高二化學知識點總結(jié)精選15篇
總結(jié)是把一定階段內(nèi)的有關(guān)情況分析研究，做出有指導性結(jié)論的書面材料，它可以幫助我們有尋找學習和工作中的規(guī)律，不如立即行動起來寫一份總結(jié)吧�？偨Y(jié)怎么寫才不會千篇一律呢？以下是小編為大家收集的高二化學知識點總結(jié)，僅供參考，希望能夠幫助到大家。
高二化學知識點總結(jié)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：
（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��；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。可知，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。
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(zhì)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(shè)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(chǎn)中，達到高轉(zhuǎn)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(zhuǎn)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。
高二化學知識點總結(jié)2
一、焓變、反應熱
1、反應熱：一定條件下，一定物質(zhì)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(chǎn)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
�、谒釅A中和反應
�、鄞蠖鄶�(shù)的化合反應
④金屬與酸的反應
�、萆液退磻�
�、逎饬蛩嵯♂尅溲趸c固體溶解等
常見的吸熱反應：
�、倬wBa（OH）2·8H2O與NH4Cl
②大多數(shù)的分解反應
�、垡訦2、CO、C為還原劑的氧化還原反應
�、茕@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。
�、跓峄瘜W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(zhì)用aq表示）
�、蹮峄瘜W反應方程式要指明反應時的溫度和壓強。
�、軣峄瘜W方程式中的化學計量數(shù)可以是整數(shù)，也可以是分數(shù)
�、莞魑镔|(zhì)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(zhì)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：
�、傺芯織l件：101 kPa
②反應程度：完全燃燒，產(chǎn)物是穩(wěn)定的氧化物
�、廴紵锏奈镔|(zhì)的量：1 mol
④研究內(nèi)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(zhì)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(jié)3
化學的基本要領(lǐng)：熟練記憶+實際操作，即化學是一門以實驗為基礎(chǔ)的學科，學習要將熟練記憶與實際操作相結(jié)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(jié)構(gòu)，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(jié)。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(jié)構(gòu)特點，以及常見物質(zhì)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(zhì)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(shè)計一些典型實驗。
高二化學知識點總結(jié)4
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(jié)構(gòu)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(zhì)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(zhì)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(jié)構(gòu)電子式：結(jié)構(gòu)式：N≡N（分子里N≡N鍵很牢固，結(jié)構(gòu)很穩(wěn)定） 2、物理性質(zhì)：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(zhì)：（通常氮氣的化學性質(zhì)不活潑，很難與其他物質(zhì)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(zhì)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(zhuǎn)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(jié)構(gòu)化學式為P4，正四面體結(jié)構(gòu)，化學式為P，結(jié)構(gòu)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(zhuǎn)化白磷紅磷 五、氨氣 1、物理性質(zhì)：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(jié)構(gòu)：電子式：結(jié)構(gòu)式：（極性分子，三角錐型，鍵角107°18′） 3、化學性質(zhì)：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?qū)⒄河袧恹}酸的玻璃棒接近容器口（產(chǎn)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↑ 1、反應熱：化學反應過程中放出或吸收的熱量。 焓變：在恒溫、恒壓的條件下，化學反應過程中所吸收或釋放的熱量(QP)。 2、符號：△H 單位：kJ/mol 3、規(guī)定：吸熱反應:△H > 0 或者值為“+”，放熱反應:△H < 0 或者值為“-” 4、常見的放熱反應和吸熱反應： 燃燒、中和反應、金屬與酸反應、以及大部分化合反應是放熱的 大部分分解反應，電離、水解、高溫下碳還原金屬氧化物、碳與二氧化碳反應、Ba(OH)2與NH4Cl的反應等一般屬于吸熱反應。 5、反應物總能量大于生成物總能量，放熱反應，體系能量降低，△H<0 反應物總能量小于生成物總能量，吸熱反應，體系能量升高，△H>0 △H在數(shù)值上等于反應物分子斷裂舊鍵時所吸收的總能量與生成物分子形成新鍵時所釋放的總能量之差，△H=E生成物能量-E反應物能量=E反應物鍵能之和-E生成物鍵能之和 6、熱化學方程式：表示化學反應中放出或吸收的熱量的化學方程式。 書寫熱化學方程式注意事項: (1)反應物和生成物要標明其聚集狀態(tài)，用g、l、s、aq表示不同狀態(tài)。 (2)方程式右端用△H 標明恒壓條件下反應放出或吸收的熱量，放熱為負，吸熱為正。 (3)熱化學方程式中各物質(zhì)前的化學計量數(shù)只表示物質(zhì)的量，因此可以是整數(shù)或分數(shù)。 (4)對于相同物質(zhì)的反應，當化學計量數(shù)不同時，其△H 也不同，即△H 的值與計量數(shù)成正比,當化學反應逆向進行時,數(shù)值不變,符號相反。 7、蓋斯定律：不管化學反應是一步完成或分幾步完成，其反應熱是相同的。化學反應的焓變(ΔH)只與反應體系的始態(tài)和終態(tài)有關(guān)，而與反應的`途徑無關(guān)。 規(guī)律：若多步化學反應相加可得到新的化學反應，則新反應的反應熱即為上述多步反應的反應熱之和。 8、燃燒熱：在101kPa時，l mol物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定的氧化物時的反應熱. 注意： �、� 燃燒的條件是在101kPa; �、� 標準:是以1mol燃料作為標準，因此書寫熱化學方程式時，其它物質(zhì)的化學計量數(shù)可用分數(shù)表示; �、� 物質(zhì)燃燒都是放熱反應，所以表達物質(zhì)燃燒時的△H均為負值; �、� 燃燒要完全:C元素轉(zhuǎn)化為CO2(g)，而不是CO;H元素轉(zhuǎn)化為H2O(l)，N元素轉(zhuǎn)化為N2(g)。 9.中和熱：強酸與強堿的稀溶液反應生成1mol的水所放出的熱量 KOH(aq) + 1/2H2SO4(aq)==== 1/2K2SO4(aq) + H2O(l);ΔH=-57.3 kJ?mol-1 化學電池 1、電池的分類：化學電池、太陽能電池、原子能電池 2、化學電池：借助于化學能直接轉(zhuǎn)變?yōu)殡娔艿难b置 3、化學電池的分類：一次電池、二次電池、燃料電池 4、常見一次電池：堿性鋅錳電池、鋅銀電池、鋰電池等 5、二次電池：放電后可以再充電使活性物質(zhì)獲得再生，可以多次重復使用，又叫充電電池或蓄電池。 6、二次電池的`電極反應：鉛蓄電池 7、目前已開發(fā)出新型蓄電池：銀鋅電池、鎘鎳電池、氫鎳電池、鋰離子電池、聚合物鋰離子電池 8、燃料電池：是使燃料與氧化劑反應直接產(chǎn)生電流的一種原電池。 9、電極反應：一般燃料電池發(fā)生的電化學反應的最終產(chǎn)物與燃燒產(chǎn)物相同，可根據(jù)燃燒反應寫出總的電池反應，但不注明反應的條件。負極發(fā)生氧化反應，正極發(fā)生還原反應，不過要注意一般電解質(zhì)溶液要參與電極反應。以氫氧燃料電池為例，鉑為正、負極，介質(zhì)分為酸性、堿性和中性。當電解質(zhì)溶液呈酸性時：負極：2H2—4e—=4H+正極：O2+4 e—4H+ =2H2O當電解質(zhì)溶液呈堿性時：負極：2H2+4OH——4e—=4H2O正極：O2+2H2O+4 e—=4OH—另一種燃料電池是用金屬鉑片插入KOH溶液作電極，又在兩極上分別通甲烷（燃料）和氧氣（氧化劑）。 10、電極反應式為：負極：CH4+10OH——8e— =CO32—+7H2O；正極：4H2O+2O2+8e— =8OH—。電池總反應式為：CH4+2O2+2KOH=K2CO3+3H2O 10、燃料電池的優(yōu)點：能量轉(zhuǎn)換率高、廢棄物少、運行噪音低 11、廢棄電池的處理：回收利用 第一章、化學反應與能量轉(zhuǎn)化 化學反應的實質(zhì)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(guān)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(jīng)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(zhì)所具有的能量是物質(zhì)固有的性質(zhì)，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(chǎn)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(guān)系。 對于等壓條件下進行的化學反應，若反應中物質(zhì)的能量變化全部轉(zhuǎn)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(chǎn)物)-H(反應物)。 (3)反應焓變與吸熱反應，放熱反應的關(guān)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(zhì)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： �、倩瘜W式后面要注明物質(zhì)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。 �、蹮峄瘜W方程式中物質(zhì)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�？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�？芍瑴囟葘瘜W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。 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(zhì)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(shè)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(chǎn)中，達到高轉(zhuǎn)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(zhuǎn)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(guān)。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(zhuǎn)化率 (1)平衡轉(zhuǎn)化率是用轉(zhuǎn)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(zhuǎn)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(zhuǎn)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(zhuǎn)化率提高。 (3)平衡常數(shù)與反應物的平衡轉(zhuǎn)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(chǎn)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(zhuǎn)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(zhì)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(chǎn)物總熵與反應物總熵之差。產(chǎn)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(zhì)在水溶液中的存在形態(tài) (1)強電解質(zhì) 強電解質(zhì)是在稀的水溶液中完全電離的電解質(zhì)，強電解質(zhì)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(zhì) 在水溶液中部分電離的電解質(zhì)，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(zhì)的電離及鹽類水解 1、弱電解質(zhì)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(zhì)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(zhì) 鹽溶于水后電離出的離子與水電離的H+或OH-結(jié)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 �、購娝崛鯄A鹽水解顯酸性。 NH4Cl+H2ONH3·H2O+HCl �、趶妷A弱酸鹽水解顯堿性。 CH3COONa+H2OCH3COOH+NaOH �、蹚娝釓妷A鹽不水解。 �、苋跛崛鯄A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(jié)合為沉淀，又有沉淀的轉(zhuǎn)化。 (2)生成弱電解質(zhì) 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(zhì)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(jié)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(zhì)的性質(zhì)和溫度有關(guān)，與沉淀的量無關(guān)，且溶液中離子濃度的變化能引起平衡移動，但并不改變?nèi)芏确e。 Ksp反映了難溶電解質(zhì)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(jié)合為沉淀至平衡。 Qc (2)沉淀的轉(zhuǎn)化 根據(jù)溶度積的大小，可以將溶度積大的沉淀可轉(zhuǎn)化為溶度積更小的沉淀，這叫做沉淀的轉(zhuǎn)化。沉淀轉(zhuǎn)化實質(zhì)為沉淀溶解平衡的移動。 第四章電化學 一、化學能轉(zhuǎn)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(zhuǎn)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(gòu)成閉合回路后的現(xiàn)象是：Zn片逐漸溶解，Cu片上有氣泡產(chǎn)生，電流計指針發(fā)生偏轉(zhuǎn)。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�？偡磻獮椋篫n+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(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)=(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(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 3、金屬的腐蝕與防護 (1)金屬腐蝕 金屬表面與周圍物質(zhì)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(zhuǎn)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。 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(chǎn)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)。 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： �、僮詈喕瓌t �、诿鞔_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(chǎn)物、還原產(chǎn)物的'系數(shù); 五平：觀察配平其它物質(zhì)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。 1兩種氣體相遇產(chǎn)生白煙NH3遇HCl 2某溶液加入NaOH溶液產(chǎn)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(chǎn)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(zhì)變黃的物質(zhì)濃 火柴盒側(cè)面的涂料紅磷 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(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： �。�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�。粴怏w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�；罨蹺a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。 1、組成元素、氨基酸的結(jié)構(gòu)通式、氨基酸的種類取決于R基. 2、構(gòu)成蛋白質(zhì)的氨基酸種類20多種. 3、氨基酸脫水縮合形成蛋白質(zhì)：肽鍵的書寫方式. 有幾個氨基酸就叫幾肽. 肽鍵的數(shù)目=失去的水=氨基酸數(shù)目-肽鏈條數(shù)(鏈狀多肽) 環(huán)狀多肽肽鍵數(shù)=氨基酸數(shù)=失去的水 分之質(zhì)量的`相對計算：蛋白質(zhì)的分子量=氨基酸的平均分子量氨基酸數(shù)-18(氨基酸-肽鏈條數(shù)) 4、蛋白質(zhì)種類多樣性的原因： 氨基酸的種類、數(shù)目、排序以及蛋白質(zhì)的空間結(jié)構(gòu)不同.核酸分為核糖核酸RNA和脫氧核糖酸DNA，核酸的基本單位是核苷酸，每條核苷酸是由一分子含氮堿基，一分子磷酸，一分子五碳糖，RNA是由堿基(A、G、C、U)，磷酸，核糖組成，DNA是由堿基(A、G、C、T)，磷酸和脫氧核糖組成 追答： 核苷酸是核酸的基本組成單位，核酸分為脫氧核糖核酸(DNA)和核糖核酸(RNA)所以核苷酸又分為脫氧核糖核苷酸(DNA基本組成單位)和核糖核苷酸(RNA基本組成單位)所謂的堿基(一般叫含氮的堿基)有6種{A(腺嘌呤)、C(胞嘧啶)、G(鳥嘌呤)、T(胸腺嘧啶)、U(尿嘧啶)｝。組成DNA的堿基有ACGT組成RNA的堿基有ACGUT是DNA所特有的，U是RNA所特有的。兩者共有的有ACG。 一、鈉Na 1、單質(zhì)鈉的物理性質(zhì)：鈉質(zhì)軟、銀白色、熔點低、密度比水的小但比煤油的大。 2、單質(zhì)鈉的化學性質(zhì)： �、兮c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。 �、阝c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”。 �、垅c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(guān)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(zhì)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(jié)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(chǎn)物是Na2CO3)。 二、鋁Al 1、單質(zhì)鋁的物理性質(zhì)：銀白色金屬、密度小(屬輕金屬)、硬度小、熔沸點低。 2、單質(zhì)鋁的化學性質(zhì) 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(nèi)層金屬。加熱條件下鋁能與O2反應生成氧化鋁：4Al+3O2==2Al2O3 �、诔叵翧l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。 �、垆X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(zhì)鐵的物理性質(zhì)：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(zhì)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(zhì)鐵的化學性質(zhì)： 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) �、谂c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。 �、叟c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 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) ②B為溶液或氣體，若B為固體或純液體不計算速率。 �、垡陨纤硎镜氖瞧骄俾剩皇撬矔r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(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) 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(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。 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。 �、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。 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。 �、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： �、賄A(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) 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) 堿金屬 1Na+的焰色K+的焰色_色(隔藍色鈷玻璃觀察) 2鈉與水反應的現(xiàn)象鈉漂浮在水面上，熔化成一個銀白色小球，在水面到處游動，發(fā)出咝咝的聲響，反應后滴入酚酞溶液變紅。 3能與Na2O2反應的'兩種物質(zhì)H2O、CO2 4治療胃酸過多的藥品NaHCO3 5堿金屬單質(zhì)與鹽溶液反應(無法置換金屬)2Na+2H2O+CuSO4===Na2SO4+Cu(OH)2↓+H2↑ 6碳酸鈉、碳酸氫鈉的熱穩(wěn)定性比較碳酸氫鈉受熱易分解 7碳酸鈉、碳酸氫鈉的相互轉(zhuǎn)化NaHCO3加熱生成Na2CO3Na2CO3溶液中通入過量CO2生成NaHCO3 【高二化學知識點總結(jié)】相關(guān)文章： 高二化學知識點梳理總結(jié)10-11 高二化學知識點總結(jié)(15篇)10-11 高二必背化學知識點總結(jié)10-11 高二化學知識點總結(jié)歸納11篇10-11 高二化學知識點梳理總結(jié)6篇10-11 高二化學知識點梳理總結(jié)(6篇)10-11高二化學知識點總結(jié)5
高二化學知識點總結(jié)6
高二化學知識點總結(jié)7
高二化學知識點總結(jié)8
高二化學知識點總結(jié)9
高二化學知識點總結(jié)10
高二化學知識點總結(jié)11
高二化學知識點總結(jié)12
高二化學知識點總結(jié)13
高二化學知識點總結(jié)14
高二化學知識點總結(jié)15