無論遇到什么問題和困難，請相信您不是孤單一人，我們將始終在您身邊提供支持和指導。下面是小編為大家整理的高二化學知識點總結，如果大家喜歡可以分享給身邊的朋友。

高二化學知識點總結精選篇1

1、檢驗酒精中是否含水無水CuSO4，變藍

2、能使溴水褪色的烯、炔(苯、烷不能)

3、能使KMnO4酸性溶液褪色的烯、炔(苯、烷不能)

4、能發(fā)生加聚反應的含C=C雙鍵的(如烯)

5、能發(fā)生消去反應的是乙醇(濃硫酸，170℃)

6、能發(fā)生酯化反應的是醇和酸

7、燃燒產(chǎn)生大量黑煙的是C2H2、C6H6

8、屬于天然高分子的是淀粉、纖維素、蛋白質(zhì)、天然橡膠(油脂、麥芽糖、蔗糖不是)

9、屬于三大合成材料的是塑料、合成橡膠、合成纖維

高二化學知識點總結精選篇2

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(shù)高聚物、高級的(指分子中碳原子數(shù)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。

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

高二化學知識點總結精選篇3

1.結晶和重結晶：利用物質(zhì)在溶液中溶解度隨溫度變化較大，如NaCl，KNO3。

2.蒸餾冷卻法：在沸點上差值大。乙醇中(水)：加入新制的CaO吸收大部分水再蒸餾

3.過濾法：溶與不溶。

4.升華法：SiO2(I2)。

5.萃取法：如用CCl4來萃取I2水中的I2。

6.溶解法：Fe粉(A1粉)：溶解在過量的NaOH溶液里過濾分離。

7.增加法：把雜質(zhì)轉(zhuǎn)化成所需要的物質(zhì)：CO2(CO)：通過熱的CuO;CO2(SO2)：通過NaHCO3溶液。

8.吸收法：用做除去混合氣體中的氣體雜質(zhì)，氣體雜質(zhì)必須被藥品吸收：N2(O2)：將混合氣體通過銅網(wǎng)吸收O2。

9.轉(zhuǎn)化法：兩種物質(zhì)難以直接分離，加藥品變得容易分離，然后再還原回去：Al(OH)3，F(xiàn)e(OH)3：先加NaOH溶液把Al(OH)3溶解，過濾，除去Fe(OH)3，再加酸讓NaAlO2轉(zhuǎn)化成A1(OH)3。

高二化學知識點總結精選篇4

鹽類的水解(只有可溶于水的鹽才水解)

1、鹽類水解：在水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結合生成弱電解質(zhì)的反應。

2、水解的實質(zhì)：水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結合,破壞水的電離，是平衡向右移動，促進水的電離。

3、鹽類水解規(guī)律：

①有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解;誰強顯誰性，兩弱都水解，同強顯中性。

②多元弱酸根，濃度相同時正酸根比酸式酸根水解程度大，堿性更強。(如:Na2CO3>NaHCO3)

4、鹽類水解的特點：

(1)可逆(與中和反應互逆)

(2)程度小

(3)吸熱

5、影響鹽類水解的外界因素：

①溫度：溫度越高水解程度越大(水解吸熱，越熱越水解)

②濃度：濃度越小，水解程度越大(越稀越水解)

③酸堿：促進或抑制鹽的水解(H+促進陰離子水解而抑制陽離子水解;OH-促進陽離子水解而抑制陰離子水解)

6、酸式鹽溶液的酸堿性：

①只電離不水解：如HSO4-顯酸性

②電離程度>水解程度，顯酸性(如:HSO3-、H2PO4-)

③水解程度>電離程度，顯堿性(如：HCO3-、HS-、HPO42-)

7、雙水解反應：

(1)構成鹽的陰陽離子均能發(fā)生水解的反應。雙水解反應相互促進，水解程度較大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。

(2)常見的雙水解反應完全的為：Fe3+、Al3+與AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-);S2-與NH4+;CO32-(HCO3-)與NH4+其特點是相互水解成沉淀或氣體。雙水解完全的離子方程式配平依據(jù)是兩邊電荷平衡，如：2Al3++3S2-+6H2O==2Al(OH)3↓+3H2S↑

高二化學知識點總結精選篇5

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(tài)，稱為沉淀溶解平衡。其平衡常數(shù)叫做溶度積常數(shù)，簡稱溶度積，用Ksp表示。

(2)溶度積Ksp的特點

Ksp只與難溶電解質(zhì)的性質(zhì)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?nèi)芏确e。

Ksp反映了難溶電解質(zhì)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(jù)濃度商Qc與溶度積Ksp的大小比較，規(guī)則如下：

Qc=Ksp時，處于沉淀溶解平衡狀態(tài)。

Qc>Ksp時，溶液中的離子結合為沉淀至平衡。

(2)沉淀的轉(zhuǎn)化

根據(jù)溶度積的大小，可以將溶度積大的沉淀可轉(zhuǎn)化為溶度積更小的沉淀，這叫做沉淀的轉(zhuǎn)化。沉淀轉(zhuǎn)化實質(zhì)為沉淀溶解平衡的移動。

高二化學知識點總結精選篇6

第一章

一、焓變反應熱

1．反應熱：一定條件下，一定物質(zhì)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(chǎn)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(shù)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(shù)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(tài)（g，l，s分別表示固態(tài)，液態(tài)，氣態(tài)，水溶液中溶質(zhì)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(shù)可以是整數(shù)，也可以是分數(shù)

⑤各物質(zhì)系數(shù)加倍，△H加倍；反應逆向進行，△H改變符號，數(shù)值不變

三、燃燒熱

1．概念：25℃，101kPa時，1mol純物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)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(chǎn)物是穩(wěn)定的氧化物。

③燃燒物的物質(zhì)的量：1mol

④研究內(nèi)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(fā)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(zhì)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(nèi)容：化學反應的反應熱只與反應的始態(tài)（各反應物）和終態(tài)（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(nèi)反應物或生成物的物質(zhì)的量的變化

⑵表示方法：單位時間內(nèi)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(nèi)因）：反應物的性質(zhì)（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(zhì)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(zhì)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(tài)：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(tài)。

2、化學平衡的特征

逆（研究前提是可逆反應）

等（同一物質(zhì)的正逆反應速率相等）

動（動態(tài)平衡）

定（各物質(zhì)的濃度與質(zhì)量分數(shù)恒定）

變（條件改變，平衡發(fā)生變化）

3、判斷平衡的依據(jù)

判斷可逆反應達到平衡狀態(tài)的方法和依據(jù)

（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(guī)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(shù)之和__大___的方向移動。

2、溫度對化學平衡移動的影響

影響規(guī)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(guī)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(tài)物質(zhì)存在的化學平衡發(fā)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(guī)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(shù)

（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(shù)____比值。符號：__K__

（二）使用化學平衡常數(shù)K應注意的問題：

1、表達式中各物質(zhì)的濃度是__變化的濃度______，不是起始濃度也不是物質(zhì)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(chǎn)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(shù)K的應用：

1、化學平衡常數(shù)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(zhuǎn)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(tài)；

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(shù)改變的可逆反應：必須要保證化學計量數(shù)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(zhì)的量與原來相同。

第二類：對于反應前后氣體分子數(shù)不變的可逆反應：只要反應物的物質(zhì)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(shù)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(zhì)的一個狀態(tài)函數(shù)，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(zhuǎn)變?yōu)闊o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(jù)。

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

2、反應方向判斷依據(jù)

在溫度、壓強一定的條件下，化學反應的判讀依據(jù)為：

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

注意：（1）ΔH為負，ΔS為正時，任何溫度反應都能自發(fā)進行

（2）ΔH為正，ΔS為負時，任何溫度反應都不能自發(fā)進行

第三章

一、弱電解質(zhì)的電離

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)。