高二化學學考重要知識點歸納整理(模板十一篇)。

在我們平凡的學生生涯里，大家最熟悉的就是知識點吧？知識點有時候特指教科書上或考試的知識。還在苦惱沒有知識點總結嗎？以下是小編為大家收集的高二化學知識點總結整理，供大家參考借鑒，希望可以幫助到有需要的朋友。

高二化學學考重要知識點歸納整理 篇1

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

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NH4Cl

②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 ℃，101 kPa時，1 mol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：101 kPa

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：1 mol

④研究內容：放出的熱量。（ΔH

四、中和熱

1、概念：在稀溶液中，酸跟堿發生中和反應而生成1mol H2O，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

高二化學學考重要知識點歸納整理 篇2

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

(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)

高二化學學考重要知識點歸納整理 篇3

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

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

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。

高二化學學考重要知識點歸納整理 篇4

高二化學有機物知識點：重要的物理性質

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。

③乙酸乙酯在飽和碳酸鈉溶液中更加難溶，同時飽和碳酸鈉溶液還能通過反應吸收揮發出的乙酸，溶解吸收揮發出的乙醇，便于聞到乙酸乙酯的香味。

④有的淀粉、蛋白質可溶于水形成膠體。蛋白質在濃輕金屬鹽(包括銨鹽)溶液中溶解度減小，會析出(即鹽析，皂化反應中也有此操作)。但在稀輕金屬鹽(包括銨鹽)溶液中，蛋白質的溶解度反而增大。

⑤線型和部分支鏈型高聚物可溶于某些有機溶劑，而體型則難溶于有機溶劑。

⑥氫氧化銅懸濁液可溶于多羥基化合物的溶液中，如甘油、葡萄糖溶液等，形成絳藍色溶液。

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

高二化學有機物知識點：重要的反應

4.既能與強酸，又能與強堿反應的物質

(1)2Al + 6H+ == 2 Al3+ + 3H2↑ 2Al + 2OH- + 2H2O == 2 AlO2- + 3H2↑

(2)Al2O3 + 6H+ == 2 Al3+ + 3H2O Al2O3 + 2OH- == 2 AlO2- + H2O

(3)Al(OH)3 + 3H+ == Al3+ + 3H2O Al(OH)3 + OH- == AlO2- + 2H2O

(4)弱酸的酸式鹽，如NaHCO3、NaHS等等

NaHCO3 + HCl == NaCl + CO2↑ + H2O NaHCO3 + NaOH == Na2CO3 + H2O

NaHS + HCl == NaCl + H2S↑ NaHS + NaOH == Na2S + H2O

(5)弱酸弱堿鹽，如CH3COONH4、(NH4)2S等等

2CH3COONH4 + H2SO4 == (NH4)2SO4 + 2CH3COOH

CH3COONH4 + NaOH == CH3COONa + NH3↑+ H2O

(NH4)2S + H2SO4 == (NH4)2SO4 + H2S↑

(NH4)2S +2NaOH == Na2S + 2NH3↑+ 2H2O

(6)氨基酸，如甘氨酸等

H2NCH2COOH + HCl → HOOCCH2NH3Cl

H2NCH2COOH + NaOH → H2NCH2COONa + H2O

(7)蛋白質

蛋白質分子中的肽鏈的鏈端或支鏈上仍有呈酸性的—COOH和呈堿性的—NH2，故蛋白質仍能與堿和酸反應。

高二化學有機物知識點：有機物的鑒別

1.烯醛中碳碳雙鍵的檢驗

(1)若是純凈的液態樣品，則可向所取試樣中加入溴的四氯化碳溶液，若褪色，則證明含有碳碳雙鍵。

(2)若樣品為水溶液，則先向樣品中加入足量的新制Cu(OH)2懸濁液，加熱煮沸，充分反應后冷卻過濾，向濾液中加入稀硝酸酸化，再加入溴水，若褪色，則證明含有碳碳雙鍵。

★若直接向樣品水溶液中滴加溴水，則會有反應：—CHO + Br2 + H2O → —COOH + 2HBr而使溴水褪色。

2.二糖或多糖水解產物的檢驗

若二糖或多糖是在稀硫酸作用下水解的，則先向冷卻后的水解液中加入足量的NaOH溶液，中和稀硫酸，然后再加入銀氨溶液或新制的氫氧化銅懸濁液，(水浴)加熱，觀察現象，作出判斷。

3.如何檢驗溶解在苯中的苯酚?

取樣，向試樣中加入NaOH溶液，振蕩后靜置、分液，向水溶液中加入鹽酸酸化，再滴入幾滴FeCl3溶液(或過量飽和溴水)，若溶液呈紫色(或有白色沉淀生成)，則說明有苯酚。

★若向樣品中直接滴入FeCl3溶液，則由于苯酚仍溶解在苯中，不得進入水溶液中與Fe3+進行離子反應;若向樣品中直接加入飽和溴水，則生成的三溴苯酚會溶解在苯中而看不到白色沉淀。

★若所用溴水太稀，則一方面可能由于生成溶解度相對較大的一溴苯酚或二溴苯酚，另一方面可能生成的三溴苯酚溶解在過量的苯酚之中而看不到沉淀。

4.如何檢驗實驗室制得的乙烯氣體中含有CH2=CH2、SO2、CO2、H2O?

將氣體依次通過無水硫酸銅、品紅溶液、飽和Fe2(SO4)3溶液、品紅溶液、澄清石灰水、檢驗水) (檢驗SO2) (除去SO2) (確認SO2已除盡)(檢驗CO2)

溴水或溴的四氯化碳溶液或酸性高錳酸鉀溶液(檢驗CH2=CH2)。

高二化學學考重要知識點歸納整理 篇5

鹵族元素

1遇淀粉變藍的物質I2(碘水、碘酒)

2使淀粉—KI溶液變藍的物質Cl2

3的含氧酸HClO4

4最穩定的氣態氫化物HF

5描述下列實驗現象：

(1)銅絲在氯氣中燃燒(2)H2在Cl2中燃燒(3)CH4與Cl2混合光照(1)產生棕_的`煙

(2)產生蒼白色的火焰(3)黃綠色變淺，瓶內壁有油狀液滴

6漂的有效成分Ca(ClO)2

7檢驗Cl-先加稀HNO3酸化，再加入AgNO3溶液，有白色沉淀

高二化學學考重要知識點歸納整理 篇6

1、功能高分子材料：功能高分子材料是指既有傳統高分子材料的機械性能，又有某些特殊功能的高分子材料。

2、合成功能高分子材料研究的問題

（1）高分子結構與功能之間有什么關系?

（2）高分子應具有什么樣的主鏈?應該帶有哪種功能基?

⑶是帶功能基的單體合成?還是先合成高分子鏈，后引入功能基?

如高吸水性材料的合成研究啟示：人們從棉花、紙張等纖維素產品具有吸水性中得到啟示：它是一類分子鏈上帶有許多親水原子團——羥基的高聚物。

合成方法：

（1）天然吸水材料淀粉、纖維素進行改性，在它們的高分子鏈上再接上含強吸水性原子團的支鏈，提高它們的吸水能力。如將淀粉與丙烯酸鈉一定條件下共聚并與交聯劑反應，生成具有網狀結構的淀粉——聚丙烯酸鈉接枝共聚物高吸水性樹脂。

（2）帶有強吸水性原子團的化合物為單體進行合成。如丙烯酸鈉加少量交聯劑聚合，得到具有網狀結構的聚丙烯酸鈉高吸水性樹脂。

3、問題：學與問中的問題匯報：橡膠工業硫化交聯是為增加橡膠的強度;高吸水性樹脂交聯是為了使它既吸水又不溶于水。小結：高吸水性樹脂可以在干旱地區用于農業、林業、植樹造林時抗

旱保水，改良土壤，改造沙漠。又如，嬰兒用的“尿不濕”可吸入其自身重量幾百倍的尿液而不滴不漏，可使嬰兒經常保持干爽。可與學生共同做科學探究實驗。

3、應用廣泛的功能高分子材料

（1）高分子分離膜：

①組成：具有特殊分離功能的高分子材料制成的薄膜。

②特點：能夠讓某些物質有選擇地通過，而把另外一些物質分離掉。

③應用：物質分離

（2）醫用高分子材料：

①性能：優異的生物相溶性、親和性;很高的機械性能。

②應用：

人造心臟硅橡膠、聚氨酯橡膠人造血管聚對苯二甲酸乙二酯人造氣管聚乙烯、有機硅橡膠人造腎醋酸纖維、聚酯纖維人造鼻聚乙烯有機硅橡膠人造骨、關節聚甲基丙烯酸甲酯人造肌肉硅橡膠和絳綸織物人造皮膚硅橡膠、聚多肽人造角膜、肝臟，人工紅血球、人工血漿、食道、尿道、腹膜

高二化學學考重要知識點歸納整理 篇7

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

(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)

高二化學學考重要知識點歸納整理 篇8

氯及其化合物，SiO2+2NaOH==Na2SiO3+H2O，

①物理性質：通常是黃綠色、密度比空氣大、有刺激性氣味氣體，能溶于水，有毒。

②化學性質：氯原子易得電子，使活潑的非金屬元素。氯氣與金屬、非金屬等發生氧化還原反應，一般作氧化劑。與水、堿溶液則發生自身氧化還原反應，既作氧化劑又作還原劑。

拓展1、氯水：氯水為黃綠色，所含Cl2有少量與水反應(Cl2+H2O==HCl+HClO)，大部分仍以分子形式存在，其主要溶質是Cl2。新制氯水含Cl2、H2O、HClO、H+、Cl-、ClO-、OH-等微粒

拓展2、次氯酸：次氯酸(HClO)是比H2CO3還弱的酸，溶液中主要以HClO分子形式存在。是一種具有強氧化性(能殺菌、消毒、漂白)的易分解(分解變成HCl和O2)的弱酸。拓展3、漂白粉：次氯酸鹽比次氯酸穩定，容易保存，工業上以Cl2和石灰乳為原料制取漂白粉，其主要成分是CaCl2和Ca(ClO)2，有效成分是Ca(ClO)2，須和酸(或空氣中CO2)作用產生次氯酸，才能發揮漂白作用。

二氧化硫

①物理性質：無色，刺激性氣味，氣體，有毒，易液化，易溶于水(1：40)，密度比空氣大

②化學性質：

a、酸性氧化物：可與水反應生成相應的.酸——亞硫酸(中強酸)：SO2+H2OH2SO3可與堿反應生成鹽和水：SO2+2NaOH==Na2SO3+H2O，SO2+Na2SO3+H2O==2NaHSO3b、具有漂白性：可使品紅溶液褪色，但是是一種暫時性的漂白

c、具有還原性：SO2+Cl2+2H2O==H2SO4+2HCl

高二化學學考重要知識點歸納整理 篇9

第一章、化學反應與能量轉化

化學反應的實質是反應物化學鍵的斷裂和生成物化學鍵的形成，化學反應過程中伴隨著能量的釋放或吸收。

一、化學反應的熱效應

1、化學反應的反應熱

(1)反應熱的概念：

當化學反應在一定的溫度下進行時，反應所釋放或吸收的熱量稱為該反應在此溫度下的熱效應，簡稱反應熱。用符號Q表示。

(2)反應熱與吸熱反應、放熱反應的關系。

Q>0時，反應為吸熱反應;Q

(3)反應熱的測定

測定反應熱的儀器為量熱計，可測出反應前后溶液溫度的變化，根據體系的熱容可計算出反應熱，計算公式如下：

Q=-C(T2-T1)

式中C表示體系的熱容，T1、T2分別表示反應前和反應后體系的溫度。實驗室經常測定中和反應的反應熱。

2、化學反應的焓變

(1)反應焓變

物質所具有的能量是物質固有的性質，可以用稱為“焓”的物理量來描述，符號為H，單位為kJ·mol-1。

反應產物的總焓與反應物的總焓之差稱為反應焓變，用ΔH表示。

(2)反應焓變ΔH與反應熱Q的關系。

對于等壓條件下進行的化學反應，若反應中物質的能量變化全部轉化為熱能，則該反應的反應熱等于反應焓變，其數學表達式為：Qp=ΔH=H(反應產物)-H(反應物)。

(3)反應焓變與吸熱反應，放熱反應的關系：

ΔH>0，反應吸收能量，為吸熱反應。

ΔH

(4)反應焓變與熱化學方程式：

把一個化學反應中物質的變化和反應焓變同時表示出來的化學方程式稱為熱化學方程式，如：H2(g)+

O2(g)=H2O(l);ΔH(298K)=-285.8kJ·mol-1

書寫熱化學方程式應注意以下幾點：

①化學式后面要注明物質的聚集狀態：固態(s)、液態(l)、氣態(g)、溶液(aq)。

②化學方程式后面寫上反應焓變ΔH，ΔH的單位是J·mol-1或kJ·mol-1，且ΔH后注明反應溫度。

③熱化學方程式中物質的系數加倍，ΔH的數值也相應加倍。

3、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的代數和。

(3)根據標準摩爾生成焓，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)]

第二章、化學平衡

一、化學反應的速率

1、化學反應是怎樣進行的

(1)基元反應：能夠一步完成的反應稱為基元反應，大多數化學反應都是分幾步完成的。

(2)反應歷程：平時寫的化學方程式是由幾個基元反應組成的總反應?？偡磻杏没磻獦嫵傻姆磻蛄蟹Q為反應歷程，又稱反應機理。

(3)不同反應的反應歷程不同。同一反應在不同條件下的反應歷程也可能不同，反應歷程的差別又造成了反應速率的不同。

2、化學反應速率

(1)概念：

單位時間內反應物的減小量或生成物的增加量可以表示反應的快慢，即反應的速率，用符號v表示。

(2)表達式：v=△c/△t

(3)特點

對某一具體反應，用不同物質表示化學反應速率時所得的數值可能不同，但各物質表示的化學反應速率之比等于化學方程式中各物質的系數之比。

3、濃度對反應速率的影響

(1)反應速率常數(K)

反應速率常數(K)表示單位濃度下的化學反應速率，通常，反應速率常數越大，反應進行得越快。反應速率常數與濃度無關，受溫度、催化劑、固體表面性質等因素的影響。

(2)濃度對反應速率的影響

增大反應物濃度，正反應速率增大，減小反應物濃度，正反應速率減小。

增大生成物濃度，逆反應速率增大，減小生成物濃度，逆反應速率減小。

(3)壓強對反應速率的影響

壓強只影響氣體，對只涉及固體、液體的反應，壓強的改變對反應速率幾乎無影響。

壓強對反應速率的影響，實際上是濃度對反應速率的影響，因為壓強的改變是通過改變容器容積引起的。壓縮容器容積，氣體壓強增大，氣體物質的濃度都增大，正、逆反應速率都增加;增大容器容積，氣體壓強減小;氣體物質的濃度都減小，正、逆反應速率都減小。

4、溫度對化學反應速率的影響

(1)經驗公式

阿倫尼烏斯總結出了反應速率常數與溫度之間關系的經驗公式：

式中A為比例系數，e為自然對數的底，R為摩爾氣體常數量，Ea為活化能。

由公式知，當Ea>0時，升高溫度，反應速率常數增大，化學反應速率也隨之增大?？芍?，溫度對化學反應速率的影響與活化能有關。

(2)活化能Ea。

活化能Ea是活化分子的平均能量與反應物分子平均能量之差。不同反應的活化能不同，有的相差很大?；罨蹺a值越大，改變溫度對反應速率的影響越大。

5、催化劑對化學反應速率的影響

(1)催化劑對化學反應速率影響的規律：

催化劑大多能加快反應速率，原因是催化劑能通過參加反應，改變反應歷程，降低反應的活化能來有效提高反應速率。

(2)催化劑的特點：

催化劑能加快反應速率而在反應前后本身的質量和化學性質不變。

催化劑具有選擇性。

催化劑不能改變化學反應的平衡常數，不引起化學平衡的移動，不能改變平衡轉化率。

二、化學反應條件的優化——工業合成氨

1、合成氨反應的限度

合成氨反應是一個放熱反應，同時也是氣體物質的量減小的熵減反應，故降低溫度、增大壓強將有利于化學平衡向生成氨的方向移動。

2、合成氨反應的速率

(1)高壓既有利于平衡向生成氨的方向移動，又使反應速率加快，但高壓對設備的要求也高，故壓強不能特別大。

(2)反應過程中將氨從混合氣中分離出去，能保持較高的反應速率。

(3)溫度越高，反應速率進行得越快，但溫度過高，平衡向氨分解的方向移動，不利于氨的合成。

(4)加入催化劑能大幅度加快反應速率。

3、合成氨的適宜條件

在合成氨生產中，達到高轉化率與高反應速率所需要的.條件有時是矛盾的，故應該尋找以較高反應速率并獲得適當平衡轉化率的反應條件：一般用鐵做催化劑，控制反應溫度在700K左右，壓強范圍大致在1×107Pa～1×108Pa之間，并采用N2與H2分壓為1∶2.8的投料比。

二、化學反應的限度

1、化學平衡常數

(1)對達到平衡的可逆反應，生成物濃度的系數次方的乘積與反應物濃度的系數次方的乘積之比為一常數，該常數稱為化學平衡常數，用符號K表示。

(2)平衡常數K的大小反映了化學反應可能進行的程度(即反應限度)，平衡常數越大，說明反應可以進行得越完全。

(3)平衡常數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互為倒數。

(4)借助平衡常數，可以判斷反應是否到平衡狀態：當反應的濃度商Qc與平衡常數Kc相等時，說明反應達到平衡狀態。

2、反應的平衡轉化率

(1)平衡轉化率是用轉化的反應物的濃度與該反應物初始濃度的比值來表示。如反應物A的平衡轉化率的表達式為：

α(A)=

(2)平衡正向移動不一定使反應物的平衡轉化率提高。提高一種反應物的濃度，可使另一反應物的平衡轉化率提高。

(3)平衡常數與反應物的平衡轉化率之間可以相互計算。

3、反應條件對化學平衡的影響

(1)溫度的影響

升高溫度使化學平衡向吸熱方向移動;降低溫度使化學平衡向放熱方向移動。溫度對化學平衡的影響是通過改變平衡常數實現的。

(2)濃度的影響

增大生成物濃度或減小反應物濃度，平衡向逆反應方向移動;增大反應物濃度或減小生成物濃度，平衡向正反應方向移動。

溫度一定時，改變濃度能引起平衡移動，但平衡常數不變?；どa中，常通過增加某一價廉易得的反應物濃度，來提高另一昂貴的反應物的轉化率。

(3)壓強的影響

ΔVg=0的反應，改變壓強，化學平衡狀態不變。

ΔVg≠0的反應，增大壓強，化學平衡向氣態物質體積減小的方向移動。

(4)勒夏特列原理

由溫度、濃度、壓強對平衡移動的影響可得出勒夏特列原理：如果改變影響平衡的一個條件(濃度、壓強、溫度等)平衡向能夠減弱這種改變的方向移動。

三、化學反應的方向

1、反應焓變與反應方向

放熱反應多數能自發進行，即ΔH

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為反應產物總熵與反應物總熵之差。產生氣體的反應為熵增加反應，熵增加有利于反應的自發進行。

3、焓變與熵變對反應方向的共同影響

ΔH-TΔS

ΔH-TΔS=0反應達到平衡狀態。

ΔH-TΔS>0反應不能自發進行。

在溫度、壓強一定的條件下，自發反應總是向ΔH-TΔS

第三章、水溶液中的電離平衡

一、水溶液

1、水的電離

H2OH++OH-

水的離子積常數KW=[H+][OH-]，25℃時，KW=1.0×10-14mol2·L-2。溫度升高，有利于水的電離，KW增大。

2、溶液的酸堿度（實用文書網 Wei508.com）

室溫下，中性溶液：[H+]=[OH-]=1.0×10-7mol·L-1，pH=7

酸性溶液：[H+]>[OH-]，[ H+]>1.0×10-7mol·L-1，pH

堿性溶液：[H+]1.0×10-7mol·L-1，pH>7

3、電解質在水溶液中的存在形態

(1)強電解質

強電解質是在稀的水溶液中完全電離的電解質，強電解質在溶液中以離子形式存在，主要包括強酸、強堿和絕大多數鹽，書寫電離方程式時用“=”表示。

(2)弱電解質

在水溶液中部分電離的電解質，在水溶液中主要以分子形態存在，少部分以離子形態存在，存在電離平衡，主要包括弱酸、弱堿、水及極少數鹽，書寫電離方程式時用“”表示。

二、弱電解質的電離及鹽類水解

1、弱電解質的電離平衡。

(1)電離平衡常數

在一定條件下達到電離平衡時，弱電解質電離形成的各種離子濃度的乘積與溶液中未電離的分子濃度之比為一常數，叫電離平衡常數。

弱酸的電離平衡常數越大，達到電離平衡時，電離出的H+越多。多元弱酸分步電離，且每步電離都有各自的電離平衡常數，以第一步電離為主。

(2)影響電離平衡的因素，以CH3COOHCH3COO-+H+為例。

加水、加冰醋酸，加堿、升溫，使CH3COOH的電離平衡正向移動，加入CH3COONa固體，加入濃鹽酸，降溫使CH3COOH電離平衡逆向移動。

2、鹽類水解

(1)水解實質

鹽溶于水后電離出的離子與水電離的H+或OH-結合生成弱酸或弱堿，從而打破水的電離平衡，使水繼續電離，稱為鹽類水解。

(2)水解類型及規律

①強酸弱堿鹽水解顯酸性。

NH4Cl+H2ONH3·H2O+HCl

②強堿弱酸鹽水解顯堿性。

CH3COONa+H2OCH3COOH+NaOH

③強酸強堿鹽不水解。

④弱酸弱堿鹽雙水解。

Al2S3+6H2O=2Al(OH)3↓+3H2S↑

(3)水解平衡的移動

加熱、加水可以促進鹽的水解，加入酸或堿能抑止鹽的水解，另外，弱酸根陰離子與弱堿陽離子相混合時相互促進水解。

三、離子反應

1、離子反應發生的條件

(1)生成沉淀

既有溶液中的離子直接結合為沉淀，又有沉淀的轉化。

(2)生成弱電解質

主要是H+與弱酸根生成弱酸，或OH-與弱堿陽離子生成弱堿，或H+與OH-生成H2O。

(3)生成氣體

生成弱酸時，很多弱酸能分解生成氣體。

(4)發生氧化還原反應

強氧化性的離子與強還原性離子易發生氧化還原反應，且大多在酸性條件下發生。

2、離子反應能否進行的理論判據

(1)根據焓變與熵變判據

對ΔH-TΔS

(2)根據平衡常數判據

離子反應的平衡常數很大時，表明反應的趨勢很大。

3、離子反應的應用

(1)判斷溶液中離子能否大量共存

相互間能發生反應的離子不能大量共存，注意題目中的隱含條件。

(2)用于物質的定性檢驗

根據離子的特性反應，主要是沉淀的顏色或氣體的生成，定性檢驗特征性離子。

(3)用于離子的定量計算

常見的有酸堿中和滴定法、氧化還原滴定法。

(4)生活中常見的離子反應。

硬水的形成及軟化涉及到的離子反應較多，主要有：

Ca2+、Mg2+的形成。

CaCO3+CO2+H2O=Ca2++2HCO3-

MgCO3+CO2+H2O=Mg2++2HCO3-

加熱煮沸法降低水的硬度：

Ca2++2HCO3-=CaCO3↓+CO2↑+H2O

Mg2++2HCO3-=MgCO3↓+CO2↑+H2O

或加入Na2CO3軟化硬水：

Ca2++CO32-=CaCO3↓，Mg2++CO32-=MgCO3↓

四、沉淀溶解平衡

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。

PbI2(s)Pb2+(aq)+2I-(aq)

Ksp=[Pb2+][I-]2=7.1×10-9mol3·L-3

(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。

Qc

(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。

第四章電化學

一、化學能轉化為電能——電池

1、原電池的工作原理

(1)原電池的概念：

把化學能轉變為電能的裝置稱為原電池。

(2)Cu-Zn原電池的工作原理：

如圖為Cu-Zn原電池，其中Zn為負極，Cu為正極，構成閉合回路后的現象是：Zn片逐漸溶解，Cu片上有氣泡產生，電流計指針發生偏轉。該原電池反應原理為：Zn失電子，負極反應為：Zn→Zn2++2e-;Cu得電子，正極反應為：2H++2e-→H2。電子定向移動形成電流?？偡磻獮椋篫n+CuSO4=ZnSO4+Cu。

(3)原電池的電能

若兩種金屬做電極，活潑金屬為負極，不活潑金屬為正極;若一種金屬和一種非金屬做電極，金屬為負極，非金屬為正極。

2、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

二、電能轉化為化學能——電解

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)=(電解)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+2H2O

2NaOH+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

3、金屬的腐蝕與防護

(1)金屬腐蝕

金屬表面與周圍物質發生化學反應或因電化學作用而遭到破壞的過程稱為金屬腐蝕。

(2)金屬腐蝕的電化學原理。

生鐵中含有碳，遇有雨水可形成原電池，鐵為負極，電極反應為：Fe→Fe2++2e-。水膜中溶解的氧氣被還原，正極反應為：O2+2H2O+4e-→4OH-，該腐蝕為“吸氧腐蝕”，總反應為：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分解轉化為鐵銹。若水膜在酸度較高的環境下，正極反應為：2H++2e-→H2↑，該腐蝕稱為“析氫腐蝕”。

(3)金屬的防護

金屬處于干燥的環境下，或在金屬表面刷油漆、陶瓷、瀝青、塑料及電鍍一層耐腐蝕性強的金屬防護層，破壞原電池形成的條件。從而達到對金屬的防護;也可以利用原電池原理，采用犧牲陽極保護法。也可以利用電解原理，采用外加電流陰極保護法。

高二化學學考重要知識點歸納整理 篇10

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

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

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?；瘜W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

高二化學學考重要知識點歸納整理 篇11

1、制硝基苯(—NO2，60℃)、制苯磺酸(—SO3H，80℃)、制酚醛樹脂(沸水浴)、銀鏡反應、醛與新制的Cu(OH)2懸濁液反應(熱水浴)、酯的`水解、二糖水解(如蔗糖水解)、淀粉水解(沸水浴)。

2、常用新制Cu(OH)2、溴水、酸性高錳酸鉀溶液、銀氨溶液、NaOH溶液、

FeCl3溶液。

3、Cu(OH)2共熱產生紅色沉淀的)：醛類(RCHO)、

葡萄糖、麥芽糖、甲酸(HCOOH)、甲酸鹽(HCOONa)、甲酸酯(HCOOCH3)等。14X(鹵原子：氯原子等)、—OH(羥基)、—CHO(醛基)、—COOH(羧基)、—COO—(酯基)、—CO—(羰基)、—O

C=C(碳碳雙鍵)、—C≡C—(碳碳叁鍵)、—NH2(氨基)、—NH—CO—(肽鍵)、—NO2(硝基)