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高二化學(xué)重難點知識點整合

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高二化學(xué)重難點知識點整合2022

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高二化學(xué)重難點知識點整合

1、電解的原理

(1)電解的概念:

在直流電作用下,電解質(zhì)在兩上電極上分別發(fā)生氧化反應(yīng)和還原反應(yīng)的過程叫做電解。電能轉(zhuǎn)化為化學(xué)能的裝置叫做電解池。

(2)電極反應(yīng):以電解熔融的NaCl為例:

陽極:與電源正極相連的電極稱為陽極,陽極發(fā)生氧化反應(yīng):2Cl-→Cl2↑+2e-。

陰極:與電源負(fù)極相連的電極稱為陰極,陰極發(fā)生還原反應(yīng):Na++e-→Na。

總方程式:2NaCl(熔)2Na+Cl2↑

2、電解原理的應(yīng)用

(1)電解食鹽水制備燒堿、氯氣和氫氣。

陽極:2Cl-→Cl2+2e-

陰極:2H++e-→H2↑

總反應(yīng):2NaCl+2H2O2NaOH+H2↑+Cl2↑

(2)銅的電解精煉。

粗銅(含Zn、Ni、Fe、Ag、Au、Pt)為陽極,精銅為陰極,CuSO4溶液為電解質(zhì)溶液。

陽極反應(yīng):Cu→Cu2++2e-,還發(fā)生幾個副反應(yīng)

Zn→Zn2++2e-;Ni→Ni2++2e-

Fe→Fe2++2e-

Au、Ag、Pt等不反應(yīng),沉積在電解池底部形成陽極泥。

陰極反應(yīng):Cu2++2e-→Cu

(3)電鍍:以鐵表面鍍銅為例

待鍍金屬Fe為陰極,鍍層金屬Cu為陽極,CuSO4溶液為電解質(zhì)溶液。

陽極反應(yīng):Cu→Cu2++2e-

陰極反應(yīng):Cu2++2e-→Cu

高二最新化學(xué)知識點總結(jié)

1、SO2能作漂白劑。SO2雖然能漂白一般的有機物,但不能漂白指示劑如石蕊試液。SO2使品紅褪色是因為漂白作用,SO2使溴水、高錳酸鉀褪色是因為還原性,SO2使含酚酞的NaOH溶液褪色是因為溶于不生成酸。

2、SO2與Cl2通入水中雖然都有漂白性,但將二者以等物質(zhì)的量混合后再通入水中則會失去漂白性,

3、往某溶液中逐滴加入稀鹽酸,出現(xiàn)渾濁的物質(zhì):

第一種可能為與Cl-生成難溶物。包括:①AgNO3

第二種可能為與H+反應(yīng)生成難溶物。包括:

①可溶性硅酸鹽(SiO32-),離子方程式為:SiO32-+2H+=H2SiO3↓

②苯酚鈉溶液加鹽酸生成苯酚渾濁液。

③S2O32-離子方程式:S2O32-+2H+=S↓+SO2↑+H2O

④一些膠體如Fe(OH)3(先是由于Fe(OH)3的膠粒帶負(fù)電荷與加入的H+發(fā)生電荷中和使膠體凝聚,當(dāng)然,若繼續(xù)滴加鹽酸至過量,該沉淀則會溶解。)若加HI溶液,最終會氧化得到I2。

⑤AlO2-離子方程式:AlO2-+H++H2O==Al(OH)3當(dāng)然,若繼續(xù)滴加鹽酸至過量,該沉淀則會溶解。

4、濃硫酸的作用:

①濃硫酸與Cu反應(yīng)——強氧化性、酸性②實驗室制取乙烯——催化性、脫水性

③實驗室制取硝基苯——催化劑、吸水劑④酯化反應(yīng)——催化劑、吸水劑

⑤蔗糖中倒入濃硫酸——脫水性、強氧化性、吸水性

⑥膽礬中加濃硫酸——吸水性

5、能發(fā)生銀鏡反應(yīng)的有機物不一定是醛.可能是:

①醛;②甲酸;③甲酸鹽;④甲酸酯;⑤葡萄糖;⑥麥芽糖(均在堿性環(huán)境下進行)

6、既能與酸又能與堿反應(yīng)的物質(zhì)

①顯兩性的物質(zhì):Al、Al2O3、Al(OH)3

②弱酸的銨鹽:(NH4)2CO3、(NH4)2SO3、(NH4)2S等。

③弱酸的酸式鹽:NaHS、NaHCO3、NaHSO3等。

④氨基酸。

⑤若題目不指定強堿是NaOH,則用Ba(OH)2,Na2CO3、Na2SO3也可以。

7、有毒的氣體:F2、HF、Cl2、H2S、SO2、CO、NO2、NO、Br2(g)、HCN。

8、常溫下不能共存的氣體:H2S和SO2、H2S和Cl2、HI和Cl2、NH3和HCl、NO和O2、F2和H2。

9、其水溶液呈酸性的氣體:HF、HCl、HBr、HI、H2S、SO2、CO2、NO2、Br2(g)。

10、可使?jié)駶櫟募t色石蕊試紙變藍(lán)的氣體:NH3。有漂白作用的氣體:Cl2(有水時)和SO2,但兩者同時使用時漂白效果減弱。檢驗Cl2常用淀粉碘化鉀試紙,Cl2能使?jié)駶櫟淖仙镌嚰埾茸兗t后褪色。

高二化學(xué)基本知識點歸納

1、化學(xué)反應(yīng)的速率

(1)概念:化學(xué)反應(yīng)速率通常用單位時間內(nèi)反應(yīng)物濃度的減少量或生成物濃度的增加量(均取正值)來表示。

計算公式:

①單位:mol/(L·s)或mol/(L·min)

②B為溶液或氣體,若B為固體或純液體不計算速率。

③以上所表示的是平均速率,而不是瞬時速率。

④重要規(guī)律:

速率比=方程式系數(shù)比

變化量比=方程式系數(shù)比

(2)影響化學(xué)反應(yīng)速率的因素:

內(nèi)因:由參加反應(yīng)的物質(zhì)的結(jié)構(gòu)和性質(zhì)決定的(主要因素)。

外因:①溫度:升高溫度,增大速率

②催化劑:一般加快反應(yīng)速率(正催化劑)

③濃度:增加C反應(yīng)物的濃度,增大速率(溶液或氣體才有濃度可言)

④壓強:增大壓強,增大速率(適用于有氣體參加的反應(yīng))

⑤其它因素:如光(射線)、固體的表面積(顆粒大小)、反應(yīng)物的狀態(tài)(溶劑)、原電池等也會改變化學(xué)反應(yīng)速率。

2、化學(xué)反應(yīng)的限度——化學(xué)平衡

(1)在一定條件下,當(dāng)一個可逆反應(yīng)進行到正向反應(yīng)速率與逆向反應(yīng)速率相等時,反應(yīng)物和生成物的濃度不再改變,達(dá)到表面上靜止的一種“平衡狀態(tài)”,這就是這個反應(yīng)所能達(dá)到的限度,即化學(xué)平衡狀態(tài)。

化學(xué)平衡的移動受到溫度、反應(yīng)物濃度、壓強等因素的影響。催化劑只改變化學(xué)反應(yīng)速率,對化學(xué)平衡無影響。

在相同的條件下同時向正、逆兩個反應(yīng)方向進行的反應(yīng)叫做可逆反應(yīng)。通常把由反應(yīng)物向生成物進行的反應(yīng)叫做正反應(yīng)。而由生成物向反應(yīng)物進行的反應(yīng)叫做逆反應(yīng)。

在任何可逆反應(yīng)中,正方應(yīng)進行的同時,逆反應(yīng)也在進行??赡娣磻?yīng)不能進行到底,即是說可逆反應(yīng)無論進行到何種程度,任何物質(zhì)(反應(yīng)物和生成物)的物質(zhì)的量都不可能為0。

(2)化學(xué)平衡狀態(tài)的特征:逆、動、等、定、變。

①逆:化學(xué)平衡研究的對象是可逆反應(yīng)。

②動:動態(tài)平衡,達(dá)到平衡狀態(tài)時,正逆反應(yīng)仍在不斷進行。

③等:達(dá)到平衡狀態(tài)時,正方應(yīng)速率和逆反應(yīng)速率相等,但不等于0。即v正=v逆≠0。

④定:達(dá)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一定。

⑤變:當(dāng)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)判斷化學(xué)平衡狀態(tài)的標(biāo)志:

①VA(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)

②各組分濃度保持不變或百分含量不變

③借助顏色不變判斷(有一種物質(zhì)是有顏色的)

④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(yīng)前后氣體的總物質(zhì)的量不相等的反應(yīng)適用,即如對于反應(yīng))

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