高二化学知识点总结归纳优秀4篇-凯发k8官网下载手机版

高二本身的知识体系而言，它主要是对高一知识的深入和新知识模块的补充。差异网为朋友们整理了4篇《高二化学知识点总结归纳》，希望可以启发、帮助到大朋友、小朋友们。

各物理量之间的转化公式和推论⑴微粒数目和物质的量：n==n/na，n==nnana——阿伏加德罗常数。 篇一

规定0.012kg12c所含的碳原子数目为一摩尔，约为6.02×1023个，该数目称为阿伏加德罗常数

⑵物质的量和质量：n==m/m，m==nm

⑶对于气体，有如下重要公式

a、气体摩尔体积和物质的量：n==v/vm，v==nvm标准状况下：vm=22.4l/mol

b、阿伏加德罗定律：同温同压下v(a)/v(b)==n(a)/n(b)==n(a)/n(b)

c、气体密度公式：ρ==m/vm，ρ1/ρ2==m1/m2

⑷物质的量浓度与物质的量关系

a、物质的量浓度与物质的量c==n/v，n==cvb、物质的量浓度与质量分数c==（1000ρω）/m

高二化学知识点总结 篇二

电解池：把电能转化为化学能的装置。

（1）电解池的构成条件

①外加直流电源；

②与电源相连的两个电极；

③电解质溶液或熔化的电解质。

（2）电极名称和电极材料

①电极名称

阳极：接电源正极的为阳极，发生___氧化_____反应；

阴极：接电源负极的为阴极，发生____还原____反应。

②电极材料

惰性电极：c、pt、au等，仅导电，不参与反应；

活性电极：fe、cu、ag等，既可以导电，又可以参与电极反应。

离子放电顺序

（1）阳极：

①活性材料作电极时：金属在阳极失电子被氧化成阳离子进入溶液，阴离子不容易在电极上放电。

②惰性材料作电极（pt、au、石墨等）时：

溶液中阴离子的放电顺序（由易到难）是：s2->i->br->cl->oh->含氧酸根离子。

（2）阴极：无论是惰性电极还是活性电极都不参与电极反应，发生反应的是溶液中的阳离子。

阳离子在阴极上的放电顺序是：

ag >fe3 >cu2 >h >fe2 >zn2 >al3 >mg2 >na

硅及其化合物 篇三

ⅰ、硅

硅是一种亲氧元素，自然界中总是与氧结合，以熔点很高的氧化物及硅酸盐的形式存在。硅有晶体和无定型两种。晶体硅是带有金属光泽的灰黑色固体，熔点高、硬度大、有脆性，常温下不活泼。晶体硅的导电性介于导体和绝缘体之间，是良好的半导体材料，可制成光电池等能源。

ⅱ、硅的化合物

①二氧化硅

a、物理性质：二氧化硅具有晶体和无定形两种。熔点高，硬度大。

b、化学性质：酸性氧化物，是h2sio3的酸酐，但不溶于水

sio2 cao===casio3，sio2 2naoh==na2sio3 h2o，sio2 4hf==sif4↑ 2h2o

c、用途：是制造光导纤维德主要原料；石英制作石英玻璃、石英电子表、石英钟等；水晶常用来制造电子工业的重要部件、光学仪器、工艺品等；石英砂常用作制玻璃和建筑材料。

②硅酸钠：硅酸钠固体俗称泡花碱，水溶液俗称水玻璃，是无色粘稠的液体，常作粘合剂、防腐剂、耐火材料。

放置在空气中会变质：na2sio3 co2 h2o==h2sio3↓ na2co3。实验室可以用可溶性硅酸盐与盐酸反应制备硅酸：na2sio3 2hcl==2nacl h2sio3↓

③硅酸盐：

a、是构成地壳岩石的主要成分，种类多，结构复杂，常用氧化物的形式来表示组成。其表示方式活泼金属氧化物·较活泼金属氧化物·二氧化硅·水。

如：滑石mg3(si4o10)(oh)2可表示为3mgo·4sio2·h2o

b、硅酸盐工业简介：以含硅物质为原料，经加工制得硅酸盐产品的工业成硅酸盐工业，主要包括陶瓷工业、水泥工业和玻璃工业，其反应包含复杂的物理变化和化学变化。

水泥的原料是黏土和石灰石；玻璃的原料是纯碱、石灰石和石英，成份是na2sio3·casio3·4sio2;陶瓷的原料是黏土。

注意：三大传统硅酸盐产品的制备原料中，只有陶瓷没有用到石灰石。

高二化学知识点总结 篇四

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。

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