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1.高二人教版化學知識點必修二 篇一

　　原電池正、負極的判斷方法：

　　(1)由組成原電池的兩極材料判斷

　　一般是活潑的金屬為負極，活潑性較弱的金屬或能導電的非金屬為正極。

　　(2)根據電流方向或電子流動方向判斷。

　　電流由正極流向負極;電子由負極流向正極。

　　(3)根據原電池里電解質溶液內離子的流動方向判斷

　　在原電池的電解質溶液內，陽離子移向正極，陰離子移向負極。

　　(4)根據原電池兩極發生的變化來判斷

　　原電池的負極失電子發生氧化反應，其正極得電子發生還原反應。

　　(5)根據電極質量增重或減少來判斷。

　　工作后，電極質量增加，說明溶液中的陽離子在電極(正極)放電，電極活動性弱;反之，電極質量減小，說明電極金屬溶解，電極為負極，活動性強。

　　(6)根據有無氣泡冒出判斷

　　電極上有氣泡冒出，是因為發生了析出H2的電極反應，說明電極為正極，活動性弱。本節知識樹

　　原電池中發生了氧化還原反應，把化學能轉化成了電能。

2.高二人教版化學知識點必修二 篇二

　　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的關系。

　　對于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于反應焓變，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，放熱反應的關系：

　　ΔH>0，反應吸收能量，為吸熱反應。

　　ΔH<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化學式后面要注明物質的聚集狀態：固態(s)、液態(l)、氣態(g)、溶液(aq)。

　　②化學方程式后面寫上反應焓變ΔH，ΔH的單位是J·mol-1或kJ·mol-1，且ΔH后注明反應溫度。

　　③熱化學方程式中物質的系數加倍，ΔH的數值也相應加倍。

　　反應焓變的計算

　　(1)蓋斯定律

　　對于一個化學反應，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，合并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

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

4.高二人教版化學知識點必修二 篇四

　　1、烷烴的命名遵循：鏈長、基多、序數低。

　　2、烷烴的碳原子都是sp3雜化，四面體結構，連1個C-C的碳原子為伯碳、2個C-C為仲碳，3個C-C的為叔碳，4個C-C的為季碳，與對應碳原子相連的H為伯、仲、叔H。

　　3、烷烴的光照鹵代是游離基機理，叔H最活潑，叔游離基最穩定。

　　4、三元環由于環張力而容易開環：與H2、HX、X2反應，四元環活潑性次之，五元環基本不開環。

　　5、環己烷最穩定的構象為椅式構象，大基團在e鍵上多的構象是優勢構象。

5.高二人教版化學知識點必修二 篇五

　　化學反應進行的方向

　　1、反應熵變與反應方向：

　　（1）熵：物質的一個狀態函數，用來描述體系的混亂度，符號為S。單位：J？mol-1？K-1

　　（2）體系趨向于有序轉變為無序，導致體系的熵增加，這叫做熵增加原理，也是反應方向判斷的依據。

　　（3）同一物質，在氣態時熵值，液態時次之，固態時最小。即S（g）〉S（l）〉S（s）

　　2、反應方向判斷依據

　　在溫度、壓強一定的條件下，化學反應的判讀依據為：

　　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

　　注意：

　　（1）ΔH為負，ΔS為正時，任何溫度反應都能自發進行

　　（2）ΔH為正，ΔS為負時，任何溫度反應都不能自發進行

6.高二人教版化學知識點必修二 篇六

　　影響化學平衡移動的因素

　　1、濃度對化學平衡移動的影響

　　（1）影響規律：在其他條件不變的情況下，增大反應物的濃度或減少生成物的濃度，都可以使平衡向正方向移動；增大生成物的濃度或減小反應物的濃度，都可以使平衡向逆方向移動

　　（2）增加固體或純液體的量，由于濃度不變，所以平衡不移動

　　（3）在溶液中進行的反應，如果稀釋溶液，反應物濃度減小，生成物濃度也減小，V正減小，V逆也減小，但是減小的程度不同，總的結果是化學平衡向反應方程式中化學計量數之和大的方向移動。

　　2、溫度對化學平衡移動的影響

　　影響規律：在其他條件不變的情況下，溫度升高會使化學平衡向著吸熱反應方向移動，溫度降低會使化學平衡向著放熱反應方向移動。

　　3、壓強對化學平衡移動的影響

　　影響規律：其他條件不變時，增大壓強，會使平衡向著體積縮小方向移動；減小壓強，會使平衡向著體積增大方向移動。

　　注意：

　　（1）改變壓強不能使無氣態物質存在的化學平衡發生移動

　　（2）氣體減壓或增壓與溶液稀釋或濃縮的化學平衡移動規律相似

　　4、催化劑對化學平衡的影響：由于使用催化劑對正反應速率和逆反應速率影響的程度是等同的，所以平衡不移動。但是使用催化劑可以影響可逆反應達到平衡所需的時間。

　　5、勒夏特列原理（平衡移動原理）：如果改變影響平衡的條件之一（如溫度，壓強，濃度），平衡向著能夠減弱這種改變的方向移動。

7.高二人教版化學知識點必修二 篇七

　　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

8.高二人教版化學知識點必修二 篇八

　　1、定義：

　　電解質：在水溶液中或熔化狀態下能導電的化合物，叫電解質。

　　非電解質：在水溶液中或熔化狀態下都不能導電的化合物。

　　強電解質：在水溶液里全部電離成離子的電解質。

　　弱電解質：在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質。

　　2、電解質與非電解質本質區別：

　　電解質——離子化合物或共價化合物

　　非電解質——共價化合物

　　注意：

　　①電解質、非電解質都是化合物

　　②SO2、NH3、CO2等屬于非電解質

　　③強電解質不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部電離，故BaSO4為強電解質)——電解質的強弱與導電性、溶解性無關。

　　3、電離平衡：

　　在一定的條件下，當電解質分子電離成離子的速率和離子結合成分子時，電離過程就達到了平衡狀態，這叫電離平衡。

　　4、影響電離平衡的因素：

　　A、溫度：電離一般吸熱，升溫有利于電離。

　　B、濃度：濃度越大，電離程度越小;溶液稀釋時，電離平衡向著電離的方向移動。

　　C、同離子效應：在弱電解質溶液里加入與弱電解質具有相同離子的電解質，會減弱電離。

　　D、其他外加試劑：加入能與弱電解質的電離產生的某種離子反應的物質時，有利于電離。

　　5、電離方程式的書寫：

　　用可逆符號弱酸的電離要分布寫（第一步為主)

　　6、電離常數：

　　在一定條件下，弱電解質在達到電離平衡時，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積，跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個常數。叫做電離平衡常數，（一般用Ka表示酸，Kb表示堿。)

　　表示方法：ABA++B-Ki=[A+][B-]/[AB]

　　7、影響因素：

　　a、電離常數的大小主要由物質的本性決定。

　　b、電離常數受溫度變化影響，不受濃度變化影響，在室溫下一般變化不大。

　　C、同一溫度下，不同弱酸，電離常數越大，其電離程度越大，酸性越強。如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO

9.高二人教版化學知識點必修二 篇九

　　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

10.高二人教版化學知識點必修二 篇十

　　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）