高二化学知识点总结精选15篇
总结是把一定阶段内的有关情况分析研究，做出有指导性结论的书面材料，它可以帮助我们有寻找学习和工作中的规律，不如立即行动起来写一份总结吧。总结怎么写才不会千篇一律呢？以下是小编为大家收集的高二化学知识点总结，仅供参考，希望能够帮助到大家。
高二化学知识点总结1
一、化学反应的速率
1、化学反应是怎样进行的
（1）基元反应：能够一步完成的反应称为基元反应，大多数化学反应都是分几步完成的。
（2）反应历程：平时写的化学方程式是由几个基元反应组成的总反应。总反应中用基元反应构成的反应序列称为反应历程，又称反应机理。
（3）不同反应的反应历程不同。同一反应在不同条件下的反应历程也可能不同，反应历程的差别又造成了反应速率的不同。
2、化学反应速率
（1）概念：
单位时间内反应物的减小量或生成物的增加量可以表示反应的快慢，即反应的速率，用符号v表示。
（2）表达式：
（3）特点
对某一具体反应，用不同物质表示化学反应速率时所得的数值可能不同，但各物质表示的化学反应速率之比等于化学方程式中各物质的系数之比。
3、浓度对反应速率的影响
（1）反应速率常数（K）
反应速率常数（K）表示单位浓度下的化学反应速率，通常，反应速率常数越大，反应进行得越快。反应速率常数与浓度无关，受温度、催化剂、固体表面性质等因素的影响。
（2）浓度对反应速率的影响
增大反应物浓度，正反应速率增大，减小反应物浓度，正反应速率减小。
增大生成物浓度，逆反应速率增大，减小生成物浓度，逆反应速率减小。
（3）压强对反应速率的影响
压强只影响气体，对只涉及固体、液体的反应，压强的改变对反应速率几乎无影响。
压强对反应速率的影响，实际上是浓度对反应速率的影响，因为压强的改变是通过改变容器容积引起的。压缩容器容积，气体压强增大，气体物质的浓度都增大，正、逆反应速率都增加；增大容器容积，气体压强减小；气体物质的`浓度都减小，正、逆反应速率都减小。
4、温度对化学反应速率的影响
（1）经验公式
阿伦尼乌斯总结出了反应速率常数与温度之间关系的经验公式：
式中A为比例系数，e为自然对数的底，R为摩尔气体常数量，Ea为活化能。
由公式知，当Ea>0时，升高温度，反应速率常数增大，化学反应速率也随之增大。可知，温度对化学反应速率的影响与活化能有关。
（2）活化能Ea。
活化能Ea是活化分子的平均能量与反应物分子平均能量之差。不同反应的活化能不同，有的相差很大。活化能Ea值越大，改变温度对反应速率的影响越大。
5、催化剂对化学反应速率的影响
（1）催化剂对化学反应速率影响的规律：
催化剂大多能加快反应速率，原因是催化剂能通过参加反应，改变反应历程，降低反应的活化能来有效提高反应速率。
（2）催化剂的特点：
催化剂能加快反应速率而在反应前后本身的质量和化学性质不变。
催化剂具有选择性。
催化剂不能改变化学反应的平衡常数，不引起化学平衡的移动，不能改变平衡转化率。
二、化学反应条件的优化——工业合成氨
1、合成氨反应的限度
合成氨反应是一个放热反应，同时也是气体物质的量减小的熵减反应，故降低温度、增大压强将有利于化学平衡向生成氨的方向移动。
2、合成氨反应的速率
（1）高压既有利于平衡向生成氨的方向移动，又使反应速率加快，但高压对设备的要求也高，故压强不能特别大。
（2）反应过程中将氨从混合气中分离出去，能保持较高的反应速率。
（3）温度越高，反应速率进行得越快，但温度过高，平衡向氨分解的方向移动，不利于氨的合成。
（4）加入催化剂能大幅度加快反应速率。
3、合成氨的适宜条件
在合成氨生产中，达到高转化率与高反应速率所需要的条件有时是矛盾的，故应该寻找以较高反应速率并获得适当平衡转化率的反应条件：一般用铁做催化剂，控制反应温度在700K左右，压强范围大致在1×107Pa～1×108Pa之间，并采用N2与H2分压为1∶2、8的投料比。
高二化学知识点总结2
一、焓变、反应热
1、反应热：一定条件下，一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量
2、焓变（ΔH）的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应
（1）符号：△H
（2）单位：kJ/mol
3、产生原因：
化学键断裂——吸热
化学键形成——放热
放出热量的化学反应。（放热>吸热）△H为“—”或△H<0
吸收热量的'化学反应。（吸热>放热）△H为“+”或△H >0
常见的放热反应：
①所有的燃烧反应
②酸碱中和反应
③大多数的化合反应
④金属与酸的反应
⑤生石灰和水反应
⑥浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等
常见的吸热反应：
①晶体Ba（OH）2·8H2O与NH4Cl
②大多数的分解反应
③以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应
④铵盐溶解等
二、热化学方程式
书写化学方程式注意要点：
①热化学方程式必须标出能量变化。
②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（g，l，s分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq表示）
③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。
④热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数
⑤各物质系数加倍，△H加倍；反应逆向进行，△H改变符号，数值不变
三、燃烧热
1、概念：25 ℃，101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。燃烧热的单位用kJ/mol表示。
注意以下几点：
①研究条件：101 kPa
②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物
③燃烧物的物质的量：1 mol
④研究内容：放出的热量。（ΔH<0，单位kJ/mol）
四、中和热
1、概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1mol H2O，这时的反应热叫中和热。
2、强酸与强碱的中和反应其实质是H+和OH—反应，其热化学方程式为：
H+（aq）+OH—（aq）=H2O（l）
ΔH=—57。3kJ/mol
3、弱酸或弱碱电离要吸收热量，所以它们参加中和反应时的中和热小于57。3kJ/mol。
4、中和热的测定实验
高二化学知识点总结3
化学的基本要领：熟练记忆+实际操作，即化学是一门以实验为基础的学科，学习要将熟练记忆与实际操作相结合。
学习要安排一个简单可行的计划，改善学习方法。同时也要适当参加学校的活动，全面发展。
在学习过程中，一定要：多听（听课），多记（记重要的.题型结构，记概念，记公式），多看（看书），多做（做作业），多问（不懂就问），多动手（做实验），多复习，多总结。用记课堂笔记的方法集中上课注意力。
尤其把元素周期表，金属反应优先顺序，化学反应条件，沉淀或气体条件等概念记住，化学学起来才会轻松些。
即：要熟记前18位元素在周期表中的位置、原子结构特点，以及常见物质的相对原子量和相对分子量，以提高解题速度。
对化学物的化学性质应以理解掌握为主，特别要熟悉化学方程式及离子方程式的书写。要全面掌握化学实验仪器的使用，化学实验的基本操作，并能设计一些典型实验。
高二化学知识点总结4
第一章氮族元素
一、氮族元素N（氮）、P（磷）、As（砷）、Sb（锑）、Bi（铋）
相似性递变性
结构最外层电子数都是5个原子半径随N、P、As、Sb、Bi顺序逐渐增大，核对外层电子吸引力减弱
性质最高价氧化物的通式为：R2O5
最高价氧化物对应水化物通式为：HRO3或H3RO4
气态氢化物通式为：RH3
最高化合价+5，最低化合价-3单质从非金属过渡到金属，非金属性：N>P>As，金属性：Sb 最高价氧化物对应水化物酸性逐渐减弱 酸性：HNO3>H3PO4>H3AsO4>H3SbO4 与氢气反应越来越困难 气态氢化物稳定性逐渐减弱 稳定性：NH3>PH3>AsH3 二、氮气（N2） 1、分子结构电子式：结构式：N≡N（分子里N≡N键很牢固，结构很稳定） 2、物理性质：无色无味气体，难溶于水，密度与空气接近（所以收集N2不能用排空气法！） 3、化学性质：（通常氮气的化学性质不活泼，很难与其他物质发生反应，只有在高温、高压、放电等条件下，才能使N2中的共价键断裂，从而与一些物质发生化学反应） N2+3H22NH3N2+O2＝2NO3Mg+N2＝Mg3N2Mg3N2+6H2O＝3Mg（OH）2↓+2NH3↑ 4、氮的`固定：将氮气转化成氮的化合物，如豆科植物的根瘤菌天然固氮 三、氮氧化物（N2O、NO、N2O3、NO2、N2O4、N2O5） N2O—笑气硝酸酸酐—N2O5亚硝酸酸酐—N2O3重要的大气污染物—NONO2 NO—无色气体，不溶于水，有毒（毒性同CO），有较强还原性2NO+O2＝2NO2 NO2—红棕色气体（颜色同溴蒸气），有毒，易溶于水，有强氧化性，造成光化学烟雾的主要因素 3NO2+H2O＝2HNO3+NO2NO2N2O4（无色）302＝2O3（光化学烟雾的形成） 鉴别NO2与溴蒸气的方法：可用水或硝酸银溶液（具体方法及现象从略） NO、NO2、O2溶于水的计算：用总方程式4NO2+O2+2H2O＝4HNO34NO+3O2+2H2O＝4HNO3进行计算 四、磷 白磷红磷 不同点1．分子结构化学式为P4，正四面体结构，化学式为P，结构复杂，不作介绍 2．颜色状态白色蜡状固体红棕色粉末状固体 3．毒性剧毒无毒 4．溶解性不溶于水，可溶于CS2不溶于水，不溶于CS2 5．着火点40℃240℃ 6．保存方法保存在盛水的容器中密封保存 相同点1．与O2反应点燃都生成P2O5，4P+5O22P2O5 P2O5+H2O2HPO3（偏磷酸，有毒）P2O5+3H2O2H3PO4（无毒） 2．与Cl2反应2P+3Cl22PCl32P+5Cl22PCl5 转化白磷红磷 五、氨气 1、物理性质：无色有刺激性气味的气体，比空气轻，易液化（作致冷剂），极易溶于水（1：700） 2、分子结构：电子式：结构式：（极性分子，三角锥型，键角107°18′） 3、化学性质：NH3+H2ONH3·H2ONH4++OH-（注意喷泉实验、NH3溶于水后浓度的计算、加热的成分、氨水与液氨） NH3+HCl＝NH4Cl（白烟，检验氨气）4NH3+5O2===4NO+6H2O 4、实验室制法（重点实验）2NH4Cl+Ca（OH）2＝2NH3↑+CaCl2+2H2O（该反应不能改为离子方程式？） 发生装置：固+固（加热）→气，同制O2收集：向下排空气法（不能用排水法） 检验：用湿润的红色石蕊试纸靠近容器口（试纸变蓝）或将蘸有浓盐酸的玻璃棒接近容器口（产生白烟） 干燥：碱石灰（装在干燥管里）[不能用浓硫酸、无水氯化钙、P2O5等干燥剂] 注意事项：试管口塞一团棉花（防止空气对流，影响氨的纯度）或塞一团用稀硫酸浸湿的棉花（吸收多余氨气，防止污染大气） 氨气的其他制法：加热浓氨水，浓氨水与烧碱（或CaO）固体混合等方法 5、铵盐白色晶体，易溶于水，受热分解，与碱反应放出氨气（加热）。 NH4Cl＝NH3↑+HCl↑（NH3+HCl＝NH4Cl）NH4HCO3＝NH3↑+H2O↑+CO2↑ 1、反应热：化学反应过程中放出或吸收的热量。 焓变：在恒温、恒压的条件下，化学反应过程中所吸收或释放的热量(QP)。 2、符号：△H 单位：kJ/mol 3、规定：吸热反应:△H > 0 或者值为“+”，放热反应:△H < 0 或者值为“-” 4、常见的放热反应和吸热反应： 燃烧、中和反应、金属与酸反应、以及大部分化合反应是放热的 大部分分解反应，电离、水解、高温下碳还原金属氧化物、碳与二氧化碳反应、Ba(OH)2与NH4Cl的反应等一般属于吸热反应。 5、反应物总能量大于生成物总能量，放热反应，体系能量降低，△H<0 反应物总能量小于生成物总能量，吸热反应，体系能量升高，△H>0 △H在数值上等于反应物分子断裂旧键时所吸收的总能量与生成物分子形成新键时所释放的总能量之差，△H=E生成物能量-E反应物能量=E反应物键能之和-E生成物键能之和 6、热化学方程式：表示化学反应中放出或吸收的热量的化学方程式。 书写热化学方程式注意事项: (1)反应物和生成物要标明其聚集状态，用g、l、s、aq表示不同状态。 (2)方程式右端用△H 标明恒压条件下反应放出或吸收的热量，放热为负，吸热为正。 (3)热化学方程式中各物质前的化学计量数只表示物质的量，因此可以是整数或分数。 (4)对于相同物质的反应，当化学计量数不同时，其△H 也不同，即△H 的值与计量数成正比,当化学反应逆向进行时,数值不变,符号相反。 7、盖斯定律：不管化学反应是一步完成或分几步完成，其反应热是相同的。化学反应的焓变(ΔH)只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的`途径无关。 规律：若多步化学反应相加可得到新的化学反应，则新反应的反应热即为上述多步反应的反应热之和。 8、燃烧热：在101kPa时，l mol物质完全燃烧生成稳定的氧化物时的反应热. 注意： ① 燃烧的条件是在101kPa; ② 标准:是以1mol燃料作为标准，因此书写热化学方程式时，其它物质的化学计量数可用分数表示; ③ 物质燃烧都是放热反应，所以表达物质燃烧时的△H均为负值; ④ 燃烧要完全:C元素转化为CO2(g)，而不是CO;H元素转化为H2O(l)，N元素转化为N2(g)。 9.中和热：强酸与强碱的稀溶液反应生成1mol的水所放出的热量 KOH(aq) + 1/2H2SO4(aq)==== 1/2K2SO4(aq) + H2O(l);ΔH=-57.3 kJ?mol-1 化学电池 1、电池的分类：化学电池、太阳能电池、原子能电池 2、化学电池：借助于化学能直接转变为电能的装置 3、化学电池的分类：一次电池、二次电池、燃料电池 4、常见一次电池：碱性锌锰电池、锌银电池、锂电池等 5、二次电池：放电后可以再充电使活性物质获得再生，可以多次重复使用，又叫充电电池或蓄电池。 6、二次电池的`电极反应：铅蓄电池 7、目前已开发出新型蓄电池：银锌电池、镉镍电池、氢镍电池、锂离子电池、聚合物锂离子电池 8、燃料电池：是使燃料与氧化剂反应直接产生电流的一种原电池。 9、电极反应：一般燃料电池发生的电化学反应的最终产物与燃烧产物相同，可根据燃烧反应写出总的电池反应，但不注明反应的条件。负极发生氧化反应，正极发生还原反应，不过要注意一般电解质溶液要参与电极反应。以氢氧燃料电池为例，铂为正、负极，介质分为酸性、碱性和中性。当电解质溶液呈酸性时：负极：2H2—4e—=4H+正极：O2+4 e—4H+ =2H2O当电解质溶液呈碱性时：负极：2H2+4OH——4e—=4H2O正极：O2+2H2O+4 e—=4OH—另一种燃料电池是用金属铂片插入KOH溶液作电极，又在两极上分别通甲烷（燃料）和氧气（氧化剂）。 10、电极反应式为：负极：CH4+10OH——8e— =CO32—+7H2O；正极：4H2O+2O2+8e— =8OH—。电池总反应式为：CH4+2O2+2KOH=K2CO3+3H2O 10、燃料电池的优点：能量转换率高、废弃物少、运行噪音低 11、废弃电池的处理：回收利用 第一章、化学反应与能量转化 化学反应的实质是反应物化学键的断裂和生成物化学键的形成，化学反应过程中伴随着能量的释放或吸收。 一、化学反应的热效应 1、化学反应的反应热 (1)反应热的概念： 当化学反应在一定的温度下进行时，反应所释放或吸收的热量称为该反应在此温度下的热效应，简称反应热。用符号Q表示。 (2)反应热与吸热反应、放热反应的关系。 Q>0时，反应为吸热反应;Q<0时，反应为放热反应。 (3)反应热的测定 测定反应热的仪器为量热计，可测出反应前后溶液温度的变化，根据体系的热容可计算出反应热，计算公式如下： Q=-C(T2-T1) 式中C表示体系的热容，T1、T2分别表示反应前和反应后体系的温度。实验室经常测定中和反应的反应热。 2、化学反应的焓变 (1)反应焓变 物质所具有的能量是物质固有的性质，可以用称为“焓”的物理量来描述，符号为H，单位为kJ·mol-1。 反应产物的总焓与反应物的总焓之差称为反应焓变，用ΔH表示。 (2)反应焓变ΔH与反应热Q的关系。 对于等压条件下进行的化学反应，若反应中物质的能量变化全部转化为热能，则该反应的反应热等于反应焓变，其数学表达式为：Qp=ΔH=H(反应产物)-H(反应物)。 (3)反应焓变与吸热反应，放热反应的关系： ΔH>0，反应吸收能量，为吸热反应。 ΔH<0，反应释放能量，为放热反应。 (4)反应焓变与热化学方程式： 把一个化学反应中物质的变化和反应焓变同时表示出来的化学方程式称为热化学方程式，如：H2(g)+ O2(g)=H2O(l);ΔH(298K)=-285.8kJ·mol-1 书写热化学方程式应注意以下几点： ①化学式后面要注明物质的聚集状态：固态(s)、液态(l)、气态(g)、溶液(aq)。 ②化学方程式后面写上反应焓变ΔH，ΔH的单位是J·mol-1或kJ·mol-1，且ΔH后注明反应温度。 ③热化学方程式中物质的系数加倍，ΔH的数值也相应加倍。 3、反应焓变的计算 (1)盖斯定律 对于一个化学反应，无论是一步完成，还是分几步完成，其反应焓变一样，这一规律称为盖斯定律。 (2)利用盖斯定律进行反应焓变的计算。 常见题型是给出几个热化学方程式，合并出题目所求的热化学方程式，根据盖斯定律可知，该方程式的ΔH为上述各热化学方程式的ΔH的代数和。 (3)根据标准摩尔生成焓，ΔfHmθ计算反应焓变ΔH。 对任意反应：aA+bB=cC+dD ΔH=[cΔfHmθ(C)+dΔfHmθ(D)]-[aΔfHmθ(A)+bΔfHmθ(B)] 第二章、化学平衡 一、化学反应的速率 1、化学反应是怎样进行的 (1)基元反应：能够一步完成的反应称为基元反应，大多数化学反应都是分几步完成的。 (2)反应历程：平时写的化学方程式是由几个基元反应组成的总反应。总反应中用基元反应构成的反应序列称为反应历程，又称反应机理。 (3)不同反应的反应历程不同。同一反应在不同条件下的反应历程也可能不同，反应历程的差别又造成了反应速率的不同。 2、化学反应速率 (1)概念： 单位时间内反应物的减小量或生成物的增加量可以表示反应的快慢，即反应的速率，用符号v表示。 (2)表达式：v=△c/△t (3)特点 对某一具体反应，用不同物质表示化学反应速率时所得的数值可能不同，但各物质表示的化学反应速率之比等于化学方程式中各物质的系数之比。 3、浓度对反应速率的影响 (1)反应速率常数(K) 反应速率常数(K)表示单位浓度下的化学反应速率，通常，反应速率常数越大，反应进行得越快。反应速率常数与浓度无关，受温度、催化剂、固体表面性质等因素的影响。 (2)浓度对反应速率的影响 增大反应物浓度，正反应速率增大，减小反应物浓度，正反应速率减小。 增大生成物浓度，逆反应速率增大，减小生成物浓度，逆反应速率减小。 (3)压强对反应速率的影响 压强只影响气体，对只涉及固体、液体的反应，压强的改变对反应速率几乎无影响。 压强对反应速率的影响，实际上是浓度对反应速率的影响，因为压强的改变是通过改变容器容积引起的。压缩容器容积，气体压强增大，气体物质的浓度都增大，正、逆反应速率都增加;增大容器容积，气体压强减小;气体物质的浓度都减小，正、逆反应速率都减小。 4、温度对化学反应速率的影响 (1)经验公式 阿伦尼乌斯总结出了反应速率常数与温度之间关系的经验公式： 式中A为比例系数，e为自然对数的底，R为摩尔气体常数量，Ea为活化能。 由公式知，当Ea>0时，升高温度，反应速率常数增大，化学反应速率也随之增大。可知，温度对化学反应速率的影响与活化能有关。 (2)活化能Ea。 活化能Ea是活化分子的平均能量与反应物分子平均能量之差。不同反应的活化能不同，有的相差很大。活化能Ea值越大，改变温度对反应速率的影响越大。 5、催化剂对化学反应速率的影响 (1)催化剂对化学反应速率影响的规律： 催化剂大多能加快反应速率，原因是催化剂能通过参加反应，改变反应历程，降低反应的活化能来有效提高反应速率。 (2)催化剂的特点： 催化剂能加快反应速率而在反应前后本身的质量和化学性质不变。 催化剂具有选择性。 催化剂不能改变化学反应的平衡常数，不引起化学平衡的移动，不能改变平衡转化率。 二、化学反应条件的优化——工业合成氨 1、合成氨反应的限度 合成氨反应是一个放热反应，同时也是气体物质的量减小的熵减反应，故降低温度、增大压强将有利于化学平衡向生成氨的方向移动。 2、合成氨反应的速率 (1)高压既有利于平衡向生成氨的方向移动，又使反应速率加快，但高压对设备的要求也高，故压强不能特别大。 (2)反应过程中将氨从混合气中分离出去，能保持较高的反应速率。 (3)温度越高，反应速率进行得越快，但温度过高，平衡向氨分解的方向移动，不利于氨的合成。 (4)加入催化剂能大幅度加快反应速率。 3、合成氨的适宜条件 在合成氨生产中，达到高转化率与高反应速率所需要的条件有时是矛盾的，故应该寻找以较高反应速率并获得适当平衡转化率的反应条件：一般用铁做催化剂，控制反应温度在700K左右，压强范围大致在1×107Pa～1×108Pa之间，并采用N2与H2分压为1∶2.8的投料比。 二、化学反应的限度 1、化学平衡常数 (1)对达到平衡的可逆反应，生成物浓度的系数次方的乘积与反应物浓度的系数次方的乘积之比为一常数，该常数称为化学平衡常数，用符号K表示。 (2)平衡常数K的大小反映了化学反应可能进行的程度(即反应限度)，平衡常数越大，说明反应可以进行得越完全。 (3)平衡常数表达式与化学方程式的书写方式有关。对于给定的可逆反应，正逆反应的平衡常数互为倒数。 (4)借助平衡常数，可以判断反应是否到平衡状态：当反应的浓度商Qc与平衡常数Kc相等时，说明反应达到平衡状态。 2、反应的平衡转化率 (1)平衡转化率是用转化的反应物的浓度与该反应物初始浓度的比值来表示。如反应物A的.平衡转化率的表达式为： α(A)= (2)平衡正向移动不一定使反应物的平衡转化率提高。提高一种反应物的浓度，可使另一反应物的平衡转化率提高。 (3)平衡常数与反应物的平衡转化率之间可以相互计算。 3、反应条件对化学平衡的影响 (1)温度的影响 升高温度使化学平衡向吸热方向移动;降低温度使化学平衡向放热方向移动。温度对化学平衡的影响是通过改变平衡常数实现的。 (2)浓度的影响 增大生成物浓度或减小反应物浓度，平衡向逆反应方向移动;增大反应物浓度或减小生成物浓度，平衡向正反应方向移动。 温度一定时，改变浓度能引起平衡移动，但平衡常数不变。化工生产中，常通过增加某一价廉易得的反应物浓度，来提高另一昂贵的反应物的转化率。 (3)压强的影响 ΔVg=0的反应，改变压强，化学平衡状态不变。 ΔVg≠0的反应，增大压强，化学平衡向气态物质体积减小的方向移动。 (4)勒夏特列原理 由温度、浓度、压强对平衡移动的影响可得出勒夏特列原理：如果改变影响平衡的一个条件(浓度、压强、温度等)平衡向能够减弱这种改变的方向移动。 三、化学反应的方向 1、反应焓变与反应方向 放热反应多数能自发进行，即ΔH<0的反应大多能自发进行。有些吸热反应也能自发进行。如NH4HCO3与CH3COOH的反应。有些吸热反应室温下不能进行，但在较高温度下能自发进行，如CaCO3高温下分解生成CaO、CO2。 2、反应熵变与反应方向 熵是描述体系混乱度的概念，熵值越大，体系混乱度越大。反应的熵变ΔS为反应产物总熵与反应物总熵之差。产生气体的反应为熵增加反应，熵增加有利于反应的自发进行。 3、焓变与熵变对反应方向的共同影响 ΔH-TΔS<0反应能自发进行。 ΔH-TΔS=0反应达到平衡状态。 ΔH-TΔS>0反应不能自发进行。 在温度、压强一定的条件下，自发反应总是向ΔH-TΔS<0的方向进行，直至平衡状态。 第三章、水溶液中的电离平衡 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、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↓ 四、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。 第四章电化学 一、化学能转化为电能——电池 1、原电池的工作原理 (1)原电池的概念： 把化学能转变为电能的装置称为原电池。 (2)Cu-Zn原电池的工作原理： 如图为Cu-Zn原电池，其中Zn为负极，Cu为正极，构成闭合回路后的现象是：Zn片逐渐溶解，Cu片上有气泡产生，电流计指针发生偏转。该原电池反应原理为：Zn失电子，负极反应为：Zn→Zn2++2e-;Cu得电子，正极反应为：2H++2e-→H2。电子定向移动形成电流。总反应为：Zn+CuSO4=ZnSO4+Cu。 (3)原电池的电能 若两种金属做电极，活泼金属为负极，不活泼金属为正极;若一种金属和一种非金属做电极，金属为负极，非金属为正极。 2、化学电源 (1)锌锰干电池 负极反应：Zn→Zn2++2e-; 正极反应：2NH4++2e-→2NH3+H2; (2)铅蓄电池 负极反应：Pb+SO42-=PbSO4+2e- 正极反应：PbO2+4H++SO42-+2e-=PbSO4+2H2O 放电时总反应：Pb+PbO2+2H2SO4=2PbSO4+2H2O。 充电时总反应：2PbSO4+2H2O=Pb+PbO2+2H2SO4。 (3)氢氧燃料电池 负极反应：2H2+4OH-→4H2O+4e- 正极反应：O2+2H2O+4e-→4OH- 电池总反应：2H2+O2=2H2O 二、电能转化为化学能——电解 1、电解的原理 (1)电解的概念： 在直流电作用下，电解质在两上电极上分别发生氧化反应和还原反应的过程叫做电解。电能转化为化学能的装置叫做电解池。 (2)电极反应：以电解熔融的NaCl为例： 阳极：与电源正极相连的电极称为阳极，阳极发生氧化反应：2Cl-→Cl2↑+2e-。 阴极：与电源负极相连的电极称为阴极，阴极发生还原反应：Na++e-→Na。 总方程式：2NaCl(熔)=(电解)2Na+Cl2↑ 2、电解原理的应用 (1)电解食盐水制备烧碱、氯气和氢气。 阳极：2Cl-→Cl2+2e- 阴极：2H++e-→H2↑ 总反应：2NaCl+2H2O 2NaOH+H2↑+Cl2↑ (2)铜的电解精炼。 粗铜(含Zn、Ni、Fe、Ag、Au、Pt)为阳极，精铜为阴极，CuSO4溶液为电解质溶液。 阳极反应：Cu→Cu2++2e-，还发生几个副反应 Zn→Zn2++2e-;Ni→Ni2++2e- Fe→Fe2++2e- Au、Ag、Pt等不反应，沉积在电解池底部形成阳极泥。 阴极反应：Cu2++2e-→Cu (3)电镀：以铁表面镀铜为例 待镀金属Fe为阴极，镀层金属Cu为阳极，CuSO4溶液为电解质溶液。 阳极反应：Cu→Cu2++2e- 阴极反应：Cu2++2e-→Cu 3、金属的腐蚀与防护 (1)金属腐蚀 金属表面与周围物质发生化学反应或因电化学作用而遭到破坏的过程称为金属腐蚀。 (2)金属腐蚀的电化学原理。 生铁中含有碳，遇有雨水可形成原电池，铁为负极，电极反应为：Fe→Fe2++2e-。水膜中溶解的氧气被还原，正极反应为：O2+2H2O+4e-→4OH-，该腐蚀为“吸氧腐蚀”，总反应为：2Fe+O2+2H2O=2Fe(OH)2，Fe(OH)2又立即被氧化：4Fe(OH)2+2H2O+O2=4Fe(OH)3，Fe(OH)3分解转化为铁锈。若水膜在酸度较高的环境下，正极反应为：2H++2e-→H2↑，该腐蚀称为“析氢腐蚀”。 (3)金属的防护 金属处于干燥的环境下，或在金属表面刷油漆、陶瓷、沥青、塑料及电镀一层耐腐蚀性强的金属防护层，破坏原电池形成的条件。从而达到对金属的防护;也可以利用原电池原理，采用牺牲阳极保护法。也可以利用电解原理，采用外加电流阴极保护法。 1.烯醛中碳碳双键的检验 (1)若是纯净的液态样品，则可向所取试样中加入溴的四氯化碳溶液，若褪色，则证明含有碳碳双键。 (2)若样品为水溶液，则先向样品中加入足量的新制Cu(OH)2悬浊液，加热煮沸，充分反应后冷却过滤，向滤液中加入稀酸化，再加入溴水，若褪色，则证明含有碳碳双键。 若直接向样品水溶液中滴加溴水，则会有反应：—CHO+Br2+H2O→—COOH+2HBr而使溴水褪色。 2.二糖或多糖水解产物的检验 若二糖或多糖是在稀硫酸作用下水解的，则先向冷却后的水解液中加入足量的NaOH溶液，中和稀硫酸，然后再加入银氨溶液或新制的氢氧化铜悬浊液，(水浴)加热，观察现象，作出判断。 3.如何检验溶解在苯中的苯酚? 取样，向试样中加入NaOH溶液，振荡后静置、分液，向水溶液中加入盐酸酸化，再滴入几滴FeCl3溶液(或过量饱和溴水)，若溶液呈紫色(或有白色沉淀生成)，则说明有苯酚。 若向样品中直接滴入FeCl3溶液，则由于苯酚仍溶解在苯中，不得进入水溶液中与Fe3+进行离子反应;若向样品中直接加入饱和溴水，则生成的三溴苯酚会溶解在苯中而看不到白色沉淀。 若所用溴水太稀，则一方面可能由于生成溶解度相对较大的'一溴苯酚或二溴苯酚，另一方面可能生成的三溴苯酚溶解在过量的苯酚之中而看不到沉淀。 4.如何检验实验室制得的乙烯气体中含有CH2=CH2、SO2、CO2、H2O? 将气体依次通过无水硫酸铜、品红溶液、饱和Fe2(SO4)3溶液、品红溶液、澄清石灰水、检验水)(检验SO2)(除去SO2)(确认SO2已除尽)(检验CO2) 溴水或溴的四氯化碳溶液或酸性高锰酸钾溶液(检验CH2=CH2)。 一、浓硫酸“五性” 酸性、强氧化性、吸水性、脱水性、难挥发性： 化合价不变只显酸性 化合价半变既显酸性又显强氧化性 化合价全变只显强氧化性 二、浓硝酸“四性” 酸性、强氧化性、不稳定性、挥发性： 化合价不变只显酸性 化合价半变既显酸性又显强氧化性 化合价全变只显强氧化性 三、烷烃系统命名法的步骤 (1)选主链，称某烷 (2)编号位，定支链 (3)取代基，写在前，注位置，短线连 (4)不同基，简到繁，相同基，合并算 烷烃的系统命名法使用时应遵循两个基本原则： ①最简化原则 ②明确化原则，主要表现在一长一近一多一小，即“一长”是主链要长，“一近”是编号起点离支链要近，“一多”是支链数目要多，“一小”是支链位置号码之和要小，这些原则在命名时或判断命名的正误时均有重要的指导意义。 四、氧化还原反应配平 标价态、列变化、求总数、定系数、后检查 一标出有变的元素化合价; 二列出化合价升降变化; 三找出化合价升降的最小公倍数，使化合价升高和降低的数目相等; 四定出氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物的'系数; 五平：观察配平其它物质的系数; 六查：检查是否原子守恒、电荷守恒(通常通过检查氧元素的原子数)，画上等号。 1两种气体相遇产生白烟NH3遇HCl 2某溶液加入NaOH溶液产生气体气体一定是NH3;溶液一定含NH 3检验某白色固体是铵盐的方法加入浓NaOH溶液并加热，产生刺激气味能使湿润的红色石蕊试纸变蓝的气体，则固体为铵盐。 4某溶液加入H2SO4的'同时加入Cu.铜溶解溶液变蓝,该溶液中含有:NO3- 5浓_特性不稳定易分解、强氧化性、易挥发 6王水的成分及特性浓_浓盐酸1：3体积比混合具有极强的氧化性(溶解金、铂) 7能使蛋白质变黄的物质浓 火柴盒侧面的涂料红磷 化学反应的速率 1、化学反应是怎样进行的 （1）基元反应：能够一步完成的反应称为基元反应，大多数化学反应都是分几步完成的。 （2）反应历程：平时写的化学方程式是由几个基元反应组成的总反应。总反应中用基元反应构成的反应序列称为反应历程，又称反应机理。 （3）不同反应的反应历程不同。同一反应在不同条件下的反应历程也可能不同，反应历程的差别又造成了反应速率的不同。 2、化学反应速率 （1）概念：单位时间内反应物的减小量或生成物的增加量可以表示反应的快慢，即反应的速率，用符号v表示。 （2）表达式： （3）特点对某一具体反应，用不同物质表示化学反应速率时所得的数值可能不同，但各物质表示的化学反应速率之比等于化学方程式中各物质的系数之比。 3、浓度对反应速率的影响 （1）反应速率常数（K）反应速率常数（K）表示单位浓度下的化学反应速率，通常，反应速率常数越大，反应进行得越快。反应速率常数与浓度无关，受温度、催化剂、固体表面性质等因素的影响。 （2）浓度对反应速率的影响增大反应物浓度，正反应速率增大，减小反应物浓度，正反应速率减小。增大生成物浓度，逆反应速率增大，减小生成物浓度，逆反应速率减小。 （3）压强对反应速率的影响压强只影响气体，对只涉及固体、液体的反应，压强的改变对反应速率几乎无影响。压强对反应速率的影响，实际上是浓度对反应速率的影响，因为压强的改变是通过改变容器容积引起的。压缩容器容积，气体压强增大，气体物质的浓度都增大，正、逆反应速率都增加；增大容器容积，气体压强减小；气体物质的浓度都减小，正、逆反应速率都减小。 4、温度对化学反应速率的影响 （1）经验公式阿伦尼乌斯总结出了反应速率常数与温度之间关系的经验公式：式中A为比例系数，e为自然对数的底，R为摩尔气体常数量，Ea为活化能。由公式知，当Ea>0时，升高温度，反应速率常数增大，化学反应速率也随之增大。可知，温度对化学反应速率的影响与活化能有关。 （2）活化能Ea。活化能Ea是活化分子的'平均能量与反应物分子平均能量之差。不同反应的活化能不同，有的相差很大。活化能Ea值越大，改变温度对反应速率的影响越大。 5、催化剂对化学反应速率的影响 （1）催化剂对化学反应速率影响的规律：催化剂大多能加快反应速率，原因是催化剂能通过参加反应，改变反应历程，降低反应的活化能来有效提高反应速率。 （2）催化剂的特点：催化剂能加快反应速率而在反应前后本身的质量和化学性质不变。催化剂具有选择性。催化剂不能改变化学反应的平衡常数，不引起化学平衡的移动，不能改变平衡转化率。 1、组成元素、氨基酸的结构通式、氨基酸的种类取决于R基. 2、构成蛋白质的氨基酸种类20多种. 3、氨基酸脱水缩合形成蛋白质：肽键的书写方式. 有几个氨基酸就叫几肽. 肽键的数目=失去的水=氨基酸数目-肽链条数(链状多肽) 环状多肽肽键数=氨基酸数=失去的水 分之质量的`相对计算：蛋白质的分子量=氨基酸的平均分子量氨基酸数-18(氨基酸-肽链条数) 4、蛋白质种类多样性的原因： 氨基酸的种类、数目、排序以及蛋白质的空间结构不同.核酸分为核糖核酸RNA和脱氧核糖酸DNA，核酸的基本单位是核苷酸，每条核苷酸是由一分子含氮碱基，一分子磷酸，一分子五碳糖，RNA是由碱基(A、G、C、U)，磷酸，核糖组成，DNA是由碱基(A、G、C、T)，磷酸和脱氧核糖组成 追答： 核苷酸是核酸的基本组成单位，核酸分为脱氧核糖核酸(DNA)和核糖核酸(RNA)所以核苷酸又分为脱氧核糖核苷酸(DNA基本组成单位)和核糖核苷酸(RNA基本组成单位)所谓的碱基(一般叫含氮的碱基)有6种{A(腺嘌呤)、C(胞嘧啶)、G(鸟嘌呤)、T(胸腺嘧啶)、U(尿嘧啶)｝。组成DNA的碱基有ACGT组成RNA的碱基有ACGUT是DNA所特有的，U是RNA所特有的。两者共有的有ACG。 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 1、化学反应的速率 (1)概念：化学反应速率通常用单位时间内反应物浓度的减少量或生成物浓度的增加量(均取正值)来表示。 计算公式： ①单位：mol/(L·s)或mol/(L·min) ②B为溶液或气体，若B为固体或纯液体不计算速率。 ③以上所表示的是平均速率，而不是瞬时速率。 ④重要规律： 速率比=方程式系数比 变化量比=方程式系数比 (2)影响化学反应速率的因素： 内因：由参加反应的物质的结构和性质决定的(主要因素)。 外因：①温度：升高温度，增大速率 ②催化剂：一般加快反应速率(正催化剂) ③浓度：增加C反应物的.浓度，增大速率(溶液或气体才有浓度可言) ④压强：增大压强，增大速率(适用于有气体参加的反应) ⑤其它因素：如光(射线)、固体的表面积(颗粒大小)、反应物的状态(溶剂)、原电池等也会改变化学反应速率。 2、化学反应的限度——化学平衡 (1)在一定条件下，当一个可逆反应进行到正向反应速率与逆向反应速率相等时，反应物和生成物的浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡状态”，这就是这个反应所能达到的限度，即化学平衡状态。 化学平衡的移动受到温度、反应物浓度、压强等因素的影响。催化剂只改变化学反应速率，对化学平衡无影响。 在相同的条件下同时向正、逆两个反应方向进行的反应叫做可逆反应。通常把由反应物向生成物进行的反应叫做正反应。而由生成物向反应物进行的反应叫做逆反应。 在任何可逆反应中，正方应进行的同时，逆反应也在进行。可逆反应不能进行到底，即是说可逆反应无论进行到何种程度，任何物质(反应物和生成物)的物质的量都不可能为0。 (2)化学平衡状态的特征：逆、动、等、定、变。 ①逆：化学平衡研究的对象是可逆反应。 ②动：动态平衡，达到平衡状态时，正逆反应仍在不断进行。 ③等：达到平衡状态时，正方应速率和逆反应速率相等，但不等于0。即v正=v逆≠0。 ④定：达到平衡状态时，各组分的浓度保持不变，各组成成分的含量保持一定。 ⑤变：当条件变化时，原平衡被破坏，在新的条件下会重新建立新的平衡。 (3)判断化学平衡状态的标志： ①VA(正方向)=VA(逆方向)或nA(消耗)=nA(生成)(不同方向同一物质比较) ②各组分浓度保持不变或百分含量不变 ③借助颜色不变判断(有一种物质是有颜色的) ④总物质的量或总体积或总压强或平均相对分子质量不变(前提：反应前后气体的总物质的量不相等的反应适用，即如对于反应) 碱金属 1Na+的焰色K+的焰色_色(隔蓝色钴玻璃观察) 2钠与水反应的现象钠漂浮在水面上，熔化成一个银白色小球，在水面到处游动，发出咝咝的声响，反应后滴入酚酞溶液变红。 3能与Na2O2反应的'两种物质H2O、CO2 4治疗胃酸过多的药品NaHCO3 5碱金属单质与盐溶液反应(无法置换金属)2Na+2H2O+CuSO4===Na2SO4+Cu(OH)2↓+H2↑ 6碳酸钠、碳酸氢钠的热稳定性比较碳酸氢钠受热易分解 7碳酸钠、碳酸氢钠的相互转化NaHCO3加热生成Na2CO3Na2CO3溶液中通入过量CO2生成NaHCO3 【高二化学知识点总结】相关文章： 高二化学知识点梳理总结10-11 高二化学知识点总结(15篇)10-11 高二必背化学知识点总结10-11 高二化学知识点总结(精选15篇)07-29 高二化学知识点总结归纳11篇10-11 高二化学知识点总结归纳(11篇)10-11 高二化学知识点总结归纳精选11篇10-11 高二化学知识点梳理总结6篇10-11 高二化学知识点梳理总结(6篇)10-11高二化学知识点总结5
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