高一化學必修2第二章知識點

　　在結束對高一化學的學習時，我們要將必修2的知識點反復溫習達到鞏固加深。下面是學習啦小編為您帶來的高一化學必修2第二章知識點，能讓你更好理解教材。

　　高一化學必修2第二章知識點(一)

　　1、在任何的化學反應中總伴有能量的變化。
　　原因：當物質發生化學反應時，斷開反應物中的化學鍵要吸收能量，而形成生成物中的化學鍵要放出能量。化學鍵的斷裂和形成是化學反應中能量變化的主要原因。一個確定的化學反應在發生過程中是吸收能量還是放出能量，決定于反應物的總能量與生成物的總能量的相對大小。E反應物總能量>E生成物總能量，為放熱反應。E反應物總能量
　　2、常見的放熱反應和吸熱反應
　　常見的放熱反應：
　　①所有的燃燒與緩慢氧化。②酸堿中和反應。③金屬與酸反應制取氫氣。
　　④大多數化合反應(特殊：C+CO2 2CO是吸熱反應)。
　　常見的吸熱反應：①以C、H2、CO為還原劑的氧化還原反應如：C(s)+H2O(g) CO(g)+H2(g)。
　　②銨鹽和堿的反應如Ba(OH)2·8H2O+NH4Cl=BaCl2+2NH3↑+10H2O
　　③大多數分解反應如KClO3、KMnO4、CaCO3的分解等。
　　3、能源的分類：

形成條件	利用歷史	性質
一次能源	常規能源	可再生資源	水能、風能、生物質能
		不可再生資源	煤、石油、天然氣等化石能源
	新能源	可再生資源	太陽能、風能、地熱能、潮汐能、氫能、沼氣
		不可再生資源	核能
二次能源	（一次能源經過加工、轉化得到的能源稱為二次能源） 電能（水電、火電、核電）、蒸汽、工業余熱、酒精、汽油、焦炭等

　　4、一般說來，大多數化合反應是放熱反應，大多數分解反應是吸熱反應，放熱反應都不需要加熱，吸熱反應都需要加熱，這種說法對嗎?試舉例說明。
　　5、C+O2=CO2的反應是放熱反應，但需要加熱，只是反應開始后不再需要加熱，反應放出的熱量可以使反應繼續下去。Ba(OH)2·8H2O與NH4Cl的反應是吸熱反應，但反應并不需要加熱。
　　6、化學能轉化為電能的方式：

電能 (電力)	火電（火力發電）	化學能→熱能→機械能→電能	缺點：環境污染、低效
	原電池	將化學能直接轉化為電能	優點：清潔、高效

　　7、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(導線連接或直接接觸);(3)兩個相互連接的電極插入電解質溶液構成閉合回路。
　　(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類型：
　　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。
　　8、原電池電極反應的書寫方法：
　　(i)原電池反應所依托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：
　　①寫出總反應方程式。 ②把總反應根據電子得失情況，分成氧化反應、還原反應。
　　③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，注意酸堿介質和水等參與反應。
　　(ii)原電池的總反應式一般把正極和負極反應式相加而得。
　　9、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。
　　10、化學電源基本類型：
　　①干電池：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，可充電循環使用。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，其電解質溶液常為堿性試劑(KOH等)。

　　高一化學必修2第二章知識點(二)

　　1. 化學能與熱能
　　(1)化學反應中能量變化主要原因：化學鍵的斷裂和形成
　　(2)化學反應吸收能量或放出能量的決定因素：
　　a. 吸熱反應： 反應物的總能量小于生成物的總能量
　　b. 放熱反應： 反應物的總能量大于生成物的總能量
　　(3)化學反應的一大特征：反應的過程中總是伴隨著能量變化，通常表現為熱量變化。
　　(4)常見的放熱反應：
　　A. 所有燃燒反應; B. 中和反應; C. 大多數化合反應;
　　D. 活潑金屬跟水或酸反應; E. 物質的緩慢氧化
　　(5)常見的吸熱反應：
　　A. 大多數分解反應;
　　B.以C、H2、 CO為還原劑的氧化還原反應(還原氧化銅)
　　2. 化學能與電能
　　1)原電池概念：將化學能轉變成電能的裝置
　　B. 工作原理：正負極材料活潑程度不同在電解質中的電子轉移。Zn+2H+==Zn2++H2↑
　　a. 負極：失電子(化合價升高)，發生氧化反應
　　b. 正極：得電子(化合價降低)，發生還原反應
　　C. 原電池的構成條件 ： 能自發進行的氧化還原反應
　　a. 兩種活潑性不同金屬(金屬與非金屬，如石墨)導體作電極
　　b. 電極均插入同一電解質溶液
　　c. 兩電極相連(直接或間接)形成閉合回路
　　D. 原電池正、負極的判斷：
　　a. 負極：較活潑的金屬。
　　b. 正極：較不活潑的金屬、石墨等。
　　E. 金屬活潑性的判斷：
　　a. 金屬活動性順序表.b原電池負極比正極活潑。
　　3. 化學反應速率與限度
　　(1)化學反應速率
　　A. 化學反應速率的概念 ：單位時間內反應物濃度或生成物濃度的變化量
　　B. 計算
　　b. 已知物質的量n的變化或者質量m的變化，轉化成物質的量濃度c的變化后再求反應速率v
　　c. 化學反應速率之比=化學計量數之比
　　d. 比較不同條件下同一反應的反應速率
　　關鍵：找同一參照物，比較同一物質表示的速率(即把其他的物質表示的反應速率轉化成同一物質表示的反應速率)
　　4、影響化學反應速率的因素(重點)
　　A. 決定化學反應速率主要因素：反應物自身的性質(內因)
　　B. 外因：
　　a濃度越大，反應速率越快
　　b.升高溫度(任何反應無論吸熱還是放熱)，加快反應速率
　　c. 催化劑一般加快反應速率
　　d. 有氣體參加的反應，增大壓強，反應速率加快
　　e. 固體表面積越大，反應速率越快
　　f. 光、反應物的狀態、溶劑等
　　5、化學反應的限度
　　①可逆反應：相同條件下反應同時向正反兩個方向進行的反應。絕大多數化學反應都有可逆性，只是不同的化學反應的限度不同
　　②化學平衡：
　　一定條件下， 當一個可逆反應進行到正反應和逆反應的速率相等，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”，這種狀態稱為化學平衡狀態，簡稱化學平衡，這就是可逆反應所能達到的限度。
　　6、常見的放熱反應和吸熱反應
　　常見的放熱反應：①所有的燃燒與緩慢氧化。②酸堿中和反應。③金屬與酸、水反應制氫氣。
　　④大多數化合反應(特殊：C+CO2 2CO是吸熱反應)。
　　常見的吸熱反應：①以C、H2、CO為還原劑的氧化還原反應如：C(s)+H2O(g) = CO(g)+H2(g)。
　　②銨鹽和堿的反應如Ba(OH)2?8H2O+NH4Cl=BaCl2+2NH3↑+10H2O
　　③大多數分解反應如KClO3、KMnO4、CaCO3的分解等。
　　7、化學能轉化為電能的方式：
　　電能
　　(電力) 火電(火力發電) 化學能→熱能→機械能→電能 缺點：環境污染、低效
　　原電池 將化學能直接轉化為電能 優點：清潔、高效
　　8、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)有活潑性不同的兩個電極;(2)電解質溶液(3)閉合回路(4)自發的氧化還原反應
　　(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。
　　9、當物質發生化學反應時，斷開反應物中的化學鍵要吸收能量，而形成生成物中的化學鍵要放出能量。化學鍵的斷裂和形成是化學反應中能量變化的主要原因。
　　一個確定的化學反應在發生過程中是吸收能量還是放出能量，決定于反應物的總能量與生成物的總能量的相對大小。 E反應物總能量>E生成物總能量
　　E反應物總能量
　　10、常見的放熱反應和吸熱反應
　　①所有的燃燒與緩慢氧化。
　　常見的放熱反應：②酸堿中和反應。 ③金屬與酸反應制取氫氣。
　　④大多數化合反應(特殊：C+CO2 △ 2CO是吸熱反應)。
　　① 多數分解反應，如KClO3、、CaCO3的分解等。
　　常見的吸熱②C+CO2 △ 2CO
　　Ba(OH)2·8H2O+NH4Cl=BaCl2+2NH3↑+10H2O
　　[思考]放熱反應都不需要加熱，吸熱反應都要加熱，這種說法對嗎? 點拔：不對。如C+O2=CO2的反應是放熱反應，但需要加熱，只是反應開始后不再需要加熱，反應放出的熱量可以使反應繼續下去。NH4Cl與Ba(OH)2·8H2O的反應是吸熱反應，但反應并不需要加熱。

　　高一化學必修2第二章知識點(三)

　　1、 能源的分類：
　　一次能源：直接從自然界取得的能源稱為一次能源，如流水、風
　　力、煤、石油、天然氣等、
　　二次能源：一次能源經過加工、轉化得到的能源稱為二次能源，
　　如電力、蒸汽等。
　　2、原電池
　　(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：發生氧化還原反應(有電子的轉移)。
　　(3)構成原電池的條件：
　　①活潑性不同的兩種金屬做電極(或其中一種是非金屬); ②電極材料均插入電解質溶液中;
　　③兩級構成閉合回路。
　　(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
　　【 Zn-2e-=Zn2+ 】 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 【 2H+2e=H2↑ 】 正極的現象：一般有氣體放出或正極質量增加。
　　總反應方程式：把正極和負極反應式相加而得【Zn + 2 H+ = Zn2+ + H2↑】
　　3、化學反應的速率
　　(1)概念：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：v(B)=
　　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=變化量比=方程式系數比
　　(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(適用于有氣體參加的反應)
　　4、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?c(B)?n(B)= ?tV??t
　　一種“平衡狀態”，就是這個反應所能達到的限度，即化學平衡狀態。
　　在任何可逆反應中，正方應進行的同時，逆反應也在進行(同時發生，不分先后)。可逆反應不能進行到底，即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)化學平衡狀態的特征：逆、等、動、定、變。
　　①逆：化學平衡研究的對象是可逆反應。
　　②等：達平衡狀態時，正反應速率相等逆反應速率。
　　③動：動態平衡，達到平衡狀態時，正逆反應仍在不斷進行，但不等于0。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志：
　　① VA(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借助顏色不變判斷(有一種物質是有顏色的)
　　④總物質的量或總體積或總壓強或平均相對分子質量不變(前提：反應前后氣體的總物質的量不相等的反應適用。
　　5、化學電源基本類型：
　　①干電池：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，可充電循環使用。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，其電解質溶液常為堿性試劑(KOH等)。
　　6、化學能轉化為電能的方式：

電能 (電力)	火電（火力發電）	化學能→熱能→機械能→電能	缺點：環境污染、低效
原電池	將化學能直接轉化為電能	優點：清潔、高效

　　7、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(適用于有氣體參加的反應)
　　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。
　　8、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)化學平衡狀態的特征：逆、動、等、定、變。
　　①逆：化學平衡研究的對象是可逆反應。
　　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，但不等于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志：
　　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借助顏色不變判斷(有一種物質是有顏色的)
　　④總物質的量或總體積或總壓強或平均相對分子質量不變(前提：反應前后氣體的總物質的量不相等的反應適用，即如對于反應)
　　9、判斷化學平衡狀態的標志：
　　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借助顏色不變判斷(有一種物質是有顏色的)
　　④總物質的量或總體積或總壓強或平均相對分子質量不變(前提：反應前后氣體的總物質的量不相等的反應適用，即如對于反應)
　　10、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。