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化学平衡的内容是高中学生学习化学的时候遇到的一个难点知识点，这个内容是比较复杂的，我们需要反复理解。下面是百分网小编为大家整理的高二化学重要的知识点，希望对大家有用! 化学平衡 1、化学平衡状态 (1)溶解平衡状态的建立：当溶液中固体溶质溶解和溶液中溶质分子聚集到固体表面的结晶过程的速率相等时，饱和溶液的浓度和固体溶质的质量都保持不变，达到溶解平衡。溶解平衡是一种动态平衡状态。 小贴士： ①固体溶解过程中，固体的溶解和溶质分子回到固体溶质表面这两个过程一直存在，只不过二者速率不同，在宏观上表现为固体溶质的减少。当固体全部溶解后仍未达到饱和时，这两个过程都不存在了。 ②当溶液达到饱和后，溶液中的固体溶解和溶液中的溶质回到固体表面的结晶过程一直在进行，并且两个过程的速率相等，宏观上饱和溶液的浓度和固体溶质的质量都保持不变，达到溶解平衡状态。 (2)可逆反应与不可逆反应 ①可逆反应：在同一条件下，同时向正、反两个方向进行的化学反应称为可逆反应。 前提：反应物和产物必须同时存在于同一反应体系中，而且在相同条件下，正、逆反应都能自动进行。 ②不可逆反应：在一定条件下，几乎只能向一定方向(向生成物方向)进行的反应。 (3)化学平衡状态的概念：化学平衡状态指的是在一定条件下的可逆反应里，正反应速率和逆反应速率相等，反应混合物中各组分的浓度保持不变的状态。 理解化学平衡状态应注意以下三点： ①前提是“一定条件下的可逆反应”，“一定条件”通常是指一定的温度和压强。 ②实质是“正反应速率和逆反应速率相等”，由于速率受外界条件的影响，所以速率相等基于外界条件不变。 ③标志是“反应混合物中各组分的浓度保持不变”。浓度没有变化，并不是各种物质的浓度相同。对于一种物质来说，由于单位时间内的生成量与消耗量相等，就表现出物质的多少不再随时间的改变而改变。 2、化学平衡移动 可逆反应的平衡状态是在一定外界条件下(浓度、温度、压强)建立起来的，当外界条件发生变化时，就会影响到化学反应速率，当正反应速率不再等于逆反应速率时，原平衡状态被破坏，并在新条件下建立起新的平衡。此过程可表示为： (1)化学平衡移动：可逆反应中旧化学平衡的破坏、新化学平衡的建立过程。 (2)化学平衡移动的原因：反应条件的改变，使正、逆反。应速率发生变化，并且正、逆反应速率的改变程度不同，导致正、逆反应速率不相等，平衡受到破坏，平衡混合物中各组分的含量发生相应的变化。 ①若外界条件改变，引起υ正>ν逆时，正反应占优势，化学平衡向正反应方向移动，各组分的含量发生变化; ②若外界条件改变，引起υ正<ν逆时，逆反应占优势，化学平衡向逆反应方向移动，各组分的含量发生变化; ③若外界条件改变，引起υ正和ν逆都发生变化，如果υ正和ν逆仍保持相等，化学平衡就没有发生移动，各组分的含量从保持一定到条件改变时含量没有变化。 (3)浓度对化学平衡的影响 在其他条件不变的情况下： 增大反应物的浓度，平衡向正反应方向移动，使反应物的浓度降低; 减小产物的浓度，平衡向正反应方向移动，使产物的浓度增大; 增大产物的浓度，平衡向逆反应方向移动，使产物的浓度降低; 减小反应物的浓度，平衡向逆反应方向移动，使反应物的浓度增大。 (4)压强对化学平衡的影响 在其他条件不变的情况下，对于有气体参加或者生成的反应，增大压强，会使气体的浓度增大相同的倍数，正、逆反应速率都增加，化学平衡向着气体体积缩小的反应方向移动; 减小压强，会使气体的浓度减小相同的倍数，正、逆反应速率都减小，会使化学平衡向着气体体积增大的反应方向移动。 (5)温度对化学平衡的影响 在其他条件不变的情况下，温度升高，化学平衡向着吸热反应方向移动;温度降低，化学平衡向着放热反应方向移动。 (6)催化剂对化学平衡的影响 使用催化剂不影响化学平衡的移动。由于催化剂可以改变化学反应速率，而且对于可逆反应来说，催化剂对正反应速率与逆反应速率影响的程度是等同的，所以平衡不移动。但应注意，虽然催化剂不使化学平衡移动，但使用催化剂可影响可逆反应达到平衡的时间。 (7)勒夏特列原理 ①原理内容：如果改变影响平衡的一个条件(如温度、压强等)，平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。 化学能转化为电能——电池 1、原电池的工作原理 (1)原电池的概念： 把化学能转变为电能的装置称为原电池。 (2)cu-zn原电池的工作原理： 如图为cu-zn原电池，其中zn为负极，cu为正极，构成闭合回路后的现象是：zn片逐渐溶解，cu片上有气泡产生，电流计指针发生偏转。该原电池反应原理为：zn失电子，负极反应为：zn→zn2++2e-;cu得电子，正极反应为：2h++2e-→h2。电子定向移动形成电流。总反应为：zn+cuso4=znso4+cu。 (3)原电池的电能 若两种金属做电极，活泼金属为负极，不活泼金属为正极;若一种金属和一种非金属做电极，金属为负极，非金属为正极。 2、化学电源 (1)锌锰干电池 负极反应：zn→zn2++2e-; 正极反应：2nh4++2e-→2nh3+h2; (2)铅蓄电池 负极反应：pb+so42-pbso4+2e- 正极反应：pbo2+4h++so42-+2e-pbso4+2h2o 放电时总反应：pb+pbo2+2h2so4=2pbso4+2h2o。 充电时总反应：2pbso4+2h2o=pb+pbo2+2h2so4。 (3)*氧燃料电池 负极反应：2h2+4oh-→4h2o+4e- 正极反应：o2+2h2o+4e-→4oh- 电池总反应：2h2+o2=2h2o 3、金属的腐蚀与防护 (1)金属腐蚀 金属表面与周围物质发生化学反应或因电化学作用而遭到破坏的过程称为金属腐蚀。 (2)金属腐蚀的电化学原理。 生铁中含有碳，遇有雨水可形成原电池，铁为负极，电极反应为：fe→fe2++2e-。水膜中溶解的氧气被还原，正极反应为：o2+2h2o+4e-→4oh-，该腐蚀为“吸氧腐蚀”，总反应为：2fe+o2+2h2o=2fe(oh)2，fe(oh)2又立即被氧化：4fe(oh)2+2h2o+o2=4fe(oh)3，fe(oh)3分解转化为铁锈。若水膜在*度较高的环境下，正极反应为：2h++2e-→h2↑，该腐蚀称为“析*腐蚀”。 (3)金属的防护 金属处于干燥的环境下，或在金属表面刷油漆、陶瓷、沥青、塑料及电镀一层耐腐蚀*强的金属防护层，破坏原电池形成的条件。从而达到对金属的防护;也可以利用原电池原理，采用牺牲阳极保护法。也可以利用电解原理，采用外加电流*极保护法。 化学反应与能量转化 化学反应的实质是反应物化学键的断裂和生成物化学键的形成，化学反应过程中伴随着能量的释放或吸收。 一、化学反应的热效应 1、化学反应的反应热 (1)反应热的概念： 当化学反应在一定的温度下进行时，反应所释放或吸收的热量称为该反应在此温度下的热效应，简称反应热。用符号q表示。 (2)反应热与吸热反应、放热反应的关系。 q>0时，反应为吸热反应;q<0时，反应为放热反应。 (3)反应热的测定 测定反应热的仪器为量热计，可测出反应前后溶液温度的变化，根据体系的热容可计算出反应热，计算公式如下： q=-c(t2-t1)式中c表示体系的热容，t1、t2分别表示反应前和反应后体系的温度。实验室经常测定中和反应的反应热。 2、化学反应的焓变 (1)反应焓变 物质所具有的能量是物质固有的*质，可以用称为“焓”的物理量来描述，符号为h，单位为kj·mol-1。 反应产物的总焓与反应物的总焓之差称为反应焓变，用Δh表示。 (2)反应焓变Δh与反应热q的关系。 对于等压条件下进行的化学反应，若反应中物质的能量变化全部转化为热能，则该反应的反应热等于反应焓变，其数学表达式为：qp=Δh=h(反应产物)-h(反应物)。 (3)反应焓变与吸热反应，放热反应的关系： h>0，反应吸收能量，为吸热反应。 h<0，反应释放能量，为放热反应。 (4)反应焓变与热化学方程式： 把一个化学反应中物质的变化和反应焓变同时表示出来的化学方程式称为热化学方程式，如：h2(g)+o2(g)=h2o(l);Δh(298k)=-285.8kj·mol-1 书写热化学方程式应注意以下几点： ①化学式后面要注明物质的聚集状态：固态(s)、液态(l)、气态(g)、溶液(aq)。 ②化学方程式后面写上反应焓变Δh，Δh的单位是j·mol-1或kj·mol-1，且Δh后注明反应温度。 ③热化学方程式中物质的系数加倍，Δh的数值也相应加倍。 3、反应焓变的计算 (1)盖斯定律 对于一个化学反应，无论是一步完成，还是分几步完成，其反应焓变一样，这一规律称为盖斯定律。 (2)利用盖斯定律进行反应焓变的计算。 常见题型是给出几个热化学方程式，合并出题目所求的热化学方程式，根据盖斯定律可知，该方程式的Δh为上述各热化学方程式的Δh的代数和。 (3)根据标准摩尔生成焓，Δfhmθ计算反应焓变Δh。 对任意反应：aa+bb=cc+dd h=[cΔfhmθ(c)+dΔfhmθ(d)]-[aΔfhmθ(a)+bΔfhmθ(b)] 1.高中化学平衡知识点 2.高二化学重点知识点归纳总结 3.高中化学易错的知识点归纳 4.高二化学会考重要知识点的归纳 5.高考化学题知识点 6.高中化学会考文科必背知识点 第2篇：高二化学等效平衡知识点归纳 一、概念： 在一定条件下，同一可逆反应的两个不同的起始状态（一般是各组分起始加入量不同）分别达到平衡时，同种组分的含量都相同，这样的两个平衡叫等效平衡。 二、规律： ①对于一般的可逆反应，在定温定容的条件下，只改变起始时加入物质的物质的量，若通过可逆反应的化学计量数比例换算成同一半边的物质的物质的量（终态假设）与原平衡相同，这样的平衡就是等效平衡。 ②在定温定容的条件上，对于反应前后气体分子数不变的可逆反应，只要反应物（生成物）的物质的量的比例与原平衡相同，两平衡即是等效平衡。 ③在同温同压条件下，改变起始时加入物质的物质的量，只要按化学计量数换算成同一半边的物质的量之比与原平衡相同，则达平衡后与原平衡等效。 三、等效 相同条件下，同一可逆反应体系，不管从正反应开始，还是从逆反应开始，达到平衡时，任何相同物质的含量（体积分数、质量分数或物质的量分数）都相同的化学平衡互称等效平衡。可分为“全等效”平衡和“相似等效”平衡。 判断等效平衡的方法：使用极限转化的方法将各种情况变换成同一反应物或生成物，然后观察有关物质的数量是否相当。 在一定条件下（恒温恒容或恒温恒压），对同一可逆反应，起始时加入物质的物质的量不同，达平衡时的状态规律如下表： 条件等效条件结果恒温恒容 （△n（g）≠0）投料换算成相同物质表示时量相同两次平衡时各组分百分量、n、c均相同恒温恒容 （△n（g）=0）投料换算成相同物质表示时等比例两次平衡时各组分百分量相同，n、c同比例变化恒温恒压投料换算成相同物质表示时等比例两次平衡时各组分百分量、c相同，n同比例变化。 一、恒温恒容（定t、v）的等效平衡 1、在定t、v条件下，对于反应前后气体体积改变的反应：若改变起始加入情况，只要通过可逆反应的化学计量数比换算成平衡时左右两边同一边物质的物质的量与原平衡相同，则二平衡等效。 2、在定t、v条件下，对于反应前后气体体积不变的反应：只要反应物（或生成物）的物质的量的比例与原平衡相同，则二平衡等效。 二、恒温恒压（定t、p）的等效平衡 在定t、p条件下：若改变起始加入情况，只要通过可逆反应的化学计量数比换算成平衡时左右两边同一边物质的物质的量之比。 即：对于反应前后气体体积发生变化的可逆反应而言，恒容容器中要想达到同一平衡状态，投料量必须相同；恒压容器中要想达到同一平衡状态，投料量可以不同，但投入的比例得相同。 对于反应前后气体体积不变的可逆反应而言，不管是恒容容器中，还是发生恒压变化要想达到同一平衡状态，只要按比例投料即可。 ①在恒温、恒压下，对于象2x（g）+y（g）=2z（g）这种类型（反应前后气体的体积数不等）的平衡反应，只要能使各物质的初始物质的量分别相等，就可以建立相同平衡。两个平衡的所有对应平衡量（包括正逆反应速率、各组分的物质的量分数、物质的量浓度、气体体积分数、质量分数等）完全相等。而对于x（g）+y（g）=2z（g）这种类型（反应前后气体的体积数相等）的平衡反应，只要能使各物质初始物质的量之比相等就可以建立相似平衡。即两平衡的关系是相似关系。两平衡中各组分的物质的量分数、气体体积分数、质量分数、各反应物的转化率等对应相等；而两平衡中的正逆反应速率、各组分平衡时的物质的量及物质的量浓度等对应成比例。 ②在恒温、恒容下，只要使各物质初始浓度相等即可建立相似平衡。即两平衡的关系是相似关系。两平衡中的正、逆反应速率、各组分平衡时的物质的量浓度、物质的量分数、气体体积分数、质量分数、各反应物的转化率等对应相等；而两平衡中各组分平衡时的物质的量等对应成比例。 第3篇：高中化学电离平衡知识点归纳 相比较与初中的化学学习，高中的化学学习难度的确比较大，部分化学知识我们是比较陌生的，电离平衡的内容是比较多学生没有掌握的。下面是百分网小编为大家整理的高中化学必背的知识点，希望对大家有用! 1、kw=c(h+)·c(oh-)，纯水中c(h+)=c(oh-)，纯水总是呈电中*的。 2、不能认为c(h+)或c(oh-)等于10-7mol/l或ph=7的溶液就一定是中*溶液，即不能把ph=7作为判断一切溶液*、碱*的分界线，而应比较c(h+)和c(oh-)两者的相对大小。溶液呈*碱*的本质是c(h+)≠c(oh-)。 3、已知水电离产生的c(h+)或c(oh-)并不能最终确定溶液的*碱*，因为这既可能是*(或**)溶液，也可能是碱(或碱*)溶液。例如，由水电离出的c(h+)=1×10-13mol/l的溶液，其ph等于1或13。 4、水电离平衡的破坏和移动 (1)外加*、碱可以打破水的电离平衡，促使水的电离平衡逆向移动，导致c(h+)≠c(oh-)，水的电离受到抑制。*溶液的ph表示的c(h+)为溶质*电离产生的，通过kw=c(h+)·c(oh-)水可以计算出水电离的c(oh-)水，而c(h+)水=c(oh-)水。碱溶液的ph表示的c(h+)则为水电离出的c(h+)水，因为碱本身不能电离出h+。 (2)温度会影响水的电离平衡。水的电离是吸热过程，温度升高，促进水的电离，kw增大，ph减小，但仍存在c(h+)水=c(oh-)水。在常温时kw=10-14，100℃时，kw=10-12。 (3)能发生水解的盐可以促进水的电离，从而打破水的电离平衡。只有一种弱*根*离子(或弱碱阳离子)水解，则c(h+)≠c(oh-);若所加盐发生双水解，则两种离子的浓度可能相等，也可能不相等。水解呈**的盐溶液ph表示的是水电离的c(h+)水(与碱溶液相同)，水解呈碱*的盐溶液的poh{poh=-lgc(oh-)}表示的是水电离的c(oh-)水(与*溶液相同)。 5、对于极稀的*、碱溶液，水的电离则不可忽视 例如：c(h+)=10-8mol/l的盐*，如果认为ph=8就错了，因为*溶液的ph在常温时一定是小于7的。这时在计算该溶液的ph时，就必须考虑水电离产生的c(h+)水和c(oh-)水。 例1、25℃时，水的电离达到平衡：h2oh++oh-;△h>0，下列叙述正确的是() a.向水中加入稀氨水，水的电离平衡逆向移动，c(oh-)降低 b.向水中加入少量固体nahso4，c(h+)增大，kw不变 c.向水中加入少量固体ch3coona，平衡逆向移动，c(h+)降低 d.将水加热，kw增大，ph不变 解析：向水中加入稀氨水时，平衡逆向移动，溶液呈碱*，c(oh-)增大;ch3coona水解，可使平衡正向移动，溶液呈碱*;将水加热时，水的电离程度变大，ph减小。*选b。 例2、在一定温度下，测得某中*溶液的ph=6.5，将此温度下ph=11的naoh溶液al与ph=1的h2so4溶液bl混合。 (1)若所得混合溶液为中*，则a:b_______。 (2)若所得混合溶液的ph=2，则a：b_______。. 解析：因中*溶液的ph=6.5<7，说明水的电离受到促进，故温度高于常温。在此条件下，已知碱溶液的ph求c(oh-)时特别容易出错，而已知*溶液的ph求c(h+)则不受影响。 该中*溶液中，c(h+)=c(oh-)=10-6.5mol/l，kw=c(h+)·c(oh-)=10-13。 (1)所得混合溶液为中*时，n(h+)*=n(oh-)碱，即10(11-13)a=10-1b，a：b=10：1。 (2)所得混合溶液的ph=2时，，解得：a：b=9：2 *：(1)10：1(2)9：2 一、化学反应速率 1、化学反应速率 (1)化学反应速率的概念 化学反应速率是用来衡量化学反应进行的快慢程度的物理量。 (2)化学反应速率的表示方法 对于反应体系体积不变的化学反应，通常用单位时间内反应物或生成物的物质的量浓度的变化值表示。 某一物质a的化学反应速率的表达式为： 式中某物质a的浓度变化，常用单位为mol·l-1。某段时间间隔，常用单位为s,min,h。υ为物质a的反应速率，常用单位是mol·l-1·s-1，mol·l-1·s-1等。 (3)化学反应速率的计算规律 ①同一反应中不同物质的化学反应速率间的关系 同一时间内，用不同的物质表示的同一反应的反应速率数值之比等于化学方程式中各物质的化学计量数之比。 ②化学反应速率的计算规律 同一化学反应，用不同物质的浓度变化表示的化学反应速率之比等于反应方程式中相应的物质的化学计量数之比，这是有关化学反应速率的计算或换算的依据。 (4)化学反应速率的特点 ①反应速率不取负值，用任何一种物质的变化来表示反应速率都不取负值。 ②同一化学反应选用不同物质表示反应速率时，可能有不同的速率数值，但速率之比等于化学方程式中各物质的化学计量数之比。 ③化学反应速率是指时间内的“平均”反应速率。 小贴士： ①化学反应速率通常指的是某物质在某一段时间内化学反应的平均速率，而不是在某一时刻的瞬时速率。 ②由于在反应中纯固体和纯液体的浓度是恒定不变的，因此对于有纯液体或纯固体参加的反应一般不用纯液体或纯固体来表示化学反应速率。其化学反应速率与其表面积大小有关，而与其物质的量的多少无关。通常是通过增大该物质的表面积(如粉碎成细小颗粒、充分搅拌、振荡等)来加快反应速率。 ③对于同一化学反应，在相同的反应时间内，用不同的物质来表示其反应速率，其数值可能不同，但这些不同的数值表示的都是同一个反应的速率。因此，表示化学反应的速率时，必须指明是用反应体系中的哪种物质做标准。 2、化学反应速率的测量 (1)基本思路 化学反应速率是通过实验测定的。因为化学反应中发生变化的是体系中的化学物质(包括反应物和生成物)，所以与其中任何一种化学物质的浓度(或质量)相关的*质在测量反应速率时都可以加以利用。 (2)测定方法 ①直接可观察的*质，如释放出气体的体积和体系的压强。 ②依靠科学仪器才能测量的*质，如颜*的深浅、光的吸收、光的发*、导电能力等。 ③在溶液中，当反应物或产物本身有比较明显的颜*时，常常利用颜*深浅和显*物质浓度间的正比关系来跟踪反应的过程和测量反应速率。 二、影响化学反应速率的因素 1、发生化学反应的前提——有效碰撞理论 (1)有效碰撞：能够发生化学反应的碰撞。 化学反应发生的先决条件是反应物分子之间必须发生碰撞。 反应物分子之间的碰撞只有少数碰撞能导致化学反应的发生，多数碰撞并不能导致反应的发生，是无效碰撞。碰撞的频率越高，则化学反应速率就越大。 (2)活化能和活化分子 ①活化分子：在化学反应中，能量较高，有可能发生有效碰撞的分子。 活化分子之间之所以能够发生有效碰撞，是由于它们的能量高，发生碰撞时，能够克服相撞分子之间的排斥力，破坏分子内部原子之间的“结合力”，从而导致反应物分子破坏，重新组合成生成物分子，发生化学反应。 ②活化能：活化分子所多出的那部分能量(或普通分子转化成活化分子所需的最低能量)。 ③活化能与化学反应速率：活化分子数目的多少决定了有效碰撞发生的次数。在分子数确定时，活化分子百分数增大，有效碰撞的次数增多，反应速率加快。 2、决定化学反应速率的内部因素 不同的化学反应具有不同的反应速率，影响反应速率的主要因素是内因，即参加反应的物质本身的*质。 内因：参加反应的物质的*质和反应的历程，是决定化学反应速率的主要因素。 3、影响化学反应速率的外部因素 当物质确定时(即内因固定)，在同一反应中，影响反应速率的因素是外因，即外界条件，主要有温度、浓度、压强、催化剂等。 (1)浓度对化学反应速率的影响 ①规律：其他条件不变时，增大反应物的浓度，可以加快反应速率;减小反应物的浓度，可以减慢化学反应的速率。 ②理论解释：在其他条件不变时，对某一反应来说，活化分子百分数是一定的，即单位体积内的活化分子数与反应物的浓度成正比。 (2)压强对反应速率的影响 ①影响对象：压强只影响有气体参与的反应的反应速率对于没有气体参与的反应，压强对它的反应速率没有任何影响。 注：压强影响，只适用于讨论有气体参加的反应，当然并不一定参加反应的物质全部是气体，只要有气体参与，压强即会影响反应的反应速率。 ②规律：对于有气体参加的反应，若其他条件不变，增大压强，反应速率加快;减小压强，反应速率减慢。 ③理论解释：对气体来说，若其他条件不变，增大压强，是增大了浓度单位体积内活化分子数增多有效碰撞次数增多化学反应速率增大。因此，增大压强，可以增大化学反应速率。 (3)温度对反应速率的影响 ①规律：其他条件不变时，升高温度，可以增大反应速率，降低温度，可以减慢反应速率。 ②理论解释：温度是分子平均动能的反映，温度升高，使得整个体系中分子的能量升高，分子运动速率加快。 (4)催化剂对反应速率的影响 ①规律：催化剂可以改变化学反应的速率。在不加说明时，催化剂一般指使反应速率加快的正催化剂。 ②催化剂影响化学反应速率的原因：在其他条件不变时，使用催化剂可以大大降低反应所需要的能量，会使更多的反应物分子成为活化分子，大大增加活化分子百分数，因而使反应速率加快。同一催化剂能同等程度地改变正、逆反应的速率。 1、向*氧化*溶液中通入少量co2： 2naoh+co2═na2co3+h2o co2+2oh-═co32-+h2o 2、在标准状况下2.24lco2通入1mol/l100mlnaoh溶液中： co2+naoh═nahco3 co2+oh-═hco3- 3、烧碱溶液中通入过量二氧化硫： naoh+so2=nahso3 oh-+so2═hso3- 4、在澄清石灰水中通入过量二氧化碳： ca(oh)2+2co2=ca(hco3)2 co2+oh-═hco3- 5、氨水中通入少量二氧化碳： 2nh3?h2o+co2═(nh4)2co3+h2o 2nh3?h2o+co2═2nh4++co32-+2h2o 6、用碳**溶液吸收少量二氧化硫： na2co3+so2=na2so3+co2↑ co32-+so2═so32-+co2↑ 7、二氧化碳通入碳**溶液中： na2co3+co2+h2o=2nahco3 co32-+co2+h2o═2hco3- 8、在醋*铅[pb(ac)2]溶液中通入h2s气体： pb(ac)2+h2s=pbs↓+2hac pb(ac)2+h2s═pbs↓+2hac 9、苯**溶液中通入少量二氧化碳： co2+h2o+c6h5ona→c6h5oh+nahco3 co2+h2o+c6h5o-→c6h5oh+hco3- 10、*化铁溶液中通入*化*气体： 2fecl3+2hi═2fecl2+i2+2hcl 2fe3++2i-═2fe2++i2 11、硫*铁的**溶液中通入足量硫化*： fe2(so4)3+h2s═2feso4+s↓+h2so4 2fe3++h2s═2fe2++s↓+2h+ 12、少量so2气体通入naclo溶液中： 3naclo+so2+h2o═na2so4+2hclo+nacl 3clo-+so2+h2o=so42-+2hclo+cl- 13、*气通入水中： cl2+h2o?hcl+hclo cl2+h2o?h++cl-+hclo 14、*气通入水中： 2f2+2h2o=4hf+o2 2f2+2h2o═4hf+o2 15、*气通入冷的*氧化*溶液中： cl2+2naoh═naclo+nacl+h2o cl2+2oh-═cl-+clo-+h2o 16、febr2溶液与少量cl2反应： 6febr2+3cl2=2fecl3+4febr3 2fe2++cl2=2fe3++cl- 17、febr2溶液与等物质的量cl2反应： 6febr2+6c12=4fecl3+2febr3+3br2 2fe2++2br-+2cl2═2fe3++br2+4cl- 18、febr2溶液中通入过量cl2： 2febr2+3cl2=2fecl3+2br2 2fe2++4br-+3cl2═2fe3++2br2+6cl- 19、足量*气通入*化亚铁溶液中： 3cl2+2fei2=2fecl3+2i2 3cl2+2fe2++4i-═2fe3++2i2+6cl- 20、在fei2溶液中滴入少量溴水： fei2+br2=febr2+i2 br2+2i-═2br-+i2 21、*化亚铁溶液中滴入溴水： 6fecl2+3br2═4fecl3+2febr3 2fe2++br2═2fe3++2br- 22、*与水反应： 2na+2h2o=2naoh+h2↑ 2na+2h2o═2na++2oh-+h2↑ 23、铝片投入*氧化*溶液： 2al+2naoh+2h2o═2naalo2+3h2↑ 2al+2oh-+2h2o═2alo2-+3h2↑ 24、*化铁溶液中加入铁粉： 2fecl3+fe═3fecl2 2fe3++fe═3fe2+ 25、fecl3溶液与cu反应： 2fecl3+cu=cucl2+2fecl2 2fe3++cu═cu2++2fe2+ 1.高中化学离子反应知识点归纳 2.高中化学选修3知识点总结 3.高中化学必备的知识点总结归纳 4.高二化学重点知识点整理总结 5.高中化学重要的基础知识点归纳 6.高中化学选修四重要的知识点 【导语】直到高二，学生的学习自觉性增强，获取知识一方面从教师那里接受，但这种接受也应该有别于以前的被动接受，它是在经过自己思考、理解的基础上接受。另一方面通过自学主动获取知识。能否顺利实现转变，是成绩能否突破的关键。下面是©无忧考网为大家带来的《高二化学必修二知识点总结》，希望对你有所帮助! 1.高二化学必修二知识点总结 一、元素周期律 1、影响原子半径大小的因素： ①电子层数：电子层数越多，原子半径越大(最主要因素) ②核电荷数：核电荷数增多，吸引力增大，使原子半径有减小的趋向(次要因素) ③核外电子数：电子数增多，增加了相互排斥，使原子半径有增大的倾向 2、元素的化合价与最外层电子数的关系：正价等于最外层电子数(氟氧元素无正价) 负化合价数=8—最外层电子数(金属元素无负化合价) 3、同主族、同周期元素的结构、性质递变规律： 同主族：从上到下，随电子层数的递增，原子半径增大，核对外层电子吸引能力减弱，失电子能力增强，还原性(金属性)逐渐增强，其离子的氧化性减弱。 同周期：左→右，核电荷数——→逐渐增多，最外层电子数——→逐渐增多 原子半径——→逐渐减小，得电子能力——→逐渐增强，失电子能力——→逐渐减弱 氧化性——→逐渐增强，还原性——→逐渐减弱，气态氢化物稳定性——→逐渐增强 价氧化物对应水化物酸性——→逐渐增强，碱性——→逐渐减弱 二、化学键 含有离子键的化合物就是离子化合物;只含有共价键的化合物才是共价化合物。 用电子式表示出下列物质： CO2、N2、H2S、CH4、Ca(OH)2、Na2O2、H2O2等如：NaOH中含极性共价键与离子键，NH4Cl中含极性共价键与离子键，Na2O2中含非极性共价键与离子键，H2O2中含极性和非极性共价键 2.高二化学必修二知识点总结 1、合成氨反应的限度 合成氨反应是一个放热反应，同时也是气体物质的量减小的熵减反应，故降低温度、增大压强将有利于化学平衡向生成氨的方向移动。 2、合成氨反应的速率 （1）高压既有利于平衡向生成氨的方向移动，又使反应速率加快，但高压对设备的要求也高，故压强不能特别大。 （2）反应过程中将氨从混合气中分离出去，能保持较高的反应速率。 （3）温度越高，反应速率进行得越快，但温度过高，平衡向氨分解的方向移动，不利于氨的合成。 （4）加入催化剂能大幅度加快反应速率。 3、合成氨的适宜条件 在合成氨生产中，达到高转化率与高反应速率所需要的条件有时是矛盾的，故应该寻找以较高反应速率并获得适当平衡转化率的反应条件：一般用铁做催化剂，控制反应温度在700K左右，压强范围大致在1×107Pa～1×108Pa之间，并采用N2与H2分压为1∶2、8的投料比。 3.高二化学必修二知识点总结 1、元素周期表的编排原则： ①按照原子序数递增的顺序从左到右排列; ②将电子层数相同的元素排成一个横行——周期; ③把最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成纵行——族 2、如何精确表示元素在周期表中的位置： 周期序数=电子层数;主族序数=最外层电子数 口诀：三短三长一不全;七主七副零八族 熟记：三个短周期，第一和第七主族和零族的元素符号和名称 3、元素金属性和非金属性判断依据： ①元素金属性强弱的判断依据： 单质跟水或酸起反应置换出氢的难易; 元素价氧化物的水化物——氢氧化物的碱性强弱;置换反应。 ②元素非金属性强弱的判断依据： 单质与氢气生成气态氢化物的难易及气态氢化物的稳定性; 价氧化物对应的水化物的酸性强弱;置换反应。 4、核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。 ①质量数==质子数+中子数：A==Z+N ②同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子，互称同位素。(同一元素的各种同位素物理性质不同，化学性质相同) 4.高二化学必修二知识点总结 一、硅元素:无机非金属材料中的主角，在地壳中含量26.3%，次于氧。是一种亲氧元素，以熔点很高的氧化物及硅酸盐形式存在于岩石、沙子和土壤中，占地壳质量90%以上。位于第3周期，第ⅣA族碳的下方。 Si 对比 C 最外层有4个电子，主要形成四价的化合物。 二、二氧化硅(SiO2) 天然存在的二氧化硅称为硅石，包括结晶形和无定形。石英是常见的结晶形二氧化硅，其中无色透明的就是水晶，具有彩色环带状或层状的是玛瑙。二氧化硅晶体为立体网状结构，基本单元是[SiO4]，因此有良好的物理和化学性质被广泛应用。(玛瑙饰物，石英坩埚，光导纤维) 物理:熔点高、硬度大、不溶于水、洁净的SiO2无色透光性好 化学:化学稳定性好、除HF外一般不与其他酸反应，可以与强碱(NaOH)反应，是酸性氧化物，在一定的条件下能与碱性氧化物反应 SiO2+4HF == SiF4 ↑+2H2O SiO2+CaO ===(高温) CaSiO3 SiO2+2NaOH == Na2SiO3+H2O 不能用玻璃瓶装HF，装碱性溶液的试剂瓶应用木塞或胶塞。 三、硅酸(H2SiO3) 酸性很弱(弱于碳酸)溶解度很小，由于SiO2不溶于水，硅酸应用可溶性硅酸盐和其他酸性比硅酸强的酸反应制得。 Na2SiO3+2HCl == H2SiO3↓+2NaCl 硅胶多孔疏松，可作干燥剂，催化剂的载体。 四、硅酸盐 硅酸盐是由硅、氧、金属元素组成的化合物的总称，分布广，结构复杂化学性质稳定。一般不溶于水。(Na2SiO3 、K2SiO3除外)最典型的代表是硅酸钠Na2SiO3 :可溶，其水溶液称作水玻璃和泡花碱，可作肥皂填料、木材防火剂和黏胶剂。 常用硅酸盐产品:玻璃、陶瓷、水泥 五、硅单质 与碳相似，有晶体和无定形两种。晶体硅结构类似于金刚石，有金属光泽的灰黑色固体，熔点高(1410℃)，硬度大，较脆，常温下化学性质不活泼。是良好的半导体，应用:半导体晶体管及芯片、光电池、 六、氯气 物理性质:黄绿色气体，有刺激性气味、可溶于水、加压和降温条件下可变为液态(液氯)和固态。 制法:MnO2+4HCl (浓) MnCl2+2H2O+Cl2 闻法:用手在瓶口轻轻扇动，使少量氯气进入鼻孔。 化学性质:很活泼，有毒，有氧化性， 能与大多数金属化合生成金属氯化物(盐)。也能与非金属反应: 2Na+Cl2 ===(点燃) 2NaCl 2Fe+3Cl2===(点燃) 2FeCl3 Cu+Cl2===(点燃) CuCl2 Cl2+H2 ===(点燃) 2HCl 现象:发出苍白色火焰，生成大量白雾。 燃烧不一定有氧气参加，物质并不是只有在氧气中才可以燃烧。燃烧的本质是剧烈的氧化还原反应，所有发光放热的剧烈化学反应都称为燃烧。 Cl2的用途: ①自来水杀菌消毒Cl2+H2O == HCl+HClO 2HClO ===(光照) 2HCl+O2 ↑ 1体积的水溶解2体积的氯气形成的溶液为氯水，为浅黄绿色。其中次氯酸HClO有强氧化性和漂泊性，起主要的消毒漂白作用。次氯酸有弱酸性，不稳定，光照或加热分解，因此久置氯水会失效。 ②制漂白液、漂白粉和漂粉精 制漂白液 Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O ，其有效成分NaClO比HClO稳定多，可长期存放制漂白粉(有效氯35%)和漂粉精(充分反应有效氯70%) 2Cl2+2Ca(OH)2=CaCl2+Ca(ClO)2+2H2O ③与有机物反应，是重要的化学工业物质。 ④用于提纯Si、Ge、Ti等半导体和钛 ⑤有机化工:合成塑料、橡胶、人造纤维、农药、染料和药品 5.高二化学必修二知识点总结 一、乙醇 1、物理性质：无色有特殊香味的液体，密度比水小，与水以任意比互溶 如何检验乙醇中是否含有水：加无水硫酸铜;如何得到无水乙醇：加生石灰，蒸馏 2、结构:CH3CH2OH(含有官能团：羟基) 3、化学性质 (1)乙醇与金属钠的反应：2CH3CH2OH+2Na=2CH3CH2ONa+H2↑(取代反应) (2)乙醇的氧化反应 ①乙醇的燃烧：CH3CH2OH+3O2=2CO2+3H2O ②乙醇的催化氧化反应2CH3CH2OH+O2=2CH3CHO+2H2O ③乙醇被强氧化剂氧化反应 CH3CH2OH 二、乙酸(俗名：醋酸) 1、物理性质：常温下为无色有强烈刺激性气味的液体，易结成冰一样的晶体，所以纯净的乙酸又叫冰醋酸，与水、酒精以任意比互溶 2、结构：CH3COOH(含羧基，可以看作由羰基和羟基组成) 3、乙酸的重要化学性质 (1)乙酸的酸性：弱酸性，但酸性比碳酸强，具有酸的通性 ①乙酸能使紫色石蕊试液变红 ②乙酸能与碳酸盐反应，生成二氧化碳气体 利用乙酸的酸性，可以用乙酸来除去水垢(主要成分是CaCO3)： 2CH3COOH+CaCO3=(CH3COO)2Ca+H2O+CO2↑ 乙酸还可以与碳酸钠反应，也能生成二氧化碳气体： 2CH3COOH+Na2CO3=2CH3COONa+H2O+CO2↑ 上述两个反应都可以证明乙酸的酸性比碳酸的酸性强。 (2)乙酸的酯化反应 (酸脱羟基，醇脱氢，酯化反应属于取代反应) 高二年级上学期化学会涉及两本书的内容[哇R][哇R]，其一为选择性必修一（化学反应原理）其二为选择性必修二（物质结构与性质）😇这里为大家总结的是选择性必修二，物质结构与性质的知识点！✌️每个章节都清晰的罗列了必考考点，同时也都配有对应的课时作业，方便同学们课后及时巩固练习👏高二化学平衡知识点归纳总结的介绍就聊到这里吧，感谢你花时间阅读本站内容，更多关于高二化学平衡知识点归纳总结、高二化学平衡知识点归纳总结的信息别忘了在本站进行查找喔。
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