高二化學知識點最新分享

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高二化學知識點精選最新五篇分享

　　在日常的學習中，說起知識點，應該沒有人不熟悉吧？知識點也可以通俗的理解為重要的內(nèi)容。哪些才是我們真正需要的知識點呢？下面是小編為大家收集的高二化學知識點精選最新五篇分享，僅供參考，歡迎大家閱讀。

高二化學知識點精選最新五篇分享

高二化學知識點精選最新五篇分享1

　　1、化學反應的速率

　　(1)概念：化學反應速率通常用單位時間內(nèi)反應物濃度的減少量或生成物濃度的增加量(均取正值)來表示。

　　計算公式：

　�、賳挝唬簃ol/(L·s)或mol/(L·min)

　�、贐為溶液或氣體，若B為固體或純液體不計算速率。

　　③以上所表示的是平均速率，而不是瞬時速率。

　�、苤匾�(guī)律：

　　速率比=方程式系數(shù)比

　　變化量比=方程式系數(shù)比

　　(2)影響化學反應速率的因素：

　　內(nèi)因：由參加反應的物質(zhì)的結(jié)構(gòu)和性質(zhì)決定的(主要因素)。

　　外因：①溫度：升高溫度，增大速率

　�、诖呋瘎阂话慵涌旆磻俾�(正催化劑)

　�、蹪舛龋涸黾覥反應物的濃度，增大速率(溶液或氣體才有濃度可言)

　�、軌簭姡涸龃髩簭�，增大速率(適用于有氣體參加的反應)

　　⑤其它因素：如光(射線)、固體的表面積(顆粒大小)、反應物的狀態(tài)(溶劑)、原電池等也會改變化學反應速率。

　　2、化學反應的限度——化學平衡

　　(1)在一定條件下，當一個可逆反應進行到正向反應速率與逆向反應速率相等時，反應物和生成物的濃度不再改變，達到表面上靜止的一種“平衡狀態(tài)”，這就是這個反應所能達到的.限度，即化學平衡狀態(tài)。

　　化學平衡的移動受到溫度、反應物濃度、壓強等因素的影響。催化劑只改變化學反應速率，對化學平衡無影響。

　　在相同的條件下同時向正、逆兩個反應方向進行的反應叫做可逆反應。通常把由反應物向生成物進行的反應叫做正反應。而由生成物向反應物進行的反應叫做逆反應。

　　在任何可逆反應中，正方應進行的同時，逆反應也在進行�？赡娣磻荒苓M行到底，即是說可逆反應無論進行到何種程度，任何物質(zhì)(反應物和生成物)的物質(zhì)的量都不可能為0。

　　(2)化學平衡狀態(tài)的特征：逆、動、等、定、變。

　�、倌妫夯瘜W平衡研究的對象是可逆反應。

　�、趧樱簞討B(tài)平衡，達到平衡狀態(tài)時，正逆反應仍在不斷進行。

　�、鄣龋哼_到平衡狀態(tài)時，正方應速率和逆反應速率相等，但不等于0。即v正=v逆≠0。

　�、芏ǎ哼_到平衡狀態(tài)時，各組分的濃度保持不變，各組成成分的含量保持一定。

　�、葑儯寒敆l件變化時，原平衡被破壞，在新的條件下會重新建立新的平衡。

　　(3)判斷化學平衡狀態(tài)的標志：

　　①VA(正方向)=VA(逆方向)或nA(消耗)=nA(生成)(不同方向同一物質(zhì)比較)

　�、诟鹘M分濃度保持不變或百分含量不變

　�、劢柚伾蛔兣袛�(有一種物質(zhì)是有顏色的)

　�、芸偽镔|(zhì)的量或總體積或總壓強或平均相對分子質(zhì)量不變(前提：反應前后氣體的總物質(zhì)的量不相等的反應適用，即如對于反應)

高二化學知識點精選最新五篇分享2

　　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);第一章物質(zhì)結(jié)構(gòu)元素周期律

　　1.原子結(jié)構(gòu)：如：的質(zhì)子數(shù)與質(zhì)量數(shù)，中子數(shù)，電子數(shù)之間的關(guān)系

　　2.元素周期表和周期律

　　(1)元素周期表的結(jié)構(gòu)

　　A.周期序數(shù)=電子層數(shù)

　　B.原子序數(shù)=質(zhì)子數(shù)

　　C.主族序數(shù)=最外層電子數(shù)=元素的正價數(shù)

　　D.主族非金屬元素的負化合價數(shù)=8-主族序數(shù)

　　E.周期表結(jié)構(gòu)

　　(2)元素周期律(重點)

　　A.元素的金屬性和非金屬性強弱的比較(難點)

　　a.單質(zhì)與水或酸反應置換氫的難易或與氫化合的難易及氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性

　　b.價氧化物的水化物的堿性或酸性強弱

　　c.單質(zhì)的還原性或氧化性的強弱

　　(注意：單質(zhì)與相應離子的性質(zhì)的變化規(guī)律相反)

　　B.元素性質(zhì)隨周期和族的變化規(guī)律

　　a.同一周期，從左到右，元素的金屬性逐漸變?nèi)?/p>

　　b.同一周期，從左到右，元素的非金屬性逐漸增強

　　c.同一主族，從上到下，元素的金屬性逐漸增強

　　d.同一主族，從上到下，元素的`非金屬性逐漸減弱

　　C.第三周期元素的變化規(guī)律和堿金屬族和鹵族元素的變化規(guī)律(包括物理、化學性質(zhì))

　　D.微粒半徑大小的比較規(guī)律：

　　a.原子與原子b.原子與其離子c.電子層結(jié)構(gòu)相同的離子

　　(3)元素周期律的應用(重難點)

　　A.“位，構(gòu)，性”三者之間的關(guān)系

　　a.原子結(jié)構(gòu)決定元素在元素周期表中的位置

　　b.原子結(jié)構(gòu)決定元素的化學性質(zhì)

　　c.以位置推測原子結(jié)構(gòu)和元素性質(zhì)

　　B.預測新元素及其性質(zhì)

　　3.化學鍵(重點)

　　(1)離子鍵：

　　A.相關(guān)概念：

　　B.離子化合物：大多數(shù)鹽、強堿、典型金屬氧化物

　　C.離子化合物形成過程的電子式的表示(難點)

　　(AB，A2B，AB2，NaOH，Na2O2，NH4Cl，O22-，NH4+)

　　(2)共價鍵：

　　A.相關(guān)概念：

　　B.共價化合物：只有非金屬的化合物(除了銨鹽)

　　C.共價化合物形成過程的電子式的表示(難點)

　　(NH3，CH4，CO2，HClO，H2O2)

　　D極性鍵與非極性鍵

　　(3)化學鍵的概念和化學反應的本質(zhì)：

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　　電能轉(zhuǎn)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(zhì)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(zhuǎn)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)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+2H2O2NaOH+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(zhì)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(zhì)溶液。

　　陽極反應：Cu→Cu2++2e-

　　陰極反應：Cu2++2e-→Cu

高二化學知識點精選最新五篇分享4

　　1、在解計算題中常用到的恒等：原子恒等、離子恒等、電子恒等、電荷恒等、電量恒等，用到的方法有：質(zhì)量守恒、差量法、歸一法、極限法、關(guān)系法、十字交法和估算法。

　　(非氧化還原反應：原子守恒、電荷平衡、物料平衡用得多，氧化還原反應：電子守恒用得多)

　　2、電子層結(jié)構(gòu)相同的離子，核電荷數(shù)越多，離子半徑越小;

　　3、體的熔點：原子晶體>離子晶體>分子晶體中學學到的原子晶體有：Si、SiC、SiO2=和金剛石。原子晶體的熔點的'比較是以原子半徑為依據(jù)的：金剛石>SiC>Si(因為原子半徑：Si>C>O).

　　4、分子晶體的熔、沸點：組成和結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)，分子量越大熔、沸點越高。

　　5、體的帶電：一般說來，金屬氫氧化物、金屬氧化物的膠體粒子帶正電，非金屬氧化物、金屬硫化物的膠體粒子帶負電。

　　6、氧化性：MnO4->Cl2>Br2>Fe3+>I2>S=4(+4價的S)

　　例：I2+SO2+H2O=H2SO4+2HI

　　7、有Fe3+的溶液一般呈酸性。

　　8、能形成氫鍵的物質(zhì)：H2O、NH3、HF、CH3CH2OH。

　　9、水(乙醇溶液一樣)的密度小于1，濃度越大，密度越小，硫酸的密度大于1，濃度越大，密度越大，98%的濃硫酸的密度為：1.84g/cm3。

　　10、子是否共存：

　　(1)是否有沉淀生成、氣體放出;

　　(2)是否有弱電解質(zhì)生成;

　　(3)是否發(fā)生氧化還原反應;

　　(4)是否生成絡(luò)離子[Fe(SCN)2、Fe(SCN)3、Ag(NH3)+、[Cu(NH3)4]2+等];

　　(5)是否發(fā)生雙水解。

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　　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�？偡磻杏没磻獦�(gòu)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(nèi)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(zhì)表示化學反應速率時所得的數(shù)值可能不同，但各物質(zhì)表示的化學反應速率之比等于化學方程式中各物質(zhì)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(guān)，受溫度、催化劑、固體表面性質(zhì)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?nèi)萜魅莘e引起的。壓縮容器容積，氣體壓強增大，氣體物質(zhì)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(zhì)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(jīng)驗公式

　　阿倫尼烏斯總結(jié)出了反應速率常數(shù)與溫度之間關(guān)系的經(jīng)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�？芍�，溫度對化學反應速率的影響與活化能有關(guān)。

　　(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�；罨蹺a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(zhì)量和化學性質(zhì)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(zhuǎn)化率。

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