高二化學(xué)知識點梳理

1、 高二化學(xué)知識點梳理 錯過了晨曦,你可以觀賞暮靄;錯過了春花,你可以接納秋實;錯過了太陽,你可以仰視星月;錯過了昨天,你可以擁抱今日!下面給大家共享一些關(guān)于（高二化學(xué)）學(xué)問點梳理，盼望對大家有所關(guān)心。 高二化學(xué)學(xué)問點1 一、水溶液 1、水的電離 H2OH+OH- 水的離子積常數(shù)KW=H+OH-，25時，KW=1.010-14mol2L-2。溫度上升，有利于水的電離， KW增大。 2、溶液的酸堿度 室溫下，中性溶液：H+=OH-=1.010-7molL-1，pH=7 酸性溶液：H+OH-， H+1.010-7molL-1，pH7 堿性溶液：H+OH-，OH-1.010-7molL-1，pH7 3

2、、電解質(zhì)在水溶液中的存在形態(tài) (1)強電解質(zhì) 強電解質(zhì)是在稀的水溶液中完全電離的電解質(zhì)，強電解質(zhì)在溶液中以離子形式存在，主要包括強酸、強堿和絕大多數(shù)鹽，書寫電離方程式時用“=”表示。 (2)弱電解質(zhì) 在水溶液中部分電離的電解質(zhì)，在水溶液中主要以分子形態(tài)存在，少部分以離子形態(tài)存在，存在電離平衡，主要包括弱酸、弱堿、水及極少數(shù)鹽，書寫電離方程式時用“ ”表示。 高二化學(xué)學(xué)問點2 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) 在肯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

3、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(jié)合生成弱酸或弱堿，從而打破水的電離平衡，使水連續(xù)電離，稱為鹽類水解。 (2)水解類型及規(guī)律 強酸弱堿鹽水解顯酸性。 NH4Cl+H2ONH3H2O+HCl 強堿弱酸鹽水解顯堿性。 CH3COONa+H2OCH3C

4、OOH+NaOH 強酸強堿鹽不水解。 弱酸弱堿鹽雙水解。 Al2S3+6H2O=2Al(OH)3+3H2S (3)水解平衡的移動 加熱、加水可以促進鹽的水解，加入酸或堿能抑止鹽的水解，另外，弱酸根陰離子與弱堿陽離子相混合時相互促進水解。 高二化學(xué)學(xué)問點3 沉淀溶解平衡 1、沉淀溶解平衡與溶度積 (1)概念 當(dāng)固體溶于水時，固體溶于水的速率和離子結(jié)合為固體的速率相等時，固體的溶解與沉淀的生成達到平衡狀態(tài)，稱為沉淀溶解平衡。其平衡常數(shù)叫做溶度積常數(shù)，簡稱溶度積，用Ksp表示。 PbI2(s)Pb2+(aq)+2I-(aq) Ksp=Pb2+I-2=7.110-9mol3L-3 (2)溶度積Ksp的

5、特點 Ksp只與難溶電解質(zhì)的性質(zhì)和溫度有關(guān)，與沉淀的量無關(guān)，且溶液中離子濃度的變化能引起平衡移動，但并不轉(zhuǎn)變?nèi)芏确e。 Ksp反映了難溶電解質(zhì)在水中的溶解力量。 2、沉淀溶解平衡的應(yīng)用 (1)沉淀的溶解與生成 依據(jù)濃度商Qc與溶度積Ksp的大小比較，規(guī)章如下： Qc=Ksp時，處于沉淀溶解平衡狀態(tài)。 QcKsp時，溶液中的離子結(jié)合為沉淀至平衡。 Qcksp時，體系中若有足量固體，固體溶解至平衡。 p= (2)沉淀的轉(zhuǎn)化 依據(jù)溶度積的大小，可以將溶度積大的沉淀可轉(zhuǎn)化為溶度積更小的沉淀，這叫做沉淀的轉(zhuǎn)化。沉淀轉(zhuǎn)化實質(zhì)為沉淀溶解平衡的移動。 高二化學(xué)學(xué)問點4 離子反應(yīng) 1、離子反應(yīng)發(fā)生的條件 (1)生

6、成沉淀 既有溶液中的離子直接結(jié)合為沉淀，又有沉淀的轉(zhuǎn)化。 (2)生成弱電解質(zhì) 主要是H+與弱酸根生成弱酸，或OH-與弱堿陽離子生成弱堿，或H+與OH-生成H2O。 (3)生成氣體 生成弱酸時，許多弱酸能分解生成氣體。 (4)發(fā)生氧化還原反應(yīng) 強氧化性的離子與強還原性離子易發(fā)生氧化還原反應(yīng)，且大多在酸性條件下發(fā)生。 2、離子反應(yīng)能否進行的理論判據(jù) (1)依據(jù)焓變與熵變判據(jù) 對H-TS0的離子反應(yīng)，室溫下都能自發(fā)進行。 (2)依據(jù)平衡常數(shù)判據(jù) 離子反應(yīng)的平衡常數(shù)很大時，表明反應(yīng)的趨勢很大。 3、離子反應(yīng)的應(yīng)用 (1)推斷溶液中離子能否大量共存 相互間能發(fā)生反應(yīng)的離子不能大量共存，留意題目中的隱含條

7、件。 (2)用于物質(zhì)的定性檢驗 依據(jù)離子的特性反應(yīng)，主要是沉淀的顏色或氣體的生成，定性檢驗特征性離子。 (3)用于離子的定量計算 常見的有酸堿中和滴定法、氧化還原滴定法。 (4)生活中常見的離子反應(yīng)。 硬水的形成及軟化涉及到的離子反應(yīng)較多，主要有： Ca2+、Mg2+的形成。 CaCO3+CO2+H2O=Ca2+2HCO3- MgCO3+CO2+H2O=Mg2+2HCO3- 加熱煮沸法降低水的硬度： Ca2+2HCO3-CaCO3+CO2+H2O Mg2+2HCO3-MgCO3+CO2+H2O 或加入Na2CO3軟化硬水： Ca2+CO32-=CaCO3，Mg2+CO32-=MgCO3 高二化學(xué)學(xué)問點梳理相關(guān)（文章）： 高二化學(xué)必備的學(xué)問點 高二化學(xué)復(fù)習(xí):重要學(xué)問點總結(jié) 高