化学必修二教学总结。
光阴似箭催人老，光阴如骏赶少年。我们或多或少会在某些时候有些深刻的故事，总结那一段时间的经过是非常重要的。总结就是过去时间做的事的总检查、总评价，写总结范文的时候我们注意哪些地方呢？以下内容是小编特地整理的“化学必修二教学总结”，建议你收藏并分享给其他需要的朋友！
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篇一：2013年上期高一化学(必修二)教学总结2013年上期高一化学（必修二）教学总结
时光飞逝，这一学期就要结束了，本学期在校领导的领导下及备课组长杨德春老师的引导下，我们高一化学组顺利地完成了教育教学工作，现就这一学期的教学工作总结如下：
一、在思想觉悟上：
1、积极拥护中国共产党领导，积极参加学校组织的政治学习，做好笔记，写好心得。为维护社会稳定献出自己的一份力量。
2、积极参与学校组织的教职工活动，每周按时参加升旗仪式，不缺勤，不早退。服从安排。
二、教育教学上：
1.、配合校领导的工作，虚心向老教师请教，积极地去听课，评课，不断完善自己的知识体系，大量阅读教学理论书籍，研究新课程理念，明确高中化学新课程实施目标，研讨有效实施策略，脚踏实地进行新课程改革，尽快从整体上把握新的课程结构，变“以教师为中心”为“以学生及其活动为中心”。
2、积极参加教研活动，认真备好每一节课，出好每一节学案，注意根据不同的教学内容，不同的教学目标，结合不同层次的学生，选用不同的教学方法，努力创设一种和谐、愉悦的教学氛围和各种教学情境，精心设计教学过程和练习，在课堂上给予学生自主探索，合作交流和动手操作的权利，让学生充分发表自己的意见，激发对化学的好奇心，求知欲以及学习化学的兴趣，变被动学习为享受学习。
3、在授课过程中，注重学生学习习惯的养成，帮助学生树立学习化学的信心和恒心，经常的反复的对学生的表现和进步给予不断的鼓励，在学习上给予有信心、有恒心、有耐心的引导和帮助。帮助学生树立学习化学的信心和恒心的前提是重视基础知识的教学，无论所（1207）班级还是（1210）班，抓基础知识就要抓好化学课本知识，力求每章、每节过关，每个方程式过关，然后层层深入，尽量降低各层次学生之间的落差。强抓了化学用语的使用和实验基本技能，引导学生逐渐探究。
4、授完每一节课后，都要认真反思，总结自己的成功之处与不足之处，争取较大进步。
总之，由于第一次接触新课改，虽然很努力地去工作，但仍有不足之处，授课中的一些问题，本人还不能完解决，还需进一步的思考：如何把握好“探究内容的难易程度，与落实探究内容涉及的化学知识之间的平衡？如何除了探究实验时间的掌控与教学进度之间的矛盾等。探究教学内容还没有完全摆脱以教师为轴心的车轮运转，学生的问题意识较淡薄，很多问题都所教师提出的，一些学生解决问题的方法欠缺，表现出较强的依赖性，学生动手实验的能力不强。所以，在以后的教学实践中，要加强问题情境的创设，积极营造以学生为中心的探究式学习环境。不断完善自己，真正掌握新课改的教学观念。经过本学期的工作本学期工作：
可取之处：
1.教材处理好，可顺利流畅讲完课。并且重难点突出。
2.结合胡勇老师的同桌互助模式，进行了实践，取得了初步成效。
3.坚持督促学生完成每日一练。
不足之处：
1.在很多教学内容的教学中，在细节上感觉把握的不太好。
2.学生做了大量题，但没有覆盖所有题型。
3.对有些学案和试卷没有及时批改和评讲，拖得战线有点长。改进之处：
1.要听不同老师的课，博取众长。
2.多跟老师们探讨，掌握好讲课的分寸和细节。
3．鼓励学生多做综合性的题，多提问有价值的问题
2013年7月2日
篇二：人教版化学必修二全册知识点总结
第一章物质结构表
第一节 元素周期表
一、周期表
原子序数 ＝ 核电荷数 ＝ 质子数 ＝ 核外数 1、依据
横行：电子层数相同元素按原子序数递增从左到右排列 纵行：最外层电子数相同的元素按电子层数递增从上向下排列 2、结构
周期序数＝核外电子层数主族序数＝最外层电子数
短周期（第1、2、3周期）
周期：7
周期表 长周期（第4、5、6、7周期） 主族7个：ⅠA-ⅦA
族：16个（共187个：IB-ⅦB
第Ⅷ族1个（3 1个）稀有气体元素 二．元素的性质和原子结构
（一）碱元素：
1、原子结构相似性：最外层电子数相同，都为1个
递变性：从上到下，随着核电核数的增大，电子层数增多，原子半径增大
2、物理性质的相似性和递变性：
（1）相似性：银白色固体、硬度小、密度小（轻金属）、熔点低、易导热、导电、有展性。（2）递变性（从锂到铯）：①密度逐渐增大（K反常） ②熔点、沸点逐渐降低 结论：碱金属原子结构的相似性和递变性，导致物理性质同样存在相似性和递变性。3、化学性质
（1）相似性：
（金属锂只有一种氧化物）
4Li + O2 点燃 Li2O2Na + O2 点燃 Na2O2
2 Na + 2H2O ＝ 2NaOH + H2↑ 2K + 2H2O ＝ 2KOH + H2↑
2R + 2 H2O ＝ 2 ROH + H2 ↑
产物中，碱金属元素的化合价都为＋１价。
结论：碱金属元素原子的最外层上都只有1个电子，因此，它们的化学性质相似。（2）递变性：①与氧气越来越容易②与水反应越来越剧烈
结论：①金属性逐渐增强②原子结构的递变性导致化学性质的递变性。
第1页 共15页
总结：递变性：从上到下（从Li到Cs），随着核电核数的增加，碱金属原子的电子层数逐渐增多，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子失去电子的能力增强，即金属性逐渐增强。所以从Li到Cs的金属性逐渐增强。（二）卤族元素：
１、原子结构相似性：最外层电子数相同，都为7个
递变性：从上到下，随着核电核数的增大，电子层数增多，原子半径增大
２．物理性质的递变性：（从Ｆ2到Ｉ2）
（１）卤素单质的颜色逐渐加深；（２）密度逐渐增大；（B r2反常）（３）单质的熔、沸点升高 3、化学性质
（1 Ｘ2＋ H2 ＝ 2 HX F2 Cl2 Br2 I2
卤素单质与H2 的剧烈程度：依次增强；生成的氢化物的稳定性：依次增强（HF最稳定） （2）卤素单质间的置换反应
－－
2NaBr +Cl2 ＝2NaCl + Br2 氧化性：Cl2________Br2；还原性：Cl_____Br
－－
2NaI +Cl2 ＝2NaCl + I2 氧化性：Cl2_______I2；还原性：Cl_____I
－－
2NaI +Br2 ＝2NaBr + I2 氧化性：Br2_______I2；还原性：Br______I
结论： F2 F-
Cl2 Cl- Br2 Br- I2 I-
单质的氧化性：从下到上依次增强（F2氧化性最强）,对于阴离子的还原性：从上到下依次增强（ I-还原性最强）
结论：①非金属性逐渐减弱②原子结构的递变性导致化学性质的递变性。
总结：递变性：从上到下（从F2到I2），随着核电核数的增加，卤族元素原子的电子层数逐渐增多，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子得到电子的能力减弱，即非金属性逐渐减弱。所以从F2到I2的非金属性逐渐减弱。
总之：同主族从上到下，随着核电核数的增加，电子层数逐渐增多，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子得电子的能力减弱，失电子的能力增强，即非金属性逐渐减弱，金属性逐渐增强。三．核素
（一）原子的构成：
（１）原子的质量主要集中在原子核上。（２）质子和中子的相对质量都近似为1，电子的质量可忽略。（３）原子序数 ＝ 核电核数 ＝ 质子数 ＝ 核外电子数。（４）质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N)
A
（５）在化学上，我们用符号ZX来表示一个质量数为A，质子数为Z的具体的X原子。
中子 N个=（A－Z）个
原子核 质子 Z个 A
原子X Z
核外电子 Z个
（二）核素
核素：把具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子称为核素。一种原子即为一种核素。
第2页 共15页
同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素。
或：同一种元素的不同核素间互称为同位素。
（１）两 同：质子数相同、同一元素 （２）两不同：中子数不同、质量数不同 （３）属于同一种元素的不同种原子
第二节 元素周期律
一.原子核外电子的排布
１．在多个电子的原子里，核外电子是分层运动的，又叫电子分层排布。
2、核外电子的排布规律
（1）核外电子总是尽先排布在能量低的电子层，然后由里向外，依次排布。
(能量最低原理)。
（2）各电子层最多容纳的电子数是2n2（n表示电子层）
（3）最外层电子数不超过8个（K层是最外层时，最多不超过2个）；次外层电子数目不超过18个；倒数第三层不超过32个。二．元素周期律：
１、核外电子层排布的周期性变化
每周期最外层电子数：从1--------8（K层由1－2）
２、原子半径呈周期性的变化：每周期原子半径：逐渐减小（同周期第0族最大） 3、主要化合价：
每周期最高正化合价：＋１ ＋７（稀有气体0价，F化合物中没有正价） 每周期负化合价：－４ －１ 4、元素的金属性和非金属性呈周期性的变化。同周期元素金属性和非金属性的递变性：
△ ＝2NaOH + H ↑ (容易) Mg + 2 HO 2Mg(OH)+ H ↑（较难） （１）２222 2
金属性：Na Mg
２）Mg + 2HCl ＝MgCl2 + H2 ↑ (容易)2Al + 6 HCl ＝ 2AlCl3 +3H2 ↑（较难） 金属性：Mg Al 根据1、2得出： 金属性 Na Mg Al （３）碱性 NaOH Mg(OH)2Al(OH)3 金属性：金属性 Na Mg Al 金属性逐渐减弱
（４）结论： SipSCl
单质与Ｈ2的反应越来越容易、生成的氢化物越来越稳定 最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐增强
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故：非金属性逐渐增强。
NaMgAl SipSCl金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强
同周期从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强
（５）随着原子序数的递增，元素的核外电子排布、主要化合价、金属性和非金属性都呈现周期性的变化规律，这一规律叫做元素周期律。
总结 ：元素周期律：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化的规律。实质：元素原子的核外电子排布周期性变化的必然结果。
四、同周期、同主族金属性、非金属性的变化规律是：
1.周期表中金属性、非金属性之间没有严格的界线。在分界线附近的元素具有金属性又具有非金属性。2.金属性最强的在周期表的左下角是，Cs；非金属性最强的在周期表的右上角，是Ｆ。（两个对角） 3.元素化合价与元素在周期表中位置的关系。
①元素的最高正价等于主族序数。特：F无正价，非金属除H外不能形成简单离子。②主族元素的最高正价数与最低负价的绝对值之和等于8.4．元素周期表和元素周期律应用
①在周期表中的左上角附近探索研制农药的材料。
②半导体材料：在金属与非金属的分界线附近的元素中寻找。③在过渡元素中寻找优良的催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料。5.元素周期表中元素性质的递变规律 第4页 共15页
总结：
元素金属性的判断：
①与水或酸反应越容易，金属性越强；
②最高价氧化物对应的水化物（氢氧化物）碱性越强，金属性越强。③置换反应，金属性强的金属置换金属性弱的金属 ④离子的氧化性越弱对应金属的金属性越强
元素非金属性的判断：
①从最高价氧化物的水化物的酸性强弱。
②与H2反应的难易程度以及氢化物的稳定性来判断。③置换反应，非金属性强的置换非金属性弱的非金属 ④离子的还原性越弱，非金属性越强
第三节 化学键
一．离子键
１．离子键：阴阳离子之间强烈的相互作用叫做离子键。相互作用：静电作用（包含吸引和排斥） 注：（1）成键微粒： 阴阳离子间
（2）成键本质： 阴、阳离子间的静性作用 （3）成键原因：电子得失
（4）形成规律： 活泼金属和活泼非金属化合时形成离子键 离子化合物：像NaCl这种由离子构成的化合物叫做离子化合物。
（1）活泼金属与活泼非金属形成的化合物。如NaCl、Na2O、K2S等
（2）强碱：如NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2等 （3）大多数盐：如Na2CO3、BaSO4 （4）铵盐：如NH4Cl
小结：一般含金属元素的物质(化合物)＋铵盐。（一般规律）
注意：（1）酸不是离子化合物。
（2）离子键只存在离子化合物中，离子化合物中一定含有离子键。２、电子式
电子式：在元素符号周围用小黑点(或×)来表示原子的最外层电子（价电子）的式子叫电子式。用电子式表示离子化合物形成过程：
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篇三：人教版化学必修2知识点归纳总结
高中化学必修2知识点归纳总结
第一单元 原子核外电子排布与元素周期律
一、原子结构
质子（Z个）
原子核注意：
中子（N个） 质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)
1.原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子
核外电子（Z个）
★熟背前20号元素，熟悉1～20号元素原子核外电子的排布：
H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si p S Cl Ar K Ca 2.原子核外电子的排布规律：①电子总是尽先排布在能量最低的电子层里；②各电子层最多
2
容纳的电子数是2n；③最外层电子数不超过8个（K层为最外层不超过2个），次外层不超过18个，倒数第三层电子数不超过32个。
电子层： 一（能量最低） 二 三 四 五 六 七 对应表示符号： KL M N O p Q 3.元素、核素、同位素
元素：具有相同核电荷数的同一类原子的总称。
核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。
同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素。(对于原子来说) 二、元素周期表 1.编排原则：
①按原子序数递增的顺序从左到右排列 ②将电子层数相同的各元素从左到右排成一横行。（周期序数＝原子的电子层数） ．．．．．．．．③把最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成一纵行。．．．．．．．．．．
主族序数＝原子最外层电子数 2.结构特点：
核外电子层数元素种类
第一周期 12种元素
短周期第二周期 28种元素
周期第三周期 38种元素
元 7第四周期 418种元素 素 7第五周期 518种元素 周长周期第六周期 632种元素
期第七周期 7未填满（已有26种元素） 表主族：ⅠA～ⅦA共7个主族
族副族：ⅢB～ⅦB、ⅠB～ⅡB，共7个副族 （18个纵行）第Ⅷ族：三个纵行，位于ⅦB和ⅠB之间 （16个族）零族：稀有气体 三、元素周期律
1.元素周期律：元素的性质（核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性）随着核电荷数的递增而呈周期性变化的规律。元素性质的周期性变化实质是元素原子核外电．．．．．．．．．．子排布的周期性变化的必然结果。．．．．．．．．．
2.同周期元素性质递变规律
1
方）
第ⅦA族卤族元素：F ClBrIAt （F是非金属性最强的元素，位于周期表右上方） ★判断元素金属性和非金属性强弱的方法： （1）金属性强（弱）——①单质与水或酸反应生成氢气容易（难）；②氢氧化物碱性强（弱）；③相互置换反应（强制弱）Fe＋CuSO4＝FeSO4＋Cu。
（2）非金属性强（弱）——①单质与氢气易（难）反应；②生成的氢化物稳定（不稳定）；③最高价氧化物的水化物（含氧酸）酸性强（弱）；④相互置换反应（强制弱）2NaBr＋Cl2＝2NaCl＋Br2。
比较粒子(包括原子、离子)半径的方法(“三看”)：（1）先比较电子层数，电子层数多的半
径大。
（2）电子层数相同时，再比较核电荷数，核电荷数多的半径反而小。
元素周期表的应用
2
1、元素周期表中共有个 7周期，3 是短周期，4是长周期。
2、在元素周期表中，ⅠA-ⅦA是主族元素，主族和0族由短周期元素、长周期元素 共同组成。ⅠB -ⅦB是副族元素，副族元素完全由长周期元素 构成。3、元素所在的周期序数= 电子层数，主族元素所在的族序数=最外层电子数，元素周期表是元素周期律的具体表现形式。在同一周期中，从左到右，随着核电荷数的递增，原子半径逐渐减小，原子核对核外电子的吸引能力逐渐增强，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。在同一主族中，从上到下，随着核电荷数的递增，原子半径逐渐增大，电子层数逐渐增多，原子核对外层电子的吸引能力逐渐 减弱，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐 减弱。
4、元素的结构决定了元素在周期表中的位置，元素在周期表中位置的反映了原子的结构和元素的性质特点。我们可以根据元素在周期表中的位置，推测元素的结构，预测 元素的性质。元素周期表中位置相近的元素性质相似，人们可以借助元素周期表研究合成有特定性质的新物质。例如，在金属和非金属的分界线附近寻找 半导体 材料，在过渡元素中寻找各种优良的 催化剂 和耐高温、耐腐蚀 材料。
第二单元 微粒之间的相互作用
化学键是直接相邻两个或多个原子或离子间强烈的相互作用。
离子化合物：由离子键构成的化合物叫做离子化合物。（一定有离子键，可能有共价键） 共价化合物：原子间通过共用电子对形成分子的化合物叫做共价化合物。（只有共价键一定没有离子键）
极性共价键（简称极性键）：由不同种原子形成，A－B型，如，H－Cl。
共价键
非极性共价键（简称非极性键）：由同种原子形成，A－A型，如，Cl－Cl。
2.电子式：
用电子式表示离子键形成的物质的结构与表示共价键形成的物质的结构的不同点：（1）电荷：用电子式表示离子键形成的物质的结构需标出阳离子和阴离子的电荷；而表示共价键形成的物质的结构不能标电荷。（2）[]（方括号）：离子键形成的物质中的阴离子需用方括号括起来，而共价键形成的物质中不能用方括号。
3、分子间作用力定义把分子聚集在一起的作用力。由分子构成的物质，分子间作用力是影响物质的熔沸点和 溶解性 的重要因素之一。
4、水具有特殊的物理性质是由于水分子中存在一种被称为氢键的分子间作用力。水分子间的氢键，是一个水分子中的氢原子与另一个水分子中的氧原子间所形成的分子间作用力，这种作用力使得水分子间作用力增加，因此水具有较高的 熔沸点。其他一些能形成氢键的分子有 HFH2O NH3。
3
第三单元 从微观结构看物质的多样性
专题二 化学反应与能量变化
第一单元 化学反应的速率与反应限度
1、化学反应的速率 （1）概念：化学反应速率通常用单位时间内反应物浓度的减少量或生成物浓度的增加量（均取正值）来表示。计算公(转 载 于:nO4、CaCO3的分解等 ③ 以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应 如：C(s)＋H2O(g)CO(g)＋H2(g)。④ 铵盐溶解等
3.产生原因：化学键断裂——吸热化学键形成——放热
△
5
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高中化学必修二知识点总结
篇一：高中化学必修2知识点归纳总结
高中化学必修2知识点归纳总结
第一单元 原子核外电子排布与元素周期律
一、原子结构
质子（Z个）
原子核注意：
中子（N个） 质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)
1.原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子
核外电子（Z个）
★熟背前20号元素，熟悉1～20号元素原子核外电子的排布：
H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si p S Cl Ar K Ca 2.原子核外电子的排布规律：①电子总是尽先排布在能量最低的电子层里；②各电子层最多
2
容纳的电子数是2n；③最外层电子数不超过8个（K层为最外层不超过2个），次外层不超过18个，倒数第三层电子数不超过32个。
电子层： 一（能量最低） 二 三 四 五 六 七 对应表示符号： KL M N O p Q 3.元素、核素、同位素
元素：具有相同核电荷数的同一类原子的总称。
核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。
同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素。(对于原子来说) 二、元素周期表 1.编排原则：
①按原子序数递增的顺序从左到右排列 ②将电子层数相同的各元素从左到右排成一横行。（周期序数＝原子的电子层数） ．．．．．．．．③把最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成一纵行。 ．．．．．．．．．．
主族序数＝原子最外层电子数 2.结构特点：
核外电子层数元素种类
第一周期 12种元素
短周期第二周期 28种元素
周期第三周期 38种元素
元 7第四周期 418种元素 素 7第五周期 518种元素 周长周期第六周期 632种元素
期第七周期 7未填满（已有26种元素） 表主族：ⅠA～ⅦA共7个主族
族副族：ⅢB～ⅦB、ⅠB～ⅡB，共7个副族 （18个纵行）第Ⅷ族：三个纵行，位于ⅦB和ⅠB之间 （16个族）零族：稀有气体 三、元素周期律
1.元素周期律：元素的性质（核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性）随着核电荷数的递增而呈周期性变化的规律。元素性质的周期性变化实质是元素原子核外电．．．．．．．．．．子排布的周期性变化的必然结果。 ．．．．．．．．．
2.同周期元素性质递变规律
方）
第ⅦA族卤族元素：F ClBrIAt （F是非金属性最强的元素，位于周期表右上方） ★判断元素金属性和非金属性强弱的方法： （1）金属性强（弱）——①单质与水或酸反应生成氢气容易（难）；②氢氧化物碱性强（弱）；③相互置换反应（强制弱）Fe＋CuSO4＝FeSO4＋Cu。
（2）非金属性强（弱）——①单质与氢气易（难）反应；②生成的氢化物稳定（不稳定）；③最高价氧化物的水化物（含氧酸）酸性强（弱）；④相互置换反应（强制弱）2NaBr＋Cl2＝2NaCl＋Br2。
（Ⅱ）同主族比较：
比较粒子(包括原子、离子)半径的方法(“三看”)：（1）先比较电子层数，电子层数多的半径大。
（2）电子层数相同时，再比较核电荷数，核电荷数多的半径反而小。
元素周期表的应用
1、元素周期表中共有个 7周期，3 是短周期， 3是长周期。其中第7 周期也被称为不完全周期。
2、在元素周期表中，ⅠA-ⅦA是主族元素，主族和0族由短周期元素、 长周期元素 共同组成。 ⅠB -ⅦB是副族元素，副族元素完全由长周期元素 构成。 3、元素所在的周期序数= 电子层数 ，主族元素所在的族序数=最外层电子数，元素周期表是元素周期律的具体表现形式。在同一周期中，从左到右，随着核电荷数的递增，原子半径逐渐减小，原子核对核外电子的吸引能力逐渐增强，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强 。在同一主族中，从上到下，随着核电荷数的递增，原子半径逐渐增大 ，电子层数逐渐增多，原子核对外层电子的吸引能力逐渐 减弱 ，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐 减弱 。
4、元素的结构决定了元素在周期表中的位置，元素在周期表中位置的反映了原子的结构和元素的性质特点。我们可以根据元素在周期表中的位置，推测元素的结构，预测 元素的性质。元素周期表中位置相近的元素性质相似，人们可以借助元素周期表研究合成有特定性质的新物质。例如，在金属和非金属的分界线附近寻找 半导体 材料，在过渡元素中寻找各种优良的 催化剂 和耐高温、耐腐蚀 材料。
第二单元 微粒之间的相互作用
化学键是直接相邻两个或多个原子或离子间强烈的相互作用。
离子化合物：由离子键构成的化合物叫做离子化合物。（一定有离子键，可能有共价键） 共价化合物：原子间通过共用电子对形成分子的化合物叫做共价化合物。（只有共价键一定没有离子键）
极性共价键（简称极性键）：由不同种原子形成，A－B型，如，H－Cl。
共价键非极性共价键（简称非极性键）：由同种原子形成，A－A型，如，Cl－Cl。
2.电子式：
用电子式表示离子键形成的物质的结构与表示共价键形成的物质的结构的不同点：（1）电荷：用电子式表示离子键形成的物质的结构需标出阳离子和阴离子的电荷；而表示共价键形成的物质的结构不能标电荷。（2）[]（方括号）：离子键形成的物质中的阴离子需用方括号括起来，而共价键形成的物质中不能用方括号。
3、分子间作用力定义把分子聚集在一起的作用力。由分子构成的物质，分子间作用力是影响物质的熔沸点和 溶解性 的重要因素之一。
4、水具有特殊的物理性质是由于水分子中存在一种被称为氢键的分子间作用力。水分子间
的氢键 ，是一个水分子中的氢原子与另一个水分子中的氧原子间所形成的分子间作用力，这种作用力使得水分子间作用力增加，因此水具有较高的 熔沸点。其他一些能形成氢键的分子有 HFH2O NH3 。
第三单元 从微观结构看物质的多样性
专题二 化学反应与能量变化
第一单元 化学反应的速率与反应限度
1、化学反应的速率 （1）概念：化学反应速率通常用单位时间内反应物浓度的减少量或生成物浓度的增加量（均
取正值）来表示。 计算公式：v(B)＝
?c(B)?n(B)
＝ ?tV??t
①单位：mol/(L·s)或mol/(L·min)
②B为溶液或气体，若B为固体或纯液体不计算速率。 ③以上所表示的是平均速率，而不是瞬时速率。 ④重要规律：（i）速率比＝方程式系数比 （ii）变化量比＝方程式系数比 （2）影响化学反应速率的因素：
内因：由参加反应的物质的结构和性质决定的（主要因素）。 外因：①温度：升高温度，增大速率
②催化剂：一般加快反应速率（正催化剂）
③浓度：增加C反应物的浓度，增大速率（溶液或气体才有浓度可言）
④压强：增大压强，增大速率（适用于有气体参加的反应） ⑤其它因素：如光（射线）、固体的表面积（颗粒大小）、反应物的状态（溶剂）、原
电池等也会改变化学反应速率。
2、化学反应的限度——化学平衡
（1）在一定条件下，当一个可逆反应进行到正向反应速率与逆向反应速率相等时，反应物和生成物的浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡状态”，这就是这个反应所能达到的限度，即化学平衡状态。
化学平衡的移动受到温度、反应物浓度、压强等因素的影响。催化剂只改变化学反应速率，对化学平衡无影响。
在相同的条件下同时向正、逆两个反应方向进行的反应叫做可逆反应。通常把由反应物向生成物进行的反应叫做正反应。而由生成物向反应物进行的反应叫做逆反应。
在任何可逆反应中，正方应进行的同时，逆反应也在进行。可逆反应不能进行到底，即是说可逆反应无论进行到何种程度，任何物质（反应物和生成物）的物质的量都不可能为0。 （2）化学平衡状态的特征：逆、动、等、定、变。 ①逆：化学平衡研究的对象是可逆反应。
②动：动态平衡，达到平衡状态时，正逆反应仍在不断进行。
③等：达到平衡状态时，正方应速率和逆反应速率相等，但不等于0。即v正＝v逆≠0。 ④定：达到平衡状态时，各组分的浓度保持不变，各组成成分的含量保持一定。 ⑤变：当条件变化时，原平衡被破坏，在新的条件下会重新建立新的平衡。 （3）判断化学平衡状态的标志：
① VA（正方向）＝VA（逆方向）或nA（消耗）＝nA（生成）（不同方向同一物质比较） ②各组分浓度保持不变或百分含量不变 ③借助颜色不变判断（有一种物质是有颜色的）
④总物质的量或总体积或总压强或平均相对分子质量不变（前提：反应前后气体的总物质的量不相等的反应适用，即如对于反应xA＋yB
zC，x＋y≠z ）
第二单元化学反应中的热量
1
原因：当物质发生化学反应时，断开反应物中的化学键要吸收能量，而形成生成物中的化学键要放出能量。化学键的断裂和形成是化学反应中能量变化的主要原因。一个确定的化学反应在发生过程中是吸收能量还是放出能量，决定于反应物的总能量与生成物的总能量的相对大小。E反应物总能量＞E生成物总能量，为放热反应。E反应物总能量＜E生成物总
篇二：高一化学必修二知识点总结归纳总复习提纲
高一化学必修二知识点总结归纳总复习提纲
第一章 物质结构 元素周期律
一、原子结构
质子（Z个）
原子核注意：
中子（N个） 质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)
1. 原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子（Z个）
★熟背前20号元素，熟悉1～20号元素原子核外电子的排布：
H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si p S Cl Ar K Ca 2.原子核外电子的排布规律：①电子总是尽先排布在能量最低的电子层里；②各电子层
2
最多容纳的电子数是2n；③最外层电子数不超过8个（K层为最外层不超过2个），次外层不超过18个，倒数第三层电子数不超过32个。
电子层： 一（能量最低） 二 三 四 五 六 七 对应表示符号： KL M N O p Q 3.元素、核素、同位素
元素：具有相同核电荷数的同一类原子的总称。
核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。
同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素。(对于原子来说)
二、元素周期表 1.编排原则：
①按原子序数递增的顺序从左到右排列 ②将电子层数相同的各元素从左到右排成一横行。（周期序数＝原子的电子层数） ．．．．．．．．③把最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成一纵行。 ．．．．．．．．．．
主族序数＝原子最外层电子数 2.结构特点：
核外电子层数元素种类
第一周期 12种元素
短周期第二周期 28种元素
周期第三周期 38种元素
元 7第四周期 418种元素 素 7第五周期 518种元素 周长周期第六周期 632种元素
期第七周期 7未填满（已有26种元素）
表主族：ⅠA～ⅦA共
7个主族
族副族：ⅢB～ⅦB、ⅠB～ⅡB，共7个副族 （18个纵行）第Ⅷ族：三个纵行，位于ⅦB和ⅠB之间 （16个族）零族：稀有气体 三、元素周期律
1.元素周期律：元素的性质（核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性）随着核电荷数的递增而呈周期性变化的规律。元素性质的周期性变化实质是元素原．．．．．．子核外电子排布的周期性变化的必然结果。 ．．．．．．．．．．．．．期表左下方）
第ⅦA族卤族元素：F ClBrIAt（F是非金属性最强的元素，位于周期表右上方）
★判断元素金属性和非金属性强弱的方法：
（1）金属性强（弱）——①单质与水或酸反应生成氢气容易（难）；②氢氧化物碱性强（弱）；③相互置换反应（强制弱）Fe＋CuSO4＝FeSO4＋Cu。
（2）非金属性强（弱）——①单质与氢气易（难）反应；②生成的氢化物稳定（不稳定）；③最高价氧化物的水化物（含氧酸）酸性强（弱）；④相互置换反应（强制弱）2NaBr＋Cl2＝2NaCl＋Br2。
比较粒子(包括原子、离子)半径的方法：（1）先比较电子层数，电子层数多的半径大。
（2）电子层数相同时，再比较核电荷数，核电荷数多的半径反而
小。
四、化学键
化学键是相邻两个或多个原子间强烈的相互作用。
共价化合物：原子间通过共用电子对形成分子的化合物叫做共价化合物。（只有共价键）
极性共价键（简称极性键）：由不同种原子形成，A－B型，如，H－Cl。
共价键
非极性共价键（简称非极性键）：由同种原子形成，A－A型，如，Cl－Cl。
2.电子式：
用电子式表示离子键形成的物质的结构与表示共价键形成的物质的结构的不同点：（1）电荷：用电子式表示离子键形成的物质的结构需标出阳离子和阴离子的电荷；而表示共价键形成的物质的结构不能标电荷。（2）[]（方括号）：离子键形成的物质中的阴离子需用方括号括起来，而共价键形成的物质中不能用方括号。
第二章 化学反应与能量
第一节 化学能与热能
1
原因：当物质发生化学反应时，断开反应物中的化学键要吸收能量，而形成生成物中的化学键要放出能量。化学键的断裂和形成是化学反应中能量变化的主要原因。一个确定的化学反应在发生过程中是吸收能量还是放出能量，决定于反应物的总能量与生成物的总能量的相对大小。E反应物总能量＞E生成物总能量，为放热反应。E反应物总能量＜E生成物总能量，为吸热反应。 2、常见的放热反应和吸热反应
常见的放热反应：①所有的燃烧与缓慢氧化。②酸碱中和反应。③金属与酸反应制取氢
气。
④大多数化合反应（特殊：C＋CO2
△
2CO是吸热反应）。
△
常见的吸热反应：①以C、H2、CO为还原剂的氧化还原反应如：C(s)＋H2O(g)＋H2(g)。
CO(g)
②铵盐和碱的反应如Ba(OH)2·8H2O＋NH4Cl＝BaCl2＋2NH3↑＋
10H2O
③大多数分解反应如KClO3、KMnO4、CaCO3的分解等。
[思考]一般说来，大多数化合反应是放热反应，大多数分解反应是吸热反应，放热反应
都不需要加热，吸热反应都需要加热，这种说法对吗？试举例说明。
点拔：这种说法不对。如
C＋O2＝CO2的反应是放热反应，但需要加热，只是反应开始后不再需要加热，反应放出的热量可以使反应继续下去。Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl的反应是吸热反应，但反应并不需要加热。
第二节 化学能与电能
（1）概念：把化学能直接转化为电能的装置叫做原电池。
（2）原电池的工作原理：通过氧化还原反应（有电子的转移）把化学能转变为电能。 （3）构成原电池的条件：（1）电极为导体且活泼性不同；（2）两个电极接触（导线连接或直接接触）；（3）两个相互连接的电极插入电解质溶液构成闭合回路。 （4）电极名称及发生的反应：
负极：较活泼的金属作负极，负极发生氧化反应，
－
电极反应式：较活泼金属－ne＝金属阳离子 负极现象：负极溶解，负极质量减少。
正极：较不活泼的金属或石墨作正极，正极发生还原反应，
－
电极反应式：溶液中阳离子＋ne＝单质
正极的现象：一般有气体放出或正极质量增加。 （5）原电池正负极的判断方法： ①依据原电池两极的材料：
较活泼的金属作负极（K、Ca、Na太活泼，不能作电极）； 较不活泼金属或可导电非金属（石墨）、氧化物（MnO2）等作正极。 ②根据电流方向或电子流向：（外电路）的电流由正极流向负极；电子则由负极经外电
路流向原电池的正极。
③根据内电路离子的迁移方向：阳离子流向原电池正极，阴离子流向原电池负极。 ④根据原电池中的反应类型：
负极：失电子，发生氧化反应，现象通常是电极本身消耗，质量减小。
篇三：高中化学必修一必修二知识点总结
必修一知识点汇总
第一章从实验学化学................................................................................................................................... 2
一、常见物质的分离、提纯和鉴别 ............................................................................................................ 2
1．常用的物理方法——根据物质的物理性质上差异来分离。............................................................. 2 2、化学方法分离和提纯物质.............................................................................................................. 3 3、物质的鉴别 ................................................................................................................................... 4 二、常见事故的处理 ................................................................................................................................. 5 三、化学计量............................................................................................................................................ 5 第二章 化学物质及其变化 .......................................................................................................................... 7
一、物质的分类 ........................................................................................................................................ 7 二、分散系相关概念 ................................................................................................................................. 7 三、胶体................................................................................................................................................... 8 四、离子反应.......................................................................................................................................... 10 第三章金属及其化合物 .................................................................................................................................. 16
一、金属的物理通性： ........................................................................................................................... 16 二、金属的化学性质： ........................................................................................................................... 16 三、金属化合物的性质： ........................................................................................................................ 17 四、金属及其化合物之间的相互转化 ...................................................................................................... 18 第四章非金属及其化合物.......................................................................................................................... 19
一、分类................................................................................................................................................. 19 二、本章知识结构梳理 ........................................................................................................................... 19
(一) 硅及其化合物 ........................................................................................................................... 19 (二) 氯............................................................................................................................................. 20 (三) 硫、氮 ..................................................................................................................................... 21
必修二知识点汇总
第一章 物质结构 元素周期律 .................................................................................................................... 23
一、原子结构.......................................................................................................................................... 23 二、元素周期表 ...................................................................................................................................... 23 三、元素周期律 ...................................................................................................................................... 23 四、化学键 ............................................................................................................................................. 24 第二章 化学反应与能量 ............................................................................................................................... 25
第一节 化学能与热能 ............................................................................................................................. 25 第二节 化学能与电能 ............................................................................................................................. 26 第三节 化学反应的速率和限度 ............................................................................................................... 26 第三章 有机化合物 ...................................................................................................................................... 27
一、烃 .................................................................................................................................................... 27 二、烃的衍生物 ...................................................................................................................................... 29 三、基本营养物质................................................................................................................................... 30 第四章 化学与可持续发展 ........................................................................................................................... 31
第一节 开发利用金属矿物和海水资源..................................................................................................... 31
第二节 化学与资源综合利用、环境保护 ................................................................................................. 32
第一章从实验学化学
一、常见物质的分离、提纯和鉴别
1．常用的物理方法——根据物质的物理性质上差异来分离。 混合物的物理分离方法
可以用来分离和提纯几种可溶性固体的混合物。结晶的原理是根据混合物中各成分在某种溶剂里的溶解度的不同，通过蒸发减少溶剂或降低温度使溶解度变小，从而使晶体析出。加热蒸发皿使溶液蒸发时、要用玻璃棒不断搅动溶液，防止由于局部温度过高，造成液滴飞溅。当蒸发皿中出现较多的固体时，即停止加热，例如用结晶的方法分离NaCl和KNO3混合物。
ii、蒸馏 蒸馏是提纯或分离沸点不同的液体混合物的方法。用蒸馏原理进行多种混合液体的分离，叫分馏。 操作时要注意： ①在蒸馏烧瓶中放少量碎瓷片，防止液体暴沸。
②温度计水银球的位置应与支管底口下缘位于同一水平线上。 ③蒸馏烧瓶中所盛放液体不能超过其容积的2/3，也不能少于l/3。 ④冷凝管中冷却水从下口进，从上口出。
⑤加热温度不能超过混合物中沸点最高物质的沸点，例如用分馏的方法进行石油的分馏。
iii、分液和萃取 分液是把两种互不相溶、密度也不相同的液体分离开的方法。萃取是利用溶质在互不相溶的溶剂里的溶解度不同，用一种溶剂把溶质从它与另一种溶剂所组成的溶液中提取出来的方法。选择的萃取剂应符合下列要求：和原溶液中的溶剂互不相溶；对溶质的溶解度要远大于原溶剂，并且溶剂易挥发。
在萃取过程中要注意： ①将要萃取的溶液和萃取溶剂依次从上口倒入分液漏斗，其量不能超过漏斗容积的2/3，塞好塞子进行振荡。 ②振荡时右手捏住漏斗上口的颈部，并用食指根部压紧塞子，以左手握住旋塞，同时用手指控制活塞，将漏斗倒转过来用力振荡。
③然后将分液漏斗静置，待液体分层后进行分液，分液时下层液体从漏斗口放出，上层液体从上口倒出。例如用四氯化碳萃取溴水里的溴。
iv、升华 升华是指固态物质吸热后不经过液态直接变成气态的过程。利用某些物质具有升华的特性，将这种物质和其它受热不升华的物质分离开来，例如加热使碘升华，来分离I2和SiO2的混合物。
2、化学方法分离和提纯物质
对物质的分离可一般先用化学方法对物质进行处理，然后再根据混合物的特点用恰当的分离方法（见化学基本操作）进行分离。
用化学方法分离和提纯物质时要注意：
①最好不引入新的杂质； ②不能损耗或减少被提纯物质的质量 ③实验操作要简便，不能繁杂。用化学方法除去溶液中的杂质时，要使被分离的物质或离子尽可能除净，需要加入过量的分离试剂，在多步分离过程中，后加的试剂应能够把前面所加入的无关物质或离子除去。 对于无机物溶液常用下列方法进行分离和提纯：
（1）生成沉淀法 （2）生成气体法（3）氧化还原法（4）正盐和与酸式盐相互转化法 （5）利用物质的两性除去杂质（6）离子交换法 常见物质除杂方法
3、物质的鉴别
物质的检验通常有鉴定、鉴别和推断三类，它们的共同点是：依据物质的特殊性质和特征反应，选择适当的试剂和方法，准确观察反应中的明显现象，如颜色的变化、沉淀的生成和溶解、气体的产生和气味、火焰的颜色等，进行判断、推理。
② 几种重要阳离子的检验
（l）H+能使紫色石蕊试液或橙色的甲基橙试液变为红色。
（2）Na+、K+ 用焰色反应来检验时，它们的火焰分别呈黄色、浅紫色（通过钴玻片）。
（3）Ba2+ 能使稀硫酸或可溶性硫酸盐溶液产生白色BaSO4沉淀，且沉淀不溶于稀硝酸。
2+
（4）Mg能与NaOH溶液反应生成白色Mg(OH)2沉淀，该沉淀能溶于NH4Cl溶液。 （5）Al3+ 能与适量的NaOH溶液反应生成白色Al(OH)3絮状沉淀，该沉淀能溶于盐酸或过量的NaOH溶液。 （6）Ag能与稀盐酸或可溶性盐酸盐反应，生成白色AgCl沉淀，不溶于稀 HNO3，但溶于氨水，生成［Ag(NH3)2］+。
（7）NH4+铵盐（或浓溶液）与NaOH浓溶液反应，并加热，放出使湿润的红色石蓝试纸变蓝的有刺激性气味NH3气体。
（8）Fe2+ 能与少量NaOH溶液反应，先生成白色Fe(OH)2沉淀，迅速变成灰绿色，最后变成红褐色Fe(OH)3沉淀。或向亚铁盐的溶液里加入KSCN溶液，不显红色，加入少量新制的氯水后，立即显红色。2Fe2++Cl2＝2Fe3++2Cl－
（9） Fe 能与 KSCN溶液反应，变成血红色 Fe(SCN)3溶液，能与 NaOH溶液反应，生成红褐色Fe(OH)3
3++
沉淀。
（10）Cu2+蓝色水溶液（浓的CuCl2溶液显绿色），能与NaOH溶液反应，生成蓝色的Cu(OH)2沉淀，加热后可转变为黑色的 CuO沉淀。含Cu2+溶液能与Fe、Zn片等反应，在金属片上有红色的铜生成。 ③ 几种重要的阴离子的检验
（1）OH－ 能使无色酚酞、紫色石蕊、橙色的甲基橙等指示剂分别变为红色、蓝色、黄色。
（2）Cl－能与硝酸银反应，生成白色的AgCl沉淀，沉淀不溶于稀硝酸，能溶于氨水，生成[Ag(NH3)2]+。
－
（3）Br能与硝酸银反应，生成淡黄色AgBr沉淀，不溶于稀硝酸。
（4）I 能与硝酸银反应，生成黄色AgI沉淀，不溶于稀硝酸；也能与氯水反应，生成I2，使淀粉溶液变蓝。 （5）SO4 能与含Ba溶液反应，生成白色BaSO4沉淀，不溶于硝酸。
（6）SO32－ 浓溶液能与强酸反应，产生无色有刺激性气味的SO2气体，该气体能使品红溶液褪色。能与BaCl2溶液反应，生成白色BaSO3沉淀，该沉淀溶于盐酸，生成无色有刺激性气味的SO2气体。
2－
（7）S能与pb(NO3)2溶液反应，生成黑色的pbS沉淀。
（8）CO32－ 能与BaCl2溶液反应，生成白色的BaCO3沉淀，该沉淀溶于硝酸（或盐酸），生成无色无味、能使澄清石灰水变浑浊的CO2气体。
（9）HCO3－ 取含HCO3－盐溶液煮沸，放出无色无味CO2气体，气体能使澄清石灰水变浑浊或向HCO3－盐酸溶液里加入稀MgSO4溶液，无现象，加热煮沸，有白色沉淀 MgCO3生成，同时放出 CO2气体。 （10）pO43－ 含磷酸根的中性溶液，能与AgNO3反应，生成黄色Ag3pO4沉淀，该沉淀溶于硝酸。 （11）NO 浓溶液或晶体中加入铜片、浓硫酸加热，放出红棕色气体。 二、常见事故的处理
三、化学计量 ①物质的量
定义：表示一定数目微粒的集合体 符号n 单位 摩尔 符号 mol
阿伏加德罗常数：0.012kgC-12中所含有的碳原子数。用NA表示。 约为6.02x1023 微粒与物质的量 公式：n=
NNA
3－2－
2+
－
②摩尔质量：单位物质的量的物质所具有的质量 用M表示 单位：g/mol 数值上等于该物质的分子量 质量与物质的量
高中化学必修二第一章知识点总结
第一节 化学实验基本方法
一、熟悉化学实验基本操作
危险化学品标志，如酒精、汽油——易然液体;
浓H2SO4、NaOH(酸碱)——腐蚀品
二、混合物的分离和提纯：
1、分离的方法：
①过滤：固体(不溶)和液体的分离。
②蒸发：固体(可溶)和液体分离。
③蒸馏：沸点不同的液体混合物的分离。
④分液：互不相溶的液体混合物。
⑤萃取：利用混合物中一种溶质在互不相溶的溶剂里溶解性的不同，用一种溶剂把溶质从它与另一种溶剂所组成的溶液中提取出来。
2、粗盐的提纯：
(1)粗盐的成分：主要是NaCl，还含有MgCl2、CaCl2、Na2SO4、泥沙等杂质
(2)步骤：
①将粗盐溶解后过滤;
②在过滤后得到粗盐溶液中加过量试剂BaCl2(除SO42-)、Na2CO3(除Ca2+、过量的Ba2+)、NaOH(除Mg2+)溶液后过滤;
③得到滤液加盐酸(除过量的CO32-、OH-)调pH=7得到NaCl溶液;
④蒸发、结晶得到精盐。
加试剂顺序关键：
(1)Na2CO3在BaCl2之后;
(2)盐酸放最后。
3、蒸馏装置注意事项：
①加热烧瓶要垫上石棉网;
②温度计的水银球应位于蒸馏烧瓶的支管口处;
③加碎瓷片的目的是防止暴沸;
④冷凝水由下口进，上口出。
4、从碘水中提取碘的实验时，选用萃取剂应符合原则：
①被萃取的物质在萃取剂溶解度比在原溶剂中的大得多;
②萃取剂与原溶液溶剂互不相溶;
③萃取剂不能与被萃取的物质反应。
三、离子的检验：
①SO42-：先加稀盐酸，再加BaCl2溶液有白色沉淀，原溶液中一定含有SO42-。Ba2++SO42-=BaSO4↓
②Cl-(用AgNO3溶液、稀硝酸检验)加AgNO3溶液有白色沉淀生成，再加稀硝酸沉淀不溶解，原溶液中一定含有Cl-;或先加稀硝酸酸化，再加AgNO3溶液，如有白色沉淀生成，则原溶液中一定含有Cl-。Ag++Cl-=AgCl↓。
③CO32-：(用BaCl2溶液、稀盐酸检验)先加BaCl2溶液生成白色沉淀，再加稀盐酸，沉淀溶解，并生成无色无味、能使澄清石灰水变浑浊的气体，则原溶液中一定含有 CO32-。
第二节 化学计量在实验中的应用
1、物质的量(n)是国际单位制中7个基本物理量之一。
2、五个新的化学符号：
3、各个量之间的关系：
4、溶液稀释公式：(根据溶液稀释前后，溶液中溶质的物质的量不变)
C浓溶液V浓溶液=C稀溶液V稀溶液 (注意单位统一性，一定要将mL化为L来计算)。
5、溶液中溶质浓度可以用两种方法表示：
①质量分数W
②物质的量浓度C
质量分数W与物质的量浓度C的关系：C=1000ρW/M(其中ρ单位为g/cm3)
已知某溶液溶质质量分数为W，溶液密度为ρ(g/cm3)，溶液体积为V，溶质摩尔质量为M，求溶质的物质的量浓度C。
【 推断：根据C=n(溶质)/V(溶液) ，而n(溶质)=m(溶质)/M(溶质)= ρ V(溶液) W/M，考虑密度ρ的单位g/cm3化为g/L，所以有C=1000ρW/M 】。(公式记不清，可设体积1L计算)。
6、一定物质的量浓度溶液的配制
(1)配制使用的仪器：托盘天平(固体溶质)、量筒(液体溶质)、容量瓶(强调：在具体实验时，应写规格，否则错!)、烧杯、玻璃棒、胶头滴管。
(2)配制的步骤：
①计算溶质的量(若为固体溶质计算所需质量，若为溶液计算所需溶液的体积)
②称取(或量取)
③溶解(静置冷却)
④转移
⑤洗涤
⑥定容
⑦摇匀。
(如果仪器中有试剂瓶，就要加一个步骤：装瓶)。
例如：配制400mL0.1mol/L的Na2CO3溶液：
(1)计算：需无水Na2CO3 5.3 g。
(2)称量：用托盘天平称量无水Na2CO3 5.3 g。
(3)溶解：所需仪器烧杯、玻璃棒。
(4)转移：将烧杯中的溶液沿玻璃棒小心地引流到500mL容量瓶中。
(5)定容：当往容量瓶里加蒸馏水时，距刻度线1-2cm处停止，为避免加水的体积过多，改用胶头滴管加蒸馏水到溶液的凹液面正好与刻度线相切，这个操作叫做定容。
注意事项：
①不能配制任意体积的一定物质的量浓度的溶液，这是因为容量瓶的容积是固定的，没有任意体积规格的容量瓶。
②溶液注入容量瓶前需恢复到室温，这是因为容量瓶受热易炸裂，同时溶液温度过高会使容量瓶膨胀影响溶液配制的精确度。
③用胶头滴管定容后再振荡，出现液面低于刻度线时不要再加水，这是因为振荡时有少量溶液粘在瓶颈上还没完全回流，故液面暂时低于刻度线，若此时又加水会使所配制溶液的浓度偏低。
④如果加水定容时超出了刻度线，不能将超出部分再吸走，须应重新配制。
⑤如果摇匀时不小心洒出几滴，不能再加水至刻度，必须重新配制，这是因为所洒出的几滴溶液中含有溶质，会使所配制溶液的浓度偏低。
⑥溶质溶解后转移至容量瓶时，必须用少量蒸馏水将烧杯及玻璃棒洗涤2—3次，并将洗涤液一并倒入容量瓶，这是因为烧杯及玻璃棒会粘有少量溶质，只有这样才能尽可能地把溶质全部转移到容量瓶中。
化学选修4教学总结
《化学选修4教学总结》是一篇好的范文，觉得应该跟大家分享，希望大家能有所收获。
篇一：2013新课标高中选修4知识点总结化学选修4化学与原理
章节知识点梳理
第一章 化学反应与能量
一、焓变 反应热
1．反应热：一定条件下，一定的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量
2．焓变(ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应（1）.符号： △H（2）.
单位：kJ/mol
3.产生原因：化学键断裂——吸热化学键形成——放热
放出热量的化学反应。(放热吸热) △H 为“-”或△H 0
吸收热量的化学反应。（吸热放热）△H 为“+”或△H 0
☆ 常见的放热反应：① 所有的燃烧反应② 酸碱中和反应③ 大多数的化合反应④ 金属与
酸的反应⑤ 生石灰和水反应⑥ 浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等
☆ 常见的吸热反应：① 晶体Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl② 大多数的分解反应③ 以H2、CO、
C为还原剂的氧化还原反应④ 铵盐溶解等
二、热化学方程式
书写化学方程式注意要点:
①热化学方程式必须标出能量变化。
②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（g,l,s分别表示固态，液态，
气态，水溶液中溶质用aq表示）
③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。
④热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数
⑤各物质系数加倍，△H加倍；反应逆向进行，△H改变符号，数值不变
三、燃烧热
1．概念：25 ℃，101 kpa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热
量。燃烧热的单位用kJ/mol表示。
※注意以下几点：
①研究条件：101 kpa
②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。
③燃烧物的物质的量：1 mol
④研究内容：放出的热量。（ΔH0，单位kJ/mol）
四、中和热
1．概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1mol H2O，这时的反应热叫中和热。
2．强酸与强碱的中和反应其实质是H+和OH-反应，其热化学方程式为：
H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) ΔH=－57.3kJ/mol
3．弱酸或弱碱电离要吸收热量，所以它们参加中和反应时的中和热小于57.3kJ/mol。
4．中和热的测定实验
五、盖斯定律
1．内容：化学反应的反应热只与反应的始态（各反应物）和终态（各生成物）有关，
而与具体反应进行的途径无关，如果一个反应可以分几步进行，则各分步反应的反应热之和
与该反应一步完成的反应热是相同的。
第二章 化学反应速率和化学
一、化学反应速率
1.化学反应速率（v）
⑴ 定义：用来衡量化学反应的快慢，单位时间内反应物或生成物的物质的量的变化
⑵ 表示方法：单位时间内反应的减少或生成物浓度的增加来表示
⑶ 计算公式：v=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：浓度变化，Δt：时间）单位：mol/（L·s）
⑷ 影响因素：
① 决定因素（内因）：反应物的性质（决定因素）
② 条件因素（外因）：反应所处的条件
2.
※注意：（1）、参加反应的物质为固体和液体，由于压强的变化对浓度几乎无影响，可以认
为反应速率不变。
（2）、惰性气体对于速率的影响
①恒温恒容时：充入惰性气体→总压增大，但是各分压不变，各物质浓度不变
→反应速率不变
②恒温恒体时：充入惰性气体→体积增大→各反应物浓度减小→反应速率减慢
二、化学平衡
（一）1.定义：
化学平衡状态：一定条件下，当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时，更组成成分浓度
不再改变，达到表面上静止的一种“平衡”，这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态。
2、化学平衡的特征 逆（研究前提是可逆反应）
等（同一物质的正逆反应速率相等）
动（动态平衡）
定（各物质的浓度与质量分数恒定）
变（条件改变，平衡发生变化）
3、判断平衡的依据
1、浓度对化学平衡移动的影响（1）影响规律：在其他条件不变的情况下，增大反应物的浓度或减少生成物的浓度，都可以使平衡向正方向移动；增大生成物的浓度或减小反应物的浓
度，都可以使平衡向逆方向移动
（2）增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，所以平衡不移动
（3）在溶液中进行的反应，如果稀释溶液，反应物浓度减小，生成物浓度也减小，V正减
小，V逆也减小，但是减小的程度不同，总的结果是化学平衡向反应方程式中化学计量数之
和大的方向移动。
2、温度对化学平衡移动的影响
影响规律：在其他条件不变的情况下，温度升高会使化学平衡向着___吸热反应______方向
移动，温度降低会使化学平衡向着_放热反应__方向移动。
3、压强对化学平衡移动的影响
影响规律：其他条件不变时，增大压强，会使平衡向着__体积缩小___方向移动；减小压强，会使平衡向着___体积增大__方向移动。注意：（1）改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动
（2）气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学平衡移动规律相似
4.催化剂对化学平衡的影响：由于使用催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程度是等同的，所以平衡__不移动___。但是使用催化剂可以影响可逆反应达到平衡所需的_时间_。
5.勒夏特列原理（平衡移动原理）：如果改变影响平衡的条件之一（如温度，压强，浓度），
平衡向着能够减弱这种改变的方向移动。
三、化学平衡常数
（一）定义：在一定温度下，当一个反应达到化学平衡时，___生成物浓度幂之积与反应物
浓度幂之积的比值是一个常数____比值。符号：__K__
（二）使用化学平衡常数K应注意的问题：
1、表达式中各物质的浓度是，不是起始浓度也不是物质的量。
2、K只与__有关，与反应物或生成物的浓度无关。
3、反应物或生产物中有固体或纯液体存在时，由于其浓度是固定不变的，可以看做是“1”
而不代入公式。
4、稀溶液中进行的反应，如有水参加，水的浓度不必写在平衡关系式中。（三）化学平衡常数K的应用:
1、化学平衡常数值的大小是可逆反应的标志。K值越大，说明平衡时的浓度越大，它的进行的程度越大，即该反应进行得越，反应
物转化率越_高___。反之，则相反。一般地，K_105时，该反应就进行得基本完全了。
2、可以利用K值做标准，判断正在进行的可逆反应是否平衡及不平衡时向何方进行建立平
衡。（Q：浓度积）
Q_〈__K:反应向正反应方向进行;
Q__=_K:反应处于平衡状态;
Q_〉__K:反应向逆反应方向进行
3、利用K值可判断反应的热效应
若温度升高，K值增大，则正反应为__吸热___反应
若温度升高，K值减小，则正反应为__放热___反应
＊四、等效平衡
1、概念：在一定条件下（定温、定容或定温、定压），只是起始加入情况不同的同一可逆反
应达到平衡后，任何相同组分的百分含量均相同，这样的化学平衡互称为等效平衡。
2、分类
（1）定温，定容条件下的等效平衡
第一类：对于反应前后气体分子数改变的可逆反应：必须要保证化学计量数之比与原来相同；同时必须保证平衡式左右两边同一边的物质的量与原来相同。
第二类：对于反应前后气体分子数不变的可逆反应：只要反应物的物质的量的比例与原来相
同即可视为二者等效。
（2）定温，定压的等效平衡
只要保证可逆反应化学计量数之比相同即可视为等效平衡。
五、化学反应进行的方向
1、反应熵变与反应方向：
（1）熵:物质的一个状态函数，用来描述体系的混乱度，符号为S.单位：J?mol-1?K-1
(2)体系趋向于有序转变为无序，导致体系的熵增加，这叫做熵增加原理，也是反应方向判
断的依据。.
（3）同一物质，在气态时熵值最大，液态时次之，固态时最小。即S(g)〉S(l)〉S(s)
2、反应方向判断依据
在温度、压强一定的条件下，化学反应的判读依据为：
ΔH-TΔS〈0 反应能自发进行
ΔH-TΔS=0 反应达到平衡状态
ΔH-TΔS〉0 反应不能自发进行
注意：（1）ΔH为负，ΔS为正时，任何温度反应都能自发进行
（2）ΔH为正，ΔS为负时，任何温度反应都不能自发进行
第三章 水溶液中的离子平衡
一、弱电解质的电离
1、定义：电解质：,叫电解质
非电解质 ：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物。
强电解质 ：在水溶液里全部电离成离子的电解质。
弱电解质： 在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质。
混和物
强电解质： 强酸，强碱，大多数盐。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4弱电解质： 弱酸，弱碱，极少数盐，水。如HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、H2O??非金属氧化物，大部分有机物。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2??
2、电解质与非电解质本质区别：
电解质——离子化合物或共价化合物非电解质——共价化合物
注意：①电解质、非电解质都是化合物②SO2、NH3、CO2等属于非电解质
③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全
部电离，故BaSO4为强电解质）——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。
3、电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成 时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。
4、影响电离平衡的因素：
A、温度：电离一般吸热，升温有利于电离。
B、浓度：浓度越大，电离程度；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。
C、同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会电离。
D、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。
9、电离方程式的书写：用可逆符号弱酸的电离要分布写（第一步为主）
10、电离常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子
浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。叫做电离平衡常数，（一般用Ka
表示酸，Kb表示碱。）
+-+-表示方法：ABA+BKi=[ A][ B]/[AB]
11、影响因素：
a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。
b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。
C、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。如：H2SO3H3pO4HFCH3COOHH2CO3H2SHClO
二、水的电离和溶液的酸碱性
1、水电离平衡：:
水的离子积：Kol
3.产生原因：化学键断裂——吸热化学键形成——放
热
放出热量的化学反应。(放热吸热) △H 为“-”或△H 0
吸收热量的化学反应。（吸热放热）△H 为“+”或△H 0
☆ 常见的放热反应：① 所有的燃烧反应② 酸碱中和反应③ 大多数的化合反应④ 金属与酸的反应⑤ 生石灰和水反应⑥ 浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等
☆ 常见的吸热反应：① 晶体Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl② 大多数的分解反应③ 以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应④ 铵盐溶解等
二、热化学方程式
书写化学方程式注意要点:
①热化学方程式必须标出能量变化。
②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（g,l,s分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq表示）
③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。
④热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数⑤各物质系数加倍，△H加倍；反应逆向进行，△H改变符号，数值不变
三、燃烧热
1．概念：25 ℃，101 kpa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。燃烧热的单位用kJ/mol表示。
※注意以下几点：
①研究条件：101 kpa
②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。
③燃烧物的物质的量：1 mol
④研究内容：放出的热量。（ΔH0，单位kJ/mol）
四、中和热
1．概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1mol H2O，
这时的反应热叫中和热。
2．强酸与强碱的中和反应其实质是H+和OH-反应，其热化学方程式为：
H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) ΔH=－57.3kJ/mol
3．弱酸或弱碱电离要吸收热量，所以它们参加中和反应时的中和热小于57.3kJ/mol。
4．中和热的测定实验
五、盖斯定律
1．内容：化学反应的反应热只与反应的始态（各反应物）和终态（各生成物）有关，而与具体反应进行的途径无关，如果一个反应可以分几步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成的反应热是相同的。
第二章 化学反应速率和化学平衡
一、化学反应速率
1.化学反应速率（v）
⑴ 定义：用来衡量化学反应的快慢，单位时间内反应物或生成物的物质的量的变化
⑵ 表示方法：单位时间内反应浓度的减少或生成物浓度的增加来表示
⑶ 计算公式：v=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：浓度变化，Δt：时间）单位：mol/（L·s）
⑷ 影响因素：
① 决定因素（内因）：反应物的性质（决定因素）
② 条件因素（外因）：反应所处的条件
2.
※注意：（1）、参加反应的物质为固体和液体，由于压强的变化对浓度几乎无影响，可以认为反应速率不变。
（2）、惰性气体对于速率的影响
①恒温恒容时：充入惰性气体→总压增大，但是各分压不变，各物质浓度不变→反应速率不变
②恒温恒体时：充入惰性气体→体积增大→各反应物浓
度减小→反应速率减慢
二、化学平衡
（一）1.定义：
化学平衡状态：一定条件下，当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时，更组成成分浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡”，这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态。
2、化学平衡的特征 逆（研究前提是可逆反应）
等（同一物质的正逆反应速率相等）
动（动态平衡）
定（各物质的浓度与质量分数恒定）
变（条件改变，平衡发生变化）
3、判断平衡的依据
判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据
篇三：高中化学选修4知识点分类总结
化学选修4化学反应与原理
章节知识点梳理
第一章 化学反应与能量
一、焓变 反应热
1．反应热：一定条件下，一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量 2．焓变(ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应
（1）.符号： △H（2）.单位：kJ/mol
3.产生原因：化学键断裂——吸热化学键形成——放热
放出热量的化学反应。(放热吸热) △H 为“-”或△H 0
吸收热量的化学反应。（吸热放热）△H 为“+”或△H 0
☆ 常见的放热反应：① 所有的燃烧反应② 酸碱中和反应③ 大多数的化合反应④ 金属与酸的反应⑤ 生石灰和水反应⑥ 浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等
☆ 常见的吸热反应：① 晶体Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl② 大多数的分解反应③ 以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应④ 铵盐溶解等
二、热化学方程式
书写化学方程式注意要点:
①热化学方程式必须标出能量变化。
②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（g,l,s分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq表示）
③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。
④热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数
⑤各物质系数加倍，△H加倍；反应逆向进行，△H改变符号，数值不变
三、燃烧热
1．概念：25 ℃，101 kpa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。燃烧热的单位用kJ/mol表示。
※注意以下几点：
①研究条件：101 kpa
②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。
③燃烧物的物质的量：1 mol
④研究内容：放出的热量。（ΔH0，单位kJ/mol）
四、中和热
1．概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1mol H2O，这时的反应热叫中和
热。
2．强酸与强碱的中和反应其实质是H+和OH-反应，其热化学方程式为：
H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) ΔH=－57.3kJ/mol
3．弱酸或弱碱电离要吸收热量，所以它们参加中和反应时的中和热小于57.3kJ/mol。
4．中和热的测定实验
五、盖斯定律
1．内容：化学反应的反应热只与反应的始态（各反应物）和终态（各生成物）有关，而与具体反应进行的途径无关，如果一个反应可以分几步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成的反应热是相同的。
第二章 化学反应速率和化学平衡
一、化学反应速率
1.化学反应速率（v）
⑴ 定义：用来衡量化学反应的快慢，单位时间内反应物或生成物的物质的量的变化 ⑵ 表示方法：单位时间内反应浓度的减少或生成物浓度的增加来表示
⑶ 计算公式：v=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：浓度变化，Δt：时间）单位：mol/（L·s） ⑷ 影响因素：
① 决定因素（内因）：反应物的性质（决定因素）
② 条件因素（外因）：反应所处的条件
2.
※注意：（1）、参加反应的物质为固体和液体，由于压强的变化对浓度几乎无影响，可以认为反应速率不变。（2）、惰性气体对于速率的影响
①恒温恒容时：充入惰性气体→总压增大，但是各分压不变，各物质浓度不变→反应速率不变②恒温恒体时：充入惰性气体→体积增大→各反应物浓度减小→反应速率减慢
二、化学平衡
（一）1.定义： 化学平衡状态：一定条件下，当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时，更组成成分浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡”，这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态。
2、化学平衡的特征
逆（研究前提是可逆反应）等（同一物质的正逆反应速率相等）
动（动态平衡） 定（各物质的浓度与质量分数恒定） 变（条件改变，平衡发生变化）
3、判断平衡的依据
判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据
（二）影响化学平衡移动的因素
1、浓度对化学平衡移动的影响（1）影响规律：在其他条件不变的情况下，增大反应物的浓度或减少生成物的浓度，都可以使平衡向正方向移动；增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，都可以使平衡向逆方向移动
（2）增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，所以平衡_不移动_
（3）在溶液中进行的反应，如果稀释溶液，反应物浓度__减小__，生成物浓度也_减小_，V正_减小__，V逆也_减小__，但是减小的程度不同，总的结果是化学平衡向反应方程式中化学计量数之和_大_的方向移动。
2、温度对化学平衡移动的影响
影响规律：在其他条件不变的情况下，温度升高会使化学平衡向着___吸热反应______方向移动，温度降低会使化学平衡向着_放热反应__方向移动。
3、压强对化学平衡移动的影响
篇四：高中化学选修4知识点总结
一、化学反应速率
1.化学反应速率（v）
⑴ 定义：用来衡量化学反应的快慢，单位时间内反应物或生成物的物质的量的变化
⑵ 表示方法：单位时间内反应浓度的减少或生成物浓度的增加来表示
⑶ 计算公式：v=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：浓度变化，Δt：时间）单位：mol/
（L·s）
⑷ 影响因素：
① 决定因素（内因）：反应物的性质（决定因素）
② 条件因素（外因）：反应所处的条件
2.
※注意：（1）、参加反应的物质为固体和液体，由于压强的变化对浓度几乎无影响，
可以认为反应速率不变。
（2）、惰性气体对于速率的影响
①恒温恒容时：充入惰性气体→总压增大，
但是各分压不变，各物质浓度不变→反应速率不变
②恒温恒体时：充入惰性气体→体积增大→各反应物浓度减小→反应速率
减慢
二、化学平衡
（一）1.定义： 化学平衡状态：一定条件下，当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时，更组成成
分浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡”，这就是这个反应所
能达到的限度即化学平衡状态。
2、化学平衡的特征 逆（研究前提是可逆反应） 等（同一物质的正逆反应速率相等） 动（动态平衡） 定（各物质的浓度与质量分数恒定） 变（条件改变，平衡发生变化）
3、判断平衡的依据
判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据
1、浓度对化学平衡移动的影响
（1）影响规律：Δ在其他条件不变的情况下，增大反应物的浓度或减少生成物的浓度，
都可以使平衡向正方向移动；
Δ增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，都可以使平衡向逆
方向移动.
（2）增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，所以平衡不移动
（3）在溶液中进行的反应，如果稀释溶液，反应物浓度减小，生成物浓度也减
小，V正减小，V逆也减小，但是减小的程度不同，总的结果是化学平
衡向反应方程式中化学计量数之和 大 的方向移动。
2、温度对化学平衡移动的影响
影响规律：在其他条件不变的情况下，温度升高会使化学平衡向着吸热反应
方向移动，温度降低会使化学平衡向着放热反应方向移动。
3、压强对化学平衡移动的影响
影响规律：其他条件不变时，增大压强，会使平衡向着体积缩小方向移动；
减小压强，会使平衡向着体积增大方向移动。
※注意：（1）改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动
（2）气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学平衡移动规律相似
4.催化剂对化学平衡的影响：由于使用催化剂对正反应速率和逆反应速率影响
的程度是等同的，所以平衡不移动。但是使用催化
剂可以影响可逆反应达到平衡所需的时间。
5.勒夏特列原理（平衡移动原理）：如果改变影响平衡的条件之一
（如温度，压强，浓度），平衡向着能够减弱这种改变的方向移动。
三、化学平衡常数
（一）定义：在一定温度下，当一个反应达到化学平衡时，生成物浓度幂之积
与反应物浓度幂之积的比值是一个常数比值。符号： K
（二）使用化学平衡常数K应注意的问题：
1、表达式中各物质的浓度是 变化的浓度，不是起始浓度也不是物质的量。
2、K只与 温度（T）有关，与反应物或生成物的浓度无关。
3、反应物或生产物中有固体或纯液体存在时，由于其浓度是固定不变的，可以
看做是“1”而不代入公式。
4、稀溶液中进行的反应，如有水参加，水的浓度不必写在平衡关系式中。
对于一般的可逆反应：mA(g)+ nB(g)==pC(g)+qD(g)，其中m、n、p、q分别表示化学方程式
中个反应物和生成物的化学计量数。当在一定温度下达到化学平衡时，这个反应的平衡常
数公式可以表示
（三）化学平衡常数K的应用:
1、化学平衡常数值的大小是可逆反应进行程度的标志。
K值越大，说明平衡时 生成物的浓度越大，它的正向反应进行的程度越大，
即该反应进行得越 完全，反应物转化率越 高。
反之，则相反。一般地，K105 时，该反应就进行得基本完全了。
2、可以利用K值做标准，判断正在进行的可逆反应是否平衡及不平衡时向何方
进行建立平衡。（Q：浓度积）
Q 〈 K:反应向正反应方向进行;
Q = K:反应处于平衡状态;
Q 〉 K:反应向逆反应方向进行
3、利用K值可判断反应的热效应
若温度升高，K值增大，则正反应为 吸热反应
若温度升高，K值减小，则正反应为 放热反应
＊四、等效平衡
1、概念：在一定条件下（定温、定容或定温、定压），只是起始加入情况不同
的同一可逆反应达到平衡后，任何相同组分的百分含量均相同，这样的化学平衡互称
为等效平衡。
2、分类
（1）定温，定容条件下的等效平衡
第一类：对于反应前后气体分子数改变的可逆反应：必须要保证化学计量数之
比与原来相同；同时必须保证平衡式左右两边同一边的物质的量与原来相同。
第二类：对于反应前后气体分子数不变的可逆反应：只要反应物的物质的量的
比例与原来相同即可视为二者等效。
（2）定温，定压的等效平衡
只要保证可逆反应化学计量数之比相同即可视为等效平衡。
五、化学反应进行的方向
1、反应熵变与反应方向：
（1）熵:物质的一个状态函数，用来描述体系的混乱度，符号为S.单位：J?
mol-1?K-1
(2)体系趋向于有序转变为无序，导致体系的熵增加，这叫做熵增加原理，也
是反应方向判断的依据。.
（3）同一物质，在气态时熵值最大，液态时次之，固态时最小。即S(g)〉S(l)〉
S(s)
2、反应方向判断依据
在温度、压强一定的条件下，化学反应的判读依据为：
ΔH-TΔS〈0 反应能自发进行；
ΔH-TΔS =0 反应达到平衡状态；
ΔH-TΔS〉0 反应不能自发进行；
注意：（1）ΔH为负，ΔS为正时，任何温度反应都能自发进行；
（2）ΔH为正，ΔS为负时，任何温度反应都不能自发进行
第三章 水溶液中的离子平衡
一、弱电解质的电离
1、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质。
非电解质 ：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合
物。
强电解质 ：在水溶液里全部电离成离子的电解质。
弱电解质： 在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解
质。
混合物
电解强电解质： 强酸，强碱，大多数盐。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO 4 弱电解质： 弱酸，弱碱，极少数盐，水。如HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、H2O??物 非金属氧化物，大部分有机物。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2??
2、电解质与非电解质本质区别：
电解质——离子化合物或共价化合物非电解质——共价化合物
注意：①电解质、非电解质都是化合物②SO2、NH3、CO2等属于非电解
质
③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4
全部电离，故BaSO4为强电解质）——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。
3、电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成和离子结合成
时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。
4、影响电离平衡的因素：
A、温度：电离一般吸热，升温有利于电离。
B、浓度：浓度越大，电离程度的方向移动。
C、同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，
会 减弱 电离。
D、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，
有利于电离。
9、电离方程式的书写：用可逆符号弱酸的电离要分布写（第一步为主）
10、电离常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各
种离子浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。叫做电离平衡常数，（一般用Ka表示酸，Kb表示碱。）
表示方法：ABA++B-Ki=[ A+][ B-]/[AB]
11、影响因素：
a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。
b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变
化不大。
C、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性
越强。如：H2SO3H3pO4HFCH3COOHH2CO3H2SHClO
二、水的电离和溶液的酸碱性
1、水电离平衡：:
-14 水的离子积：K+- 25℃时,[H+]=[OH-] =10-7 mol/L;KW = [H+]·[OH-] = 注意：KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定
KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐）
2、水电离特点：（1）可逆 （2）吸热 （3）极弱
3、影响水电离平衡的外界因素：
①酸、碱 ：抑制水的电离 KW〈1*10-14
②温度：促进水的电离（水的电离是 吸热的）
③易水解的盐：促进水的电离 KW 〉-144、溶液的酸碱性和pH：
（1）（2）pH的测定方法：
酸碱指示剂—— 甲基橙、石蕊、酚酞。
变色范围：甲基橙 3.1~4.4（橙色） 石蕊5.0~8.0（紫色） 酚酞8.2~10.0（浅红色） pH试纸 —操作
注意：①事先不能用水湿润pH试纸；②广泛pH试纸只能读取整数值或范围 口诀：3144580
三、混合液的pH值计算方法公式
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