高二化學知識點

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高二化學知識點精品[15篇]

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高二化學知識點精品[15篇]

高二化學知識點1

　　高二化學選修5知識點：

　　少數含碳元素的化合物，如二氧化碳、碳酸、一氧化碳、碳酸鹽等不具有有機物的性質。

　　1.能使溴水(Br2/H2O)褪色的物質

　　(1)有機物

　　① 通過加成反應使之褪色：

　　② 通過取代反應使之褪色：酚類、—C≡C—的不飽和化合物

　　注意：苯酚溶液遇濃溴水時，除褪色現象之外還產生白色沉淀。

　　③ 通過氧化反應使之褪色：含有—CHO(醛基)的有機物(有水參加反應) 注意：純凈的只含有—CHO(醛基)的有機物不能使溴的四氯化碳溶液褪色

　　④ 通過萃取使之褪色：液態烷烴、環烷烴、苯及其同系物、飽和鹵代烴、飽和酯

　　(2)無機物

　　① 通過與堿發生歧化反應

　　3Br2 + 6OH == 5Br + BrO3 + 3H2O或Br2 + 2OH == Br + BrO + H2O

　　② 與還原性物質發生氧化還原反應，如H2S、S、SO2、SO32、I、Fe 2---2+------

　　2.能使酸性高錳酸鉀溶液KMnO4/H+褪色的物質

　　(1)有機物：含有、—C≡C—、—OH(較慢)、—CHO的物質

　　與苯環相連的側鏈碳碳上有氫原子的苯的同系物(與苯不反應)

　　(2)無機物：與還原性物質發生氧化還原反應，如H2S、S、SO2、SO32、Br、I、Fe 2----2+

　　3.與Na反應的有機物：含有—OH、—COOH的有機物

　　與NaOH反應的有機物：常溫下，易與含有酚羥基、—COOH的有機物反應加熱時，能與鹵代烴、酯反應(取代反應)

　　與Na2CO3反應的有機物：含有酚羥基的有機物反應生成酚鈉和NaHCO3;含有—COOH的有機物反應生成羧酸鈉，并放出CO2氣體;

　　含有—SO3H的.有機物反應生成磺酸鈉并放出CO2氣體。

　　與NaHCO3反應的有機物：含有—COOH、—SO3H的有機物反應生成羧酸鈉、磺酸鈉并放出等物質的量的CO2氣體。

　　4.與新制Cu(OH)2懸濁液(斐林試劑)的反應

　　(1)有機物：羧酸(中和)、甲酸(先中和，但NaOH仍過量，后氧化)、醛、還原性糖(葡萄糖、麥芽糖)、甘油等多羥基化合物。

　　(2)斐林試劑的配制：向一定量10%的NaOH溶液中，滴加幾滴2%的CuSO4溶液，得到藍色絮狀懸濁液(即斐林試劑)。

　　(3)反應條件：堿過量、加熱煮沸

　　(4)實驗現象：

　　① 若有機物只有官能團醛基(—CHO)，則滴入新制的氫氧化銅懸濁液中，常溫時無變化，加熱煮沸后有(磚)紅色沉淀生成;

　　② 若有機物為多羥基醛(如葡萄糖)，則滴入新制的氫氧化銅懸濁液中，常溫時溶解變成絳藍色溶液，加熱煮沸后有(磚)紅色沉淀生成;

　　(5)有關反應方程式：2NaOH + CuSO4 == Cu(OH)2↓+ Na2SO4

　　RCHO + 2Cu(OH)2HCHO + 4Cu(OH)2

　　RCOOH + Cu2O↓+ 2H2O CO2 + 2Cu2O↓+ 5H2O HOOC-COOH + 2Cu2O↓+ 4H2O

　　CO2 + Cu2O↓+ 3H2O

　　OHC-CHO + 4Cu(OH)2

　　HCOOH + 2Cu(OH)2

　　CH2OH(CHOH)4CHO + 2Cu(OH)2CH2OH(CHOH)4COOH + Cu2O↓+ 2H2O

　　5.銀鏡反應的有機物

　　(1)發生銀鏡反應的有機物：

　　含有—CHO的物質：醛、甲酸、甲酸鹽、甲酸酯、還原性糖(葡萄糖、麥芽糖等)

　　(2)銀氨溶液[Ag(NH3)2OH](多倫試劑)的配制：

　　向一定量2%的AgNO3溶液中逐滴加入2%的稀氨水至剛剛產生的沉淀恰好完全溶解消失。

　　(3)反應條件：堿性、水浴加熱 .......

　　若在酸性條件下，則有Ag(NH3)2+ + OH + 3H+ == Ag+ + 2NH4+ + H2O而被破壞。 -

　　(4)實驗現象：①反應液由澄清變成灰黑色渾濁;②試管內壁有銀白色金屬析出

　　(5)有關反應方程式：AgNO3 + NH3·H2O == AgOH↓ + NH4NO3

　　AgOH + 2NH3·H2O == Ag(NH3)2OH + 2H2O

　　銀鏡反應的一般通式：

　　RCHO + 2Ag(NH3)2OH

高二化學知識點2

　　1、在解計算題中常用到的恒等：原子恒等、離子恒等、電子恒等、電荷恒等、電量恒等，用到的方法有：質量守恒、差量法、歸一法、極限法、關系法、十字交法和估算法。

　　(非氧化還原反應：原子守恒、電荷平衡、物料平衡用得多，氧化還原反應：電子守恒用得多)

　　2、電子層結構相同的離子，核電荷數越多，離子半徑越小;

　　3、體的熔點：原子晶體>離子晶體>分子晶體中學學到的原子晶體有：Si、SiC、SiO2=和金剛石。原子晶體的熔點的比較是以原子半徑為依據的：金剛石>SiC>Si(因為原子半徑：Si>C>O).

　　4、分子晶體的熔、沸點：組成和結構相似的物質，分子量越大熔、沸點越高。

　　5、體的帶電：一般說來，金屬氫氧化物、金屬氧化物的膠體粒子帶正電，非金屬氧化物、金屬硫化物的膠體粒子帶負電。

　　6、氧化性：MnO4->Cl2>Br2>Fe3+>I2>S=4(+4價的S)

　　例：I2+SO2+H2O=H2SO4+2HI

　　7、有Fe3+的溶液一般呈酸性。

　　8、能形成氫鍵的物質：H2O、NH3、HF、CH3CH2OH。

　　9、水(乙醇溶液一樣)的密度小于1，濃度越大，密度越小，硫酸的密度大于1，濃度越大，密度越大，98%的濃硫酸的密度為：1.84g/cm3。

　　10、子是否共存：

　　(1)是否有沉淀生成、氣體放出;

　　(2)是否有弱電解質生成;

　　(3)是否發生氧化還原反應;

　　(4)是否生成絡離子[Fe(SCN)2、Fe(SCN)3、Ag(NH3)+、[Cu(NH3)4]2+等];

　　(5)是否發生雙水解。

　　1常用來制葡萄糖的是淀粉

　　2能發生皂化反應的.是油脂

　　3水解生成氨基酸的是蛋白質

　　4水解的最終產物是葡萄糖的是淀粉、纖維素、麥芽糖

　　5能與Na2CO3或NaHCO3溶液反應的是乙酸

　　6有毒的物質是甲醇(含在工業酒精中);NaNO2(亞硝酸鈉，工業用鹽)

　　7能與Na反應產生H2的是含羥基的物質(如乙醇、苯酚)

　　8能發生水解的是酯、油脂、二糖、多糖、蛋白質

　　9能還原成醇的是醛

　　10能作植物生長調節劑、水果催熟劑的是乙烯

　　(1)做有毒氣體的實驗時，應在通風廚中進行，并注意對尾氣進行適當處理(吸收或點燃等)。進行易燃易爆氣體的實驗時應注意驗純，尾氣應燃燒掉或作適當處理。

　　(2)燙傷宜找醫生處理。

　　(3)濃酸撒在實驗臺上，先用Na2CO3(或NaHCO3)中和，后用水沖擦干凈。濃酸沾在皮膚上，宜先用干抹布拭去，再用水沖凈。濃酸濺在眼中應先用稀NaHCO3溶液淋洗，然后請醫生處理。

　　(4)濃堿撒在實驗臺上，先用稀醋酸中和，然后用水沖擦干凈。濃堿沾在皮膚上，宜先用大量水沖洗，再涂上硼酸溶液。濃堿濺在眼中，用水洗凈后再用硼酸溶液淋洗。

　　(5)鈉、磷等失火宜用沙土撲蓋。

　　(6)酒精及其他易燃有機物小面積失火，應迅速用濕抹布撲蓋。

　　1，有機物的分類(主要是特殊的官能團，如雙鍵，三鍵，羥基(與烷基直接連的為醇羥基，與苯環直接連的是芬羥基)，醛基，羧基，脂基);

　　2同分異構體的書寫(不包括鏡像異構)，一般指碳鏈異構，官能團異構;

　　3特殊反應，指的是特殊官能團的特殊反應(烷烴，烯烴，醇的轉化;以及純的逐級氧化(條件)，酯化反應，以及脂的在酸性堿性條件下的水解產物等);

　　4特征反應，用于物質的分離鑒別(如使溴水褪色的物質，銀鏡反應，醛與氯化銅的反應等，還有就是無機試劑的一些);

　　5掌握乙烯，1,3--丁二烯，2-氯-1,3-丁二烯的聚合方程式的書寫;

　　6會使用質譜儀，核磁共振氫譜的相關數據確定物質的化學式;

　　7會根據反應條件確定反應物的大致組成，會逆合成分析法分析有機題;

　　8了解脂類，糖類，蛋白質的相關物理化學性質;

　　9，物質的分離與鑒定，一般知道溴水，高錳酸鉀，碳酸鈉，四氯化碳等;

　　10，有機實驗制取，收集裝置。甲烷，乙烯，乙酸乙酯，乙醇的制取以及注意事項。排水法，向下排空氣法，向上排空氣法收集氣體適用的情況，分液法制取液體。還有就是分液，蒸餾，過濾的裝置及注意事項

高二化學知識點3

　　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4

　　1、狀態：

　　固態：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：C4以下的烷、烯、炔烴、甲醛、一氯甲烷、新戊烷;

　　液態：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)

　　⑶石油產品(裂化氣、裂解氣、裂化汽油等)

　　⑷含醛基的化合物(醛、甲酸、甲酸鹽、甲酸酯、葡萄糖、麥芽糖等)、酚類.

　　⑸天然橡膠(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的氣態烴都符合.

　　②△V=0,m/4=1,m=4.、CH4,C2H4,C3H4,C4H4.

　　③△V<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

　　①若耗氧量與生成的CO2的物質的量相等時,有機物可表示為

　　②若耗氧量大于生成的CO2的物質的量時,有機物可表示為

　　③若耗氧量小于生成的CO2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)

高二化學知識點5

　　(1)氫元素

　　a. 核外電子數等于電子層數的原子;

　　b. 沒有中子的原子;

　　c. 失去一個電子即為質子的原子;

　　d. 得一個電子就與氦原子核外電子排布相同的原子;

　　e. 質量最輕的原子;相對原子質量最小的原子;形成單質最難液化的元素;

　　f. 原子半徑最小的原子;

　　g. 形成的單質為相同條件下相對密度最小的元素;

　　h. 形成的單質為最理想的氣體燃料;

　　i. 形成酸不可缺少的元素;

　　(2)氧元素

　　a. 核外電子數是電子層數4倍的原子;

　　b. 最外層電子數是次外層電子數3倍的原子;

　　c. 得到兩個電子就與氖原子核外電子排布相同的原子;

　　d. 得到與次外層電子數相同的電子即達到8電子穩定結構的原子;

　　e. 地殼中含量最多的元素;

　　f. 形成的單質是空氣中第二多的元素;

　　g. 形成的單質中有一種同素異形體是大氣平流層中能吸收太陽光紫外線的元素;

　　h. 能與氫元素形成三核10電子分子(H2O)的元素;

　　i. 能與氫元素形成液態四核18電子分子(H2O2)的元素;

　　j. 在所有化合物中，過氧化氫(H2O2)中含氧質量分數最高;

　　k. 能與氫元素形成原子個數比為1:1或1:2型共價液態化合物的元素;

　　l. 能與鈉元素形成陰、陽離子個數比均為1:2的兩種離子化合物的元素;

　　(3)碳元素

　　a. 核外電子數是電子層數3倍的原子;

　　b. 最外層電子數是次外層電子數2倍的原子;

　　c. 最外層電子數是核外電子總數2/3的原子;

　　d. 形成化合物種類最多的元素;

　　e. 形成的單質中有一種同素異形體是自然界中硬度最大的物質;

　　f. 能與硼、氮、硅等形成高熔點、高硬度材料的元素;

　　g. 能與氫元素形成正四面體構型10電子分子(CH4)的元素;

　　h. 能與氫元素形成直線型四核分子(C2H2)的元素;

　　i. 能與氧元素形成直線型三核分子(CO2)的元素。

　　(4)氮元素

　　a. 空氣中含量最多的元素;

　　b. 形成蛋白質和核酸不可缺少的元素;

　　c. 能與氫元素形成三角錐形四核10電子分子(NH3)的元素;

　　d. 形成的氣態氫化物(NH3)能使濕潤的藍色石蕊試紙變紅的元素;

　　e. 能與氫、氧三種元素形成酸、堿、鹽的元素;

　　f. 非金屬性較強，但形成的單質常用作保護氣的元素。

　　(5)硫元素

　　a. 最外層電子數是倒數第三層電子數3倍的原子;

　　b. 最外層電子數與倒數第三層電子數之差等于核外電子數開平方的原子;

　　c. 最外層電子數比次外層電子數少2個電子的原子;

　　d. 最外層電子數與最內層電子數之和等于次外層電子數的原子;

　　e. 在短周期同主族相鄰周期的元素中，只有硫的核電荷數是氧的核電荷數的2倍，且硫的相對原子質量也是氧的相對原子質量的2倍;

　　f. 能與氫元素形成三核18電子分子(H2S分子)的元素;

　　g. 形成的單質密度大約是水的密度的2倍;

　　h. 氣態氫化物與其氣態氧化物反應生成黃色固體的元素。

　　(6)氯元素

　　a. 最外層電子數比次外層電子數少1的.非金屬元素;

　　b. 能與氫元素形成二核18電子分子(HCl)的元素;

　　c. 形成單質為黃綠色氣體的元素;

　　d. 形成的單質能使純凈的氫氣安靜燃燒，并發出蒼白色火焰;或形成的單質能與氫氣混合光照爆炸，并在空氣中產生大量白霧;

　　e. 在短周期元素中，形成氣態氫化物的水溶液和最高價氧化物的水化物均為強酸的元素;

　　f. 最高價氧化物的水化物為無機酸中最強酸的元素;

　　g. 能使濕潤的KI—淀粉試紙變藍，長時間后又變白色;

　　h. 能使濕潤的藍色石蕊試紙(或pH試紙)變紅，長時間后又變白色;

　　(7)氟元素

　　a.非金屬性最強的元素;一定不顯正價的元素;單質氧化性最強的元素;

　　b.第二周期中原子半徑最小的元素;在所有原子的半徑中第二小的元素;

　　c.只能通過電解法制得單質的非金屬元素;

　　d.單質在常溫下為淡黃綠色氣體、能置換出水中氧、能與單質硅、二氧化硅反應的元素;

　　e.形成氣態氫化物的水溶液為弱酸、常溫下能與單質硅、二氧化硅反應、能腐蝕玻璃、盛放在塑料瓶中的元素;

　　f.與銀形成的化合物易溶于水，而與鈣形成的化合物難溶于水的元素;

　　(8)硅元素

　　a.短周期中最外層電子數是次外層電子數一半、通常以共價鍵與其他元素形成化合物的元素;

　　b.形成最高價氧化物或其含氧酸鹽是構成地殼主要物質的元素;

　　c.形成的單質在電子工業有廣泛應用的元素;

　　d.能與碳、氮等形成高熔點、高硬度材料的元素;

　　(9)磷元素

　　a.短周期中最外層電子數是內層電子數一半、核外電子總數三分之一的非金屬元素;

　　b.形成的單質在空氣中能“自燃”、必須用水封保存的元素;

　　c.形成的單質能在氯氣中燃燒產生白色煙霧的元素;

　　d.形成的最高價氧化物是實驗室常用干燥劑的元素;

　　e.形成的最高價氧化物對應的水化物是無色晶體三元酸的元素;

　　(10)溴元素

　　a.形成的單質在常溫下為深紅棕色液體的元素;

　　b.形成的單質水溶液為橙色、易溶解于有機溶劑為橙紅色的元素;

　　c.與銀元素形成的化合物為淡黃色不溶于稀硝酸的元素;

　　(11)碘元素

　　a.形成的單質能使淀粉變藍色的元素;

　　b.形成的單質在常溫下為紫黑色固體、易升華的元素;

　　c.形成的單質水溶液為黃(棕)色、易溶于有機溶劑如苯、四氯化碳呈紫色的元素;

　　d.與銀元素形成的化合物為黃色不溶于稀硝酸的元素;

　　(12)鈉元素

　　a.短周期中原子半徑最大的元素;

　　b.能與氧元素形成原子個數比為2:1和1:1型或陽離子、陰離子個數比均為2:1型的兩種離子化合物的元素;

　　c.焰色反應呈黃色的元素。

高二化學知識點6

　　1、定義：

　　電解質：在水溶液中或熔化狀態下能導電的化合物,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

　　②SO2、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，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

高二化學知識點7

　　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8

　　一、硫及其化合物的性質

　　1. 鐵與硫蒸氣反應：Fe+S△==FeS

　　2. 銅與硫蒸氣反應：2Cu+S△==Cu2S

　　3. 硫與濃硫酸反應：S+2H2SO4(濃)△==3SO2↑+2H2O

　　4. 二氧化硫與硫化氫反應：SO2+2H2S=3S↓+2H2O

　　5. 銅與濃硫酸反應：Cu+2H2SO4△==CuSO4+SO2↑+2H2O

　　6. 二氧化硫的催化氧化：2SO2+O2 2SO3

　　7. 二氧化硫與氯水的反應：SO2+Cl2+2H2O=H2SO4+2HCl

　　8. 二氧化硫與氫氧化鈉反應：SO2+2NaOH=Na2SO3+H2O

　　9. 硫化氫在充足的氧氣中燃燒：2H2S+3O2點燃===2SO2+2H2O

　　10. 硫化氫在不充足的氧氣中燃燒：2H2S+O2點燃===2S+2H2O

　　二、鎂及其化合物的性質

　　1. 在空氣中點燃鎂條：2Mg+O2點燃===2MgO

　　2. 在氮氣中點燃鎂條：3Mg+N2點燃===Mg3N2

　　3. 在二氧化碳中點燃鎂條：2Mg+CO2點燃===2MgO+C

　　4. 在氯氣中點燃鎂條：Mg+Cl2點燃===MgCl2

　　5. 海水中提取鎂涉及反應：

　　① 貝殼煅燒制取熟石灰：CaCO3高溫===CaO+CO2↑ CaO+H2O=Ca(OH)2

　　② 產生氫氧化鎂沉淀：Mg2++2OH-=Mg(OH)2↓

　　③ 氫氧化鎂轉化為氯化鎂：Mg(OH)2+2HCl=MgCl2+2H2O

　　④ 電解熔融氯化鎂：MgCl2通電===Mg+Cl2↑

　　三、 Cl-、Br-、I-離子鑒別：

　　1. 分別滴加AgNO3和稀硝酸，產生白色沉淀的為Cl-;產生淺黃色沉淀的為Br-;產生黃色沉淀的為I-

　　2. 分別滴加氯水，再加入少量四氯化碳，振蕩，下層溶液為無色的是Cl-;下層溶液為橙紅色的為Br-;下層溶液為紫紅色的為I-。

　　四、常見物質俗名

　　①蘇打、純堿：Na2CO3;②小蘇打：NaHCO3;③熟石灰：Ca(OH)2;④生石灰：CaO;⑤綠礬：FeSO4?7H2O;⑥硫磺：S;⑦大理石、石灰石主要成分：CaCO3;⑧膽礬：CuSO4?5H2O;⑨石膏：CaSO4?2H2O;⑩明礬：KAl(SO4)2?12H2O

　　五、鋁及其化合物的性質

　　1. 鋁與鹽酸的反應：2Al+6HCl=2AlCl3+3H2↑

　　2. 鋁與強堿的.反應：2Al+2NaOH+6H2O=2Na[Al(OH)4]+3H2↑

　　3. 鋁在空氣中氧化：4Al+3O2==2Al2O3

　　4. 氧化鋁與酸反應：Al2O3+6HCl=2AlCl3+3H2O

　　5. 氧化鋁與強堿反應：Al2O3+2NaOH+3H2O=2Na[Al(OH)4]

　　6. 氫氧化鋁與強酸反應：Al(OH)3+3HCl=AlCl3+3H2O

　　7. 氫氧化鋁與強堿反應：Al(OH)3+NaOH=Na[Al(OH)4]

　　8. 實驗室制取氫氧化鋁沉淀：Al3++3NH3?H2O=Al(OH)3↓+3NH4+

　　六、硅及及其化合物性質

　　1. 硅與氫氧化鈉反應：Si+2NaOH+H2O=Na2SiO3+2H2↑

　　2. 硅與氫氟酸反應：Si+4HF=SiF4+H2↑

　　3. 二氧化硅與氫氧化鈉反應：SiO2+2NaOH=Na2SiO3+H2O

　　4. 二氧化硅與氫氟酸反應：SiO2+4HF=SiF4↑+2H2O

　　5. 制造玻璃主要反應：SiO2+CaCO3高溫===CaSiO3+CO2↑ SiO2+Na2CO3高溫===Na2SiO3+CO2↑

　　烴

　　烷烴 CnH2n+2 飽和鏈烴

　　烴烯烴 CnH2n(n≥2) 存在C=C

　　炔烴 CnH2n-2(n≥2) 存在C≡C

　　芳香烴：苯的同系物CnH2n-6(n≥6)

　　(1)有機物種類繁多的原因:1.碳原子以4個共價鍵跟其它原子結合;2.碳與碳原子之間，形成多種鏈狀和環狀的有機化合物;3. 同分異構現象

　　(2) 有機物:多數含碳的化合物

　　(3) 烴:只含C、H元素的化合物

高二化學知識點9

　　第一章

　　一、焓變反應熱

　　1．反應熱：一定條件下，一定物質的量的反應物之間完全反應所放出或吸收的熱量

　　2．焓變（ΔH）的意義：在恒壓條件下進行的化學反應的熱效應

　　（1）符號：△H（2）。單位：kJ/mol

　　3、產生原因：化學鍵斷裂——吸熱化學鍵形成——放熱

　　放出熱量的化學反應。（放熱>吸熱）△H為“-”或△H<0

　　吸收熱量的化學反應。（吸熱>放熱）△H為“+”或△H>0

　　☆常見的放熱反應：①所有的燃燒反應②酸堿中和反應

　　③大多數的化合反應④金屬與酸的反應

　　⑤生石灰和水反應⑥濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等

　　☆常見的吸熱反應：①晶體Ba（OH）2·8H2O與NH4Cl②大多數的分解反應

　　③以H2、CO、C為還原劑的氧化還原反應④銨鹽溶解等

　　二、熱化學方程式

　　書寫化學方程式注意要點：

　　①熱化學方程式必須標出能量變化。

　　②熱化學方程式中必須標明反應物和生成物的聚集狀態（g，l，s分別表示固態，液態，氣態，水溶液中溶質用aq表示）

　　③熱化學反應方程式要指明反應時的溫度和壓強。

　　④熱化學方程式中的化學計量數可以是整數，也可以是分數

　　⑤各物質系數加倍，△H加倍；反應逆向進行，△H改變符號，數值不變

　　三、燃燒熱

　　1．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）

　　四、中和熱

　　1．概念：在稀溶液中，酸跟堿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．中和熱的測定實驗

　　五、蓋斯定律

　　1．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。

　　第二章

　　一、化學反應速率

　　1、化學反應速率（v）

　　⑴定義：用來衡量化學反應的快慢，單位時間內反應物或生成物的`物質的量的變化

　　⑵表示方法：單位時間內反應濃度的減少或生成物濃度的增加來表示

　　⑶計算公式：v=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：濃度變化，Δt：時間）單位：mol/（L·s）

　　⑷影響因素：

　　①決定因素（內因）：反應物的性質（決定因素）

　　②條件因素（外因）：反應所處的條件

　　2、※注意：

　　（1）、參加反應的物質為固體和液體，由于壓強的變化對濃度幾乎無影響，可以認為反應速率不變。

　　（2）、惰性氣體對于速率的影響

　　①恒溫恒容時：充入惰性氣體→總壓增大，但是各分壓不變，各物質濃度不變→反應速率不變

　　②恒溫恒體時：充入惰性氣體→體積增大→各反應物濃度減小→反應速率減慢

　　二、化學平衡

　　（一）1、定義：

　　化學平衡狀態：一定條件下，當一個可逆反應進行到正逆反應速率相等時，更組成成分濃度不再改變，達到表面上靜止的一種“平衡”，這就是這個反應所能達到的限度即化學平衡狀態。

　　2、化學平衡的特征

　　逆（研究前提是可逆反應）

　　等（同一物質的正逆反應速率相等）

　　動（動態平衡）

　　定（各物質的濃度與質量分數恒定）

　　變（條件改變，平衡發生變化）

　　3、判斷平衡的依據

　　判斷可逆反應達到平衡狀態的方法和依據

　　（二）影響化學平衡移動的因素

　　1、濃度對化學平衡移動的影響

　　（1）影響規律：在其他條件不變的情況下，增大反應物的濃度或減少生成物的濃度，都可以使平衡向正方向移動；增大生成物的濃度或減小反應物的濃度，都可以使平衡向逆方向移動

　　（2）增加固體或純液體的量，由于濃度不變，所以平衡_不移動_

　　（3）在溶液中進行的反應，如果稀釋溶液，反應物濃度__減小__，生成物濃度也_減小_，V正_減小___，V逆也_減小____，但是減小的程度不同，總的結果是化學平衡向反應方程式中化學計量數之和__大___的方向移動。

　　2、溫度對化學平衡移動的影響

　　影響規律：在其他條件不變的情況下，溫度升高會使化學平衡向著___吸熱反應______方向移動，溫度降低會使化學平衡向著_放熱反應__方向移動。

　　3、壓強對化學平衡移動的影響

　　影響規律：其他條件不變時，增大壓強，會使平衡向著__體積縮小___方向移動；減小壓強，會使平衡向著___體積增大__方向移動。

　　注意：（1）改變壓強不能使無氣態物質存在的化學平衡發生移動

　　（2）氣體減壓或增壓與溶液稀釋或濃縮的化學平衡移動規律相似

　　4、催化劑對化學平衡的影響：由于使用催化劑對正反應速率和逆反應速率影響的程度是等同的，所以平衡__不移動___。但是使用催化劑可以影響可逆反應達到平衡所需的_時間_。

　　5、勒夏特列原理（平衡移動原理）：如果改變影響平衡的條件之一（如溫度，壓強，濃度），平衡向著能夠減弱這種改變的方向移動。

　　三、化學平衡常數

　　（一）定義：在一定溫度下，當一個反應達到化學平衡時，___生成物濃度冪之積與反應物濃度冪之積的比值是一個常數____比值。符號：__K__

　　（二）使用化學平衡常數K應注意的問題：

　　1、表達式中各物質的濃度是__變化的濃度______，不是起始濃度也不是物質的量。

　　2、K只與__溫度（T）___有關，與反應物或生成物的濃度無關。

　　3、反應物或生產物中有固體或純液體存在時，由于其濃度是固定不變的，可以看做是“1”而不代入公式。

　　4、稀溶液中進行的反應，如有水參加，水的濃度不必寫在平衡關系式中。

　　（三）化學平衡常數K的應用：

　　1、化學平衡常數值的大小是可逆反應__進行程度_____的標志。K值越大，說明平衡時_生成物___的濃度越大，它的___正向反應___進行的程度越大，即該反應進行得越__完全___，反應物轉化率越_高___。反之，則相反。一般地，K>_105__時，該反應就進行得基本完全了。

　　2、可以利用K值做標準，判斷正在進行的可逆反應是否平衡及不平衡時向何方進行建立平衡。（Q：濃度積）

　　Q_〈__K：反應向正反應方向進行；

　　Q__=_K：反應處于平衡狀態；

　　Q_〉__K：反應向逆反應方向進行

　　3、利用K值可判斷反應的熱效應

　　若溫度升高，K值增大，則正反應為__吸熱___反應

　　若溫度升高，K值減小，則正反應為__放熱___反應

　　＊四、等效平衡

　　1、概念：在一定條件下（定溫、定容或定溫、定壓），只是起始加入情況不同的同一可逆反應達到平衡后，任何相同組分的百分含量均相同，這樣的化學平衡互稱為等效平衡。

　　2、分類

　　（1）定溫，定容條件下的等效平衡

　　第一類：對于反應前后氣體分子數改變的可逆反應：必須要保證化學計量數之比與原來相同；同時必須保證平衡式左右兩邊同一邊的物質的量與原來相同。

　　第二類：對于反應前后氣體分子數不變的可逆反應：只要反應物的物質的量的比例與原來相同即可視為二者等效。

　　（2）定溫，定壓的等效平衡

　　只要保證可逆反應化學計量數之比相同即可視為等效平衡。

　　五、化學反應進行的方向

　　1、反應熵變與反應方向：

　　（1）熵：物質的一個狀態函數，用來描述體系的混亂度，符號為S。單位：J？mol-1？K-1

　　（2）體系趨向于有序轉變為無序，導致體系的熵增加，這叫做熵增加原理，也是反應方向判斷的依據。

　　（3）同一物質，在氣態時熵值最大，液態時次之，固態時最小。即S（g）〉S（l）〉S（s）

　　2、反應方向判斷依據

　　在溫度、壓強一定的條件下，化學反應的判讀依據為：

　　ΔH-TΔS〈0反應能自發進行

　　ΔH-TΔS=0反應達到平衡狀態

　　ΔH-TΔS〉0反應不能自發進行

　　注意：（1）ΔH為負，ΔS為正時，任何溫度反應都能自發進行

　　（2）ΔH為正，ΔS為負時，任何溫度反應都不能自發進行

　　第三章

　　一、弱電解質的電離

　　1、定義：電解質：在水溶液中或熔化狀態下能導電的化合物，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。

高二化學知識點10

　　1——原子半徑

　　（1）除第1周期外，其他周期元素（惰性氣體元素除外）的原子半徑隨原子序數的遞增而減小；

　　（2）同一族的元素從上到下，隨電子層數增多，原子半徑增大。

　　2——元素化合價

　　（1）除第1周期外，同周期從左到右，元素正價由堿金屬+1遞增到+7，非金屬元素負價由碳族—4遞增到—1（氟無正價，氧無+6價，除外）；

　　（2）同一主族的元素的正價、負價均相同

　　（3）所有單質都顯零價

　　3——單質的熔點

　　（1）同一周期元素隨原子序數的遞增，元素組成的金屬單質的熔點遞增，非金屬單質的'熔點遞減；

　　（2）同一族元素從上到下，元素組成的金屬單質的熔點遞減，非金屬單質的熔點遞增

　　4——元素的金屬性與非金屬性（及其判斷）

　　（1）同一周期的元素電子層數相同。因此隨著核電荷數的增加，原子越容易得電子，從左到右金屬性遞減，非金屬性遞增；

　　（2）同一主族元素最外層電子數相同，因此隨著電子層數的增加，原子越容易失電子，從上到下金屬性遞增，非金屬性遞減。

　　判斷金屬性強弱

　　金屬性（還原性）

　　1，單質從水或酸中置換出氫氣越容易越強

　　2，價氧化物的水化物的堿性越強（1—20號，K；總體Cs最

　　非金屬性（氧化性）

　　1，單質越容易與氫氣反應形成氣態氫化物

　　2，氫化物越穩定

　　3，價氧化物的水化物的酸性越強（1—20號，F；最體一樣）

　　5——單質的氧化性、還原性

　　一般元素的金屬性越強，其單質的還原性越強，其氧化物的陽離子氧化性越弱；

　　元素的非金屬性越強，其單質的氧化性越強，其簡單陰離子的還原性越弱。

　　推斷元素位置的規律

　　判斷元素在周期表中位置應牢記的規律：

　　（1）元素周期數等于核外電子層數；

　　（2）主族元素的序數等于最外層電子數。

　　陰陽離子的半徑大小辨別規律

　　由于陰離子是電子最外層得到了電子而陽離子是失去了電子

　　6——周期與主族

　　周期：短周期（1—3）；長周期（4—6，6周期中存在鑭系）；不完全周期（7）。

　　主族：ⅠA—ⅦA為主族元素；ⅠB—ⅦB為副族元素（中間包括Ⅷ）；0族（即惰性氣體）

　　所以，總的說來

　　（1）陽離子半徑<原子半徑

　　（2）陰離子半徑>原子半徑

　　（3）陰離子半徑>陽離子半徑

　　（4對于具有相同核外電子排布的離子，原子序數越大，其離子半徑越小。

　　以上不適合用于稀有氣體！

高二化學知識點11

　　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+

高二化學知識點12

　　化學反應速率與限度

　　（1）化學反應速率

　　A、化學反應速率的概念：

　　B、計算（重點）

　　a、簡單計算

　　b、已知物質的量n的變化或者質量m的變化，轉化成物質的量濃度c的變化后再求反應速率v

　　c、化學反應速率之比=化學計量數之比，據此計算：

　　已知反應方程和某物質表示的反應速率，求另一物質表示的反應速率；

　　已知反應中各物質表示的反應速率之比或△C之比，求反應方程。

　　d、比較不同條件下同一反應的反應速率

　　關鍵：找同一參照物，比較同一物質表示的速率（即把其他的物質表示的反應速率轉化成同一物質表示的反應速率）

　　（2）影響化學反應速率的因素（重點）

　　A、決定化學反應速率的主要因素：反應物自身的性質（內因）

　　B、外因：

　　a、濃度越大，反應速率越快

　　b、升高溫度（任何反應，無論吸熱還是放熱），加快反應速率

　　c、催化劑一般加快反應速率

　　d、有氣體參加的`反應，增大壓強，反應速率加快

　　e、固體表面積越大，反應速率越快

　　f、光、反應物的狀態、溶劑等

　　（3）化學反應的限度

　　A、可逆反應的概念和特點

　　B、絕大多數化學反應都有可逆性，只是不同的化學反應的限度不同；相同的化學反應，不同的條件下其限度也可能不同

　　a、化學反應限度的概念：

　　一定條件下，當一個可逆反應進行到正反應和逆反應的速率相等，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”，這種狀態稱為化學平衡狀態，簡稱化學平衡，這就是可逆反應所能達到的限度。

　　b、化學平衡的曲線：

　　c、可逆反應達到平衡狀態的標志：

　　反應混合物中各組分濃度保持不變

　　↓

　　正反應速率=逆反應速率

　　↓

　　消耗A的速率=生成A的速率

　　d、怎樣判斷一個反應是否達到平衡：

　　（1）正反應速率與逆反應速率相等；

　　（2）反應物與生成物濃度不再改變；

　　（3）混合體系中各組分的質量分數不再發生變化；

　　（4）條件變，反應所能達到的限度發生變化。

　　化學平衡的特點：逆、等、動、定、變、同。

高二化學知識點13

　　一、化學實驗安全

　　（1）做有毒氣體的實驗時，應在通風廚中進行，并注意對尾氣進行適當處理（吸收或點燃等）。進行易燃易爆氣體的實驗時應注意驗純，尾氣應燃燒掉或作適當處理。

　　（2）燙傷宜找醫生處理。

　　（3）濃酸撒在實驗臺上，先用Na2CO3（或NaHCO3）中和，后用水沖擦干凈。濃酸沾在皮膚上，宜先用干抹布拭去，再用水沖凈。濃酸濺在眼中應先用稀NaHCO3溶液淋洗，然后請醫生處理。

　　（4）濃堿撒在實驗臺上，先用稀醋酸中和，然后用水沖擦干凈。濃堿沾在皮膚上，宜先用大量水沖洗，再涂上硼酸溶液。濃堿濺在眼中，用水洗凈后再用硼酸溶液淋洗。

　　（5）鈉、磷等失火宜用沙土撲蓋。

　　（6）酒精及其他易燃有機物小面積失火，應迅速用濕抹布撲蓋。

　　二、混合物的分離和提純

　　分離和提純的方法分離的物質應注意的事項應用舉例

　　過濾用于固液混合的分離一貼、二低、三靠如粗鹽的提純

　　蒸餾提純或分離沸點不同的液體混合物防止液體暴沸，溫度計水銀球的位置，如石油的蒸餾中冷凝管中水的流向如石油的蒸餾

　　萃取利用溶質在互不相溶的溶劑里的溶解度不同，用一種溶劑把溶質從它與另一種溶劑所組成的溶液中提取出來的方法選擇的萃取劑應符合下列要求：和原溶液中的溶劑互不相溶；對溶質的溶解度要遠大于原溶劑用四氯化碳萃取溴水里的溴、碘分液分離互不相溶的液體打開上端活塞或使活塞上的凹槽與漏斗上的水孔，使漏斗內外空氣相通。打開活塞，使下層液體慢慢流出，及時關閉活塞，上層液體由上端倒出如用四氯化碳萃取溴水里的溴、碘后再分液。蒸發和結晶用來分離和提純幾種可溶性固體的混合物加熱蒸發皿使溶液蒸發時，要用玻璃棒不斷攪動溶液；當蒸發皿中出現較多的固體時，即停止加熱分離NaCl和KNO3混合物

　　三、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。

　　五、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）

　　六、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

　　七、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、E定容時，當液面離刻度線1―2cm時改用滴管，以平視法觀察加水至液面最低處與刻度相切為止、

　　3、溶液稀釋：C（濃溶液）？V（濃溶液）=C（稀溶液）V（稀溶液）

　　（2）燙傷宜找醫生處理。

　　（5）鈉、磷等失火宜用沙土撲蓋。

　　（6）酒精及其他易燃有機物小面積失火，應迅速用濕抹布撲蓋。

　　1、有機物的分類（主要是特殊的官能團，如雙鍵，三鍵，羥基（與烷基直接連的為醇羥基，與苯環直接連的是芬羥基），醛基，羧基，脂基）；

　　2、同分異構體的書寫（不包括鏡像異構），一般指碳鏈異構，官能團異構；

　　3、特殊反應，指的是特殊官能團的特殊反應（烷烴，烯烴，醇的轉化；以及純的逐級氧化（條件），酯化反應，以及脂的在酸性堿性條件下的水解產物等）；

　　4、特征反應，用于物質的分離鑒別（如使溴水褪色的物質，銀鏡反應，醛與氯化銅的反應等，還有就是無機試劑的一些）；

　　5、掌握乙烯，1，3——丁二烯，2—氯—1，3—丁二烯的聚合方程式的書寫；

　　6、會使用質譜儀，核磁共振氫譜的相關數據確定物質的化學式；

　　7、會根據反應條件確定反應物的大致組成，會逆合成分析法分析有機題；

　　8、了解脂類，糖類，蛋白質的相關物理化學性質；

　　9、物質的分離與鑒定，一般知道溴水，高錳酸鉀，碳酸鈉，四氯化碳等；

　　10、有機實驗制取，收集裝置。甲烷，乙烯，乙酸乙酯，乙醇的制取以及注意事項。排水法，向下排空氣法，向上排空氣法收集氣體適用的情況，分液法制取液體。還有就是分液，蒸餾，過濾的裝置及注意事項

高二化學知識點14

　　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=方程式系數比

　　變化量比=方程式系數比

　　(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(適用于有氣體參加的反應)

　　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)化學平衡狀態的特征：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，但不等于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志：

　　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借助顏色不變判斷(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：反應前后氣體的總物質的量不相等的反應適用，即如對于反應)

高二化學知識點15

　　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，陰極發生還原反應：Na++e-→Na。

　　總方程式：2NaCl(熔)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+2H2O2NaOH+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

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