高二化學知識點總結

時間：2024-11-15 17:18:38 知識點總結我要投稿

【精華】高二化學知識點總結

　　總結是在某一時期、某一項目或某些工作告一段落或者全部完成后進行回顧檢查、分析評價，從而得出教訓和一些規(guī)律性認識的一種書面材料，寫總結有利于我們學習和工作能力的提高，讓我們好好寫一份總結吧。那么總結要注意有什么內容呢？以下是小編為大家收集的高二化學知識點總結，希望對大家有所幫助。

【精華】高二化學知識點總結

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)駶櫟募t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

　　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：當化學反應在一定溫度下進行時，反應釋放或吸收的熱量稱為反應溫度下的熱效應，稱為反應熱。用符號Q表示。

　　（2）反應熱與吸熱和放熱的關系。Q>0時，反應為吸熱反應；Q<0時，反應為放熱反應。

　　2.化學反應的焓變。

　　（1）反應焓變ΔH與反應熱Q的關系。

　　對于等壓條件下的化學反應，如果反應中物質的能量變化全部轉化為熱能，則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）。

　　（2）反應焓變和熱化學方程。

　　化學方程稱為熱化學方程，同時表示化學反應中物質的變化和焓變。

　　如：H2（g）O2（g）=H2O（l）；ΔH（298K）=—285.8kJ·mol—1。

　　3.計算反應焓變。

　　按標準摩爾產生焓，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）]。

　　二、化學平衡。

　　1.化學反應速率。

　　（1）表達式：v=△c/△t。

　　（2）特征：對于特定的反應，用不同的物質表示化學反應速率可能不同，但每種物質表示的化學反應速率等于化學方程中每種物質的系數(shù)。

　　2.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學反應速率越大，反應越快。由于溫度、催化劑、固體表面性質等因素，反應速率常數(shù)與濃度無關。

　　（2）濃度對反應速率的影響。

　　增加反應物濃度，增加正反應速率，降低反應物濃度，降低正反應速率。

　　增加生成物濃度，增加逆反應速率，降低生成物濃度，降低逆反應速率。

　　3.溫度對化學反應速率的影響。

　　（1）經驗公式。

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

　　公式知，當Ea>當溫度升高時，反應速率常數(shù)增加，化學反應速率也增加。可以看出，溫度對化學反應速率的影響與活化能有關。

　　4.催化劑對化學反應速率的影響。

　　（1）催化劑對化學反應速率的影響規(guī)律：大多數(shù)催化劑可以通過參與反應來有效提高反應速率，改變反應過程，降低反應的活化能量。

　　（2）催化劑的特性。

　　催化劑可以加速反應速率，反應前后的質量和化學性質保持不變。催化劑是有選擇性的。催化劑不能改變化學反應的平衡常數(shù)，不能引起化學平衡的運動，也不能改變平衡轉化率。

　　三、苯C6H6。

　　1.物理性質：無色有特殊氣味的液體，密度比水小，有毒，不溶于水，易溶于有機溶劑，也是很好的有機溶劑。

　　二、苯的結構：C6H6（正六邊形平面結構）苯分子中六個C原子之間的鍵完全相同，碳鍵能大于碳鍵能小于碳鍵能的兩倍，鍵長介于碳鍵長與雙鍵長之間的鍵角120°。

　　3.化學性質。

　　（1）氧化反應：2C6H6 15O2=12CO2 6H2O（火焰明亮，冒煙）酸性高錳酸鉀不能褪色。

　　（2）替代反應。

　　①鐵粉的作用：溴化鐵作為催化劑與溴反應生成；溴苯的無色密度大于水。

　　②苯和硝酸（使用）HONO2表示）產生無色、不溶于水、密度大于水、有毒的油性液體硝基苯。 HONO2 H2O反應用水浴加熱，溫度控制在50—60℃，催化劑和脫水劑采用濃硫酸。

　　（3）加成反應。

　　以鎳為催化劑，苯與氫發(fā)生加成反應，產生環(huán)己烷3H2。

　　四、乙醇CH3CH2OH。

　　1.物理性質：無色有特殊香味的液體密度小于水。如何檢驗乙醇中是否含有水與水以任意比溶解：添加無水硫酸銅；如何獲得無水乙醇：加生石灰和蒸餾。

　　2.結構：CH3CH2OH（含官能團：羥基）。

　　3.化學性質。

　　（1）乙醇與金屬鈉的反應：2CH3CH2OH 2Na=2CH3CH2ONa H2↑（替代反應）。

　　（2）乙醇氧化反應。

　　①乙醇燃燒：CH3CH2OH 3O2=2CO2 3H2O。

　　②乙醇催化氧化反應2CH3CH2OH O2=2CH3CHO 2H2O。

　　拓展閱讀：高中化學記憶公式

　　1.制備硝基苯。

　　硝酸硫酸冷滴苯，黃油杏仁味。

　　硫酸催化脫水是溫計懸浴加冷管。

　　2.線鍵式有機物對應分子式計算。

　　算碳找拐點，求氫四里減。

　　3.觀察化學方程的平衡。

　　氫以氫為標準，無氫以氧為標準。

　　氫氧找不到一價，變單成雙求配平。

　　調整只能改變系數(shù)，原子等平。

　　配平系數(shù)的現(xiàn)分數(shù)必須乘以最小公倍數(shù)。

　　4.重要實驗現(xiàn)象。

　　氫在氯中蒼白，磷在氯中煙霧彌漫。

　　甲烷氫氯混合，強光照射太危險。

　　鎂條在二氧碳中燃燒，兩酸遇氨冒白煙。

　　氯化銨熱象升華，碘遇淀粉變藍。

　　硫氫甲烷一氧碳，五者燃燒火焰藍。

　　銅絲伸入硫氣中，硫鐵與黑物混合。

　　熱銅熱鐵遇氯氣，煙色相似為棕色。

　　5.電解規(guī)律。

　　惰性材料用作電極，兩極直流。

　　含氧酸，可溶堿。

　　活性金屬含氧鹽，電解實際上是電解水。

　　無氧酸電解本身解，PH濃度降低。

　　活性金屬無氧鹽，電解得到相應的堿。

　　無活性金屬無氧鹽，成鹽元素兩極見。

　　不活動金屬含氧鹽，電解得到相應的酸。

　　由于電解和精煉，非惰性材料被用作電極。

　　鍍金屬為陰極，鍍金屬陽極連。

　　陽粗陰純精煉，電解液中含有相應的鹽。

　　電解有共同點，陽極氧化陰還原。

　　6.有機化學知識。

　　有機化學并不難，記準通式是關鍵。

　　只含C、H稱為烴，結構成鏈或成環(huán)。

　　雙鍵是烯三鍵炔，單鍵相連為烷。

　　脂肪族排成鏈，芳香族帶苯環(huán)。

　　異構共用分子式，通用同系間。

　　取代烯烴加成烷，衍生物取決于官能團。

　　羧酸羥基連烴基，稱為醇醛和羧酸。

　　酮醚胺是基醚鍵和氨基的衍生物。

　　苯帶羥基稱為苯酚，萘是雙苯并聯(lián)。

　　去H加O稱氧化，去O加H叫還原。

　　醇氧化成酮醛，醛氧化成羧酸。

　　羧酸比碳酸強，碳酸比石碳酸強。

　　光鹵代在側鏈，催化鹵代在苯環(huán)。

　　羥基可以替代烴的鹵代衍生物。

　　產生稀和氫鹵酸的小分子。

　　鉀鈉能換醇中氫，銀鏡反應能辨別醛。

　　氫氧化銅多元醇，溶液混合成深藍色。

　　醇加羧酸生成酯，酯水解成醇酸。

　　苯酚遇溴沉淀白，淀粉遇碘變藍。

　　氨基酸是酸堿性的，甲酸是酸的，就像醛一樣。

　　聚合單變鏈節(jié)斷裂π鍵相串聯(lián)。

　　千變萬化，多趣味，無限風可攀登。

　　7.地殼中排名前十的元素公式。

　　氧硅鋁鐵鈣，鈉鉀鎂氫鈦。

　　（養(yǎng)女貼鍋蓋，哪個沒有青菜）。

　　8.烷烴、烯烴和炔烴的命名。

　　以最長碳鏈為主鏈，直鏈烷烴定母名。

　　主鏈號定支鏈，支鏈作為替代基。

　　中文數(shù)字表基數(shù)，橫隔開位和名稱。

　　若有幾個替代基，前是小基后大基。

　　9.常用化學品的儲存方法。

　　硝酸固碘硝酸銀，低溫避光棕色瓶。

　　液溴氨水易揮發(fā)，陰涼時應密封。

　　用冷水儲存白磷，鉀鈉鈣鋇煤油。

　　堿瓶需要橡膠塞，塑料鉛儲存氟化氫。

　　易變質藥放時短，易燃易爆避火源。

　　實驗室干燥劑，蠟封保存心平靜。

　　10.保存一些易變藥物。

　　溴、碘容器石蠟密封在金屬鈉儲煤油中。

　　氫氟酸裝塑料瓶，濃硝酸盛棕瓶。

　　將白磷放入冷水中，固體燒堿須密封。

　　高中化學學習方法

　　1.堅持課前預習，積極學習。

　　課前預習方法：閱讀新課程，發(fā)現(xiàn)困難，復習基礎。

　　（1）閱讀新課：了解教材的基本內容。

　　（2）找出難點：標記不懂的地方。

　　（3）復習基礎：作為學習新課程的知識鋪墊。

　　2.注重課堂學習，提高課堂效率，認真聽課；記筆記。

　　（1）認真聽課：注意力集中，積極學習。當老師介紹新課程時，學生應該注意聽老師如何提出新問題？當老師教新課時，學生應該考慮老師是如何分析問題的？當老師演示實驗時，學生應該仔細看看老師是如何操作的。當老師總結這門課時，學生應該有意學習老師如何提煉教材的要點。

　　（2）記筆記：細節(jié)要恰當，抓住要領記。有些學生沒有記筆記的習慣；有些學生記多少；有些學生只記，不思考；這些都不好。對于新課程，主要寫下教師講座大綱、要點和教師簡單、靈感的`分析。對于復習課，主要寫下教師指導提煉的知識主線。對于練習講座，主要寫下老師指出的錯誤，或啟發(fā)自己。或者在書的空白處或者直接在書中畫出重點和標記，有利于騰出時間聽老師講課。另外，對課堂上學到的知識有疑問或獨特的見解要做標記，以便課后繼續(xù)學習。課堂學習是做好學習的關鍵。學生在學校學習的主要時間是上課。在這次學習的主要時間里，有些學生不專注于學習，有些學生不注意學習方法，這將在很大程度上限制學習水平的發(fā)揮。

　　3.課后復習鞏固課堂所學，課后復習是鞏固知識的需要。

　　學生們常說：基本上在課堂上理解，但做家庭作業(yè)總是不方便。原因是知識的內涵和延伸還沒有真正或完全理解。這就是課后復習的意義。課后復習的方法如下：

　　（1）再讀：新課后再讀教材，可以學新悟舊，自我提升。

　　（2）后作業(yè)：閱讀教科書后，事半功倍。有些學生在做作業(yè)之前沒有閱讀教科書，所以他們生搬硬套公式或例題做作業(yè)，事半功倍。

　　（3）經常記憶：經常使用記憶方法，讓大腦再現(xiàn)教科書的知識線，發(fā)現(xiàn)遺忘的知識點，及時閱讀教科書的相關內容，針對性強，效果好。

　　（4）多問：為什么要多問知識的重點和難點？可以引起重新學習和思考，不斷提高對知識的認識。

　　（5）有計劃：安排每天的課外時間；復習前一段的學習內容；可以提高學習效率。

　　4.有意識記憶系統(tǒng)掌握知識，有意識記憶方法。

　　深刻理解，自然記憶；歸納公式，有利于記憶；比較異同，簡化記憶；讀寫結合，加深記憶。有意識記憶是系統(tǒng)掌握科學知識的一種方式。有意識記憶的方法因人而異。形成適合自己的有意識記憶方法，系統(tǒng)掌握科學知識。

　　5.科學歸納。

　　知識學習過程的完整性分為三個階段，即知識的獲取、維護和再現(xiàn)。

　　歸納法之一是點線網(wǎng)絡法。這種方法最常用于總結元素的單質和化合物之間的相互轉換關系。例如，硫一章H2S→S→SO2→SO3→H2SO4為統(tǒng)領。

　　二是列表對比法.對比法常用于辨別相似概念，對比法也最常用于元素化合物性質的學習.通過知識的共性了新舊知識的共性和聯(lián)系。

高二化學知識點總結3

　　離子檢驗

　　離子所加試劑現(xiàn)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(xù)操作中便于除去。

　　物質的量的單位――摩爾

　　1.物質的量(n)是表示含有一定數(shù)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(shù)：把6.02X1023mol-1叫作阿伏加德羅常數(shù)。

　　4.物質的量=物質所含微粒數(shù)目/阿伏加德羅常數(shù)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(shù)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)

　　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

　　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(jù)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(guī)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.

高二化學知識點總結4

　　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(fā)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(xiàn)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(xiàn)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(tài)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(xiàn)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(xiàn)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(xiàn)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

　　1、功能高分子材料：功能高分子材料是指既有傳統(tǒng)高分子材料的機械性能，又有某些特殊功能的高分子材料。

　　2、合成功能高分子材料研究的問題

　　⑴高分子結構與功能之間有什么關系?

　　⑵高分子應具有什么樣的主鏈?應該帶有哪種功能基?

　　⑶是帶功能基的單體合成?還是先合成高分子鏈，后引入功能基?

　　如高吸水性材料的合成研究啟示：人們從棉花、紙張等纖維素產品具有吸水性中得到啟示：它是一類分子鏈上帶有許多親水原子團——羥基的高聚物。

　　合成方法：

　　⑴天然吸水材料淀粉、纖維素進行改性，在它們的高分子鏈上再接上含強吸水性原子團的支鏈，提高它們的吸水能力。如將淀粉與丙烯酸鈉一定條件下共聚并與交聯(lián)劑反應，生成具有網(wǎng)狀結構的淀粉——聚丙烯酸鈉接枝共聚物高吸水性樹脂。

　　⑵帶有強吸水性原子團的化合物為單體進行合成。如丙烯酸鈉加少量交聯(lián)劑聚合，得到具有網(wǎng)狀結構的'聚丙烯酸鈉高吸水性樹脂。

　　3、問題：學與問中的問題匯報：橡膠工業(yè)硫化交聯(lián)是為增加橡膠的強度;高吸水性樹脂交聯(lián)是為了使它既吸水又不溶于水。小結：高吸水性樹脂可以在干旱地區(qū)用于農業(yè)、林業(yè)、植樹造林時抗

　　旱保水，改良土壤，改造沙漠。又如，嬰兒用的“尿不濕”可吸入其自身重量幾百倍的尿液而不滴不漏，可使嬰兒經常保持干爽。可與學生共同做科學探究實驗。

　　3、應用廣泛的功能高分子材料

　　⑴高分子分離膜：①組成：具有特殊分離功能的高分子材料制成的薄膜。②特點：能夠讓某些物質有選擇地通過，而把另外一些物質分離掉。③應用：物質分離

　　⑵醫(yī)用高分子材料：①性能：優(yōu)異的生物相溶性、親和性;很高的機械性能。②應用：

　　人造心臟硅橡膠、聚氨酯橡膠人造血管聚對苯二甲酸乙二酯人造氣管聚乙烯、有機硅橡膠人造腎醋酸纖維、聚酯纖維人造鼻聚乙烯有機硅橡膠人造骨、關節(jié)聚甲基丙烯酸甲酯人造肌肉硅橡膠和絳綸織物人造皮膚硅橡膠、聚多肽人造角膜、肝臟，人工紅血球、人工血漿、食道、尿道、腹膜

高二化學知識點總結8

　　電解池：把電能轉化為化學能的裝置。

　　(1)電解池的構成條件

　　①外加直流電源;

　　②與電源相連的兩個電極;

　　③電解質溶液或熔化的電解質。

　　(2)電極名稱和電極材料

　　①電極名稱

　　陽極：接電源正極的為陽極，發(fā)生___氧化_____反應;

　　陰極：接電源負極的為陰極，發(fā)生____還原____反應。

　　②電極材料

　　惰性電極：C、Pt、Au等，僅導電，不參與反應;

　　活性電極：Fe、Cu、Ag等，既可以導電，又可以參與電極反應。

　　離子放電順序

　　(1)陽極：

　　①活性材料作電極時：金屬在陽極失電子被氧化成陽離子進入溶液，陰離子不容易在電極上放電。

　　②惰性材料作電極(Pt、Au、石墨等)時：

　　溶液中陰離子的'放電順序(由易到難)是：S2->I->Br->Cl->OH->含氧酸根離子。

　　(2)陰極：無論是惰性電極還是活性電極都不參與電極反應，發(fā)生反應的是溶液中的陽離子。

　　陽離子在陰極上的放電順序是：

　　Ag+>Fe3+>Cu2+>H+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+

高二化學知識點總結9

　　銀鏡反應的有機物

　　(1)發(fā)生銀鏡反應的有機物：含有—CHO的物質：醛、甲酸、甲酸鹽、甲酸酯、還原性糖(葡萄糖、麥芽糖等)

　　(2)銀氨溶液[Ag(NH3)2OH](多倫試劑)的配制：

　　向一定量2%的`AgNO3溶液中逐滴加入2%的稀氨水至剛剛產生的沉淀恰好完全溶解消失。

　　(3)反應條件：堿性、水浴加熱酸性條件下，則有Ag(NH3)2++OH-+3H+==Ag++2NH4++H2O而被破壞。

　　(4)實驗現(xiàn)象：

　　①反應液由澄清變成灰黑色渾濁;

　　②試管內壁有銀白色金屬析出

　　(5)有關反應方程式：AgNO3+NH3·H2O==AgOH↓+NH4NO3AgOH+2NH3·H2O==Ag(NH3)2OH+2H2O

　　銀鏡反應的一般通式：RCHO+2Ag(NH3)2OH→2Ag↓+RCOONH4+3NH3+H2O

高二化學知識點總結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(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：

　　（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。

高二化學知識點總結11

　　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NH4Cl

　　②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 ℃，101 kPa時，1 mol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：101 kPa

　　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：1 mol

　　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1mol H2O，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

高二化學知識點總結12

　　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13

　　第一章氮族元素

　　一、氮族元素N（氮）、P（磷）、As（砷）、Sb（銻）、Bi（鉍）

　　相似性遞變性

　　結構最外層電子數(shù)都是5個原子半徑隨N、P、As、Sb、Bi順序逐漸增大，核對外層電子吸引力減弱

　　性質最高價氧化物的通式為：R2O5

　　最高價氧化物對應水化物通式為：HRO3或H3RO4

　　氣態(tài)氫化物通式為：RH3

　　最高化合價+5，最低化合價-3單質從非金屬過渡到金屬，非金屬性：N>P>As，金屬性：Sb

　　最高價氧化物對應水化物酸性逐漸減弱

　　酸性：HNO3>H3PO4>H3AsO4>H3SbO4

　　與氫氣反應越來越困難

　　氣態(tài)氫化物穩(wěn)定性逐漸減弱

　　穩(wěn)定性：NH3>PH3>AsH3

　　二、氮氣（N2）

　　1、分子結構電子式：結構式：N≡N（分子里N≡N鍵很牢固，結構很穩(wěn)定）

　　2、物理性質：無色無味氣體，難溶于水，密度與空氣接近（所以收集N2不能用排空氣法！）

　　3、化學性質：（通常氮氣的化學性質不活潑，很難與其他物質發(fā)生反應，只有在高溫、高壓、放電等條件下，才能使N2中的共價鍵斷裂，從而與一些物質發(fā)生化學反應）

　　N2+3H22NH3N2+O2＝2NO3Mg+N2＝Mg3N2Mg3N2+6H2O＝3Mg（OH）2↓+2NH3↑

　　4、氮的固定：將氮氣轉化成氮的化合物，如豆科植物的根瘤菌天然固氮

　　三、氮氧化物（N2O、NO、N2O3、NO2、N2O4、N2O5）

　　N2O—笑氣硝酸酸酐—N2O5亞硝酸酸酐—N2O3重要的大氣污染物—NONO2

　　NO—無色氣體，不溶于水，有毒（毒性同CO），有較強還原性2NO+O2＝2NO2

　　NO2—紅棕色氣體（顏色同溴蒸氣），有毒，易溶于水，有強氧化性，造成光化學煙霧的主要因素

　　3NO2+H2O＝2HNO3+NO2NO2N2O4（無色）302＝2O3（光化學煙霧的形成）

　　鑒別NO2與溴蒸氣的方法：可用水或硝酸銀溶液（具體方法及現(xiàn)象從略）

　　NO、NO2、O2溶于水的'計算：用總方程式4NO2+O2+2H2O＝4HNO34NO+3O2+2H2O＝4HNO3進行計算

　　四、磷

　　白磷紅磷

　　不同點1．分子結構化學式為P4，正四面體結構，化學式為P，結構復雜，不作介紹

　　2．顏色狀態(tài)白色蠟狀固體紅棕色粉末狀固體

　　3．毒性劇毒無毒

　　4．溶解性不溶于水，可溶于CS2不溶于水，不溶于CS2

　　5．著火點40℃240℃

　　6．保存方法保存在盛水的容器中密封保存

　　相同點1．與O2反應點燃都生成P2O5，4P+5O22P2O5

　　P2O5+H2O2HPO3（偏磷酸，有毒）P2O5+3H2O2H3PO4（無毒）

　　2．與Cl2反應2P+3Cl22PCl32P+5Cl22PCl5

　　轉化白磷紅磷

　　五、氨氣

　　1、物理性質：無色有刺激性氣味的氣體，比空氣輕，易液化（作致冷劑），極易溶于水（1：700）

　　2、分子結構：電子式：結構式：（極性分子，三角錐型，鍵角107°18′）

　　3、化學性質：NH3+H2ONH3·H2ONH4++OH-（注意噴泉實驗、NH3溶于水后濃度的計算、加熱的成分、氨水與液氨）

　　NH3+HCl＝NH4Cl（白煙，檢驗氨氣）4NH3+5O2===4NO+6H2O

　　4、實驗室制法（重點實驗）2NH4Cl+Ca（OH）2＝2NH3↑+CaCl2+2H2O（該反應不能改為離子方程式？）

　　發(fā)生裝置：固+固（加熱）→氣，同制O2收集：向下排空氣法（不能用排水法）

　　檢驗：用濕潤的紅色石蕊試紙靠近容器口（試紙變藍）或將蘸有濃鹽酸的玻璃棒接近容器口（產生白煙）

　　干燥：堿石灰（裝在干燥管里）[不能用濃硫酸、無水氯化鈣、P2O5等干燥劑]

　　注意事項：試管口塞一團棉花（防止空氣對流，影響氨的純度）或塞一團用稀硫酸浸濕的棉花（吸收多余氨氣，防止污染大氣）

　　氨氣的其他制法：加熱濃氨水，濃氨水與燒堿（或CaO）固體混合等方法

　　5、銨鹽白色晶體，易溶于水，受熱分解，與堿反應放出氨氣（加熱）。

　　NH4Cl＝NH3↑+HCl↑（NH3+HCl＝NH4Cl）NH4HCO3＝NH3↑+H2O↑+CO2↑

高二化學知識點總結14

　　一、汽車常見燃料——汽油

　　1、汽油成分：主要由含有5—11個碳原子的烴類混合物構成，主要成份包含己烷、庚烷、辛烷和壬烷。

　　2、汽油的燃燒過程

　　思索：

　　①汽油主要成分是戊烷，其燃燒化學變化方程式是什么？

　　②導致汽車積炭的原因有哪些？

　　（1）完全燃燒——生成二氧化碳和水。

　　（2）不完全燃燒——生成一氧化碳和碳的元素。

　　3、汽油的工作原理

　　汽油被送入氣缸后，根據(jù)電火花點燃迅速燃燒，產生的熱氣體促進活塞反復運動，進而產生動力使汽車行駛。

　　4、汽油的源頭與制造

　　（1）石油分餾

　　（2）原油催化裂化

　　思索：

　　①汽油的抗爆震能力如何考量？

　　②人們常說的汽油型號指的是什么？

　　③汽油中含有更多支鏈烴、芳香烴和環(huán)烷烴，其抗爆震性是否會更強？

　　④常見的抗爆震劑有什么？

　　5、汽油的型號與抗爆震性

　　①抗爆震能力以辛烷值測量。

　　②辛烷值即我們所說的汽油型號。

　　③汽油中支鏈烴、芳香烴和環(huán)烷烴的比例越高，抗爆震性越好。

　　④常見的.抗爆震劑包含四乙基鉛[Pb（C2H5）4]、甲基叔丁基醚（MTBE）等。

　　6、汽車廢氣以及處理辦法

　　思索：進入氣缸的氣體成分有什么？空氣的量過多或過少會有哪些危害？

　　①氣體不足時會產生有害的一氧化碳；

　　②假如氣體太多，則會生成氮氧化合物NOx，如

　　N2 O2=2NO，2NO O2=2NO2。

　　這些CO和NOx都是空氣污染源。

　　汽車廢氣中的主要有害物質包含CO、氮氧化合物、二氧化硫等。

　　怎樣處理廢氣？

　　在汽車排汽管上設置催化裝置，使有害物質CO與NOx轉化成二氧化碳和氮。比如：2CO 2NO=2CO2 N2。

　　對策缺點：

　　①沒法完全消除硫氧化物對環(huán)境的影響，同時加快SO2轉化成SO3，造成廢氣酸性提高。

　　②只能降低有害氣體的排出，沒法完全消除。

　　二、汽車燃料的清潔化

　　同學們先展開討論：

　　①為何汽車燃料要實現(xiàn)清潔化？

　　②怎樣進行清潔化？

　　1、汽車燃料清潔化的重要性

　　廢氣催化裝置僅能降低有害氣體的排出，但無法從源頭上清除其產生，因此促進汽車燃料的清潔化是很重要的。

　　2、清潔燃料車輛：

　　應用壓縮天然氣和壓縮天然氣做為燃料的機動車。

　　清潔燃料車輛的優(yōu)勢：

　　①大幅降低對環(huán)境的影響（排出的CO、NOx等比汽油車少90%以上）；

　　②發(fā)動機幾乎不會造成積炭；

　　③可延長發(fā)動機的使用壽命。

　　3、最理想的清潔燃料——氫氣

　　探討為何氫氣被稱作汽車最理想的清潔燃料。

　　（1）在同樣品質的情形下，氫氣釋放的能量是最高的，超過煤和汽油。

　　（2）氫氣燃燒后只生成水，不會造成環(huán)境污染。

　　應用氫氣做為燃料面臨哪些挑戰(zhàn)？

　　1、廉價氫氣的大批量生產。

　　2、安全的氫氣儲存。

　　介紹兩種便捷的制氫方式：

　　①光電池電解水制氫。

　　②人造效仿光合作用制氫。

高二化學知識點總結15

　　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。

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