高二化学基础知识点范文集锦

知识是符合文明方向的，人类对物质世界以及精神世界探索的结果总和。知识，至今也没有一个统一而明确的界定。下面给大家分享一些高二化学知识点，希望对大家有所帮助。

高一化学学科必考知识点

有机化学基础知识点归纳总结

高二化学选修三知识点总结

高二化学重点知识点归纳

高二化学基础知识点范文集锦 1

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↑

高二化学基础知识点范文集锦 2

考点1：吸热反应与放热反应

1、吸热反应与放热反应的区别

　　特别注意：反应是吸热还是放热与反应的条件没有必然的联系，而决定于反应物和生成物具有的总能量(或焓)的相对大小。

　　2、常见的放热反应

　　①一切燃烧反应;

　　②活泼金属与酸或水的反应;

　　③酸碱中和反应;

　　④铝热反应;

　　⑤大多数化合反应(但有些化合反应是吸热反应，如：N2+O2=2NO，CO2+C=2CO等均为吸热反应)。

　　3、常见的吸热反应

　　①Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl反应;

　　②大多数分解反应是吸热反应

　　③等也是吸热反应;

　　④水解反应

　　考点2：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

　　ΔH=E生成物-E反应物。

　　3.根据键能计算

　　ΔH=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ΔH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)×|ΔH|。

高二化学基础知识点范文集锦 3

第一章

一、焓变反应热

1.反应热：一定条件下，一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量

2.焓变(ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应

(1)符号：△H(2)。单位：kJ/mol

3、产生原因：化学键断裂——吸热化学键形成——放热

放出热量的化学反应。(放热>吸热)△H为“-”或△H<0

吸收热量的化学反应。(吸热>放热)△H为“+”或△H>0

☆常见的放热反应：①所有的燃烧反应②酸碱中和反应

③大多数的化合反应④金属与酸的反应

⑤生石灰和水反应⑥浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等

☆常见的吸热反应：①晶体Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl②大多数的分解反应

③以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应④铵盐溶解等

二、热化学方程式

书写化学方程式注意要点：

①热化学方程式必须标出能量变化。

②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态(g，l，s分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq表示)

③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。

④热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数

⑤各物质系数加倍，△H加倍;反应逆向进行，△H改变符号，数值不变

三、燃烧热

1.概念：25℃，101kPa时，1mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。燃烧热的单位用kJ/mol表示。

※注意以下几点：

①研究条件：101kPa

②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。

③燃烧物的物质的量：1mol

④研究内容：放出的热量。(ΔH<0，单位kJ/mol)

四、中和热

1.概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1molH2O，这时的反应热叫中和热。

2.强酸与强碱的中和反应其实质是H+和OH-反应，其热化学方程式为：

H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l)ΔH=-57、3kJ/mol

3.弱酸或弱碱电离要吸收热量，所以它们参加中和反应时的中和热小于57、3kJ/mol。

4.中和热的测定实验

五、盖斯定律

1.内容：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，而与具体反应进行的途径无关，如果一个反应可以分几步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成的反应热是相同的。

第二章

一、化学反应速率

1、化学反应速率(v)

⑴定义：用来衡量化学反应的快慢，单位时间内反应物或生成物的物质的量的变化

⑵表示方法：单位时间内反应浓度的减少或生成物浓度的增加来表示

⑶计算公式：v=Δc/Δt(υ：平均速率，Δc：浓度变化，Δt：时间)单位：mol/(L·s)

⑷影响因素：

①决定因素(内因)：反应物的性质(决定因素)

②条件因素(外因)：反应所处的条件

2、※注意：

(1)、参加反应的物质为固体和液体，由于压强的变化对浓度几乎无影响，可以认为反应速率不变。

(2)、惰性气体对于速率的影响

①恒温恒容时：充入惰性气体→总压增大，但是各分压不变，各物质浓度不变→反应速率不变

②恒温恒体时：充入惰性气体→体积增大→各反应物浓度减小→反应速率减慢

二、化学平衡

(一)1、定义：

化学平衡状态：一定条件下，当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时，更组成成分浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡”，这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态。

2、化学平衡的特征

逆(研究前提是可逆反应)

等(同一物质的正逆反应速率相等)

动(动态平衡)

定(各物质的浓度与质量分数恒定)

变(条件改变，平衡发生变化)

3、判断平衡的依据

判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据

(二)影响化学平衡移动的因素

1、浓度对化学平衡移动的影响

(1)影响规律：在其他条件不变的情况下，增大反应物的浓度或减少生成物的浓度，都可以使平衡向正方向移动;增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，都可以使平衡向逆方向移动

(2)增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，所以平衡_不移动_

(3)在溶液中进行的反应，如果稀释溶液，反应物浓度__减小__，生成物浓度也_减小_，V正_减小___，V逆也_减小____，但是减小的程度不同，总的结果是化学平衡向反应方程式中化学计量数之和__大___的方向移动。

2、温度对化学平衡移动的影响

影响规律：在其他条件不变的情况下，温度升高会使化学平衡向着___吸热反应______方向移动，温度降低会使化学平衡向着_放热反应__方向移动。

3、压强对化学平衡移动的影响

影响规律：其他条件不变时，增大压强，会使平衡向着__体积缩小___方向移动;减小压强，会使平衡向着___体积增大__方向移动。

注意：(1)改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动

(2)气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学平衡移动规律相似

4、催化剂对化学平衡的影响：由于使用催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程度是等同的，所以平衡__不移动___。但是使用催化剂可以影响可逆反应达到平衡所需的_时间_。

5、勒夏特列原理(平衡移动原理)：如果改变影响平衡的条件之一(如温度，压强，浓度)，平衡向着能够减弱这种改变的方向移动。

三、化学平衡常数

(一)定义：在一定温度下，当一个反应达到化学平衡时，___生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数____比值。符号：__K__

(二)使用化学平衡常数K应注意的问题：

1、表达式中各物质的浓度是__变化的浓度______，不是起始浓度也不是物质的量。

2、K只与__温度(T)___有关，与反应物或生成物的浓度无关。

3、反应物或生产物中有固体或纯液体存在时，由于其浓度是固定不变的，可以看做是“1”而不代入公式。

4、稀溶液中进行的反应，如有水参加，水的浓度不必写在平衡关系式中。

(三)化学平衡常数K的应用：

1、化学平衡常数值的大小是可逆反应__进行程度_____的标志。K值越大，说明平衡时_生成物___的浓度越大，它的___正向反应___进行的程度越大，即该反应进行得越__完全___，反应物转化率越_高___。反之，则相反。一般地，K>_105__时，该反应就进行得基本完全了。

2、可以利用K值做标准，判断正在进行的可逆反应是否平衡及不平衡时向何方进行建立平衡。(Q：浓度积)

Q_〈__K：反应向正反应方向进行;

Q__=_K：反应处于平衡状态;

Q_〉__K：反应向逆反应方向进行

3、利用K值可判断反应的热效应

若温度升高，K值增大，则正反应为__吸热___反应

若温度升高，K值减小，则正反应为__放热___反应

_四、等效平衡

1、概念：在一定条件下(定温、定容或定温、定压)，只是起始加入情况不同的同一可逆反应达到平衡后，任何相同组分的百分含量均相同，这样的化学平衡互称为等效平衡。

2、分类

(1)定温，定容条件下的等效平衡

第一类：对于反应前后气体分子数改变的可逆反应：必须要保证化学计量数之比与原来相同;同时必须保证平衡式左右两边同一边的物质的量与原来相同。

第二类：对于反应前后气体分子数不变的可逆反应：只要反应物的物质的量的比例与原来相同即可视为二者等效。

(2)定温，定压的等效平衡

只要保证可逆反应化学计量数之比相同即可视为等效平衡。

五、化学反应进行的方向

1、反应熵变与反应方向：

(1)熵：物质的一个状态函数，用来描述体系的混乱度，符号为S。单位：J?mol-1?K-1

(2)体系趋向于有序转变为无序，导致体系的熵增加，这叫做熵增加原理，也是反应方向判断的依据。

(3)同一物质，在气态时熵值最大，液态时次之，固态时最小。即S(g)〉S(l)〉S(s)

2、反应方向判断依据

在温度、压强一定的条件下，化学反应的判读依据为：

ΔH-TΔS〈0反应能自发进行

ΔH-TΔS=0反应达到平衡状态

ΔH-TΔS〉0反应不能自发进行

注意：(1)ΔH为负，ΔS为正时，任何温度反应都能自发进行

(2)ΔH为正，ΔS为负时，任何温度反应都不能自发进行

第三章

一、弱电解质的电离

1、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物，叫电解质。

非电解质：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物。

强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解质。

弱电解质：在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质。

高二化学基础知识点范文集锦 4

氯及其化合物，SiO2+2NaOH==Na2SiO3+H2O，

①物理性质：通常是黄绿色、密度比空气大、有刺激性气味气体，能溶于水，有毒。

②化学性质：氯原子易得电子，使活泼的非金属元素。氯气与金属、非金属等发生氧化还原反应，一般作氧化剂。与水、碱溶液则发生自身氧化还原反应，既作氧化剂又作还原剂。

拓展1、氯水：氯水为黄绿色，所含Cl2有少量与水反应(Cl2+H2O==HCl+HClO)，大部分仍以分子形式存在，其主要溶质是Cl2。新制氯水含Cl2、H2O、HClO、H+、Cl-、ClO-、OH-等微粒

拓展2、次氯酸：次氯酸(HClO)是比H2CO3还弱的酸，溶液中主要以HClO分子形式存在。是一种具有强氧化性(能杀菌、消毒、漂白)的易分解(分解变成HCl和O2)的弱酸。拓展3、漂白粉：次氯酸盐比次氯酸稳定，容易保存，工业上以Cl2和石灰乳为原料制取漂白粉，其主要成分是CaCl2和Ca(ClO)2，有效成分是Ca(ClO)2，须和酸(或空气中CO2)作用产生次氯酸，才能发挥漂白作用。

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1、电解的原理

(1)电解的概念：

在直流电作用下，电解质在两上电极上分别发生氧化反应和还原反应的过程叫做电解。电能转化为化学能的装置叫做电解池。

(2)电极反应：以电解熔融的NaCl为例：

阳极：与电源正极相连的电极称为阳极，阳极发生氧化反应：2Cl-→Cl2↑+2e-。

阴极：与电源负极相连的电极称为阴极，阴极发生还原反应：Na++e-→Na。

总方程式：2NaCl(熔)2Na+Cl2↑

2、电解原理的应用

(1)电解食盐水制备烧碱、氯气和氢气。

阳极：2Cl-→Cl2+2e-

阴极：2H++e-→H2↑

总反应：2NaCl+2H2O2NaOH+H2↑+Cl2↑

(2)铜的电解精炼。

粗铜(含Zn、Ni、Fe、Ag、Au、Pt)为阳极，精铜为阴极，CuSO4溶液为电解质溶液。

阳极反应：Cu→Cu2++2e-，还发生几个副反应

Zn→Zn2++2e-;Ni→Ni2++2e-

Fe→Fe2++2e-

Au、Ag、Pt等不反应，沉积在电解池底部形成阳极泥。

阴极反应：Cu2++2e-→Cu

(3)电镀：以铁表面镀铜为例

待镀金属Fe为阴极，镀层金属Cu为阳极，CuSO4溶液为电解质溶液。

阳极反应：Cu→Cu2++2e-

阴极反应：Cu2++2e-→Cu