化学是一门以实验为基础的自然科学。门捷列夫提出的化学元素周期表大大促进了化学的发展。下面小编为大家带来化学高二基础知识点总结，希望大家喜欢!
化学高二基础知识点总结
第3章、物质在水溶液中的行为
一、水溶液
1、水的电离
H2OH++OH-
水的离子积常数KW=[H+][OH-]，25℃时，KW=1.0×10-14mol2·L-2。温度升高，有利于水的电离，KW增大。
2、溶液的酸碱度
室温下，中性溶液：[H+]=[OH-]=1.0×10-7mol·L-1，pH=7
酸性溶液：[H+]>[OH-]，[H+]>1.0×10-7mol·L-1，pH<7
碱性溶液：[H+]<[oh-]，[oh-]>1.0×10-7mol·L-1，pH>7
3、电解质在水溶液中的存在形态
(1)强电解质
强电解质是在稀的水溶液中完全电离的电解质，强电解质在溶液中以离子形式存在，主要包括强酸、强碱和绝大多数盐，书写电离方程式时用“=”表示。
(2)弱电解质
在水溶液中部分电离的电解质，在水溶液中主要以分子形态存在，少部分以离子形态存在，存在电离平衡，主要包括弱酸、弱碱、水及极少数盐，书写电离方程式时用“ ”表示。
二、弱电解质的电离及盐类水解
1、弱电解质的电离平衡。
(1)电离平衡常数
在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离形成的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的分子浓度之比为一常数，叫电离平衡常数。
弱酸的电离平衡常数越大，达到电离平衡时，电离出的H+越多。多元弱酸分步电离，且每步电离都有各自的电离平衡常数，以第一步电离为主。
(2)影响电离平衡的因素，以CH3COOHCH3COO-+H+为例。
加水、加冰醋酸，加碱、升温，使CH3COOH的电离平衡正向移动，加入CH3COONa固体，加入浓盐酸，降温使CH3COOH电离平衡逆向移动。
2、盐类水解
(1)水解实质
盐溶于水后电离出的离子与水电离的H+或OH-结合生成弱酸或弱碱，从而打破水的电离平衡，使水继续电离，称为盐类水解。
(2)水解类型及规律
①强酸弱碱盐水解显酸性。
NH4Cl+H2ONH3·H2O+HCl
②强碱弱酸盐水解显碱性。
CH3COONa+H2OCH3COOH+NaOH
③强酸强碱盐不水解。
④弱酸弱碱盐双水解。
Al2S3+6H2O=2Al(OH)3↓+3H2S↑
(3)水解平衡的移动
加热、加水可以促进盐的水解，加入酸或碱能抑止盐的水解，另外，弱酸根阴离子与弱碱阳离子相混合时相互促进水解。
三、沉淀溶解平衡
1、沉淀溶解平衡与溶度积
(1)概念
当固体溶于水时，固体溶于水的速率和离子结合为固体的速率相等时，固体的溶解与沉淀的生成达到平衡状态，称为沉淀溶解平衡。其平衡常数叫做溶度积常数，简称溶度积，用Ksp表示。
PbI2(s)Pb2+(aq)+2I-(aq)
Ksp=[Pb2+][I-]2=7.1×10-9mol3·L-3
(2)溶度积Ksp的特点
Ksp只与难溶电解质的性质和温度有关，与沉淀的量无关，且溶液中离子浓度的变化能引起平衡移动，但并不改变溶度积。
Ksp反映了难溶电解质在水中的溶解能力。
2、沉淀溶解平衡的应用
(1)沉淀的溶解与生成
根据浓度商Qc与溶度积Ksp的大小比较，规则如下：
Qc=Ksp时，处于沉淀溶解平衡状态。
Qc>Ksp时，溶液中的离子结合为沉淀至平衡。
Qc
(2)沉淀的转化
根据溶度积的大小，可以将溶度积大的沉淀可转化为溶度积更小的沉淀，这叫做沉淀的转化。沉淀转化实质为沉淀溶解平衡的移动。
四、离子反应
1、离子反应发生的条件
(1)生成沉淀
既有溶液中的离子直接结合为沉淀，又有沉淀的转化。
(2)生成弱电解质
主要是H+与弱酸根生成弱酸，或OH-与弱碱阳离子生成弱碱，或H+与OH-生成H2O。
(3)生成气体
生成弱酸时，很多弱酸能分解生成气体。
(4)发生氧化还原反应
强氧化性的离子与强还原性离子易发生氧化还原反应，且大多在酸性条件下发生。
2、离子反应能否进行的理论判据
(1)根据焓变与熵变判据
对ΔH-TΔS<0的离子反应，室温下都能自发进行。
(2)根据平衡常数判据
离子反应的平衡常数很大时，表明反应的趋势很大。
3、离子反应的应用
(1)判断溶液中离子能否大量共存
相互间能发生反应的离子不能大量共存，注意题目中的隐含条件。
(2)用于物质的定性检验
根据离子的特性反应，主要是沉淀的颜色或气体的生成，定性检验特征性离子。
(3)用于离子的定量计算
常见的有酸碱中和滴定法、氧化还原滴定法。
(4)生活中常见的离子反应。
硬水的形成及软化涉及到的离子反应较多，主要有：
Ca2+、Mg2+的形成。
CaCO3+CO2+H2O=Ca2++2HCO3-
MgCO3+CO2+H2O=Mg2++2HCO3-
加热煮沸法降低水的硬度：
Ca2++2HCO3-CaCO3↓+CO2↑+H2O
Mg2++2HCO3-MgCO3↓+CO2↑+H2O
或加入Na2CO3软化硬水：
Ca2++CO32-=CaCO3↓，Mg2++CO32-=MgCO3↓
【例题分析】
例1、在一定条件下，将2mol/LSO2和1mol/LO2放入密闭容器中反应：2SO2+O22SO3，在2s时测得物质的量浓度c(SO2)=0.8mol/L。求用SO2、O2、SO3表示该反应的速率分别是多少?
解析：根据化学反应速率的表示方法：
若用反应物表示：
则v(反应物)=
若用生成物表示：
则v(生成物)=
解： 2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g)
起始浓度： 2mol/L 1mol/L 0
变化浓度： 1.2mol/L 0.6mol/L 1.2mol/L
2s末时浓度：0.8mol/L 0.4mol/L 1.2mol/L
例2、25℃下，在1.00L、0.30mol/LAgNO3溶液中加入0.50L、0.060mol/L的CaCl2溶液，能否生成AgCl沉淀，生成AgCl的质量是多少?最后溶液中c(Ag+)为多少?
解析：(1)两溶液混合后离子被稀释
离子积Qsp=c(Ag+)·c(Cl-)=0.020mol/L×0.040mol/L=8.0×10-4(mol/L)2
查表可知Ksp(AgCl)=1.80×10-10
Qsp>Ksp(AgCl)
所以有AgCl生成。
则 AgCl(s)Ag(aq) +Cl-(aq)
开始浓度(mol/L) 0.020 0.040
变化浓度(mol/L) 0.020-x 0.020-x
平衡浓度(mol/L) x 0.040-(0.02-x)
(2)因为c(Cl-)>c(Ag+)，所以Cl-是过量的，没有达到沉淀平衡时溶液中c(Ag+)=0.020mol/L
Ksp(AgCl)=x·[0.040-(0.02-x)]=1.80×10-10
x=9.0×10-9 c(Ag+)=xmol/L=9.0×10-9mol/L
析出AgCl质量为：
m(AgCl)=(0.020-9.0×10-9)mol/L×1.50L×143.5g/mol=4.3g
答：能生成AgCl沉淀，生成的AgCl的质量是4.3g，最后溶液中c(Ag+)是9.0×10-9mol/L。
例3、有一包固体粉末，可能含有的离子有K+、SO42-、Fe3+、Na+、Cl-、NO3-、S2-、HCO3-。取试样加蒸馏水全部溶解，溶液呈无色透明，用硝酸酸化，无明显现象。取上述酸化后的溶液分别做以下两个实验：①先加入Ba(NO3)2溶液，无明显象，然后加入AgNO3溶液，有白色沉淀产生。②浓缩后加入铜片、浓硫酸共热，有红棕色气体产生。对试样进行焰色反应，火焰呈浅紫色。
试回答下列问题：
(1)这包粉末中肯定不存在的离子是 ;肯定存在的离子是 。
(2)写出试验①中有关的离子方程式 ，实验②中的化学方程式 。
解析：因溶液无色透明，肯定无Fe3+，用硝酸酸化无明显现象，肯定无S2-和HCO3-。加Ba(NO3)2无现象说明没有SO42-;加AgNO3溶液有白色沉淀产生，说明存在Cl-;加铜片浓硫酸共热，有红棕色气体产生，也不能说明原溶液有NO3-，因为加硝酸酸化时引入了NO3-;焰色反应呈浅紫色说明有K+。
答案：(1)Fe3+、S2-、HCO3-、SO42-;Cl-、K+;(2)Ag++Cl-=AgCl↓
KNO3+H2SO4(浓)HNO3+KHSO4;Cu+4HNO3(浓)=Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O
化学高二必修知识点
一、钠Na
1、单质钠的物理性质：钠质软、银白色、熔点低、密度比水的小但比煤油的大。
2、单质钠的化学性质：
①钠与O2反应
常温下：4Na+O2=2Na2O(新切开的钠放在空气中容易变暗)
加热时：2Na+O2==Na2O2(钠先熔化后燃烧，发出黄色火焰，生成淡黄色固体Na2O2。)
Na2O2中氧元素为-1价，Na2O2既有氧化性又有还原性。
2Na2O2+2H2O=4NaOH+O2↑
2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+O2
Na2O2是呼吸面具、潜水艇的供氧剂，Na2O2具有强氧化性能漂白。
②钠与H2O反应
2Na+2H2O=2NaOH+H2↑
离子方程式：2Na++2H2O=2Na++2OH-+H2↑(注意配平)
实验现象：“浮——钠密度比水小;游——生成氢气;响——反应剧烈;
熔——钠熔点低;红——生成的NaOH遇酚酞变红”。
③钠与盐溶液反应
如钠与CuSO4溶液反应，应该先是钠与H2O反应生成NaOH与H2，再和CuSO4溶液反应，有关化学方程式：
2Na+2H2O=2NaOH+H2↑
CuSO4+2NaOH=Cu(OH)2↓+Na2SO4
总的方程式：2Na+2H2O+CuSO4=Cu(OH)2↓+Na2SO4+H2↑
实验现象：有蓝色沉淀生成，有气泡放出
K、Ca、Na三种单质与盐溶液反应时，先与水反应生成相应的碱，碱再和盐溶液反应
④钠与酸反应：
2Na+2HCl=2NaCl+H2↑(反应剧烈)
离子方程式：2Na+2H+=2Na++H2↑
3、钠的存在：以化合态存在。
4、钠的保存：保存在煤油或石蜡中。
5、钠在空气中的变化过程：Na→Na2O→NaOH→Na2CO3→Na2CO3·10H2O(结晶)→Na2CO3(风化)，最终得到是一种白色粉末。
一小块钠置露在空气中的现象：银白色的钠很快变暗(生成Na2O)，跟着变成白色固体(NaOH)，然后在固体表面出现小液滴(NaOH易潮解)，最终变成白色粉未(最终产物是Na2CO3)。
二、铝Al
1、单质铝的物理性质：银白色金属、密度小(属轻金属)、硬度小、熔沸点低。
2、单质铝的化学性质
①铝与O2反应：常温下铝能与O2反应生成致密氧化膜，保护内层金属。加热条件下铝能与O2反应生成氧化铝：4Al+3O2==2Al2O3
②常温下Al既能与强酸反应，又能与强碱溶液反应，均有H2生成，也能与不活泼的金属盐溶液反应：
2Al+6HCl=2AlCl3+3H2↑
(2Al+6H+=2Al3++3H2↑)
2Al+2NaOH+2H2O=2NaAlO2+3H2↑
(2Al+2OH-+2H2O=2AlO2-+3H2↑)
2Al+3Cu(NO3)2=2Al(NO3)3+3Cu
(2Al+3Cu2+=2Al3++3Cu)
注意：铝制餐具不能用来长时间存放酸性、碱性和咸的食品。
③铝与某些金属氧化物的反应(如V、Cr、Mn、Fe的氧化物)叫做铝热反应
Fe2O3+2Al==2Fe+Al2O3，Al和Fe2O3的混合物叫做铝热剂。利用铝热反应焊接钢轨。
三、铁
1、单质铁的物理性质：铁片是银白色的，铁粉呈黑色，纯铁不易生锈，但生铁(含碳杂质的铁)在潮湿的空气中易生锈。(原因：形成了铁碳原电池。铁锈的主要成分是Fe2O3)。
2、单质铁的化学性质：
①铁与氧气反应：3Fe+2O2===Fe3O4(现象：剧烈燃烧，火星四射，生成黑色的固体)
②与非氧化性酸反应：Fe+2HCl=FeCl2+H2↑(Fe+2H+=Fe2++H2↑)
常温下铝、铁遇浓硫酸或浓硝酸钝化。加热能反应但无氢气放出。
③与盐溶液反应：Fe+CuSO4=FeSO4+Cu(Fe+Cu2+=Fe2++Cu)
④与水蒸气反应：3Fe+4H2O(g)==Fe3O4+4H2
化学高二常考知识点
1，有机物的分类(主要是特殊的官能团，如双键，三键，羟基(与烷基直接连的为醇羟基，与苯环直接连的是芬羟基)，醛基，羧基，脂基);
2同分异构体的书写(不包括镜像异构)，一般指碳链异构，官能团异构;
3特殊反应，指的是特殊官能团的特殊反应(烷烃，烯烃，醇的转化;以及纯的逐级氧化(条件)，酯化反应，以及脂的在酸性碱性条件下的水解产物等);
4特征反应，用于物质的分离鉴别(如使溴水褪色的物质，银镜反应，醛与氯化铜的反应等，还有就是无机试剂的一些);
5掌握乙烯，1,3--丁二烯，2-氯-1,3-丁二烯的聚合方程式的书写;
6会使用质谱仪，核磁共振氢谱的相关数据确定物质的化学式;
7会根据反应条件确定反应物的大致组成，会逆合成分析法分析有机题;
8了解脂类，糖类，蛋白质的相关物理化学性质;
9，物质的分离与鉴定，一般知道溴水，高锰酸钾，碳酸钠，四氯化碳等;
10，有机实验制取，收集装置。甲烷，乙烯，乙酸乙酯，乙醇的制取以及注意事项。排水法，向下排空气法，向上排空气法收集气体适用的情况，分液法制取液体。还有就是分液，蒸馏，过滤的装置及注意事项
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