高二化學重點知識點的彙總

高二的時候我們將會接觸到更多、更復雜的化學內容，高二的化學學習難度相對來説是比較大的，但是隻要我們用心將每個知識點弄懂，就能學好。下面是本站小編為大家整理的高二化學知識點歸納，希望對大家有用!

化學反應的限度

1、化學平衡常數

(1)對達到平衡的可逆反應，生成物濃度的係數次方的乘積與反應物濃度的係數次方的乘積之比為一常數，該常數稱為化學平衡常數，用符號K表示。

(2)平衡常數K的大小反映了化學反應可能進行的程度(即反應限度)，平衡常數越大，説明反應可以進行得越完全。

(3)平衡常數表達式與化學方程式的書寫方式有關。對於給定的可逆反應，正逆反應的平衡常數互為倒數。

(4)藉助平衡常數，可以判斷反應是否到平衡狀態：當反應的濃度商Qc與平衡常數Kc相等時，説明反應達到平衡狀態。

2、反應的平衡轉化率

(1)平衡轉化率是用轉化的反應物的濃度與該反應物初始濃度的比值來表示。如反應物A的平衡轉化率的表達式為：α(A)=

(2)平衡正向移動不一定使反應物的平衡轉化率提高。提高一種反應物的濃度，可使另一反應物的平衡轉化率提高。

(3)平衡常數與反應物的平衡轉化率之間可以相互計算。

3、反應條件對化學平衡的影響

(1)温度的影響

升高温度使化學平衡向吸熱方向移動;降低温度使化學平衡向放熱方向移動。温度對化學平衡的影響是通過改變平衡常數實現的。

(2)濃度的影響

增大生成物濃度或減小反應物濃度，平衡向逆反應方向移動;增大反應物濃度或減小生成物濃度，平衡向正反應方向移動。

温度一定時，改變濃度能引起平衡移動，但平衡常數不變。化工生產中，常通過增加某一價廉易得的反應物濃度，來提高另一昂貴的反應物的轉化率。

(3)壓強的影響

ΔVg=0的反應，改變壓強，化學平衡狀態不變。

ΔVg≠0的反應，增大壓強，化學平衡向氣態物質體積減小的方向移動。

(4)勒夏特列原理

由温度、濃度、壓強對平衡移動的影響可得出勒夏特列原理：如果改變影響平衡的一個條件(濃度、壓強、温度等)平衡向能夠減弱這種改變的方向移動。

化學反應的熱效應

1、化學反應的反應熱

(1)反應熱的概念：

當化學反應在一定的温度下進行時，反應所釋放或吸收的熱量稱為該反應在此温度下的熱效應，簡稱反應熱。用符號Q表示。

(2)反應熱與吸熱反應、放熱反應的關係。

Q>0時，反應為吸熱反應;Q<0時，反應為放熱反應。

(3)反應熱的測定

測定反應熱的儀器為量熱計，可測出反應前後溶液温度的變化，根據體系的熱容可計算出反應熱，計算公式如下：Q=-C(T2-T1)式中C表示體系的熱容，T1、T2分別表示反應前和反應後體系的温度。實驗室經常測定中和反應的反應熱。

2、化學反應的焓變

(1)反應焓變

物質所具有的能量是物質固有的性質，可以用稱為“焓”的物理量來描述，符號為H，單位為kJ·mol-1。

反應產物的總焓與反應物的總焓之差稱為反應焓變，用ΔH表示。

(2)反應焓變ΔH與反應熱Q的關係。

對於等壓條件下進行的化學反應，若反應中物質的能量變化全部轉化為熱能，則該反應的反應熱等於反應焓變，其數學表達式為：Qp=ΔH=H(反應產物)-H(反應物)。

(3)反應焓變與吸熱反應，放熱反應的關係：

H>0，反應吸收能量，為吸熱反應。

H<0，反應釋放能量，為放熱反應。

(4)反應焓變與熱化學方程式：

把一個化學反應中物質的變化和反應焓變同時表示出來的化學方程式稱為熱化學方程式，如：H2(g)+O2(g)=H2O(l);ΔH(298K)=-285.8kJ·mol-1

書寫熱化學方程式應注意以下幾點：

①化學式後面要註明物質的聚集狀態：固態(s)、液態(l)、氣態(g)、溶液(aq)。

②化學方程式後面寫上反應焓變ΔH，ΔH的單位是J·mol-1或 kJ·mol-1，且ΔH後註明反應温度。

③熱化學方程式中物質的係數加倍，ΔH的數值也相應加倍。

3、反應焓變的計算

(1)蓋斯定律

對於一個化學反應，無論是一步完成，還是分幾步完成，其反應焓變一樣，這一規律稱為蓋斯定律。

(2)利用蓋斯定律進行反應焓變的計算。

常見題型是給出幾個熱化學方程式，合併出題目所求的熱化學方程式，根據蓋斯定律可知，該方程式的ΔH為上述各熱化學方程式的ΔH的代數和。

(3)根據標準摩爾生成焓，ΔfHmθ計算反應焓變ΔH。

對任意反應：aA+bB=cC+dD

H=[cΔfHmθ(C)+dΔfHmθ(D)]-[aΔfHmθ(A)+bΔfHmθ(B)]

原子結構與性質

1、電子雲：用小黑點的疏密來描述電子在原子核外空間出現的機會大小所得的圖形叫電子雲圖。離核越近，電子出現的機會大，電子雲密度越大;離核越遠，電子出現的機會小，電子雲密度越小。

2、電子層(能層)：根據電子的能量差異和主要運動區域的不同，核外電子分別處於不同的電子層.原子由裏向外對應的電子層符號分別為K、L、M、N、O、P、Q.

3、原子軌道(能級即亞層)：處於同一電子層的原子核外電子，也可以在不同類型的'原子軌道上運動，分別用s、p、d、f表示不同形狀的軌道，s軌道呈球形、p軌道呈紡錘形，d軌道和f軌道較複雜.各軌道的伸展方向個數依次為1、3、5、7。

4、原子核外電子的運動特徵可以用電子層、原子軌道(亞層)和自旋方向來進行描述.在含有多個核外電子的原子中，不存在運動狀態完全相同的兩個電子。

5、原子核外電子排布原理：

(1)能量最低原理:電子先佔據能量低的軌道，再依次進入能量高的軌道;

(2)泡利不相容原理:每個軌道最多容納兩個自旋狀態不同的電子;

(3)洪特規則:在能量相同的軌道上排布時，電子儘可能分佔不同的軌道，且自旋狀態相同。

洪特規則的特例:在等價軌道的全充滿(p6、d10、f14)、半充滿(p3、d5、f7)、全空時(p0、d0、f0)的狀態，具有較低的能量和較大的穩定性.如24Cr [Ar]3d54s1、29Cu [Ar]3d104s1

6、根據構造原理，基態原子核外電子的排布遵循圖⑴箭頭所示的順序。

根據構造原理，可以將各能級按能量的差異分成能級組如圖⑵所示，由下而上表示七個能級組，其能量依次升高;在同一能級組內，從左到右能量依次升高。基態原子核外電子的排布按能量由低到高的順序依次排布。

7、第一電離能：氣態電中性基態原子失去1個電子，轉化為氣態基態正離子所需要的能量叫做第一電離能。常用符號I1表示，單位為kJ/mol。

(1)原子核外電子排布的週期性

隨着原子序數的增加,元素原子的外圍電子排布呈現週期性的變化:每隔一定數目的元素，元素原子的外圍電子排布重複出現從ns1到ns2np6的週期性變化.

(2)元素第一電離能的週期性變化

隨着原子序數的遞增，元素的第一電離能呈週期性變化:

同週期從左到右，第一電離能有逐漸增大的趨勢，稀有氣體的第一電離能最大，鹼金屬的第一電離能最小;

同主族從上到下，第一電離能有逐漸減小的趨勢。

説明：

①同週期元素，從左往右第一電離能呈增大趨勢。電子亞層結構為全滿、半滿時較相鄰元素要大即第 ⅡA 族、第 ⅤA 族元素的第一電離能分別大於同週期相鄰元素。Be、N、Mg、P

②元素第一電離能的運用：

a.電離能是原子核外電子分層排布的實驗驗證

b.用來比較元素的金屬性的強弱。I1越小，金屬性越強，表徵原子失電子能力強弱。

(3)元素電負性的週期性變化

元素的電負性：元素的原子在分子中吸引電子對的能力叫做該元素的電負性。

隨着原子序數的遞增，元素的電負性呈週期性變化：同週期從左到右，主族元素電負性逐漸增大;同一主族從上到下，元素電負性呈現減小的趨勢。

電負性的運用:

a.確定元素類型(一般>1.8，非金屬元素;<1.8，金屬元素)。

b.確定化學鍵類型(兩元素電負性差值>1.7，離子鍵;<1.7，共價鍵)。

c.判斷元素價態正負(電負性大的為負價，小的為正價)。

d.電負性是判斷金屬性和非金屬性強弱的重要參數(表徵原子得電子能力強弱)。