高二化学科目要点必学二是智学网为大伙收拾的，漫长的学习生涯中，说到要点，大伙是否都习惯性的看重？要点是常识中的最小单位，有时也叫“考试知识点”。

1.高二化学科目要点必学二 篇一

原电池的工作原理

原电池的定义：

把化学能转变为电能的装置称为原电池。

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片渐渐溶解，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。

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.高二化学科目要点必学二 篇二

离子反应的应用

判断溶液中离子能否很多共存

相互间能发生反应的离子不可以很多共存，注意题目中的隐含条件。

用于物质的定性检验

依据离子的特质反应，主如果沉淀的颜色或气体的生成，定性检验特点性离子。

用于离子的定量计算

容易见到的有酸碱中和滴定法、氧化还原滴定法。

日常容易见到的离子反应。

硬水的形成及软化涉及到的离子反应较多，主要有：

Ca2+、Mg2+的形成。

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

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

加热煮沸法减少水的硬度：

Ca2++2HCO3-=CaCO3↓+CO2↑+H2O

Mg2++2HCO3-=MgCO3↓+CO2↑+H2O

或加入Na2CO3软化硬水：

Ca2++CO32-=CaCO3↓，Mg2++CO32-=MgCO3↓

3.高二化学科目要点必学二 篇三

弱电解质的电离平衡。

电离平衡常数

在肯定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离形成的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的分子浓度之比为一常数，叫电离平衡常数。

弱酸的电离平衡常数越大，达到电离平衡时，电离出的H+越多。多元弱酸分步电离，且每步电离都有各自的电离平衡常数，以第一步电离为主。

影响电离平衡的原因，以CH3COOHCH3COO-+H+为例。

加水、加冰醋酸，加碱、升温，使CH3COOH的电离平衡正向移动，加入CH3COONa固体，加入浓盐酸，降温使CH3COOH电离平衡逆向移动。

4.高二化学科目要点必学二 篇四

化学反应的方向

1、反应焓变与反应方向

放热反应多数能自发进行，即ΔH0的反应大多能自发进行。有的吸热反应也能自发进行。如NH4HCO3与CH3COOH的反应。有的吸热反应室温下不可以进行，但在较高温度下能自发进行，如CaCO3高温下分解生成CaO、CO2。

2、反应熵变与反应方向

熵是描述体系混乱度的定义，熵值越大，体系混乱度越大。反应的熵变ΔS为反应产物总熵与反应物总熵之差。产生气体的反应为熵增加反应，熵增加有益于反应的自发进行。

3、焓变与熵变对反应方向的一同影响

ΔH-TΔS0反应能自发进行。

ΔH-TΔS=0反应达到平衡状况。

ΔH-TΔS0反应不可以自发进行。

在温度、压强肯定的条件下，自发反应一直向ΔH-TΔS0的方向进行，直至平衡状况。

5.高二化学科目要点必学二 篇五

化学平衡常数

对达到平衡的可逆反应，生成物浓度的系数次方的乘积与反应物浓度的系数次方的乘积之比为一常数，该常数称为化学平衡常数，用符号K表示。

平衡常数K的大小反映了化学反应可能进行的程度，平衡常数越大，说明反应可以进行得越完全。

平衡常数表达式与化学方程式的书写方法有关。对于给定的可逆反应，正逆反应的平衡常数互为倒数。

借用平衡常数，可以判断反应是不是到平衡状况：当反应的浓度商Qc与平衡常数Kc相等时，说明反应达到平衡状况。

6.高二化学科目要点必学二 篇六

浓度对反应速率的影响

反应速率常数

反应速率常数表示单位浓度下的化学反应速率，一般，反应速率常数越大，反应进行得越快。反应速率常数与浓度无关，受温度、催化剂、固体表面性质等原因的影响。

浓度对反应速率的影响

增大反应物浓度，正反应速率增大，减小反应物浓度，正反应速率减小。

增大生成物浓度，逆反应速率增大，减小生成物浓度，逆反应速率减小。

压强对反应速率的影响

压强只影响气体，对只涉及固体、液体的反应，压强的改变对反应速率几乎无影响。

压强对反应速率的影响，事实上是浓度对反应速率的影响，由于压强的改变是通过改变容器容积引起的。压缩容器容积，气体压强增大，气体物质的浓度都增大，正、逆反应速率都增加;增大容器容积，气体压强减小;气体物质的浓度都减小，正、逆反应速率都减小。

7.高二化学科目要点必学二 篇七

反应焓变的计算

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。

借助盖斯定律进行反应焓变的计算。

容易见到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，依据盖斯定律可知，该方程式的ΔH为上述各热化学方程式的ΔH的代数和。

依据标准摩尔生成焓，ΔfHmθ计算反应焓变ΔH。

对任意反应：aA+bB=cC+dD

ΔH=[cΔfHmθ+dΔfHmθ]-[aΔfHmθ+bΔfHmθ]

7.高二化学科目要点必学二 篇七

化学反应的限度——化学平衡

（1）在肯定条件下，当一个可逆反应进行到正向反应速率与逆向反应速率相等时，反应物和生成物的浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡状况”，这就是这个反应所能达到的限度，即化学平衡状况。

化学平衡的移动遭到温度、反应物浓度、压强等原因的影响。催化剂只改变化学反应速率，对化学平衡无影响。

在相同的条件下同时向正、逆两个反应方向进行的反应叫做可逆反应。一般把由反应物向生成物进行的反应叫做正反应。而由生成物向反应物进行的反应叫做逆反应。

在任何可逆反应中，正方应进行的同时，逆反应也在进行。可逆反应不可以进行到底，即是说可逆反应无论进行到何种程度，任何物质（反应物和生成物）的物质的量都不可能为0。

（2）化学平衡状况的特点：逆、动、等、定、变。

①逆：化学平衡研究的对象是可逆反应。

②动：动态平衡，达到平衡状况时，正逆反应仍在不断进行。

③等：达到平衡状况时，正方应速率和逆反应速率相等，但不等于0。即v正=v逆≠0。

④定：达到平衡状况时，各组分的浓度维持不变，各组成成分的含量维持肯定。

⑤变：当条件变化时，原平衡被破坏，在新的条件下会重新打造新的平衡。

（3）判断化学平衡状况的标志：

①VA（正方向）=VA（逆方向）或nA（消耗）=nA（生成）（不同方向同一物质比较）

②各组分浓度维持不变或百分含量不变

③借用颜色不变判断（有一种物质是有颜色的）

④总物质的量或总体积或总压强或平均相对分子水平不变（首要条件：反应前后气体的总物质的量不相等的反应适用，即如对于反应xA+B可逆号zC，x+≠z）

9.高二化学科目要点必学二 篇九

化学能与热能

（1）化学反应中能量变化的重要原因：化学键的断裂和形成

（2）化学反应吸收能量或放出能量的决定原因：反应物和生成物的总能量的相对大小

a.吸热反应：反应物的总能量小于生成物的总能量

b.放热反应：反应物的总能量大于生成物的总能量

（3）化学反应的一大特点：化学反应的过程中一直随着着能量变化，一般表现为热量变化

10.高二化学科目要点必学二 篇十

银镜反应的有机物

发生银镜反应的有机物：含有—CHO的物质：醛、甲酸、甲酸盐、甲酸酯、还原性糖

银氨溶液[Ag2OH]的配制：

向适量2%的AgNO3溶液中逐滴加入2%的稀氨水至刚刚产生的沉淀恰好完全溶解消失。

反应条件：碱性、水浴加热酸性条件下，则有Ag2++OH-+3H+==Ag++2NH4++H2O而被破坏。

实验现象：

①反应液由澄清变成灰黑色浑浊;

②试管内壁有银白色金属析出

有关反应方程式：AgNO3+NH3·H2O==AgOH↓+NH4NO3AgOH+2NH3·H2O==Ag2OH+2H2O

银镜反应的一般通式：RCHO+2Ag2OH→2Ag↓+RCOONH4+3NH3+H2O