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關于高二化學平衡知識點歸納總結

　　在平時的學習中，大家最不陌生的就是知識點吧！知識點也可以理解為考試時會涉及到的知識，也就是大綱的分支。哪些才是我們真正需要的知識點呢？下面是小編精心整理的高二化學平衡知識點歸納總結，希望對大家有所幫助。

關于高二化學平衡知識點歸納總結

　　高二化學平衡知識點歸納總結1

　　化學平衡

　　1、化學平衡狀態(tài)

　　(1)溶解平衡狀態(tài)的建立：當溶液中固體溶質溶解和溶液中溶質分子聚集到固體表面的結晶過程的速率相等時，飽和溶液的濃度和固體溶質的質量都保持不變，達到溶解平衡。溶解平衡是一種動態(tài)平衡狀態(tài)。

　　小貼士：

　　①固體溶解過程中，固體的溶解和溶質分子回到固體溶質表面這兩個過程一直存在，只不過二者速率不同，在宏觀上表現(xiàn)為固體溶質的減少。當固體全部溶解后仍未達到飽和時，這兩個過程都不存在了。

　�、诋斎芤哼_到飽和后，溶液中的固體溶解和溶液中的溶質回到固體表面的結晶過程一直在進行，并且兩個過程的速率相等，宏觀上飽和溶液的濃度和固體溶質的質量都保持不變，達到溶解平衡狀態(tài)。

　　(2)可逆反應與不可逆反應

　�、倏赡娣磻涸谕粭l件下，同時向正、反兩個方向進行的化學反應稱為可逆反應。

　　前提：反應物和產物必須同時存在于同一反應體系中，而且在相同條件下，正、逆反應都能自動進行。

　�、诓豢赡娣磻涸谝欢l件下，幾乎只能向一定方向(向生成物方向)進行的反應。

　　(3)化學平衡狀態(tài)的概念：化學平衡狀態(tài)指的是在一定條件下的可逆反應里，正反應速率和逆反應速率相等，反應混合物中各組分的濃度保持不變的狀態(tài)。

　　理解化學平衡狀態(tài)應注意以下三點：

　�、偾疤崾恰耙欢l件下的可逆反應” ，“一定條件” 通常是指一定的溫度和壓強。

　�、趯嵸|是“正反應速率和逆反應速率相等” ，由于速率受外界條件的影響，所以速率相等基于外界條件不變。

　　③標志是“反應混合物中各組分的濃度保持不變” 。濃度沒有變化，并不是各種物質的濃度相同。對于一種物質來說，由于單位時間內的生成量與消耗量相等，就表現(xiàn)出物質的多少不再隨時間的改變而改變。

　　2、化學平衡移動

　　可逆反應的平衡狀態(tài)是在一定外界條件下(濃度、溫度、壓強)建立起來的，當外界條件發(fā)生變化時，就會影響到化學反應速率，當正反應速率不再等于逆反應速率時，原平衡狀態(tài)被破壞，并在新條件下建立起新的平衡。此過程可表示為：

　　(1)化學平衡移動：可逆反應中舊化學平衡的破壞、新化學平衡的建立過程。

　　(2)化學平衡移動的原因：反應條件的改變，使正、逆反。應速率發(fā)生變化，并且正、逆反應速率的改變程度不同，導致正、逆反應速率不相等，平衡受到破壞，平衡混合物中各組分的含量發(fā)生相應的變化。

　　①若外界條件改變，引起υ正>ν逆時，正反應占優(yōu)勢，化學平衡向正反應方向移動，各組分的含量發(fā)生變化;

　�、谌敉饨鐥l件改變，引起υ正<ν逆時，逆反應占優(yōu)勢，化學平衡向逆反應方向移動，各組分的含量發(fā)生變化;

　�、廴敉饨鐥l件改變，引起υ正和ν逆都發(fā)生變化，如果υ正和ν逆仍保持相等，化學平衡就沒有發(fā)生移動，各組分的含量從保持一定到條件改變時含量沒有變化。

　　(3)濃度對化學平衡的影響

　　在其他條件不變的情況下：

　　增大反應物的濃度，平衡向正反應方向移動，使反應物的濃度降低;

　　減小產物的濃度，平衡向正反應方向移動，使產物的濃度增大;

　　增大產物的濃度，平衡向逆反應方向移動，使產物的濃度降低;

　　減小反應物的濃度，平衡向逆反應方向移動，使反應物的濃度增大。

　　(4)壓強對化學平衡的影響

　　在其他條件不變的情況下，對于有氣體參加或者生成的反應，增大壓強，會使氣體的濃度增大相同的倍數，正、逆反應速率都增加，化學平衡向著氣體體積縮小的反應方向移動;

　　減小壓強，會使氣體的濃度減小相同的倍數，正、逆反應速率都減小，會使化學平衡向著氣體體積增大的反應方向移動。

　　(5)溫度對化學平衡的影響

　　在其他條件不變的情況下，溫度升高，化學平衡向著吸熱反應方向移動;溫度降低，化學平衡向著放熱反應方向移動。

　　(6)催化劑對化學平衡的影響

　　使用催化劑不影響化學平衡的移動。由于催化劑可以改變化學反應速率，而且對于可逆反應來說，催化劑對正反應速率與逆反應速率影響的程度是等同的，所以平衡不移動。但應注意，雖然催化劑不使化學平衡移動，但使用催化劑可影響可逆反應達到平衡的時間。

　　(7)勒夏特列原理

　�、僭韮热荩喝绻淖冇绊懫胶獾囊粋€條件 (如溫度、壓強等)，平衡就向能夠減弱這種改變的方向移動。

　　高二化學平衡知識點歸納總結2

　　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?yōu)殡娔艿难b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(xiàn)象是：Zn片逐漸溶解，Cu片上有氣泡產生，電流計指針發(fā)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

　　3、金屬的腐蝕與防護

　　(1)金屬腐蝕

　　金屬表面與周圍物質發(fā)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，F(xiàn)e(OH)2又立即被氧化：4Fe(OH)2+2H2O+O2=4Fe(OH)3，F(xiàn)e(OH)3分解轉化為鐵銹。若水膜在酸度較高的環(huán)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(huán)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。

　　高二化學平衡知識點歸納總結3

　　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<0時，反應為放熱反應。

　　(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：

　　H>0，反應吸收能量，為吸熱反應。

　　H<0，反應釋放能量，為放熱反應。

　　(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：

　�、倩瘜W式后面要注明物質的聚集狀態(tài)：固態(tài)(s)、液態(tài)(l)、氣態(tài)(g)、溶液(aq)。

　�、诨瘜W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。

　�、蹮峄瘜W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(guī)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

　　H=[cΔfHmθ(C)+dΔfHmθ(D)]-[aΔfHmθ(A)+bΔfHmθ(B)]

　　高二化學平衡知識點歸納總結4

　　化學鍵與分子結構

　　1、非極性分子和極性分子

　�、欧菢O性分子：分子中正負電荷中心重合，從整體來看電荷分布是均勻的，對稱的。這樣的分子為非極性分子。當分子中各鍵均為非極性鍵時，分子是非極性分子。當一個分子中各個鍵都相同，均為極性鍵，但該分子的構型是對稱的，則分子內正負電荷中心可以重合。這樣的分子是非極性分子，如CH4、CO2�？傊�，非極性分子中不一定只含非極性鍵。

　�、茦O性分子：分子中正負電荷中心不能重合，從整個分子來看，電荷的分布是不均勻的、不對稱的。這樣的分子為極性分子，以極性鍵結合的雙原子分子，必為極性分子，以極性鍵結合的多原子分子，若分子的構型不完全對稱，則分子內正負電荷必然不重合，則為極性分子�？傊瑯O性分子中必定會有極性鍵。但含有極性鍵的分子不一定是極性分子。

　�、浅Ｒ姺肿拥臉嬓图胺肿訕O性

　�、扰袛郃Bn型分子極性的經驗規(guī)律

　　若中心原子A的化合價的絕對值等于該元素所在的主族序數則為非極性分子，若不等則為極性分子。如BH3、BF3、CH4、CCl4、CO2、CS2、PCl5、SO3等均為非極性分子，NH3、PH3、PCl3、H2O、H2S、SO2等均為極性分子。

　　ABn分子內中心原子A若有孤對電子(未參與成鍵的電子對)則分子為極性分子，若無孤對電子則為非極性分子。

　　2、化學鍵與物質類別關系規(guī)律

　�、胖缓菢O性共價鍵的物質：同種非金屬元素構成的單質，如I2、H2、P4、金剛石、晶體硅等。

　�、浦缓袠O性共價鍵的物質：一般是不同非金屬元素構成的共價化合物。如CCl4、NH3、SiO2、CS2等。

　�、羌扔袠O性鍵又有非極性鍵的物質：如H2O2、C2H2、CH3CH3、C6H6(苯)等

　�、戎缓须x子鍵的物質：活潑非金屬元素與活潑金屬元素形成的化合物，如Na2S、CsCl、K2O、NaH等

　　⑸既有離子鍵又有非極性鍵的物質，如Na2O2、Na2Sx、CaC2等

　�、视呻x子鍵、共價鍵、配位鍵構成的.物質，如NH4Cl等

　�、藷o化學鍵的物質：稀有氣體(單原子分子)。