高二化學知識點最新整合分享(9篇)

高二化學知識點最新整合分享篇1

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=Ac/At

(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，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??；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)與溫度之間關系的經(jīng)驗公式：

式中A為比例系數(shù)，。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〉O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C

⑵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(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。

高二化學知識點最新整合分享篇2

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、Si02二和金剛石。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>00).

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->C12>Br2>Fc3+>I2>S=4(+4價的S)

例：I2+S02+H2OH2so4+2HI

7、有Fe3+的溶液一般呈酸性°

8、能形成氫鍵的物質(zhì)：H20、NH3、HF、CH3CH20Ho

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/cm3o

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；

⑷是否生成絡離子[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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1一一原子半徑

(1)除笫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?。?/p>

(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

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)二電子層數(shù)

B.原子序數(shù)二質(zhì)子數(shù)

C.主族序數(shù)二最外層電子數(shù)二元素的正價數(shù)

D.主族非金屬元素的負化合價數(shù)二8-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

抵同一周期，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,Na202,NH4C1,022-,NH4+)

(2)共價鍵：

A.相關概念：

B.共價化合物：只有非金屬的化合物(除了鐵鹽)

C.共價化合物形成過程的電子式的表示(難點)

(NH3,CH4,C02,HC10,H202)

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)化為化學能一一電解

1、電解的原理

(1)電解的概念：

在直流泡作用下，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：2C1-

C12t+2e-o

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---Nao

總方程式：2NaCl(熔)2Na+Cl2t

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--C12+2e-

陰極：2H++e-->H2t

總反應：2NaCl+2H2O2NaOH+H2t+C12t

（2）銅的電解精煉。

粗銅（含Zn、Ni、Fe、Ag、Au、Pt）為陽極,精銅為陰極,CuS04

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，CuS04溶液為電解質(zhì)

溶液。

陽極反應:Cu^Cu2++2e-

陰極反應：Cu2++2e--*Cu

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1常用來制葡萄糖的是淀粉

2能發(fā)生皂化反應的是油脂

3水解生成氨基酸的是蛋白質(zhì)

4水解的最終產(chǎn)物是葡萄糖的是淀粉、纖維素、麥芽糖

5能與Na2c03或NaHC03溶液反應的是乙酸

6有毒的物質(zhì)是甲醇（含在工業(yè)酒精中）；NaN02（亞硝酸鈉，工業(yè)

用鹽）

7能與Na反應產(chǎn)生H2的是含羥基的物質(zhì)（如乙醇、苯酚）

8能發(fā)生水解的是酯、油脂、二糖、多糖、蛋白質(zhì)

9能還原成醇的是醛

10能作植物生長調(diào)節(jié)劑、水果催熟劑的是乙烯

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汽車燃料的清潔化

同學先進行討論：①汽車燃料為什么要進行清潔化?②如何進行

清潔化？

1.汽車燃料清潔化的原因

使用尾氣催化裝置只能減小有害氣體的排放量，無法從根本上杜

絕有害氣體的產(chǎn)生，而要有效地杜絕有害氣體的產(chǎn)生，汽車燃料就必

須清潔化。

2.清潔燃料車：

壓縮天然氣和石油液化氣為燃料的機動車

清潔燃料車的優(yōu)點？

①大大降低了對環(huán)境的污染(排放的CO、NOx等比汽油汽車下降

90%以上);

②發(fā)動機汽缸幾乎不產(chǎn)生積炭現(xiàn)象；

③可延長發(fā)動機的使用壽命。

3.汽車最理想的清潔燃料一一氫氣

討論為什么說H2是汽車最理想的清潔燃料？

(1)相同質(zhì)量的煤、汽油和氫氣，氫氣釋放能量最多

(2)氫氣燃燒后生成水，不會污染環(huán)境。

氫作燃料需要解決的哪些問題？

1、大量廉價氫的制取

2、安全貯氫

介紹兩種方便的制氫方法：

①光電池電解水制氫

②人工模仿光合作用制氫

高二化學知識點最新整合分享篇7

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：

①單位：mol/①?s)或mol/(L?min)

②B為溶液或氣體，若B為固體或純液體不廿算速率。

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：

速率比二方程式系數(shù)比

變化量比二方程式系數(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

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?。⒎磻锏?/p>

狀態(tài)（溶劑）、原電池等也會改變化學反應速率。

2、化學反應的限度一一化學平衡

（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“平衡狀杰”，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?/p>

反應不能進行到底，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0o

（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正二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(zhì)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(zhì)是有顏色的)

④總物質(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)

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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c

QX)時，反應為吸熱反應;Q0,反應吸收能量，為吸熱反應。

AH<0,反應釋放能量，為放熱反應。

(4)反應焰變與熱化學方程式：

把一個化學反應口物質(zhì)的變化和反應焰變同時表示出來的化學

方程式稱為熱化學方程式，如：H2(g)+

02(g)=1120(1)；AH(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(zhì)的聚集狀態(tài)：固態(tài)(s)、液態(tài)(1)、氣態(tài)

(g)、溶液(aq)。

②化學方程式后面寫上反應焰變AH,AH的單位是J-mol-1或

kJ?mol-1,且AH后注明反應溫度。

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

3、反應焰變的計算

(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

蛤變一樣，這一規(guī)律稱為蓋斯定律。

(2)利用蓋斯定律進行反應焰變的計算。

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AH為上述各熱化學方程式的

△H的代數(shù)和。

(3)根據(jù)標準摩爾生成焰，AfHmO計算反應焙變AH。