高中化學(xué)重要知識(shí)點(diǎn)總結(jié)歸納

　　對(duì)于高中化學(xué)的學(xué)習(xí)，我們必須準(zhǔn)確記住每一種物質(zhì)典型的物理、化學(xué)性質(zhì)并能順利寫出相應(yīng)的化學(xué)方程式，理解并記住幾個(gè)常用的解題方法和基本的實(shí)驗(yàn)操作。下面是百分網(wǎng)小編為大家整理的高中化學(xué)必備的知識(shí)點(diǎn)，希望對(duì)大家有用!

　　高中化學(xué)必修二知識(shí)點(diǎn)

　　化學(xué)反應(yīng)的速率和限度

　　1、化學(xué)反應(yīng)的速率

　　(1)概念：化學(xué)反應(yīng)速率通常用單位時(shí)間內(nèi)反應(yīng)物濃度的減少量或生成物濃度的增加量(均取正值)來(lái)表示。

　　計(jì)算公式：

　?、賳挝唬簃ol/(L·s)或mol/(L·min)

　　②B為溶液或氣體，若B為固體或純液體不計(jì)算速率。

　?、垡陨纤硎镜氖瞧骄俾剩皇撬矔r(shí)速率。

　　④重要規(guī)律：

　　速率比=方程式系數(shù)比

　　變化量比=方程式系數(shù)比

　　(2)影響化學(xué)反應(yīng)速率的因素：

　　內(nèi)因：由參加反應(yīng)的物質(zhì)的結(jié)構(gòu)和性質(zhì)決定的(主要因素)。

　　外因：①溫度：升高溫度，增大速率

　?、诖呋瘎阂话慵涌旆磻?yīng)速率(正催化劑)

　　③濃度：增加C反應(yīng)物的濃度，增大速率(溶液或氣體才有濃度可言)

　　④壓強(qiáng)：增大壓強(qiáng)，增大速率(適用于有氣體參加的反應(yīng))

　　⑤其它因素：如光(射線)、固體的表面積(顆粒大小)、反應(yīng)物的狀態(tài)(溶劑)、原電池等也會(huì)改變化學(xué)反應(yīng)速率。

　　2、化學(xué)反應(yīng)的限度——化學(xué)平衡

　　(1)在一定條件下，當(dāng)一個(gè)可逆反應(yīng)進(jìn)行到正向反應(yīng)速率與逆向反應(yīng)速率相等時(shí)，反應(yīng)物和生成物的濃度不再改變，達(dá)到表面上靜止的一種“平衡狀態(tài)”，這就是這個(gè)反應(yīng)所能達(dá)到的限度，即化學(xué)平衡狀態(tài)。

　　化學(xué)平衡的移動(dòng)受到溫度、反應(yīng)物濃度、壓強(qiáng)等因素的影響。催化劑只改變化學(xué)反應(yīng)速率，對(duì)化學(xué)平衡無(wú)影響。

　　在相同的條件下同時(shí)向正、逆兩個(gè)反應(yīng)方向進(jìn)行的反應(yīng)叫做可逆反應(yīng)。通常把由反應(yīng)物向生成物進(jìn)行的反應(yīng)叫做正反應(yīng)。而由生成物向反應(yīng)物進(jìn)行的反應(yīng)叫做逆反應(yīng)。

　　在任何可逆反應(yīng)中，正方應(yīng)進(jìn)行的`同時(shí)，逆反應(yīng)也在進(jìn)行。可逆反應(yīng)不能進(jìn)行到底，即是說(shuō)可逆反應(yīng)無(wú)論進(jìn)行到何種程度，任何物質(zhì)(反應(yīng)物和生成物)的物質(zhì)的量都不可能為0。

　　(2)化學(xué)平衡狀態(tài)的特征：逆、動(dòng)、等、定、變。

　　①逆：化學(xué)平衡研究的對(duì)象是可逆反應(yīng)。

　?、趧?dòng)：動(dòng)態(tài)平衡，達(dá)到平衡狀態(tài)時(shí)，正逆反應(yīng)仍在不斷進(jìn)行。

　?、鄣龋哼_(dá)到平衡狀態(tài)時(shí)，正方應(yīng)速率和逆反應(yīng)速率相等，但不等于0。即v正=v逆≠0。

　?、芏ǎ哼_(dá)到平衡狀態(tài)時(shí)，各組分的濃度保持不變，各組成成分的含量保持一定。

　　⑤變：當(dāng)條件變化時(shí)，原平衡被破壞，在新的條件下會(huì)重新建立新的平衡。

　　(3)判斷化學(xué)平衡狀態(tài)的標(biāo)志：

　?、賄A(正方向)=VA(逆方向)或nA(消耗)=nA(生成)(不同方向同一物質(zhì)比較)

　　②各組分濃度保持不變或百分含量不變

　?、劢柚伾蛔兣袛?有一種物質(zhì)是有顏色的)

　?、芸偽镔|(zhì)的量或總體積或總壓強(qiáng)或平均相對(duì)分子質(zhì)量不變(前提：反應(yīng)前后氣體的總物質(zhì)的量不相等的反應(yīng)適用，即如對(duì)于反應(yīng))

　　高中化學(xué)考點(diǎn)知識(shí)點(diǎn)

　　無(wú)機(jī)物

　　1.金屬鈉、鉀存放在煤油中

　　2.鈉是質(zhì)軟、密度小、熔點(diǎn)低

　　3.過(guò)氧化鈉為淡黃色固體，可作供氧劑。

　　4.氫氧化鈉溶液在存放時(shí)不能使用玻璃塞。

　　5.碳酸鈉與碳酸氫鈉的比較:

化學(xué)式Na2CO3NaHCO3俗名蘇打、純堿小蘇打色、態(tài)白色粉末白色晶體水溶性相同條件下，溶解性Na2CO3>NaHCO3同濃度時(shí)，水溶液堿性Na2CO3>NaHCO3使酚酞變紅，溶液呈堿性。使酚酞變淺紅，溶液呈較弱的堿性.與酸反應(yīng)反應(yīng)較慢Na2CO3+2HCl=2NaCl+H2O+CO2↑反應(yīng)迅速NaHCO3+HCl=NaCl+CO2↑+H2OCO32-+2H+=H2O+CO2↑HCO3-+H+=CO2+H2O與CaCl2溶液反應(yīng)Na2CO3+ CaCl2=CaCO3↓+2NaCl有白色沉淀生成不反應(yīng)與堿不反應(yīng)NaHCO3+NaOH=Na2CO3+H2O與石灰水反應(yīng)：生成CaCO3沉淀與石灰水反應(yīng)：生成CaCO3沉淀與CO2Na2CO3+ CO2+H2O=2NaHCO3不反應(yīng)熱穩(wěn)定性熱穩(wěn)定性：Na2CO3>NaHCO3穩(wěn)定，加熱不分解。2NaHCO3 = Na2CO3+H2O+CO2↑（加熱）相互轉(zhuǎn)化Na2CO3+ CO2+H2O=2NaHCO3(溶液)2NaHCO3=Na2CO3+CO2↑+H2O（加熱）用途工業(yè)原料等（玻璃、造紙）制滅火劑、中和胃酸、制糕點(diǎn)等

　　6.除雜Na2CO3(NaHCO

　　7.除雜NaHCO3(Na2CO3)方法：通CO

　　8.氯水存放在棕色瓶中9.離子檢驗(yàn)

　　Cl-:稀HNO3和AgNO3 產(chǎn)生白色沉淀： Cl-+Ag+=AgCl↓

　　SO42-:稀HCl和BaCl2;加稀鹽酸無(wú)明顯現(xiàn)象，滴入BaCl2溶液有白色沉淀;SO42-+Ba2+=BaSO4↓

　　Fe3+:KSCN溶液,溶液呈紅色

　　Fe2+:先加KSCN溶液,再加氯水,先無(wú)明顯變化，后溶液呈紅色,2Fe2++Cl2=2Fe3++2Cl-

　　NH4+:NaOH溶液，加熱,濕潤(rùn)紅色石蕊試紙,試紙變藍(lán) NH4+ +OH-=NH3↑+H2O

　　Na+:焰色反應(yīng),火焰呈黃色

　　K+:焰色反應(yīng),透過(guò)藍(lán)色鈷玻璃，火焰呈紫色

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

　　高中化學(xué)基礎(chǔ)知識(shí)點(diǎn)

　　一、混合液的pH值計(jì)算方法公式

　　1、強(qiáng)酸與強(qiáng)酸的混合：(先求[H+]混：將兩種酸中的H+離子物質(zhì)的量相加除以總體積，再求其它)

　　[H+]混 =([H+]1V1+[H+]2V2)/(V1+V2)

　　2、強(qiáng)堿與強(qiáng)堿的混合：(先求[OH-]混：將兩種酸中的OH離子物質(zhì)的量相加除以總體積，再求其它)

　　[OH-]混=([OH-]1V1+[OH-]2V2)/(V1+V2)

　　(注意 :不能直接計(jì)算[H+]混)

　　3、強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的混合：(先據(jù)H+ + OH- ==H2O計(jì)算余下的H+或OH-，①H+有余，則用余下的H+數(shù)除以溶液總體積求[H+]混;OH-有余，則用余下的OH-數(shù)除以溶液總體積求[OH-]混，再求其它)

　　二、稀釋過(guò)程溶液pH值的變化規(guī)律：

　　1、強(qiáng)酸溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀=pH原+ n(但始終不能大于或等于7)

　　2、弱酸溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀〈pH原+n(但始終不能大于或等于7)

　　3、強(qiáng)堿溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀= pH原-n (但始終不能小于或等于7)

　　4、弱堿溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀〉pH原-n (但始終不能小于或等于7)

　　5、不論任何溶液，稀釋時(shí)pH均是向7靠近(即向中性靠近);任何溶液無(wú)限稀釋后pH均接近7

　　6、稀釋時(shí)，弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的pH變化得慢，強(qiáng)酸、強(qiáng)堿變化得快。

　　三、強(qiáng)酸(pH1)強(qiáng)堿(pH2)混和計(jì)算規(guī)律

　　1、若等體積混合

　　pH1+pH2=14，則溶液顯中性pH=7

　　pH1+pH2≥15，則溶液顯堿性pH=pH2-0.3

　　pH1+pH2≤13，則溶液顯酸性pH=pH1+0.3

　　2、若混合后顯中性

　　pH1+pH2=14，V酸：V堿=1：1