高中化學重要的知識點歸納匯總
化學是一門基礎性、創造性和實用性的學科，高中要學習的化學內容是非常多的，而且也有一定的學習難度，那么高中階段有哪些化學知識需要掌握好呢?下面是百分網小編為大家整理的高中化學知識點總結，希望對大家有用!
高中化學必背知識
一、化學能轉化為電能——電池
1、原電池的工作原理
(1)原電池的概念：
把化學能轉變為電能的裝置稱為原電池。
(2)Cu-Zn原電池的工作原理：
為Cu-Zn原電池，其中Zn為負極，Cu為正極，構成閉合回路后的現象是：Zn片逐漸溶解，Cu片上有氣泡產生，電流計指針發生偏轉。該原電池反應原理為：Zn失電子，負極反應為：Zn→Zn2++2e-;Cu得電子，正極反應為：2H++2e-→H2。電子定向移動形成電流。總反應為：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、化學電源
(1)鋅錳干電池
負極反應：Zn→Zn2++2e-;
正極反應：2NH4++2e-→2NH3+H2;
(2)鉛蓄電池
負極反應：Pb+SO42-=PbSO4+2e-
正極反應：PbO2+4H++SO42-+2e-=PbSO4+2H2O
放電時總反應：Pb+PbO2+2H2SO4=2PbSO4+2H2O。
充電時總反應：2PbSO4+2H2O=Pb+PbO2+2H2SO4。
(3)氫氧燃料電池
負極反應：2H2+4OH-→4H2O+4e-
正極反應：O2+2H2O+4e-→4OH-
電池總反應：2H2+O2=2H2O
二、電能轉化為化學能——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)=(電解)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
3、金屬的腐蝕與防護
(1)金屬腐蝕
金屬表面與周圍物質發生化學反應或因電化學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，電極反應為：Fe→Fe2++2e-。水膜中溶解的氧氣被還原，正極反應為：O2+2H2O+4e-→4OH-，該腐蝕為“吸氧腐蝕”，總反應為：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分解轉化為鐵銹。若水膜在酸度較高的.環境下，正極反應為：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。
高中化學考點知識
一、離子反應
1、離子反應發生的條件
(1)生成沉淀
既有溶液中的離子直接結合為沉淀，又有沉淀的轉化。
(2)生成弱電解質
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)發生氧化還原反應
強氧化性的離子與強還原性離子易發生氧化還原反應，且大多在酸性條件下發生。
2、離子反應能否進行的理論判據
(1)根據焓變與熵變判據
對ΔH-TΔS<0的離子反應，室溫下都能自發進行。
(2)根據平衡常數判據
離子反應的平衡常數很大時，表明反應的趨勢很大。
3、離子反應的應用
(1)判斷溶液中離子能否大量共存
相互間能發生反應的離子不能大量共存，注意題目中的隱含條件。
(2)用于物質的定性檢驗
根據離子的特性反應，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。
硬水的形成及軟化涉及到的離子反應較多，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↓
二、沉淀溶解平衡
1、沉淀溶解平衡與溶度積
(1)概念
當固體溶于水時，固體溶于水的速率和離子結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，稱為沉淀溶解平衡。其平衡常數叫做溶度積常數，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只與難溶電解質的性質和溫度有關，與沉淀的量無關，且溶液中離子濃度的變化能引起平衡移動，但并不改變溶度積。
Ksp反映了難溶電解質在水中的溶解能力。
2、沉淀溶解平衡的應用
(1)沉淀的溶解與生成
根據濃度商Qc與溶度積Ksp的大小比較，規則如下：
Qc=Ksp時，處于沉淀溶解平衡狀態。
Qc>Ksp時，溶液中的離子結合為沉淀至平衡。
Qc
(2)沉淀的轉化
根據溶度積的大小，可以將溶度積大的沉淀可轉化為溶度積更小的沉淀，這叫做沉淀的轉化。沉淀轉化實質為沉淀溶解平衡的移動。
高中化學知識口訣
1.鹽類水解規律口訣
無“弱”不水解，誰“弱”誰水解;
越“弱”越水解，都“弱”雙水解;
誰“強”顯誰性，雙“弱”由K定。
2.鹽類溶解性表規律口訣
鉀、鈉銨鹽都可溶，硝鹽遇水影無蹤;
硫(酸)鹽不溶鉛和鋇，氯(化)物不溶銀、亞汞。
3.原電池
兩種金屬作兩極，浸入一定電解液，
再用導線來聯接，產生電流瞬時即，
活潑金屬電子失，電子流出稱負極，
化學能量變電能，原始電池創奇跡。
4.電極
電池須稱正負極，電解(池)則稱陰陽極。
電解接負稱陰極，電子流從陰極出;
電解接正稱陽極，離子氧化在陽極。
氧化、還原在何極?正負陰陽均須記。
5.電解規律口訣1
惰性材料作電極，兩極接通直流電。
含氧酸，可溶堿，活動金屬含氧鹽，電解實為電解水。
無氧酸電解自身解，pH變大濃度減。
活動金屬無氧鹽，電解得到相應堿。
不活動金屬無氧鹽，成鹽元素兩極見;
不活動金屬含氧鹽，電解得到相應酸。
非惰性材料作電極，既然電解又精煉;
鍍件金屬作陰極，鍍層金屬陽極連;
陽粗陰純為精煉，電解液含相應鹽。
電解都有共同點，陽極氧化陰還原。
6.電解規律口訣2
惰性材料作電極，兩極接通直流電。
含氧酸，可溶堿，活動金屬含氧鹽，
H+和OH—都放電，溶液中水漸減。
無氧酸，自身解，pH值變大濃度減。
活動金屬無氧鹽，電解得到相應堿。不活動金屬無氧鹽，成鹽元素兩極見;
不活動金屬含氧鹽，電解得到相應酸。非惰性材料作電極，既然電解又精煉;
鍍件金屬作陰極，鍍層金屬陽極連;陽粗陰純為精煉，電解液含相應鹽。
電解都有共同點，陽極氧化陰極還。
7.等效平衡
“等效平衡”是指在相同條件下的同一可逆反應里，建立的兩個或多個化學平衡中，各同種物質的百分數相同，這些化學平衡均屬等效平衡，其核心是“各同種物質的百分數相同”。
“等效平衡”常見的有恒溫恒壓和恒溫恒容兩種情形，其口訣可概括為：等壓比相等;等容量相等，但若系(氣體系數)不變，可為比相等【三種情況前提：等T】。
8.酸堿指示劑
石蕊，酚酞，甲基橙，“指示”溶液酸堿性。
溶液性呈酸、中、堿，石蕊色變紅、紫、藍。
溶液從堿到“中”、“酸”，酚酞由紅變“無色”，
變化范圍10至8，①堿性“滴”液它直測。②
從酸到堿怎知曉?甲基橙顯紅橙黃;
變色范圍3至4，酸性“滴”液它可試。
注：①10和8指溶液的pH值。
②“滴液”指中和滴定達到等當點的溶液。
9.中和滴定1
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