高二化學知識總結

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高二化學知識總結精選篇1

1、化學反應的速率

（1)概念：化學反應速率通常用單位時間內反應物濃度的減少量或生成物濃度的增加量（均取正值)來表示。

計算公式：

①單位：mol/（L·s)或mol/（L·min)

②B為溶液或氣體，若B為固體或純液體不計算速率。

③以上所表示的是平均速率，而不是瞬時速率。

④重要規律：

速率比=方程式系數比

變化量比=方程式系數比

（2)影響化學反應速率的因素：

內因：由參加反應的物質的結構和性質決定的（主要因素)。

外因：①溫度：升高溫度，增大速率

②催化劑：一般加快反應速率（正催化劑)

③濃度：增加C反應物的濃度，增大速率（溶液或氣體才有濃度可言)

④壓強：增大壓強，增大速率（適用于有氣體參加的反應)

⑤其它因素：如光（射線)、固體的表面積（顆粒大小)、反應物的狀態（溶劑)、原電池等也會改變化學反應速率。

2、化學反應的限度——化學平衡

（1)在一定條件下，當一個可逆反應進行到正向反應速率與逆向反應速率相等時，反應物和生成物的濃度不再改變，達到表面上靜止的一種“平衡狀態”，這就是這個反應所能達到的限度，即化學平衡狀態。

化學平衡的移動受到溫度、反應物濃度、壓強等因素的影響。催化劑只改變化學反應速率，對化學平衡無影響。

在相同的條件下同時向正、逆兩個反應方向進行的反應叫做可逆反應。通常把由反應物向生成物進行的反應叫做正反應。而由生成物向反應物進行的反應叫做逆反應。

在任何可逆反應中，正方應進行的同時，逆反應也在進行。可逆反應不能進行到底，即是說可逆反應無論進行到何種程度，任何物質（反應物和生成物)的物質的量都不可能為0。

（2)化學平衡狀態的特征：逆、動、等、定、變。

①逆：化學平衡研究的對象是可逆反應。

②動：動態平衡，達到平衡狀態時，正逆反應仍在不斷進行。

③等：達到平衡狀態時，正方應速率和逆反應速率相等，但不等于0。即v正=v逆≠0。

④定：達到平衡狀態時，各組分的濃度保持不變，各組成成分的含量保持一定。

⑤變：當條件變化時，原平衡被破壞，在新的條件下會重新建立新的平衡。

（3)判斷化學平衡狀態的標志：

①VA（正方向)=VA（逆方向)或nA（消耗)=nA（生成)（不同方向同一物質比較)

②各組分濃度保持不變或百分含量不變

③借助顏色不變判斷（有一種物質是有顏色的)

④總物質的量或總體積或總壓強或平均相對分子質量不變（前提：反應前后氣體的總物質的量不相等的反應適用，即如對于反應)

高二化學知識總結精選篇2

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

高二化學知識總結精選篇3

1、SO2能作漂白劑。SO2雖然能漂白一般的有機物，但不能漂白指示劑如石蕊試液。SO2使品紅褪色是因為漂白作用，SO2使溴水、高錳酸鉀褪色是因為還原性，SO2使含酚酞的NaOH溶液褪色是因為溶于不生成酸。

2、SO2與Cl2通入水中雖然都有漂白性，但將二者以等物質的量混合后再通入水中則會失去漂白性，

3、往某溶液中逐滴加入稀鹽酸，出現渾濁的物質：

第一種可能為與Cl-生成難溶物。包括：①AgNO3

第二種可能為與H+反應生成難溶物。包括：

①可溶性硅酸鹽（SiO32-)，離子方程式為：SiO32-+2H+=H2SiO3↓

②苯酚鈉溶液加鹽酸生成苯酚渾濁液。

③S2O32-離子方程式：S2O32-+2H+=S↓+SO2↑+H2O

④一些膠體如Fe（OH)3（先是由于Fe（OH)3的膠粒帶負電荷與加入的H+發生電荷中和使膠體凝聚，當然，若繼續滴加鹽酸至過量，該沉淀則會溶解。)若加HI溶液，最終會氧化得到I2。

⑤AlO2-離子方程式：AlO2-+H++H2O==Al（OH)3當然，若繼續滴加鹽酸至過量，該沉淀則會溶解。

4、濃硫酸的作用：

①濃硫酸與Cu反應——強氧化性、酸性②實驗室制取乙烯——催化性、脫水性

③實驗室制取硝基苯——催化劑、吸水劑④酯化反應——催化劑、吸水劑

⑤蔗糖中倒入濃硫酸——脫水性、強氧化性、吸水性

⑥膽礬中加濃硫酸——吸水性

5、能發生銀鏡反應的有機物不一定是醛。可能是：

①醛;②甲酸;③甲酸鹽;④甲酸酯;⑤葡萄糖;⑥麥芽糖（均在堿性環境下進行)

6、既能與酸又能與堿反應的物質

①顯兩性的物質：Al、Al2O3、Al（OH)3

②弱酸的銨鹽：（NH4)2CO3、（NH4)2SO3、（NH4)2S等。

③弱酸的酸式鹽：NaHS、NaHCO3、NaHSO3等。

④氨基酸。

⑤若題目不指定強堿是NaOH，則用Ba（OH)2，Na2CO3、Na2SO3也可以。

7、有毒的氣體：F2、HF、Cl2、H2S、SO2、CO、NO2、NO、Br2（g)、HCN。

8、常溫下不能共存的氣體：H2S和SO2、H2S和Cl2、HI和Cl2、NH3和HCl、NO和O2、F2和H2。

9、其水溶液呈酸性的氣體：HF、HCl、HBr、HI、H2S、SO2、CO2、NO2、Br2（g)。

10、可使濕潤的紅色石蕊試紙變藍的氣體：NH3。有漂白作用的氣體：Cl2（有水時)和SO2，但兩者同時使用時漂白效果減弱。檢驗Cl2常用淀粉碘化鉀試紙，Cl2能使濕潤的紫色石蕊試紙先變紅后褪色。

高二化學知識總結精選篇4

第一章

一、焓變反應熱

1．反應熱：一定條件下，一定物質的量的反應物之間完全反應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反應的熱效應

（1）符號：△H（2）。單位：kJ/mol

3、產生原因：化學鍵斷裂——吸熱化學鍵形成——放熱

放出熱量的化學反應。（放熱>吸熱）△H為“-”或△H<0

吸收熱量的化學反應。（吸熱>放熱）△H為“+”或△H>0

☆常見的放熱反應：①所有的燃燒反應②酸堿中和反應

③大多數的化合反應④金屬與酸的反應

⑤生石灰和水反應⑥濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等

☆常見的吸熱反應：①晶體Ba（OH）2·8H2O與NH4Cl②大多數的分解反應

③以H2、CO、C為還原劑的氧化還原反應④銨鹽溶解等

二、熱化學方程式

書寫化學方程式注意要點：

①熱化學方程式必須標出能量變化。

②熱化學方程式中必須標明反應物和生成物的聚集狀態（g，l，s分別表示固態，液態，氣態，水溶液中溶質用aq表示）

③熱化學反應方程式要指明反應時的溫度和壓強。

④熱化學方程式中的化學計量數可以是整數，也可以是分數

⑤各物質系數加倍，△H加倍；反應逆向進行，△H改變符號，數值不變

三、燃燒熱

1．概念：25℃，101kPa時，1mol純物質完全燃燒生成穩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：

①研究條件：101kPa

②反應程度：完全燃燒，產物是穩定的氧化物。

③燃燒物的物質的量：1mol

④研究內容：放出的熱量。（ΔH<0，單位kJ/mol）

四、中和熱

1．概念：在稀溶液中，酸跟堿發生中和反應而生成1molH2O，這時的反應熱叫中和熱。

2．強酸與強堿的中和反應其實質是H+和OH-反應，其熱化學方程式為：

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時的中和熱小于57、3kJ/mol。

4．中和熱的測定實驗

五、蓋斯定律

1．內容：化學反應的反應熱只與反應的始態（各反應物）和終態（各生成物）有關，而與具體反應進行的途徑無關，如果一個反應可以分幾步進行，則各分步反應的反應熱之和與該反應一步完成的反應熱是相同的。

第二章

一、化學反應速率

1、化學反應速率（v）

（1）定義：用來衡量化學反應的快慢，單位時間內反應物或生成物的物質的量的變化

（2）表示方法：單位時間內反應濃度的減少或生成物濃度的增加來表示

⑶計算公式：v=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：濃度變化，Δt：時間）單位：mol/（L·s）

⑷影響因素：

①決定因素（內因）：反應物的性質（決定因素）

②條件因素（外因）：反應所處的條件

2、※注意：

（1）、參加反應的物質為固體和液體，由于壓強的變化對濃度幾乎無影響，可以認為反應速率不變。

（2）、惰性氣體對于速率的影響

①恒溫恒容時：充入惰性氣體→總壓增大，但是各分壓不變，各物質濃度不變→反應速率不變

②恒溫恒體時：充入惰性氣體→體積增大→各反應物濃度減小→反應速率減慢

二、化學平衡

（一）1、定義：

化學平衡狀態：一定條件下，當一個可逆反應進行到正逆反應速率相等時，更組成成分濃度不再改變，達到表面上靜止的一種“平衡”，這就是這個反應所能達到的限度即化學平衡狀態。

2、化學平衡的特征

逆（研究前提是可逆反應）

等（同一物質的正逆反應速率相等）

動（動態平衡）

定（各物質的濃度與質量分數恒定）

變（條件改變，平衡發生變化）

3、判斷平衡的依據

判斷可逆反應達到平衡狀態的方法和依據

（二）影響化學平衡移動的因素

1、濃度對化學平衡移動的影響

（1）影響規律：在其他條件不變的情況下，增大反應物的濃度或減少生成物的濃度，都可以使平衡向正方向移動；增大生成物的濃度或減小反應物的濃度，都可以使平衡向逆方向移動

（2）增加固體或純液體的量，由于濃度不變，所以平衡不移動

（3）在溶液中進行的反應，如果稀釋溶液，反應物濃度減小，生成物濃度也減小，V正減小，V逆也減小，但是減小的程度不同，總的結果是化學平衡向反應方程式中化學計量數之和大的方向移動。

2、溫度對化學平衡移動的影響

影響規律：在其他條件不變的情況下，溫度升高會使化學平衡向著吸熱反應方向移動，溫度降低會使化學平衡向著放熱反應方向移動。

3、壓強對化學平衡移動的影響

影響規律：其他條件不變時，增大壓強，會使平衡向著體積縮小方向移動；減小壓強，會使平衡向著體積增大方向移動。

注意：

（1）改變壓強不能使無氣態物質存在的化學平衡發生移動

（2）氣體減壓或增壓與溶液稀釋或濃縮的化學平衡移動規律相似

4、催化劑對化學平衡的.影響：由于使用催化劑對正反應速率和逆反應速率影響的程度是等同的，所以平衡不移動。但是使用催化劑可以影響可逆反應達到平衡所需的時間。

5、勒夏特列原理（平衡移動原理）：如果改變影響平衡的條件之一（如溫度，壓強，濃度），平衡向著能夠減弱這種改變的方向移動。

三、化學平衡常數

（一）定義：在一定溫度下，當一個反應達到化學平衡時，生成物濃度冪之積與反應物濃度冪之積的比值是一個常數比值。符號：K

（二）使用化學平衡常數K應注意的問題：

1、表達式中各物質的濃度是變化的濃度，不是起始濃度也不是物質的量。

2、K只與溫度（T）有關，與反應物或生成物的濃度無關。

3、反應物或生產物中有固體或純液體存在時，由于其濃度是固定不變的，可以看做是“1”而不代入公式。

4、稀溶液中進行的反應，如有水參加，水的濃度不必寫在平衡關系式中。

（三）化學平衡常數K的應用：

1、化學平衡常數值的大小是可逆反應進行程度的標志。K值越大，說明平衡時生成物的濃度越大，它的正向反應進行的程度越大，即該反應進行得越完全，反應物轉化率越高。反之，則相反。一般地，K>105時，該反應就進行得基本完全了。

2、可以利用K值做標準，判斷正在進行的可逆反應是否平衡及不平衡時向何方進行建立平衡。（Q：濃度積）

Q〈K：反應向正反應方向進行；

Q=K：反應處于平衡狀態；

Q〉K：反應向逆反應方向進行

3、利用K值可判斷反應的熱效應

若溫度升高，K值增大，則正反應為吸熱反應

若溫度升高，K值減小，則正反應為放熱反應

四、等效平衡

1、概念：在一定條件下（定溫、定容或定溫、定壓），只是起始加入情況不同的同一可逆反應達到平衡后，任何相同組分的百分含量均相同，這樣的化學平衡互稱為等效平衡。

2、分類

（1）定溫，定容條件下的等效平衡

第一類：對于反應前后氣體分子數改變的可逆反應：必須要保證化學計量數之比與原來相同；同時必須保證平衡式左右兩邊同一邊的物質的量與原來相同。

第二類：對于反應前后氣體分子數不變的可逆反應：只要反應物的物質的量的比例與原來相同即可視為二者等效。

（2）定溫，定壓的等效平衡

只要保證可逆反應化學計量數之比相同即可視為等效平衡。

五、化學反應進行的方向

1、反應熵變與反應方向：

（1）熵：物質的一個狀態函數，用來描述體系的混亂度，符號為S。單位：J？mol-1？K-1

（2）體系趨向于有序轉變為無序，導致體系的熵增加，這叫做熵增加原理，也是反應方向判斷的依據。

（3）同一物質，在氣態時熵值最大，液態時次之，固態時最小。即S（g）〉S（l）〉S（s）

2、反應方向判斷依據

在溫度、壓強一定的條件下，化學反應的判讀依據為：

ΔH-TΔS〈0反應能自發進行

ΔH-TΔS=0反應達到平衡狀態

ΔH-TΔS〉0反應不能自發進行

注意：（1）ΔH為負，ΔS為正時，任何溫度反應都能自發進行

（2）ΔH為正，ΔS為負時，任何溫度反應都不能自發進行

高二化學知識總結精選篇5

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。