高二化學知識點必修二筆記是為大家整理的，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。
1.高二化學知識點必修二筆記 篇一
1、電解的原理
(1)電解的概念：
在直流電作用下，電解質(zhì)在兩上電極上分別發(fā)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(fā)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(fā)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(zhì)溶液。
陽極反應：Cu→Cu2++2e-，還發(fā)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(zhì)溶液。
陽極反應：Cu→Cu2++2e-
陰極反應：Cu2++2e-→Cu
2.高二化學知識點必修二筆記 篇二
1、在解計算題中常用到的恒等：原子恒等、離子恒等、電子恒等、電荷恒等、電量恒等，用到的方法有：質(zhì)量守恒、差量法、歸一法、極限法、關系法、十字交法和估算法。
(非氧化還原反應：原子守恒、電荷平衡、物料平衡用得多，氧化還原反應：電子守恒用得多)
2、電子層結構相同的離子，核電荷數(shù)越多，離子半徑越小;
3、體的熔點：原子晶體>離子晶體>分子晶體中學學到的原子晶體有：Si、SiC、SiO2=和金剛石。原子晶體的熔點的比較是以原子半徑為依據(jù)的：金剛石>SiC>Si(因為原子半徑：Si>C>O)
4、分子晶體的熔、沸點：組成和結構相似的物質(zhì)，分子量越大熔、沸點越高。
5、體的帶電：一般說來，金屬氫氧化物、金屬氧化物的膠體粒子帶正電，非金屬氧化物、金屬硫化物的膠體粒子帶負電。
6、氧化性：MnO4->Cl2>Br2>Fe3+>I2>S=4(+4價的S)
例：I2+SO2+H2O=H2SO4+2HI
7、有Fe3+的溶液一般呈酸性。
8、能形成氫鍵的物質(zhì)：H2O、NH3、HF、CH3CH2OH。
9、水(乙醇溶液一樣)的密度小于1，濃度越大，密度越小，硫酸的密度大于1，濃度越大，密度越大，98%的濃硫酸的密度為：1.84g/cm3。
10、子是否共存：
(1)是否有沉淀生成、氣體放出;
(2)是否有弱電解質(zhì)生成;
(3)是否發(fā)生氧化還原反應;
(4)是否生成絡離子[Fe(SCN)2、Fe(SCN)3、Ag(NH3)+、[Cu(NH3)4]2+等];
(5)是否發(fā)生雙水解。
3.高二化學知識點必修二筆記 篇三
1、吸熱反應與放熱反應的區(qū)別
特別注意：反應是吸熱還是放熱與反應的條件沒有必然的聯(lián)系，而決定于反應物和生成物具有的總能量(或焓)的相對大小。
2、常見的放熱反應
①一切燃燒反應;
②活潑金屬與酸或水的反應;
③酸堿中和反應;
④鋁熱反應;
⑤大多數(shù)化合反應(但有些化合反應是吸熱反應，如：N2+O2=2NO，CO2+C=2CO等均為吸熱反應)。
化學反應原理知識點3、常見的吸熱反應
①Ba(OH)28H2O與NH4Cl反應;
②大多數(shù)分解反應是吸熱反應
③等也是吸熱反應;
④水解反應
4.高二化學知識點必修二筆記 篇四
鋁Al
1、單質(zhì)鋁的物理性質(zhì)：銀白色金屬、密度小(屬輕金屬)、硬度小、熔沸點低。
2、單質(zhì)鋁的化學性質(zhì)
①鋁與O2反應：常溫下鋁能與O2反應生成致密氧化膜，保護內(nèi)層金屬。加熱條件下鋁能與O2反應生成氧化鋁：4Al+3O2==2Al2O3
②常溫下Al既能與強酸反應，又能與強堿溶液反應，均有H2生成，也能與不活潑的金屬鹽溶液反應：
2Al+6HCl=2AlCl3+3H2↑
(2Al+6H+=2Al3++3H2↑)
2Al+2NaOH+2H2O=2NaAlO2+3H2↑
(2Al+2OH-+2H2O=2AlO2-+3H2↑)
2Al+3Cu(NO3)2=2Al(NO3)3+3Cu
(2Al+3Cu2+=2Al3++3Cu)
注意：鋁制餐具不能用來長時間存放酸性、堿性和咸的食品。
③鋁與某些金屬氧化物的反應(如V、Cr、Mn、Fe的氧化物)叫做鋁熱反應
Fe2O3+2Al==2Fe+Al2O3，Al和Fe2O3的混合物叫做鋁熱劑。利用鋁熱反應焊接鋼軌。
5.高二化學知識點必修二筆記 篇五
1.中和熱概念：在稀溶液中，酸跟堿發(fā)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(zhì)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.蓋斯定律內(nèi)容：化學反應的反應熱只與反應的始態(tài)(各反應物)和終態(tài)(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。
5.燃燒熱概念：25℃，101kPa時，1mol純物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)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(chǎn)物是穩(wěn)定的氧化物。
③燃燒物的物質(zhì)的量：1mol
④研究內(nèi)容：放出的熱量。(ΔH<0，單位kJ/mol)
6.高二化學知識點必修二筆記 篇六
弱電解質(zhì)的電離及鹽類水解
1、弱電解質(zhì)的電離平衡。
(1)電離平衡常數(shù)
在一定條件下達到電離平衡時，弱電解質(zhì)電離形成的各種離子濃度的乘積與溶液中未電離的分子濃度之比為一常數(shù)，叫電離平衡常數(shù)。
弱酸的電離平衡常數(shù)越大，達到電離平衡時，電離出的H+越多。多元弱酸分步電離，且每步電離都有各自的電離平衡常數(shù)，以第一步電離為主。
(2)影響電離平衡的因素，以CH3COOHCH3COO-+H+為例。
加水、加冰醋酸，加堿、升溫，使CH3COOH的電離平衡正向移動，加入CH3COONa固體，加入濃鹽酸，降溫使CH3COOH電離平衡逆向移動。
2、鹽類水解
(1)水解實質(zhì)
鹽溶于水后電離出的離子與水電離的H+或OH-結合生成弱酸或弱堿，從而打破水的電離平衡，使水繼續(xù)電離，稱為鹽類水解。
(2)水解類型及規(guī)律
①強酸弱堿鹽水解顯酸性。
NH4Cl+H2ONH3·H2O+HCl
②強堿弱酸鹽水解顯堿性。
CH3COONa+H2OCH3COOH+NaOH
③強酸強堿鹽不水解。
④弱酸弱堿鹽雙水解。
Al2S3+6H2O=2Al(OH)3↓+3H2S↑
7.高二化學知識點必修二筆記 篇七
氯及其化合物的性質(zhì)
1.氯氣與氫氧化鈉的反應：Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O
2.鐵絲在氯氣中燃燒：2Fe+3Cl2點燃===2FeCl3
3.制取漂白粉(氯氣能通入石灰漿)2Cl2+2Ca(OH)2=CaCl2+Ca(ClO)2+2H2O
4.氯氣與水的反應：Cl2+H2O=HClO+HCl
5.次氯酸鈉在空氣中變質(zhì)：NaClO+CO2+H2O=NaHCO3+HClO
6.次氯酸鈣在空氣中變質(zhì)：Ca(ClO)2+CO2+H2O=CaCO3↓+2HClO
8.高二化學知識點必修二筆記 篇八
1.結晶和重結晶：利用物質(zhì)在溶液中溶解度隨溫度變化較大，如NaCl，KNO3。
2.蒸餾冷卻法：在沸點上差值大。乙醇中(水)：加入新制的CaO吸收大部分水再蒸餾
3.過濾法：溶與不溶。
4.升華法：SiO2(I2)。
5.萃取法：如用CCl4來萃取I2水中的I2。
6.溶解法：Fe粉(A1粉)：溶解在過量的NaOH溶液里過濾分離。
7.增加法：把雜質(zhì)轉化成所需要的物質(zhì)：CO2(CO)：通過熱的CuO;CO2(SO2)：通過NaHCO3溶液。
8.吸收法：用做除去混合氣體中的氣體雜質(zhì)，氣體雜質(zhì)必須被藥品吸收：N2(O2)：將混合氣體通過銅網(wǎng)吸收O2。
9.轉化法：兩種物質(zhì)難以直接分離，加藥品變得容易分離，然后再還原回去：Al(OH)3，F(xiàn)e(OH)3：先加NaOH溶液把Al(OH)3溶解，過濾，除去Fe(OH)3，再加酸讓NaAlO2轉化成A1(OH)3。
9.高二化學知識點必修二筆記 篇九
原電池電極反應的書寫方法：
(i)原電池反應所依托的化學反應原理是氧化還原反應，負極反應是氧化反應，正極反應是還原反應。因此書寫電極反應的方法歸納如下：
①寫出總反應方程式。
②把總反應根據(jù)電子得失情況，分成氧化反應、還原反應。
③氧化反應在負極發(fā)生，還原反應在正極發(fā)生，反應物和生成物對號入座，注意酸堿介質(zhì)和水等參與反應。
(ii)原電池的總反應式一般把正極和負極反應式相加而得。
10.高二化學知識點必修二筆記 篇十
反應焓變的計算
(1)蓋斯定律
對于一個化學反應，無論是一步完成，還是分幾步完成，其反應焓變一樣，這一規(guī)律稱為蓋斯定律。
(2)利用蓋斯定律進行反應焓變的計算。
常見題型是給出幾個熱化學方程式，合并出題目所求的熱化學方程式，根據(jù)蓋斯定律可知，該方程式的ΔH為上述各熱化學方程式的ΔH的代數(shù)和。
(3)根據(jù)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)]
1.高二化學知識點必修二筆記 篇一
1、電解的原理
(1)電解的概念：
在直流電作用下，電解質(zhì)在兩上電極上分別發(fā)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(fā)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(fā)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(zhì)溶液。
陽極反應：Cu→Cu2++2e-，還發(fā)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(zhì)溶液。
陽極反應：Cu→Cu2++2e-
陰極反應：Cu2++2e-→Cu
2.高二化學知識點必修二筆記 篇二
1、在解計算題中常用到的恒等：原子恒等、離子恒等、電子恒等、電荷恒等、電量恒等，用到的方法有：質(zhì)量守恒、差量法、歸一法、極限法、關系法、十字交法和估算法。
(非氧化還原反應：原子守恒、電荷平衡、物料平衡用得多，氧化還原反應：電子守恒用得多)
2、電子層結構相同的離子，核電荷數(shù)越多，離子半徑越小;
3、體的熔點：原子晶體>離子晶體>分子晶體中學學到的原子晶體有：Si、SiC、SiO2=和金剛石。原子晶體的熔點的比較是以原子半徑為依據(jù)的：金剛石>SiC>Si(因為原子半徑：Si>C>O)
4、分子晶體的熔、沸點：組成和結構相似的物質(zhì)，分子量越大熔、沸點越高。
5、體的帶電：一般說來，金屬氫氧化物、金屬氧化物的膠體粒子帶正電，非金屬氧化物、金屬硫化物的膠體粒子帶負電。
6、氧化性：MnO4->Cl2>Br2>Fe3+>I2>S=4(+4價的S)
例：I2+SO2+H2O=H2SO4+2HI
7、有Fe3+的溶液一般呈酸性。
8、能形成氫鍵的物質(zhì)：H2O、NH3、HF、CH3CH2OH。
9、水(乙醇溶液一樣)的密度小于1，濃度越大，密度越小，硫酸的密度大于1，濃度越大，密度越大，98%的濃硫酸的密度為：1.84g/cm3。
10、子是否共存：
(1)是否有沉淀生成、氣體放出;
(2)是否有弱電解質(zhì)生成;
(3)是否發(fā)生氧化還原反應;
(4)是否生成絡離子[Fe(SCN)2、Fe(SCN)3、Ag(NH3)+、[Cu(NH3)4]2+等];
(5)是否發(fā)生雙水解。
3.高二化學知識點必修二筆記 篇三
1、吸熱反應與放熱反應的區(qū)別
特別注意：反應是吸熱還是放熱與反應的條件沒有必然的聯(lián)系，而決定于反應物和生成物具有的總能量(或焓)的相對大小。
2、常見的放熱反應
①一切燃燒反應;
②活潑金屬與酸或水的反應;
③酸堿中和反應;
④鋁熱反應;
⑤大多數(shù)化合反應(但有些化合反應是吸熱反應，如：N2+O2=2NO，CO2+C=2CO等均為吸熱反應)。
化學反應原理知識點3、常見的吸熱反應
①Ba(OH)28H2O與NH4Cl反應;
②大多數(shù)分解反應是吸熱反應
③等也是吸熱反應;
④水解反應
4.高二化學知識點必修二筆記 篇四
鋁Al
1、單質(zhì)鋁的物理性質(zhì)：銀白色金屬、密度小(屬輕金屬)、硬度小、熔沸點低。
2、單質(zhì)鋁的化學性質(zhì)
①鋁與O2反應：常溫下鋁能與O2反應生成致密氧化膜，保護內(nèi)層金屬。加熱條件下鋁能與O2反應生成氧化鋁：4Al+3O2==2Al2O3
②常溫下Al既能與強酸反應，又能與強堿溶液反應，均有H2生成，也能與不活潑的金屬鹽溶液反應：
2Al+6HCl=2AlCl3+3H2↑
(2Al+6H+=2Al3++3H2↑)
2Al+2NaOH+2H2O=2NaAlO2+3H2↑
(2Al+2OH-+2H2O=2AlO2-+3H2↑)
2Al+3Cu(NO3)2=2Al(NO3)3+3Cu
(2Al+3Cu2+=2Al3++3Cu)
注意：鋁制餐具不能用來長時間存放酸性、堿性和咸的食品。
③鋁與某些金屬氧化物的反應(如V、Cr、Mn、Fe的氧化物)叫做鋁熱反應
Fe2O3+2Al==2Fe+Al2O3，Al和Fe2O3的混合物叫做鋁熱劑。利用鋁熱反應焊接鋼軌。
5.高二化學知識點必修二筆記 篇五
1.中和熱概念：在稀溶液中，酸跟堿發(fā)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(zhì)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.蓋斯定律內(nèi)容：化學反應的反應熱只與反應的始態(tài)(各反應物)和終態(tài)(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。
5.燃燒熱概念：25℃，101kPa時，1mol純物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)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(chǎn)物是穩(wěn)定的氧化物。
③燃燒物的物質(zhì)的量：1mol
④研究內(nèi)容：放出的熱量。(ΔH<0，單位kJ/mol)
6.高二化學知識點必修二筆記 篇六
弱電解質(zhì)的電離及鹽類水解
1、弱電解質(zhì)的電離平衡。
(1)電離平衡常數(shù)
在一定條件下達到電離平衡時，弱電解質(zhì)電離形成的各種離子濃度的乘積與溶液中未電離的分子濃度之比為一常數(shù)，叫電離平衡常數(shù)。
弱酸的電離平衡常數(shù)越大，達到電離平衡時，電離出的H+越多。多元弱酸分步電離，且每步電離都有各自的電離平衡常數(shù)，以第一步電離為主。
(2)影響電離平衡的因素，以CH3COOHCH3COO-+H+為例。
加水、加冰醋酸，加堿、升溫，使CH3COOH的電離平衡正向移動，加入CH3COONa固體，加入濃鹽酸，降溫使CH3COOH電離平衡逆向移動。
2、鹽類水解
(1)水解實質(zhì)
鹽溶于水后電離出的離子與水電離的H+或OH-結合生成弱酸或弱堿，從而打破水的電離平衡，使水繼續(xù)電離，稱為鹽類水解。
(2)水解類型及規(guī)律
①強酸弱堿鹽水解顯酸性。
NH4Cl+H2ONH3·H2O+HCl
②強堿弱酸鹽水解顯堿性。
CH3COONa+H2OCH3COOH+NaOH
③強酸強堿鹽不水解。
④弱酸弱堿鹽雙水解。
Al2S3+6H2O=2Al(OH)3↓+3H2S↑
7.高二化學知識點必修二筆記 篇七
氯及其化合物的性質(zhì)
1.氯氣與氫氧化鈉的反應：Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O
2.鐵絲在氯氣中燃燒：2Fe+3Cl2點燃===2FeCl3
3.制取漂白粉(氯氣能通入石灰漿)2Cl2+2Ca(OH)2=CaCl2+Ca(ClO)2+2H2O
4.氯氣與水的反應：Cl2+H2O=HClO+HCl
5.次氯酸鈉在空氣中變質(zhì)：NaClO+CO2+H2O=NaHCO3+HClO
6.次氯酸鈣在空氣中變質(zhì)：Ca(ClO)2+CO2+H2O=CaCO3↓+2HClO
8.高二化學知識點必修二筆記 篇八
1.結晶和重結晶：利用物質(zhì)在溶液中溶解度隨溫度變化較大，如NaCl，KNO3。
2.蒸餾冷卻法：在沸點上差值大。乙醇中(水)：加入新制的CaO吸收大部分水再蒸餾
3.過濾法：溶與不溶。
4.升華法：SiO2(I2)。
5.萃取法：如用CCl4來萃取I2水中的I2。
6.溶解法：Fe粉(A1粉)：溶解在過量的NaOH溶液里過濾分離。
7.增加法：把雜質(zhì)轉化成所需要的物質(zhì)：CO2(CO)：通過熱的CuO;CO2(SO2)：通過NaHCO3溶液。
8.吸收法：用做除去混合氣體中的氣體雜質(zhì)，氣體雜質(zhì)必須被藥品吸收：N2(O2)：將混合氣體通過銅網(wǎng)吸收O2。
9.轉化法：兩種物質(zhì)難以直接分離，加藥品變得容易分離，然后再還原回去：Al(OH)3，F(xiàn)e(OH)3：先加NaOH溶液把Al(OH)3溶解，過濾，除去Fe(OH)3，再加酸讓NaAlO2轉化成A1(OH)3。
9.高二化學知識點必修二筆記 篇九
原電池電極反應的書寫方法：
(i)原電池反應所依托的化學反應原理是氧化還原反應，負極反應是氧化反應，正極反應是還原反應。因此書寫電極反應的方法歸納如下：
①寫出總反應方程式。
②把總反應根據(jù)電子得失情況，分成氧化反應、還原反應。
③氧化反應在負極發(fā)生，還原反應在正極發(fā)生，反應物和生成物對號入座，注意酸堿介質(zhì)和水等參與反應。
(ii)原電池的總反應式一般把正極和負極反應式相加而得。
10.高二化學知識點必修二筆記 篇十
反應焓變的計算
(1)蓋斯定律
對于一個化學反應，無論是一步完成，還是分幾步完成，其反應焓變一樣，這一規(guī)律稱為蓋斯定律。
(2)利用蓋斯定律進行反應焓變的計算。
常見題型是給出幾個熱化學方程式，合并出題目所求的熱化學方程式，根據(jù)蓋斯定律可知，該方程式的ΔH為上述各熱化學方程式的ΔH的代數(shù)和。
(3)根據(jù)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)]