高中化學重要知識點總結歸納高中化學必修二知識點化學反應的速率和限度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：①單位：mol/(L·s)或mol/(L·min)②B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。④重要規(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：內因：由參加反應的物質的結構和性質決定的(主要因素)。外因：①溫度：升高溫度，增大速率②催化劑：一般加快反應速率(正催化劑)③濃度：增加C反應物的濃度，增大速率(溶液或氣體才有濃度可言)④壓強：增大壓強，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(反應物和生成物)的物質的量都不可能為0。(2)化學平衡狀態(tài)的特征：逆、動、等、定、變。①逆：化學平衡研究的對象是可逆反應。②動：動態(tài)平衡，達到平衡狀態(tài)時，正逆反應仍在不斷進行。③等：達到平衡狀態(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。④定：達到平衡狀態(tài)時，各組分的濃度保持不變，各組成成分的含量保持一定。⑤變：當條件變化時，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)(不同方向同一物質比較)②各組分濃度保持不變或百分含量不變③借助顏色不變判斷(有一種物質是有顏色的)④總物質的量或總體積或總壓強或平均相對分子質量不變(前提：反應前后氣體的總物質的量不相等的反應適用，即如對于反應)高中化學考點知識點無機物1.金屬鈉、鉀存放在煤油中2.鈉是質軟、密度小、熔點低3.過氧化鈉為淡黃色固體，可作供氧劑。4.氫氧化鈉溶液在存放時不能使用玻璃塞。5.碳酸鈉與碳酸氫鈉的比較:化學式Na2CO3NaHCO3俗名蘇打、純堿小蘇打色、態(tài)白色粉末白色晶體水溶性相同條件下，溶解性Na2CO3>NaHCO3

同濃度時，水溶液堿性Na2CO3>NaHCO3

使酚酞變紅，溶液呈堿性。使酚酞變淺紅，溶液呈較弱的堿性.

與酸反應反應較慢Na2CO3+2HCl=2NaCl+H2O+CO2↑反應迅速NaHCO3+HCl=NaCl+CO2↑+H2OCO32-+2H+=H2O+CO2↑HCO3-+H+=CO2+H2O

與CaCl2溶液反應Na2CO3+CaCl2=CaCO3↓+2NaCl有白色沉淀生成不反應與堿不反應NaHCO3+NaOH=Na2CO3+H2O與石灰水反應：生成CaCO3沉淀與石灰水反應：生成CaCO3沉淀

與CO2Na2CO3+CO2+H2O=2NaHCO3不反應熱穩(wěn)定性熱穩(wěn)定性：Na2CO3>NaHCO3

穩(wěn)定，加熱不分解。2NaHCO3=Na2CO3+H2O+CO2↑（加熱）

相互轉化Na2CO3+CO2+H2O=2NaHCO3(溶液)2NaHCO3=Na2CO3+CO2↑+H2O（加熱）

用途工業(yè)原料等（玻璃、造紙）制滅火劑、中和胃酸、制糕點等6.除雜Na2CO3(NaHCO7.除雜NaHCO3(Na2CO3)方法：通CO8.氯水存放在棕色瓶中9.離子檢驗Cl-:稀HNO3和AgNO3產生白色沉淀：Cl-+Ag+=AgCl↓SO42-:稀HCl和BaCl2;加稀鹽酸無明顯現(xiàn)象，滴入BaCl2溶液有白色沉淀;SO42-+Ba2+=BaSO4↓Fe3+:KSCN溶液,溶液呈紅色Fe2+:先加KSCN溶液,再加氯水,先無明顯變化，后溶液呈紅色,2Fe2++Cl2=2Fe3++2Cl-NH4+:NaOH溶液，加熱,濕潤紅色石蕊試紙,試紙變藍NH4++OH-=NH3↑+H2ONa+:焰色反應,火焰呈黃色K+:焰色反應,透過藍色鈷玻璃，火焰呈紫色Al3+Al3++3OH-=Al(OH)3↓，Al(OH)3+OH-=AlO2-+2H2O高中化學基礎知識點一、混合液的pH值計算方法公式1、強酸與強酸的混合：(先求[H+]混：將兩種酸中的H+離子物質的量相加除以總體積，再求其它)[H+]混=([H+]1V1+[H+]2V2)/(V1+V2)2、強堿與強堿的混合：(先求[OH-]混：將兩種酸中的OH離子物質的量相加除以總體積，再求其它)[OH-]混=([OH-]1V1+[OH-]2V2)/(V1+V2)(注意:不能直接計算[H+]混)3、強酸與強堿的混合：(先據(jù)H++OH-==H2O計算余下的H+或OH-，①H+有余，則用余下的H+數(shù)除以溶液總體積求[H+]混;OH-有余，則用余下的OH-數(shù)除以溶液總體積求[OH-]混，再求其它)二、稀釋過程溶液pH值的變化規(guī)律：1、強酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀=pH原+n(但始終不能大于或等于7)2、弱酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀〈pH原+n(但始終不能大于或等于7)3、強堿溶液：稀釋10n倍時，pH稀=pH原-n(但始終不能小于或等于7)4、弱堿溶液：稀釋10n倍時，pH稀〉pH原-n(但始終不能小于或等于7)5、不論任何溶液，稀釋時pH均是向7靠近(即向中性靠近);任何溶液無限稀釋后pH均接近76、稀釋時，弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的pH變化得慢，強酸、強堿變化得快。三、強酸(pH