高二年级化学难点知识点框架归纳2022总结
这是一份针对高二年级化学学习、工作或完成情况的回顾与分析，旨在帮助社会团体、企业单位和个人从中获得教训和规律性认识，形成书面材料供参考。以下内容将系统梳理高二年级化学的重难点知识点，为同学们提供清晰的学习框架。
一、水溶液
1. 水的电离
水的电离方程式为H₂O ⇌ H⁺ + OH⁻，其离子积常数KW=[H⁺][OH⁻]在25℃时为1.0×10⁻¹⁴ mol²·L⁻²。温度升高会促进水的电离，导致KW增大。
2. 溶液的酸碱度
室温下，中性溶液中[H⁺]=[OH⁻]=1.0×10⁻⁷ mol·L⁻¹，pH=7；酸性溶液中[H⁺]>[OH⁻]，pH[H⁺]，pH>7。
3. 电解质在水溶液中的存在形态
(1) 强电解质：在稀水溶液中完全电离，如强酸、强碱和大多数盐，电离方程式用”=”表示。
(2) 弱电解质：部分电离，如弱酸、弱碱、水和少数盐，电离方程式用”⇌”表示，主要以分子形态存在，少部分以离子形态存在。
二、弱电解质的电离及盐类水解
1. 弱电解质的电离平衡
(1) 电离平衡常数：在特定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离形成的离子浓度乘积与未电离分子浓度之比，用Ka表示。弱酸Ka越大，电离出的H⁺越多。多元弱酸分步电离，每步有各自的Ka值，以第一步为主。
(2) 影响电离平衡的因素（以CH₃COOH为例）：
– 加水、加冰醋酸、加碱、升温：促进正向电离
– 加入CH₃COONa固体、加入浓盐酸、降温：促进逆向电离
2. 盐类水解
(1) 水解实质：盐电离出的离子与水电离的H⁺或OH⁻结合生成弱酸或弱碱，打破水的电离平衡。
(2) 水解类型及规律：
① 强酸弱碱盐水解显酸性（如NH₄Cl+H₂O⇌NH₃·H₂O+H⁺）
② 强碱弱酸盐水解显碱性（如CH₃COONa+H₂O⇌CH₃COOH+OH⁻）
③ 强酸强碱盐不水解
④ 弱酸弱碱盐双水解（如Al₂S₃+6H₂O⇌2Al(OH)₃↓+3H₂S↑）
三、焓变反应热
1. 反应热：一定条件下，一定物质的量反应物完全反应所放出或吸收的热量。
2. 焓变(ΔH)：恒压条件下反应的热效应，符号为ΔH，单位kJ/mol。
3. 产生原因：化学键断裂吸热，化学键形成放热。
– 放热反应（ΔH0）：Ba(OH)₂·8H₂O与NH₄Cl、分解反应、C为还原剂的氧化还原反应等
四、热化学方程式书写要点
1. 必须标出能量变化
2. 标明反应物和生成物聚集状态（g、l、s，aq）
3. 指明反应温度和压强
4. 化学计量数可为整数或分数
5. 系数加倍，ΔH加倍；逆向反应，ΔH改变符号
五、燃烧热
1. 概念：25℃，101kPa时，1mol纯物质完全燃烧生成稳定氧化物所放出的热量，单位kJ/mol。
2. 注意事项：
– 研究条件：101kPa
– 反应程度：完全燃烧，生成稳定氧化物
– 物质的量：1mol
– 研究内容：放出的热量（ΔH<0）
六、中和热
1. 概念：稀溶液中酸碱反应生成1mol H₂O的反应热。
2. 强酸强碱中和反应实质为H⁺+OH⁻=H₂O，ΔH=-57.3kJ/mol。
3. 弱酸弱碱中和热小于57.3kJ/mol，因电离需吸热。
4. 中和热测定实验。
七、盖斯定律
1. 内容：反应热只与始态和终态有关，与途径无关。多步反应热和等于一步反应热。
八、化学反应速率
1. 化学反应速率(v)：单位时间内反应物或生成物浓度变化，v=Δc/Δt。
2. 影响因素：
– 内因：反应物性质
– 外因：温度、浓度、催化剂等
3. 注意事项：
– 固体和液体反应速率不受压强影响
– 惰性气体：
– 恒温恒容：充入惰性气体，反应速率不变
– 恒温恒压：充入惰性气体，反应速率减慢
九、化学平衡
1. 定义：可逆反应正逆速率相等时，组成成分浓度不再改变的状态。
2. 特征：可逆、等、动、定、变。
3. 判断平衡依据：正逆速率相等。
十、影响化学平衡移动的因素
1. 浓度：
– 增大反应物/减小生成物：正向移动
– 增大生成物/减小反应物：逆向移动
– 固体/纯液体：浓度不变，平衡不移动
– 稀释：平衡向计量数和大的方向移动
2. 温度：
– 升温：向吸热反应方向移动
– 降温：向放热反应方向移动
3. 压强：
– 增大压强：向体积缩小方向移动
– 减小压强：向体积增大方向移动
– 无气态物质：压强变化不影响平衡
– 气体减压/增压：与溶液稀释/浓缩规律相似
4. 催化剂：不改变平衡位置，但影响达到平衡所需时间
5. 勒夏特列原理：平衡向减弱改变的方向移动
十一、化学平衡常数
1. 定义：一定温度下平衡时生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值，符号K。
2. 注意事项：
– 浓度：变化的浓度
– 温度：只与T有关
– 固体/纯液体：浓度视为1
– 水参与反应：水浓度不写入公式
3. 应用：
– K值大小：反应进行程度标志
– 判断平衡状态：QcK（逆向）
– 判断热效应：升温K增大为吸热反应，升温K减小为放热反应
十二、等效平衡
1. 概念：定温定容/定温定压下，起始加入情况不同但平衡后相同组分百分含量相同的平衡。
2. 分类：
– 定温定容：
– 气体分子数改变：需保证化学计量数比和同边物质量相同
– 气体分子数不变：反应物比例相同即等效
– 定温定压：化学计量数比相同即等效
十三、化学反应进行的方向
1. 反应熵变与方向：
– 熵(S)：描述体系混乱度，单位J·mol⁻¹·K⁻¹
– 熵增原理：体系趋向无序导致熵增加
– 熵值：S(g)>S(l)>S(s)
2. 判断依据：
– ΔH-TΔS0：反应不能自发进行
十四、弱电解质的电离
1. 定义：
– 电解质：水溶液或熔化状态下导电的化合物
– 强电解质：完全电离
– 弱电解质：部分电离
十五、化学实验安全
1. 有毒气体实验：通风橱操作，尾气处理
2. 烫伤：就医处理
3. 浓酸处理：
– 撒在实验台：Na₂CO₃中和后水洗
– 沾皮肤：干布拭去后水洗
– 溅眼：稀NaHCO₃溶液冲洗后就医
4. 浓碱处理：
– 撒在实验台：稀醋酸中和后水洗
– 沾皮肤：大量水冲洗后涂硼酸溶液
– 溅眼：水洗后用硼酸溶液冲洗
5. 失火处理：
– 钠、磷：沙土扑盖
– 酒精：湿抹布扑盖
十六、混合物的分离和提纯
1. 过滤：固液分离，一贴二低三靠（如粗盐提纯）
2. 蒸馏：分离沸点不同液体，注意防暴沸、温度计位置、冷凝管水流方向（如石油蒸馏）
3. 萃取：利用溶质在互不相溶溶剂中溶解度差异，萃取剂需满足：
– 与原溶剂不互溶
– 对溶质溶解度远大于原溶剂（如用CCl₄萃取溴水中的溴、碘）
4. 分液：分离互不相溶液体，下层液体由下口放出，上层液体由上口倒出
5. 蒸发和结晶：分离可溶性固体（如NaCl和KNO₃）
十七、离子检验
1. Cl⁻：AgNO₃、稀HNO₃，产生白色沉淀AgCl↓
2. SO₄²⁻：稀HCl、BaCl₂，产生白色沉淀BaSO₄↓
十八、除杂
注意事项：加入试剂需过量，便于后续除去
十九、物质的量单位摩尔
1. 物质的量(n)：表示粒子集体物理量
2. 摩尔(mol)：6.02×10²³粒子集体计量为1mol
3. 阿伏加德罗常数：6.02×10²³ mol⁻¹
4. 关系式：n=N/NA
5. 摩尔质量(M)：
– 定义：单位物质的量物质质量
– 单位：g/mol或g·mol⁻¹
– 数值：等于相对原子/分子质量
– 关系式：n=m/M
二十、气体摩尔体积
1. 定义：单位物质的量气体体积
2. 单位：L/mol
3. 关系式：n=V/Vm
4. 标准状况下：Vm=22.4L/mol
二十一、物质的量在化学实验中的应用
1. 物质的量浓度(CB)：
– 定义：单位体积溶液中溶质B物质的量
– 单位：mol/L
– 关系式：CB=nB/V
2. 配制一定物质的量浓度溶液：
– 原理：根据体积和浓度计算所需溶质质量或体积
– 操作：查漏→计算→称量→溶解→转移→洗涤→定容→摇匀→贮存
– 注意事项：
– 容量瓶需与欲配溶液体积相同
– 使用前检查是否漏水
– 不能在容量瓶内直接溶解
– 溶液冷却至室温再转移
– 定容时液面离刻度线1-2cm改用滴管，平视法观察
3. 溶液稀释：C(浓)·V(浓)=C(稀)·V(稀)
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