化学高中二年级必学二要点总结是智学网为大伙收拾的，上学的时候，大伙最熟知的就是要点吧？要点就是一些常考的内容，或者考试常常出题的地方。
1.化学高中二年级必学二要点总结 篇一
1、概念：
电解质：在水溶液中或熔化状况下能导电的化合物,叫电解质。
非电解质：在水溶液中或熔化状况下都不可以导电的化合物。
强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解质。
弱电解质：在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质。
2、电解质与非电解质本质不同：
电解质——离子化合物或共价化合物
非电解质——共价化合物
注意：
①电解质、非电解质都是化合物
②SO2、NH3、CO2等是非电解质
③强电解质不等于易溶于水的化合物——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。
3、电离平衡：
在肯定的条件下，当电解质分子电离成离子的`速率和离子结合成分子时，电离过程就达到了平衡状况，这叫电离平衡。
4、影响电离平衡的原因：
A、温度：电离一般吸热，升温有益于电离。
B、浓度：浓度越大，电离程度越小;溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。
C、同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具备相同离子的电解质，会减弱电离。
D、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有益于电离。
5、电离方程式的书写：
用可逆符号弱酸的电离要分布写
6、电离常数：
在肯定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。叫做电离平衡常数，
7、影响原因：
a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。
b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。
c、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。
2.化学高中二年级必学二要点总结 篇二
离子放电顺序
阳极：
①活性材料作电极时：金属在阳极失电子被氧化成阳离子进入溶液，阴离子困难在电极上放电。
②惰性材料作电极时：
溶液中阴离子的放电顺序是：S2->I->Br->Cl->OH->含氧酸根离子。
阴极：无论是惰性电极还是活性电极都不参与电极反应，发生反应的是溶液中的阳离子。
阳离子在阴极上的放电顺序是：
Ag+>Fe3+>Cu2+>H+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+
3.化学高中二年级必学二要点总结 篇三
化学电源
锌锰干电池
负极反应：Zn→Zn2++2e-;
正极反应：2NH4++2e-→2NH3+H2;
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。
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
4.化学高中二年级必学二要点总结 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ΔH<0的反应大多能自发进行。有些吸热反应也能自发进行。如NH4HCO3与CH3COOH的反应。有些吸热反应室温下不能进行，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-TΔS<0反应能自发进行。
ΔH-TΔS=0反应达到平衡状况。
ΔH-TΔS>0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-TΔS<0的方向进行，直至平衡状态。
5.化学高中二年级必学二要点总结 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.化学高中二年级必学二要点总结 篇六
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.化学高中二年级必学二要点总结 篇七
物质的分类
金属：Na、Mg、Al
单质
非金属：S、O、N
酸性氧化物：SO3、SO2、P2O5等
氧化物碱性氧化物：Na2O、CaO、Fe2O3
氧化物：Al2O3等
纯盐氧化物：CO、NO等
净含氧酸：HNO3、H2SO4等
物按酸根分
无氧酸：HCl
强酸：HNO3、H2SO4、HCl
酸按强弱分
弱酸：H2CO3、HClO、CH3COOH
化一元酸：HCl、HNO3
合按电离出的H+数分二元酸：H2SO4、H2SO3
物多元酸：H3PO4
强碱：NaOH、Ba2
物按强弱分
质弱碱：NH3H2O、Fe3
碱
一元碱：NaOH、
按电离出的HO-数分二元碱：Ba2
多元碱：Fe3
正盐：Na2CO3
盐酸式盐：NaHCO3
碱式盐：Cu22CO3
溶液：NaCl溶液、稀H2SO4等
混悬浊液：泥水混合物等
合乳浊液：油水混合物
物胶体：Fe3胶体、淀粉溶液、烟、雾、有色玻璃等
8.化学高中二年级必学二要点总结 篇八
甲烷CH4
烃—碳氢化合物：仅有碳和氢两种元素组成（甲烷是分子组成最简单的烃）
1、物理性质：无色、无味的气体，极难溶于水，密度小于空气，俗名：沼气、坑气
2、分子结构：CH4：以碳原子为中心，四个氢原子为顶点的正四面体（键角：109度28分）
3、化学性质：
①氧化反应：
CH4+2O2→（点燃）CO2+2H2O
（产物气体怎么样检验？）
甲烷与KMnO4不发生反应，所以不可以使紫色KMnO4溶液褪色
②取代反应：
CH4+Cl2→→CH3Cl+HCl
CH3Cl+Cl2→→CH2Cl2+HCl
CH2Cl+Cl2→→CHCl3+HCl
CHCl3+Cl2→→CCl4+HCl
（三氯甲烷又叫氯仿，四氯甲烷又叫四氯化碳，二氯甲烷只有一种结构，说明甲烷是正四面体结构）
4、同系物：结构相似，在分子组成上相差一个或若干个CH2原子团的物质（所有些烷烃都是同系物）
5、同分异构体：化合物具备相同的分子式，但具备不同结构式（结构不同致使性质不同）
烷烃的溶沸点比较：碳原子数不同时，碳原子数越多，溶沸点越高；碳原子数相同时，支链数越多熔沸点越低
同分异构体书写：会写丁烷和戊烷的同分异构体
9.化学高中二年级必学二要点总结 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.化学高中二年级必学二要点总结 篇十
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）
