高二上化学知识点总结

高二的学生们，你们还在为化学复习而头痛吗？下面小编整理了关于高二上学期化学知识点总结，希望对大家有帮助！

第一章 氮族元素

一、氮族元素

元素符号和名称：N（氮）、P（磷）、As（砷）、Sb（锑）、Bi（铋）

二、氮气（N2）

1、分子结构：NH3 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：通常情况下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。

N催化剂

放电 点燃

2+3H2 高温、高压 2NH

3 N2+O2 ====2NO 3Mg+N2==== Mg3N2Mg3N2+6H2O＝3Mg(OH)2↓+2NH3↑

4、氮的固定：将氮气转化成氮的化合物。

放电

分①自然固氮雷雨： NNO2HNO3 类 生物固氮：豆科植物的根瘤菌天然固氮。②人工固氮：合成氨工业

三、氮氧化物（N2O、NO、N2O3、NO2、N2O4、N2O5）

1．N2O5（硝酸酸酐）；N2O3（亚硝酸酸酐）；NO、NO2（主要的大气污染物） NO：无色气体，不溶于水，有毒，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； 2⑴ 3NO2。

Br2 + H2O H Br + H BrOH Br +AgNO3 ＝AgBr ↓+ H NO3

⑵ 水洗法：形成无色溶液为NO2，形成橙黄色溶液的为Br2。 NO2 + H2O ＝ 2 H NO3 + NO Br2 + H2O

H Br + H BrO

⑶ CCl4溶解法：分别通入CCl4溶剂中，形成橙红色溶液为Br2，另一种为NO2。

⑷ 冷却法：将盛有气体的容器冷却，颜色变浅的是NO2，有红棕色溶液产生的是Br2。 2NO2 (红棕色)

3．NO、NO

N2O4（无色）

2、O2溶于水的计算：

⑴ NO2和O2的混合气体溶于水时涉及的反应4NO2+O2+2H2O＝4HNO3X=V(NO2)/ V(O2) 反应情况

0<X<4 1="" o2x="4" x="">4/1 NO2过量，剩余气体为NO

⑵ NO和O2的混合气体溶于水时涉及的反应4NO+3O2+2H2O＝4HNO3X=V(NO)/ V(O2) 反应情况

0<X<4 3="" o2x="4" x="">4/3 NO过量，剩余气体为NO

四、磷

五、氨气（NH3）

1、物理性质：无色、有刺激性气味的气体，比空气轻，易液化(做致冷剂)，极易溶于水(1:700) 2、分子结构：NHH

3电子式： HN 结构式：（极性分子，三角锥型）

3、化学性质： H H

NH3+H2O

NH3·H2O

NH + OH–

4+⑴ NH△

3·H2O 〓 NH3 ↑+H2O （NH3·H2O不稳定，受热分解为NH3和H2O） ⑵ 氨水对金属有腐蚀作用，氨水盛放在玻璃容器、橡皮袋或陶瓷坛中。 ⑶ 氨水中微粒有三种分子，三种离子。

三种分子：NH3、H2O、NH3·H2O三种离子：NH4+ 、OH–、H+ NH3 + HCl＝NH4Cl(白烟，可用于检验氨气)

4NH3 + 5O2 催化剂====

4NO + 6H2O （氨的催化氧化）

△4、实验室制法（重点实验） 2NH4Cl + Ca(OH)2 == 2NH△

3↑+ CaCl2 + 2H2O 发生装置：固+固（加热）→气，与制△ O2相同 收集：向下排空气法．．．．．．

（不能用排水法） 检验：⑴用湿润的红色石蕊试纸靠近容器口（试纸变蓝）

⑵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、P2O5等干燥剂]

试管口塞一团棉花作用：⑴用稀硫酸浸湿的棉花吸收多余氨气，防止污染大气；

⑵防止氨气与空气形成对流，使收集的氨气更为纯净。 氨气的其他制法：⑴加热浓氨水；⑵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，与碱共热反应放出氨气。 NH△

4Cl == NH3↑+ HCl↑ (NH3+HCl＝NH4Cl) NH△ 4HCO3 == NH3↑+H2O↑+CO2↑

（NH4）2CO3 == 2NH△

3↑+H2O↑+CO2↑

注意：多数铵盐受热分解都产生氨气，但并不是所有铵盐受热都产生氨气。

例如：2NH4NO3 == 2N△ 2↑+O2↑+H2O

6、NH4+的检验：

⑴NaOH溶液法：加入碱液后共热，产生的气体能使湿润的红色石蕊试纸变蓝。

⑵碱石灰法：碱石灰与某物质的固体在研钵中研磨，产生的气体能使湿润的红色石蕊试纸变蓝。

六、极性分子和非极性分子

1、由同种原子形成的共价键是非极性键，如：H—H、Cl—Cl键； 由不同种原子形成的共价键是极性键，如：H–F、C=O键。 2、极性分子和非极性分子的判断

⑴所有的双原子单质都是非极性分子如H2、Cl2、N2 等，所有的双原子化合物都是极性分子，如 HF、HCl等。

⑵多原子分子极性和非极性的判断

经验规则：由两种元素组成的 形如Abn型的共价分子，当中心原子的化合价的绝对值等于最外层电子数时，分子一般是非极性的；反之，则为极性分子。

如常见的多原子非极性分子：CO2、CS2、BeCl2（直线型），BF3、BCl3、SO3（正三角型），CH4、CCl4（正四面体）；极性分子：CO、PCl3 等。

七、硝酸

1、物理性质：无色易挥发、低沸点，69%的为浓硝酸，98%的为发烟硝酸。

2、化学性质：

（1）强酸性：如稀硝酸可使石蕊试液变红。

（2）不稳定性：见光或加热易分解，硝酸浓度越大，越不稳定。

4HNO3 ====== 4NO△或光照

2↑+O2↑+2H2O

浓硝酸呈黄色是因为硝酸分解产生的NO2溶于硝酸中，所以应把它保存在棕色瓶中，并放在阴凉

处（注意不能用橡胶塞，因为硝酸会腐蚀橡胶）。

（3）强氧化性：硝酸越浓，氧化性越强，硝酸与金属反应一般不放出氢气。

3Cu + 8HNO3(稀) == 3Cu(NO3)2 + 2NO↑+ 4H2OHNO3既表现氧化性又表现还原性 Cu + 4HNO3(浓) == Cu(NO3)2 + NO2↑+ 2H2O HNO3既表现氧化性又表现还原性 C + 4HNO3（浓）== 4NO2↑+CO2↑+ 2H2OHNO3只表现氧化性 金属与HNO3反应，HNO3既表现氧化性又表现还原性； 非金属与HNO3反应，HNO3只表现氧化性

注意：①钝化：冷的浓硝酸和浓硫酸可使Fe、Al发生钝化；可用铝罐车运输冷的浓硝酸或浓硫酸 ②王水：体积比为1 : 3的浓硝酸和浓盐酸的混合物，可溶解Au、Pt等不活泼金属；

制取硝酸铜的最佳途径是：Cu→CuO→Cu(NO3)2 （消耗硝酸最少，且不产生污染物），而用浓硝酸不仅消耗的硝酸最多，且产生最多污染气体；稀硝酸次之。

3、硝酸实验室制法：NaNO微热

3 + H2SO4(浓) ==== NaHSO4 + HNO3↑

八、氧化还原反应方程式的配平 1、原则：化合价升降总数相等

2、步骤：划好价→列变化→求总数→配系数→细检查 3、有关氧化还原反应的计算：用电子守恒去做，注意格式 九、有关化学方程式的计算

（1）过量计算：先判断谁过量，再按不足的进计行算，有时需要讨论。

（2）多步反应的计算—关系法：先通过化学方程式或元素守恒找到关系式，再计算。

常见的关系式：工业制硫酸：S~H2SO4 (或FeS2~2H2SO4) 工业制硝酸：NH3~HNO3

第二章 化学平衡

一、化学反应速率

1．意义：化学反应速率是表示化学反应快慢程度的物理量。

2．表示方法：用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。 单位：mol/(L·min)或mol/(L·S)

3．计算公式：v =△c/△t，v表示反应速率，△c表示变化的浓度，△t表示变化的时间。

①是某一段时间内的平均速率，而不是指瞬时速率。

②同一反应，可用不同物质表示，数值可以不同，但表示的意义相同。

4、特点③不能用固体（如CaCO3）或纯液体（如H2O）来表示反应速率

④同一反应中，不同物质的速率之比等于相应的化学计量数（即系数）之比。 如化学反应mA（g）+ nB（g）= pC（g）+ qD（g）

v（A）∶v（B）∶v（C）∶v（D）=m∶n∶p∶q

注意：比较反应速率时，可将不同物质表示的速率转换成同一物质表示的速率，再比较。 5、影响反应速率的因素

（1）内因：参加反应的物质的性质

（2）外因：同一化学反应，外界条件不同，反应速率不同。

①浓度：对气体参加的反应或溶液中进行的反应有影响，其它条件一定时，增大反应物浓度，反应速率增大；减少反应物浓度，反应速率减少。

注意：纯固体（如碳）、纯液体（如水）没有浓度变化，改变它们用量的多少，其v不变。但固体的表面积越大，则v增大。

②压强：对于有气体参加的反应，增大压强，反应速率增大，减少压强，反应速率减少。

注意：a．增大压强实际上是增加了气态物质的浓度，因此压强对v的影响实质上是反应物的浓度对v的影响。

b．如果容器的体积固定不变，向体系中加入与反应无关的稀有气体，虽然体系总压强增大，但实际上各反应物浓度不变，故v不变。

ⅰ）恒温时，增大压强 引起 体积减小 引起 浓度增大 引起 反应速率加快 ⅱ）恒容时，a、充入气体反应物 引起 浓度增大 引起 反应速率加快

B、充入“惰气” 引起 总压增大，但各物质浓度不变 引起 反应速率不变

ⅲ）恒压时，充入“惰气” 引起 体积增大 引起 各反应物质浓度减小 引起 反应速率减慢 ③温度：对任何反应的速率都有影响，其他条件不变时，升温，通常使反应速率增大；

降温，使反应速率减小。注意：一般每升高10℃，化学反应速率大约增大2～4倍。

④催化剂：催化剂可以成千上万倍地增大反应速率。

a．催化剂在反应前后本身质量和化学性质都不改变，但物理性质如颗粒大小、形状可以改变。 b．催化剂具有高效、专一性，但应防止催化剂中毒，工业生产上要对原料气进行净化处理。

二、化学平衡

1．研究对象：可逆反应在一定条件下进行的程度问题

2．定义：一定条件下的可逆反应，正、逆反应速率相等，反应混合物中各组分的浓度保持不变的状态。 3．本质：v正＝v逆≠0

4．标志：平衡混合物中各物质浓度或百分含量保持不变。 5．特点：逆、等、定、动、变、同

（1）判断可逆反应达到平衡状态的本质标志是v正＝v逆，即同一物质的消耗速率等于生成速率；其他标志还包括各组分的浓度、含量保持不变，有颜色的体系颜色不变等。 （2）化学平衡的有关计算

①常用公式：转化率 = 已转化量（n、C、V、m等）/转化前总量 ×100% 产 率 = 实际产量/理论产量×100%

M = m总/n总（求平均摩尔质量）

阿伏加德罗定律的重要推论： 恒温恒压时：P1/P2 =n1/n2；恒温横容时：V1/V2=n1/n2 ②常用方法：三行式解法、差量法

透彻理解化学平衡的六大特征--化学平衡标志的基础：

1、逆：化学平衡研究的对象是可逆反应，可逆反应不能进行到底，即反应过程中反应物（生成物）不能全部转化为生成物（反应物）。

2、动：达到平衡时，V（正）=V（逆）≠0，即化学平衡是动态平衡，正反应和逆反应仍在继续进行。 3、等：V（正）=V（逆）＞0，它的具体含义有两个方面：

①用同一种物质来表示反应速率时，该物质的生成速率与消耗速率相等。即单位时间内生成与消耗某反应物（生成物）的量相等。

②用不同种物质来表示反应速率时速率不一定相等，但必须符合两方面 i）表示两个不同的方向。

ii）速率之比=浓度的变化量之比=物质的量的'变化量之比=化学方程式中相应的化学计量数之比 4、定：因为V（正）=V（逆）≠0，所以同一瞬间，同一物质的生成量等于消耗量。总的结果是混合体．．．系中各组成成分的物质的量、质量，物质的量浓度，各成分的百分含量（体积分数、质量分数）．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．，转．化率等不随时间变化而变化．．．．．．．．．．．．

。 5、变：改变影响化学平衡的条件，平衡就被破坏，正逆反应速率不再相等，平衡发生移动，直至建立新的平衡。 6．化学平衡移动

（1）移动原因： 内因：参加反应的物质的性质; 外因：外界条件改变，使v正≠v逆

（2）移动方向：v正﹥v逆，向正反应方向移动；v正﹤v逆，向逆反应方向移动；v正= v逆，平衡不移动 （3）移动结果：反应速率、各组分浓度、百分含量发生一定的变化

（4）影响因素：浓度、压强、温度等，其规律符合平衡移动原理，即勒沙特列原理。

浓度：在其他条件不变时，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；减小反应物 浓度或增大生成物浓度，平衡向逆反应方向移动。

压强：对于反应前后气体总体积发生变化的反应，在其他条件不变时，增大压强，会使平衡向体积缩小的方向移动；减小压强，会使平衡向体积增大的方向移动。但对于反应前后气体总体积不改变的反应，改变压强平衡不移动。

温度：在其他条件不变时，升高温度，平衡向吸热反应的方向移动；降低温度，平衡向放热反应的方向移动。

催化剂：催化剂能缩短达到化学平衡所需的时间，但不能使平衡移动

（5）勒沙特列原理：对于已达到平衡的系统（可以是化学平衡、溶解平衡或电离平衡等）， 如果改变影响平衡的一个条件（如浓度、压强或温度），平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。 注意：平衡移动的结果是使这种改变“减弱”，但并不能完全消除。

（6）化学平衡图像问题：一看横纵坐标的意义，二看曲线变化趋势，三看关键点（起始点、最高点、最低点、拐点等），四看是否需要作辅助线（等温线、等压线）。

7、等效平衡：同一可逆反应在相同的反应条件（恒温恒容或恒温恒压）下，无论从正反应开始还是从相应的逆反应开始，或者从相应的反应中间某一时刻开始，经过足够的时间，反应都能达到平衡状态，且化学平衡状态完全相同，此即等效平衡原理。 等效平衡的三种情况：

⑴ 在恒温恒容条件下，对于反应前后气体分子数不等的可逆反应，只改变起始加入物质的量，若通过可逆反应的化学计量数换算成同一边的物质的量．．．．与原平衡相同．．．．．，则两平衡等效．．．．．

。 ⑵ 在恒温恒容条件下，对于反应前后气体分子数不变的可逆反应，只要反应物（或生成物）的物质的量的比例与原平衡相同，则两平衡等效。

⑶ 在恒温恒压条件下，改变起始时加入物质的量，只要按化学计量数换算成同一边的物质的量之比与原平衡相同，则两平衡等效。

恒温恒容条件

非等体积的反应，

“等量”加料，等效平衡；

等体积的反应， “等比”加料，等效平衡； 恒温恒压条件下，“等比”加料，等效平衡。 N2(g) + 3H2 (g)

NH3(g)

合 成 c(N2) ：c(H2) = 1:3 (便于循环)

氨 500℃ （加快化学反应速率，催化剂活性大） 条 20MPa～50Mpa （加快化学反应速率，提高转化率） 件 （加快化学反应速率） 的选择

第三章 电离平衡

一、强弱电解质的判断

1、电解质和非电解质均指化合物，单质和混合物既不是电解质又不是非电解质。 2、判断电解质的关键要看该化合物能否自身电离。如NH3、SO2等就不是电解质。

3、电解质的强弱要看它能否完全电离（在水溶液或熔化时），与其溶解性、导电性无关。4、离子化合物都是强电解质如NaCl、BaSO4等；

共价化合物部分是强电解质如HCl、H2SO4等，部分是弱电解质如HF、CH3COOH、HCN、HNO2、H3PO4、H2SO3、H2CO3、HClO、NH3·H2O等，部分是非电解质如酒精、蔗糖等。

二、电离平衡

1、弱电解质才有电离平衡，如水：2H2O

H3O++OH–。

2、电离平衡的特征：等（v电离=v结合≠0）、动（动态平衡）、定（各微粒浓度一定）、变

3、影响电离平衡的外界条件：温度越高，浓度越小，越有利于电离。加入和弱电解质具有相同离子的强电解质，能抑制弱电解质的电离。 4、电离方程式：

（1）强电解质完全电离，用等号，如：HCl=H++Cl–NaHSO4 = Na++H++SO42–

（2）弱电解质部分电离，用可逆符号；多元弱酸分步电离，以第一步电离为主，电离级数越大越困难；

且各步电离不能合并。如: H3PO4

H++H2PO4– H2PO4–

H++HPO42– HPO42–

H++PO43–

三、水的离子积（Kw）

1、由水的电离方程式可知：任何情况下，水所电离出的H+与OH–的量相等。

2、Kw=c(H+)·c(OH–)，25℃时，Kw=1×10–14。Kw只与温度有关，温度越高，Kw越大。 四、溶液的pH

1、pH = –lg{c(H+)}，溶液的酸碱性与pH的关系（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，

碱性溶液：c（H＋）< c（OH－） pH>7。pH越小，溶液酸性越强；pH越大，溶液碱性越强。pH减小1，相当于c（H＋）增大10倍。