高二化學知識點總結合集15篇
總結是事后對某一階段的學習、工作或其完成情況加以回顧和分析的一種書面材料，它是增長才干的一種好辦法，因此我們要做好歸納，寫好總結。如何把總結做到重點突出呢？以下是小編整理的高二化學知識點總結，希望能夠幫助到大家。
高二化學知識點總結1
1、中和熱概念：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、蓋斯定律內容：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。
5、燃燒熱概念：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：
�、傺芯織l件：101kPa
②反應程度：完全燃燒，產物是穩(wěn)定的氧化物。
�、廴紵锏奈镔|的量：1mol
④研究內容：放出的熱量。（ΔH<0，單位kJ/mol）
高二化學知識點總結2
高二化學有機物知識點：重要的物理性質
1.有機物的溶解性
(1)難溶于水的有：各類烴、鹵代烴、硝基化合物、酯、絕大多數高聚物、高級的(指分子中碳原子數目較多的，下同)醇、醛、羧酸等。
(2)易溶于水的有：低級的[一般指N(C)≤4]醇、(醚)、醛、(酮)、羧酸及鹽、氨基酸及鹽、單糖、二糖。(它們都能與水形成氫鍵)。
(3)具有特殊溶解性的：
�、僖掖际且环N很好的溶劑，既能溶解許多無機物，又能溶解許多有機物，所以常用乙醇來溶解植物色素或其中的藥用成分，也常用乙醇作為反應的溶劑，使參加反應的有機物和無機物均能溶解，增大接觸面積，提高反應速率。例如，在油脂的皂化反應中，加入乙醇既能溶解NaOH，又能溶解油脂，讓它們在均相(同一溶劑的溶液)中充分接觸，加快反應速率，提高反應限度。
�、诒椒樱菏覝叵拢谒械娜芙舛仁�9.3g(屬可溶)，易溶于乙醇等有機溶劑，當溫度高于65℃時，能與水混溶，冷卻后分層，上層為苯酚的水溶液，下層為水的苯酚溶液，振蕩后形成乳濁液。苯酚易溶于堿溶液和純堿溶液，這是因為生成了易溶性的鈉鹽。
③乙酸乙酯在飽和碳酸鈉溶液中更加難溶，同時飽和碳酸鈉溶液還能通過反應吸收揮發(fā)出的乙酸，溶解吸收揮發(fā)出的乙醇，便于聞到乙酸乙酯的香味。
�、苡械腵淀粉、蛋白質可溶于水形成膠體。蛋白質在濃輕金屬鹽(包括銨鹽)溶液中溶解度減小，會析出(即鹽析，皂化反應中也有此操作)。但在稀輕金屬鹽(包括銨鹽)溶液中，蛋白質的溶解度反而增大。
�、菥�型和部分支鏈型高聚物可溶于某些有機溶劑，而體型則難溶于有機溶劑。
�、逇溲趸~懸濁液可溶于多羥基化合物的溶液中，如甘油、葡萄糖溶液等，形成絳藍色溶液。
2.有機物的密度
(1)小于水的密度，且與水(溶液)分層的有：各類烴、一氯代烴、酯(包括油脂)
(2)大于水的密度，且與水(溶液)分層的有：多氯代烴、溴代烴(溴苯等)、碘代烴、硝基苯
高二化學有機物知識點：重要的反應
4.既能與強酸，又能與強堿反應的物質
(1)2Al + 6H+ == 2 Al3+ + 3H2↑ 2Al + 2OH- + 2H2O == 2 AlO2- + 3H2↑
(2)Al2O3 + 6H+ == 2 Al3+ + 3H2O Al2O3 + 2OH- == 2 AlO2- + H2O
(3)Al(OH)3 + 3H+ == Al3+ + 3H2O Al(OH)3 + OH- == AlO2- + 2H2O
(4)弱酸的酸式鹽，如NaHCO3、NaHS等等
NaHCO3 + HCl == NaCl + CO2↑ + H2O NaHCO3 + NaOH == Na2CO3 + H2O
NaHS + HCl == NaCl + H2S↑ NaHS + NaOH == Na2S + H2O
(5)弱酸弱堿鹽，如CH3COONH4、(NH4)2S等等
2CH3COONH4 + H2SO4 == (NH4)2SO4 + 2CH3COOH
CH3COONH4 + NaOH == CH3COONa + NH3↑+ H2O
(NH4)2S + H2SO4 == (NH4)2SO4 + H2S↑
(NH4)2S +2NaOH == Na2S + 2NH3↑+ 2H2O
(6)氨基酸，如甘氨酸等
H2NCH2COOH + HCl → HOOCCH2NH3Cl
H2NCH2COOH + NaOH → H2NCH2COONa + H2O
(7)蛋白質
蛋白質分子中的肽鏈的鏈端或支鏈上仍有呈酸性的—COOH和呈堿性的—NH2，故蛋白質仍能與堿和酸反應。
高二化學有機物知識點：有機物的鑒別
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，向濾液中加入稀硝酸酸化，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)。
高二化學知識點總結3
1、SO2能作漂白劑。SO2雖然能漂白一般的有機物,但不能漂白指示劑如石蕊試液。SO2使品紅褪色是因為漂白作用，SO2使溴水、高錳酸鉀褪色是因為還原性，SO2使含酚酞的NaOH溶液褪色是因為溶于不生成酸。
2、SO2與Cl2通入水中雖然都有漂白性,但將二者以等物質的量混合后再通入水中則會失去漂白性，
3、往某溶液中逐滴加入稀鹽酸，出現渾濁的物質：
第一種可能為與Cl-生成難溶物。包括：①AgNO3
第二種可能為與H+反應生成難溶物。包括：
�、倏扇苄怨杷猁}(SiO32-)，離子方程式為：SiO32-+2H+=H2SiO3↓
�、诒椒逾c溶液加鹽酸生成苯酚渾濁液。
�、跾2O32-離子方程式：S2O32-+2H+=S↓+SO2↑+H2O
④一些膠體如Fe(OH)3(先是由于Fe(OH)3的膠粒帶負電荷與加入的H+發(fā)生電荷中和使膠體凝聚，當然，若繼續(xù)滴加鹽酸至過量，該沉淀則會溶解。)若加HI溶液，最終會氧化得到I2。
⑤AlO2-離子方程式：AlO2-+H++H2O==Al(OH)3當然，若繼續(xù)滴加鹽酸至過量，該沉淀則會溶解。
4、濃硫酸的作用:
�、贊饬蛩崤cCu反應——強氧化性、酸性②實驗室制取乙烯——催化性、脫水性
③實驗室制取硝基苯——催化劑、吸水劑④酯化反應——催化劑、吸水劑
⑤蔗糖中倒入濃硫酸——脫水性、強氧化性、吸水性
�、弈懙\中加濃硫酸——吸水性
5、能發(fā)生銀鏡反應的有機物不一定是醛.可能是：
�、偃�;②甲酸;③甲酸鹽;④甲酸酯;⑤葡萄糖;⑥麥芽糖(均在堿性環(huán)境下進行)
6、既能與酸又能與堿反應的物質
�、亠@兩性的物質：Al、Al2O3、Al(OH)3
�、谌跛岬匿@鹽：(NH4)2CO3、(NH4)2SO3、(NH4)2S等。
�、廴跛岬乃崾禁}：NaHS、NaHCO3、NaHSO3等。
④氨基酸。
�、萑纛}目不指定強堿是NaOH，則用Ba(OH)2，Na2CO3、Na2SO3也可以。
7、有毒的氣體：F2、HF、Cl2、H2S、SO2、CO、NO2、NO、Br2(g)、HCN。
8、常溫下不能共存的氣體：H2S和SO2、H2S和Cl2、HI和Cl2、NH3和HCl、NO和O2、F2和H2。
9、其水溶液呈酸性的氣體：HF、HCl、HBr、HI、H2S、SO2、CO2、NO2、Br2(g)。
10、可使?jié)駶櫟?紅色石蕊試紙變藍的氣體：NH3。有漂白作用的氣體：Cl2(有水時)和SO2，但兩者同時使用時漂白效果減弱。檢驗Cl2常用淀粉碘化鉀試紙，Cl2能使?jié)駶櫟淖仙镌嚰埾茸兗t后褪色。
高二化學知識點總結4
1.有機物的溶解性
(1)難溶于水的有：各類烴、鹵代烴、硝基化合物、酯、絕大多數高聚物、高級的(指分子中碳原子數目較多的，下同)醇、醛、羧酸等。
(2)易溶于水的有：低級的[一般指N(C)≤4]醇、(醚)、醛、(_)、羧酸及鹽、氨基酸及鹽、單糖、二糖。(它們都能與水形成氫鍵)。
(3)具有特殊溶解性的：
①乙醇是一種很好的溶劑，既能溶解許多無機物，又能溶解許多有機物，所以常用乙醇來溶解植物色素或其中的藥用成分，也常用乙醇作為反應的溶劑，使參加反應的有機物和無機物均能溶解，增大接觸面積，提高反應速率。例如，在油脂的皂化反應中，加入乙醇既能溶解NaOH，又能溶解油脂，讓它們在均相(同一溶劑的溶液)中充分接觸，加快反應速率，提高反應限度。
�、诒椒樱菏覝叵�，在水中的溶解度是9.3g(屬可溶)，易溶于乙醇等有機溶劑，當溫度高于65℃時，能與水混溶，冷卻后分層，上層為苯酚的水溶液，下層為水的苯酚溶液，振蕩后形成乳濁液。苯酚易溶于堿溶液和純堿溶液，這是因為生成了易溶性的鈉鹽。
2.有機物的密度
(1)小于水的密度，且與水(溶液)分層的'有：各類烴、一氯代烴、酯(包括油脂)
(2)大于水的密度，且與水(溶液)分層的有：多氯代烴、溴代烴(溴苯等)、碘代烴、硝基苯
3.有機物的狀態(tài)[常溫常壓(1個大氣壓、20℃左右)]
(1)氣態(tài)：
�、贌N類：一般N(C)≤4的各類烴
�、谘苌镱悾�
一氯甲烷(CHCl，沸點為-24.2℃)
高二化學知識點總結5
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、定系數、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，使化合價升高和降低的數目相等;
四定出氧化劑、還原劑、氧化產物、還原產物的系數;
五平：觀察配平其它物質的系數;
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)，畫上等號。
高二化學知識點總結6
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�？偡磻杏没磻獦嫵傻姆磻蛄蟹Q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之比。
3、濃度對反應速率的影響
(1)反應速率常數(K)
反應速率常數(K)表示單位濃度下的化學反應速率，通常，反應速率常數越大，反應進行得越快。反應速率常數與濃度無關，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與溫度之間關系的經驗公式：
式中A為比例系數，e為自然對數的底，R為摩爾氣體常數量，Ea為活化能。
由公式知，當Ea>0時，升高溫度，反應速率常數增大，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。
(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，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7
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↑ 1、狀態(tài)： 固態(tài)：飽和高級脂肪酸、脂肪、葡萄糖、果糖、蔗糖、麥芽糖、淀粉、維生素、 醋酸(16.6℃以下); 氣態(tài)：C4以下的烷、烯、炔烴、甲醛、一氯甲烷、新戊烷; 液態(tài)：油狀：乙酸乙酯、油酸; 粘稠狀：石油、乙二醇、丙三醇. 2、氣味： 無味：甲烷、乙炔(常因混有PH3、H2S和AsH3而帶有臭味); 稍有氣味：乙烯;特殊氣味：甲醛、乙醛、甲酸和乙酸;香味：乙醇、低級酯; 3、顏色：白色：葡萄糖、多糖黑色或深棕色：石油 4、密度： 比水輕：苯、液態(tài)烴、一氯代烴、乙醇、乙醛、低級酯、汽油; 比水重：溴苯、CCl4,氯仿(CHCl3). 5、揮發(fā)性：乙醇、乙醛、乙酸. 6、水溶性： 不溶：高級脂肪酸、酯、溴苯、甲烷、乙烯、苯及同系物、石油、CCl4; 易溶：甲醛、乙酸、乙二醇;與水混溶：乙醇、乙醛、甲酸、丙三醇(甘油). 最簡式相同的有機物 1、CH：C2H2、C6H6(苯、棱晶烷、盆烯)、C8H8(立方烷、苯乙烯); 2、CH2：烯烴和環(huán)烷烴;3、CH2O：甲醛、乙酸、甲酸甲酯、葡萄糖; 4、CnH2nO：飽和一元醛(或飽和一元酮)與二倍于其碳原子數的飽和一元羧酸或酯; 如乙醛(C2H4O)與丁酸及異構體(C4H8O2)5、炔烴(或二烯烴)與三倍于其碳 原子數的苯及苯的同系物.如：丙炔(C3H4)與丙苯(C9H12) 能與溴水發(fā)生化學反應而使溴水褪色或變色的物質 有機物： ⑴不飽和烴(烯烴、炔烴、二烯烴等) ⑵不飽和烴的衍生物(烯醇、烯醛、烯酸、烯酯、油酸、油酸酯等) �、鞘彤a品(裂化氣、裂解氣、裂化汽油等) �、群┗腵化合物(醛、甲酸、甲酸鹽、甲酸酯、葡萄糖、麥芽糖等)、酚類. �、商烊幌鹉z(聚異戊二烯) 能萃取溴而使溴水褪色的物質 上層變無色的(ρ>1)：鹵代烴(CCl4、氯仿、溴苯等); 下層變無色的(ρ0,m/4>1,m>4.分子式中H原子數大于4的氣態(tài)烴都符合. �、凇鱒=0,m/4=1,m=4.、CH4,C2H4,C3H4,C4H4. �、邸鱒<0,m/4<1,m<4.只有C2H2符合. (4)根據含氧烴的衍生物完全燃燒消耗O2的物質的量與生成CO2的物質的量之比,可推導 有機物的可能結構 �、偃艉难趿颗c生成的CO2的物質的量相等時,有機物可表示為 �、谌艉难趿看笥谏傻腃O2的物質的量時,有機物可表示為 �、廴艉难趿啃∮谏傻腃O2的物質的量時,有機物可表示為 (以上x、y、m、n均為正整數) 其他 最簡式相同的有機物 (1)CH：C2H2、C4H4(乙烯基乙炔)、C6H6(苯、棱晶烷、盆烯)、C8H8(立方烷、 苯乙烯) 2)CH2：烯烴和環(huán)烯烴 (3)CH2O：甲醛、乙酸、甲酸甲酯、葡萄糖 (4)CnH2nO：飽和一元醛(或飽和一元酮)與二倍于其碳原子數的飽和一元羧酸 或酯.如：乙醛(C2H4O)與丁酸及異構體(C4H8O2) (5)炔烴(或二烯烴)與三倍于其碳原子數的苯及苯的同系物.如丙炔(C3H4)與丙苯(C9H12) 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前的化學計量數只表示物質的'量，因此可以是整數或分數。 (4)對于相同物質的反應，當化學計量數不同時，其△H 也不同，即△H 的值與計量數成正比,當化學反應逆向進行時,數值不變,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�；瘜W反應的焓變(ΔH)只與反應體系的始態(tài)和終態(tài)有關，而與反應的途徑無關。 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物質完全燃燒生成穩(wěn)定的氧化物時的反應熱. 注意： ① 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，其它物質的化學計量數可用分數表示; �、� 物質燃燒都是放熱反應，所以表達物質燃燒時的△H均為負值; �、� 燃燒要完全:C元素轉化為CO2(g)，而不是CO;H元素轉化為H2O(l)，N元素轉化為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 離子檢驗 離子所加試劑現象離子方程式 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：把6.02X1023mol-1叫作阿伏加德羅常數。 4.物質的量=物質所含微粒數目/阿伏加德羅常數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. 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 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。 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： �、倩瘜W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)。 �、诨瘜W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方程式中物質的系數加倍，ΔH的數值也相應加倍。 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的代數和。 (3)根據標準摩爾生成焓，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�？偡磻杏没磻獦嫵傻姆磻蛄蟹Q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之比。 3、濃度對反應速率的影響 (1)反應速率常數(K) 反應速率常數(K)表示單位濃度下的化學反應速率，通常，反應速率常數越大，反應進行得越快。反應速率常數與濃度無關，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與溫度之間關系的經驗公式： 式中A為比例系數，e為自然對數的底，R為摩爾氣體常數量，Ea為活化能。 由公式知，當Ea>0時，升高溫度，反應速率常數增大，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。 (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，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 (1)對達到平衡的可逆反應，生成物濃度的系數次方的乘積與反應物濃度的系數次方的乘積之比為一常數，該常數稱為化學平衡常數，用符號K表示。 (2)平衡常數K的大小反映了化學反應可能進行的程度(即反應限度)，平衡常數越大，說明反應可以進行得越完全。 (3)平衡常數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互為倒數。 (4)借助平衡常數，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實現的。 (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 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，叫電離平衡常數。 弱酸的電離平衡常數越大，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，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 �、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 (1)根據焓變與熵變判據 對ΔH-TΔS<0的離子反應，室溫下都能自發(fā)進行。 (2)根據平衡常數判據 離子反應的平衡常數很大時，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。其平衡常數叫做溶度積常數，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。 Qc (2)沉淀的轉化 根據溶度積的大小，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�？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，Fe(OH)2又立即被氧化：4Fe(OH)2+2H2O+O2=4Fe(OH)3，Fe(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。 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。 2、電解質與非電解質本質區(qū)別： 電解質——離子化合物或共價化合物 非電解質——共價化合物 注意： ①電解質、非電解質都是化合物 �、赟O2、NH3、CO2等屬于非電解質 ③強電解質不等于易溶于水的化合物(如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部電離，故BaSO4為強電解質)——電解質的強弱與導電性、溶解性無關。 3、電離平衡： 在一定的條件下，當電解質分子電離成離子的速率和離子結合成分子時，電離過程就達到了平衡狀態(tài)，這叫電離平衡。 4、影響電離平衡的.因素： A、溫度：電離一般吸熱，升溫有利于電離。 B、濃度：濃度越大，電離程度越小;溶液稀釋時，電離平衡向著電離的方向移動。 C、同離子效應：在弱電解質溶液里加入與弱電解質具有相同離子的電解質，會減弱電離。 D、其他外加試劑：加入能與弱電解質的電離產生的某種離子反應的物質時，有利于電離。 5、電離方程式的書寫： 用可逆符號弱酸的電離要分布寫(第一步為主) 6、電離常數： 在一定條件下，弱電解質在達到電離平衡時，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積，跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個常數。叫做電離平衡常數，(一般用Ka表示酸，Kb表示堿。) 表示方法：ABA++B- Ki=[A+][B-]/[AB] 7、影響因素： a、電離常數的大小主要由物質的本性決定。 b、電離常數受溫度變化影響，不受濃度變化影響，在室溫下一般變化不大。 C、同一溫度下，不同弱酸，電離常數越大，其電離程度越大，酸性越強。如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO 1.制硝基苯(—NO2，60℃)、制苯磺酸(—SO3H，80℃)、制酚醛樹脂(沸水浴)、銀鏡反應、醛與新制的Cu(OH)2懸濁液反應(熱水浴)、酯的水解、二糖水解(如蔗糖水解)、淀粉水解(沸水浴)。 2.常用新制Cu(OH)2、溴水、酸性高錳酸鉀溶液、銀氨溶液、NaOH溶液、FeCl3溶液。 3.Cu(OH)2共熱產生紅色沉淀的)：醛類(RCHO)、葡萄糖、麥芽糖、甲酸(HCOOH)、甲酸鹽(HCOONa)、甲酸酯(HCOOCH3)等。14X(鹵原子：氯原子等)、—OH(羥基)、—CHO(醛基)、—COOH(羧基)、—COO—(酯基)、—CO—(羰基)、—OC=C(碳碳雙鍵)、—C≡C—(碳碳叁鍵)、—NH2(氨基)、—NH—CO—(肽鍵)、—NO2(硝基)。 1、電解池：把電能轉化為化學能的裝置。 (1)電解池的構成條件 �、偻饧又绷麟娫�; ②與電源相連的兩個電極; �、垭娊赓|溶液或熔化的電解質。 (2)電極名稱和電極材料 �、匐姌O名稱 陽極：接電源正極的為陽極，發(fā)生x氧化xx反應; 陰極：接電源負極的為陰極，發(fā)生xx還原xx反應。 �、陔姌O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。 2、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。 3、陽離子在陰極上的放電順序是： Ag+>Fe3+>Cu2+>H+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+ 1.純堿、蘇打：Na2CO32.小蘇打：NaHCO33.大蘇打：Na2S2O3 4.石膏(生石膏)：CaSO4·2H2O5.熟石膏：2CaSO4·.H2O 6.瑩石：CaF27.重晶石：BaSO4(無毒)8.碳銨：NH4HCO3 9.石灰石、大理石：CaCO310.生石灰：CaO11.食鹽：NaCl 12.熟石灰、消石灰：Ca(OH)213.芒硝：Na2SO4·7H2O(緩瀉劑) 14.燒堿、火堿、苛性鈉：NaOH15.綠礬：FaSO4·7H2O16.干冰：CO2 17.明礬：KAl(SO4)2·12H2O18.漂：Ca(ClO)2、CaCl2(混合物) 19.瀉鹽：MgSO4·7H2O20.膽礬、藍礬：CuSO4·5H2O21.雙氧水：H2O2 23.石英：SiO224.剛玉：Al2O325.水玻璃、泡花堿：Na2SiO3 26.鐵紅、鐵礦：Fe2O327.磁鐵礦：Fe3O428.黃鐵礦、硫鐵礦：FeS2 29.銅綠、孔雀石：Cu2(OH)2CO330.菱鐵礦：FeCO331.赤銅礦：Cu2O 32.波爾多液：Ca(OH)2和CuSO433.玻璃的主要成分：Na2SiO3、CaSiO3、SiO2 34.天然氣、沼氣、坑氣(主要成分)：CH435.水煤氣：CO和H2 36.王水：濃HNO3、濃HCl按體積比1：3混合而成。 37.鋁熱劑：Al+Fe2O3(或其它氧化物)40.尿素：CO(NH2) 1、二、三周期的同族元素原子序數之差為8。 2、三、四周期的同族元素原子序數之差為8或18，ⅠA、ⅡA為8，其他族為18。 3、四、五周期的同族元素原子序數之差為18。 4、五、六周期的同族元素原子序數之差為18或32。 5、六、七周期的同族元素原子序數之差為32。 1、羥基就是氫氧根 看上去都是OH組成的一個整體，其實，羥基是一個基團，它只是物質結構的一部分，不會電離出來。而氫氧根是一個原子團，是一個陰離子，它或強或弱都能電離出來。所以，羥基不等于氫氧根。 例如：C2H5OH中的OH是羥基，不會電離出來;硫酸中有兩個OH也是羥基，眾所周知，硫酸不可能電離出OH-的。而在NaOH、Mg(OH)2、Fe(OH)3、Cu2(OH)2CO3中的OH就是離子，能電離出來，因此這里叫氫氧根。 2、Fe3+離子是黃色的 眾所周知，FeCl3溶液是黃色的，但是不是意味著Fe3+就是黃色的呢?不是。Fe3+對應的堿Fe(OH)3是弱堿，它和強酸根離子結合成的鹽類將會水解產生紅棕色的Fe(OH)3。因此濃的FeCl3溶液是紅棕色的，一般濃度就顯黃色，歸根結底就是水解生成的Fe(OH)3導致的。真正Fe3+離子是淡紫色的而不是黃色的。將Fe3+溶液加入過量的酸來抑制水解，黃色將褪去。 3、AgOH遇水分解 我發(fā)現不少人都這么說，其實看溶解性表中AgOH一格為“-”就認為是遇水分解，其實不是的。而是AgOH的熱穩(wěn)定性極差，室溫就能分解，所以在復分解時得到AgOH后就馬上分解，因而AgOH常溫下不存在。和水是沒有關系的。如果在低溫下進行這個操作，是可以得到AgOH這個白色沉淀的。 4、多元含氧酸具體是幾元酸看酸中H的個數。 多元酸究竟能電離多少個H+，是要看它結構中有多少個羥基，非羥基的氫是不能電離出來的。如亞磷酸(H3PO3)，看上去它有三個H，好像是三元酸，但是它的結構中，是有一個H和一個O分別和中心原子直接相連的，而不構成羥基。構成羥基的O和H只有兩個。因此H3PO3是二元酸。當然，有的還要考慮別的因素，如路易斯酸H3BO3就不能由此來解釋。 5、酸式鹽溶液呈酸性 表面上看，“酸”式鹽溶液當然呈酸性啦，其實不然。到底酸式鹽呈什么性，要分情況討論。如果這是強酸的酸式鹽，因為它電離出了大量的H+，而且陰離子不水解，所以強酸的酸式鹽溶液一定呈酸性。而弱酸的酸式鹽，則要比較它電離出H+的能力和陰離子水解的程度了。如果陰離子的水解程度較大(如NaHCO3)，則溶液呈堿性;反過來，如果陰離子電離出H+的能力較強(如NaH2PO4)，則溶液呈酸性。 6、H2SO4有強氧化性 就這么說就不對，只要在前邊加一個“濃”字就對了。濃H2SO4以分子形式存在，它的氧化性體現在整體的分子上，H2SO4中的S6+易得到電子，所以它有強氧化性。而稀H2SO4(或SO42-)的氧化性幾乎沒有(連H2S也氧化不了)，比H2SO3(或SO32-)的氧化性還弱得多。這也體現了低價態(tài)非金屬的含氧酸根的氧化性比高價態(tài)的強，和HClO與HClO4的酸性強弱比較一樣。所以說H2SO4有強氧化性時必須嚴謹，前面加上“濃”字。 7、鹽酸是氯化氫的俗稱 看上去，兩者的化學式都相同，可能會產生誤會，鹽酸就是氯化氫的俗稱。其實鹽酸是混合物，是氯化氫和水的混合物;而氯化氫是純凈物，兩者根本不同的。氯化氫溶于水叫做氫氯酸，氫氯酸的俗稱就是鹽酸了。 8、易溶于水的堿都是強堿，難溶于水的堿都是弱堿 從常見的強堿NaOH、KOH、Ca(OH)2和常見的弱堿Fe(OH)3、Cu(OH)2來看，似乎易溶于水的'堿都是強堿，難溶于水的堿都是弱堿。其實堿的堿性強弱和溶解度無關，其中，易溶于水的堿可別忘了氨水，氨水也是一弱堿。難溶于水的也不一定是弱堿，學過高一元素周期率這一節(jié)的都知道，鎂和熱水反應后滴酚酞變紅的，證明Mg(OH)2不是弱堿，而是中強堿，但Mg(OH)2是難溶的。還有AgOH，看Ag的金屬活動性這么弱，想必AgOH一定為很弱的堿。其實不然，通過測定AgNO3溶液的pH值近中性，也可得知AgOH也是一中強堿。 9、寫離子方程式時，強電解質一定拆，弱電解質一定不拆 在水溶液中，的確，強電解質在水中完全電離，所以肯定拆;而弱電解質不能完全電離，因此不拆。但是在非水溶液中進行時，或反應體系中水很少時，那就要看情況了。在固相反應時，無論是強電解質還是弱電解質，無論這反應的實質是否離子交換實現的，都不能拆。如：2NH4Cl+Ca(OH)2=△=CaCl2+2NH3↑+2H2O，這條方程式全部都不能拆，因此不能寫成離子方程式。有的方程式要看具體的反應實質，如濃H2SO4和Cu反應，盡管濃H2SO4的濃度為98%，還有少量水，有部分分子還可以完全電離成H+和SO42-，但是這條反應主要利用了濃H2SO4的強氧化性，能體現強氧化性的是H2SO4分子，所以實質上參加反應的是H2SO4分子，所以這條反應中H2SO4不能拆。同樣，生成的CuSO4因水很少，也主要以分子形式存在，所以也不能拆。弱電解質也有拆的時候，因為弱電解質只是相對于水是弱而以，在其他某些溶劑中，也許它就變成了強電解質。如CH3COOH在水中為弱電解質，但在液氨中卻為強電解質。在液氨做溶劑時，CH3COOH參加的離子反應，CH3COOH就可以拆。 【高二化學知識點總結】相關文章： 高二化學知識點梳理總結10-11 高二必背化學知識點總結10-11 高二化學知識點總結(15篇)10-11 高二化學知識點總結精選15篇12-07 高二化學知識點總結(精選15篇)01-06 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