最新高二化學知識點總結 篇1
一、汽車的常用燃料——汽油
1.汽油的組成:分子中含有5—11個碳原子的烴的混合物
主要是己烷、庚烷、辛烷和壬烷
2.汽油的燃燒
思考：①汽油的主要成分是戊烷，試寫出其燃燒的化學方程式?
②汽車產生積碳得原因是什麼?
(1)完全燃燒——生成CO2和H2O
(2)不完全燃燒——有CO和碳單質生成
3.汽油的作用原理
汽油進入汽缸後，經電火花點燃迅速燃燒，產生的熱氣體做功推動活塞往復運動產生動力，使汽車前進。
4.汽油的來源:(1)石油的分餾(2)石油的催化裂化
思考：①汽油的抗爆震的程度以什麼的大小來衡量?
②我們常說的汽油標號是什麼?
③汽油中所含分子支鏈多的鏈烴、芳香烴、環烷烴的比例越高，它的抗爆震性就越好嗎?
④常用抗爆震劑是什麼?
5.汽油的標號與抗震性
①汽油的抗爆震的程度以辛烷值的大小來衡量。
②辛烷值也就是我們常說的汽油標號。
③汽油中所含分子支鏈多的鏈烴、芳香烴、環烷烴的比例越高，它的抗爆震性越好.
④常用抗爆震劑
四乙基鉛[Pb(C2H5)4]
甲基叔丁基醚(MTBE).
6、汽車尾氣及處理措施
思考：進入汽缸的氣體含有什麼物質?進入的空氣的多少可能會有哪些危害?
①若空氣不足，則會產生CO有害氣體;
②若空氣過量則產生氮氧化合物NOx，如
N2+O2=2NO，2NO+O2=2NO2
其中CO、NOx，都是空氣污染物。
汽車尾氣中的有害氣體主要有哪些?CO、氮氧化合物、SO2等
如何進行尾氣處理?
在汽車的排氣管上安裝填充催化劑的催化裝置，使有害氣體CO、NOx轉化為CO2和N2，
例如：2CO+2NO=2CO2+N2
措施缺陷：
①無法消除硫的氧化物對環境的污染，還加速了SO2向SO3的轉化，使排出的廢氣酸度升高。
②只能減少，無法根本杜絕有害氣體產生。
二、汽車燃料的清潔化
同學先進行討論：①汽車燃料為什麼要進行清潔化?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生，而要有效地杜絕有害氣體的產生，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
清潔燃料車的優點?
①大大降低了對環境的污染(排放的CO、NOx等比汽油汽車下降90%以上);
②發動機汽缸幾乎不產生積炭現象;
③可延長發動機的使用壽命。
3.汽車最理想的清潔燃料——氫氣
討論為什麼說H2是汽車最理想的'清潔燃料?
(1)相同質量的煤、汽油和氫氣，氫氣釋放能量最多
(2)氫氣燃燒後生成水，不會污染環境。
氫作燃料需要解決的哪些問題?
1、大量廉價氫的製取
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
最新高二化學知識點總結 篇2
電解池：把電能轉化為化學能的裝置。
(1)電解池的構成條件
①外加直流電源;
②與電源相連的兩個電極;
③電解質溶液或熔化的電解質。
(2)電極名稱和電極材料
①電極名稱
陽極：接電源正極的為陽極，發生___氧化_____反應;
陰極：接電源負極的為陰極，發生____還原____反應。
②電極材料
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。
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，發生反應的是溶液中的陽離子。
陽離子在陰極上的放電順序是：
Ag+>Fe3+>Cu2+>H+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+
最新高二化學知識點總結 篇3
1.烯醛中碳碳雙鍵的檢驗
(1)若是純淨的液態樣品，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，充分反應後冷卻過濾，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，則先向冷卻後的水解液中加入足量的NaOH溶液，中和稀硫酸，然後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，振盪後靜置、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(或有白色沉澱生成)，則說明有苯酚。
若向樣品中直接滴入FeCl3溶液，則由於苯酚仍溶解在苯中，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澱。
若所用溴水太稀，則一方面可能由於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澱。
4.如何檢驗實驗室製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)。
最新高二化學知識點總結 篇4
離子檢驗
離子所加試劑現象離子方程式
Cl-AgNO3、稀HNO3產生白色沉澱Cl-+Ag+=AgCl↓SO42-稀HCl、BaCl2白色沉澱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後續操作中便於除去。
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：等於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套用
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製
(1)基本原理:根據欲配製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定的體積,就得欲配製得溶液.
(2)主要操作
a.檢驗是否漏水.
b.配製溶液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選用與欲配製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.
最新高二化學知識點總結 篇5
1、檢驗酒精中是否含水無水CuSO4，變藍
2、能使溴水褪色的烯、炔(苯、烷不能)
3、能使KMnO4酸性溶液褪色的烯、炔(苯、烷不能)
4、能發生加聚反應的含C=C雙鍵的(如烯)
5、能發生消去反應的是乙醇(濃硫酸，170℃)
6、能發生酯化反應的是醇和酸
7、燃燒產生大量黑煙的是C2H2、C6H6
8、屬於天然高分子的是澱粉、纖維素、蛋白質、天然橡膠(油脂、麥芽糖、蔗糖不是)
9、屬於三大合成材料的是塑膠、合成橡膠、合成纖維
最新高二化學知識點總結 篇6
1.中和熱概念：在稀溶液中，酸跟鹼發生中和反應而生成1molH2O，這時的反應熱叫中和熱。
2.強酸與強鹼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.弱酸或弱鹼電離要吸收熱量，所以它們參加中和反應時的中和熱小於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(各反應物)和終態(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：
①研究條件：101kPa
②反應程度：完全燃燒，產物是穩定的氧化物。
③燃燒物的物質的量：1mol
④研究內容：放出的熱量。(ΔH<0，單位kj/mol)
最新高二化學知識點總結 篇7
一、概念判斷：
1、氧化還原反應的實質：有電子的轉移(得失)
2、氧化還原反應的特徵：有化合價的升降(判斷是否氧化還原反應)
3、氧化劑具有氧化性(得電子的能力)，在氧化還原反應中得電子，發生還原反應，被還原，生成還原產物。
4、還原劑具有還原性(失電子的能力)，在氧化還原反應中失電子，發生氧化反應，被氧化，生成氧化產物。
5、氧化劑的氧化性強弱與得電子的難易有關，與得電子的多少無關。
6、還原劑的還原性強弱與失電子的難易有關，與失電子的多少無關。
7、元素由化合態變游離態，可能被氧化(由陽離子變單質)，
也可能被還原(由陰離子變單質)。
8、元素價態有氧化性，但不一定有強氧化性;元素態有還原性，但不一定有強還原性;陽離子不一定只有氧化性(不一定是價態,，如：Fe2+)，陰離子不一定只有還原性(不一定是態，如：SO32-)。
9、常見的氧化劑和還原劑：
10、氧化還原反應與四大反應類型的關係：
置換反應一定是氧化還原反應;複分解反應一定不是氧化還原反應;化合反應和分解反應中有一部分是氧化還原反應。
二、氧化還原反應的表示：(用雙、單線橋表示氧化還原反應的電子轉移情況)
1、雙線橋：“誰”變“誰”(還原劑變成氧化產物，氧化劑變成還原產物)
2、單線橋：“誰”給“誰”(還原劑將電子轉移給氧化劑)
三、氧化還原反應的分析
1、氧化還原反應的類型：
(1)置換反應(一定是氧化還原反應)
2CuO+C=2Cu+CO2SiO2+2C=Si+2CO
2Mg+CO2=2MgO+C2Al+Fe2O3=2Fe+Al2O3
2Na+2H2O=2NaOH+H2↑2Al+6H+=2Al3++3H2↑
2Br-+Cl2=Br2+2Cl–Fe+Cu2+=Fe2++Cu
(2)化合反應(一部分是氧化還原反應)
2CO+O2=2CO23Mg+N2=Mg3N2
2SO2+O2=2SO32FeCl2+Cl2=2FeCl3
(3)分解反應(一部分是氧化還原反應)
4HNO3(濃)=4NO2↑+O2↑+2H2O2HClO=2HCl+O2↑
2KClO3=2KCl+3O2↑
(4)部分氧化還原反應：
MnO2+4HCl(濃)=MnCl2+Cl2↑+2H2O
Cu+4HNO3(濃)=Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O
3Cu+8HNO3=3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O
Cu+2H2SO4(濃)=CuSO4+SO2↑+2H2O
最新高二化學知識點總結 篇8
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重要規律：
速率比=方程式係數比
變化量比=方程式係數比
(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(適用於有氣體參加的反應)
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(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”，這就是這個反應所能達到的限度，即化學平衡狀態。
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。可逆反應不能進行到底，即是說可逆反應無論進行到何種程度，任何物質(反應物和生成物)的物質的量都不可能為0。
(2)化學平衡狀態的特徵：逆、動、等、定、變。
①逆：化學平衡研究的對象是可逆反應。
②動：動態平衡，達到平衡狀態時，正逆反應仍在不斷進行。
③等：達到平衡狀態時，正方應速率和逆反應速率相等，但不等於0。即v正=v逆≠0。
④定：達到平衡狀態時，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)判斷化學平衡狀態的標誌：
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藉助顏色不變判斷(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：反應前後氣體的總物質的量不相等的反應適用，即如對於反應)
最新高二化學知識點總結 篇9
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。總反應中用基元反應構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於化學方程式中各物質的係數之比。
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係的經驗公式：
式中A為比例係數，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。可知，溫度對化學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。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後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、化學反應條件的最佳化——工業合成氨
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、增大壓強將有利於化學平衡向生成氨的方向移動。
2、合成氨反應的速率
（1）高壓既有利於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，不利於氨的合成。
（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並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，壓強範圍大致在1×107Pa～1×108Pa之間，並採用N2與H2分壓為1∶2。8的投料比。
最新高二化學知識點總結 篇10
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。
氧族元素
1能使帶火星的木條復燃的氣體O2
2能使品紅褪色的氣體SO2(顏色可復現)、Cl2(顏色不可復現)
3能使澄清的石灰水變渾濁的氣體CO2、SO2
4濃硫酸的特性吸水性、脫水性、氧化性、難揮發
5檢查腸胃用作“鋇餐”的BaSO4
6檢驗SO先加稀鹽酸酸化，再加入BaCl2溶液，有白色沉澱
7某溶液加入鹽酸產生刺激氣味氣體，該溶液中定含有：
8引發酸雨的污染物SO2
氮族元素
1常用作金屬焊接保護氣、代替稀有氣體填充燈泡、保存糧食水果的氣體N2
2在放電情況下才發生反應的兩種氣體N2與O2
3遇到空氣立刻變紅棕色的氣體NO
4有顏色的氣體Cl2(黃綠色)、NO2(紅棕色)
5造成光化學煙霧的污染物NO2
6極易溶於水的氣體NH3、HCl
7NH3噴泉實驗的現象和原理紅色噴泉
8NH3的空間結構三角錐形
9溶於水顯鹼性的氣體NH3
最新高二化學知識點總結 篇11
有機物的溶解性
(1)難溶於水的有：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)易溶於水的有：低級的[一般指N(C)≤4]醇、(醚)、醛、(酮)、羧酸及鹽、胺基酸及鹽、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。
②苯酚：室溫下，在水中的溶解度是9.3g(屬可溶)，易溶於乙醇等有機溶劑，當溫度高高中化學選修5於65℃時，能與水混溶，冷卻後分層，上層為苯酚的水溶液，下層為水的苯酚溶液，振盪後形成乳濁液。苯酚易溶於鹼溶液和純鹼溶液，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出的乙酸，溶解吸收揮發出的乙醇，便於聞到乙酸乙酯的香味。
④有的澱粉、蛋白質可溶於水形成膠體。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。
⑤線型和部分支鏈型高聚物可溶於某些有機溶劑，而體型則難溶於有機溶劑。
⑥氫氧化銅懸濁液可溶於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。
最新高二化學知識點總結 篇12
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、放熱反應的關係。
Q>0時，反應為吸熱反應;Q0，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：
①化學式後面要註明物質的聚集狀態：固態(s)、液態(l)、氣態(g)、溶液(aq)。
②化學方程式後面寫上反應焓變ΔH，ΔH的單位是J·mol-1或kJ·mol-1，且ΔH後註明反應溫度。
③熱化學方程式中物質的係數加倍，ΔH的數值也相應加倍。
3、反應焓變的計算
(1)蓋斯定律
對於一個化學反應，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，合併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)]
最新高二化學知識點總結 篇13
一、鈉Na
1、單質鈉的物理性質：鈉質軟、銀白色、熔點低、密度比水的小但比煤油的大。
2、單質鈉的化學性質：
①鈉與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(鈉先熔化後燃燒，發出黃色火焰，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。
②鈉與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”。
③鈉與鹽溶液反應
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↑
實驗現象：有藍色沉澱生成，有氣泡放出
K、Ca、Na三種單質與鹽溶液反應時，先與水反應生成相應的鹼，鹼再和鹽溶液反應
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象：銀白色的鈉很快變暗(生成Na2O)，跟著變成白色固體(NaOH)，然後在固體表面出現小液滴(NaOH易潮解)，最終變成白色粉未(最終產物是Na2CO3)。
二、鋁Al
1、單質鋁的物理性質：銀白色金屬、密度小(屬輕金屬)、硬度小、熔沸點低。
2、單質鋁的化學性質
①鋁與O2反應：常溫下鋁能與O2反應生成緻密氧化膜，保護內層金屬。加熱條件下鋁能與O2反應生成氧化鋁：4Al+3O2==2Al2O3
②常溫下Al既能與強酸反應，又能與強鹼溶液反應，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：鋁製餐具不能用來長時間存放酸性、鹼性和鹹的食品。
③鋁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、單質鐵的物理性質：鐵片是銀白色的，鐵粉呈黑色，純鐵不易生鏽，但生鐵(含碳雜質的鐵)在潮濕的空氣中易生鏽。(原因：形成了鐵碳原電池。鐵鏽的主要成分是Fe2O3)。
2、單質鐵的化學性質：
①鐵與氧氣反應：3Fe+2O2===Fe3O4(現象：劇烈燃燒，火星四射，生成黑色的固體)
②與非氧化性酸反應：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。
③與鹽溶液反應：Fe+CuSO4=FeSO4+Cu(Fe+Cu2+=Fe2++Cu)
④與水蒸氣反應：3Fe+4H2O(g)==Fe3O4+4H2
最新高二化學知識點總結 篇14
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溶液褪色是因為溶於不生成酸。
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後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：
①可溶性矽酸鹽(SiO32-)，離子方程式為：SiO32-+2H+=H2SiO3↓
②苯酚鈉溶液加鹽酸生成苯酚渾濁液。
③S2O32-離子方程式：S2O32-+2H+=S↓+SO2↑+H2O
④一些膠體如Fe(OH)3(先是由於Fe(OH)3的膠粒帶負電荷與加入的H+發生電荷中和使膠體凝聚，當然，若繼續滴加鹽酸至過量，該沉澱則會溶解。)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，若繼續滴加鹽酸至過量，該沉澱則會溶解。
4、濃硫酸的作用:
①濃硫酸與Cu反應——強氧化性、酸性②實驗室製取乙烯——催化性、脫水性
③實驗室製取硝基苯——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
⑥膽礬中加濃硫酸——吸水性
5、能發生銀鏡反應的有機物不一定是醛.可能是：
①醛;②甲酸;③甲酸鹽;④甲酸酯;⑤葡萄糖;⑥麥芽糖(均在鹼性環境下進行)
6、既能與酸又能與鹼反應的物質
①顯兩性的物質：Al、Al2O3、Al(OH)3
②弱酸的銨鹽：(NH4)2CO3、(NH4)2SO3、(NH4)2S等。
③弱酸的酸式鹽：NaHS、NaHCO3、NaHSO3等。
④胺基酸。
⑤若題目不指定強鹼是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、可使濕潤的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常用澱粉碘化鉀試紙，Cl2能使濕潤的紫色石蕊試紙先變紅後褪色。
最新高二化學知識點總結 篇15
1.原電池的定義
電能的把化學能轉變為裝置叫做原電池。
2.原電池的工作原理
將氧化還原反應中的還原劑失去的電子經過導線傳給氧化劑，使氧化反應和還原反應分別在兩個電極上進行，從而形成電流。
3.構成條件
兩極、一液(電解質溶液)、一迴路(閉合迴路)、一反應(自發進行的氧化還原反應)。
4.正負極判斷
負極：電子流出的極為負極，發生氧化反應，一般較活潑的金屬做負極
正極：電子流入的極為正極，發生還原反應，一般較不活潑金屬做正極
判斷方法：
①由組成原電池的兩極電極材料判斷:一般是活潑的金屬為負極，活潑性較弱的金屬或能導電的非金屬為正極。
注意：Cu-Fe(Al)與濃HNO3組成的原電池以及Mg-Al與NaOH溶液組成的原電池例外。
②根據電流方向或電子流動方向判斷:電流是由正極流向負極;電子流動方向是由負極流向正極。
③根據原電池兩極發生的變化來判斷：原電池的負極總是失電子發生氧化反應，其正極總是得電子發生還原反應。
④根據現象判斷：溶解的電極為負極，增重或有氣泡放出的電極為正極
⑤根據離子的流動方向判斷：在原電池內的電解質溶液，陽離子移向的極是正極，陰離子移向的極是負極。
5.電子、電流、離子的移動方向
電子：負極流向正極
電流：正極流向負極
陽離子：向正極移動
陰離子：向負極移動
6.電極反應式(以銅-鋅原電池為例)
負極(Zn)：Zn-2e-=Zn2+(氧化反應)
正極(Cu)：Cu2++2e-=Cu(還原反應)
總反應：Zn+Cu2+=Zn2++Cu
7.原電池的改進
普通原電池的缺點：正負極反應相互干擾;原電池的電流損耗快。
①改進辦法：
使正負極在兩個不同的區域，讓原電池的氧化劑和還原劑分開進行反應，用導體(鹽橋)將兩部分連線起來。
②鹽橋：
把裝有飽和KCl溶液和瓊脂製成的膠凍的玻璃管叫做鹽橋。膠凍的作用是防止管中溶液流出。
③鹽橋的作用：
鹽橋是溝通原電池兩部分溶液的橋樑。鹽橋保障了電子通過外電路從鋅到銅的不斷轉移，使鋅的溶解和銅的析出過程得以繼續進行。導線的作用是傳遞電子，溝通外電路。而鹽橋的作用則是溝通內電路。
a.鹽橋中的電解質溶液使原電池的兩部分連成一個通路，形成閉合迴路
b.平衡電荷，使原電池不斷產生電流
④鹽橋的工作原理：
當接通電路之後，鋅電極失去電子產生鋅離子進入溶液，電子通過導線流向銅電極，並在銅電極表面將電子傳給銅離子，銅離子得到電子變成銅原子。鋅鹽溶液會由於鋅溶解成為Zn2+而帶上正電，銅鹽溶液會由於銅的析出減少了Cu2+而帶上了負電，從而阻止電子從鋅片流向銅片，導致原電池不產生電流。
鹽橋中的鉀離子進入硫酸銅溶液，鹽橋中的氯離子進入硫酸鋅溶液，使硫酸銅溶液和硫酸鋅溶液均保持電中性，使氧化還原反應得以持續進行，從而使原電池不斷產生電流。
【說明】鹽橋使用一段時間後，由於氯化鉀的流失，需要在飽和氯化鉀溶液中浸泡，以補充流失的氯化鉀，然後才能正常反覆使用。
⑤原電池組成的變化：
原電池變化：改進後的原電池由兩個半電池組成，電解質溶液在兩個半電池中不同，兩個半電池中間通過鹽橋連線。
改進後電池的'優點：原電池能產生持續、穩定的電流。
最新高二化學知識點總結 篇16
1、沉澱溶解平衡與溶度積
(1)概念
當固體溶於水時，固體溶於水的速率和離子結合為固體的速率相等時，固體的溶解與沉澱的生成達到平衡狀態，稱為沉澱溶解平衡。其平衡常數叫做溶度積常數，簡稱溶度積，用Ksp表示。
(2)溶度積Ksp的特點
Ksp只與難溶電解質的性質和溫度有關，與沉澱的量無關，且溶液中離子濃度的變化能引起平衡移動，但並不改變溶度積。
Ksp反映了難溶電解質在水中的溶解能力。
2、沉澱溶解平衡的套用
(1)沉澱的溶解與生成
根據濃度商Qc與溶度積Ksp的大小比較，規則如下：
Qc=Ksp時，處於沉澱溶解平衡狀態。
Qc>Ksp時，溶液中的離子結合為沉澱至平衡。
(2)沉澱的轉化
根據溶度積的大小，可以將溶度積大的沉澱可轉化為溶度積更小的沉澱，這叫做沉澱的轉化。沉澱轉化實質為沉澱溶解平衡的移動。
最新高二化學知識點總結 篇17
書寫化學方程式的步驟一般有四步：
1.根據實驗事實，在式子的左、右兩邊分別寫出反應物和生成物的化學式，並在式子的左、右兩邊之間畫一條短線;當反應物或生成物有多種時，中間用加號(即“+”)連線起來.
2.配平化學方程式，並檢查後，將剛才畫的短線改寫成等號(表示式子左、右兩邊每一種元素原子的總數相等).
3.標明化學反應發生的條件(因為化學反應只有在一定的條件下才能發生);如點燃、加熱(常用“△”號表示)、催化劑、通電等.並且，一般都寫在等號的上面，若有兩個條件，等號上面寫一個下面寫一個，等等.
4.註明生成物中氣體或固體的狀態符號(即“↑”、“↓”);一般標註在氣體或固體生成物的化學式的右邊.但是，如果反應物和生成物中都有氣體或固體時，其狀態符號就不用標註了.
書寫文字表達式的步驟一般分為兩步：
1.根據實驗事實，將反應物和生成物的名稱分別寫在式子的左、右兩邊，並在式子的左、右兩邊之間標出一個指向生成物的箭頭(即“→”);當反應物或生成物有多種時，中間用加號(即“+”)連線起來.
2.標明化學反應發生的條件(因為化學反應只有在一定的條件下才能發生);如點燃、加熱、催化劑、通電等.並且，一般都寫在箭頭的上面，若有兩個條件，箭頭上面寫一個下面寫一個，等等.
書寫電離方程式的步驟一般也分為兩步：
1.在式子的左、右兩邊分別寫出反應物的化學式和電離產生的陰、陽離子符號，並在式子的左、右兩邊之間畫一條短線;陰、陽離子符號的中間用加號(即“+”)連線起來.
2.將陰、陽離子的原形的右下角的個數，分別配在陰、陽離子符號的前面，使陽離子和陰離子所帶的正、負電荷的總數相等(即溶液不顯電性);檢查好後，將剛才畫的短線改寫成等號即可.當然，也可以，根據陰、陽離子所帶的電荷數，利用最低公倍數法，在陰、陽離子符號的前面，配上適當的化學計量數，使陰、陽離子所帶的電荷總數相等(即溶液不顯電性).
最新高二化學知識點總結 篇18
鹽類的水解(只有可溶於水的鹽才水解)
1、鹽類水解：在水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結合生成弱電解質的反應。
2、水解的實質：水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結合,破壞水的電離，是平衡向右移動，促進水的電離。
3、鹽類水解規律：
①有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解;誰強顯誰性，兩弱都水解，同強顯中性。
②多元弱酸根，濃度相同時正酸根比酸式酸根水解程度大，鹼性更強。(如:Na2CO3>NaHCO3)
4、鹽類水解的特點：
(1)可逆(與中和反應互逆)
(2)程度小
(3)吸熱
5、影響鹽類水解的外界因素：
①溫度：溫度越高水解程度越大(水解吸熱，越熱越水解)
②濃度：濃度越小，水解程度越大(越稀越水解)
③酸鹼：促進或抑制鹽的水解(H+促進陰離子水解而抑制陽離子水解;OH-促進陽離子水解而抑制陰離子水解)
6、酸式鹽溶液的酸鹼性：
①只電離不水解：如HSO4-顯酸性
②電離程度>水解程度，顯酸性(如:HSO3-、H2PO4-)
③水解程度>電離程度，顯鹼性(如：HCO3-、HS-、HPO42-)
7、雙水解反應：
(1)構成鹽的陰陽離子均能發生水解的反應。雙水解反應相互促進，水解程度較大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。
(2)常見的'雙水解反應完全的為：Fe3+、Al3+與AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-);S2-與NH4+;CO32-(HCO3-)與NH4+其特點是相互水解成沉澱或氣體。雙水解完全的離子方程式配平依據是兩邊電荷平衡，如：2Al3++3S2-+6H2O==2Al(OH)3↓+3H2S↑