關(guān)于高二化學(xué)平衡知識點歸納總結(jié)

　　在平時的學(xué)習(xí)中，大家最不陌生的就是知識點吧！知識點也可以理解為考試時會涉及到的知識，也就是大綱的分支。哪些才是我們真正需要的知識點呢？下面是小編精心整理的高二化學(xué)平衡知識點歸納總結(jié)，希望對大家有所幫助。

　　高二化學(xué)平衡知識點歸納總結(jié)1

　　化學(xué)平衡

　　1、化學(xué)平衡狀態(tài)

　　(1)溶解平衡狀態(tài)的建立：當(dāng)溶液中固體溶質(zhì)溶解和溶液中溶質(zhì)分子聚集到固體表面的結(jié)晶過程的速率相等時，飽和溶液的濃度和固體溶質(zhì)的質(zhì)量都保持不變，達到溶解平衡。溶解平衡是一種動態(tài)平衡狀態(tài)。

　　小貼士：

　　①固體溶解過程中，固體的溶解和溶質(zhì)分子回到固體溶質(zhì)表面這兩個過程一直存在，只不過二者速率不同，在宏觀上表現(xiàn)為固體溶質(zhì)的減少。當(dāng)固體全部溶解后仍未達到飽和時，這兩個過程都不存在了。

　�、诋�(dāng)溶液達到飽和后，溶液中的固體溶解和溶液中的溶質(zhì)回到固體表面的結(jié)晶過程一直在進行，并且兩個過程的速率相等，宏觀上飽和溶液的濃度和固體溶質(zhì)的質(zhì)量都保持不變，達到溶解平衡狀態(tài)。

　　(2)可逆反應(yīng)與不可逆反應(yīng)

　�、倏赡娣磻�(yīng)：在同一條件下，同時向正、 反兩個方向進行的化學(xué)反應(yīng)稱為可逆反應(yīng)。

　　前提：反應(yīng)物和產(chǎn)物必須同時存在于同一反應(yīng)體系中，而且在相同條件下，正、逆反應(yīng)都能自動進行。

　　②不可逆反應(yīng)：在一定條件下，幾乎只能向一定方向(向生成物方向)進行的反應(yīng)。

　　(3)化學(xué)平衡狀態(tài)的概念：化學(xué)平衡狀態(tài)指的是在一定條件下的可逆反應(yīng)里，正反應(yīng)速率和逆反應(yīng)速率相等，反應(yīng)混合物中各組分的濃度保持不變的狀態(tài)。

　　理解化學(xué)平衡狀態(tài)應(yīng)注意以下三點：

　�、偾疤崾恰耙欢�條件下的可逆反應(yīng)” ，“一定條件” 通常是指一定的溫度和壓強。

　�、趯嵸|(zhì)是“正反應(yīng)速率和逆反應(yīng)速率相等” ，由于速率受外界條件的影響，所以速率相等基于外界條件不變。

　�、蹣�(biāo)志是“反應(yīng)混合物中各組分的濃度保持不變” 。濃度沒有變化，并不是各種物質(zhì)的濃度相同。對于一種物質(zhì)來說，由于單位時間內(nèi)的生成量與消耗量相等，就表現(xiàn)出物質(zhì)的多少不再隨時間的改變而改變。

　　2、化學(xué)平衡移動

　　可逆反應(yīng)的平衡狀態(tài)是在一定外界條件下(濃度、溫度、壓強)建立起來的，當(dāng)外界條件發(fā)生變化時，就會影響到化學(xué)反應(yīng)速率，當(dāng)正反應(yīng)速率不再等于逆反應(yīng)速率時，原平衡狀態(tài)被破壞，并在新條件下建立起新的平衡。此過程可表示為：

　　(1)化學(xué)平衡移動：可逆反應(yīng)中舊化學(xué)平衡的破壞、新化學(xué)平衡的建立過程。

　　(2)化學(xué)平衡移動的原因：反應(yīng)條件的改變，使正、逆反。應(yīng)速率發(fā)生變化，并且正、逆反應(yīng)速率的改變程度不同，導(dǎo)致正、逆反應(yīng)速率不相等，平衡受到破壞，平衡混合物中各組分的含量發(fā)生相應(yīng)的變化。

　　①若外界條件改變，引起υ正>ν逆時，正反應(yīng)占優(yōu)勢，化學(xué)平衡向正反應(yīng)方向移動，各組分的含量發(fā)生變化;

　�、谌敉饨鐥l件改變，引起υ正<ν逆時，逆反應(yīng)占優(yōu)勢，化學(xué)平衡向逆反應(yīng)方向移動，各組分的含量發(fā)生變化;

　�、廴敉饨鐥l件改變，引起υ正和ν逆都發(fā)生變化，如果υ正和ν逆仍保持相等，化學(xué)平衡就沒有發(fā)生移動，各組分的含量從保持一定到條件改變時含量沒有變化。

　　(3)濃度對化學(xué)平衡的影響

　　在其他條件不變的情況下：

　　增大反應(yīng)物的濃度，平衡向正反應(yīng)方向移動，使反應(yīng)物的濃度降低;

　　減小產(chǎn)物的濃度，平衡向正反應(yīng)方向移動，使產(chǎn)物的濃度增大;

　　增大產(chǎn)物的濃度，平衡向逆反應(yīng)方向移動，使產(chǎn)物的濃度降低;

　　減小反應(yīng)物的濃度，平衡向逆反應(yīng)方向移動，使反應(yīng)物的濃度增大。

　　(4)壓強對化學(xué)平衡的影響

　　在其他條件不變的情況下，對于有氣體參加或者生成的反應(yīng)，增大壓強，會使氣體的濃度增大相同的倍數(shù)，正、逆反應(yīng)速率都增加，化學(xué)平衡向著氣體體積縮小的反應(yīng)方向移動;

　　減小壓強，會使氣體的濃度減小相同的倍數(shù)，正、逆反應(yīng)速率都減小，會使化學(xué)平衡向著氣體體積增大的反應(yīng)方向移動。

　　(5)溫度對化學(xué)平衡的影響

　　在其他條件不變的情況下，溫度升高，化學(xué)平衡向著吸熱反應(yīng)方向移動;溫度降低，化學(xué)平衡向著放熱反應(yīng)方向移動。

　　(6)催化劑對化學(xué)平衡的影響

　　使用催化劑不影響化學(xué)平衡的移動。由于催化劑可以改變化學(xué)反應(yīng)速率，而且對于可逆反應(yīng)來說，催化劑對正反應(yīng)速率與逆反應(yīng)速率影響的程度是等同的，所以平衡不移動。但應(yīng)注意，雖然催化劑不使化學(xué)平衡移動，但使用催化劑可影響可逆反應(yīng)達到平衡的時間。

　　(7)勒夏特列原理

　　①原理內(nèi)容：如果改變影響平衡的一個條件 (如溫度、壓強等)，平衡就向能夠減弱這種改變的方向移動。

　　高二化學(xué)平衡知識點歸納總結(jié)2

　　化學(xué)能轉(zhuǎn)化為電能——電池

　　1、原電池的工作原理

　　(1)原電池的概念：

　　把化學(xué)能轉(zhuǎn)變?yōu)殡娔艿难b置稱為原電池。

　　(2)Cu-Zn原電池的工作原理：

　　如圖為Cu-Zn原電池，其中Zn為負極，Cu為正極，構(gòu)成閉合回路后的現(xiàn)象是：Zn片逐漸溶解，Cu片上有氣泡產(chǎn)生，電流計指針發(fā)生偏轉(zhuǎn)。該原電池反應(yīng)原理為：Zn失電子，負極反應(yīng)為：Zn→Zn2++2e-;Cu得電子，正極反應(yīng)為：2H++2e-→H2。電子定向移動形成電流�？偡磻�(yīng)為：Zn+CuSO4=ZnSO4+Cu。

　　(3)原電池的電能

　　若兩種金屬做電極，活潑金屬為負極，不活潑金屬為正極;若一種金屬和一種非金屬做電極，金屬為負極，非金屬為正極。

　　2、化學(xué)電源

　　(1)鋅錳干電池

　　負極反應(yīng)：Zn→Zn2++2e-;

　　正極反應(yīng)：2NH4++2e-→2NH3+H2;

　　(2)鉛蓄電池

　　負極反應(yīng)：Pb+SO42-PbSO4+2e-

　　正極反應(yīng)：PbO2+4H++SO42-+2e-PbSO4+2H2O

　　放電時總反應(yīng)：Pb+PbO2+2H2SO4=2PbSO4+2H2O。

　　充電時總反應(yīng)：2PbSO4+2H2O=Pb+PbO2+2H2SO4。

　　(3)氫氧燃料電池

　　負極反應(yīng)：2H2+4OH-→4H2O+4e-

　　正極反應(yīng)：O2+2H2O+4e-→4OH-

　　電池總反應(yīng)：2H2+O2=2H2O

　　3、金屬的腐蝕與防護

　　(1)金屬腐蝕

　　金屬表面與周圍物質(zhì)發(fā)生化學(xué)反應(yīng)或因電化學(xué)作用而遭到破壞的過程稱為金屬腐蝕。

　　(2)金屬腐蝕的電化學(xué)原理。

　　生鐵中含有碳，遇有雨水可形成原電池，鐵為負極，電極反應(yīng)為：Fe→Fe2++2e-。水膜中溶解的氧氣被還原，正極反應(yīng)為：O2+2H2O+4e-→4OH-，該腐蝕為“吸氧腐蝕”，總反應(yīng)為：2Fe+O2+2H2O=2Fe(OH)2，F(xiàn)e(OH)2又立即被氧化：4Fe(OH)2+2H2O+O2=4Fe(OH)3，F(xiàn)e(OH)3分解轉(zhuǎn)化為鐵銹。若水膜在酸度較高的環(huán)境下，正極反應(yīng)為：2H++2e-→H2↑，該腐蝕稱為“析氫腐蝕”。

　　(3)金屬的防護

　　金屬處于干燥的環(huán)境下，或在金屬表面刷油漆、陶瓷、瀝青、塑料及電鍍一層耐腐蝕性強的金屬防護層，破壞原電池形成的條件。從而達到對金屬的防護;也可以利用原電池原理，采用犧牲陽極保護法。也可以利用電解原理，采用外加電流陰極保護法。

　　高二化學(xué)平衡知識點歸納總結(jié)3

　　化學(xué)反應(yīng)與能量轉(zhuǎn)化

　　化學(xué)反應(yīng)的實質(zhì)是反應(yīng)物化學(xué)鍵的斷裂和生成物化學(xué)鍵的形成，化學(xué)反應(yīng)過程中伴隨著能量的釋放或吸收。

　　一、化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)

　　1、化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)熱

　　(1)反應(yīng)熱的概念：

　　當(dāng)化學(xué)反應(yīng)在一定的溫度下進行時，反應(yīng)所釋放或吸收的熱量稱為該反應(yīng)在此溫度下的熱效應(yīng)，簡稱反應(yīng)熱。用符號Q表示。

　　(2)反應(yīng)熱與吸熱反應(yīng)、放熱反應(yīng)的關(guān)系。

　　Q>0時，反應(yīng)為吸熱反應(yīng);Q<0時，反應(yīng)為放熱反應(yīng)。

　　(3)反應(yīng)熱的測定

　　測定反應(yīng)熱的儀器為量熱計，可測出反應(yīng)前后溶液溫度的變化，根據(jù)體系的熱容可計算出反應(yīng)熱，計算公式如下：

　　Q=-C(T2-T1)式中C表示體系的熱容，T1、T2分別表示反應(yīng)前和反應(yīng)后體系的溫度。實驗室經(jīng)常測定中和反應(yīng)的反應(yīng)熱。

　　2、化學(xué)反應(yīng)的焓變

　　(1)反應(yīng)焓變

　　物質(zhì)所具有的能量是物質(zhì)固有的性質(zhì)，可以用稱為“焓”的物理量來描述，符號為H，單位為kJ·mol-1。

　　反應(yīng)產(chǎn)物的總焓與反應(yīng)物的總焓之差稱為反應(yīng)焓變，用ΔH表示。

　　(2)反應(yīng)焓變ΔH與反應(yīng)熱Q的關(guān)系。

　　對于等壓條件下進行的化學(xué)反應(yīng)，若反應(yīng)中物質(zhì)的能量變化全部轉(zhuǎn)化為熱能，則該反應(yīng)的反應(yīng)熱等于反應(yīng)焓變，其數(shù)學(xué)表達式為：Qp=ΔH=H(反應(yīng)產(chǎn)物)-H(反應(yīng)物)。

　　(3)反應(yīng)焓變與吸熱反應(yīng)，放熱反應(yīng)的關(guān)系：

　　H>0，反應(yīng)吸收能量，為吸熱反應(yīng)。

　　H<0，反應(yīng)釋放能量，為放熱反應(yīng)。

　　(4)反應(yīng)焓變與熱化學(xué)方程式：

　　把一個化學(xué)反應(yīng)中物質(zhì)的變化和反應(yīng)焓變同時表示出來的化學(xué)方程式稱為熱化學(xué)方程式，如：H2(g)+O2(g)=H2O(l);ΔH(298K)=-285.8kJ·mol-1

　　書寫熱化學(xué)方程式應(yīng)注意以下幾點：

　�、倩瘜W(xué)式后面要注明物質(zhì)的聚集狀態(tài)：固態(tài)(s)、液態(tài)(l)、氣態(tài)(g)、溶液(aq)。

　�、诨瘜W(xué)方程式后面寫上反應(yīng)焓變ΔH，ΔH的單位是J·mol-1或 kJ·mol-1，且ΔH后注明反應(yīng)溫度。

　�、蹮峄瘜W(xué)方程式中物質(zhì)的系數(shù)加倍，ΔH的數(shù)值也相應(yīng)加倍。

　　3、反應(yīng)焓變的計算

　　(1)蓋斯定律

　　對于一個化學(xué)反應(yīng)，無論是一步完成，還是分幾步完成，其反應(yīng)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(yīng)焓變的計算。

　　常見題型是給出幾個熱化學(xué)方程式，合并出題目所求的熱化學(xué)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(xué)方程式的ΔH的代數(shù)和。

　　(3)根據(jù)標(biāo)準摩爾生成焓，ΔfHmθ計算反應(yīng)焓變ΔH。

　　對任意反應(yīng)：aA+bB=cC+dD

　　H=[cΔfHmθ(C)+dΔfHmθ(D)]-[aΔfHmθ(A)+bΔfHmθ(B)]

　　高二化學(xué)平衡知識點歸納總結(jié)4

　　化學(xué)鍵與分子結(jié)構(gòu)

　　1、非極性分子和極性分子

　�、欧菢O性分子：分子中正負電荷中心重合，從整體來看電荷分布是均勻的，對稱的。這樣的分子為非極性分子。當(dāng)分子中各鍵均為非極性鍵時，分子是非極性分子。當(dāng)一個分子中各個鍵都相同，均為極性鍵，但該分子的構(gòu)型是對稱的，則分子內(nèi)正負電荷中心可以重合。這樣的分子是非極性分子，如CH4、CO2�？傊�，非極性分子中不一定只含非極性鍵。

　�、茦O性分子：分子中正負電荷中心不能重合，從整個分子來看，電荷的分布是不均勻的、不對稱的。這樣的分子為極性分子，以極性鍵結(jié)合的雙原子分子，必為極性分子，以極性鍵結(jié)合的多原子分子，若分子的構(gòu)型不完全對稱，則分子內(nèi)正負電荷必然不重合，則為極性分子�？傊�，極性分子中必定會有極性鍵。但含有極性鍵的分子不一定是極性分子。

　　⑶常見分子的構(gòu)型及分子極性

　�、扰袛郃Bn型分子極性的經(jīng)驗規(guī)律

　　若中心原子A的化合價的絕對值等于該元素所在的主族序數(shù)則為非極性分子，若不等則為極性分子。如BH3、BF3、CH4、CCl4、CO2、CS2、PCl5、SO3等均為非極性分子，NH3、PH3、PCl3、H2O、H2S、SO2等均為極性分子。

　　ABn分子內(nèi)中心原子A若有孤對電子(未參與成鍵的電子對)則分子為極性分子，若無孤對電子則為非極性分子。

　　2、化學(xué)鍵與物質(zhì)類別關(guān)系規(guī)律

　�、胖缓�非極性共價鍵的物質(zhì)：同種非金屬元素構(gòu)成的單質(zhì)，如I2、H2、P4、金剛石、晶體硅等。

　　⑵只含有極性共價鍵的物質(zhì)：一般是不同非金屬元素構(gòu)成的共價化合物。如CCl4、NH3、SiO2、CS2等。

　�、羌扔袠O性鍵又有非極性鍵的物質(zhì)：如H2O2、C2H2、CH3CH3、C6H6(苯)等

　�、戎缓�有離子鍵的物質(zhì)：活潑非金屬元素與活潑金屬元素形成的化合物，如Na2S、CsCl、K2O、NaH等

　�、杉扔须x子鍵又有非極性鍵的物質(zhì)，如Na2O2、Na2Sx、CaC2等

　�、视呻x子鍵、共價鍵、配位鍵構(gòu)成的.物質(zhì)，如NH4Cl等

　�、藷o化學(xué)鍵的物質(zhì)：稀有氣體(單原子分子)。

　　化學(xué)平衡

　　1、影響化學(xué)反應(yīng)速率的因素

　　⑴內(nèi)因(決定因素)

　　化學(xué)反應(yīng)速率是由參加反應(yīng)的物質(zhì)的性質(zhì)決定的。

　　⑵外因(影響因素)

　�、贊舛龋寒�(dāng)其他條件不變時，增大反應(yīng)物的濃度，反應(yīng)速率加快。

　　注意：增加固體物質(zhì)或純液體的量，因其濃度是個定值，故不影響反應(yīng)速率(不考慮表面積的影響)。

　�、趬簭姡簩τ谟袣怏w參加的反應(yīng)，當(dāng)其他條件不變時，增大壓強，氣體的體積減小，濃度增大，反應(yīng)速率加快。

　　注意：由于壓強對固體、液體的體積幾乎無影響，因此，對無氣體參加的反應(yīng)，壓強對反應(yīng)速率的影響可忽略不計。

　�、蹨囟龋寒�(dāng)其他條件不變時，升高溫度，反應(yīng)速率加快。

　　一般來說，溫度每升高10℃，反應(yīng)速率增大到原來的2～4倍。

　�、艽呋瘎�：催化劑有正負之分。使用正催化劑，反應(yīng)速率顯著增大;使用負催化劑，反應(yīng)速率顯著減慢。不特別指明時，指的是正催化劑。

　　2、外界條件同時對V正、V逆的影響

　�、旁龃蠓磻�(yīng)物濃度，V正急劇增大，V逆逐漸增大;減小反應(yīng)物的濃度，V正急劇減小，

　　V逆逐漸減小

　�、萍訅簩τ袣怏w參加或生成的可逆反應(yīng)，V正、V逆均增大，氣體分子數(shù)大的一側(cè)增大的倍數(shù)大于氣體分子數(shù)小的一側(cè)增大的倍數(shù);降壓V正、V逆均減小，氣體分子數(shù)大的一側(cè)減小的倍數(shù)大于氣體分子數(shù)小的一側(cè)減小的倍數(shù)。

　�、巧郎�，V正、V逆一般均加快，吸熱反應(yīng)增大的倍數(shù)大于放熱反應(yīng)增加的倍數(shù);降溫，V正、V逆一般均減小，吸熱反應(yīng)減小的倍數(shù)大于放熱反應(yīng)減小的倍數(shù)。

　�、燃哟呋瘎┛赏�倍地改變V正、V逆

　　3、可逆反應(yīng)達到平衡狀態(tài)的標(biāo)志

　�、偕�成A的速率與消耗A的速率相等。

　�、谏�成A的速率與消耗B的速率之比為m：n。

　�、凵�成B 的速率與生成C的速率之比為n：p。

　　⑵各組成成分的量保持不變

　　這些量包括：各組成成分的物質(zhì)的量、體積、濃度、體積分數(shù)、物質(zhì)的量分數(shù)、反應(yīng)的轉(zhuǎn)化率等。

　�、腔旌象w系的某些總量保持不變

　　對于反應(yīng)前后氣體體積發(fā)生變化的可逆反應(yīng)，混合氣體的總壓強、總體積、總物質(zhì)的量及體系平均相對分子質(zhì)量、密度等不變。