高二化學知識點

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高二化學知識點（實用）

　　高二化學知識點篇1

　　1、檢驗酒精中是否含水無水CuSO4，變藍

高二化學知識點（實用）

　　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、屬于天然高分子的是淀粉、纖維素、蛋白質、天然橡膠（油脂、麥芽糖、蔗糖不是）

　　9、屬于三大合成材料的是塑料、合成橡膠、合成纖維

　　高二化學知識點篇2

　　一、濃硫酸“五性”

　　酸性、強氧化性、吸水性、脫水性、難揮發性：

　　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、不穩定性、揮發性：

　　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

　　烷烴的系統命名法使用時應遵循兩個基本原則：

　　①最簡化原則

　　②明確化原則，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、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。

　　高二化學知識點篇3

　　1、結晶和重結晶：利用物質在溶液中溶解度隨溫度變化較大，如NaCl，KNO3。

　　2、蒸餾冷卻法：在沸點上差值大。乙醇中（水）：加入新制的CaO吸收大部分水再蒸餾

　　3、過濾法：溶與不溶。

　　4、升華法：SiO2（I2）。

　　5、萃取法：如用CCl4來萃取I2水中的'I2。

　　6、溶解法：Fe粉（A1粉）：溶解在過量的NaOH溶液里過濾分離。

　　7、增加法：把雜質轉化成所需要的物質：CO2（CO）：通過熱的CuO；CO2（SO2）：通過NaHCO3溶液。

　　8、吸收法：用做除去混合氣體中的氣體雜質，氣體雜質必須被藥品吸收：N2（O2）：將混合氣體通過銅網吸收O2。

　　9、轉化法：兩種物質難以直接分離，加藥品變得容易分離，然后再還原回去：Al（OH）3，Fe（OH）3：先加NaOH溶液把Al（OH）3溶解，過濾，除去Fe（OH）3，再加酸讓NaAlO2轉化成A1（OH）

　　高二化學知識點篇4

　　(一)沉淀溶解平衡

　　1、沉淀溶解平衡和溶度積定義：

　　在一定溫度下，當把PbI2固體放入水中時，PbI2在水中的溶解度很小，PbI2表面上的Pb2+離子和I-離子，在H2O分子作用下，會脫離晶體表面進入水中。反過來在水中的水合Pb2+離子與水合I-離子不斷地作無規則運動，其中一些Pb2+(aq)和I-(aq)在運動中相互碰撞，又可能沉積在固體表面。當溶解速率與沉淀速率相等時，在體系中便存在固體與溶液中離子之間的動態平衡。這種平衡關系稱為沉淀溶解平衡，其平衡常數叫溶度積常數或溶度積。沉淀溶解平衡和化學平衡、電離平衡一樣，一種動態平衡，其基本特征為：(1)可逆過程;(2)沉積和溶解速率相等;(3)各離子濃度不變;(4)改變溫度、濃度等條件平衡移動。

　　2、溶度積的一般表達式：

　　在一定溫度下，難溶電解質在飽和溶液中各離子濃度冪的乘積是一個常數，這個常數稱為該難溶電解質的溶度積。用符號sp表示。

　　3、溶度積的影響因素：

　　溶度積sp的大小和溶質的溶解度不同，它只與難溶電解質的性質和溫度有關，與濃度無關。但是，當溫度變化不大時，sp數值的改變不大，因此，在實際工作中，常用室溫18～25℃的常數。

　　4、溶度積的應用：

　　(1)溶度積sp可以用來判斷難溶電解質在水中的溶解能力，當化學式所表示的組成中陰、陽離子個數比相同時，sp數值越大的難溶電解質在水中的溶解能力越強。

　　(2)溶度積sp可以判斷沉淀的生成、溶解情況以及沉淀溶解平衡移動方向。

　　5、溶度積(sp)的影響因素和性質：

　　溶度積(sp)的大小只與難溶電解質性質和溫度有關，與沉淀的量無關，離子濃度的`改變可使平衡發生移動，但不能改變溶度積，不同的難溶電解質在相同溫度下sp不同。

　　相同類型的難溶電解質的sp越小，溶解度越小，越難溶。例如：

　　sp(AgCl) >sp(AgBr) > sp(AgI)，溶解度：AgCl) > sp(AgBr) > sp(AgI)。

　　6、溶度積規則：

　　在一給定的難溶電解質溶液中，濃度商(Qc)和溶度積(sp)之間存在三種可能情況。

　　(1)Qc=sp此時難溶電解質達到沉淀溶解平衡狀態，溶液是飽和溶液。

　　(2)Qc>sp溶液中將析出沉淀，直到溶液中的Qc=sp為止。

　　(3)Qc

　　說明: 濃度商(Qc)是非平衡狀態下各離子濃度冪的乘積，所以Qc值不固定。

　　(二)沉淀溶解平衡的應用

　　沉淀溶解平衡和化學平衡、電離平衡一樣合乎平衡的基本特征、滿足平衡的變化基本規律，可以運用平衡移動原理來進行解釋。根據平衡移動原理和溶度積規則可知，改變溶液中離子濃度，可以使沉淀溶解平衡發生移動，實現沉淀的溶解、生成和沉淀的轉化。

　　1、沉淀的溶解與生成：

　　沉淀的溶解與生成這兩個相反的過程它們相互轉化的條件是離子濃度的大小，控制離子濃度的大小，可以使反應向所需要的方向轉化。

　　(1)在難溶電解質溶液中，沉淀溶解的唯一條件是：Qc

　　(2)在難溶電解質溶液中，產生沉淀的唯一條件是：Qc>sp。常用的方法：在難溶電解質的溶液中加入適當沉淀劑，設法使構晶離子的濃度增大，使之滿足Qc>sp，促進平衡向生成沉淀的方向移動，就會生成沉淀。

　　2、沉淀的轉化：

　　(1)定義：使一種難溶電解質轉化為另一種難溶電解質，即把一種沉淀轉化為另一種沉淀的過程稱為沉淀的轉化。

　　(2)實質：

　　沉淀轉化的實質：沉淀溶解平衡的移動。一般來說，對相同類型的難溶電解質，溶度積大的難溶電解質容易轉化為溶度積較小的難溶電解質。一種沉淀可轉化為更難溶的沉淀，難溶物的溶解度相差越大，這種轉化的趨勢越大。

　　(3)方法：

　　沉淀的轉化常用的方法：在含有沉淀的溶液中，加入適當的沉淀劑，使其與溶液中某一離子結合成為另一種難溶電解質的過程。例如：

　　在ZnS(s)中加入CuSO4溶液可轉化為CuS (s)沉淀。

　　在FeS(s)中加入到Cu2+、Hg2+、Pb2+等重金屬的溶液可轉化為CuS (s)、HgS (s)、PbS (s)等沉淀。

　　高二化學知識點篇5

　　一、水的離子積

　　純水大部分以H2O的分子形式存在，但其中也存在極少量的H3O+(簡寫成H+)和OH-，這種事實表明水是一種極弱的電解質。水的電離平衡也屬于化學平衡的一種，有自己的化學平衡常數。水的電離平衡常數是水或稀溶液中氫離子濃度和氫氧根離子濃度的乘積，一般稱作水的離子積常數，記做Kw。Kw只與溫度有關，溫度一定，則Kw值一定。溫度越高，水的電離度越大，水的離子積越大。

　　對于純水來說，在任何溫度下水仍然顯中性，因此c(H+)=c(OHˉ)，這是一個容易理解的知識點。當然，這種情況也說明中性和溶液中氫離子的濃度并沒有絕對關系，pH=7表明溶液為中性只適合于通常狀況的環境。此外，對于非中性溶液，溶液中的氫離子濃度和氫氧根離子濃度并不相等。但是在由水電離產生的氫離子濃度和氫氧根濃度一定相等。

　　二、其它物質對水電離的影響

　　水的電離不僅受溫度影響，同時也受溶液酸堿性的強弱以及在水中溶解的不同電解質的影響。H+和OHˉ共存，只是相對含量不同而已。溶液的酸堿性越強，水的電離程度不一定越大。

　　無論是強酸、弱酸還是強堿、弱堿溶液，由于酸電離出的H+、堿電離出的'OHˉ均能使H2O<=>OHˉ+H+平衡向左移動，即抑制了水的電離，故水的電離程度將減小。

　　鹽溶液中水的電離程度：①強酸強堿鹽溶液中水的電離程度與純水的電離程度相同;②NaHSO4溶液與酸溶液相似，能抑制水的電離，故該溶液中水的電離程度比純水的電離程度小;③強酸弱堿鹽、強堿弱酸鹽、弱酸弱堿鹽都能發生水解反應，將促進水的電離，故使水的電離程度增大。

　　三、水的電離度的計算

　　計算水的電離度首先要區分由水電離產生的氫離子和溶液中氫離子的不同，由水電離的氫離子濃度和溶液中的氫離子濃度并不是相等，由于酸也能電離出氫離子，因此在酸溶液中溶液的氫離子濃度大于水電離的氫離子濃度;同時由于氫離子可以和弱酸根結合，因此在某些鹽溶液中溶液的氫離子濃度小于水電離的氫離子濃度。只有無外加酸且不存在弱酸根的條件下，溶液中的氫離子才和水電離的氫離子濃度相同。溶液的氫離子濃度和水電離的氫氧根離子濃度也存在相似的關系。

　　因此計算水的電離度，關鍵是尋找與溶液中氫離子或氫氧根離子濃度相同的氫離子或氫氧根離子濃度。我們可以得到下面的規律：①在電離顯酸性溶液中，c(OHˉ)溶液=c(OHˉ)水=c(H+)水;②在電離顯堿性溶液中，c(H+溶液=c(H+)水=c(OHˉ)水;③在水解顯酸性的溶液中，c(H+)溶液=c(H+)水=c(OHˉ)水;④在水解顯堿性的溶液中，c(OHˉ)溶液=c(OHˉ)水=c(H+)水。

　　并非所有已知pH值的溶液都能計算出水的電離度，比如CH3COONH4溶液中，水的電離度既不等于溶液的氫離子濃度，也不等于溶液的氫氧根離子濃度，因此在中學階段大家沒有辦法計算

　　高二化學知識點篇6

　　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，并在式子的左、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“+”)連接起來.

　　2.配平化學方程式，并檢查后，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.并且，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.注明生成物中氣體或固體的狀態符號(即“↑”、“↓”);一般標注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注了.

　　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，并在式子的左、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“+”)連接起來.

　　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.并且，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，并在式子的左、右兩邊之間畫一條短線;陰、陽離子符號的中間用加號(即“+”)連接起來.

　　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);檢查好后，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，利用最小公倍數法，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).

　　高二化學知識點篇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

　　氣態氫化物穩定性逐漸減弱

　　穩定性：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↑

　　高二化學知識點篇8

　　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，用g、l、s、aq表示不同狀態。

　　(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。化學反應的焓變(ΔH)只與反應體系的始態和終態有關，而與反應的途徑無關。

　　規律：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定的氧化物時的反應熱.

　　注意：

　　① 燃燒的條件是在101kPa;

　　② 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;

　　③ 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;

　　④ 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

　　高二化學知識點篇9

　　一、構成原電池的條件構成原電池的條件有：

　　(1)電極材料。兩種金屬活動性不同的金屬或金屬和其它導電性(非金屬或某些氧化物等);(2)兩電極必須浸沒在電解質溶液中;

　　(3)兩電極之間要用導線連接，形成閉合回路。說明：

　　①一般來說，能與電解質溶液中的某種成分發生氧化反應的是原電池的負極。②很活潑的金屬單質一般不作做原電池的負極，如、Na、Ca等。

　　二、原電池正負極的判斷

　　(1)由組成原電池的兩極材料判斷：一般來說，較活潑的或能和電解質溶液反應的金屬為負極，較不活潑的金屬或能導電的非金屬為正極。但具體情況還要看電解質溶液，如鎂、鋁電極在稀硫酸在中構成原電池，鎂為負極，鋁為正極;但鎂、鋁電極在氫氧化鈉溶液中形成原電池時，由于是鋁和氫氧化鈉溶液發生反應，失去電子，因此鋁為負極，鎂為正極。

　　(2)根據外電路電流的方向或電子的流向判斷：在原電池的外電路，電流由正極流向負極，電子由負極流向正極。

　　(3)根據內電路離子的移動方向判斷：在原電池電解質溶液中，陽離子移向正極，陰離子移向負極。

　　(4)根據原電池兩極發生的化學反應判斷：原電池中，負極總是發生氧化反應，正極總是發生還原反應。因此可以根據總化學方程式中化合價的升降來判斷。

　　(5)根據電極質量的變化判斷：原電池工作后，若某一極質量增加，說明溶液中的陽離子在該電極得電子，該電極為正極，活潑性較弱;如果某一電極質量減輕，說明該電極溶解，電極為負極，活潑性較強。

　　(6)根據電極上產生的氣體判斷：原電池工作后，如果一電極上產生氣體，通常是因為該電極發生了析出氫的反應，說明該電極為正極，活動性較弱。

　　(7)根據某電極附近pH的變化判斷析氫或吸氧的電極反應發生后，均能使該電極附近電解質溶液的pH增大，因而原電池工作后，該電極附近的.pH增大了，說明該電極為正極，金屬活動性較弱。

　　三、電極反應式的書寫

　　(1)準確判斷原電池的正負極是書寫電極反應的關鍵

　　(2)如果原電池的正負極判斷失誤，電極反應式的書寫一定錯誤。上述判斷正負極的方法是一般方法，但不是絕對的，例如銅片和鋁片同時插入濃硝酸溶液中，

　　(3)要考慮電子的轉移數目

　　在同一個原電池中，負極失去電子數必然等于正極得到的電子數，所以在書寫電極反應時，一定要考慮電荷守恒。防止由總反應方程式改寫成電極反應式時所帶來的失誤，同時也可避免在有關計算中產生誤差。

　　(4)要利用總的反應方程式

　　從理論上講，任何一個自發的氧化還原反應均可設計成原電池，而兩個電極反應相加即得總反應方程式。所以只要知道總反應方程式和其中一個電極反應，便可以寫出另一個電極反應方程式。

　　四、原電池原理的應用

　　原電池原理在工農業生產、日常生活、科學研究中具有廣泛的應用。

　　化學電源：人們利用原電池原理，將化學能直接轉化為電能，制作了多種電池。如干電池、蓄電池、充電電池以及高能燃料電池，以滿足不同的需要。在現代生活、生產和科學研究以及科學技術的發展中，電池發揮的作用不可代替，大到宇宙火箭、人造衛星、飛機、輪船，小到電腦、電話、手機以及心臟起搏器等，都離不開各種各樣的電池。

　　加快反應速率：如實驗室用鋅和稀硫酸反應制取氫氣，用純鋅生成氫氣的速率較慢，而用粗鋅可大大加快化學反應速率，這是因為在粗鋅中含有雜質，雜質和鋅形成了無數個微小的原電池，加快了反應速率。

　　比較金屬的活動性強弱：一般來說，負極比正極活潑。

　　防止金屬的腐蝕：金屬的腐蝕指的是金屬或合金與周圍接觸到的氣體或液體發生化學反應，使金屬失去電子變為陽離子而消耗的過程。在金屬腐蝕中，我們把不純的金屬與電解質溶液接觸時形成的原電池反應而引起的腐蝕稱為電化學腐蝕，電化學腐蝕又分為吸氧腐蝕和析氫腐蝕：在潮濕的空氣中，鋼鐵表面吸附一層薄薄的水膜，里面溶解了少量的氧氣、二氧化碳，含有少量的H+和OH-形成電解質溶液，它跟鋼鐵里的鐵和少量的碳形成了無數個微小的原電池，鐵作負極，碳作正極，發生吸氧腐蝕：

　　電化學腐蝕是造成鋼鐵腐蝕的主要原因。因此可以用更活潑的金屬與被保護的金屬相連接，或者讓金屬與電源的負極相連接均可防止金屬的腐蝕。

　　高二化學知識點篇10

　　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，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。

　　（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，規則如下：

　　Qc=Ksp時，處于沉淀溶解平衡狀態。

　　Qc>Ksp時，溶液中的離子結合為沉淀至平衡。

　　（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。

　　高二化學知識點篇11

　　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.

　　高二化學知識點篇12

　　鐵：鐵粉是黑色的；一整塊的固體鐵是銀白色的。Fe2+——淺綠色Fe3O4——黑色晶體

　　Fe（OH）2——白色沉淀Fe3+——黃色Fe（OH）3——紅褐色沉淀Fe（SCN）3——血紅色溶液

　　FeO——黑色的粉末Fe（NH4）2（SO4）2——淡藍綠色Fe2O3——紅棕色粉末FeS——黑色固體

　　銅：單質是紫紅色Cu2+——藍色CuO——黑色Cu2O——紅色CuSO4（無水）—白色CuSO4·5H2O——藍色Cu2（OH）2CO3—綠色Cu（OH）2——藍色[Cu（NH3）4]SO4——深藍色溶液

　　BaSO4、BaCO3、Ag2CO3、CaCO3、AgCl、Mg（OH）2、三溴苯酚均是白色沉淀

　　Al（OH）3白色絮狀沉淀H4SiO4（原硅酸）白色膠狀沉淀

　　Cl2、氯水——黃綠色F2——淡黃綠色氣體Br2——深紅棕色液體I2——紫黑色固體

　　HF、HCl、HBr、HI均為無色氣體，在空氣中均形成白霧

　　CCl4——無色的'液體，密度大于水，與水不互溶KMnO4————紫色MnO4———紫色

　　Na2O2—淡黃色固體Ag3PO4—黃色沉淀S—黃色固體AgBr—淺黃色沉淀

　　AgI—黃色沉淀O3—淡藍色氣體SO2—無色，有剌激性氣味、有毒的氣體

　　SO3—無色固體（沸點44。80C）品紅溶液——紅色氫氟酸：HF——腐蝕玻璃

　　N2O4、NO——無色氣體NO2——紅棕色氣體NH3——無色、有剌激性氣味氣體

　　高二化學知識點篇13

　　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.：

　　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

　　高二化學知識點篇14

　　鹽類的水解（只有可溶于水的鹽才水解）

　　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，堿性更強。（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酸堿：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、酸式鹽溶液的酸堿性：

　　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，顯堿性（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淀或氣體。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↑

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