化學(xué)選修2知識點總結(jié)

時間：2022-11-21 08:20:39 學(xué)習(xí)總結(jié) 我要投稿

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化學(xué)選修2知識點總結(jié)（精選6篇）

　　在我們平凡無奇的學(xué)生時代，說到知識點，大家是不是都習(xí)慣性的重視？知識點就是學(xué)習(xí)的重點。想要一份整理好的知識點嗎？下面是小編收集整理的化學(xué)選修2知識點總結(jié)，歡迎大家借鑒與參考，希望對大家有所幫助。

化學(xué)選修2知識點總結(jié)（精選6篇）

　　化學(xué)選修2知識點總結(jié) 篇1

　　一、元素周期表

　　熟記等式：原子序數(shù)=核電荷數(shù)=質(zhì)子數(shù)=核外電子數(shù)

　　1、元素周期表的編排原則：

　　①按照原子序數(shù)遞增的順序從左到右排列;

　�、趯㈦娮訉訑�(shù)相同的元素排成一個橫行——周期;

　�、郯演^外層電子數(shù)相同的元素按電子層數(shù)遞增的順序從上到下排成縱行——族

　　2、如何準(zhǔn)確表示元素在周期表中的位置：

　　周期序數(shù)=電子層數(shù);主族序數(shù)=較外層電子數(shù)

　　口訣：三短三長一不全;七主七副零八族

　　熟記：三個短周期，分和第七主族和零族的元素符號和名稱

　　3、元素金屬性和非金屬性判斷依據(jù)：

　　①元素金屬性強弱的判斷依據(jù)：

　　單質(zhì)跟水或酸起反應(yīng)置換出氫的難易;

　　元素較高價氧化物的水化物——氫氧化物的堿性強弱; 置換反應(yīng)。

　　②元素非金屬性強弱的判斷依據(jù)：

　　單質(zhì)與氫氣生成氣態(tài)氫化物的難易及氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性;

　　較高價氧化物對應(yīng)的水化物的酸性強弱; 置換反應(yīng)。

　　4、核素：具有一定數(shù)目的質(zhì)子和一定數(shù)目的中子的一種原子。

　�、儋|(zhì)量數(shù)==質(zhì)子數(shù)+中子數(shù)：A ==Z + N

　　②同位素：質(zhì)子數(shù)相同而中子數(shù)不同的同一元素的不同原子，互稱同位素。(同一元素的各種同位素物理性質(zhì)不同，化學(xué)性質(zhì)相同)

　　二、元素周期律

　　1、影響原子半徑大小的因素：①電子層數(shù)：電子層數(shù)越多，原子半徑越大(較主要因素)

　　②核電荷數(shù)：核電荷數(shù)增多，吸引力增大，使原子半徑有減小的趨向(次要因素)

　�、酆送怆娮訑�(shù)：電子數(shù)增多，增加了相互排斥，使原子半徑有增大的傾向

　　2、元素的化合價與較外層電子數(shù)的關(guān)系：較高正價等于較外層電子數(shù)(氟氧元素?zé)o正價)

　　負化合價數(shù) = 8—較外層電子數(shù)(金屬元素?zé)o負化合價)

　　3、同主族、同周期元素的結(jié)構(gòu)、性質(zhì)遞變規(guī)律：

　　同主族：從上到下，隨電子層數(shù)的遞增，原子半徑增大，核對外層電子吸引能力減弱，失電子能力增強，還原性(金屬性)逐漸增強，其離子的'氧化性減弱。

　　同周期：左→右，核電荷數(shù)——→逐漸增多，較外層電子數(shù)——→逐漸增多

　　原子半徑——→逐漸減小，得電子能力——→逐漸增強，失電子能力——→逐漸減弱

　　氧化性——→逐漸增強，還原性——→逐漸減弱，氣態(tài)氫化物穩(wěn)定性——→逐漸增強

　　較高價氧化物對應(yīng)水化物酸性——→逐漸增強，堿性 ——→ 逐漸減弱

　　三、化學(xué)鍵

　　含有離子鍵的化合物就是離子化合物;只含有共價鍵的化合物才是共價化合物。

　　NaOH中含較性共價鍵與離子鍵，NH4Cl中含較性共價鍵與離子鍵，Na2O2中含非較性共價鍵與離子鍵，H2O2中含較性和非較性共價鍵

　　化學(xué)能與熱能

　　1、在任何的化學(xué)反應(yīng)中總伴有能量的變化。

　　原因：當(dāng)物質(zhì)發(fā)生化學(xué)反應(yīng)時，斷開反應(yīng)物中的化學(xué)鍵要吸收能量，而形成生成物中的化學(xué)鍵要放出能量。化學(xué)鍵的斷裂和形成是化學(xué)反應(yīng)中能量變化的主要原因。一個確定的化學(xué)反應(yīng)在發(fā)生過程中是吸收能量還是放出能量，決定于反應(yīng)物的總能量與生成物的總能量的相對大小。E反應(yīng)物總能量>E生成物總能量，為放熱反應(yīng)。E反應(yīng)物總能量

　　2、常見的放熱反應(yīng)和吸熱反應(yīng)

　　常見的放熱反應(yīng)：

　�、偎械娜紵c緩慢氧化。

　　②酸堿中和反應(yīng)。

　�、劢饘倥c酸、水反應(yīng)制氫氣。

　　④大多數(shù)化合反應(yīng)(特殊：C+CO2 2CO是吸熱反應(yīng))。

　　常見的吸熱反應(yīng)：

　�、僖訡、H2、CO為還原劑的氧化還原反應(yīng)如：C(s)+H2O(g) = CO(g)+H2(g)。

　　②銨鹽和堿的反應(yīng)如Ba(OH)28H2O+NH4Cl=BaCl2+2NH3↑+10H2O

　�、鄞蠖鄶�(shù)分解反應(yīng)如KClO3、KMnO4、CaCO3的分解等。

　　化學(xué)選修2知識點總結(jié) 篇2

　　一、化學(xué)反應(yīng)與能量轉(zhuǎn)化

　　化學(xué)反應(yīng)的實質(zhì)是反應(yīng)物化學(xué)鍵的斷裂和生成物化學(xué)鍵的形成，化學(xué)反應(yīng)過程中伴隨著能量的釋放或吸收。

　　1、化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)熱

　　(1)反應(yīng)熱的概念：

　　當(dāng)化學(xué)反應(yīng)在一定的溫度下進行時，反應(yīng)所釋放或吸收的熱量稱為該反應(yīng)在此溫度下的熱效應(yīng)，簡稱反應(yīng)熱。用符號Q表示。

　　(2)反應(yīng)熱與吸熱反應(yīng)、放熱反應(yīng)的關(guān)系。

　　Q>0時，反應(yīng)為吸熱反應(yīng);Q<0時，反應(yīng)為放熱反應(yīng)。

　　(3)反應(yīng)熱的測定

　　測定反應(yīng)熱的儀器為量熱計，可測出反應(yīng)前后溶液溫度的變化，根據(jù)體系的熱容可計算出反應(yīng)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(yīng)前和反應(yīng)后體系的溫度。實驗室經(jīng)常測定中和反應(yīng)的反應(yīng)熱。

　　2、化學(xué)反應(yīng)的焓變

　　(1)反應(yīng)焓變

　　物質(zhì)所具有的能量是物質(zhì)固有的性質(zhì)，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(yīng)產(chǎn)物的總焓與反應(yīng)物的總焓之差稱為反應(yīng)焓變，用ΔH表示。

　　(2)反應(yīng)焓變ΔH與反應(yīng)熱Q的關(guān)系。

　　對于等壓條件下進行的化學(xué)反應(yīng)，若反應(yīng)中物質(zhì)的能量變化全部轉(zhuǎn)化為熱能，則該反應(yīng)的反應(yīng)熱等于反應(yīng)焓變，其數(shù)學(xué)表達式為：Qp=ΔH=H(反應(yīng)產(chǎn)物)-H(反應(yīng)物)。

　　(3)反應(yīng)焓變與吸熱反應(yīng)，放熱反應(yīng)的關(guān)系：

　　ΔH>0，反應(yīng)吸收能量，為吸熱反應(yīng)。

　　ΔH<0，反應(yīng)釋放能量，為放熱反應(yīng)。

　　(4)反應(yīng)焓變與熱化學(xué)方程式：

　　把一個化學(xué)反應(yīng)中物質(zhì)的變化和反應(yīng)焓變同時表示出來的化學(xué)方程式稱為熱化學(xué)方程式，如：H2(g)+

　　O2(g)=H2O(l);ΔH(298K)=-285.8kJ·mol-1

　　書寫熱化學(xué)方程式應(yīng)注意以下幾點：

　�、倩瘜W(xué)式后面要注明物質(zhì)的聚集狀態(tài)：固態(tài)(s)、液態(tài)(l)、氣態(tài)(g)、溶液(aq)。

　�、诨瘜W(xué)方程式后面寫上反應(yīng)焓變ΔH，ΔH的單位是J·mol-1或kJ·mol-1，且ΔH后注明反應(yīng)溫度。

　�、蹮峄瘜W(xué)方程式中物質(zhì)的系數(shù)加倍，ΔH的數(shù)值也相應(yīng)加倍。

　　3、反應(yīng)焓變的計算

　　(1)蓋斯定律

　　對于一個化學(xué)反應(yīng)，無論是一步完成，還是分幾步完成，其反應(yīng)焓變一樣，這一規(guī)律稱為蓋斯定律。

　　(2)利用蓋斯定律進行反應(yīng)焓變的計算。

　　常見題型是給出幾個熱化學(xué)方程式，合并出題目所求的熱化學(xué)方程式，根據(jù)蓋斯定律可知，該方程式的ΔH為上述各熱化學(xué)方程式的ΔH的代數(shù)和。

　　(3)根據(jù)標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓，ΔfHmθ計算反應(yīng)焓變ΔH。

　　對任意反應(yīng)：aA+bB=cC+dD

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

　　二、化學(xué)平衡

　　(一)化學(xué)反應(yīng)的速率

　　1、化學(xué)反應(yīng)是怎樣進行的

　　(1)基元反應(yīng)：能夠一步完成的反應(yīng)稱為基元反應(yīng)，大多數(shù)化學(xué)反應(yīng)都是分幾步完成的。

　　(2)反應(yīng)歷程：平時寫的化學(xué)方程式是由幾個基元反應(yīng)組成的總反應(yīng)�？偡磻�(yīng)中用基元反應(yīng)構(gòu)成的反應(yīng)序列稱為反應(yīng)歷程，又稱反應(yīng)機理。

　　(3)不同反應(yīng)的反應(yīng)歷程不同。同一反應(yīng)在不同條件下的反應(yīng)歷程也可能不同，反應(yīng)歷程的差別又造成了反應(yīng)速率的不同。

　　2、化學(xué)反應(yīng)速率

　　(1)概念：

　　單位時間內(nèi)反應(yīng)物的減小量或生成物的增加量可以表示反應(yīng)的快慢，即反應(yīng)的速率，用符號v表示。

　　(2)表達式：v=△c/△t

　　(3)特點

　　對某一具體反應(yīng)，用不同物質(zhì)表示化學(xué)反應(yīng)速率時所得的數(shù)值可能不同，但各物質(zhì)表示的化學(xué)反應(yīng)速率之比等于化學(xué)方程式中各物質(zhì)的系數(shù)之比。

　　3、濃度對反應(yīng)速率的影響

　　(1)反應(yīng)速率常數(shù)(K)

　　反應(yīng)速率常數(shù)(K)表示單位濃度下的化學(xué)反應(yīng)速率，通常，反應(yīng)速率常數(shù)越大，反應(yīng)進行得越快。反應(yīng)速率常數(shù)與濃度無關(guān)，受溫度、催化劑、固體表面性質(zhì)等因素的影響。

　　(2)濃度對反應(yīng)速率的影響

　　增大反應(yīng)物濃度，正反應(yīng)速率增大，減小反應(yīng)物濃度，正反應(yīng)速率減小。

　　增大生成物濃度，逆反應(yīng)速率增大，減小生成物濃度，逆反應(yīng)速率減小。

　　(3)壓強對反應(yīng)速率的影響

　　壓強只影響氣體，對只涉及固體、液體的反應(yīng)，壓強的改變對反應(yīng)速率幾乎無影響。

　　壓強對反應(yīng)速率的影響，實際上是濃度對反應(yīng)速率的影響，因為壓強的改變是通過改變?nèi)萜魅莘e引起的。壓縮容器容積，氣體壓強增大，氣體物質(zhì)的濃度都增大，正、逆反應(yīng)速率都增加;增大容器容積，氣體壓強減小;氣體物質(zhì)的濃度都減小，正、逆反應(yīng)速率都減小。

　　4、溫度對化學(xué)反應(yīng)速率的影響

　　(1)經(jīng)驗公式

　　阿倫尼烏斯總結(jié)出了反應(yīng)速率常數(shù)與溫度之間關(guān)系的經(jīng)驗公式：

　　公式中A為比例系數(shù)，e為自然對數(shù)的底，R為摩爾氣體常數(shù)量，Ea為活化能。

　　由公式知，當(dāng)Ea>0時，升高溫度，反應(yīng)速率常數(shù)增大，化學(xué)反應(yīng)速率也隨之增大�？芍�，溫度對化學(xué)反應(yīng)速率的影響與活化能有關(guān)。

　　(2)活化能Ea。

　　活化能Ea是活化分子的平均能量與反應(yīng)物分子平均能量之差。不同反應(yīng)的活化能不同，有的相差很大�；罨蹺a值越大，改變溫度對反應(yīng)速率的影響越大。

　　5、催化劑對化學(xué)反應(yīng)速率的影響

　　(1)催化劑對化學(xué)反應(yīng)速率影響的規(guī)律：

　　催化劑大多能加快反應(yīng)速率，原因是催化劑能通過參加反應(yīng)，改變反應(yīng)歷程，降低反應(yīng)的活化能來有效提高反應(yīng)速率。

　　(2)催化劑的特點：

　　催化劑能加快反應(yīng)速率而在反應(yīng)前后本身的質(zhì)量和化學(xué)性質(zhì)不變。

　　催化劑具有選擇性。

　　催化劑不能改變化學(xué)反應(yīng)的平衡常數(shù)，不引起化學(xué)平衡的移動，不能改變平衡轉(zhuǎn)化率。

　　(二)化學(xué)反應(yīng)條件的優(yōu)化——工業(yè)合成氨

　　1、合成氨反應(yīng)的限度

　　合成氨反應(yīng)是一個放熱反應(yīng)，同時也是氣體物質(zhì)的量減小的熵減反應(yīng)，故降低溫度、增大壓強將有利于化學(xué)平衡向生成氨的方向移動。

　　2、合成氨反應(yīng)的速率

　　(1)高壓既有利于平衡向生成氨的方向移動，又使反應(yīng)速率加快，但高壓對設(shè)備的要求也高，故壓強不能特別大。

　　(2)反應(yīng)過程中將氨從混合氣中分離出去，能保持較高的反應(yīng)速率。

　　(3)溫度越高，反應(yīng)速率進行得越快，但溫度過高，平衡向氨分解的方向移動，不利于氨的合成。

　　(4)加入催化劑能大幅度加快反應(yīng)速率。

　　3、合成氨的適宜條件

　　在合成氨生產(chǎn)中，達到高轉(zhuǎn)化率與高反應(yīng)速率所需要的條件有時是矛盾的，故應(yīng)該尋找以較高反應(yīng)速率并獲得適當(dāng)平衡轉(zhuǎn)化率的反應(yīng)條件：一般用鐵做催化劑，控制反應(yīng)溫度在700K左右，壓強范圍大致在1×107Pa～1×108Pa之間，并采用N2與H2分壓為1∶2.8的投料比。

　�。ㄈ┗瘜W(xué)反應(yīng)的限度

　　1、化學(xué)平衡常數(shù)

　　(1)對達到平衡的可逆反應(yīng)，生成物濃度的系數(shù)次方的乘積與反應(yīng)物濃度的系數(shù)次方的乘積之比為一常數(shù)，該常數(shù)稱為化學(xué)平衡常數(shù)，用符號K表示。

　　(2)平衡常數(shù)K的大小反映了化學(xué)反應(yīng)可能進行的程度(即反應(yīng)限度)，平衡常數(shù)越大，說明反應(yīng)可以進行得越完全。

　　(3)平衡常數(shù)表達式與化學(xué)方程式的書寫方式有關(guān)。對于給定的可逆反應(yīng)，正逆反應(yīng)的平衡常數(shù)互為倒數(shù)。

　　(4)借助平衡常數(shù)，可以判斷反應(yīng)是否到平衡狀態(tài)：當(dāng)反應(yīng)的濃度商Qc與平衡常數(shù)Kc相等時，說明反應(yīng)達到平衡狀態(tài)。

　　2、反應(yīng)的平衡轉(zhuǎn)化率

　　(1)平衡轉(zhuǎn)化率是用轉(zhuǎn)化的反應(yīng)物的濃度與該反應(yīng)物初始濃度的比值來表示。如反應(yīng)物A的平衡轉(zhuǎn)化率的表達式為：

　　α(A)=

　　(2)平衡正向移動不一定使反應(yīng)物的平衡轉(zhuǎn)化率提高。提高一種反應(yīng)物的濃度，可使另一反應(yīng)物的平衡轉(zhuǎn)化率提高。

　　(3)平衡常數(shù)與反應(yīng)物的平衡轉(zhuǎn)化率之間可以相互計算。

　　3、反應(yīng)條件對化學(xué)平衡的影響

　　(1)溫度的影響

　　升高溫度使化學(xué)平衡向吸熱方向移動;降低溫度使化學(xué)平衡向放熱方向移動。溫度對化學(xué)平衡的影響是通過改變平衡常數(shù)實現(xiàn)的。

　　(2)濃度的影響

　　增大生成物濃度或減小反應(yīng)物濃度，平衡向逆反應(yīng)方向移動;增大反應(yīng)物濃度或減小生成物濃度，平衡向正反應(yīng)方向移動。

　　溫度一定時，改變濃度能引起平衡移動，但平衡常數(shù)不變�；どa(chǎn)中，常通過增加某一價廉易得的反應(yīng)物濃度，來提高另一昂貴的反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率。

　　(3)壓強的影響

　　ΔVg=0的反應(yīng)，改變壓強，化學(xué)平衡狀態(tài)不變。

　　ΔVg≠0的反應(yīng)，增大壓強，化學(xué)平衡向氣態(tài)物質(zhì)體積減小的方向移動。

　　(4)勒夏特列原理

　　由溫度、濃度、壓強對平衡移動的影響可得出勒夏特列原理：如果改變影響平衡的一個條件(濃度、壓強、溫度等)平衡向能夠減弱這種改變的方向移動。

　�。ㄋ模┗瘜W(xué)反應(yīng)的方向

　　1、反應(yīng)焓變與反應(yīng)方向

　　放熱反應(yīng)多數(shù)能自發(fā)進行，即ΔH<0的反應(yīng)大多能自發(fā)進行。有些吸熱反應(yīng)也能自發(fā)進行。如NH4HCO3與CH3COOH的反應(yīng)。有些吸熱反應(yīng)室溫下不能進行，但在較高溫度下能自發(fā)進行，如CaCO3高溫下分解生成CaO、CO2。

　　2、反應(yīng)熵變與反應(yīng)方向

　　熵是描述體系混亂度的概念，熵值越大，體系混亂度越大。反應(yīng)的熵變ΔS為反應(yīng)產(chǎn)物總熵與反應(yīng)物總熵之差。產(chǎn)生氣體的反應(yīng)為熵增加反應(yīng)，熵增加有利于反應(yīng)的自發(fā)進行。

　　3、焓變與熵變對反應(yīng)方向的共同影響

　　ΔH-TΔS<0反應(yīng)能自發(fā)進行。

　　ΔH-TΔS=0反應(yīng)達到平衡狀態(tài)。

　　ΔH-TΔS>0反應(yīng)不能自發(fā)進行。

　　在溫度、壓強一定的條件下，自發(fā)反應(yīng)總是向ΔH-TΔS<0的方向進行，直至平衡狀態(tài)。

　　三、水溶液中的電離平衡

　�。ㄒ唬┧芤�

　　1、水的電離

　　H2OH++OH-

　　水的離子積常數(shù)KW=[H+][OH-]，25℃時，KW=1.0×10-14mol2·L-2。溫度升高，有利于水的電離，KW增大。

　　2、溶液的酸堿度

　　室溫下，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

　　堿性溶液：[H+]<[oh-]，[oh-]>1.0×10-7mol·L-1，pH>7

　　3、電解質(zhì)在水溶液中的存在形態(tài)

　　(1)強電解質(zhì)

　　強電解質(zhì)是在稀的水溶液中完全電離的.電解質(zhì)，強電解質(zhì)在溶液中以離子形式存在，主要包括強酸、強堿和絕大多數(shù)鹽，書寫電離方程式時用“=”表示。

　　(2)弱電解質(zhì)

　　在水溶液中部分電離的電解質(zhì)，在水溶液中主要以分子形態(tài)存在，少部分以離子形態(tài)存在，存在電離平衡，主要包括弱酸、弱堿、水及極少數(shù)鹽，書寫電離方程式時用“”表示。

　　(二)弱電解質(zhì)的電離及鹽類水解

　　1、弱電解質(zhì)的電離平衡。

　　(1)電離平衡常數(shù)

　　在一定條件下達到電離平衡時，弱電解質(zhì)電離形成的各種離子濃度的乘積與溶液中未電離的分子濃度之比為一常數(shù)，叫電離平衡常數(shù)。

　　弱酸的電離平衡常數(shù)越大，達到電離平衡時，電離出的H+越多。多元弱酸分步電離，且每步電離都有各自的電離平衡常數(shù)，以第一步電離為主。

　　(2)影響電離平衡的因素，以CH3COOHCH3COO-+H+為例。

　　加水、加冰醋酸，加堿、升溫，使CH3COOH的電離平衡正向移動，加入CH3COONa固體，加入濃鹽酸，降溫使CH3COOH電離平衡逆向移動。

　　2、鹽類水解

　　(1)水解實質(zhì)

　　鹽溶于水后電離出的離子與水電離的H+或OH-結(jié)合生成弱酸或弱堿，從而打破水的電離平衡，使水繼續(xù)電離，稱為鹽類水解。

　　(2)水解類型及規(guī)律

　�、購娝崛鯄A鹽水解顯酸性。

　　NH4Cl+H2ONH3·H2O+HCl

　�、趶妷A弱酸鹽水解顯堿性。

　　CH3COONa+H2OCH3COOH+NaOH

　　③強酸強堿鹽不水解。

　�、苋跛崛鯄A鹽雙水解。

　　Al2S3+6H2O=2Al(OH)3↓+3H2S↑

　　(3)水解平衡的移動

　　加熱、加水可以促進鹽的水解，加入酸或堿能抑止鹽的水解，另外，弱酸根陰離子與弱堿陽離子相混合時相互促進水解。

　　(三)離子反應(yīng)

　　1、離子反應(yīng)發(fā)生的條件

　　(1)生成沉淀

　　既有溶液中的離子直接結(jié)合為沉淀，又有沉淀的轉(zhuǎn)化。

　　(2)生成弱電解質(zhì)

　　主要是H+與弱酸根生成弱酸，或OH-與弱堿陽離子生成弱堿，或H+與OH-生成H2O。

　　(3)生成氣體

　　生成弱酸時，很多弱酸能分解生成氣體。

　　(4)發(fā)生氧化還原反應(yīng)

　　強氧化性的離子與強還原性離子易發(fā)生氧化還原反應(yīng)，且大多在酸性條件下發(fā)生。

　　2、離子反應(yīng)能否進行的理論判據(jù)

　　(1)根據(jù)焓變與熵變判據(jù)

　　對ΔH-TΔS<0的離子反應(yīng)，室溫下都能自發(fā)進行。

　　(2)根據(jù)平衡常數(shù)判據(jù)

　　離子反應(yīng)的平衡常數(shù)很大時，表明反應(yīng)的趨勢很大。

　　3、離子反應(yīng)的應(yīng)用

　　(1)判斷溶液中離子能否大量共存

　　相互間能發(fā)生反應(yīng)的離子不能大量共存，注意題目中的隱含條件。

　　(2)用于物質(zhì)的定性檢驗

　　根據(jù)離子的特性反應(yīng)，主要是沉淀的顏色或氣體的生成，定性檢驗特征性離子。

　　(3)用于離子的定量計算

　　常見的有酸堿中和滴定法、氧化還原滴定法。

　　(4)生活中常見的離子反應(yīng)。

　　硬水的形成及軟化涉及到的離子反應(yīng)較多，主要有：

　　Ca2+、Mg2+的形成。

　　CaCO3+CO2+H2O=Ca2++2HCO3-

　　MgCO3+CO2+H2O=Mg2++2HCO3-

　　加熱煮沸法降低水的硬度：

　　Ca2++2HCO3-=CaCO3↓+CO2↑+H2O

　　Mg2++2HCO3-=MgCO3↓+CO2↑+H2O

　　或加入Na2CO3軟化硬水：

　　Ca2++CO32-=CaCO3↓，Mg2++CO32-=MgCO3↓

　　(四)沉淀溶解平衡

　　1、沉淀溶解平衡與溶度積

　　(1)概念

　　當(dāng)固體溶于水時，固體溶于水的速率和離子結(jié)合為固體的速率相等時，固體的溶解與沉淀的生成達到平衡狀態(tài)，稱為沉淀溶解平衡。其平衡常數(shù)叫做溶度積常數(shù)，簡稱溶度積，用Ksp表示。

　　PbI2(s)Pb2+(aq)+2I-(aq)

　　Ksp=[Pb2+][I-]2=7.1×10-9mol3·L-3

　　(2)溶度積Ksp的特點

　　Ksp只與難溶電解質(zhì)的性質(zhì)和溫度有關(guān)，與沉淀的量無關(guān)，且溶液中離子濃度的變化能引起平衡移動，但并不改變?nèi)芏确e。

　　Ksp反映了難溶電解質(zhì)在水中的溶解能力。

　　2、沉淀溶解平衡的應(yīng)用

　　(1)沉淀的溶解與生成

　　根據(jù)濃度商Qc與溶度積Ksp的大小比較，規(guī)則如下：

　　Qc=Ksp時，處于沉淀溶解平衡狀態(tài)。

　　Qc>Ksp時，溶液中的離子結(jié)合為沉淀至平衡。

　　(2)沉淀的轉(zhuǎn)化

　　根據(jù)溶度積的大小，可以將溶度積大的沉淀可轉(zhuǎn)化為溶度積更小的沉淀，這叫做沉淀的轉(zhuǎn)化。沉淀轉(zhuǎn)化實質(zhì)為沉淀溶解平衡的移動。

　　四、電化學(xué)

　　（一）化學(xué)能轉(zhuǎn)化為電能——電池

　　1、原電池的工作原理

　　(1)原電池的概念：

　　把化學(xué)能轉(zhuǎn)變?yōu)殡娔艿难b置稱為原電池。

　　(2)Cu-Zn原電池的工作原理：

　　如圖為Cu-Zn原電池，其中Zn為負極，Cu為正極，構(gòu)成閉合回路后的現(xiàn)象是：Zn片逐漸溶解，Cu片上有氣泡產(chǎn)生，電流計指針發(fā)生偏轉(zhuǎn)。該原電池反應(yīng)原理為：Zn失電子，負極反應(yīng)為：Zn→Zn2++2e-;Cu得電子，正極反應(yīng)為：2H++2e-→H2。電子定向移動形成電流。總反應(yīng)為：Zn+CuSO4=ZnSO4+Cu。

　　(3)原電池的電能

　　若兩種金屬做電極，活潑金屬為負極，不活潑金屬為正極;若一種金屬和一種非金屬做電極，金屬為負極，非金屬為正極。

　　2、化學(xué)電源

　　(1)鋅錳干電池

　　負極反應(yīng)：Zn→Zn2++2e-;

　　正極反應(yīng)：2NH4++2e-→2NH3+H2;

　　(2)鉛蓄電池

　　負極反應(yīng)：Pb+SO42-=PbSO4+2e-

　　正極反應(yīng)：PbO2+4H++SO42-+2e-=PbSO4+2H2O

　　放電時總反應(yīng)：Pb+PbO2+2H2SO4=2PbSO4+2H2O。

　　充電時總反應(yīng)：2PbSO4+2H2O=Pb+PbO2+2H2SO4。

　　(3)氫氧燃料電池

　　負極反應(yīng)：2H2+4OH-→4H2O+4e-

　　正極反應(yīng)：O2+2H2O+4e-→4OH-

　　電池總反應(yīng)：2H2+O2=2H2O

　�。ǘ╇娔苻D(zhuǎn)化為化學(xué)能——電解

　　1、電解的原理

　　(1)電解的概念：

　　在直流電作用下，電解質(zhì)在兩上電極上分別發(fā)生氧化反應(yīng)和還原反應(yīng)的過程叫做電解。電能轉(zhuǎn)化為化學(xué)能的裝置叫做電解池。

　　(2)電極反應(yīng)：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(fā)生氧化反應(yīng)：2Cl-→Cl2↑+2e-。

　　陰極：與電源負極相連的電極稱為陰極，陰極發(fā)生還原反應(yīng)：Na++e-→Na。

　　總方程式：2NaCl(熔)=(電解)2Na+Cl2↑

　　2、電解原理的應(yīng)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(yīng)：2NaCl+2H2O

　　2NaOH+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(zhì)溶液。

　　陽極反應(yīng)：Cu→Cu2++2e-，還發(fā)生幾個副反應(yīng)

　　Zn→Zn2++2e-;Ni→Ni2++2e-

　　Fe→Fe2++2e-

　　Au、Ag、Pt等不反應(yīng)，沉積在電解池底部形成陽極泥。

　　陰極反應(yīng)：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(zhì)溶液。

　　陽極反應(yīng)：Cu→Cu2++2e-

　　陰極反應(yīng)：Cu2++2e-→Cu

　　3、金屬的腐蝕與防護

　　(1)金屬腐蝕

　　金屬表面與周圍物質(zhì)發(fā)生化學(xué)反應(yīng)或因電化學(xué)作用而遭到破壞的過程稱為金屬腐蝕。

　　(2)金屬腐蝕的電化學(xué)原理。

　　生鐵中含有碳，遇有雨水可形成原電池，鐵為負極，電極反應(yīng)為：Fe→Fe2++2e-。水膜中溶解的氧氣被還原，正極反應(yīng)為：O2+2H2O+4e-→4OH-，該腐蝕為“吸氧腐蝕”，總反應(yīng)為：2Fe+O2+2H2O=2Fe(OH)2，F(xiàn)e(OH)2又立即被氧化：4Fe(OH)2+2H2O+O2=4Fe(OH)3，F(xiàn)e(OH)3分解轉(zhuǎn)化為鐵銹。若水膜在酸度較高的環(huán)境下，正極反應(yīng)為：2H++2e-→H2↑，該腐蝕稱為“析氫腐蝕”。

　　(3)金屬的防護

　　金屬處于干燥的環(huán)境下，或在金屬表面刷油漆、陶瓷、瀝青、塑料及電鍍一層耐腐蝕性強的金屬防護層，破壞原電池形成的條件。從而達到對金屬的防護;也可以利用原電池原理，采用犧牲陽極保護法。也可以利用電解原理，采用外加電流陰極保護法。

　　化學(xué)選修2知識點總結(jié) 篇3

　　(1)原子構(gòu)造原理是電子排入軌道的順序，構(gòu)造原理揭示了原子核外電子的能級分布。

　　(2)原子構(gòu)造原理是書寫基態(tài)原子電子排布式的依據(jù)，也是繪制基態(tài)原子軌道表示式的主要依據(jù)之一。

　　(3)不同能層的能級有交錯現(xiàn)象，如E(3d)>E(4s)、E(4d)>E(5s)、E(5d)>E(6s)、E(6d)>E(7s)、E(4f)>E(5p)、E(4f)>E(6s)等。原子軌道的能量關(guān)系是：ns<(n-2)f<(n-1)d

　　(4)能級組序數(shù)對應(yīng)著元素周期表的'周期序數(shù)，能級組原子軌道所容納電子數(shù)目對應(yīng)著每個周期的元素數(shù)目。

　　根據(jù)構(gòu)造原理，在多電子原子的電子排布中：各能層最多容納的電子數(shù)為2n2;最外層不超過8個電子;次外層不超過18個電子;倒數(shù)第三層不超過32個電子。

　　(5)基態(tài)和激發(fā)態(tài)

　　①基態(tài)：最低能量狀態(tài)。處于最低能量狀態(tài)的原子稱為基態(tài)原子。

　　②激發(fā)態(tài)：較高能量狀態(tài)(相對基態(tài)而言)�；鶓B(tài)原子的電子吸收能量后，電子躍遷至較高能級時的狀態(tài)。處于激發(fā)態(tài)的原子稱為激發(fā)態(tài)原子。

　�、墼庸庾V：不同元素的原子發(fā)生電子躍遷時會吸收(基態(tài)→激發(fā)態(tài))和放出(激發(fā)態(tài)→較低激發(fā)態(tài)或基態(tài))不同的能量(主要是光能)，產(chǎn)生不同的光譜——原子光譜(吸收光譜和發(fā)射光譜)。利用光譜分析可以發(fā)現(xiàn)新元素或利用特征譜線鑒定元素。

　　化學(xué)選修2知識點總結(jié) 篇4

　　一、焓變、反應(yīng)熱

　　1、反應(yīng)熱：一定條件下，一定物質(zhì)的量的反應(yīng)物之間完全反應(yīng)所放出或吸收的熱量

　　2、焓變（ΔH）的意義：在恒壓條件下進行的化學(xué)反應(yīng)的.熱效應(yīng)

　�。�1）符號：△H

　　（2）單位：kJ/mol

　　3、產(chǎn)生原因：

　　化學(xué)鍵斷裂——吸熱

　　化學(xué)鍵形成——放熱

　　放出熱量的化學(xué)反應(yīng)。（放熱>吸熱）△H為“—”或△H<0

　　吸收熱量的化學(xué)反應(yīng)。（吸熱>放熱）△H為“+”或△H >0

　　常見的放熱反應(yīng)：

　　①所有的燃燒反應(yīng)

　�、谒釅A中和反應(yīng)

　�、鄞蠖鄶�(shù)的化合反應(yīng)

　�、芙饘倥c酸的反應(yīng)

　　⑤生石灰和水反應(yīng)

　�、逎饬蛩嵯♂尅溲趸c固體溶解等

　　常見的吸熱反應(yīng)：

　　①晶體Ba（OH）2·8H2O與NH4Cl

　�、诖蠖鄶�(shù)的分解反應(yīng)

　�、垡訦2、CO、C為還原劑的氧化還原反應(yīng)

　�、茕@鹽溶解等

　　二、熱化學(xué)方程式

　　書寫化學(xué)方程式注意要點：

　�、贌峄瘜W(xué)方程式必須標(biāo)出能量變化。

　�、跓峄瘜W(xué)方程式中必須標(biāo)明反應(yīng)物和生成物的聚集狀態(tài)（g，l，s分別表示固態(tài)，液態(tài)，氣態(tài)，水溶液中溶質(zhì)用aq表示）

　�、蹮峄瘜W(xué)反應(yīng)方程式要指明反應(yīng)時的溫度和壓強。

　�、軣峄瘜W(xué)方程式中的化學(xué)計量數(shù)可以是整數(shù)，也可以是分?jǐn)?shù)

　　⑤各物質(zhì)系數(shù)加倍，△H加倍；反應(yīng)逆向進行，△H改變符號，數(shù)值不變

　　三、燃燒熱

　　1、概念：25 ℃，101 kPa時，1 mol純物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)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：

　�、傺芯織l件：101 kPa

　�、诜磻�(yīng)程度：完全燃燒，產(chǎn)物是穩(wěn)定的氧化物

　�、廴紵锏奈镔|(zhì)的量：1 mol

　�、苎芯績�(nèi)容：放出的熱量。（ΔH<0，單位kJ/mol）

　　四、中和熱

　　1、概念：在稀溶液中，酸跟堿發(fā)生中和反應(yīng)而生成1mol H2O，這時的反應(yīng)熱叫中和熱。

　　2、強酸與強堿的中和反應(yīng)其實質(zhì)是H+和OH—反應(yīng)，其熱化學(xué)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(yīng)時的中和熱小于57。3kJ/mol。

　　4、中和熱的測定實驗

　　化學(xué)選修2知識點總結(jié) 篇5

　　化學(xué)電池

　　1、電池的分類：化學(xué)電池、太陽能電池、原子能電池

　　2、化學(xué)電池：借助于化學(xué)能直接轉(zhuǎn)變?yōu)殡娔艿难b置

　　3、化學(xué)電池的分類：一次電池、二次電池、燃料電池

　　4、常見一次電池：堿性鋅錳電池、鋅銀電池、鋰電池等

　　5、二次電池：放電后可以再充電使活性物質(zhì)獲得再生，可以多次重復(fù)使用，又叫充電電池或蓄電池。

　　6、二次電池的'電極反應(yīng)：鉛蓄電池

　　7、目前已開發(fā)出新型蓄電池：銀鋅電池、鎘鎳電池、氫鎳電池、鋰離子電池、聚合物鋰離子電池

　　8、燃料電池：是使燃料與氧化劑反應(yīng)直接產(chǎn)生電流的一種原電池。

　　9、電極反應(yīng)：一般燃料電池發(fā)生的電化學(xué)反應(yīng)的最終產(chǎn)物與燃燒產(chǎn)物相同，可根據(jù)燃燒反應(yīng)寫出總的電池反應(yīng)，但不注明反應(yīng)的條件。負極發(fā)生氧化反應(yīng)，正極發(fā)生還原反應(yīng)，不過要注意一般電解質(zhì)溶液要參與電極反應(yīng)。以氫氧燃料電池為例，鉑為正、負極，介質(zhì)分為酸性、堿性和中性。當(dāng)電解質(zhì)溶液呈酸性時：負極：2H2—4e—=4H+正極：O2+4 e—4H+ =2H2O當(dāng)電解質(zhì)溶液呈堿性時：負極：2H2+4OH——4e—=4H2O正極：O2+2H2O+4 e—=4OH—另一種燃料電池是用金屬鉑片插入KOH溶液作電極，又在兩極上分別通甲烷（燃料）和氧氣（氧化劑）。

　　10、電極反應(yīng)式為：負極：CH4+10OH——8e— =CO32—+7H2O；正極：4H2O+2O2+8e— =8OH—。電池總反應(yīng)式為：CH4+2O2+2KOH=K2CO3+3H2O 10、燃料電池的優(yōu)點：能量轉(zhuǎn)換率高、廢棄物少、運行噪音低

　　11、廢棄電池的處理：回收利用