1.化學高二必修二知識點歸納 篇一
1、定義：
電解質(zhì)：在水溶液中或熔化狀態(tài)下能導電的化合物,叫電解質(zhì)。
非電解質(zhì)：在水溶液中或熔化狀態(tài)下都不能導電的化合物。
強電解質(zhì)：在水溶液里全部電離成離子的電解質(zhì)。
弱電解質(zhì)：在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質(zhì)。
2、電解質(zhì)與非電解質(zhì)本質(zhì)區(qū)別：
電解質(zhì)——離子化合物或共價化合物
非電解質(zhì)——共價化合物
注意：
①電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物
�、赟O2、NH3、CO2等屬于非電解質(zhì)
③強電解質(zhì)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(zhì))——電解質(zhì)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(zhì)分子電離成離子的`速率和離子結(jié)合成分子時，電離過程就達到了平衡狀態(tài)，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(zhì)溶液里加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的電解質(zhì)，會減弱電離。
D、其他外加試劑：加入能與弱電解質(zhì)的電離產(chǎn)生的某種離子反應的物質(zhì)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(shù)：
在一定條件下，弱電解質(zhì)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(shù)。叫做電離平衡常數(shù)，(一般用Ka表示酸，Kb表示堿。)
7、影響因素：
a、電離常數(shù)的大小主要由物質(zhì)的本性決定。
b、電離常數(shù)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(shù)越大，其電離程度越大，酸性越強。
2.化學高二必修二知識點歸納 篇二
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(fā)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+
3.化學高二必修二知識點歸納 篇三
化學電源
(1)鋅錳干電池
負極反應：Zn→Zn2++2e-;
正極反應：2NH4++2e-→2NH3+H2;
(2)鉛蓄電池
負極反應：Pb+SO42-=PbSO4+2e-
正極反應：PbO2+4H++SO42-+2e-=PbSO4+2H2O
放電時總反應：Pb+PbO2+2H2SO4=2PbSO4+2H2O。
充電時總反應：2PbSO4+2H2O=Pb+PbO2+2H2SO4。
(3)氫氧燃料電池
負極反應：2H2+4OH-→4H2O+4e-
正極反應：O2+2H2O+4e-→4OH-
電池總反應：2H2+O2=2H2O
4.化學高二必修二知識點歸納 篇四
化學反應的方向
1、反應焓變與反應方向
放熱反應多數(shù)能自發(fā)進行，即ΔH<0的反應大多能自發(fā)進行。有些吸熱反應也能自發(fā)進行。如NH4HCO3與CH3COOH的反應。有些吸熱反應室溫下不能進行，但在較高溫度下能自發(fā)進行，如CaCO3高溫下分解生成CaO、CO2。
2、反應熵變與反應方向
熵是描述體系混亂度的概念，熵值越大，體系混亂度越大。反應的熵變ΔS為反應產(chǎn)物總熵與反應物總熵之差。產(chǎn)生氣體的反應為熵增加反應，熵增加有利于反應的自發(fā)進行。
3、焓變與熵變對反應方向的共同影響
ΔH-TΔS<0反應能自發(fā)進行。
ΔH-TΔS=0反應達到平衡狀態(tài)。
ΔH-TΔS>0反應不能自發(fā)進行。
在溫度、壓強一定的條件下，自發(fā)反應總是向ΔH-TΔS<0的方向進行，直至平衡狀態(tài)。
5.化學高二必修二知識點歸納 篇五
化學平衡常數(shù)
(1)對達到平衡的可逆反應，生成物濃度的系數(shù)次方的乘積與反應物濃度的系數(shù)次方的乘積之比為一常數(shù)，該常數(shù)稱為化學平衡常數(shù)，用符號K表示。
(2)平衡常數(shù)K的大小反映了化學反應可能進行的程度(即反應限度)，平衡常數(shù)越大，說明反應可以進行得越完全。
(3)平衡常數(shù)表達式與化學方程式的書寫方式有關。對于給定的可逆反應，正逆反應的平衡常數(shù)互為倒數(shù)。
(4)借助平衡常數(shù)，可以判斷反應是否到平衡狀態(tài)：當反應的濃度商Qc與平衡常數(shù)Kc相等時，說明反應達到平衡狀態(tài)。
6.化學高二必修二知識點歸納 篇六
反應焓變的計算
(1)蓋斯定律
對于一個化學反應，無論是一步完成，還是分幾步完成，其反應焓變一樣，這一規(guī)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，合并出題目所求的熱化學方程式，根據(jù)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(shù)和。
(3)根據(jù)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)]
7.化學高二必修二知識點歸納 篇七
物質(zhì)的分類
金屬：Na、Mg、Al
單質(zhì)
非金屬：S、O、N
酸性氧化物：SO3、SO2、P2O5等
氧化物堿性氧化物：Na2O、CaO、Fe2O3
氧化物：Al2O3等
純鹽氧化物：CO、NO等
凈含氧酸：HNO3、H2SO4等
物按酸根分
無氧酸：HCl
強酸：HNO3、H2SO4、HCl
酸按強弱分
弱酸：H2CO3、HClO、CH3COOH
化一元酸：HCl、HNO3
合按電離出的H+數(shù)分二元酸：H2SO4、H2SO3
物多元酸：H3PO4
強堿：NaOH、Ba(OH)2
物按強弱分
質(zhì)弱堿：NH3•H2O、Fe(OH)3
堿
一元堿：NaOH、
按電離出的HO-數(shù)分二元堿：Ba(OH)2
多元堿：Fe(OH)3
正鹽：Na2CO3
鹽酸式鹽：NaHCO3
堿式鹽：Cu2(OH)2CO3
溶液：NaCl溶液、稀H2SO4等
混懸濁液：泥水混合物等
合乳濁液：油水混合物
物膠體：Fe(OH)3膠體、淀粉溶液、煙、霧、有色玻璃等
8.化學高二必修二知識點歸納 篇八
甲烷CH4
烴—碳氫化合物：僅有碳和氫兩種元素組成（甲烷是分子組成最簡單的烴）
1、物理性質(zhì)：無色、無味的氣體，極難溶于水，密度小于空氣，俗名：沼氣、坑氣
2、分子結(jié)構：CH4：以碳原子為中心，四個氫原子為頂點的正四面體（鍵角：109度28分）
3、化學性質(zhì)：
�、傺趸磻�
CH4+2O2→（點燃）CO2+2H2O
（產(chǎn)物氣體如何檢驗？）
甲烷與KMnO4不發(fā)生反應，所以不能使紫色KMnO4溶液褪色
�、谌〈磻�
CH4+Cl2→(光照)→CH3Cl(g)+HCl
CH3Cl+Cl2→(光照)→CH2Cl2(l)+HCl
CH2Cl+Cl2→(光照)→CHCl3(l)+HCl
CHCl3+Cl2→(光照)→CCl4(l)+HCl
�。ㄈ燃淄橛纸新确�，四氯甲烷又叫四氯化碳，二氯甲烷只有一種結(jié)構，說明甲烷是正四面體結(jié)構）
4、同系物：結(jié)構相似，在分子組成上相差一個或若干個CH2原子團的物質(zhì)（所有的烷烴都是同系物）
5、同分異構體：化合物具有相同的分子式，但具有不同結(jié)構式（結(jié)構不同導致性質(zhì)不同）
烷烴的溶沸點比較：碳原子數(shù)不同時，碳原子數(shù)越多，溶沸點越高；碳原子數(shù)相同時，支鏈數(shù)越多熔沸點越低
同分異構體書寫：會寫丁烷和戊烷的同分異構體
9.化學高二必修二知識點歸納 篇九
化學能與熱能
�。�1）化學反應中能量變化的主要原因：化學鍵的斷裂和形成
�。�2）化學反應吸收能量或放出能量的決定因素：反應物和生成物的總能量的相對大小
a.吸熱反應：反應物的總能量小于生成物的總能量
b.放熱反應：反應物的總能量大于生成物的總能量
（3）化學反應的一大特征：化學反應的過程中總是伴隨著能量變化，通常表現(xiàn)為熱量變化
10.化學高二必修二知識點歸納 篇十
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(tài)”，這就是這個反應所能達到的限度，即化學平衡狀態(tài)。
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(zhì)（反應物和生成物）的物質(zhì)的量都不可能為0。
�。�2）化學平衡狀態(tài)的特征：逆、動、等、定、變。
�、倌妫夯瘜W平衡研究的對象是可逆反應。
②動：動態(tài)平衡，達到平衡狀態(tài)時，正逆反應仍在不斷進行。
�、鄣龋哼_到平衡狀態(tài)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。
�、芏ǎ哼_到平衡狀態(tài)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(tài)的標志：
�、賄A（正方向）=VA（逆方向）或nA（消耗）=nA（生成）（不同方向同一物質(zhì)比較）
②各組分濃度保持不變或百分含量不變
�、劢柚伾蛔兣袛啵ㄓ幸环N物質(zhì)是有顏色的）
�、芸偽镔|(zhì)的量或總體積或總壓強或平均相對分子質(zhì)量不變（前提：反應前后氣體的總物質(zhì)的量不相等的反應適用，即如對于反應xA+B可逆號zC，x+≠z）
