高二化學知識點總結
總結是在一段時間內對學習和工作生活等表現加以總結和概括的一種書面材料，它能夠給人努力工作的動力，不妨坐下來好好寫寫總結吧。總結怎么寫才不會流于形式呢？下面是小編收集整理的高二化學知識點總結，希望對大家有所幫助。
高二化學知識點總結1
化學電池
1、電池的分類：化學電池、太陽能電池、原子能電池
2、化學電池：借助于化學能直接轉變為電能的裝置
3、化學電池的分類：一次電池、二次電池、燃料電池
4、常見一次電池：堿性鋅錳電池、鋅銀電池、鋰電池等
5、二次電池：放電后可以再充電使活性物質獲得再生，可以多次重復使用，又叫充電電池或蓄電池。
6、二次電池的電極反應：鉛蓄電池
7、目前已開發出新型蓄電池：銀鋅電池、鎘鎳電池、氫鎳電池、鋰離子電池、聚合物鋰離子電池
8、燃料電池：是使燃料與氧化劑反應直接產生電流的一種原電池。
9、電極反應：一般燃料電池發生的電化學反應的最終產物與燃燒產物相同，可根據燃燒反應寫出總的電池反應，但不注明反應的'條件。負極發生氧化反應，正極發生還原反應，不過要注意一般電解質溶液要參與電極反應。以氫氧燃料電池為例，鉑為正、負極，介質分為酸性、堿性和中性。當電解質溶液呈酸性時：負極：2H2—4e—=4H+正極：O2+4 e—4H+ =2H2O當電解質溶液呈堿性時：負極：2H2+4OH——4e—=4H2O正極：O2+2H2O+4 e—=4OH—另一種燃料電池是用金屬鉑片插入KOH溶液作電極，又在兩極上分別通甲烷（燃料）和氧氣（氧化劑）。
10、電極反應式為：負極：CH4+10OH——8e— =CO32—+7H2O；正極：4H2O+2O2+8e— =8OH—。電池總反應式為：CH4+2O2+2KOH=K2CO3+3H2O 10、燃料電池的優點：能量轉換率高、廢棄物少、運行噪音低
11、廢棄電池的處理：回收利用
高二化學知識點總結2
1、親電取代反應
芳香烴圖冊主要包含五個方面：鹵代：與鹵素及鐵粉或相應的三鹵化鐵存在的條件下，可以發生苯環上的H被取代的反應。鹵素的反應活性為：F>Cl>Br>I不同的苯的衍生物發生的活性是：烷基苯>苯>苯環上有吸電子基的衍生物。
烷基苯發生鹵代的時候，如果是上述催化劑，可發生苯環上H取代的反應;如在光照條件下，可發生側鏈上的H被取代的反應。
應用：鑒別。(溴水或溴的四氯化碳溶液)如：鑒別：苯、己烷、苯乙烯。(答案：step1：溴水;step2：溴水、Fe粉)。
硝化：與濃硫酸及濃硝酸(混酸)存在的條件下，在水浴溫度為55攝氏度至60攝氏度范圍內，可向苯環上引入硝基，生成硝基苯。不同化合物發生硝化的速度同上。
磺化：與濃硫酸發生的反應，可向苯環引入磺酸基。該反應是個可逆的反應。在酸性水溶液中，磺酸基可脫離，故可用于基團的保護。烷基苯的磺化產物隨溫度變化：高溫時主要得到對位的產物，低溫時主要得到鄰位的產物。
F-C烷基化：條件是無水AlX3等Lewis酸存在的情況下，苯及衍生物可與RX、烯烴、醇發生烷基化反應，向苯環中引入烷基。這是個可逆反應，常生成多元取代物，并且在反應的過程中會發生C正離子的重排，常常得不到需要的產物。該反應當苯環上連接有吸電子基團時不能進行。如：由苯合成甲苯、乙苯、異丙苯。
F-C酰基化：條件同上。苯及衍生物可與RCOX、酸酐等發生反應，將RCO-基團引入苯環上。此反應不會重排，但苯環上連接有吸電子基團時也不能發生。如：苯合成正丙苯、苯乙酮。
親電取代反應活性小結：連接給電子基的苯取代物反應速度大于苯，且連接的給電子基越多，活性越大;相反，連接吸電子基的苯取代物反應速度小于苯，且連接的'吸電子基越多，活性越小。
2、加成反應
與H2：在催化劑Pt、Pd、Ni等存在條件下，可與氫氣發生加成反應，最終生成環己烷。與Cl2：在光照條件下，可發生自由基加成反應，最終生成六六六。
3、氧化反應
苯本身難于氧化。但是和苯環相鄰碳上有氫原子的烴的同系物，無論R-的碳鏈長短，則可在高錳酸鉀酸性條件下氧化，一般都生成苯甲酸。而沒有α-H的苯衍生物則難以氧化。該反應用于合成羧酸，或者鑒別。現象：高錳酸鉀溶液的紫紅色褪去。
4、定位效應
兩類定位基鄰、對位定位基，又稱為第一類定位基，包含：所有的給電子基和鹵素。它們使新引入的基團進入到它們的鄰位和對位。給電子基使苯環活化，而X2則使苯環鈍化。
間位定位基，又稱為第二類定位基，包含：除了鹵素以外的所有吸電子基。它們使新引入的基團進入到它們的間位。它們都使苯環鈍化。
二取代苯的定位規則：原有兩取代基定位作用一致，進入共同定位的位置。如間氯甲苯等。原有兩取代基定位作用不一致，有兩種情況：兩取代基屬于同類，則由定位效應強的決定;若兩取代基屬于不同類時，則由第一類定位基決定。
高二化學知識點總結3
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
高二化學知識點總結4
1、反應熱：化學反應過程中放出或吸收的熱量。
焓變：在恒溫、恒壓的條件下，化學反應過程中所吸收或釋放的熱量(QP)。
2、符號：△H 單位：kJ/mol
3、規定：吸熱反應:△H > 0 或者值為“+”，放熱反應:△H < 0 或者值為“-”
4、常見的放熱反應和吸熱反應：
燃燒、中和反應、金屬與酸反應、以及大部分化合反應是放熱的
大部分分解反應，電離、水解、高溫下碳還原金屬氧化物、碳與二氧化碳反應、Ba(OH)2與NH4Cl的反應等一般屬于吸熱反應。
5、反應物總能量大于生成物總能量，放熱反應，體系能量降低，△H<0
反應物總能量小于生成物總能量，吸熱反應，體系能量升高，△H>0
△H在數值上等于反應物分子斷裂舊鍵時所吸收的總能量與生成物分子形成新鍵時所釋放的總能量之差，△H=E生成物能量-E反應物能量=E反應物鍵能之和-E生成物鍵能之和
6、熱化學方程式：表示化學反應中放出或吸收的熱量的化學方程式。
書寫熱化學方程式注意事項:
(1)反應物和生成物要標明其聚集狀態，用g、l、s、aq表示不同狀態。
(2)方程式右端用△H 標明恒壓條件下反應放出或吸收的熱量，放熱為負，吸熱為正。
(3)熱化學方程式中各物質前的化學計量數只表示物質的量，因此可以是整數或分數。
(4)對于相同物質的反應，當化學計量數不同時，其△H 也不同，即△H 的值與計量數成正比,當化學反應逆向進行時,數值不變,符號相反。
7、蓋斯定律：不管化學反應是一步完成或分幾步完成，其反應熱是相同的。化學反應的'焓變(ΔH)只與反應體系的始態和終態有關，而與反應的途徑無關。
規律：若多步化學反應相加可得到新的化學反應，則新反應的反應熱即為上述多步反應的反應熱之和。
8、燃燒熱：在101kPa時，l mol物質完全燃燒生成穩定的氧化物時的反應熱.
注意：
① 燃燒的條件是在101kPa;
② 標準:是以1mol燃料作為標準，因此書寫熱化學方程式時，其它物質的化學計量數可用分數表示;
③ 物質燃燒都是放熱反應，所以表達物質燃燒時的△H均為負值;
④ 燃燒要完全:C元素轉化為CO2(g)，而不是CO;H元素轉化為H2O(l)，N元素轉化為N2(g)。
9.中和熱：強酸與強堿的稀溶液反應生成1mol的水所放出的熱量
KOH(aq) + 1/2H2SO4(aq)==== 1/2K2SO4(aq) + H2O(l);ΔH=-57.3 kJ?mol-1
高二化學知識點總結5
1、定義：
電解質：在水溶液中或熔化狀態下能導電的化合物,叫電解質。
非電解質：在水溶液中或熔化狀態下都不能導電的化合物。
強電解質：在水溶液里全部電離成離子的電解質。
弱電解質：在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質。
2、電解質與非電解質本質區別：
電解質——離子化合物或共價化合物
非電解質——共價化合物
注意：
①電解質、非電解質都是化合物
②SO2、NH3、CO2等屬于非電解質
③強電解質不等于易溶于水的化合物(如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部電離，故BaSO4為強電解質)——電解質的強弱與導電性、溶解性無關。
3、電離平衡：
在一定的條件下，當電解質分子電離成離子的速率和離子結合成分子時，電離過程就達到了平衡狀態，這叫電離平衡。
4、影響電離平衡的因素：
A、溫度：電離一般吸熱，升溫有利于電離。
B、濃度：濃度越大，電離程度越小;溶液稀釋時，電離平衡向著電離的方向移動。
C、同離子效應：在弱電解質溶液里加入與弱電解質具有相同離子的電解質，會減弱電離。
D、其他外加試劑：加入能與弱電解質的`電離產生的某種離子反應的物質時，有利于電離。
5、電離方程式的書寫：
用可逆符號弱酸的電離要分布寫(第一步為主)
6、電離常數：
在一定條件下，弱電解質在達到電離平衡時，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積，跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個常數。叫做電離平衡常數，(一般用Ka表示酸，Kb表示堿。)
表示方法：ABA++B-
Ki=[A+][B-]/[AB]
7、影響因素：
a、電離常數的大小主要由物質的本性決定。
b、電離常數受溫度變化影響，不受濃度變化影響，在室溫下一般變化不大。
C、同一溫度下，不同弱酸，電離常數越大，其電離程度越大，酸性越強。如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO
高二化學知識點總結6
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）
⑴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
⑵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
第三章
一、弱電解質的電離
1、定義：電解質：在水溶液中或熔化狀態下能導電的化合物，叫電解質。
非電解質：在水溶液中或熔化狀態下都不能導電的化合物。
強電解質：在水溶液里全部電離成離子的電解質。
弱電解質：在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質。
高二化學知識點總結7
化學的基本要領：熟練記憶+實際操作，即化學是一門以實驗為基礎的學科，學習要將熟練記憶與實際操作相結合。
學習要安排一個簡單可行的計劃，改善學習方法。同時也要適當參加學校的活動，全面發展。
在學習過程中，一定要：多聽（聽課），多記（記重要的題型結構，記概念，記公式），多看（看書），多做（做作業），多問（不懂就問），多動手（做實驗），多復習，多總結。用記課堂筆記的方法集中上課注意力。
尤其把元素周期表，金屬反應優先順序，化學反應條件，沉淀或氣體條件等概念記住，化學學起來才會輕松些。
即：要熟記前18位元素在周期表中的`位置、原子結構特點，以及常見物質的相對原子量和相對分子量，以提高解題速度。
對化學物的化學性質應以理解掌握為主，特別要熟悉化學方程式及離子方程式的書寫。要全面掌握化學實驗儀器的使用，化學實驗的基本操作，并能設計一些典型實驗。
高二化學知識點總結8
一、化學反應的速率
1、化學反應是怎樣進行的
（1）基元反應：能夠一步完成的反應稱為基元反應，大多數化學反應都是分幾步完成的。
（2）反應歷程：平時寫的化學方程式是由幾個基元反應組成的總反應。總反應中用基元反應構成的反應序列稱為反應歷程，又稱反應機理。
（3）不同反應的反應歷程不同。同一反應在不同條件下的反應歷程也可能不同，反應歷程的差別又造成了反應速率的不同。
2、化學反應速率
（1）概念：
單位時間內反應物的減小量或生成物的增加量可以表示反應的快慢，即反應的速率，用符號v表示。
（2）表達式：
（3）特點
對某一具體反應，用不同物質表示化學反應速率時所得的數值可能不同，但各物質表示的化學反應速率之比等于化學方程式中各物質的`系數之比。
3、濃度對反應速率的影響
（1）反應速率常數（K）
反應速率常數（K）表示單位濃度下的化學反應速率，通常，反應速率常數越大，反應進行得越快。反應速率常數與濃度無關，受溫度、催化劑、固體表面性質等因素的影響。
（2）濃度對反應速率的影響
增大反應物濃度，正反應速率增大，減小反應物濃度，正反應速率減小。
增大生成物濃度，逆反應速率增大，減小生成物濃度，逆反應速率減小。
（3）壓強對反應速率的影響
壓強只影響氣體，對只涉及固體、液體的反應，壓強的改變對反應速率幾乎無影響。
壓強對反應速率的影響，實際上是濃度對反應速率的影響，因為壓強的改變是通過改變容器容積引起的。壓縮容器容積，氣體壓強增大，氣體物質的濃度都增大，正、逆反應速率都增加；增大容器容積，氣體壓強減小；氣體物質的濃度都減小，正、逆反應速率都減小。
4、溫度對化學反應速率的影響
（1）經驗公式
阿倫尼烏斯總結出了反應速率常數與溫度之間關系的經驗公式：
式中A為比例系數，e為自然對數的底，R為摩爾氣體常數量，Ea為活化能。
由公式知，當Ea>0時，升高溫度，反應速率常數增大，化學反應速率也隨之增大。可知，溫度對化學反應速率的影響與活化能有關。
（2）活化能Ea。
活化能Ea是活化分子的平均能量與反應物分子平均能量之差。不同反應的活化能不同，有的相差很大。活化能Ea值越大，改變溫度對反應速率的影響越大。
5、催化劑對化學反應速率的影響
（1）催化劑對化學反應速率影響的規律：
催化劑大多能加快反應速率，原因是催化劑能通過參加反應，改變反應歷程，降低反應的活化能來有效提高反應速率。
（2）催化劑的特點：
催化劑能加快反應速率而在反應前后本身的質量和化學性質不變。
催化劑具有選擇性。
催化劑不能改變化學反應的平衡常數，不引起化學平衡的移動，不能改變平衡轉化率。
二、化學反應條件的優化——工業合成氨
1、合成氨反應的限度
合成氨反應是一個放熱反應，同時也是氣體物質的量減小的熵減反應，故降低溫度、增大壓強將有利于化學平衡向生成氨的方向移動。
2、合成氨反應的速率
（1）高壓既有利于平衡向生成氨的方向移動，又使反應速率加快，但高壓對設備的要求也高，故壓強不能特別大。
（2）反應過程中將氨從混合氣中分離出去，能保持較高的反應速率。
（3）溫度越高，反應速率進行得越快，但溫度過高，平衡向氨分解的方向移動，不利于氨的合成。
（4）加入催化劑能大幅度加快反應速率。
3、合成氨的適宜條件
在合成氨生產中，達到高轉化率與高反應速率所需要的條件有時是矛盾的，故應該尋找以較高反應速率并獲得適當平衡轉化率的反應條件：一般用鐵做催化劑，控制反應溫度在700K左右，壓強范圍大致在1×107Pa～1×108Pa之間，并采用N2與H2分壓為1∶2.8的投料比。
高二化學知識點總結9
【學習目標】
1、通過實驗認識化學反應的速率
2、通過實驗認識化學反應的限度
3、了解控制反應條件在生產和科學研究中的作用
【基礎知識】
一、化學反應速率
1、定義
化學反應速率是表示反應進行 的物理量，通常用_ 表示。
計算公式 ；常用單位： 。
各物質表示的速率比等于該反應方程式中相應的化學計量系數比。
2、影響化學反應速率的因素
（1）內因：反應物的性質（主要）
（2）外因：其他條件不變時
①溫度：溫度升高，反應速率_ _
②壓強：對于有氣體參加的反應，增加壓強，反應速率_ _
③濃度：增大反應物的濃度，反應速率_ _
④催化劑：使用（正）催化劑, 反應速率_ _
其他：反應接觸面積的大小、固體反應物的顆粒大小、光照、超聲波、電磁波、溶劑等對反應速率也有影響。
二、化學反應的限度
1．可逆反應：在 下，既可正反應方向進行，同時又可逆反應方向進行的反應。
可逆反應有一定限度，反應物不可能完全轉化為生成物。
2．化學平衡狀態：在一定條件下的可逆反應，當正反應速率等于逆反應速率，反應物和生成物的濃度不再發生改變的狀態，稱為化學平衡狀態。
化學平衡狀態的特征：逆:可逆反應
動：動態平衡 V正≠0， V逆≠0
等：V正=V逆
定：各組分的濃度保持不變（不是相等，也不能某種比例）
變：條件改變，平衡狀態將被破壞
3．可逆反應在一定條件下達平衡狀態即達到該反應的限度。
【典型例題】
1．（20xx年水平測試）下列措施不能增大反應速率的是（ ）
A．升高溫度 B．降低溫度
C．提高反應物濃度 D．使用合適的催化劑
2．（20xx年測試）對于反應2H2O2 ===2H2O + O2↑，下列措施不能增大化學反應速率的是（ ）
A．減小H2O2溶液的濃度 B．升高H2O2溶液的溫度
C．向H2O2溶液中加人少量MnO2粉末 D．向H2O2溶液中加人一定濃度的FeCl3溶液
3．（20xx年水平測試）實驗室用鋅粒與2l/L硫酸溶液制取氫氣，下列措施不能增大化學反應速率的是（ ）
A．用鋅粉代替鋅粒 B．改用3l/L硫酸溶液
C．改用熱的2l/L硫酸溶液 D．向該硫酸溶液中加入等體積的水
4．（20xx年水平測試）對工業合成氨反應：N2＋3H2 2NH3，下列說法錯誤的`是（ ）
A．使用合適的催化劑可以加大反應速率
B．升高溫度可以增大反應速率
C．增大N2濃度可以使H2轉化率達到100℅
D．增大N2濃度可以增大反應速率
5．（20xx年水平測試）用下列方法制取氫氣，反應速率最大的是（ ）
A．冬天，塊狀鋅與2 lL一1硫酸溶液反應
B．冬天，粉末狀鋅與2 lL一1硫酸溶液反應
C．夏天，塊狀鋅與2 lL一1硫酸溶液反應
D．夏天，粉末狀鋅與2lL一1硫酸溶液反應
6．在一條件下，反應N2+3H2 2NH3在10L密閉容器中進行，測得2in內，N2的物質的量由20l減少到8l，則2in內N2的平均反應速率為（ ）
A．1.2l(Lin)-1B．1.0 l(Lin)-1
C．0.6 l(Lin)-1 D．0.4 l(Lin)-1
7．下列措施是為了降低化學反應速率的是
A．食品放在冰箱中貯藏 B．用鐵粉代替鐵釘與稀硫酸反應制取氫氣
C．合成氨工業中使用催化劑 D．在試管中進行鋁和鹽酸反應時，稍微加熱
8．影響化學反應速率的因素有很多，決定化學反應速率的主要因素是
A．溫度 B.濃度 C.催化劑 D.反應物的性質
9．在一定溫度下，可逆反應X(g)+3(g) 2Z(g)達到平衡的標志是
①Z生成的速率與Z分解的速率相等，②單位時間生成a l X，同時生成3a l ，③X、、Z的濃度不再變化，④X、、Z的分子數比為1：3：2，⑤X、、Z的濃度相等，⑥X、、Z的質量不再發生變化
A．①③⑥ B．①②③ C．①②⑤⑥ D．①②③④⑤⑥
高二化學知識點總結10
電解池：把電能轉化為化學能的裝置。
(1)電解池的構成條件
①外加直流電源;
②與電源相連的.兩個電極;
③電解質溶液或熔化的電解質。
(2)電極名稱和電極材料
①電極名稱
陽極：接電源正極的為陽極，發生___氧化_____反應;
陰極：接電源負極的為陰極，發生____還原____反應。
②電極材料
惰性電極：C、Pt、Au等，僅導電，不參與反應;
活性電極：Fe、Cu、Ag等，既可以導電，又可以參與電極反應。
離子放電順序
(1)陽極：
①活性材料作電極時：金屬在陽極失電子被氧化成陽離子進入溶液，陰離子不容易在電極上放電。
②惰性材料作電極(Pt、Au、石墨等)時：
溶液中陰離子的放電順序(由易到難)是：S2->I->Br->Cl->OH->含氧酸根離子。
(2)陰極：無論是惰性電極還是活性電極都不參與電極反應，發生反應的是溶液中的陽離子。
陽離子在陰極上的放電順序是：
Ag+>Fe3+>Cu2+>H+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+
高二化學知識點總結11
1、功能高分子材料：功能高分子材料是指既有傳統高分子材料的機械性能，又有某些特殊功能的高分子材料。
2、合成功能高分子材料研究的問題
⑴高分子結構與功能之間有什么關系?
⑵高分子應具有什么樣的主鏈?應該帶有哪種功能基?
⑶是帶功能基的'單體合成?還是先合成高分子鏈，后引入功能基?
如高吸水性材料的合成研究啟示：人們從棉花、紙張等纖維素產品具有吸水性中得到啟示：它是一類分子鏈上帶有許多親水原子團——羥基的高聚物。
合成方法：
⑴天然吸水材料淀粉、纖維素進行改性，在它們的高分子鏈上再接上含強吸水性原子團的支鏈，提高它們的吸水能力。如將淀粉與丙烯酸鈉一定條件下共聚并與交聯劑反應，生成具有網狀結構的淀粉——聚丙烯酸鈉接枝共聚物高吸水性樹脂。
⑵帶有強吸水性原子團的化合物為單體進行合成。如丙烯酸鈉加少量交聯劑聚合，得到具有網狀結構的聚丙烯酸鈉高吸水性樹脂。
3、問題：學與問中的問題匯報：橡膠工業硫化交聯是為增加橡膠的強度;高吸水性樹脂交聯是為了使它既吸水又不溶于水。小結：高吸水性樹脂可以在干旱地區用于農業、林業、植樹造林時抗
旱保水，改良土壤，改造沙漠。又如，嬰兒用的“尿不濕”可吸入其自身重量幾百倍的尿液而不滴不漏，可使嬰兒經常保持干爽。可與學生共同做科學探究實驗。
3、應用廣泛的功能高分子材料
⑴高分子分離膜：①組成：具有特殊分離功能的高分子材料制成的薄膜。②特點：能夠讓某些物質有選擇地通過，而把另外一些物質分離掉。③應用：物質分離
⑵醫用高分子材料：①性能：優異的生物相溶性、親和性;很高的機械性能。②應用：
人造心臟硅橡膠、聚氨酯橡膠人造血管聚對苯二甲酸乙二酯人造氣管聚乙烯、有機硅橡膠人造腎醋酸纖維、聚酯纖維人造鼻聚乙烯有機硅橡膠人造骨、關節聚甲基丙烯酸甲酯人造肌肉硅橡膠和絳綸織物人造皮膚硅橡膠、聚多肽人造角膜、肝臟，人工紅血球、人工血漿、食道、尿道、腹膜
高二化學知識點總結12
1.制硝基苯(—NO2，60℃)、制苯磺酸(—SO3H，80℃)、制酚醛樹脂(沸水浴)、銀鏡反應、醛與新制的Cu(OH)2懸濁液反應(熱水浴)、酯的水解、二糖水解(如蔗糖水解)、淀粉水解(沸水浴)。
2.常用新制Cu(OH)2、溴水、酸性高錳酸鉀溶液、銀氨溶液、NaOH溶液、FeCl3溶液。
3.Cu(OH)2共熱產生紅色沉淀的)：醛類(RCHO)、葡萄糖、麥芽糖、甲酸(HCOOH)、甲酸鹽(HCOONa)、甲酸酯(HCOOCH3)等。14X(鹵原子：氯原子等)、—OH(羥基)、—CHO(醛基)、—COOH(羧基)、—COO—(酯基)、—CO—(羰基)、—OC=C(碳碳雙鍵)、—C≡C—(碳碳叁鍵)、—NH2(氨基)、—NH—CO—(肽鍵)、—NO2(硝基)。
1、電解池：把電能轉化為化學能的裝置。
(1)電解池的構成條件
①外加直流電源;
②與電源相連的兩個電極;
③電解質溶液或熔化的電解質。
(2)電極名稱和電極材料
①電極名稱
陽極：接電源正極的為陽極，發生x氧化xx反應;
陰極：接電源負極的為陰極，發生xx還原xx反應。
②電極材料
惰性電極：C、Pt、Au等，僅導電，不參與反應;
活性電極：Fe、Cu、Ag等，既可以導電，又可以參與電極反應。
2、離子放電順序
(1)陽極：
①活性材料作電極時：金屬在陽極失電子被氧化成陽離子進入溶液，陰離子不容易在電極上放電。
②惰性材料作電極(Pt、Au、石墨等)時：
溶液中陰離子的放電順序(由易到難)是：S2->I->Br->Cl->OH->含氧酸根離子。
(2)陰極：無論是惰性電極還是活性電極都不參與電極反應，發生反應的是溶液中的陽離子。
3、陽離子在陰極上的放電順序是：
Ag+>Fe3+>Cu2+>H+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+
1.純堿、蘇打：Na2CO32.小蘇打：NaHCO33.大蘇打：Na2S2O3
4.石膏(生石膏)：CaSO4·2H2O5.熟石膏：2CaSO4·.H2O
6.瑩石：CaF27.重晶石：BaSO4(無毒)8.碳銨：NH4HCO3
9.石灰石、大理石：CaCO310.生石灰：CaO11.食鹽：NaCl
12.熟石灰、消石灰：Ca(OH)213.芒硝：Na2SO4·7H2O(緩瀉劑)
14.燒堿、火堿、苛性鈉：NaOH15.綠礬：FaSO4·7H2O16.干冰：CO2
17.明礬：KAl(SO4)2·12H2O18.漂：Ca(ClO)2、CaCl2(混合物)
19.瀉鹽：MgSO4·7H2O20.膽礬、藍礬：CuSO4·5H2O21.雙氧水：H2O2
23.石英：SiO224.剛玉：Al2O325.水玻璃、泡花堿：Na2SiO3
26.鐵紅、鐵礦：Fe2O327.磁鐵礦：Fe3O428.黃鐵礦、硫鐵礦：FeS2
29.銅綠、孔雀石：Cu2(OH)2CO330.菱鐵礦：FeCO331.赤銅礦：Cu2O
32.波爾多液：Ca(OH)2和CuSO433.玻璃的主要成分：Na2SiO3、CaSiO3、SiO2
34.天然氣、沼氣、坑氣(主要成分)：CH435.水煤氣：CO和H2
36.王水：濃HNO3、濃HCl按體積比1：3混合而成。
37.鋁熱劑：Al+Fe2O3(或其它氧化物)40.尿素：CO(NH2)
1、二、三周期的同族元素原子序數之差為8。
2、三、四周期的同族元素原子序數之差為8或18，ⅠA、ⅡA為8，其他族為18。
3、四、五周期的同族元素原子序數之差為18。
4、五、六周期的同族元素原子序數之差為18或32。
5、六、七周期的同族元素原子序數之差為32。
1、羥基就是氫氧根
看上去都是OH組成的一個整體，其實，羥基是一個基團，它只是物質結構的一部分，不會電離出來。而氫氧根是一個原子團，是一個陰離子，它或強或弱都能電離出來。所以，羥基不等于氫氧根。
例如：C2H5OH中的OH是羥基，不會電離出來;硫酸中有兩個OH也是羥基，眾所周知，硫酸不可能電離出OH-的。而在NaOH、Mg(OH)2、Fe(OH)3、Cu2(OH)2CO3中的OH就是離子，能電離出來，因此這里叫氫氧根。
2、Fe3+離子是黃色的
眾所周知，FeCl3溶液是黃色的，但是不是意味著Fe3+就是黃色的呢?不是。Fe3+對應的堿Fe(OH)3是弱堿，它和強酸根離子結合成的鹽類將會水解產生紅棕色的Fe(OH)3。因此濃的FeCl3溶液是紅棕色的，一般濃度就顯黃色，歸根結底就是水解生成的Fe(OH)3導致的。真正Fe3+離子是淡紫色的而不是黃色的。將Fe3+溶液加入過量的酸來抑制水解，黃色將褪去。
3、AgOH遇水分解
我發現不少人都這么說，其實看溶解性表中AgOH一格為“-”就認為是遇水分解，其實不是的.。而是AgOH的熱穩定性極差，室溫就能分解，所以在復分解時得到AgOH后就馬上分解，因而AgOH常溫下不存在。和水是沒有關系的。如果在低溫下進行這個操作，是可以得到AgOH這個白色沉淀的。
4、多元含氧酸具體是幾元酸看酸中H的個數。
多元酸究竟能電離多少個H+，是要看它結構中有多少個羥基，非羥基的氫是不能電離出來的。如亞磷酸(H3PO3)，看上去它有三個H，好像是三元酸，但是它的結構中，是有一個H和一個O分別和中心原子直接相連的，而不構成羥基。構成羥基的O和H只有兩個。因此H3PO3是二元酸。當然，有的還要考慮別的因素，如路易斯酸H3BO3就不能由此來解釋。
5、酸式鹽溶液呈酸性
表面上看，“酸”式鹽溶液當然呈酸性啦，其實不然。到底酸式鹽呈什么性，要分情況討論。如果這是強酸的酸式鹽，因為它電離出了大量的H+，而且陰離子不水解，所以強酸的酸式鹽溶液一定呈酸性。而弱酸的酸式鹽，則要比較它電離出H+的能力和陰離子水解的程度了。如果陰離子的水解程度較大(如NaHCO3)，則溶液呈堿性;反過來，如果陰離子電離出H+的能力較強(如NaH2PO4)，則溶液呈酸性。
6、H2SO4有強氧化性
就這么說就不對，只要在前邊加一個“濃”字就對了。濃H2SO4以分子形式存在，它的氧化性體現在整體的分子上，H2SO4中的S6+易得到電子，所以它有強氧化性。而稀H2SO4(或SO42-)的氧化性幾乎沒有(連H2S也氧化不了)，比H2SO3(或SO32-)的氧化性還弱得多。這也體現了低價態非金屬的含氧酸根的氧化性比高價態的強，和HClO與HClO4的酸性強弱比較一樣。所以說H2SO4有強氧化性時必須嚴謹，前面加上“濃”字。
7、鹽酸是氯化氫的俗稱
看上去，兩者的化學式都相同，可能會產生誤會，鹽酸就是氯化氫的俗稱。其實鹽酸是混合物，是氯化氫和水的混合物;而氯化氫是純凈物，兩者根本不同的。氯化氫溶于水叫做氫氯酸，氫氯酸的俗稱就是鹽酸了。
8、易溶于水的堿都是強堿，難溶于水的堿都是弱堿
從常見的強堿NaOH、KOH、Ca(OH)2和常見的弱堿Fe(OH)3、Cu(OH)2來看，似乎易溶于水的堿都是強堿，難溶于水的堿都是弱堿。其實堿的堿性強弱和溶解度無關，其中，易溶于水的堿可別忘了氨水，氨水也是一弱堿。難溶于水的也不一定是弱堿，學過高一元素周期率這一節的都知道，鎂和熱水反應后滴酚酞變紅的，證明Mg(OH)2不是弱堿，而是中強堿，但Mg(OH)2是難溶的。還有AgOH，看Ag的金屬活動性這么弱，想必AgOH一定為很弱的堿。其實不然，通過測定AgNO3溶液的pH值近中性，也可得知AgOH也是一中強堿。
9、寫離子方程式時，強電解質一定拆，弱電解質一定不拆
在水溶液中，的確，強電解質在水中完全電離，所以肯定拆;而弱電解質不能完全電離，因此不拆。但是在非水溶液中進行時，或反應體系中水很少時，那就要看情況了。在固相反應時，無論是強電解質還是弱電解質，無論這反應的實質是否離子交換實現的，都不能拆。如：2NH4Cl+Ca(OH)2=△=CaCl2+2NH3↑+2H2O，這條方程式全部都不能拆，因此不能寫成離子方程式。有的方程式要看具體的反應實質，如濃H2SO4和Cu反應，盡管濃H2SO4的濃度為98%，還有少量水，有部分分子還可以完全電離成H+和SO42-，但是這條反應主要利用了濃H2SO4的強氧化性，能體現強氧化性的是H2SO4分子，所以實質上參加反應的是H2SO4分子，所以這條反應中H2SO4不能拆。同樣，生成的CuSO4因水很少，也主要以分子形式存在，所以也不能拆。弱電解質也有拆的時候，因為弱電解質只是相對于水是弱而以，在其他某些溶劑中，也許它就變成了強電解質。如CH3COOH在水中為弱電解質，但在液氨中卻為強電解質。在液氨做溶劑時，CH3COOH參加的離子反應，CH3COOH就可以拆。
高二化學知識點總結13
離子檢驗
離子所加試劑現象離子方程式
Cl-AgNO3、稀HNO3產生白色沉淀Cl-+Ag+=AgCl↓SO42-稀HCl、BaCl2白色沉淀SO42-+Ba2+=BaSO4↓
四、除雜
注意事項：為了使雜質除盡，加入的試劑不能是“適量”，而應是“過量”;但過量的試劑必須在后續操作中便于除去。
物質的量的單位――摩爾
1.物質的量(n)是表示含有一定數目粒子的集體的物理量。
2.摩爾(mol):把含有6.02×1023個粒子的任何粒子集體計量為1摩爾。
3.阿伏加德羅常數：把6.02X1023mol-1叫作阿伏加德羅常數。
4.物質的量=物質所含微粒數目/阿伏加德羅常數n=N/NA
5.摩爾質量(M)(1)定義：單位物質的量的物質所具有的質量叫摩爾質量.(2)單位：g/mol或g..mol-1(3)數值：等于該粒子的相對原子質量或相對分子質量.
6.物質的量=物質的質量/摩爾質量(n=m/M)
氣體摩爾體積
1.氣體摩爾體積(Vm)(1)定義：單位物質的量的氣體所占的體積叫做氣體摩爾體積.(2)單位：L/mol
2.物質的量=氣體的體積/氣體摩爾體積n=V/Vm
3.標準狀況下,Vm=22.4L/mol
物質的量在化學實驗中的應用
1.物質的量濃度.
(1)定義：以單位體積溶液里所含溶質B的物質的量來表示溶液組成的.物理量，叫做溶質B的物質的濃度。(2)單位：mol/L(3)物質的量濃度=溶質的物質的量/溶液的體積CB=nB/V
2.一定物質的量濃度的配制
(1)基本原理:根據欲配制溶液的體積和溶質的物質的量濃度，用有關物質的量濃度計算的方法，求出所需溶質的質量或體積，在容器內將溶質用溶劑稀釋為規定的體積,就得欲配制得溶液.
(2)主要操作
a.檢驗是否漏水.
b.配制溶液1計算.2稱量.3溶解.4轉移.5洗滌.6定容.7搖勻8貯存溶液.
注意事項：
A選用與欲配制溶液體積相同的容量瓶.
B使用前必須檢查是否漏水.
C不能在容量瓶內直接溶解.
D溶解完的溶液等冷卻至室溫時再轉移.
高二化學知識點總結14
1．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
（5）、酚醛樹脂的制取（6）固體溶解度的測定
凡是在不高于100℃的條件下反應，均可用水浴加熱，其優點：溫度變化平穩，不會大起大落，有利于反應的進行。
2．需用溫度計的實驗有：
（1）、實驗室制乙烯（170℃）（2）、蒸餾（3）、固體溶解度的測定
（4）、乙酸乙酯的水解（70－80℃）（5）、中和熱的測定
（6）制硝基苯（50－60℃）
〔說明〕：（1）凡需要準確控制溫度者均需用溫度計。（2）注意溫度計水銀球的位置。
3．能與Na反應的有機物有：醇、酚、羧酸等——凡含羥基的化合物。
4．能發生銀鏡反應的物質有：
醛、甲酸、甲酸鹽、甲酸酯、葡萄糖、麥芽糖——凡含醛基的物質。
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等）
6．能使溴水褪色的物質有：
（1）含有碳碳雙鍵和碳碳叁鍵的烴和烴的衍生物（加成）
（2）苯酚等酚類物質（取代）
（3）含醛基物質（氧化）
（4）堿性物質（如NaOH、Na2CO3）（氧化還原――歧化反應）
（5）較強的`無機還原劑（如SO2、KI、FeSO4等）（氧化）
（6）有機溶劑（如苯和苯的同系物、四氯甲烷、汽油、已烷等，屬于萃取，使水層褪色而有機層呈橙紅色。）
7．密度比水大的液體有機物有：溴乙烷、溴苯、硝基苯、四氯化碳等。
8、密度比水小的液體有機物有：烴、大多數酯、一氯烷烴。
9．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。
10．不溶于水的有機物有：
烴、鹵代烴、酯、淀粉、纖維素
11．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。
12．濃硫酸、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
13．能被氧化的物質有：
含有碳碳雙鍵或碳碳叁鍵的不飽和化合物（KMnO4）、苯的同系物、醇、醛、酚。
大多數有機物都可以燃燒，燃燒都是被氧氣氧化。
14．顯酸性的有機物有：含有酚羥基和羧基的化合物。
15．能使蛋白質變性的物質有：強酸、強堿、重金屬鹽、甲醛、苯酚、強氧化劑、濃的酒精、雙氧水、碘酒、三氯乙酸等。
16．既能與酸又能與堿反應的有機物：具有酸、堿雙官能團的有機物（氨基酸、蛋白質等）
17．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）
18、有明顯顏色變化的有機反應：
1．苯酚與三氯化鐵溶液反應呈紫色；
2．KMnO4酸性溶液的褪色；
3．溴水的褪色；
4．淀粉遇碘單質變藍色。
5．蛋白質遇濃硝酸呈黃色（顏色反應）
高二化學知識點總結15
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)
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