高二上化學知識點總結
在年少學習的日子里，大家對知識點應該都不陌生吧？知識點就是學習的重點。為了幫助大家掌握重要知識點，以下是小編為大家整理的高二上化學知識點總結，希望對大家有所幫助。
高二上化學知識點總結1
第一章 氮族元素
一、氮族元素
元素符號和名稱：N（氮）、P（磷）、As（砷）、Sb（銻）、Bi（鉍）
二、氮氣（N2）
1、分子結構：NH3 電子式：結構式：N≡N（分子里N≡N鍵很牢固，結構很穩定）
2、物理性質：無色無味氣體，難溶于水，密度與空氣接近（所以收集N2不能用排空氣法）
3、化學性質：通常情況下氮氣的化學性質不活潑，很難與其他物質發生反應，只有在高溫、高壓、放電等條件下，才能使N2中的共價鍵斷裂，從而與一些物質發生化學反應。
N催化劑
放電 點燃
2+3H2 高溫、高壓 2NH
3 N2+O2 ====2NO 3Mg+N2==== Mg3N2Mg3N2+6H2O＝3Mg(OH)2↓+2NH3↑
4、氮的固定：將氮氣轉化成氮的化合物。
放電
分①自然固氮雷雨： NNO2HNO3 類 生物固氮：豆科植物的根瘤菌天然固氮。②人工固氮：合成氨工業
三、氮氧化物（N2O、NO、N2O3、NO2、N2O4、N2O5）
1N2O5（硝酸酸酐）；N2O3（亞硝酸酸酐）；NO、NO2（主要的大氣污染物） NO：無色氣體，不溶于水，有毒，有較強還原性 2NO+O2＝2NO2；
NO2：紅棕色氣體(顏色同溴蒸氣),有毒,易溶于水,有強氧化性,造成光化學煙霧的主要因素；
⑴ 3NO2。
Br2 + H2O H Br + H BrOH Br +AgNO3 ＝AgBr ↓+ H NO3
⑵ 水洗法：形成無色溶液為NO2，形成橙黃色溶液的為Br2。NO2 + H2O ＝ 2 H NO3 + NO Br2 + H2O
H Br + H BrO
⑶ CCl4溶解法：分別通入CCl4溶劑中，形成橙紅色溶液為Br2，另一種為NO2。
⑷ 冷卻法：將盛有氣體的容器冷卻，顏色變淺的是NO2，有紅棕色溶液產生的是Br2。
2NO2 (紅棕色)3NO、NO N2O4（無色）
2、O2溶于水的計算：
⑴ NO2和O2的混合氣體溶于水時涉及的反應4NO2+O2+2H2O＝4HNO3X=V(NO2)/ V(O2) 反應情況
0X4 1="" o2x="4" x=""4/1 NO2過量，剩余氣體為NO
⑵ NO和O2的混合氣體溶于水時涉及的反應4NO+3O2+2H2O＝4HNO3X=V(NO)/ V(O2) 反應情況
0X4 3="" o2x="4" x=""&;4/3 NO過量，剩余氣體為NO
四、磷
五、氨氣（NH3）
1、物理性質：無色、有刺激性氣味的氣體，比空氣輕，易液化(做致冷劑)，極易溶于水(1:700)
2、分子結構：NHH
3電子式： HN 結構式：（極性分子，三角錐型）
3、化學性質： H H
NH3+H2O
NH3·H2O
NH + OH–
4+⑴ NH△
3·H2O 〓 NH3 ↑+H2O （NH3·H2O不穩定，受熱分解為NH3和H2O）
⑵ 氨水對金屬有腐蝕作用，氨水盛放在玻璃容器、橡皮袋或陶瓷壇中。 ⑶ 氨水中微粒有三種分子，三種離子。
三種分子：NH3、H2O、NH3·H2O三種離子：NH4+ 、OH–、H+ NH3 + HCl＝NH4Cl(白煙，可用于檢驗氨氣)
4NH3 + 5O2 催化劑====
4NO + 6H2O （氨的催化氧化）
△4、實驗室制法（重點實驗） 2NH4Cl + Ca(OH)2 == 2NH△
3↑+ CaCl2 + 2H2O 發生裝置：固+固（加熱）→氣，與制△ O2相同 收集：向下排空氣法
（不能用排水法） 檢驗：
⑴用濕潤的紅色石蕊試紙靠近容器口（試紙變藍）
⑵將蘸有濃鹽酸的玻璃棒接近容器口（產生白煙） 干燥：堿石灰（裝在干燥管里）[不能用濃硫酸、P2O5等干燥劑]
試管口塞一團棉花作用：
⑴用稀硫酸浸濕的棉花吸收多余氨氣，防止污染大氣；
⑵防止氨氣與空氣形成對流，使收集的氨氣更為純凈。
氨氣的其他制法：
⑴加熱濃氨水；
⑵濃氨水與燒堿（或CaO）固體混合等方法
5、銨鹽：白色晶體，易溶于水，受熱分解，與堿共熱反應放出氨氣。
4Cl == NH3↑+ HCl↑ (NH3+HCl＝NH4Cl) NH△ 4HCO3 == NH3↑+H2O↑+CO2↑
（NH4）2CO3 == 2NH△
3↑+H2O↑+CO2↑
注意：多數銨鹽受熱分解都產生氨氣，但并不是所有銨鹽受熱都產生氨氣。
例如：2NH4NO3 == 2N△ 2↑+O2↑+H2O
6、NH4+的檢驗：
⑴NaOH溶液法：加入堿液后共熱，產生的氣體能使濕潤的紅色石蕊試紙變藍。
⑵堿石灰法：堿石灰與某物質的固體在研缽中研磨，產生的氣體能使濕潤的紅色石蕊試紙變藍。
六、極性分子和非極性分子
1、由同種原子形成的共價鍵是非極性鍵，如：H—H、Cl—Cl鍵； 由不同種原子形成的共價鍵是極性鍵，如：H–F、C=O鍵。
2、極性分子和非極性分子的判斷
⑴所有的雙原子單質都是非極性分子如H2、Cl2、N2 等，所有的雙原子化合物都是極性分子，如 HF、HCl等。
⑵多原子分子極性和非極性的判斷
經驗規則：由兩種元素組成的 形如Abn型的共價分子，當中心原子的化合價的絕對值等于最外層電子數時，分子一般是非極性的；反之，則為極性分子。
如常見的多原子非極性分子：CO2、CS2、BeCl2（直線型），BF3、BCl3、SO3（正三角型），CH4、CCl4（正四面體）；極性分子：CO、PCl3 等。
七、硝酸
1、物理性質：無色易揮發、低沸點，69%的為濃硝酸，98%的為發煙硝酸。
2、化學性質：
（1）強酸性：如稀硝酸可使石蕊試液變紅。
（2）不穩定性：見光或加熱易分解，硝酸濃度越大，越不穩定。
4HNO3 ====== 4NO△或光照
2↑+O2↑+2H2O
濃硝酸呈黃色是因為硝酸分解產生的NO2溶于硝酸中，所以應把它保存在棕色瓶中，并放在陰涼
處（注意不能用橡膠塞，因為硝酸會腐蝕橡膠）。
（3）強氧化性：硝酸越濃，氧化性越強，硝酸與金屬反應一般不放出氫氣。
3Cu + 8HNO3(稀) == 3Cu(NO3)2 + 2NO↑+ 4H2OHNO3既表現氧化性又表現還原性 Cu + 4HNO3(濃) == Cu(NO3)2 + NO2↑+ 2H2O HNO3既表現氧化性又表現還原性 C + 4HNO3（濃）== 4NO2↑+CO2↑+ 2H2OHNO3只表現氧化性 金屬與HNO3反應，HNO3既表現氧化性又表現還原性； 非金屬與HNO3反應，HNO3只表現氧化性
注意：
①鈍化：冷的濃硝酸和濃硫酸可使Fe、Al發生鈍化；可用鋁罐車運輸冷的濃硝酸或濃硫酸
②王水：體積比為1 : 3的濃硝酸和濃鹽酸的混合物，可溶解Au、Pt等不活潑金屬；
制取硝酸銅的最佳途徑是：Cu→CuO→Cu(NO3)2 （消耗硝酸最少，且不產生污染物），而用濃硝酸不僅消耗的硝酸最多，且產生最多污染氣體；稀硝酸次之。
3、硝酸實驗室制法：NaNO微熱
3 + H2SO4(濃) ==== NaHSO4 + HNO3↑
八、氧化還原反應方程式的配平
1、原則：化合價升降總數相等
2、步驟：劃好價→列變化→求總數→配系數→細檢查
3、有關氧化還原反應的計算：用電子守恒去做，注意格式
九、有關化學方程式的計算
（1）過量計算：先判斷誰過量，再按不足的進計行算，有時需要討論。
（2）多步反應的計算—關系法：先通過化學方程式或元素守恒找到關系式，再計算。
常見的關系式：工業制硫酸：S~H2SO4 (或FeS2~2H2SO4) 工業制硝酸：NH3~HNO3
第二章 化學平衡
一、化學反應速率
1意義：化學反應速率是表示化學反應快慢程度的物理量。
2表示方法：用單位時間內反應物濃度的減少或生成物濃度的增加來表示。 單位：mol/(L·min)或mol/(L·S)
3計算公式：v =△c/△t，v表示反應速率，△c表示變化的濃度，△t表示變化的時間。
①是某一段時間內的平均速率，而不是指瞬時速率。
②同一反應，可用不同物質表示，數值可以不同，但表示的意義相同。
4、特點③不能用固體（如CaCO3）或純液體（如H2O）來表示反應速率
④同一反應中，不同物質的速率之比等于相應的化學計量數（即系數）之比。 如化學反應mA（g）+ nB（g）= pC（g）+ qD（g）
v（A）∶v（B）∶v（C）∶v（D）=m∶n∶p∶q
注意：比較反應速率時，可將不同物質表示的速率轉換成同一物質表示的速率，再比較。
5、影響反應速率的因素
（1）內因：參加反應的物質的性質
（2）外因：同一化學反應，外界條件不同，反應速率不同。
①濃度：對氣體參加的反應或溶液中進行的反應有影響，其它條件一定時，增大反應物濃度，反應速率增大；減少反應物濃度，反應速率減少。
注意：純固體（如碳）、純液體（如水）沒有濃度變化，改變它們用量的多少，其v不變。但固體的表面積越大，則v增大。
②壓強：對于有氣體參加的反應，增大壓強，反應速率增大，減少壓強，反應速率減少。
注意：a增大壓強實際上是增加了氣態物質的濃度，因此壓強對v的影響實質上是反應物的濃度對v的影響。
b如果容器的體積固定不變，向體系中加入與反應無關的稀有氣體，雖然體系總壓強增大，但實際上各反應物濃度不變，故v不變。
ⅰ）恒溫時，增大壓強 引起 體積減小 引起 濃度增大 引起 反應速率加快
ⅱ）恒容時，
a、充入氣體反應物 引起 濃度增大 引起 反應速率加快
B、充入“惰氣” 引起 總壓增大，但各物質濃度不變 引起 反應速率不變
ⅲ）恒壓時，充入“惰氣” 引起 體積增大 引起 各反應物質濃度減小 引起 反應速率減慢
③溫度：對任何反應的速率都有影響，其他條件不變時，升溫，通常使反應速率增大；降溫，使反應速率減小。注意：一般每升高10℃，化學反應速率大約增大2～4倍。
④催化劑：催化劑可以成千上萬倍地增大反應速率。
a催化劑在反應前后本身質量和化學性質都不改變，但物理性質如顆粒大小、形狀可以改變。
b催化劑具有高效、專一性，但應防止催化劑中毒，工業生產上要對原料氣進行凈化處理。
二、化學平衡
1研究對象：可逆反應在一定條件下進行的程度問題
2定義：一定條件下的可逆反應，正、逆反應速率相等，反應混合物中各組分的濃度保持不變的狀態。
3本質：v正＝v逆≠0
4標志：平衡混合物中各物質濃度或百分含量保持不變。
5特點：逆、等、定、動、變、同
（1）判斷可逆反應達到平衡狀態的本質標志是v正＝v逆，即同一物質的消耗速率等于生成速率；其他標志還包括各組分的濃度、含量保持不變，有顏色的體系顏色不變等。
（2）化學平衡的有關計算
①常用公式：轉化率 = 已轉化量（n、C、V、m等）/轉化前總量 ×100% 產 率 = 實際產量/理論產量×100%
M = m總/n總（求平均摩爾質量）
阿伏加德羅定律的重要推論： 恒溫恒壓時：P1/P2 =n1/n2；恒溫橫容時：V1/V2=n1/n2
②常用方法：三行式解法、差量法
透徹理解化學平衡的六大特征--化學平衡標志的基礎：
1、逆：化學平衡研究的對象是可逆反應，可逆反應不能進行到底，即反應過程中反應物（生成物）不能全部轉化為生成物（反應物）。
2、動：達到平衡時，V（正）=V（逆）≠0，即化學平衡是動態平衡，正反應和逆反應仍在繼續進行。
3、等：V（正）=V（逆）＞0，它的具體含義有兩個方面：
①用同一種物質來表示反應速率時，該物質的生成速率與消耗速率相等。即單位時間內生成與消耗某反應物（生成物）的量相等。
②用不同種物質來表示反應速率時速率不一定相等，但必須符合兩方面 i）表示兩個不同的方向。
ii）速率之比=濃度的變化量之比=物質的量的變化量之比=化學方程式中相應的化學計量數之比
4、定：因為V（正）=V（逆）≠0，所以同一瞬間，同一物質的生成量等于消耗量。總的結果是混合體。系中各組成成分的物質的量、質量，物質的量濃度，各成分的百分含量（體積分數、質量分數）轉化率等不隨時間變化而變化。
5、變：改變影響化學平衡的條件，平衡就被破壞，正逆反應速率不再相等，平衡發生移動，直至建立新的平衡。
6化學平衡移動
（1）移動原因： 內因：參加反應的物質的性質; 外因：外界條件改變，使v正≠v逆
（2）移動方向：v正﹥v逆，向正反應方向移動；v正﹤v逆，向逆反應方向移動；v正= v逆，平衡不移動
（3）移動結果：反應速率、各組分濃度、百分含量發生一定的變化
（4）影響因素：濃度、壓強、溫度等，其規律符合平衡移動原理，即勒沙特列原理。
濃度：在其他條件不變時，增大反應物濃度或減小生成物濃度，平衡向正反應方向移動；減小反應物 濃度或增大生成物濃度，平衡向逆反應方向移動。
壓強：對于反應前后氣體總體積發生變化的反應，在其他條件不變時，增大壓強，會使平衡向體積縮小的方向移動；減小壓強，會使平衡向體積增大的方向移動。但對于反應前后氣體總體積不改變的反應，改變壓強平衡不移動。
溫度：在其他條件不變時，升高溫度，平衡向吸熱反應的方向移動；降低溫度，平衡向放熱反應的方向移動。
催化劑：催化劑能縮短達到化學平衡所需的時間，但不能使平衡移動
（5）勒沙特列原理：對于已達到平衡的系統（可以是化學平衡、溶解平衡或電離平衡等）， 如果改變影響平衡的一個條件（如濃度、壓強或溫度），平衡就向能夠減弱這種改變的方向移動。 注意：平衡移動的結果是使這種改變“減弱”，但并不能完全消除。
（6）化學平衡圖像問題：一看橫縱坐標的意義，二看曲線變化趨勢，三看關鍵點（起始點、最高點、最低點、拐點等），四看是否需要作輔助線（等溫線、等壓線）。
7、等效平衡：同一可逆反應在相同的反應條件（恒溫恒容或恒溫恒壓）下，無論從正反應開始還是從相應的逆反應開始，或者從相應的反應中間某一時刻開始，經過足夠的時間，反應都能達到平衡狀態，且化學平衡狀態完全相同，此即等效平衡原理。 等效平衡的三種情況：
⑴ 在恒溫恒容條件下，對于反應前后氣體分子數不等的可逆反應，只改變起始加入物質的量，若通過可逆反應的化學計量數換算成同一邊的物質的量與原平衡相同，則兩平衡等效。
⑵ 在恒溫恒容條件下，對于反應前后氣體分子數不變的可逆反應，只要反應物（或生成物）的物質的量的比例與原平衡相同，則兩平衡等效。
⑶ 在恒溫恒壓條件下，改變起始時加入物質的量，只要按化學計量數換算成同一邊的物質的量之比與原平衡相同，則兩平衡等效。
恒溫恒容條件
非等體積的反應，
“等量”加料，等效平衡；
等體積的反應， “等比”加料，等效平衡； 恒溫恒壓條件下，“等比”加料，等效平衡。 N2(g) + 3H2 (g)
NH3(g)
合 成 c(N2) ：c(H2) = 1:3 (便于循環)
氨 500℃ （加快化學反應速率，催化劑活性大） 條 20MPa～50Mpa （加快化學反應速率，提高轉化率） 件 （加快化學反應速率） 的選擇
第三章 電離平衡
一、強弱電解質的判斷
1、電解質和非電解質均指化合物，單質和混合物既不是電解質又不是非電解質。
2、判斷電解質的關鍵要看該化合物能否自身電離。如NH3、SO2等就不是電解質。
3、電解質的強弱要看它能否完全電離（在水溶液或熔化時），與其溶解性、導電性無關。
4、離子化合物都是強電解質如NaCl、BaSO4等；
共價化合物部分是強電解質如HCl、H2SO4等，部分是弱電解質如HF、CH3COOH、HCN、HNO2、H3PO4、H2SO3、H2CO3、HClO、NH3·H2O等，部分是非電解質如酒精、蔗糖等。
二、電離平衡
1、弱電解質才有電離平衡，如水：2H2O
H3O++OH–。
2、電離平衡的特征：等（v電離=v結合≠0）、動（動態平衡）、定（各微粒濃度一定）、變.
3、影響電離平衡的外界條件：溫度越高，濃度越小，越有利于電離。加入和弱電解質具有相同離子的強電解質，能抑制弱電解質的電離。
4、電離方程式：
（1）強電解質完全電離，用等號，如：HCl=H++Cl–NaHSO4 = Na++H++SO42–
（2）弱電解質部分電離，用可逆符號；多元弱酸分步電離，以第一步電離為主，電離級數越大越困難；
且各步電離不能合并。如: H3PO4
H++H2PO4– H2PO4–
H++HPO42– HPO42–
H++PO43–
三、水的離子積（Kw）
1、由水的電離方程式可知：任何情況下，水所電離出的H+與OH–的量相等。
2、Kw=c(H+)·c(OH–)，25℃時，Kw=1×10–14。Kw只與溫度有關，溫度越高，Kw越大。
四、溶液的pH
1、pH = –lg{c(H+)}，溶液的酸堿性與pH的關系（25℃）： 中性溶液：c（H＋）＝c（OH－）＝1×10–7mol／L pH＝7 ，
酸性溶液：c（H＋）>c（OH－） pH<7，
堿性溶液：c（H＋）<c（OH－） pH>7。pH越小，溶液酸性越強；
pH越大，溶液堿性越強。pH減小1，相當于c（H＋）增大10倍。
高二上化學知識點總結2
1、電解的原理
(1)電解的概念：
在直流電作用下，電解質在兩上電極上分別發生氧化反應和還原反應的過程叫做電解。電能轉化為化學能的裝置叫做電解池。
(2)電極反應：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，陽極發生氧化反應：2Cl-→Cl2↑+2e-。
陰極：與電源負極相連的電極稱為陰極，陰極發生還原反應：Na++e-→Na。
總方程式：2NaCl(熔)2Na+Cl2↑
2、電解原理的應用
(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：2NaCl+2H2O2NaOH+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溶液為電解質溶液。
陽極反應：Cu→Cu2++2e-，還發生幾個副反應
Zn→Zn2++2e-;Ni→Ni2++2e-
Fe→Fe2++2e-
Au、Ag、Pt等不反應，沉積在電解池底部形成陽極泥。
陰極反應：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溶液為電解質溶液。
陽極反應：Cu→Cu2++2e-
陰極反應：Cu2++2e-→Cu
高二上化學知識點總結3
書寫化學方程式的步驟一般有四步：
1.根據實驗事實，在式子的左、右兩邊分別寫出反應物和生成物的化學式，并在式子的左、右兩邊之間畫一條短線;當反應物或生成物有多種時，中間用加號(即“+”)連接起來.
2.配平化學方程式，并檢查后，將剛才畫的短線改寫成等號(表示式子左、右兩邊每一種元素原子的總數相等).
3.標明化學反應發生的條件(因為化學反應只有在一定的條件下才能發生);如點燃、加熱(常用“△”號表示)、催化劑、通電等.并且，一般都寫在等號的上面，若有兩個條件，等號上面寫一個下面寫一個，等等.
4.注明生成物中氣體或固體的狀態符號(即“↑”、“↓”);一般標注在氣體或固體生成物的化學式的右邊.但是，如果反應物和生成物中都有氣體或固體時，其狀態符號就不用標注了.
書寫文字表達式的步驟一般分為兩步：
1.根據實驗事實，將反應物和生成物的名稱分別寫在式子的左、右兩邊，并在式子的左、右兩邊之間標出一個指向生成物的箭頭(即“→”);當反應物或生成物有多種時，中間用加號(即“+”)連接起來.
2.標明化學反應發生的條件(因為化學反應只有在一定的條件下才能發生);如點燃、加熱、催化劑、通電等.并且，一般都寫在箭頭的上面，若有兩個條件，箭頭上面寫一個下面寫一個，等等.
書寫電離方程式的步驟一般也分為兩步：
1.在式子的左、右兩邊分別寫出反應物的化學式和電離產生的陰、陽離子符號，并在式子的左、右兩邊之間畫一條短線;陰、陽離子符號的中間用加號(即“+”)連接起來.
2.將陰、陽離子的原形的右下角的個數，分別配在陰、陽離子符號的前面，使陽離子和陰離子所帶的正、負電荷的總數相等(即溶液不顯電性);檢查好后，將剛才畫的短線改寫成等號即可.當然，也可以，根據陰、陽離子所帶的電荷數，利用最小公倍數法，在陰、陽離子符號的前面，配上適當的化學計量數，使陰、陽離子所帶的電荷總數相等(即溶液不顯電性).
高二上化學知識點總結4
一、水的離子積
純水大部分以H2O的分子形式存在，但其中也存在極少量的H3O+(簡寫成H+)和OH-，這種事實表明水是一種極弱的電解質。水的電離平衡也屬于化學平衡的一種，有自己的化學平衡常數。水的電離平衡常數是水或稀溶液中氫離子濃度和氫氧根離子濃度的乘積，一般稱作水的離子積常數，記做Kw。Kw只與溫度有關，溫度一定，則Kw值一定。溫度越高，水的電離度越大，水的離子積越大。
對于純水來說，在任何溫度下水仍然顯中性，因此c(H+)=c(OHˉ)，這是一個容易理解的知識點。當然，這種情況也說明中性和溶液中氫離子的濃度并沒有絕對關系，pH=7表明溶液為中性只適合于通常狀況的環境。此外，對于非中性溶液，溶液中的氫離子濃度和氫氧根離子濃度并不相等。但是在由水電離產生的氫離子濃度和氫氧根濃度一定相等。
二、其它物質對水電離的影響
水的電離不僅受溫度影響，同時也受溶液酸堿性的強弱以及在水中溶解的不同電解質的影響。H+和OHˉ共存，只是相對含量不同而已。溶液的酸堿性越強，水的電離程度不一定越大。
無論是強酸、弱酸還是強堿、弱堿溶液，由于酸電離出的H+、堿電離出的OHˉ均能使H2O=OHˉ+H+平衡向左移動，即抑制了水的電離，故水的電離程度將減小。
鹽溶液中水的電離程度：
①強酸強堿鹽溶液中水的電離程度與純水的電離程度相同;
②NaHSO4溶液與酸溶液相似，能抑制水的電離，故該溶液中水的電離程度比純水的電離程度小;
③強酸弱堿鹽、強堿弱酸鹽、弱酸弱堿鹽都能發生水解反應，將促進水的電離，故使水的電離程度增大。
三、水的電離度的計算
計算水的電離度首先要區分由水電離產生的氫離子和溶液中氫離子的不同，由水電離的氫離子濃度和溶液中的氫離子濃度并不是相等，由于酸也能電離出氫離子，因此在酸溶液中溶液的氫離子濃度大于水電離的氫離子濃度;同時由于氫離子可以和弱酸根結合，因此在某些鹽溶液中溶液的氫離子濃度小于水電離的氫離子濃度。只有無外加酸且不存在弱酸根的條件下，溶液中的氫離子才和水電離的氫離子濃度相同。溶液的氫離子濃度和水電離的氫氧根離子濃度也存在相似的關系。
因此計算水的電離度，關鍵是尋找與溶液中氫離子或氫氧根離子濃度相同的氫離子或氫氧根離子濃度。
我們可以得到下面的規律：
①在電離顯酸性溶液中，c(OHˉ)溶液=c(OHˉ)水=c(H+)水;
②在電離顯堿性溶液中，c(H+溶液=c(H+)水=c(OHˉ)水;
③在水解顯酸性的溶液中，c(H+)溶液=c(H+)水=c(OHˉ)水;
④在水解顯堿性的溶液中，c(OHˉ)溶液=c(OHˉ)水=c(H+)水。
并非所有已知pH值的溶液都能計算出水的電離度，比如CH3COONH4溶液中，水的電離度既不等于溶液的氫離子濃度，也不等于溶液的氫氧根離子濃度，因此在中學階段大家沒有辦法計算
高二上化學知識點總結5
一、硫及其化合物的性質
1.鐵與硫蒸氣反應：Fe+S△==FeS
2.銅與硫蒸氣反應：2Cu+S△==Cu2S
3.硫與濃硫酸反應：S+2H2SO4(濃)△==3SO2↑+2H2O
4.二氧化硫與硫化氫反應：SO2+2H2S=3S↓+2H2O
5.銅與濃硫酸反應：Cu+2H2SO4△==CuSO4+SO2↑+2H2O
6.二氧化硫的催化氧化：2SO2+O22SO3
7.二氧化硫與氯水的反應：SO2+Cl2+2H2O=H2SO4+2HCl
8.二氧化硫與氫氧化鈉反應：SO2+2NaOH=Na2SO3+H2O
9.硫化氫在充足的氧氣中燃燒：2H2S+3O2點燃===2SO2+2H2O
10.硫化氫在不充足的氧氣中燃燒：2H2S+O2點燃===2S+2H2O
二、鎂及其化合物的性質
1.在空氣中點燃鎂條：2Mg+O2點燃===2MgO
2.在氮氣中點燃鎂條：3Mg+N2點燃===Mg3N2
3.在二氧化碳中點燃鎂條：2Mg+CO2點燃===2MgO+C
4.在氯氣中點燃鎂條：Mg+Cl2點燃===MgCl2
5.海水中提取鎂涉及反應：
①貝殼煅燒制取熟石灰：CaCO3高溫===CaO+CO2↑CaO+H2O=Ca(OH)2
②產生氫氧化鎂沉淀：Mg2++2OH-=Mg(OH)2↓
③氫氧化鎂轉化為氯化鎂：Mg(OH)2+2HCl=MgCl2+2H2O
④電解熔融氯化鎂：MgCl2通電===Mg+Cl2↑
三、Cl-、Br-、I-離子鑒別：
1.分別滴加AgNO3和稀硝酸，產生白色沉淀的為Cl-;產生淺黃色沉淀的為Br-;產生黃色沉淀的為I-
2.分別滴加氯水，再加入少量四氯化碳，振蕩，下層溶液為無色的是Cl-;下層溶液為橙紅色的為Br-;下層溶液為紫紅色的為I-。
四、常見物質俗名
①蘇打、純堿：Na2CO3;
②小蘇打：NaHCO3;
③熟石灰：Ca(OH)2;
④生石灰：CaO;
⑤綠礬：FeSO4?7H2O;
⑥硫磺：S;
⑦大理石、石灰石主要成分：CaCO3;
⑧膽礬：CuSO4?5H2O;⑨石膏：CaSO4?2H2O;
⑩明礬：KAl(SO4)2?12H2O
五、鋁及其化合物的性質
1.鋁與鹽酸的反應：2Al+6HCl=2AlCl3+3H2↑
2.鋁與強堿的反應：2Al+2NaOH+6H2O=2Na[Al(OH)4]+3H2↑
3.鋁在空氣中氧化：4Al+3O2==2Al2O3
4.氧化鋁與酸反應：Al2O3+6HCl=2AlCl3+3H2O
5.氧化鋁與強堿反應：Al2O3+2NaOH+3H2O=2Na[Al(OH)4]
6.氫氧化鋁與強酸反應：Al(OH)3+3HCl=AlCl3+3H2O
7.氫氧化鋁與強堿反應：Al(OH)3+NaOH=Na[Al(OH)4]
8.實驗室制取氫氧化鋁沉淀：Al3++3NH3?H2O=Al(OH)3↓+3NH4+
六、硅及及其化合物性質
1.硅與氫氧化鈉反應：Si+2NaOH+H2O=Na2SiO3+2H2↑
2.硅與氫氟酸反應：Si+4HF=SiF4+H2↑
3.二氧化硅與氫氧化鈉反應：SiO2+2NaOH=Na2SiO3+H2O
4.二氧化硅與氫氟酸反應：SiO2+4HF=SiF4↑+2H2O
5.制造玻璃主要反應：SiO2+CaCO3高溫===CaSiO3+CO2↑SiO2+Na2CO3高溫===Na2SiO3+CO2↑
烴
烷烴CnH2n+2飽和鏈烴
烴烯烴CnH2n(n≥2)存在C=C
炔烴CnH2n-2(n≥2)存在C≡C
芳香烴：苯的同系物CnH2n-6(n≥6)
(1)有機物種類繁多的原因:
1.碳原子以4個共價鍵跟其它原子結合;
2.碳與碳原子之間，形成多種鏈狀和環狀的有機化合物;
3.同分異構現象
(2)有機物:多數含碳的化合物
(3)烴:只含C、H元素的'化合物
高二上化學知識點總結6
一、化學反應的速率
1、化學反應是怎樣進行的
(1)基元反應：能夠一步完成的反應稱為基元反應，大多數化學反應都是分幾步完成的。
(2)反應歷程：平時寫的化學方程式是由幾個基元反應組成的總反應。總反應中用基元反應構成的反應序列稱為反應歷程，又稱反應機理。
(3)不同反應的反應歷程不同。同一反應在不同條件下的反應歷程也可能不同，反應歷程的差別又造成了反應速率的不同。
2、化學反應速率
(1)概念：
單位時間內反應物的減小量或生成物的增加量可以表示反應的快慢，即反應的速率，用符號v表示。
(2)表達式：
(3)特點
對某一具體反應，用不同物質表示化學反應速率時所得的數值可能不同，但各物質表示的化學反應速率之比等于化學方程式中各物質的系數之比。
3、濃度對反應速率的影響
(1)反應速率常數(K)
反應速率常數(K)表示單位濃度下的化學反應速率，通常，反應速率常數越大，反應進行得越快。反應速率常數與濃度無關，受溫度、催化劑、固體表面性質等因素的影響。
(2)濃度對反應速率的影響
增大反應物濃度，正反應速率增大，減小反應物濃度，正反應速率減小。
增大生成物濃度，逆反應速率增大，減小生成物濃度，逆反應速率減小。
(3)壓強對反應速率的影響
壓強只影響氣體，對只涉及固體、液體的反應，壓強的改變對反應速率幾乎無影響。
壓強對反應速率的影響，實際上是濃度對反應速率的影響，因為壓強的改變是通過改變容器容積引起的。壓縮容器容積，氣體壓強增大，氣體物質的濃度都增大，正、逆反應速率都增加;增大容器容積，氣體壓強減小;氣體物質的濃度都減小，正、逆反應速率都減小。
4、溫度對化學反應速率的影響
(1)經驗公式
阿倫尼烏斯總結出了反應速率常數與溫度之間關系的經驗公式：
式中A為比例系數，e為自然對數的底，R為摩爾氣體常數量，Ea為活化能。
由公式知，當Ea>0時，升高溫度，反應速率常數增大，化學反應速率也隨之增大。可知，溫度對化學反應速率的影響與活化能有關。
(2)活化能Ea。
活化能Ea是活化分子的平均能量與反應物分子平均能量之差。不同反應的活化能不同，有的相差很大。活化能Ea值越大，改變溫度對反應速率的影響越大。
5、催化劑對化學反應速率的影響
(1)催化劑對化學反應速率影響的規律：
催化劑大多能加快反應速率，原因是催化劑能通過參加反應，改變反應歷程，降低反應的活化能來有效提高反應速率。
(2)催化劑的特點：
催化劑能加快反應速率而在反應前后本身的質量和化學性質不變。
催化劑具有選擇性。
催化劑不能改變化學反應的平衡常數，不引起化學平衡的移動，不能改變平衡轉化率。
高二上化學知識點總結7
1.化學平衡狀態的判定
作為一個高頻考點，多數同學認為稍有難度，其實要解決這個問題，我們只須記住兩點“一正一逆，符合比例”;“變量不變，平衡出現”。
2.化學平衡常數K
(1)K值的意義，表達式，及影響因素。
化學平衡常數的表達式是高考經常出現的考點，對大多數同學來說是一個得分點，簡單來說，K值等于“生成物與反應物平衡濃度冥的乘積之比”，只是我們一定不要把固體物質及溶劑的濃度表示進去就行了。
對于平衡常數K，我們一定要牢記，它的數值只受溫度的影響;對于吸熱反應和放熱反應來說，溫度對K值的影響也是截然相反的。
(2)K值的應用
比較可逆反應在某時刻的Q值(濃度商)與其平衡常數K之間的關系，判斷反應在某時刻的轉化方向及正、逆反應速率的相對大小。
利用K值受溫度影響而發生的變化情況，推斷可逆反應是放熱還是吸熱。
(3)K值的計算
K值等于平衡濃度冥的乘積之比，注意兩個字眼：一是平衡;二是濃度。一般情況下，這里的濃度不可用物質的量來代替，除非反應前后，各物質的系數都為1。
互逆的兩反應，K的取值為倒數關系;可逆反應的系數變為原來的幾倍，K值就變為原來的幾次方; 如反應3由反應1和反應2疊回而成，則反應3的K值等于反應1和反應2的K值之積。
例題：將固體NH4I置于密閉容器中，在一定溫度下發生下列反應：①NH4I(s)===NH3(g)+HI(g);②2HI(g)===H2(g)+I2(g)。達到平衡時，c(H2)=0.5 mol/L，c(HI)=4 mol/L，則此溫度下反應①的平衡常數為( )。
A.9 B.16 C.20 D.25
3.化學平衡的移動問題
依據勒夏特列原理進行判斷，一般的條件改變對平衡狀態的影響都很容易判斷。
惰性氣體的充入對平衡狀態的影響，對很多同學來說，往往會構成一個難點。其實只需要明白一點，這個問題就不難解決：影響平衡狀態的不是總壓強，而是反應體系所占的分壓強。恒容時，充入惰性氣體，總壓強增大(因惰性氣體占有一部分壓強)，但反應體系所占的分壓強卻沒有改變，平衡不移動;恒壓時，充入惰性氣體，總壓強不變，但惰性氣體占據了一部分壓強，因此反應體系的分壓強減小，平衡向著氣體物質的量增多的方向移動。
4.平衡移動與轉化率α、物質的量分數φ之間的關系
例如：對于N2+3H22NH3反應，在恒容體系中，如果增加N2的量，則會使平衡向右移動，α(H2)增大，α(N2)減小，φ(N2)增大。思考為什么?[H2轉化率增大很好理解，而N2轉化率減小，我們可以從平衡常數不變的角度去分析]{此種情況要從反應物濃度改變的角度去理解轉化率變化及物質的量分數的變化情況}
如果按照N2與H2的初始量之比，在恒容體系中同時增加N2與3H2的量，則平衡右移，α(H2)增大，α(N2)增大，φ(N2)減小。思考為什么?[按初始量之比同時增大反應物的量，相當于給體系增大壓強]{要從反應體系壓強改變的角度去理解各種量的變化情況}
思考對于2NO2N2O4，如果在恒容體系中，增大NO2的量，那么反應的最終α(NO2)會如何變化，φ(NO2)會如何變化?
5.圖像問題
(1)給出各種物質的物質的量變化曲線，或濃度變化曲線，寫化學方程式(依據系數比等于轉化量之比)
(2)根據某物質的百分含量，或者轉化率等在不同條件下隨時間的變化曲線，或者在不同溫度下隨壓強變化的曲線(也可能是不同壓強下了隨溫度變化的曲線)判斷反應的特點，即：反應是吸熱還是放熱;反應前后，氣體的物質的量是增加還是減少。
(3)根據正逆反應速率的變化情況，判斷條件的改變;或者給出條件的改變，畫出正逆反應速率的變化情況。(關鍵是把握住溫度、壓強、催化劑及濃度對反應速率及平衡狀態的影響情況。)
6.利用三段式進行有關轉化率、平衡常數等的計算(計算的核心在于：轉化量之比等于系數比)
例：2L密閉容器中，充入1mol N2和3molH2，3min后達到平衡狀態，此時壓強變為原來的4/5(或者平均分子量變為原來的5/4，或者恒壓體系中，密度變為原來的5/4)，求N2的平衡轉化率，平衡常數K，以及平衡時H2的物質的量分數;求NH3表示的反應速率。
7.等效平衡(達到平衡狀態時，兩體系對應物質的分數分別相同)
(1)恒容等效
等效條件：一邊倒之后，對應物質的量完全相等;等效特點：完全等效(兩體系達到等效平衡時，各對應物質的物質的量及濃度分別別相等。)
恒容條件下，在體系中①加入1molN2和3molH2②加入2molNH3③加入0.5molN2、1.5molH2和1molNH3(為什么會達到相同的平衡狀態，可從平衡常數的角度來解釋)④若加入0.3molN2、xmolH2和ymolNH3可達到與體系完全相同的平衡狀態，求x和y。
假設N2+3H22NH3 △H=-QKJ/mol，在恒容體系中，①加入1molN2和3molH2達平衡狀態時，放熱Q1,N2的轉化率為a②加入2molNH3達平衡狀態時，吸熱Q2，NH3的轉化率為b。問：Q1、Q2間的關系，a、b間的關系。
(2)恒壓等效
等效條件：一邊倒之后，各對應物質的比例關系相同;等效特點：等比等效(兩體系達到等效平衡時，對應物質的濃度相等，而物質的量成比例。)
恒壓條件下，N2+3H22NH3 ，體系①加入1molN2和4molH2,達平衡后，NH3的物質的量為nmol;體系②加入0.5molN2、xmolH2和ymolNH3，若要達平衡后，NH3的物質的量為2nmol，求x與y的值。
(3)針對反應前后氣體物質的量不變的反應的恒容等效
等效條件：一邊倒之后，各對應物質的比例關系相同;等效特點：等比等效(兩體系達到等效平衡時，對應物質的濃度成比例，各物質的量也成比例。)
高二上化學知識點總結8
少數含碳元素的化合物，如二氧化碳、碳酸、一氧化碳、碳酸鹽等不具有有機物的性質。
1.能使溴水(Br2/H2O)褪色的物質
(1)有機物
① 通過加成反應使之褪色：
② 通過取代反應使之褪色：酚類 、—C≡C—的不飽和化合物
注意：苯酚溶液遇濃溴水時，除褪色現象之外還產生白色沉淀。
③ 通過氧化反應使之褪色：含有—CHO(醛基)的有機物(有水參加反應) 注意：純凈的只含有—CHO(醛基)的有機物不能使溴的四氯化碳溶液褪色
④ 通過萃取使之褪色：液態烷烴、環烷烴、苯及其同系物、飽和鹵代烴、飽和酯
(2)無機物
① 通過與堿發生歧化反應
3Br2 + 6OH == 5Br + BrO3 + 3H2O或Br2 + 2OH == Br + BrO + H2O
② 與還原性物質發生氧化還原反應，如H2S、S、SO2、SO32、I、Fe 2---2+------
2.能使酸性高錳酸鉀溶液KMnO4/H+褪色的物質
(1)有機物：含有、—C≡C—、—OH(較慢)、—CHO的物質
與苯環相連的側鏈碳碳上有氫原子的苯的同系物(與苯不反應)
(2)無機物：與還原性物質發生氧化還原反應，如H2S、S、SO2、SO32、Br、I、Fe 2----2+
3.與Na反應的有機物：含有—OH、—COOH的有機物
與NaOH反應的有機物：常溫下，易與含有酚羥基、—COOH的有機物反應加熱時，能與鹵代烴、酯反應(取代反應)
與Na2CO3反應的有機物：含有酚羥基的有機物反應生成酚鈉和NaHCO3;含有—COOH的有機物反應生成羧酸鈉，并放出CO2氣體;
含有—SO3H的有機物反應生成磺酸鈉并放出CO2氣體。
與NaHCO3反應的有機物：含有—COOH、—SO3H的有機物反應生成羧酸鈉、磺酸鈉并放出等物質的量的CO2氣體。
4.與新制Cu(OH)2懸濁液(斐林試劑)的反應
(1)有機物：羧酸(中和)、甲酸(先中和，但NaOH仍過量，后氧化)、醛、還原性糖(葡萄糖、麥芽糖)、甘油等多羥基化合物。
(2)斐林試劑的配制：向一定量10%的NaOH溶液中，滴加幾滴2%的CuSO4溶液，得到藍色絮狀懸濁液(即斐林試劑)。
(3)反應條件：堿過量、加熱煮沸
(4)實驗現象：
① 若有機物只有官能團醛基(—CHO)，則滴入新制的氫氧化銅懸濁液中，常溫時無變化，加熱煮沸后有(磚)紅色沉淀生成;
② 若有機物為多羥基醛(如葡萄糖)，則滴入新制的氫氧化銅懸濁液中，常溫時溶解變成絳藍色溶液，加熱煮沸后有(磚)紅色沉淀生成;
(5)有關反應方程式：2NaOH + CuSO4 == Cu(OH)2↓+ Na2SO4
RCHO + 2Cu(OH)2HCHO + 4Cu(OH)2
RCOOH + Cu2O↓+ 2H2O CO2 + 2Cu2O↓+ 5H2O HOOC-COOH + 2Cu2O↓+ 4H2O
CO2 + Cu2O↓+ 3H2O
OHC-CHO + 4Cu(OH)2
HCOOH + 2Cu(OH)2
CH2OH(CHOH)4CHO + 2Cu(OH)2CH2OH(CHOH)4COOH + Cu2O↓+ 2H2O
5.銀鏡反應的有機物
(1)發生銀鏡反應的有機物：
含有—CHO的物質：醛、甲酸、甲酸鹽、甲酸酯、還原性糖(葡萄糖、麥芽糖等)
(2)銀氨溶液[Ag(NH3)2OH](多倫試劑)的配制：
向一定量2%的AgNO3溶液中逐滴加入2%的稀氨水至剛剛產生的沉淀恰好完全溶解消失。
(3)反應條件：堿性、水浴加熱 .......
若在酸性條件下，則有Ag(NH3)2+ + OH + 3H+ == Ag+ + 2NH4+ + H2O而被破壞。 -
(4)實驗現象：①反應液由澄清變成灰黑色渾濁;②試管內壁有銀白色金屬析出
(5)有關反應方程式：AgNO3 + NH3·H2O == AgOH↓ + NH4NO3
AgOH + 2NH3·H2O == Ag(NH3)2OH + 2H2O
銀鏡反應的一般通式：
RCHO + 2Ag(NH3)2OH
高二上化學知識點總結9
1、親電取代反應
芳香烴圖冊主要包含五個方面：鹵代：與鹵素及鐵粉或相應的三鹵化鐵存在的條件下，可以發生苯環上的H被取代的反應。鹵素的反應活性為：FClBrI不同的苯的衍生物發生的活性是：烷基苯苯苯環上有吸電子基的衍生物。
烷基苯發生鹵代的時候，如果是上述催化劑，可發生苯環上H取代的反應;如在光照條件下，可發生側鏈上的H被取代的反應。
應用：鑒別。(溴水或溴的四氯化碳溶液)如：鑒別：苯、己烷、苯乙烯。(答案：step1：溴水;step2：溴水、Fe粉)。
硝化：與濃硫酸及濃硝酸(混酸)存在的條件下，在水浴溫度為55攝氏度至60攝氏度范圍內，可向苯環上引入硝基，生成硝基苯。不同化合物發生硝化的速度同上。
磺化：與濃硫酸發生的反應，可向苯環引入磺酸基。該反應是個可逆的反應。在酸性水溶液中，磺酸基可脫離，故可用于基團的保護。烷基苯的磺化產物隨溫度變化：高溫時主要得到對位的產物，低溫時主要得到鄰位的產物。
F-C烷基化：條件是無水AlX3等Lewis酸存在的情況下，苯及衍生物可與RX、烯烴、醇發生烷基化反應，向苯環中引入烷基。這是個可逆反應，常生成多元取代物，并且在反應的過程中會發生C正離子的重排，常常得不到需要的產物。該反應當苯環上連接有吸電子基團時不能進行。如：由苯合成甲苯、乙苯、異丙苯。
F-C酰基化：條件同上。苯及衍生物可與RCOX、酸酐等發生反應，將RCO-基團引入苯環上。此反應不會重排，但苯環上連接有吸電子基團時也不能發生。如：苯合成正丙苯、苯乙酮。
親電取代反應活性小結：連接給電子基的苯取代物反應速度大于苯，且連接的給電子基越多，活性越大;相反，連接吸電子基的苯取代物反應速度小于苯，且連接的吸電子基越多，活性越小。
2、加成反應
與H2：在催化劑Pt、Pd、Ni等存在條件下，可與氫氣發生加成反應，最終生成環己烷。與Cl2：在光照條件下，可發生自由基加成反應，最終生成六六六。
3、氧化反應
苯本身難于氧化。但是和苯環相鄰碳上有氫原子的烴的同系物，無論R-的碳鏈長短，則可在高錳酸鉀酸性條件下氧化，一般都生成苯甲酸。而沒有α-H的苯衍生物則難以氧化。該反應用于合成羧酸，或者鑒別。現象：高錳酸鉀溶液的紫紅色褪去。
4、定位效應
兩類定位基鄰、對位定位基，又稱為第一類定位基，包含：所有的給電子基和鹵素。它們使新引入的基團進入到它們的鄰位和對位。給電子基使苯環活化，而X2則使苯環鈍化。
間位定位基，又稱為第二類定位基，包含：除了鹵素以外的所有吸電子基。它們使新引入的基團進入到它們的間位。它們都使苯環鈍化。
二取代苯的定位規則：原有兩取代基定位作用一致，進入共同定位的位置。如間氯甲苯等。原有兩取代基定位作用不一致，有兩種情況：兩取代基屬于同類，則由定位效應強的決定;若兩取代基屬于不同類時，則由第一類定位基決定。
高二上化學知識點總結10
1、各類有機物的通式、及主要化學性質
烷烴CnH2n+2僅含C—C鍵與鹵素等發生取代反應、熱分解、不與高錳酸鉀、溴水、強酸強堿反應
烯烴CnH2n含C==C鍵與鹵素等發生加成反應、與高錳酸鉀發生氧化反應、聚合反應、加聚反應
炔烴CnH2n-2含C≡C鍵與鹵素等發生加成反應、與高錳酸鉀發生氧化反應、聚合反應
苯(芳香烴)CnH2n-6與鹵素等發生取代反應、與氫氣等發生加成反應
(甲苯、乙苯等苯的同系物可以與高錳酸鉀發生氧化反應)
鹵代烴：CnH2n+1X
醇：CnH2n+1OH或CnH2n+2O有機化合物的性質，主要抓官能團的特性，比如，醇類中，醇羥基的性質：
1.可以與金屬鈉等反應產生氫氣，
2.可以發生消去反應，注意，羥基鄰位碳原子上必須要有氫原子，
3.可以被氧氣催化氧化，連有羥基的碳原子上必要有氫原子。
4.與羧酸發生酯化反應。
5.可以與氫鹵素酸發生取代反應。
6.醇分子之間可以發生取代反應生成醚。
苯酚：遇到FeCl3溶液顯紫色醛：CnH2nO羧酸：CnH2nO2酯：CnH2nO2
2、取代反應包括：鹵代、硝化、鹵代烴水解、酯的水解、酯化反應等;
3、最簡式相同的有機物，不論以何種比例混合，只要混和物總質量一定，完全燃燒生成的CO2、H2O及耗O2的量是不變的。恒等于單一成分該質量時產生的CO2、H2O和耗O2量。
4、可使溴水褪色的物質如下，但褪色的原因各自不同：
烯、炔等不飽和烴(加成褪色)、苯酚(取代褪色)、醛(發生氧化褪色)、有機溶劑[CCl4、氯仿、溴苯(密度大于水)，烴、苯、苯的同系物、酯(密度小于水)]發生了萃取而褪色。較強的無機還原劑(如SO2、KI、FeSO4等)(氧化還原反應)
5.能使高錳酸鉀酸性溶液褪色的物質有：
(1)含有碳碳雙鍵、碳碳叁鍵的烴和烴的衍生物、苯的同系物
(2)含有羥基的化合物如醇和酚類物質
(3)含有醛基的化合物
(4)具有還原性的無機物(如SO2、FeSO4、KI、HCl、H2O2
6.能與Na反應的有機物有：醇、酚、羧酸等——凡含羥基的化合物
7、能與NaOH溶液發生反應的有機物：
(1)酚：(2)羧酸：(3)鹵代烴(水溶液：水解;醇溶液：消去)(4)酯：(水解，不加熱反應慢，加熱反應快)(5)蛋白質(水解)
8.能發生水解反應的物質有：鹵代烴、酯(油脂)、二糖、多糖、蛋白質(肽)、鹽
9、能發生銀鏡反應的有：醛、甲酸、甲酸某酯、葡萄糖、麥芽糖(也可同Cu(OH)2反應)。
計算時的關系式一般為：—CHO——2Ag
注意：當銀氨溶液足量時，甲醛的氧化特殊：HCHO——4Ag↓+H2CO3
反應式為：HCHO+4[Ag(NH3)2]OH=(NH4)2CO3+4Ag↓+6NH3↑+211.
10、常溫下為氣體的有機物有：
分子中含有碳原子數小于或等于4的烴(新戊烷例外)、一氯甲烷、甲醛。
H2O
11.濃H2SO4、加熱條件下發生的反應有：
苯及苯的同系物的硝化、磺化、醇的脫水反應、酯化反應、纖維素的水解
12、需水浴加熱的反應有：
(1)、銀鏡反應
(2)、乙酸乙酯的水解
(3)苯的硝化
(4)糖的水解
凡是在不高于100℃的條件下反應，均可用水浴加熱。
13、解推斷題的特點是：抓住問題的突破口，即抓住特征條件(即特殊性質或特征反應)，如苯酚與濃溴水的反應和顯色反應，醛基的氧化反應等。但有機物的特征條件不多，因此還應抓住題給的關系條件和類別條件。關系條件能告訴有機物間的聯系，如A氧化為B，B氧化為C，則A、B、C必為醇、醛，羧酸類;又如烯、醇、醛、酸、酯的有機物的衍變關系，能給你一個整體概念。
14、烯烴加成烷取代，衍生物看官能團。
去氫加氧叫氧化，去氧加氫叫還原。
醇類氧化變-醛，醛類氧化變羧酸。
光照鹵代在側鏈，催化鹵代在苯環
高二上化學知識點總結11
1、組成元素、氨基酸的結構通式、氨基酸的種類取決于R基.
2、構成蛋白質的氨基酸種類20多種.
3、氨基酸脫水縮合形成蛋白質：肽鍵的書寫方式.
有幾個氨基酸就叫幾肽.
肽鍵的數目=失去的水=氨基酸數目-肽鏈條數(鏈狀多肽)
環狀多肽肽鍵數=氨基酸數=失去的水
分之質量的相對計算：蛋白質的分子量=氨基酸的平均分子量氨基酸數-18(氨基酸-肽鏈條數)
4、蛋白質種類多樣性的原因：
氨基酸的種類、數目、排序以及蛋白質的空間結構不同.核酸分為核糖核酸RNA和脫氧核糖酸DNA，核酸的基本單位是核苷酸，每條核苷酸是由一分子含氮堿基，一分子磷酸，一分子五碳糖，RNA是由堿基(A、G、C、U)，磷酸，核糖組成，DNA是由堿基(A、G、C、T)，磷酸和脫氧核糖組成
追答：
核苷酸是核酸的基本組成單位，核酸分為脫氧核糖核酸(DNA)和核糖核酸(RNA)所以核苷酸又分為脫氧核糖核苷酸(DNA基本組成單位)和核糖核苷酸(RNA基本組成單位)所謂的堿基(一般叫含氮的堿基)有6種{A(腺嘌呤)、C(胞嘧啶)、G(鳥嘌呤)、T(胸腺嘧啶)、U(尿嘧啶)｝。組成DNA的堿基有ACGT組成RNA的堿基有ACGUT是DNA所特有的，U是RNA所特有的。兩者共有的有ACG。
高二上化學知識點總結12
一、化學實驗安全
（1）做有毒氣體的實驗時，應在通風廚中進行，并注意對尾氣進行適當處理（吸收或點燃等）。進行易燃易爆氣體的實驗時應注意驗純，尾氣應燃燒掉或作適當處理。
（2）燙傷宜找醫生處理。
（3）濃酸撒在實驗臺上，先用Na2CO3（或NaHCO3）中和，后用水沖擦干凈。濃酸沾在皮膚上，宜先用干抹布拭去，再用水沖凈。濃酸濺在眼中應先用稀NaHCO3溶液淋洗，然后請醫生處理。
（4）濃堿撒在實驗臺上，先用稀醋酸中和，然后用水沖擦干凈。濃堿沾在皮膚上，宜先用大量水沖洗，再涂上硼酸溶液。濃堿濺在眼中，用水洗凈后再用硼酸溶液淋洗。
（5）鈉、磷等失火宜用沙土撲蓋。
（6）酒精及其他易燃有機物小面積失火，應迅速用濕抹布撲蓋。
二、混合物的分離和提純分離和提純的方法
過濾用于固液混合的分離一貼、二低、三靠如粗鹽的提純蒸餾提純或分離沸點不同的液體混合物防止液體暴沸，溫度計水銀球的位置，如石油的蒸餾中冷凝管中水的流向如石油的蒸餾萃取利用溶質在互不相溶的溶劑里的溶解度不同，用一種溶劑把溶質從它與另一種溶劑所組成的溶液中提取出來的方法選擇的萃取劑應符合下列要求：和原溶液中的溶劑互不相溶；對溶質的溶解度要遠大于原溶劑用四氯化碳萃取溴水里的溴、碘分液分離互不相溶的液體打開上端活塞或使活塞上的凹槽與漏斗上的水孔，使漏斗內外空氣相通。打開活塞，使下層液體慢慢流出，及時關閉活塞，上層液體由上端倒出如用四氯化碳萃取溴水里的溴、碘后再分液蒸發和結晶用來分離和提純幾種可溶性固體的混合物加熱蒸發皿使溶液蒸發時，要用玻璃棒不斷攪動溶液；當蒸發皿中出現較多的固體時，即停止加熱分離NaCl和KNO3混合物。
三、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）
六、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
七、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、
高二上化學知識點總結13
一、濃硫酸“五性”
酸性、強氧化性、吸水性、脫水性、難揮發性：
化合價不變只顯酸性
化合價半變既顯酸性又顯強氧化性
化合價全變只顯強氧化性
二、濃硝酸“四性”
酸性、強氧化性、不穩定性、揮發性：
化合價不變只顯酸性
化合價半變既顯酸性又顯強氧化性
化合價全變只顯強氧化性
三、烷烴系統命名法的步驟
(1)選主鏈，稱某烷
(2)編號位，定支鏈
(3)取代基，寫在前，注位置，短線連
(4)不同基，簡到繁，相同基，合并算
烷烴的系統命名法使用時應遵循兩個基本原則：
①最簡化原則
②明確化原則，主要表現在一長一近一多一小，即“一長”是主鏈要長，“一近”是編號起點離支鏈要近，“一多”是支鏈數目要多，“一小”是支鏈位置號碼之和要小，這些原則在命名時或判斷命名的正誤時均有重要的指導意義。
四、氧化還原反應配平
標價態、列變化、求總數、定系數、后檢查
一標出有變的元素化合價;
二列出化合價升降變化;
三找出化合價升降的最小公倍數，使化合價升高和降低的數目相等;
四定出氧化劑、還原劑、氧化產物、還原產物的系數;
五平：觀察配平其它物質的系數;
六查：檢查是否原子守恒、電荷守恒(通常通過檢查氧元素的原子數)，畫上等號。
高二上化學知識點總結14
氯及其化合物，SiO2+2NaOH==Na2SiO3+H2O，
①物理性質：通常是黃綠色、密度比空氣大、有刺激性氣味氣體，能溶于水，有毒。
②化學性質：氯原子易得電子，使活潑的非金屬元素。氯氣與金屬、非金屬等發生氧化還原反應，一般作氧化劑。與水、堿溶液則發生自身氧化還原反應，既作氧化劑又作還原劑。
拓展1、氯水：氯水為黃綠色，所含Cl2有少量與水反應(Cl2+H2O==HCl+HClO)，大部分仍以分子形式存在，其主要溶質是Cl2。新制氯水含Cl2、H2O、HClO、H+、Cl-、ClO-、OH-等微粒
拓展2、次氯酸：次氯酸(HClO)是比H2CO3還弱的酸，溶液中主要以HClO分子形式存在。是一種具有強氧化性(能殺菌、消毒、漂白)的易分解(分解變成HCl和O2)的弱酸。拓展3、漂白粉：次氯酸鹽比次氯酸穩定，容易保存，工業上以Cl2和石灰乳為原料制取漂白粉，其主要成分是CaCl2和Ca(ClO)2，有效成分是Ca(ClO)2，須和酸(或空氣中CO2)作用產生次氯酸，才能發揮漂白作用。
二氧化硫
①物理性質：無色，刺激性氣味，氣體，有毒，易液化，易溶于水(1：40)，密度比空氣大
②化學性質：
a、酸性氧化物：可與水反應生成相應的酸——亞硫酸(中強酸)：SO2+H2OH2SO3可與堿反應生成鹽和水：SO2+2NaOH==Na2SO3+H2O，SO2+Na2SO3+H2O==2NaHSO3b、具有漂白性：可使品紅溶液褪色，但是是一種暫時性的漂白
c、具有還原性：SO2+Cl2+2H2O==H2SO4+2HCl
高二上化學知識點總結15
高二化學知識點歸納
一、化學反應的熱效應。
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。
2.化學反應的焓變。
(1)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)。
(2)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。
3.反應焓變的計算。
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)]。
二、化學平衡。
1.化學反應速率。
(1)表達式：v=△c/△t。
(2)特點：對某一具體反應，用不同物質表示化學反應速率時所得的數值可能不同，但各物質表示的化學反應速率之比等于化學方程式中各物質的系數之比。
2.濃度對反應速率的影響。
(1)反應速率常數(K)。
反應速率常數(K)表示單位濃度下的化學反應速率，通常，反應速率常數越大，反應進行得越快。反應速率常數與濃度無關，受溫度、催化劑、固體表面性質等因素的影響。
(2)濃度對反應速率的影響。
增大反應物濃度，正反應速率增大，減小反應物濃度，正反應速率減小。
增大生成物濃度，逆反應速率增大，減小生成物濃度，逆反應速率減小。
3.溫度對化學反應速率的影響。
(1)經驗公式。
式中A為比例系數，e為自然對數的底，R為摩爾氣體常數量，Ea為活化能。
由公式知，當Ea&lt;0時，升高溫度，反應速率常數增大，化學反應速率也隨之增大。可知，溫度對化學反應速率的影響與活化能有關。
4.催化劑對化學反應速率的影響。
(1)催化劑對化學反應速率影響的規律：催化劑大多能加快反應速率，原因是催化劑能通過參加反應，改變反應歷程，降低反應的活化能來有效提高反應速率。
(2)催化劑的特點。
催化劑能加快反應速率而在反應前后本身的質量和化學性質不變。催化劑具有選擇性。催化劑不能改變化學反應的平衡常數，不引起化學平衡的移動，不能改變平衡轉化率。
三、苯C6H6。
1.物理性質：無色有特殊氣味的液體，密度比水小，有毒，不溶于水，易溶于有機溶劑，本身也是良好的有機溶劑。
2.苯的結構：C6H6(正六邊形平面結構)苯分子里6個C原子之間的鍵完全相同，碳碳鍵鍵能大于碳碳單鍵鍵能小于碳碳單鍵鍵能的2倍，鍵長介于碳碳單鍵鍵長和雙鍵鍵長之間鍵角120°。
3.化學性質。
(1)氧化反應：2C6H6+15O2=12CO2+6H2O(火焰明亮，冒濃煙)不能使酸性高錳酸鉀褪色。
(2)取代反應。
①鐵粉的作用：與溴反應生成溴化鐵做催化劑;溴苯無色密度比水大。
②苯與硝酸(用HONO2表示)發生取代反應，生成無色、不溶于水、密度大于水、有毒的油狀液體——硝基苯。+HONO2+H2O反應用水浴加熱，控制溫度在50—60℃，濃硫酸做催化劑和脫水劑。
(3)加成反應。
用鎳做催化劑，苯與氫發生加成反應，生成環己烷+3H2。
四、乙醇CH3CH2OH。
1.物理性質：無色有特殊香味的液體，密度比水小，與水以任意比互溶如何檢驗乙醇中是否含有水：加無水硫酸銅;如何得到無水乙醇：加生石灰，蒸餾。
2.結構：CH3CH2OH(含有官能團：羥基)。
3.化學性質。
(1)乙醇與金屬鈉的反應：2CH3CH2OH+2Na=2CH3CH2ONa+H2↑(取代反應)。
(2)乙醇的氧化反應。
①乙醇的燃燒：CH3CH2OH+3O2=2CO2+3H2O。
②乙醇的催化氧化反應2CH3CH2OH+O2=2CH3CHO+2H2O。
高考化學學習方法
1、抓主干
研究下高中化學書的目錄就會發現，其實化學教材的內容說起來也很簡單：元素周期表中的5個縱行〔Ⅰ，Ⅳ，Ⅴ，Ⅵ，Ⅶ〕，反應類型，平衡，有機。還是我前面多次提過的那個思想，得對化學到底學了些什么有個大體的概念，才能在現在已經算很較短的時間內有個更快更大的進步。還有前面在講數學時說的玩數學的方法，也可用在化學上的。
這樣的目的，是要抓住主干。只有主干知識過硬才不怕考題有多靈活，這同樣在數學和物理中也很重要，再羅嗦下，完全空中樓閣式靠大量練題而產生對各種題做法的認知，試圖借以彌補或代替夯實基礎的作用，是很難有質的進步的，也很容易出問題。但并不否定練題的必要和重要作用，練題也是提高應試能里的最重要途徑。用一個數學語言來解釋，基礎和練題都是提高成績的必要非充分條件
2、記零散
我當時是遇到一個零散的知識點就抄下來，有點記點，記憶也講方法把有顏色的沉淀溶液什么的歸納到一起記，其實說起來真的大家都知道，但是卻只有真的在堅持的人才能看到效果。
3、針對應試
分析試卷考點安排，提煉常考考點。由于各地試卷考點安排和常考考點不同，我就拿四川卷為例，8個選擇題，一般考點分別為：化學在前沿科學的應用，實驗，離子共存或反應，熱化學方程式，周期表與周期率，化學計算，平衡，溶液中離子濃度關系。每年的題都是如此安排的〔除地震那年特殊〕。發現了這個就可以在第二輪復習中找到重點了，后面的4個大題也一樣相當的有規律。
化學備考加分技巧
1、首先明確，任何化學反應，從元素周期表角度考慮
化學的反應原理都是最外電子層是否“飽和”的問題，物態的化合價基本符合元素周期表分規律，只有少數多化合價的，要抄下牢記。做一個專門學化學的筆記本，把“非常規”的記錄，包括所有反應的特殊顏色、氣體、沉淀、變價等值的注意的特殊反應和元素。
2、其次重點記錄，特殊元素，一定要牢記分清
特殊元素就是反應能產生特殊氣體、沉淀、顏色的元素，還有變價元素、組合元素(酸根)等，這些都高考化學的考點與解題入手點。在本博有歸納化學解題入手點大全，里面全都是特殊反應、易混知識點。希望大家自己總結，而不是認為有了這些內容，就高枕無憂。
3、運用比較，同中求異
在元素化合物中有一些元素化合物之間存在著相同點、不同點和相互聯系，容易引起混淆，對于這些物質，可采用比較法，進行綜合分析，一一進行對照比較分析，找出其共性和差異，以獲得牢固、系統、準確的知識。
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