高二化学上学期知识点思维导图
清风浅
2023-04-06
高二化学上学期知识点
化学
高二
知识点
高二的很多知识点和学习要点都是以高一知识为基础的，包括简单的反应方程式、简单的求解方法等等。因此，高二的学习不仅仅是书本知识的攻坚克难，更重要的是高一基础知识的巩固和运用。
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高二化学上学期知识点
第1章、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性质，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：
ΔH>0，反应吸收能量，为吸热反应。
ΔH<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
ΔH=[cΔfHmθ(C)+dΔfHmθ(D)]-[aΔfHmθ(A)+bΔfHmθ(B)]
二、电能转化为化学能——电解
1、电解的原理
(1)电解的概念：
在直流电作用下，电解质在两上电极上分别发生氧化反应和还原反应的过程叫做电解。电能转化为化学能的装置叫做电解池。
(2)电极反应：以电解熔融的NaCl为例：
阳极：与电源正极相连的电极称为阳极，阳极发生氧化反应：2Cl-→Cl2↑+2e-。
阴极：与电源负极相连的电极称为阴极，阴极发生还原反应：Na++e-→Na。
总方程式：2NaCl(熔)2Na+Cl2↑
2、电解原理的应用
(1)电解食盐水制备烧碱、氯气和氢气。
阳极：2Cl-→Cl2+2e-
阴极：2H++e-→H2↑
总反应：2NaCl+2H2O2NaOH+H2↑+Cl2↑
(2)铜的电解精炼。
粗铜(含Zn、Ni、Fe、Ag、Au、Pt)为阳极，精铜为阴极，CuSO4溶液为电解质溶液。
阳极反应：Cu→Cu2++2e-，还发生几个副反应
Zn→Zn2++2e-;Ni→Ni2++2e-
Fe→Fe2++2e-
Au、Ag、Pt等不反应，沉积在电解池底部形成阳极泥。
阴极反应：Cu2++2e-→Cu
(3)电镀：以铁表面镀铜为例
待镀金属Fe为阴极，镀层金属Cu为阳极，CuSO4溶液为电解质溶液。
阳极反应：Cu→Cu2++2e-
阴极反应：Cu2++2e-→Cu
三、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)氢氧燃料电池
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。若水膜在酸度较高的环境下，正极反应为：2H++2e-→H2↑，该腐蚀称为"析氢腐蚀"。
(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性强的金属防护层，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，采用外加电流阴极保护法。
高二化学上学期易错考点
1、书写热化学方程式时，要在反应物和生成物的化学式后面用括号注明各物质的聚集状态(g.l.s.aq)。
2、物理变化中的能量变化不是反应热。如物质的三态变化，硝酸氨溶于水吸热，浓硫酸稀释放热等。
3、反应放热或吸热，与反应条件无关。
4、化学反应中，旧化学键的断裂和新化学键的形成是同时进行的。
5、测反应热实验中用环形玻璃搅拌棒搅拌溶液，不能用通搅拌棒代替，因为铜传热快，热量损失大。
6、应用盖斯定律计算反应热时，要明确所求反应的始态和终态、各物质的化学计量数、判断该反应是吸热还是放热。
7、同一物质聚集状态不同，所具有的能量也不同，焓也不同，一般来说，气态>液态>固态。
8、热化学方程式当化学计量数不同时，其△H也不同，如果化学方程式中各物质的化学计量数加倍，则△H数值也加倍。
9、将一个热化学方程式颠倒时，△H的"+"、"-"号必须随之改变，但数值不变。
10、吸热反应的△H肯定比放热反应的△H大。(前者△H大于0，后者△H小于0)
11、在进行△H的大小比较时，需要注意△H的"+"、"-"数值和单位属于一个整体，不能随意分割。
12、在比较两个反应放出或吸收热量的多少时，比的是其绝对值，应去掉"+"、"-"进行比较。
13、物质燃烧时，可燃物的量越大，燃烧放出的热量越多，△H反而越小。
14、等量的可燃物完全燃烧，放出的热量肯定比不完全燃烧所放出的热量多，但△H小。
15、同一反应，产物相同时，气态物质燃烧所放出的热量比固态物质燃烧所放出的热量多。
16、同一反应，反应物相同时，生成液态物质放出的热量比生成气态物质放出的热量多。
17、中和反应生成等量的水时，强酸与强碱的稀溶液反应比其它的稀溶液反应放出的热量多，但△H小。
18、对于可逆反应，因反应不能进行完全，实际反应过程中放出或吸收的热量要小于相应热化学方程式中的反应热数值。
19、化学反应一定伴随着能量的变化，化学反应的能量变化主要表现为放热或吸热，但这并不是唯一的表现形式，其他的还有发光、放电等。
20、物质能量越高，越不稳定。
21、测中和热时，为了保证盐酸完全被氢氧化钠溶液中和，可使碱稍过量。
22、只有氧化还原反应，才能设计成原电池。
23、电解质溶液中阴阳离子的定向移动与导线中电子的定向移动，共同组成了一个完整的闭合回路。
24、原电池和电解池中电子均不能通过电解质溶液。
25、电解池中，阴极不管是什么材料，电极本身都不反应，一定是溶液或熔融电解制中的阳离子放电。
26、冶炼钾，钙，钠，镁，铝用电解法;锌，铁，锡，铅，铜用还原法;汞和银用热分解法。
27、盐桥作用：隔绝正负极反应物，避免直接接触，导致电流不稳定;通过离子的定向移动构成闭合回路;平衡电极区的电荷。
28、离子交换膜是一种选择性透过膜，允许相应离子通过，离子迁移方向遵循电池中离子迁移方向。
29、燃料电池特点:能量转换率高，污染小;工作时燃料的和氧化剂连续的由外部供给，在电极上不断进行反应，连续不断地提供电能。
30、燃料电池的两个电极与其他电池不同，电极材料本身不参与电极反应，有很强的催化活性，起导电作用。
31、对同一电解质溶液来说,腐蚀速率的快慢:电解原理引起的腐蚀>原电池原理引起的腐蚀>化学腐蚀>有防护措施的腐蚀。
32、对同一金属来说,在不同溶液中腐蚀速率的快慢:强电解质溶液中>弱电解质溶液中>非电解质溶液中。
33、活动性不同的两种金属,活动性差别越大,腐蚀速率越快。
34、对同一种电解质溶液来说,电解质浓度越大,金属腐蚀越快。
35、多池串联时金属活动性相差大的为原电池，另一池为电解池。
36、不纯的金属或合金在潮湿的空气中，腐蚀速率远大于在干燥隔绝空气条件下的腐蚀速率。
37、析氢腐蚀和吸氧腐蚀取决于金属表面电解质溶液的酸碱性，实际情况中以吸氧腐蚀为主。
38、电镀过程中阴极上有镀层金属沉积，阳极上有镀层金属溶解，电镀液浓度基本不变。
39、电极质量减少的一极一般为阳极，电极质量增大的一极一般为阴极。
40、有水参与的电极反应，加入酚酞变红的一级剩余氢氧根离子，说明氢离子放电生成氢气，该电极是电解池的阴极。
41、电化学中隔膜的作用:(1)将两极区隔离，阻止两极区产生的物质接触，防止发生化学反应。(2)选择性的通过离子，起到平衡电荷，形成闭合回路的作用。
42、化学反应速率一般是指平均速率，不是指某一时刻的瞬时速率。
43、不能用固体或纯液体表示化学反应速率。
44、压强对化学反应速率的影响是通过改变浓度实现的。
45、改变温度，使用催化剂，反应速率一定发生变化，其他外界因素改变，反应速率不一定发生变化。
46、温度不变，K值不变。
47、固体和纯液体不能出现在平衡常数表达式中。
48、放热的熵增加反应一定能自发进行，吸热的熵减小反应一定不能自发进行。
49、△H和△S共同影响一个化学反应在一定条件下能否自发进行，它们与化学反应速率无关。
50、投料比等于系数比时反应物的转化率相等，产物的百分含量最高。
51、化学反应方向与反应条件有关，不能随意将常温常压下的结论用于其他温度、压强下。
52、由于固体或纯液体的浓度被视为常数，因而改变固体或纯液体的量平衡不移动。
53、若容积不变，充入惰性气体，平衡不移动。
54、恒温恒压条件下通入惰性气体，相当于减压。
55、一般来讲，转化率越大，原料利用率越高，产率越大。
56、改变固体的用量对化学反应速率无影响，但固体物质表面积的大小会影响化学反应速率，固体的颗粒越细，表面积就越大，反应速率就越快。
57、改变溶液的用量时，由于浓度不变，对化学反应速率无影响。
58、如果改变平衡体系的条件(如温度，浓度，压强)，平衡将向减弱这个改变的方向移动。例如增大反应体系中反应物的浓度，平衡将向消耗反应物的方向移动。
59、对于只涉及液体和固体的反应，压强的改变对化学反应速率几乎没有影响。
60、反应速率常数与浓度无关，但受温度，催化剂，固体表面性质等因素的影响。
61、添加催化剂能降低反应的活化能，使活化分子百分数增大，有效碰撞频率提高，化学反应速率加快。
62、升高温度使活化分子百分数增大，有效碰撞频率提高，化学反应速率加快。
63、代入平衡常数表达式进行计算的是物质的平衡浓度，而不是初始浓度和变化浓度。
64、工业生产上常采用增大廉价反应物的浓度来提高贵重物质转化率的措施，从而降低生产成本。
65、催化剂能同等程度地改变正、逆反应速率，所以催化剂不会影响化学平衡。
66、平衡移动的结果是减弱外界条件的影响，而不是消除外界条件的影响，更不是扭转外界条件的影响。
67、定量表示一个化学反应的反应速率时，必须指明是用哪一种物质来表示。
68、由公式△v=△c/△t计算得到的速率是某物质在某一段时间内的平均速率，而不是在某一时刻的瞬时速率，但在速率-时间图像中经常会出现瞬时速率。
69、在表示化学反应速率时，不能用固体或纯液体物质来表示。
70、反应速率变化，平衡不一定移动，速率变化后不相等平衡才发生移动。
71、增大反应物浓度，正反应速率增大，逆反应速率瞬间不变。
72、对于有气体参加的可逆反应，增大反应体系压强，正逆反应速率均增大，但是对于正反应方向气体体积增大的反应，逆反应速率增加的更多。
73、在合成氨反应中，为保证氮气占有一定份额的催化剂活性中心，并提高吸附速率，应适当提高氮的分压。
74、任何水溶液中均存在水的电离平衡。
75、强电解质溶于水时完全电离，以离子形式存在，弱电解质溶于水时部分电离，在水溶液中主要以分子形式存在。
76、Kw只受温度影响，而与溶液的酸碱性和浓度无关。
77、盐类水解的四条规律:有弱才水解，越弱越水解，谁强显谁性，同强显中性。
78、酸式盐溶液不一定呈酸性，如NaHS溶液呈碱性。
79、盐水解生成易挥发性酸时溶液蒸干灼烧后一般得到对应的氧化物，如AlCl3蒸干得到Al(OH)3灼烧得到Al2O3。
80、对于阴阳离子的个数比相同的难溶电解质，它们的溶解度可直接用Ksp的大小来比较，Ksp越小其溶解度就越小，反之则不能直接用Ksp的大小来比较。
81、难溶电解质不一定是弱电解质，如BaSO4。
82、人们常用硫酸铝钾或硫酸铝作净水剂，利用的就是铝离子的水解反应，铝离子水解生成的氢氧化铝胶体可以吸附水中的悬浮物，加速悬浮物的产降，从而起到净水的作用。
83、利用加热能促进水解的原理，常使用热碱水来清洗厨房的油污。
84、石灰岩里不溶性的碳酸钙，与水及二氧化碳反应能转化为微溶性的碳酸氢钙。溶有碳酸氢钙的水从溶洞顶滴向溶洞底滴落时，水分蒸发、二氧化碳压强减小或温度的变化，都会使二氧化碳溶解度减小而析出碳酸钙沉淀。这些沉淀，经过千百万年的积聚，渐渐形成了钟乳石，石酸等。
85、电解质的强弱与溶液的导电性没有必然联系。溶液导电能力的强弱，由溶液中自由离子的浓度和离子所带电荷多少决定。
86、一定温度下的溶液中Kw=【H+】【OH_】，Kw是一定值，当【H+】增大时，【OH-】减小，反之亦然，此增彼减。
87、无论稀释多少倍，酸溶液的pH不能等于或大于7;碱溶液的pH不能等于或小于7，只能趋近于7。
88、计算多元弱酸溶液的氢离子或比较弱酸酸性相对强弱时，通常只考虑第一步电离。
89、沉淀生成时沉淀剂的选择原则：使生成沉淀的反应进行得越完全越好;不能影响其他离子的存在，由沉淀剂引入溶液的杂质离子要便于除去或不引入新的杂质离子。
90、使用pH试纸时，不能用蒸馏水润湿。但是被润湿后不一定会产生误差，如原pH=1。
91、pH试纸，只能测出pH的整数值。pH计可测出小数。
92、25℃时强酸强碱等体积混合pH之和等于14呈中性，pH之和小于14呈酸性，pH之和大于14呈碱性。
93、酸碱中和滴定指示剂选择的基本原则:变色要灵敏，变色范围要小，使变色范围尽量与滴定终点溶液的酸碱性一致。
94、由于石蕊变色范围较广，一般不使用石蕊做酸碱指示剂。
95、恰好中和=酸碱恰好完全反应≠滴定终点≠溶液呈中性。
96、高锰酸钾标准溶液滴定草酸时，自身即为指示剂，滴定终点为溶液由无色变为浅红色。
97、中和滴定操作中使用标准溶液浓度不能过大，会导致所用溶液体积少，误差大。
98、滴定过程中，用左手控制活塞，右手不断旋转振荡锥形瓶，眼睛要时刻注视锥形瓶内颜色变化。
99、滴定实验中，液面应在滴定管零刻度线以下，若在零刻度线以上要调整液面。
100、可逆反应达到平衡时，反应速率不为0，但平均速率为0。
高二化学上学期的解题技巧
1.审题型：审题型是指要看清题目属于辨析概念类型的还是计算类型的，属于考查物质性质的，还是考查实验操作的等等。审清题目的类型对于解题是至关重要的，不同类型的题目处理的方法和思路不太一样，只有审清题目类型才能按照合理的解题思路处理。
2.审关键字：关键字往往是解题的切入口，解题的核心信息。关键字可以在题干中，也可以在问题中，一个题干下的问题可能是连续的，也可能是独立的。关键字多为与化学学科有关的，也有看似与化学无关的。
常见化学题中的关键字有"过量"、"少量"、"无色"、"酸性(碱性)"、"短周期""长时间"、"小心加热""加热并灼烧""流动的水"等等，对同分异构体的限制条件更应该注意，如：分子式为C8H8O2含有苯环且有两个对位取代基的异构体"含有苯环且有两个对位取代基"就是这一问的关键字。
3.审表达要求：题目往往对结果的表达有特定的要求。
例如：写"分子式"、"电子式"、"结构简式"、"名称"、"化学方程式"、"离子方程式"、"数学表达式"、"现象"、"目的"。这些都应引起学生足够的重视，养成良好的审题习惯，避免"答非所问"造成的不必要的失分。
4.审突破口：常见的解题突破口有：特殊结构、特殊的化学性质、特殊的物理性质(颜色、状态、气味)、特殊反应形式、有催化剂参与的无机反应、应用数据的推断、框图推断中重复出现的物质等等。
5.审有效数字。有效数字的三个依据：
①使用仪器的精度，如托盘天平(0.1g)、量筒(≥0.1mL)、滴定管(0.01mL)、pH试纸(整数)等。
②试题所给的数据的处理，例如"称取样品4.80g……"，根据试题所给有效数字进行合理的计算，最后要保留相应的有效数字;
③题目的明确要求，例如："结果保留两位有效数字"，就按照试题的要求去保留。
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