高二化學考點知識點最新
2022高二化學考點知識點最新
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離子檢驗
離子所加試劑現象離子方程式
Cl-AgNO3、稀HNO3產生白色沉淀Cl-+Ag+=AgCl↓SO42-稀HCl、BaCl2白色沉淀SO42-+Ba2+=BaSO4↓
四、除雜
注意事項：為了使雜質除盡，加入的試劑不能是“適量”，而應是“過量”;但過量的試劑必須在后續操作中便于除去。
五、物質的量的單位――摩爾
1、物質的量(n)是表示含有一定數目粒子的集體的物理量。
2、摩爾(mol):把含有6、02×1023個粒子的任何粒子集體計量為1摩爾。
3、阿伏加德羅常數：把6、02X1023mol-1叫作阿伏加德羅常數。
4、物質的量=物質所含微粒數目/阿伏加德羅常數n=N/NA
5、摩爾質量(M)(1)定義：單位物質的量的物質所具有的質量叫摩爾質量、(2)單位：g/mol或g、、mol-1(3)數值：等于該粒子的相對原子質量或相對分子質量、
6、物質的量=物質的質量/摩爾質量(n=m/M)
氣體摩爾體積
1、氣體摩爾體積(Vm)(1)定義：單位物質的量的氣體所占的體積叫做氣體摩爾體積、(2)單位：L/mol
2、物質的量=氣體的體積/氣體摩爾體積n=V/Vm
3、標準狀況下,Vm=22、4L/mol
物質的量在化學實驗中的應用1、物質的量濃度、
(1)定義：以單位體積溶液里所含溶質B的物質的量來表示溶液組成的物理量，叫做溶質B的物質的濃度。(2)單位：mol/L(3)物質的量濃度=溶質的物質的量/溶液的體積CB=nB/V
2、一定物質的量濃度的配制
(1)基本原理:根據欲配制溶液的體積和溶質的物質的量濃度，用有關物質的量濃度計算的方法，求出所需溶質的質量或體積，在容器內將溶質用溶劑稀釋為規定的體積,就得欲配制得溶液、
(2)主要操作
a、檢驗是否漏水、
b、配制溶液1計算、2稱量、3溶解、4轉移、5洗滌、6定容、7搖勻8貯存溶液、
注意事項：
A選用與欲配制溶液體積相同的容量瓶、
B使用前必須檢查是否漏水、
C不能在容量瓶內直接溶解、
D溶解完的溶液等冷卻至室溫時再轉移、
高二化學知識點摘要大全
1、反應熱：化學反應過程中放出或吸收的熱量。
焓變：在恒溫、恒壓的條件下，化學反應過程中所吸收或釋放的熱量(QP)。
2、符號：△H 單位：kJ/mol
3、規定：吸熱反應:△H > 0 或者值為“+”，放熱反應:△H < 0 或者值為“-”
4、常見的放熱反應和吸熱反應：
燃燒、中和反應、金屬與酸反應、以及大部分化合反應是放熱的
大部分分解反應，電離、水解、高溫下碳還原金屬氧化物、碳與二氧化碳反應、Ba(OH)2與NH4Cl的反應等一般屬于吸熱反應。
5、反應物總能量大于生成物總能量，放熱反應，體系能量降低，△H<0
反應物總能量小于生成物總能量，吸熱反應，體系能量升高，△H>0
△H在數值上等于反應物分子斷裂舊鍵時所吸收的總能量與生成物分子形成新鍵時所釋放的總能量之差，△H=E生成物能量-E反應物能量=E反應物鍵能之和-E生成物鍵能之和
6、熱化學方程式：表示化學反應中放出或吸收的熱量的化學方程式。
書寫熱化學方程式注意事項:
(1)反應物和生成物要標明其聚集狀態，用g、l、s、aq表示不同狀態。
(2)方程式右端用△H 標明恒壓條件下反應放出或吸收的熱量，放熱為負，吸熱為正。
(3)熱化學方程式中各物質前的化學計量數只表示物質的量，因此可以是整數或分數。
(4)對于相同物質的反應，當化學計量數不同時，其△H 也不同，即△H 的值與計量數成正比,當化學反應逆向進行時,數值不變,符號相反。
7、蓋斯定律：不管化學反應是一步完成或分幾步完成，其反應熱是相同的。化學反應的焓變(ΔH)只與反應體系的始態和終態有關，而與反應的途徑無關。
規律：若多步化學反應相加可得到新的化學反應，則新反應的反應熱即為上述多步反應的反應熱之和。
8、燃燒熱：在101kPa時，l mol物質完全燃燒生成穩定的氧化物時的反應熱.
注意：
① 燃燒的條件是在101kPa;
② 標準:是以1mol燃料作為標準，因此書寫熱化學方程式時，其它物質的化學計量數可用分數表示;
③ 物質燃燒都是放熱反應，所以表達物質燃燒時的△H均為負值;
④ 燃燒要完全:C元素轉化為CO2(g)，而不是CO;H元素轉化為H2O(l)，N元素轉化為N2(g)。
9.中和熱：強酸與強堿的稀溶液反應生成1mol的水所放出的熱量
KOH(aq) + 1/2H2SO4(aq)==== 1/2K2SO4(aq) + H2O(l);ΔH=-57.3 kJ?mol-1
高二化學會考知識點歸納
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溫度下進行時，反應所釋放或吸收的熱量稱為該反應在此溫度下的熱效應，簡稱反應熱。用符號Q表示。
(2)反應熱與吸熱反應、放熱反應的關系。
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，可測出反應前后溶液溫度的變化，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后體系的溫度。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。
3、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)]