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1.高中二年级化学考试知识点整理必学一 篇一

离子的检验：

①SO42-：先加稀盐酸，再加BaCl2溶液有白色沉淀，原溶液中肯定含有SO42-。Ba2++SO42-=BaSO4↓

②Cl-加AgNO3溶液有白色沉淀生成，再加_沉淀不溶解，原溶液中肯定含有Cl-;或先加_酸化，再加AgNO3溶液，如有白色沉淀生成，则原溶液中肯定含有Cl-。Ag++Cl-=AgCl↓。

③CO32-：先加BaCl2溶液生成白色沉淀，再加稀盐酸，沉淀溶解，并生成无色无味、能使澄清石灰水变浑浊的气体，则原溶液中肯定含有CO32-。

2.高中二年级化学考试知识点整理必学一 篇二

1、电子层数跟最外层电子数数相等的原子有H、Be、Al

2、核外电子总数与其最外层电子数之比为4：3的元素O

3、最外层电子数是电子层数2倍的原子有关He、C、S

4、最外层电子数跟次外层电子数相等的原子有Be、Ar

5、X、Y两元素可形成X2Y和X2Y2两种化合物3+3H+===Fe3++3H2O

2、氢氧化钾与硫酸中和：OH-+H+==H2O

3、金属铁溶于稀硫酸：Fe+2H+==Fe2++H2

4、碳酸钠中滴加足量稀盐酸：CO32-+2H+===H2O+CO2

5、硫酸铜溶液与氢氧化钡溶液混合：Cu2++SO42-+Ba2++2OH-====BaSO4+Cu2

6、氢氧化钡溶液和氯化镁溶液混合：Mg2++2OH-===Mg2

7、氯化钡溶液和硫酸钾溶液混合：Ba2++SO42-==BaSO4

8、用盐酸除铁锈：Fe2O3+6H+===2Fe3++3H2O

9、硫酸铁溶液和氢氧化钾溶液混合：Fe3++3OH-===Fe3

10、金属铝溶于硫酸：2Al+6H+==2Al3++3H2

4.高中二年级化学考试知识点整理必学一 篇四

混合物的离别和提纯

离别和提纯的办法，离别的物质，应注意的事情，应用举例过滤，用于固液混合的离别，一贴、二低、三靠，如粗盐的提纯蒸馏，提纯或离别沸点不一样的液体混合物，预防液体暴沸，温度计水银球的地方，如石油的蒸馏中冷凝管中水的流向，如石油的蒸馏萃取，借助溶质在互不相溶的溶剂里的溶解度不同，用一种溶剂把溶质从它与另一种溶剂所组成的溶液中提取出来的办法，选择的萃取剂应符合下列需要：

和原溶液中的溶剂互不相溶;对溶质的溶解度要远大于原溶剂，用四氯化碳萃取溴水里的溴、碘分液，离别互不相溶的液体，打开上端活塞或使活塞上的凹槽与漏斗上的水孔，使漏斗内外空气相通。

打开活塞，使下层液体慢慢流出，准时关闭活塞，上层液体由上端倒出，如用四氯化碳萃取溴水里的溴、碘后再分液蒸发和结晶，用来离别和提纯几种可溶性固体的混合物，加热蒸发皿使溶液蒸发时，要用玻璃棒不断搅动溶液;当蒸发皿中出现较多的固体时，即停止加热，离别NaCl和KNO3混合物

5.高中二年级化学考试知识点整理必学一 篇五

电解质和非电解质

电解质：在水溶液里或熔融状况下能导电的化合物。

1、化合物

非电解质：在水溶液中和熔融状况下都不可以导电的化合物。

电解质和非电解质都是化合物，单质和混合物不是电解质更不是非电解质。

酸、碱、盐和水都是电解质电解质溶液)。

能导电的物质可能不是电解质。能导电的物质：电解质溶液、熔融的碱和盐、金属单质和石墨。

电解质需在水溶液里或熔融状况下才能导电。固态电解质不导电，液态酸不导电。

2、溶液可以导电是什么原因：有可以自由移动的离子。

3、电离方程式：应该注意配平，原子个数守恒，电荷数守恒。如：Al23=2Al3++3SO42-

6.高中二年级化学考试知识点整理必学一 篇六

热化学方程式是表示化学反应中的物质变化和焓变（或能量变化；热量变化）。

比如，热化学方程式：H2+Cl2=2HCl△rHΘm=－183kJ/mol

方程的意义是在标准态时，1molH2和1molCl2完全反应生成2molHCl，反应放热183kJ。

热化学方程式代表着一个假想的过程，实质反应中反应物的投料量比所需量要多，只不过过量反应物的状况没发生变化，即便是一个没办法全部完成的反应，也不会因此影响反应的反应热。

书写事情书写和应用热化学方程式时需要注意以下几个方面：

各物质化学式右边用圆括弧（）表明物质的聚集状况。可以用g、l、s分别代表气态、液态、固态。固体有不同晶态（同素异形体）时，还需将晶态（形）注明，比如S（斜方），S（单斜）；C（石墨），C（金刚石）等。溶液中的反应物质，则须注明其浓度，以aq代表水溶液，代表无限稀释水溶液。

△H只能写在化学方程式的右侧，若为放热反应，则△H为“-”；若为吸热反应，则△H为“+”。其单位一般为kJ/mol，有时也用J/mol。

7.高中二年级化学考试知识点整理必学一 篇七

离子反应

1、离子反应发生的条件

生成沉淀

既有溶液中的离子直接结合为沉淀，又有沉淀的转化。

生成弱电解质

主如果H+与弱酸根生成弱酸，或OH-与弱碱阳离子生成弱碱，或H+与OH-生成H2O。

生成气体

生成弱酸时，不少弱酸能分解生成气体。

发生氧化还原反应

强氧化性的离子与强还原性离子易发生氧化还原反应，且大多在酸性条件下发生。

2、离子反应能否进行的理论判据

依据焓变与熵变判据

对ΔH-TΔS0的离子反应，室温下都能自发进行。

依据平衡常数判据

离子反应的平衡常数非常大时，表明反应的趋势非常大。

3、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↓

8.高中二年级化学考试知识点整理必学一 篇八

弱电解质的电离及盐类水解

1、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。

2、盐类水解

水解实质

盐溶于水后电离出的离子与水电离的H+或OH-结合生成弱酸或弱碱，从而打破水的电离平衡，使水继续电离，称为盐类水解。

水解种类及规律

①强酸弱碱盐水解显酸性。

NH4Cl+H2ONH3·H2O+HCl

②强碱弱酸盐水解显碱性。

CH3COONa+H2OCH3COOH+NaOH

③强酸强碱盐不水解。

④弱酸弱碱盐双水解。

Al2S3+6H2O=2Al3↓+3H2S↑

水解平衡的移动

加热、加水可以促进盐的水解，加入酸或碱能抑止盐的水解，另外，弱酸根阴离子与弱碱阳离子相混合时相互促进水解。

9.高中二年级化学考试知识点整理必学一 篇九

化学反应的限度

1、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。

2、反应的平衡实际转化的比例

平衡实际转化的比例是用转化的反应物的浓度与该反应物初始浓度的比值来表示。如反应物A的平衡实际转化的比例的表达式为：

α=

平衡正向移动未必使反应物的平衡实际转化的比例提升。提升一种反应物的浓度，可使另一反应物的平衡实际转化的比例提升。

平衡常数与反应物的平衡实际转化的比例之间可以相互计算。

3、反应条件对化学平衡的影响

温度的影响

升高温度使化学平衡向吸热方向移动;减少温度使化学平衡向放热方向移动。温度对化学平衡的影响是通过改变平衡常数达成的。

浓度的影响

增大生成物浓度或减小反应物浓度，平衡向逆反应方向移动;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。

温度肯定时，改变浓度能引起平衡移动，但平衡常数不变。化工生产中，常通过增加某一价廉易得的反应物浓度，来提升另一昂贵的反应物的实际转化的比例。

压强的影响

ΔVg=0的反应，改变压强，化学平衡状况不变。

ΔVg≠0的反应，增大压强，化学平衡向气态物质体积减小的方向移动。

勒夏特列原理

由温度、浓度、压强对平衡移动的影响可得出勒夏特列原理：假如改变影响平衡的一个条件平衡向可以减弱这种改变的方向移动。

10.高中二年级化学考试知识点整理必学一 篇十

化学反应的热效应

1、化学反应的反应热

反应热的定义：

当化学反应在肯定的温度下进行时，反应所释放或吸收的热量称为该反应在此温度下的热效应，简称反应热。用符号Q表示。

反应热与吸热反应、放热反应的关系。

Q0时，反应为吸热反应;Q0时，反应为放热反应。

反应热的测定

测定反应热的仪器为量热计，可测出反应前后溶液温度的变化，依据体系的热容可计算出反应热，计算公式如下：

Q=-C

式中C表示体系的热容，T1、T2分别表示反应前和反应后体系的温度。实验室常常测定中和反应的反应热。

2、化学反应的焓变

反应焓变

物质所具备的能量是物质固有些性质，可以用称为“焓”的物理量来描述，符号为H，单位为kJ·mol-1。

反应产物的总焓与反应物的总焓之差称为反应焓变，用ΔH表示。

反应焓变ΔH与反应热Q的关系。

对于等压条件下进行的化学反应，若反应中物质的能量变化全部转化为热能，则该反应的反应热等于反应焓变，其数学表达式为：Qp=ΔH=H-H。

反应焓变与吸热反应，放热反应的关系：

ΔH0，反应吸收能量，为吸热反应。

ΔH0，反应释放能量，为放热反应。

反应焓变与热化学方程式：

把一个化学反应中物质的变化和反应焓变同时表示出来的化学方程式称为热化学方程式，如：H2+O2=H2O;ΔH=-285.8kJ·mol-1

书写热化学方程式应注意以下几个方面：

①化学式后面要注明物质的聚集状况：固态、液态、气态、溶液。

②化学方程式后面写上反应焓变ΔH，ΔH的单位是J·mol-1或kJ·mol-1，且ΔH后注明反应温度。

③热化学方程式中物质的系数加倍，ΔH的数值也相应加倍。

3、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]