化学反应的本质在于化学键的断裂与新化学键的形成。反应过程中，旧化学键的断裂需要吸收能量，而新化学键的形成则释放能量。能量的变化是由反应物和生成物的能量差决定的。若反应物的总能量大于生成物的总能量，反应将释放能量，称为放热反应；若反应物的总能量小于生成物的总能量，则为吸热反应。
常见的放热反应包括：
所有的燃烧和缓慢氧化反应。
*碱中和反应。
金属与*反应产生*气。
大多数化合反应，尽管如C + CO2 → 2CO加热条件下为吸热反应。
常见的吸热反应包括：
以C、H2、CO为还原剂的氧化还原反应，如C（s） + H2O（g）加热条件下生成CO（g）和H2（g）。
铵盐与碱反应，如Ba(OH)2·8H2O + NH4Cl → BaCl2 + 2NH3↑ + 10H2O。
大多数分解反应，如ClO3、MnO4、CaCO3的分解。
能源按其来源可分为：
可再生能源，如太阳能、风能、水能等。
非可再生能源，如煤、石油、天然气等。
化学能转化为电能的过程可通过原电池实现。原电池将化学能直接转化为电能，基于氧化还原反应，通过电子转移完成能量转换。原电池由两个电极、一个电解质溶液及其相互连接的闭合回路组成。正极通常是较不活泼的金属或石墨，负极为较活泼的金属，正极发生还原反应，负极发生氧化反应。原电池的电极反应可以通过化学反应式来书写，正极反应为还原，负极反应为氧化。
原电池的应用包括：
加速化学反应速率，如粗锌比纯锌更快地生成*气。
比较金属的活动*。
用于设计新的电池或电源。
研究金属的腐蚀问题。
常见的化学电源包括：
干电池：如锌锰电池，其中活泼金属作为负极。
充电电池：如铅蓄电池、锂电池等，电池能反复充电。
燃料电池：如*气和甲*燃料电池，电极材料为惰*，不发生反应。
化学反应速率表示单位时间内反应物浓度的变化量或生成物浓度的变化量。速率公式中，B为溶液或气体，若B为固体或纯液体则不计算速率。速率受多种因素的影响，如温度、催化剂、反应物浓度和压强。升高温度、增加浓度或压强通常能加速反应。
化学平衡指在一定条件下，正反应和逆反应速率相等时，系统达到了平衡状态。在化学平衡中，反应物和生成物的浓度保持不变，虽然反应仍在进行，但没有可观察到的变化。影响化学平衡的因素包括温度、压力、反应物浓度等，催化剂仅改变反应速率而不改变平衡状态。
当反应条件发生变化时，平衡会发生位移，新的平衡状态会根据变化条件建立。
高中化学必修二知识点总结2
下面是小编为大家整理的高中化学必修二知识点总结，希望对各位同学有所帮助。
第一单元原子核外电子排布与元素周期律
一、原子结构
质子(Z个)
原子核注意：
中子(N个)质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N)
1.原子数AX原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子
核外电子(Z个)
★熟背前20号元素，熟悉1～20号元素原子核外电子的排布：
HHeLiBeBCNOFNeNaMgAlSiPSClArKCa
2.原子核外电子的排布规律：①电子总是尽先排布在能量最低的电子层里;②各电子层最多容纳的电子数是2n2;③最外层电子数不超过8个(K层为最外层不超过2个)，次外层不超过18个，倒数第三层电子数不超过32个。
电子层：一(能量最低)二三四五六七
对应表示符号：KLMNOPQ
3.元素、核素、同位素
元素：具有相同核电荷数的同一类原子的总称。
核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。
同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素。(对于原子来说)
二、元素周期表
1.编排原则：
①按原子序数递增的顺序从左到右排列
②将电子层数相同的各元素从左到右排成一横行。(周期序数=原子的电子层数)
③把最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成一纵行。
主族序数=原子最外层电子数
2.结构特点：
核外电子层数元素种类
第一周期12种元素
短周期第二周期28种元素
周期第三周期38种元素
元(7个横行)第四周期418种元素
素(7个周期)第五周期518种元素
周长周期第六周期632种元素
期第七周期7未填满(已有26种元素)
表主族：ⅠA～ⅦA共7个主族
族副族：ⅢB～ⅦB、ⅠB～ⅡB，共7个副族
(18个纵行)第Ⅷ族：三个纵行，位于ⅦB和ⅠB之间
(16个族)零族：稀有气体
三、元素周期律
1.元素周期律：元素的*质(核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属*、非金属*)随着核电荷数的递增而呈周期*变化的规律。元素*质的周期*变化实质是元素原子核外电子排布的周期*变化的必然结果。
2.同周期元素*质递变规律
第三周期元素11Na12Mg13Al14Si15P16S17Cl18Ar(1)电子排布电子层数相同，最外层电子数依次增加(2)原子半径原子半径依次减小—(3)主要化合价+1+2+3+4
-4+5
-3+6
-2+7
-1—(4)金属*、非金属*金属*减弱，非金属*增加—(5)单质与水或*置换难易冷水
剧烈热水与
*快与*反
应慢———(6)*化物的化学式——SiH4PH3H2SHCl—(7)与H2化合的难易——由难到易—(8)*化物的稳定*——稳定*增强—(9)最高价氧化物的化学式Na2OMgOAl2O3SiO2P2O5SO3Cl2O7—最高价氧化物对应水化物(10)化学式NaOHMg(OH)2Al(OH)3H2SiO3H3PO4H2SO4HClO4—(11)*碱*强碱中强碱两**
氧化物弱*中强
*强*很强
的*—(12)变化规律碱*减弱，**增强—第ⅠA族碱金属元素：LiNaKRbCsFr(Fr是金属*最强的元素，位于周期表左下方)
第ⅦA族卤族元素：FClBrIAt(F是非金属*最强的元素，位于周期表右上方)
★判断元素金属*和非金属*强弱的方法：
(1)金属*强(弱)——①单质与水或*反应生成*气容易(难);②*氧化物碱*强(弱);③相互置换反应(强制弱)Fe+CuSO4=FeSO4+Cu。
(2)非金属*强(弱)——①单质与*气易(难)反应;②生成的*化物稳定(不稳定);③最高价氧化物的水化物(含氧*)**强(弱);④相互置换反应(强制弱)2NaBr+Cl2=2NaCl+Br2。
高二上化学知识点总结3
高二的学生们，你们还在为化学复习而头痛吗？下面小编整理了关于高二上学期化学知识点总结，希望对大家有帮助！
第一章氮族元素
一、氮族元素
元素符号和名称：n（氮）、p（*）、as（砷）、sb（锑）、bi（铋）
二、氮气（n2）
1、分子结构：nh3 电子式：结构式：n≡n（分子里n≡n键很牢固，结构很稳定）2、物理*质：无*无味气体，难溶于水，密度与空气接近（所以收集n2不能用排空气法）
3、化学*质：通常情况下氮气的化学*质不活泼，很难与其他物质发生反应，只有在高温、高压、放
电等条件下，才能使n2中的共价键断裂，从而与一些物质发生化学反应。
n催化剂
放电点燃
2+3h2 高温、高压2nh
3n2+o2====2no3mg+n2====mg3n2mg3n2+6h2o＝3mg(oh)2↓+2nh3↑
4、氮的固定：将氮气转化成氮的化合物。
放电
分①自然固氮雷雨： nno2hno3 类生物固氮：豆科植物的根瘤菌天然固氮。②人工固氮：合成氨工业
三、氮氧化物（n2o、no、n2o3、no2、n2o4、n2o5）
1．n2o5（***酐）；n2o3（亚***酐）；no、no2（主要的大气污染物）no：无*气体，不溶于水，有毒，有较强还原* 2no+o2＝2no2；
no2：红棕*气体(颜*同溴蒸气),有毒,易溶于水,有强氧化*,造成光化学烟雾的主要因素；2⑴3no2。
br2+h2ohbr+hbrohbr+agno3＝agbr↓+hno3
⑵水洗法：形成无*溶液为no2，形成橙黄*溶液的为br2。no2+h2o ＝2hno3+nobr2+h2o
hbr+hbro
⑶ccl4溶解法：分别通入ccl4溶剂中，形成橙红*溶液为br2，另一种为no2。
⑷冷却法：将盛有气体的容器冷却，颜*变浅的是no2，有红棕*溶液产生的是br2。2no2(红棕*)
3．no、no
n2o4（无*）
2、o2溶于水的计算：
⑴no2和o2的混合气体溶于水时涉及的反应4no2+o2+2h2o＝4hno3x=v(no2)/v(o2) 反应情况
0<x<41=""o2x="4"x="">4/1 no2过量，剩余气体为no
⑵no和o2的混合气体溶于水时涉及的反应4no+3o2+2h2o＝4hno3x=v(no)/v(o2) 反应情况
0<x<43=""o2x="4"x="">4/3 no过量，剩余气体为no
四、*
五、氨气（nh3）
1、物理*质：无*、有刺激*气味的气体，比空气轻，易液化(做致冷剂)，极易溶于水(1:700)2、分子结构：nhh
3电子式： hn 结构式：（极*分子，三角锥型）
3、化学*质：hh
nh3+h2o
nh3·h2o
nh+oh–
4+⑴nh△
3·h2o〓nh3 ↑+h2o（nh3·h2o不稳定，受热分解为nh3和h2o）⑵氨水对金属有腐蚀作用，氨水盛放在玻璃容器、橡皮袋或陶瓷坛中。⑶氨水中微粒有三种分子，三种离子。
三种分子：nh3、h2o、nh3·h2o三种离子：nh4+、oh–、h+nh3+hcl＝nh4cl(白烟，可用于检验氨气)
4nh3+5o2催化剂====
4no+6h2o（氨的催化氧化）
△4、实验室制法（重点实验）2nh4cl+ca(oh)2==2nh△
3↑+cacl2+2h2o发生装置：固+固（加热）→气，与制△o2相同 收集：向下排空气法．．．．．．
（不能用排水法）检验：⑴用湿润的红*石蕊试纸靠近容器口（试纸变蓝）
⑵将蘸有浓盐*的玻璃棒接近容器口（产生白烟）干燥：碱石灰（装在干燥管里）[不能用浓硫*、p2o5等干燥剂]
试管口塞一团棉花作用：⑴用稀硫*浸湿的棉花吸收多余氨气，防止污染大气；
⑵防止氨气与空气形成对流，使收集的氨气更为纯净。 氨气的其他制法：⑴加热浓氨水；⑵浓氨水与烧碱（或cao）固体混合等方法5、铵盐：白*晶体，易溶于水，受热分解，与碱共热反应放出氨气。nh△
4cl==nh3↑+hcl↑(nh3+hcl＝nh4cl) nh△4hco3==nh3↑+h2o↑+co2↑
（nh4）2co3==2nh△
3↑+h2o↑+co2↑
注意：多数铵盐受热分解都产生氨气，但并不是所有铵盐受热都产生氨气。
例如：2nh4no3==2n△2↑+o2↑+h2o
6、nh4+的检验：
⑴naoh溶液法：加入碱液后共热，产生的气体能使湿润的红*石蕊试纸变蓝。
⑵碱石灰法：碱石灰与某物质的固体在研钵中研磨，产生的气体能使湿润的红*石蕊试纸变蓝。
六、极*分子和非极*分子
1、由同种原子形成的共价键是非极*键，如：h—h、cl—cl键；由不同种原子形成的共价键是极*键，如：h–f、c=o键。2、极*分子和非极*分子的判断
⑴所有的双原子单质都是非极*分子如h2、cl2、n2等，所有的双原子化合物都是极*分子，如hf、hcl等。
⑵多原子分子极*和非极*的判断
经验规则：由两种元素组成的形如abn型的共价分子，当中心原子的化合价的绝对值等于最外层电子数时，分子一般是非极*的；反之，则为极*分子。
如常见的多原子非极*分子：co2、cs2、becl2（直线型），bf3、bcl3、so3（正三角型），ch4、ccl4（正四面体）；极*分子：co、pcl3等。
七、**
1、物理*质：无*易挥发、低沸点，69%的为浓**，98%的为发烟**。
2、化学*质：
（1）强**：如稀**可使石蕊试液变红。
（2）不稳定*：见光或加热易分解，**浓度越大，越不稳定。
4hno3======4no△或光照
2↑+o2↑+2h2o
浓**呈黄*是因为**分解产生的no2溶于**中，所以应把它保存在棕*瓶中，并放在*凉
处（注意不能用橡胶塞，因为**会腐蚀橡胶）。
（3）强氧化*：**越浓，氧化*越强，**与金属反应一般不放出*气。
3cu+8hno3(稀)==3cu(no3)2+2no↑+4h2ohno3既表现氧化*又表现还原*cu+4hno3(浓)==cu(no3)2+no2↑+2h2o hno3既表现氧化*又表现还原*c+4hno3（浓）==4no2↑+co2↑+2h2ohno3只表现氧化*金属与hno3反应，hno3既表现氧化*又表现还原*；非金属与hno3反应，hno3只表现氧化*
注意：①钝化：冷的浓**和浓硫*可使fe、al发生钝化；可用铝罐车运输冷的浓**或浓硫*②王水：体积比为1:3的浓**和浓盐*的混合物，可溶解au、pt等不活泼金属；
制取**铜的最佳途径是：cu→cuo→cu(no3)2（消耗**最少，且不产生污染物），而用浓**不仅消耗的**最多，且产生最多污染气体；稀**次之。
3、**实验室制法：nano微热
3+h2so4(浓)====nahso4+hno3↑
八、氧化还原反应方程式的配平1、原则：化合价升降总数相等
2、步骤：划好价→列变化→求总数→配系数→细检查3、有关氧化还原反应的计算：用电子守恒去做，注意格式九、有关化学方程式的计算
（1）过量计算：先判断谁过量，再按不足的进计行算，有时需要讨论。
（2）多步反应的计算—关系法：先通过化学方程式或元素守恒找到关系式，再计算。
常见的关系式：工业制硫*：s~h2so4(或fes2~2h2so4) 工业制**：nh3~hno3
第二章化学平衡
一、化学反应速率
1．意义：化学反应速率是表示化学反应快慢程度的物理量。
2．表示方法：用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。单位：mol/(l·min)或mol/(l·s)
3．计算公式：v=△c/△t，v表示反应速率，△c表示变化的浓度，△t表示变化的时间。
①是某一段时间内的平均速率，而不是指瞬时速率。
②同一反应，可用不同物质表示，数值可以不同，但表示的意义相同。
4、特点③不能用固体（如caco3）或纯液体（如h2o）来表示反应速率
④同一反应中，不同物质的速率之比等于相应的化学计量数（即系数）之比。如化学反应ma（g）+nb（g）=pc（g）+qd（g）
v（a）∶v（b）∶v（c）∶v（d）=m∶n∶p∶q
注意：比较反应速率时，可将不同物质表示的速率转换成同一物质表示的速率，再比较。5、影响反应速率的因素
（1）内因：参加反应的物质的*质
（2）外因：同一化学反应，外界条件不同，反应速率不同。
①浓度：对气体参加的反应或溶液中进行的反应有影响，其它条件一定时，增大反应物浓度，反应速率增大；减少反应物浓度，反应速率减少。
注意：纯固体（如碳）、纯液体（如水）没有浓度变化，改变它们用量的多少，其v不变。但固体的表面积越大，则v增大。
②压强：对于有气体参加的反应，增大压强，反应速率增大，减少压强，反应速率减少。
注意：a．增大压强实际上是增加了气态物质的浓度，因此压强对v的影响实质上是反应物的浓度对v的影响。
b．如果容器的体积固定不变，向体系中加入与反应无关的稀有气体，虽然体系总压强增大，但实际上各反应物浓度不变，故v不变。
ⅰ）恒温时，增大压强 引起 体积减小 引起 浓度增大 引起 反应速率加快ⅱ）恒容时，a、充入气体反应物引起 浓度增大 引起 反应速率加快
b、充入“惰气”引起 总压增大，但各物质浓度不变 引起 反应速率不变
ⅲ）恒压时，充入“惰气”引起 体积增大 引起 各反应物质浓度减小 引起 反应速率减慢③温度：对任何反应的速率都有影响，其他条件不变时，升温，通常使反应速率增大；
降温，使反应速率减小。注意：一般每升高10℃，化学反应速率大约增大2～4倍。
④催化剂：催化剂可以成千上万倍地增大反应速率。
a．催化剂在反应前后本身质量和化学*质都不改变，但物理*质如颗粒大小、形状可以改变。b．催化剂具有高效、专一*，但应防止催化剂中毒，工业生产上要对原料气进行净化处理。
二、化学平衡
1．研究对象：可逆反应在一定条件下进行的程度问题
2．定义：一定条件下的可逆反应，正、逆反应速率相等，反应混合物中各组分的浓度保持不变的状态。3．本质：v正＝v逆≠0
4．标志：平衡混合物中各物质浓度或百分含量保持不变。5．特点：逆、等、定、动、变、同
（1）判断可逆反应达到平衡状态的本质标志是v正＝v逆，即同一物质的消耗速率等于生成速率；其他标志还包括各组分的浓度、含量保持不变，有颜*的体系颜*不变等。（2）化学平衡的有关计算
①常用公式：转化率=已转化量（n、c、v、m等）/转化前总量×100%产 率=实际产量/理论产量×100%
m=m总/n总（求平均摩尔质量）
阿伏加德罗定律的重要推论：恒温恒压时：p1/p2=n1/n2；恒温横容时：v1/v2=n1/n2②常用方法：三行式解法、差量法
透彻理解化学平衡的六大特征--化学平衡标志的基础：
1、逆：化学平衡研究的对象是可逆反应，可逆反应不能进行到底，即反应过程中反应物（生成物）不能全部转化为生成物（反应物）。
2、动：达到平衡时，v（正）=v（逆）≠0，即化学平衡是动态平衡，正反应和逆反应仍在继续进行。3、等：v（正）=v（逆）＞0，它的具体含义有两个方面：
①用同一种物质来表示反应速率时，该物质的生成速率与消耗速率相等。即单位时间内生成与消耗某反应物（生成物）的量相等。
②用不同种物质来表示反应速率时速率不一定相等，但必须符合两方面i）表示两个不同的方向。
ii）速率之比=浓度的变化量之比=物质的量的变化量之比=化学方程式中相应的化学计量数之比4、定：因为v（正）=v（逆）≠0，所以同一瞬间，同一物质的生成量等于消耗量。总的结果是混合体．．．系中各组成成分的物质的量、质量，物质的量浓度，各成分的百分含量（体积分数、质量分数）．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．，转．化率等不随时间变化而变化．．．．．．．．．．．．
。5、变：改变影响化学平衡的条件，平衡就被破坏，正逆反应速率不再相等，平衡发生移动，直至建立新的平衡。6．化学平衡移动
（1）移动原因：内因：参加反应的物质的*质;外因：外界条件改变，使v正≠v逆
（2）移动方向：v正﹥v逆，向正反应方向移动；v正﹤v逆，向逆反应方向移动；v正=v逆，平衡不移动（3）移动结果：反应速率、各组分浓度、百分含量发生一定的变化
（4）影响因素：浓度、压强、温度等，其规律符合平衡移动原理，即勒沙特列原理。
浓度：在其他条件不变时，增大反应物浓度或减小生成物浓度，平衡向正反应方向移动；减小反应物浓度或增大生成物浓度，平衡向逆反应方向移动。
压强：对于反应前后气体总体积发生变化的反应，在其他条件不变时，增大压强，会使平衡向体积缩小的方向移动；减小压强，会使平衡向体积增大的方向移动。但对于反应前后气体总体积不改变的反应，改变压强平衡不移动。
温度：在其他条件不变时，升高温度，平衡向吸热反应的方向移动；降低温度，平衡向放热反应的方向移动。
催化剂：催化剂能缩短达到化学平衡所需的时间，但不能使平衡移动
（5）勒沙特列原理：对于已达到平衡的系统（可以是化学平衡、溶解平衡或电离平衡等），如果改变影响平衡的一个条件（如浓度、压强或温度），平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。注意：平衡移动的结果是使这种改变“减弱”，但并不能完全消除。
（6）化学平衡图像问题：一看横纵坐标的意义，二看曲线变化趋势，三看关键点（起始点、最高点、最低点、拐点等），四看是否需要作辅助线（等温线、等压线）。
7、等效平衡：同一可逆反应在相同的反应条件（恒温恒容或恒温恒压）下，无论从正反应开始还是从相应的逆反应开始，或者从相应的反应中间某一时刻开始，经过足够的时间，反应都能达到平衡状态，且化学平衡状态完全相同，此即等效平衡原理。等效平衡的三种情况：
⑴在恒温恒容条件下，对于反应前后气体分子数不等的可逆反应，只改变起始加入物质的量，若通过可逆反应的化学计量数换算成同一边的物质的量．．．．与原平衡相同．．．．．，则两平衡等效．．．．．
。⑵在恒温恒容条件下，对于反应前后气体分子数不变的可逆反应，只要反应物（或生成物）的物质的量的比例与原平衡相同，则两平衡等效。
⑶在恒温恒压条件下，改变起始时加入物质的量，只要按化学计量数换算成同一边的物质的量之比与原平衡相同，则两平衡等效。
恒温恒容条件
非等体积的反应，
“等量”加料，等效平衡；
等体积的反应， “等比”加料，等效平衡；恒温恒压条件下，“等比”加料，等效平衡。n2(g)+3h2(g)
nh3(g)
合 成c(n2)：c(h2)=1:3 (便于循环)
氨500℃（加快化学反应速率，催化剂活*大）条20mpa～50mpa（加快化学反应速率，提高转化率）件 （加快化学反应速率）的选择
第三章电离平衡
一、强弱电解质的判断
1、电解质和非电解质均指化合物，单质和混合物既不是电解质又不是非电解质。2、判断电解质的关键要看该化合物能否自身电离。如nh3、so2等就不是电解质。
3、电解质的强弱要看它能否完全电离（在水溶液或熔化时），与其溶解*、导电*无关。4、离子化合物都是强电解质如nacl、baso4等；
共价化合物部分是强电解质如hcl、h2so4等，部分是弱电解质如hf、ch3cooh、h、hno2、h3po4、h2so3、h2co3、hclo、nh3·h2o等，部分是非电解质如酒精、蔗糖等。
二、电离平衡
1、弱电解质才有电离平衡，如水：2h2o
h3o++oh–。
2、电离平衡的特征：等（v电离=v结合≠0）、动（动态平衡）、定（各微粒浓度一定）、变
3、影响电离平衡的外界条件：温度越高，浓度越小，越有利于电离。加入和弱电解质具有相同离子的强电解质，能抑制弱电解质的电离。4、电离方程式：
（1）强电解质完全电离，用等号，如：hcl=h++cl–nahso4=na++h++so42–
（2）弱电解质部分电离，用可逆符号；多元弱*分步电离，以第一步电离为主，电离级数越大越困难；
且各步电离不能合并。如:h3po4
h++h2po4– h2po4–
h++hpo42– hpo42–
h++po43–
三、水的离子积（kw）
1、由水的电离方程式可知：任何情况下，水所电离出的h+与oh–的量相等。
2、kw=c(h+)·c(oh–)，25℃时，kw=1×10–14。kw只与温度有关，温度越高，kw越大。四、溶液的ph
1、ph=–lg{c(h+)}，溶液的*碱*与ph的关系（25℃）：中*溶液：c（h＋）＝c（oh－）＝1×10–7mol／l ph＝7，
**溶液：c（h＋）>c（oh－） ph<7，
碱*溶液：c（h＋）<c（oh－） ph>7。ph越小，溶液**越强；ph越大，溶液碱*越强。ph减小1，相当于c（h＋）增大10倍。
