1.高二年級化學筆記總結下學期 篇一
弱電解質的電離平衡
(1)電離平衡常數
在一定條件下達到電離平衡時，弱電解質電離形成的各種離子濃度的乘積與溶液中未電離的分子濃度之比為一常數，叫電離平衡常數。
弱酸的電離平衡常數越大，達到電離平衡時，電離出的H+越多。多元弱酸分步電離，且每步電離都有各自的電離平衡常數，以第一步電離為主。
(2)影響電離平衡的因素，以CH3COOHCH3COO-+H+為例。
加水、加冰醋酸，加堿、升溫，使CH3COOH的電離平衡正向移動，加入CH3COONa固體，加入濃鹽酸，降溫使CH3COOH電離平衡逆向移動。
2.高二年級化學筆記總結下學期 篇二
電能轉化為化學能——電解
1、電解的原理
(1)電解的概念：
在直流電作用下，電解質在兩上電極上分別發生氧化反應和還原反應的過程叫做電解。電能轉化為化學能的裝置叫做電解池。
(2)電極反應：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，陽極發生氧化反應：2Cl-→Cl2↑+2e-。
陰極：與電源負極相連的電極稱為陰極，陰極發生還原反應：Na++e-→Na。
總方程式：2NaCl(熔)2Na+Cl2↑
2、電解原理的應用
(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：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溶液為電解質溶液。
陽極反應：Cu→Cu2++2e-，還發生幾個副反應
Zn→Zn2++2e-;Ni→Ni2++2e-
Fe→Fe2++2e-
Au、Ag、Pt等不反應，沉積在電解池底部形成陽極泥。
陰極反應：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溶液為電解質溶液。
陽極反應：Cu→Cu2++2e-
陰極反應：Cu2++2e-→Cu
3.高二年級化學筆記總結下學期 篇三
化學反應的方向
1、反應焓變與反應方向
放熱反應多數能自發進行，即ΔH<0的反應大多能自發進行。有些吸熱反應也能自發進行。如NH4HCO3與CH3COOH的反應。有些吸熱反應室溫下不能進行，但在較高溫度下能自發進行，如CaCO3高溫下分解生成CaO、CO2。
2、反應熵變與反應方向
熵是描述體系混亂度的概念，熵值越大，體系混亂度越大。反應的熵變ΔS為反應產物總熵與反應物總熵之差。產生氣體的反應為熵增加反應，熵增加有利于反應的自發進行。
3、焓變與熵變對反應方向的共同影響
ΔH-TΔS<0反應能自發進行。
ΔH-TΔS=0反應達到平衡狀態。
ΔH-TΔS>0反應不能自發進行。
在溫度、壓強一定的條件下，自發反應總是向ΔH-TΔS<0的方向進行，直至平衡狀態。
4.高二年級化學筆記總結下學期 篇四
反應條件對化學平衡的影響
(1)溫度的影響
升高溫度使化學平衡向吸熱方向移動;降低溫度使化學平衡向放熱方向移動。溫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。
溫度一定時，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
由溫度、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、溫度等)平衡向能夠減弱這種改變的方向移動。
5.高二年級化學筆記總結下學期 篇五
化學反應條件的優化——工業合成氨
1、合成氨反應的限度
合成氨反應是一個放熱反應，同時也是氣體物質的量減小的熵減反應，故降低溫度、增大壓強將有利于化學平衡向生成氨的方向移動。
2、合成氨反應的速率
(1)高壓既有利于平衡向生成氨的方向移動，又使反應速率加快，但高壓對設備的要求也高，故壓強不能特別大。
(2)反應過程中將氨從混合氣中分離出去，能保持較高的反應速率。
(3)溫度越高，反應速率進行得越快，但溫度過高，平衡向氨分解的方向移動，不利于氨的合成。
(4)加入催化劑能大幅度加快反應速率。
3、合成氨的適宜條件
在合成氨生產中，達到高轉化率與高反應速率所需要的條件有時是矛盾的，故應該尋找以較高反應速率并獲得適當平衡轉化率的反應條件：一般用鐵做催化劑，控制反應溫度在700K左右，壓強范圍大致在1×107Pa～1×108Pa之間，并采用N2與H2分壓為1∶2.8的投料比。
6.高二年級化學筆記總結下學期 篇六
鹽類的水解(只有可溶于水的鹽才水解)
1、鹽類水解：在水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結合生成弱電解質的反應。
2、水解的實質：水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結合,破壞水的電離，是平衡向右移動，促進水的電離。
3、鹽類水解規律：
①有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解;誰強顯誰性，兩弱都水解，同強顯中性。
②多元弱酸根，濃度相同時正酸根比酸式酸根水解程度大，堿性更強。(如:Na2CO3>NaHCO3)
4、鹽類水解的特點：
(1)可逆(與中和反應互逆)
(2)程度小
(3)吸熱
5、影響鹽類水解的外界因素：
①溫度：溫度越高水解程度越大(水解吸熱，越熱越水解)
②濃度：濃度越小，水解程度越大(越稀越水解)
③酸堿：促進或抑制鹽的水解(H+促進陰離子水解而抑制陽離子水解;OH-促進陽離子水解而抑制陰離子水解)
6、酸式鹽溶液的酸堿性：
①只電離不水解：如HSO4-顯酸性
②電離程度>水解程度，顯酸性(如:HSO3-、H2PO4-)
③水解程度>電離程度，顯堿性(如：HCO3-、HS-、HPO42-)
7、雙水解反應：
(1)構成鹽的陰陽離子均能發生水解的反應。雙水解反應相互促進，水解程度較大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。
(2)常見的雙水解反應完全的為：Fe3+、Al3+與AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-);S2-與NH4+;CO32-(HCO3-)與NH4+其特點是相互水解成沉淀或氣體。雙水解完全的離子方程式配平依據是兩邊電荷平衡，如：2Al3++3S2-+6H2O==2Al(OH)3↓+3H2S↑
7.高二年級化學筆記總結下學期 篇七
催化劑對化學反應速率的影響
(1)催化劑對化學反應速率影響的規律：
催化劑大多能加快反應速率，原因是催化劑能通過參加反應，改變反應歷程，降低反應的活化能來有效提高反應速率。
(2)催化劑的特點：
催化劑能加快反應速率而在反應前后本身的質量和化學性質不變。
催化劑具有選擇性。
催化劑不能改變化學反應的平衡常數，不引起化學平衡的移動，不能改變平衡轉化率。
8.高二年級化學筆記總結下學期 篇八
濃度對反應速率的影響
(1)反應速率常數(K)
反應速率常數(K)表示單位濃度下的化學反應速率，通常，反應速率常數越大，反應進行得越快。反應速率常數與濃度無關，受溫度、催化劑、固體表面性質等因素的影響。
(2)濃度對反應速率的影響
增大反應物濃度，正反應速率增大，減小反應物濃度，正反應速率減小。
增大生成物濃度，逆反應速率增大，減小生成物濃度，逆反應速率減小。
(3)壓強對反應速率的影響
壓強只影響氣體，對只涉及固體、液體的反應，壓強的改變對反應速率幾乎無影響。
壓強對反應速率的影響，實際上是濃度對反應速率的影響，因為壓強的改變是通過改變容器容積引起的。壓縮容器容積，氣體壓強增大，氣體物質的濃度都增大，正、逆反應速率都增加;增大容器容積，氣體壓強減小;氣體物質的濃度都減小，正、逆反應速率都減小。
9.高二年級化學筆記總結下學期 篇九
1、中和熱概念：在稀溶液中，酸跟堿發生中和反應而生成1molH2O，這時的反應熱叫中和熱。
2、強酸與強堿的中和反應其實質是H+和OH—反應，其熱化學方程式為：
H+（aq）+OH—（aq）=H2O（l）ΔH=—57、3kJ/mol
3、弱酸或弱堿電離要吸收熱量，所以它們參加中和反應時的中和熱小于57、3kJ/mol。
4、蓋斯定律內容：化學反應的反應熱只與反應的始態（各反應物）和終態（各生成物）有關，而與具體反應進行的途徑無關，如果一個反應可以分幾步進行，則各分步反應的反應熱之和與該反應一步完成的反應熱是相同的。
5、燃燒熱概念：25℃，101kPa時，1mol純物質完全燃燒生成穩定的化合物時所放出的熱量。燃燒熱的單位用kJ/mol表示。
注意以下幾點：
①研究條件：101kPa
②反應程度：完全燃燒，產物是穩定的氧化物。
③燃燒物的物質的量：1mol
④研究內容：放出的熱量。（ΔH<0，單位kJ/mol）
10.高二年級化學筆記總結下學期 篇十
鐵
1、單質鐵的物理性質：鐵片是銀白色的，鐵粉呈黑色，純鐵不易生銹，但生鐵(含碳雜質的鐵)在潮濕的空氣中易生銹。(原因：形成了鐵碳原電池。鐵銹的主要成分是Fe2O3)。
2、單質鐵的化學性質：
①鐵與氧氣反應：3Fe+2O2===Fe3O4(現象：劇烈燃燒，火星四射，生成黑色的固體)
②與非氧化性酸反應：Fe+2HCl=FeCl2+H2↑(Fe+2H+=Fe2++H2↑)
常溫下鋁、鐵遇濃硫酸或_鈍化。加熱能反應但無氫氣放出。
③與鹽溶液反應：Fe+CuSO4=FeSO4+Cu(Fe+Cu2+=Fe2++Cu)
④與水蒸氣反應：3Fe+4H2O(g)==Fe3O4+4H2
