高中化學必修2第二章知識點歸納

在高中化學學習過程中，必修二的內容很重要，其中第二章的知識比較複雜，部分學生在學習這個知識點的時候都感到吃力。下面是本站小編為大家整理的高中化學重要的知識點，希望對大家有用!

化學能與電能

1、化學能轉化為電能的方式：

2、原電池原理

(1)概念：把化學能直接轉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(有電子的轉移)把化學能轉變為電能。

(3)構成原電池的條件：

①電極為導體且活潑性不同;

②兩個電極接觸(導線連線或直接接觸);

③兩個相互連線的電極插入電解質溶液構成閉合迴路。

(4)電極名稱及發生的反應：

負極：

較活潑的金屬作負極，負極發生氧化反應

電極反應式：較活潑金屬-ne-=金屬陽離子

負極現象：負極溶解，負極質量減少

正極：

較不活潑的金屬或石墨作正極，正極發生還原反應

電極反應式：溶液中陽離子+ne-=單質

正極的現象：一般有氣體放出或正極質量增加

(5)原電池正負極的判斷方法：

①依據原電池兩極的材料：

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。

②根據電流方向或電子流向：(外電路)的電流由正極流向負極;電子則由負極經外電路流向原電池的正極。

③根據內電路離子的遷移方向：陽離子流向原電池正極，陰離子流向原電池負極。

④根據原電池中的反應型別：

負極：失電子，發生氧化反應，現象通常是電極本身消耗，質量減小。

正極：得電子，發生還原反應，現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：

①原電池反應所依託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;

把總反應根據電子得失情況，分成氧化反應、還原反應;

氧化反應在負極發生，還原反應在正極發生，反應物和生成物對號入座，注意酸鹼介質和水等參與反應。

②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：

①加快化學反應速率，如粗鋅制氫氣速率比純鋅制氫氣快。

②比較金屬活動性強弱。

③設計原電池。

④金屬的腐蝕。

3、化學電源基本型別：

①乾電池：活潑金屬作負極，被腐蝕或消耗。如：Cu-Zn原電池、鋅錳電池。

②充電電池：兩極都參加反應的`原電池，可充電迴圈使用。如鉛蓄電池、鋰電池和銀鋅電池等。

③燃料電池：兩電極材料均為惰性電極，電極本身不發生反應，而是由引入到兩極上的物質發生反應，如H2、CH4燃料電池，其電解質溶液常為鹼性試劑(KOH等)。

1、共價鍵的分類和判斷：σ鍵(“頭碰頭”重疊)和π鍵(“肩碰肩”重疊)、極性鍵和非極性鍵，還有一類特殊的共價鍵-配位鍵。

共價鍵三引數：

共價鍵的鍵能與化學反應熱的關係:反應熱=所有反應物鍵能總和-所有生成物鍵能總和

2、共價鍵:原子間通過共用電子對形成的化學鍵

3、鍵的極性：

極性鍵：不同種原子之間形成的共價鍵，成鍵原子吸引電子的能力不同，共用電子對發生偏移

非極性鍵：同種原子之間形成的共價鍵，成鍵原子吸引電子的能力相同，共用電子對不發生偏移

4、分子的極性：

(1)極性分子：正電荷中心和負電荷中心不相重合的分子

(2)非極性分子：正電荷中心和負電荷中心相重合的分子

分子極性的判斷：分子的極性由共價鍵的極性及分子的空間構型兩個方面共同決定

非極性分子和極性分子的比較：

5、分子的空間立體結構

常見分子的型別與形狀比較：

6、原子晶體：所有原子間通過共價鍵結合成的晶體或相鄰原子間以共價鍵相結合而形成空間立體網狀結構的晶體

7、典型的原子晶體有金剛石(C)、晶體矽(Si)、二氧化矽(SiO2)

金剛石是正四面體的空間網狀結構，最小的碳環中有6個碳原子，每個碳原子與周圍四個碳原子形成四個共價鍵;晶體矽的結構與金剛石相似;二氧化矽晶體是空間網狀結構，最小的環中有6個矽原子和6個氧原子，每個矽原子與4個氧原子成鍵，每個氧原子與2個矽原子成鍵。

18、共價鍵強弱和原子晶體熔沸點大小的判斷：原子半徑越小，形成共價鍵的鍵長越短，共價鍵的鍵能越大，其晶體熔沸點越高。如熔點：金剛石>碳化矽>晶體矽。

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反應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重要規律：

速率比=方程式係數比

變化量比=方程式係數比

(2)影響化學反應速率的因素：

內因：由參加反應的物質的結構和性質決定的(主要因素)。

外因：①溫度：升高溫度，增大速率

②催化劑：一般加快反應速率(正催化劑)

③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)

④壓強：增大壓強，增大速率(適用於有氣體參加的反應)

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

2、化學反應的限度——化學平衡

(1)在一定條件下，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改變，達到表面上靜止的一種“平衡狀態”，這就是這個反應所能達到的限度，即化學平衡狀態。

化學平衡的移動受到溫度、反應物濃度、壓強等因素的影響。催化劑只改變化學反應速率，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。可逆反應不能進行到底，即是說可逆反應無論進行到何種程度，任何物質(反應物和生成物)的物質的量都不可能為0。

(2)化學平衡狀態的特徵：逆、動、等、定、變。

①逆：化學平衡研究的物件是可逆反應。

②動：動態平衡，達到平衡狀態時，正逆反應仍在不斷進行。

③等：達到平衡狀態時，正方應速率和逆反應速率相等，但不等於0。即v正=v逆≠0。

④定：達到平衡狀態時，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)判斷化學平衡狀態的標誌：

①VA(正方向)=VA(逆方向)或nA(消耗)=nA(生成)(不同方向同一物質比較)

②各組分濃度保持不變或百分含量不變

③藉助顏色不變判斷(有一種物質是有顏色的)