高二化学知识点经典大全

在学习的过程中，一定会遇到各种各样的问题，这个时候一定要记住，遇到问题解决问题，不能拖拉，否则问题积累的多了，就懒得去解决了。要积极的去面对，也是要积极的去学习，以下是小编给大家整理的关于高二化学科的必背知识点总结，希望大家能够喜欢!

高二化学知识点经典大全 1

1、需水浴加热的反应有：

(1)、银镜反应

(2)、乙酸乙酯的水解

(3)苯的硝化

(4)糖的水解

(5)、酚醛树脂的制取

(6)固体溶解度的测定

凡是在不高于100℃的条件下反应，均可用水浴加热，其优点：温度变化平稳，不会大起大落，有利于反应的进行。

2、需用温度计的实验有：

(1)、实验室制乙烯(170℃)

(2)、蒸馏

(3)、固体溶解度的测定

(4)、乙酸乙酯的水解(70—80℃)

(5)、中和热的测定

(6)制硝基苯(50—60℃)

〔说明〕：

(1)凡需要准确控制温度者均需用温度计。

(2)注意温度计水银球的位置。

3、能与Na反应的有机物有：

醇、酚、羧酸等——凡含羟基的化合物。

4、能发生银镜反应的物质有：

醛、甲酸、甲酸盐、甲酸酯、葡萄糖、麦芽糖——凡含醛基的物质。

5、能使高锰酸钾酸性溶液褪色的物质有：

(1)含有碳碳双键、碳碳叁键的烃和烃的衍生物、苯的同系物

(2)含有羟基的化合物如醇和酚类物质

(3)含有醛基的化合物

(4)具有还原性的无机物(如SO2、FeSO4、KI、HCl、H2O2等)

6、能使溴水褪色的物质有：

(1)含有碳碳双键和碳碳叁键的烃和烃的衍生物(加成)

(2)苯酚等酚类物质(取代)

(3)含醛基物质(氧化)

(4)碱性物质(如NaOH、Na2CO3)(氧化还原――歧化反应)

(5)较强的无机还原剂(如SO2、KI、FeSO4等)(氧化)

(6)有机溶剂(如苯和苯的同系物、四氯甲烷、汽油、已烷等，属于萃取，使水层褪色而有机层呈橙红色。)

7、密度比水大的液体有机物有：

溴乙烷、溴苯、硝基苯、四氯化碳等。

8、密度比水小的液体有机物有：

烃、大多数酯、一氯烷烃。

9、能发生水解反应的物质有：

卤代烃、酯(油脂)、二糖、多糖、蛋白质(肽)、盐。

10、不溶于水的有机物有：

烃、卤代烃、酯、淀粉、纤维素

11、常温下为气体的有机物有：

分子中含有碳原子数小于或等于4的烃(新戊烷例外)、一氯甲烷、甲醛。

12、浓硫酸、加热条件下发生的反应有：

苯及苯的同系物的硝化、磺化、醇的脱水反应、酯化反应、纤维素的水解

13、能被氧化的物质有：

含有碳碳双键或碳碳叁键的不饱和化合物(KMnO4)、苯的同系物、醇、醛、酚。大多数有机物都可以燃烧，燃烧都是被氧气氧化。

14、显酸性的有机物有：

含有酚羟基和羧基的化合物。

15、能使蛋白质变性的物质有：

强酸、强碱、重金属盐、甲醛、苯酚、强氧化剂、浓的酒精、双氧水、碘酒、三氯乙酸等。

16、既能与酸又能与碱反应的有机物：

具有酸、碱双官能团的有机物(氨基酸、蛋白质等)

17、能与NaOH溶液发生反应的有机物：

(1)酚：

(2)羧酸：

(3)卤代烃(水溶液：水解;醇溶液：消去)

(4)酯：(水解，不加热反应慢，加热反应快)

(5)蛋白质(水解)

18、有明显颜色变化的有机反应：

1、苯酚与三氯化铁溶液反应呈紫色;

2、KMnO4酸性溶液的褪色;

3、溴水的褪色;

4、淀粉遇碘单质变蓝色。

5、蛋白质遇浓硝酸呈黄色(颜色反应)。

高二化学知识点经典大全 2

【学习目标】

1、通过实验认识化学反应的速率

2、通过实验认识化学反应的限度

3、了解控制反应条件在生产和科学研究中的作用

【基础知识】

一、化学反应速率

1、定义

化学反应速率是表示反应进行 的物理量，通常用_ 表示。

计算公式 ;常用单位： 。

各物质表示的速率比等于该反应方程式中相应的化学计量系数比。

2、影响化学反应速率的因素

(1)内因：反应物的性质(主要)

(2)外因：其他条件不变时

①温度：温度升高，反应速率_ _

②压强：对于有气体参加的反应，增加压强，反应速率_ _

③浓度：增大反应物的浓度，反应速率_ _

④催化剂：使用(正)催化剂, 反应速率_ _

其他：反应接触面积的大小、固体反应物的颗粒大小、光照、超声波、电磁波、溶剂等对反应速率也有影响。

二、化学反应的限度

1.可逆反应：在 下，既可正反应方向进行，同时又可逆反应方向进行的反应。

可逆反应有一定限度，反应物不可能完全转化为生成物。

2.化学平衡状态：在一定条件下的可逆反应，当正反应速率等于逆反应速率，反应物和生成物的浓度不再发生改变的状态，称为化学平衡状态。

化学平衡状态的特征：逆:可逆反应

动：动态平衡 V正≠0， V逆≠0

等：V正=V逆

定：各组分的浓度保持不变(不是相等，也不能某种比例)

变：条件改变，平衡状态将被破坏

3.可逆反应在一定条件下达平衡状态即达到该反应的限度。

【典型例题】

1.(20__年水平测试)下列措施不能增大反应速率的是( )

A.升高温度 B.降低温度

C.提高反应物浓度 D.使用合适的催化剂

2.(20__年测试)对于反应2H2O2 ===2H2O + O2↑，下列措施不能增大化学反应速率的是( )

A.减小H2O2溶液的浓度 B.升高H2O2溶液的温度

C.向H2O2溶液中加人少量MnO2粉末 D.向H2O2溶液中加人一定浓度的FeCl3溶液

3.(20__年水平测试)实验室用锌粒与2l/L硫酸溶液制取氢气，下列措施不能增大化学反应速率的是( )

A.用锌粉代替锌粒 B.改用3l/L硫酸溶液

C.改用热的2l/L硫酸溶液 D.向该硫酸溶液中加入等体积的水

4.(20__年水平测试)对工业合成氨反应：N2+3H2 2NH3，下列说法错误的是( )

A.使用合适的催化剂可以加大反应速率

.升高温度可以增大反应速率

C.增大N2浓度可以使H2转化率达到100℅

D.增大N2浓度可以增大反应速率

5.(20__年水平测试)用下列方法制取氢气，反应速率最大的是( )

A.冬天，块状锌与2 lL一1硫酸溶液反应

.冬天，粉末状锌与2 lL一1硫酸溶液反应

C.夏天，块状锌与2 lL一1硫酸溶液反应

D.夏天，粉末状锌与2lL一1硫酸溶液反应

6.在一条件下，反应N2+3H2 2NH3在10L密闭容器中进行，测得2in内，N2的物质的量由20l减少到8l，则2in内N2的平均反应速率为( )

A.1.2l(Lin)-1B.1.0 l(Lin)-1

C.0.6 l(Lin)-1 D.0.4 l(Lin)-1

7.下列措施是为了降低化学反应速率的是

A.食品放在冰箱中贮藏 B.用铁粉代替铁钉与稀硫酸反应制取氢气

C.合成氨工业中使用催化剂 D.在试管中进行铝和盐酸反应时，稍微加热

8.影响化学反应速率的因素有很多，决定化学反应速率的主要因素是

A.温度 B.浓度 C.催化剂 D.反应物的性质

9.在一定温度下，可逆反应_(g)+3(g) 2Z(g)达到平衡的标志是

①Z生成的速率与Z分解的速率相等，②单位时间生成a l _，同时生成3a l ，③_、、Z的浓度不再变化，④_、、Z的分子数比为1：3：2，⑤_、、Z的浓度相等，⑥_、、Z的质量不再发生变化

A.①③⑥ B.①②③ C.①②⑤⑥ D.①②③④⑤⑥

高二化学知识点经典大全 3

第3章、物质在水溶液中的行为

一、水溶液

1、水的电离

H2OH++OH-

水的离子积常数KW=[H+][OH-]，25℃时，KW=1.0×10-14mol2·L-2。温度升高，有利于水的电离，KW增大。

2、溶液的酸碱度

室温下，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

碱性溶液：[H+]<[oh-]，[oh-]>1.0×10-7mol·L-1，pH>7

3、电解质在水溶液中的存在形态

(1)强电解质

强电解质是在稀的水溶液中完全电离的电解质，强电解质在溶液中以离子形式存在，主要包括强酸、强碱和绝大多数盐，书写电离方程式时用“=”表示。

(2)弱电解质

在水溶液中部分电离的电解质，在水溶液中主要以分子形态存在，少部分以离子形态存在，存在电离平衡，主要包括弱酸、弱碱、水及极少数盐，书写电离方程式时用“ ”表示。

二、弱电解质的电离及盐类水解

1、弱电解质的电离平衡。

(1)电离平衡常数

在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离形成的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的分子浓度之比为一常数，叫电离平衡常数。

弱酸的电离平衡常数越大，达到电离平衡时，电离出的H+越多。多元弱酸分步电离，且每步电离都有各自的电离平衡常数，以第一步电离为主。

(2)影响电离平衡的因素，以CH3COOHCH3COO-+H+为例。

加水、加冰醋酸，加碱、升温，使CH3COOH的电离平衡正向移动，加入CH3COONa固体，加入浓盐酸，降温使CH3COOH电离平衡逆向移动。

2、盐类水解

(1)水解实质

盐溶于水后电离出的离子与水电离的H+或OH-结合生成弱酸或弱碱，从而打破水的电离平衡，使水继续电离，称为盐类水解。

(2)水解类型及规律

①强酸弱碱盐水解显酸性。

H4Cl+H2ONH3·H2O+HCl

②强碱弱酸盐水解显碱性。

CH3COONa+H2OCH3COOH+NaOH

③强酸强碱盐不水解。

④弱酸弱碱盐双水解。

Al2S3+6H2O=2Al(OH)3↓+3H2S↑

(3)水解平衡的移动

加热、加水可以促进盐的水解，加入酸或碱能抑止盐的水解，另外，弱酸根阴离子与弱碱阳离子相混合时相互促进水解。

三、沉淀溶解平衡

1、沉淀溶解平衡与溶度积

(1)概念

当固体溶于水时，固体溶于水的速率和离子结合为固体的速率相等时，固体的溶解与沉淀的生成达到平衡状态，称为沉淀溶解平衡。其平衡常数叫做溶度积常数，简称溶度积，用Ksp表示。

I2(s)Pb2+(aq)+2I-(aq)

Ksp=[Pb2+][I-]2=7.1×10-9mol3·L-3

(2)溶度积Ksp的特点

Ksp只与难溶电解质的性质和温度有关，与沉淀的量无关，且溶液中离子浓度的变化能引起平衡移动，但并不改变溶度积。

Ksp反映了难溶电解质在水中的溶解能力。

2、沉淀溶解平衡的应用

(1)沉淀的溶解与生成

根据浓度商Qc与溶度积Ksp的大小比较，规则如下：

Qc=Ksp时，处于沉淀溶解平衡状态。

Qc>Ksp时，溶液中的离子结合为沉淀至平衡。

Qc

(2)沉淀的转化

根据溶度积的大小，可以将溶度积大的沉淀可转化为溶度积更小的沉淀，这叫做沉淀的转化。沉淀转化实质为沉淀溶解平衡的移动。

四、离子反应

1、离子反应发生的条件

(1)生成沉淀

既有溶液中的离子直接结合为沉淀，又有沉淀的转化。

(2)生成弱电解质

主要是H+与弱酸根生成弱酸，或OH-与弱碱阳离子生成弱碱，或H+与OH-生成H2O。

(3)生成气体

生成弱酸时，很多弱酸能分解生成气体。

(4)发生氧化还原反应

强氧化性的离子与强还原性离子易发生氧化还原反应，且大多在酸性条件下发生。

2、离子反应能否进行的理论判据

(1)根据焓变与熵变判据

对ΔH-TΔS<0的离子反应，室温下都能自发进行。

(2)根据平衡常数判据

离子反应的平衡常数很大时，表明反应的趋势很大。

3、离子反应的应用

(1)判断溶液中离子能否大量共存

相互间能发生反应的离子不能大量共存，注意题目中的隐含条件。

(2)用于物质的定性检验

根据离子的特性反应，主要是沉淀的颜色或气体的生成，定性检验特征性离子。

(3)用于离子的定量计算

常见的有酸碱中和滴定法、氧化还原滴定法。

(4)生活中常见的离子反应。

硬水的形成及软化涉及到的离子反应较多，主要有：

Ca2+、Mg2+的形成。

CaCO3+CO2+H2O=Ca2++2HCO3-

MgCO3+CO2+H2O=Mg2++2HCO3-

加热煮沸法降低水的硬度：

Ca2++2HCO3-CaCO3↓+CO2↑+H2O

Mg2++2HCO3-MgCO3↓+CO2↑+H2O

或加入Na2CO3软化硬水：

Ca2++CO32-=CaCO3↓，Mg2++CO32-=MgCO3↓

【例题分析】

例1、在一定条件下，将2mol/LSO2和1mol/LO2放入密闭容器中反应：2SO2+O22SO3，在2s时测得物质的量浓度c(SO2)=0.8mol/L。求用SO2、O2、SO3表示该反应的速率分别是多少?

解析：根据化学反应速率的表示方法：

若用反应物表示：

则v(反应物)=

若用生成物表示：

则v(生成物)=

解：　　　　　2SO2(g)　+　O2(g)　2SO3(g)

起始浓度：　 2mol/L　　　1mol/L　　 　　0

变化浓度：　 1.2mol/L　　0.6mol/L　　1.2mol/L

2s末时浓度：0.8mol/L　　0.4mol/L　　1.2mol/L

例2、25℃下，在1.00L、0.30mol/LAgNO3溶液中加入0.50L、0.060mol/L的CaCl2溶液，能否生成AgCl沉淀，生成AgCl的质量是多少?最后溶液中c(Ag+)为多少?

解析：(1)两溶液混合后离子被稀释

离子积Qsp=c(Ag+)·c(Cl-)=0.020mol/L×0.040mol/L=8.0×10-4(mol/L)2

查表可知Ksp(AgCl)=1.80×10-10

Qsp>Ksp(AgCl)

所以有AgCl生成。

则　　　　AgCl(s)Ag(aq)　+Cl-(aq)

开始浓度(mol/L)　　　0.020　　　0.040

变化浓度(mol/L)　　0.020-x　　　0.020-x

平衡浓度(mol/L)　　　x　　　　　0.040-(0.02-x)

(2)因为c(Cl-)>c(Ag+)，所以Cl-是过量的，没有达到沉淀平衡时溶液中c(Ag+)=0.020mol/L

Ksp(AgCl)=x·[0.040-(0.02-x)]=1.80×10-10

x=9.0×10-9　　　　c(Ag+)=xmol/L=9.0×10-9mol/L

析出AgCl质量为：

m(AgCl)=(0.020-9.0×10-9)mol/L×1.50L×143.5g/mol=4.3g

答：能生成AgCl沉淀，生成的AgCl的质量是4.3g，最后溶液中c(Ag+)是9.0×10-9mol/L。

例3、有一包固体粉末，可能含有的离子有K+、SO42-、Fe3+、Na+、Cl-、NO3-、S2-、HCO3-。取试样加蒸馏水全部溶解，溶液呈无色透明，用硝酸酸化，无明显现象。取上述酸化后的溶液分别做以下两个实验：①先加入Ba(NO3)2溶液，无明显象，然后加入AgNO3溶液，有白色沉淀产生。②浓缩后加入铜片、浓硫酸共热，有红棕色气体产生。对试样进行焰色反应，火焰呈浅紫色。

试回答下列问题：

(1)这包粉末中肯定不存在的离子是　　　　　　;肯定存在的离子是　　　　　　　。

(2)写出试验①中有关的离子方程式　　　　　　，实验②中的化学方程式　　　　　　　　。

解析：因溶液无色透明，肯定无Fe3+，用硝酸酸化无明显现象，肯定无S2-和HCO3-。加Ba(NO3)2无现象说明没有SO42-;加AgNO3溶液有白色沉淀产生，说明存在Cl-;加铜片浓硫酸共热，有红棕色气体产生，也不能说明原溶液有NO3-，因为加硝酸酸化时引入了NO3-;焰色反应呈浅紫色说明有K+。

答案：(1)Fe3+、S2-、HCO3-、SO42-;Cl-、K+;(2)Ag++Cl-=AgCl↓

KNO3+H2SO4(浓)HNO3+KHSO4;Cu+4HNO3(浓)=Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O

高二化学知识点经典大全 4

反应热计算的依据

1.根据热化学方程式计算

反应热与反应物各物质的物质的'量成正比。

2.根据反应物和生成物的总能量计算

H=E生成物-E反应物。

3.根据键能计算

H=反应物的键能总和-生成物的键能总和。

4.根据盖斯定律计算

化学反应的反应热只与反应的始态(各反应物)和终态(各生成物)有关，而与反应的途径无关。即如果一个反应可以分步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成时的反应热是相同的。

温馨提示：

①盖斯定律的主要用途是用已知反应的反应热来推知相关反应的反应热。 ②热化学方程式之间的+-等数学运算，对应H也进行+-等数学计算。

5.根据物质燃烧放热数值计算：Q(放)=n(可燃物)|H|。

高二化学知识点经典大全 5

一、油脂的结构

二、油脂的性质

1.物理性质：ρ<ρ水，粘度大，不溶于水，易溶于有机溶剂，是较好的溶剂。

2.化学性质

(1)油脂的氢化——油脂的硬化

(2)油脂的水解

①酸性水解

②碱性水解——皂化反应(制肥皂和甘油)

三、肥皂和洗涤剂

1.肥皂的制取(什么叫盐析)

2.去污原理亲水基：伸在油污外,憎水基：具有亲油性，插入油污内

3.合成洗涤剂优点:能在硬水(Mg2+,Ca2+较多)中使用,去污能力强,原料便宜.缺点:引起水体污染