高中化学知识点总结及公式大全 高中化学重要知识点总结归纳

高中化学重要知识点总结归纳

　　对于高中化学的学习，我们必须准确记住每一种物质典型的物理、化学性质并能顺利写出相应的化学方程式，理解并记住几个常用的解题方法和基本的实验操作。下面是百分网小编为大家整理的高中化学必备的知识点，希望对大家有用!

　　高中化学必修二知识点

　　化学反应的速率和限度

　　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)

　　高中化学考点知识点

　　无机物

　　1.金属钠、钾存放在煤油中

　　2.钠是质软、密度小、熔点低

　　3.过氧化钠为淡黄色固体，可作供氧剂。

　　4.氢氧化钠溶液在存放时不能使用玻璃塞。

　　5.碳酸钠与碳酸氢钠的比较:

化学式Na2CO3NaHCO3俗名苏打、纯碱小苏打色、态白色粉末白色晶体水溶性相同条件下，溶解性Na2CO3>NaHCO3同浓度时，水溶液碱性Na2CO3>NaHCO3使酚酞变红，溶液呈碱性。使酚酞变浅红，溶液呈较弱的碱性.与酸反应反应较慢Na2CO3+2HCl=2NaCl+H2O+CO2↑反应迅速NaHCO3+HCl=NaCl+CO2↑+H2OCO32-+2H+=H2O+CO2↑HCO3-+H+=CO2+H2O与CaCl2溶液反应Na2CO3+ CaCl2=CaCO3↓+2NaCl有白色沉淀生成不反应与碱不反应NaHCO3+NaOH=Na2CO3+H2O与石灰水反应：生成CaCO3沉淀与石灰水反应：生成CaCO3沉淀与CO2Na2CO3+ CO2+H2O=2NaHCO3不反应热稳定性热稳定性：Na2CO3>NaHCO3稳定，加热不分解。2NaHCO3 = Na2CO3+H2O+CO2↑（加热）相互转化Na2CO3+ CO2+H2O=2NaHCO3(溶液)2NaHCO3=Na2CO3+CO2↑+H2O（加热）用途工业原料等（玻璃、造纸）制灭火剂、中和胃酸、制糕点等

　　6.除杂Na2CO3(NaHCO

　　7.除杂NaHCO3(Na2CO3)方法：通CO

　　8.氯水存放在棕色瓶中9.离子检验

　　Cl-:稀HNO3和AgNO3 产生白色沉淀： Cl-+Ag+=AgCl↓

　　SO42-:稀HCl和BaCl2;加稀盐酸无明显现象，滴入BaCl2溶液有白色沉淀;SO42-+Ba2+=BaSO4↓

　　Fe3+:KSCN溶液,溶液呈红色

　　Fe2+:先加KSCN溶液,再加氯水,先无明显变化，后溶液呈红色,2Fe2++Cl2=2Fe3++2Cl-

　　NH4+:NaOH溶液，加热,湿润红色石蕊试纸,试纸变蓝 NH4+ +OH-=NH3↑+H2O

　　Na+:焰色反应,火焰呈黄色

　　K+:焰色反应,透过蓝色钴玻璃，火焰呈紫色

　　Al3+Al3++3OH-=Al(OH)3↓，Al(OH)3+ OH-= AlO2-+2H2O

　　高中化学基础知识点

　　一、混合液的pH值计算方法公式

　　1、强酸与强酸的混合：(先求[H+]混：将两种酸中的H+离子物质的量相加除以总体积，再求其它)

　　[H+]混 =([H+]1V1+[H+]2V2)/(V1+V2)

　　2、强碱与强碱的混合：(先求[OH-]混：将两种酸中的OH离子物质的量相加除以总体积，再求其它)

　　[OH-]混=([OH-]1V1+[OH-]2V2)/(V1+V2)

　　(注意 :不能直接计算[H+]混)

　　3、强酸与强碱的混合：(先据H+ + OH- ==H2O计算余下的H+或OH-，①H+有余，则用余下的H+数除以溶液总体积求[H+]混;OH-有余，则用余下的OH-数除以溶液总体积求[OH-]混，再求其它)

　　二、稀释过程溶液pH值的变化规律：

　　1、强酸溶液：稀释10n倍时，pH稀=pH原+ n(但始终不能大于或等于7)

　　2、弱酸溶液：稀释10n倍时，pH稀〈pH原+n(但始终不能大于或等于7)

　　3、强碱溶液：稀释10n倍时，pH稀= pH原-n (但始终不能小于或等于7)

　　4、弱碱溶液：稀释10n倍时，pH稀〉pH原-n (但始终不能小于或等于7)

　　5、不论任何溶液，稀释时pH均是向7靠近(即向中性靠近);任何溶液无限稀释后pH均接近7

　　6、稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢，强酸、强碱变化得快。

　　三、强酸(pH1)强碱(pH2)混和计算规律

　　1、若等体积混合

　　pH1+pH2=14，则溶液显中性pH=7

　　pH1+pH2≥15，则溶液显碱性pH=pH2-0.3

　　pH1+pH2≤13，则溶液显酸性pH=pH1+0.3

　　2、若混合后显中性

　　pH1+pH2=14，V酸：V碱=1：1