鈉溶液還能通過反應吸收揮發(fā)出的乙酸，溶解吸收揮發(fā)出的乙醇，便于聞到乙酸乙酯的香味。

　　④有的淀粉、蛋白質可溶于水形成膠體。蛋白質在濃輕金屬鹽(包括銨鹽)溶液中溶解度減小，會析出(即鹽析，皂化反應中也有此操作)。但在稀輕金屬鹽(包括銨鹽)溶液中，蛋白質的溶解度反而增大。

　　⑤線型和部分支鏈型高聚物可溶于某些有機溶劑，而體型則難溶于有機溶劑。

　　⑥氫氧化銅懸濁液可溶于多羥基化合物的溶液中，如甘油、葡萄糖溶液等，形成絳藍色溶液。

　　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

　　高二化學有機物知識點：重要的反應

　　4.既能與強酸，又能與強堿反應的物質

　　(1)2Al + 6H+ == 2 Al3+ + 3H2↑ 2Al + 2OH- + 2H2O == 2 AlO2- + 3H2↑

　　(2)Al2O3 + 6H+ == 2 Al3+ + 3H2O Al2O3 + 2OH- == 2 AlO2- + H2O

　　(3)Al(OH)3 + 3H+ == Al3+ + 3H2O Al(OH)3 + OH- == AlO2- + 2H2O

　　(4)弱酸的酸式鹽，如NaHCO3、NaHS等等

　　NaHCO3 + HCl == NaCl + CO2↑ + H2O NaHCO3 + NaOH == Na2CO3 + H2O

　　NaHS + HCl == NaCl + H2S↑ NaHS + NaOH == Na2S + H2O

　　(5)弱酸弱堿鹽，如CH3COONH4、(NH4)2S等等

　　2CH3COONH4 + H2SO4 == (NH4)2SO4 + 2CH3COOH

　　CH3COONH4 + NaOH == CH3COONa + NH3↑+ H2O

　　(NH4)2S + H2SO4 == (NH4)2SO4 + H2S↑

　　(NH4)2S +2NaOH == Na2S + 2NH3↑+ 2H2O

　　(6)氨基酸，如甘氨酸等

　　H2NCH2COOH + HCl → HOOCCH2NH3Cl

　　H2NCH2COOH + NaOH → H2NCH2COONa + H2O

　　(7)蛋白質

　　蛋白質分子中的肽鏈的鏈端或支鏈上仍有呈酸性的—COOH和呈堿性的—NH2，故蛋白質仍能與堿和酸反應。

　　高二化學有機物知識點：有機物的鑒別

　　1.烯醛中碳碳雙鍵的檢驗

　　(1)若是純凈的液態(tài)樣品，則可向所取試樣中加入溴的四氯化碳溶液，若褪色，則證明含有碳碳雙鍵。

　　(2)若樣品為水溶液，則先向樣品中加入足量的新制Cu(OH)2懸濁液，加熱煮沸，充分反應后冷卻過濾，向濾液中加入稀硝酸酸化，再加入溴水，若褪色，則證明含有碳碳雙鍵。

　　★若直接向樣品水溶液中滴加溴水，則會有反應：—CHO + Br2 + H2O → —COOH + 2HBr而使溴水褪色。

　　2.二糖或多糖水解產物的檢驗

　　若二糖或多糖是在稀硫酸作用下水解的，則先向冷卻后的水解液中加入足量的NaOH溶液，中和稀硫酸，然后再加入銀氨溶液或新制的氫氧化銅懸濁液，(水浴)加熱，觀察現(xiàn)象，作出判斷。

　　3.如何檢驗溶解在苯中的苯酚?

　　取樣，向試樣中加入NaOH溶液，振蕩后靜置、分液，向水溶液中加入鹽酸酸化，再滴入幾滴FeCl3溶液(或過量飽和溴水)，若溶液呈紫色(或有白色沉淀生成)，則說明有苯酚。

　　★若向樣品中直接滴入FeCl3溶液，則由于苯酚仍溶解在苯中，不得進入水溶液中與Fe3+進行離子反應;若向樣品中直接加入飽和溴水，則生成的三溴苯酚會溶解在苯中而看不到白色沉淀。

　　★若所用溴水太稀，則一方面可能由于生成溶解度相對較大的一溴苯酚或二溴苯酚，另一方面可能生成的三溴苯酚溶解在過量的苯酚之中而看不到沉淀。

　　4.如何檢驗實驗室制得的乙烯氣體中含有CH2=CH2、SO2、CO2、H2O?

　　將氣體依次通過無水硫酸銅、品紅溶液、飽和Fe2(SO4)3溶液、品紅溶液、澄清石灰水、檢驗水) (檢驗SO2) (除去SO2) (確認SO2已除盡)(檢驗CO2)

　　溴水或溴的四氯化碳溶液或酸性高錳酸鉀溶液(檢驗CH2=CH2)。

高二化學知識點總結13

　　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：

　　①研究條件：101kPa

　　②反應程度：完全燃燒，產物是穩(wěn)定的氧化物。

　　③燃燒物的物質的量：1mol

　　④研究內容：放出的熱量。（ΔH<0，單位kJ/mol）

高二化學知識點總結14

　　1、各類有機物的通式、及主要化學性質

　　烷烴CnH2n+2僅含C—C鍵與鹵素等發(fā)生取代反應、熱分解、不與高錳酸鉀、溴水、強酸強堿反應

　　烯烴CnH2n含C==C鍵與鹵素等發(fā)生加成反應、與高錳酸鉀發(fā)生氧化反應、聚合反應、加聚反應

　　炔烴CnH2n-2含C≡C鍵與鹵素等發(fā)生加成反應、與高錳酸鉀發(fā)生氧化反應、聚合反應

　　苯(芳香烴)CnH2n-6與鹵素等發(fā)生取代反應、與氫氣等發(fā)生加成反應

　　(甲苯、乙苯等苯的同系物可以與高錳酸鉀發(fā)生氧化反應)

　　鹵代烴：CnH2n+1X

　　醇：CnH2n+1OH或CnH2n+2O有機化合物的性質，主要抓官能團的特性，比如，醇類中，醇羥基的性質：1.可以與金屬鈉等反應產生氫氣，2.可以發(fā)生消去反應，注意，羥基鄰位碳原子上必須要有氫原子，3.可以被氧氣催化氧化，連有羥基的碳原子上必要有氫原子。4.與羧酸發(fā)生酯化反應。5.可以與氫鹵素酸發(fā)生取代反應。6.醇分子之間可以發(fā)生取代反應生成醚。

　　苯酚：遇到FeCl3溶液顯紫色醛：CnH2nO羧酸：CnH2nO2酯：CnH2nO2

　　2、取代反應包括：鹵代、硝化、鹵代烴水解、酯的水解、酯化反應等;

　　3、最簡式相同的有機物，不論以何種比例混合，只要混和物總質量一定，完全燃燒生成的CO2、H2O及耗O2的量是不變的。恒等于單一成分該質量時產生的CO2、H2O和耗O2量。

　　4、可使溴水褪色的物質如下，但褪色的原因各自不同：

　　烯、炔等不飽和烴(加成褪色)、苯酚(取代褪色)、醛(發(fā)生氧化褪色)、有機溶劑[CCl4、氯仿、溴苯(密度大于水)，烴、苯、苯的同系物、酯(密度小于水)]發(fā)生了萃取而褪色。較強的無機還原劑(如SO2、KI、FeSO4等)(氧化還原反應)

　　5.能使高錳酸鉀酸性溶液褪色的物質有：

　　(1)含有碳碳雙鍵、碳碳叁鍵的烴和烴的衍生物、苯的同系物

　　(2)含有羥基的化合物如醇和酚類物質

　　(3)含有醛基的化合物

　　(4)具有還原性的無機物(如SO2、FeSO4、KI、HCl、H2O2

　　6.能與Na反應的有機物有：醇、酚、羧酸等——凡含羥基的化合物

　　7、能與NaOH溶液發(fā)生反應的有機物：

　　(1)酚：(2)羧酸：(3)鹵代烴(水溶液：水解;醇溶液：消去)(4)酯：(水解，不加熱反應慢，加熱反應快)(5)蛋白質(水解)

　　8.能發(fā)生水解反應的物質有：鹵代烴、酯(油脂)、二糖、多糖、蛋白質(肽)、鹽

　　9、能發(fā)生銀鏡反應的有：醛、甲酸、甲酸某酯、葡萄糖、麥芽糖(也可同Cu(OH)2反應)。

　　計算時的關系式一般為：—CHO——2Ag

　　注意：當銀氨溶液足量時，甲醛的氧化特殊：HCHO——4Ag↓+H2CO3

　　反應式為：HCHO+4[Ag(NH3)2]OH=(NH4)2CO3+4Ag↓+6NH3↑+211.

　　10、常溫下為氣體的有機物有：

　　分子中含有碳原子數(shù)小于或等于4的烴(新戊烷例外)、一氯甲烷、甲醛。

　　H2O

　　11.濃H2SO4、加熱條件下發(fā)生的.反應有：

　　苯及苯的同系物的硝化、磺化、醇的脫水反應、酯化反應、纖維素的水解

　　12、需水浴加熱的反應有：

　　(1)、銀鏡反應(2)、乙酸乙酯的水解(3)苯的硝化(4)糖的水解

　　凡是在不高于100℃的條件下反應，均可用水浴加熱。

　　13、解推斷題的特點是：抓住問題的突破口，即抓住特征條件(即特殊性質或特征反應)，如苯酚與濃溴水的反應和顯色反應，醛基的氧化反應等。但有機物的特征條件不多，因此還應抓住題給的關系條件和類別條件。關系條件能告訴有機物間的聯(lián)系，如A氧化為B，B氧化為C，則A、B、C必為醇、醛，羧酸類;又如烯、醇、醛、酸、酯的有機物的衍變關系，能給你一個整體概念。

　　14、烯烴加成烷取代，衍生物看官能團。

　　去氫加氧叫氧化，去氧加氫叫還原。

　　醇類氧化變-醛，醛類氧化變羧酸。

　　光照鹵代在側鏈，催化鹵代在苯環(huán)