高中化學第二單元知識點

1、 高中化學第二單元知識點 化學是重要的基礎(chǔ)科學之一，是一門以試驗為基礎(chǔ)的學科，在與物理學、生物學、地理學、天文學等學科的相互滲透中，得到了快速的進展，也推動了其他學科和技術(shù)的進展。下面是由我為大家整理的高中化學其次單元學問，僅供參考，歡迎大家閱讀。 高中化學其次單元學問1 化學能與熱能 1、在任何的化學反應中總伴有能量的變化。 緣由：當物質(zhì)發(fā)生化學反應時，斷開反應物中的化學鍵要汲取能量，而形成生成物中的化學鍵要放出能量?；瘜W鍵的斷裂和形成是化學反應中能量變化的主要緣由。一個確定的化學反應在發(fā)生過程中是汲取能量還是放出能量，打算于反應物的總能量與生成物的總能量的相對大小。E反應物總能量E生成物總

2、能量，為放熱反應。E反應物總能量E生成物總能量，為吸熱反應。 2、常見的放熱反應和吸熱反應 常見的放熱反應： 全部的燃燒與緩慢氧化。酸堿中和反應。金屬與酸反應制取氫氣。大多數(shù)化合反應（特別：CCO22CO是吸熱反應）。 常見的吸熱反應： 以C、H2、CO為還原劑的氧化還原反應如：C(s)H2O(g) CO(g)H2(g)。 銨鹽和堿的反應如Ba(OH)28H2ONH4ClBaCl22NH310H2O 大多數(shù)分解反應如KClO3、KMnO4、CaCO3的分解等。 3、能源的分類： 思索一般說來，大多數(shù)化合反應是放熱反應，大多數(shù)分解反應是吸熱反應，放熱反應都不需要加熱，吸熱反應都需要加熱，這種說法

3、對嗎？試舉例說明。 點拔：這種說法不對。如CO2CO2的反應是放熱反應，但需要加熱，只是反應開頭后不再需要加熱，反應放出的熱量可以使反應連續(xù)下去。Ba(OH)28H2O與NH4Cl的反應是吸熱反應，但反應并不需要加熱。 高中化學其次單元學問2 其次節(jié) 化學能與電能 1、化學能轉(zhuǎn)化為電能的方式 2、原電池原理 （1）概念：把化學能直接轉(zhuǎn)化為電能的裝置叫做原電池。 （2）原電池的工作原理：通過氧化還原反應（有電子的轉(zhuǎn)移）把化學能轉(zhuǎn)變?yōu)殡娔堋?（3）構(gòu)成原電池的條件：（1）電極為導體且活潑性不同；（2）兩個電極接觸（導線連接或直接接觸）；（3）兩個相互連接的電極插入電解質(zhì)溶液構(gòu)成閉合回路。 （4）電

4、極名稱及發(fā)生的反應： 負極：較活潑的金屬作負極，負極發(fā)生氧化反應， 電極反應式：較活潑金屬ne金屬陽離子 負極現(xiàn)象：負極溶解，負極質(zhì)量削減。 正極：較不活潑的金屬或石墨作正極，正極發(fā)生還原反應， 電極反應式：溶液中陽離子ne單質(zhì) 正極的現(xiàn)象：一般有氣體放出或正極質(zhì)量增加。 （5）原電池正負極的推斷（方法）： 依據(jù)原電池兩極的材料： 較活潑的金屬作負極（K、Ca、Na太活潑，不能作電極）； 較不活潑金屬或可導電非金屬（石墨）、氧化物（MnO2）等作正極。 依據(jù)電流方向或電子流向：（外電路）的電流由正極流向負極；電子則由負極經(jīng)外電路流向原電池的正極。 依據(jù)內(nèi)電路離子的遷移方向：陽離子流向原電池正極

5、，陰離子流向原電池負極。 依據(jù)原電池中的反應類型： 負極：失電子，發(fā)生氧化反應，現(xiàn)象通常是電極本身消耗，質(zhì)量減小。 正極：得電子，發(fā)生還原反應，現(xiàn)象是常伴隨金屬的析出或H2的放出。 （6）原電池電極反應的書寫方法： （i）原電池反應所依托的化學反應原理是氧化還原反應，負極反應是氧化反應，正極反應是還原反應。因此書寫電極反應的方法歸納如下： 寫出總反應方程式。 把總反應依據(jù)電子得失狀況，分成氧化反應、還原反應。 氧化反應在負極發(fā)生，還原反應在正極發(fā)生，反應物和生成物對號入座，留意酸堿介質(zhì)和水等參加反應。 （ii）原電池的總反應式一般把正極和負極反應式相加而得。 （7）原電池的應用：加快化學反應速

6、率，如粗鋅制氫氣速率比純鋅制氫氣快。比較金屬活動性強弱。設(shè)計原電池。金屬的腐蝕。 2、化學電源基本類型： 干電池：活潑金屬作負極，被腐蝕或消耗。如：CuZn原電池、鋅錳電池。 充電電池：兩極都參與反應的原電池，可充電循環(huán)使用。如鉛蓄電池、鋰電池和銀鋅電池等。 燃料電池：兩電極材料均為惰性電極，電極本身不發(fā)生反應，而是由引入到兩極上的物質(zhì)發(fā)生反應，如H2、CH4燃料電池，其電解質(zhì)溶液常為堿性試劑（KOH等）。 高中化學其次單元學問3 化學反應的速率和限度 1、化學反應的速率 （1）概念：化學反應速率通常用單位時間內(nèi)反應物濃度的削減量或生成物濃度的增加量（均取正值）來表示。 計算公式：v(B) 單

7、位：mol/(Ls)或mol/(Lmin) B為溶液或氣體，若B為固體或純液體不計算速率。 以上所表示的是平均速率，而不是瞬時速率。 重要規(guī)律：（i）速率比方程式系數(shù)比 （ii）變化量比方程式系數(shù)比 （2）影響化學反應速率的因素： 內(nèi)因：由參與反應的物質(zhì)的結(jié)構(gòu)和性質(zhì)打算的（主要因素）。 外因：溫度：上升溫度，增大速率 催化劑：一般加快反應速率（正催化劑） 濃度：增加C反應物的濃度，增大速率（溶液或氣體才有濃度可言） 壓強：增大壓強，增大速率（適用于有氣體參與的反應） （其它）因素：如光（射線）、固體的表面積（顆粒大?。?、反應物的狀態(tài)（溶劑）、原電池等也會轉(zhuǎn)變化學反應速率。 2、化學反應的限度化

8、學平衡 （1）在肯定條件下，當一個可逆反應進行到正向反應速率與逆向反應速率相等時，反應物和生成物的濃度不再轉(zhuǎn)變，達到表面上靜止的一種“平衡狀態(tài)”，這就是這個反應所能達到的限度，即化學平衡狀態(tài)。 化學平衡的移動受到溫度、反應物濃度、壓強等因素的影響。催化劑只轉(zhuǎn)變化學反應速率，對化學平衡無影響。 在相同的條件下同時向正、逆兩個反應方向進行的反應叫做可逆反應。通常把由反應物向生成物進行的反應叫做正反應。而由生成物向反應物進行的反應叫做逆反應。 在任何可逆反應中，正方應進行的同時，逆反應也在進行?？赡娣磻荒苓M行究竟，即是說可逆反應無論進行到何種程度，任何物質(zhì)（反應物和生成物）的物質(zhì)的量都不行能為0。

9、 （2）化學平衡狀態(tài)的特征：逆、動、等、定、變。 逆：化學平衡討論的對象是可逆反應。 動：動態(tài)平衡，達到平衡狀態(tài)時，正逆反應仍在不斷進行。 等：達到平衡狀態(tài)時，正方應速率和逆反應速率相等，但不等于0。即v正v逆0。 定：達到平衡狀態(tài)時，各組分的濃度保持不變，各組成成分的含量保持肯定。 變：當條件變化時，原平衡被破壞，在新的條件下會重新建立新的平衡。 （3）推斷化學平衡狀態(tài)的標志： VA（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） 各組分濃度保持不變或百分含量不變 借助顏色不變推斷（有一種物質(zhì)是有顏色的） 總物質(zhì)的量或總體積或總壓強或平均相對分子質(zhì)量不變（前提：反應前后氣體的總物質(zhì)的量不相等的反應適用，即如對于反應xAyBzC，xyz ） 高中化學其次單元學問點相關(guān)（文章）： 高中化學必修一