關於高二化學平衡知識點歸納總結

在平時的學習中，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平衡知識點歸納總結，希望對大家有所幫助。

高二化學平衡知識點歸納總結1

化學平衡

1、化學平衡狀態

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

小貼士：

①固體溶解過程中，固體的溶解和溶質分子回到固體溶質表面這兩個過程一直存在，只不過二者速率不同，在宏觀上表現為固體溶質的減少。當固體全部溶解後仍未達到飽和時，這兩個過程都不存在了。

②當溶液達到飽和後，溶液中的固體溶解和溶液中的溶質回到固體表面的結晶過程一直在進行，並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的質量都保持不變，達到溶解平衡狀態。

(2)可逆反應與不可逆反應

①可逆反應：在同一條件下，同時向正、 反兩個方向進行的化學反應稱為可逆反應。

前提：反應物和產物必須同時存在於同一反應體系中，而且在相同條件下，正、逆反應都能自動進行。

②不可逆反應：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。

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

理解化學平衡狀態應注意以下三點：

①前提是“一定條件下的可逆反應” ，“一定條件” 通常是指一定的温度和壓強。

②實質是“正反應速率和逆反應速率相等” ，由於速率受外界條件的影響，所以速率相等基於外界條件不變。

③標誌是“反應混合物中各組分的濃度保持不變” 。濃度沒有變化，並不是各種物質的濃度相同。對於一種物質來説，由於單位時間內的生成量與消耗量相等，就表現出物質的多少不再隨時間的改變而改變。

2、化學平衡移動

可逆反應的平衡狀態是在一定外界條件下(濃度、温度、壓強)建立起來的，當外界條件發生變化時，就會影響到化學反應速率，當正反應速率不再等於逆反應速率時，原平衡狀態被破壞，並在新條件下建立起新的平衡。此過程可表示為：

(1)化學平衡移動：可逆反應中舊化學平衡的破壞、新化學平衡的建立過程。

(2)化學平衡移動的原因：反應條件的改變，使正、逆反。應速率發生變化，並且正、逆反應速率的改變程度不同，導致正、逆反應速率不相等，平衡受到破壞，平衡混合物中各組分的含量發生相應的變化。

①若外界條件改變，引起υ正>ν逆時，正反應占優勢，化學平衡向正反應方向移動，各組分的含量發生變化;

②若外界條件改變，引起υ正<ν逆時，逆反應占優勢，化學平衡向逆反應方向移動，各組分的含量發生變化;

③若外界條件改變，引起υ正和ν逆都發生變化，如果υ正和ν逆仍保持相等，化學平衡就沒有發生移動，各組分的含量從保持一定到條件改變時含量沒有變化。

(3)濃度對化學平衡的影響

在其他條件不變的情況下：

增大反應物的濃度，平衡向正反應方向移動，使反應物的濃度降低;

減小產物的濃度，平衡向正反應方向移動，使產物的濃度增大;

增大產物的濃度，平衡向逆反應方向移動，使產物的濃度降低;

減小反應物的濃度，平衡向逆反應方向移動，使反應物的濃度增大。

(4)壓強對化學平衡的影響

在其他條件不變的情況下，對於有氣體參加或者生成的反應，增大壓強，會使氣體的濃度增大相同的倍數，正、逆反應速率都增加，化學平衡向着氣體體積縮小的反應方向移動;

減小壓強，會使氣體的濃度減小相同的倍數，正、逆反應速率都減小，會使化學平衡向着氣體體積增大的反應方向移動。

(5)温度對化學平衡的影響

在其他條件不變的情況下，温度升高，化學平衡向着吸熱反應方向移動;温度降低，化學平衡向着放熱反應方向移動。

(6)催化劑對化學平衡的影響

使用催化劑不影響化學平衡的移動。由於催化劑可以改變化學反應速率，而且對於可逆反應來説，催化劑對正反應速率與逆反應速率影響的程度是等同的，所以平衡不移動。但應注意，雖然催化劑不使化學平衡移動，但使用催化劑可影響可逆反應達到平衡的時間。

(7)勒夏特列原理

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

高二化學平衡知識點歸納總結2

化學能轉化為電能——電池

1、原電池的工作原理

(1)原電池的概念：

把化學能轉變為電能的裝置稱為原電池。

(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，構成閉合迴路後的現象是：Zn片逐漸溶解，Cu片上有氣泡產生，電流計指針發生偏轉。該原電池反應原理為：Zn失電子，負極反應為：Zn→Zn2++2e-;Cu得電子，正極反應為：2H++2e-→H2。電子定向移動形成電流。總反應為：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、化學電源

(1)鋅錳乾電池

負極反應：Zn→Zn2++2e-;

正極反應：2NH4++2e-→2NH3+H2;

(2)鉛蓄電池

負極反應：Pb+SO42-PbSO4+2e-

正極反應：PbO2+4H++SO42-+2e-PbSO4+2H2O

放電時總反應：Pb+PbO2+2H2SO4=2PbSO4+2H2O。

充電時總反應：2PbSO4+2H2O=Pb+PbO2+2H2SO4。

(3)氫氧燃料電池

負極反應：2H2+4OH-→4H2O+4e-

正極反應：O2+2H2O+4e-→4OH-

電池總反應：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發生化學反應或因電化學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，電極反應為：Fe→Fe2++2e-。水膜中溶解的氧氣被還原，正極反應為：O2+2H2O+4e-→4OH-，該腐蝕為“吸氧腐蝕”，總反應為：2Fe+O2+2H2O=2Fe(OH)2，Fe(OH)2又立即被氧化：4Fe(OH)2+2H2O+O2=4Fe(OH)3，Fe(OH)3分解轉化為鐵鏽。若水膜在酸度較高的環境下，正極反應為：2H++2e-→H2↑，該腐蝕稱為“析氫腐蝕”。

(3)金屬的防護

金屬處於乾燥的環境下，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，採用犧牲陽極保護法。也可以利用電解原理，採用外加電流陰極保護法。

高二化學平衡知識點歸納總結3

化學反應與能量轉化

化學反應的實質是反應物化學鍵的斷裂和生成物化學鍵的形成，化學反應過程中伴隨着能量的釋放或吸收。

一、化學反應的熱效應

1、化學反應的反應熱

(1)反應熱的概念：

當化學反應在一定的温度下進行時，反應所釋放或吸收的熱量稱為該反應在此温度下的熱效應，簡稱反應熱。用符號Q表示。

(2)反應熱與吸熱反應、放熱反應的關係。

Q>0時，反應為吸熱反應;Q<0時，反應為放熱反應。

(3)反應熱的測定

測定反應熱的儀器為量熱計，可測出反應前後溶液温度的變化，根據體系的熱容可計算出反應熱，計算公式如下：

Q=-C(T2-T1)式中C表示體系的熱容，T1、T2分別表示反應前和反應後體系的温度。實驗室經常測定中和反應的反應熱。

2、化學反應的焓變

(1)反應焓變

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

反應產物的總焓與反應物的總焓之差稱為反應焓變，用ΔH表示。

(2)反應焓變ΔH與反應熱Q的關係。

對於等壓條件下進行的化學反應，若反應中物質的能量變化全部轉化為熱能，則該反應的反應熱等於反應焓變，其數學表達式為：Qp=ΔH=H(反應產物)-H(反應物)。

(3)反應焓變與吸熱反應，放熱反應的關係：

H>0，反應吸收能量，為吸熱反應。

H<0，反應釋放能量，為放熱反應。

(4)反應焓變與熱化學方程式：

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

書寫熱化學方程式應注意以下幾點：

①化學式後面要註明物質的聚集狀態：固態(s)、液態(l)、氣態(g)、溶液(aq)。

②化學方程式後面寫上反應焓變ΔH，ΔH的單位是J·mol-1或 kJ·mol-1，且ΔH後註明反應温度。

③熱化學方程式中物質的係數加倍，ΔH的數值也相應加倍。

3、反應焓變的計算

(1)蓋斯定律

對於一個化學反應，無論是一步完成，還是分幾步完成，其反應焓變一樣，這一規律稱為蓋斯定律。

(2)利用蓋斯定律進行反應焓變的計算。

常見題型是給出幾個熱化學方程式，合併出題目所求的熱化學方程式，根據蓋斯定律可知，該方程式的ΔH為上述各熱化學方程式的ΔH的代數和。

(3)根據標準摩爾生成焓，ΔfHmθ計算反應焓變ΔH。

對任意反應：aA+bB=cC+dD

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

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化學鍵與分子結構

1、非極性分子和極性分子

⑴非極性分子：分子中正負電荷中心重合，從整體來看電荷分佈是均勻的，對稱的。這樣的分子為非極性分子。當分子中各鍵均為非極性鍵時，分子是非極性分子。當一個分子中各個鍵都相同，均為極性鍵，但該分子的構型是對稱的，則分子內正負電荷中心可以重合。這樣的分子是非極性分子，如CH4、CO2。總之，非極性分子中不一定只含非極性鍵。

⑵極性分子：分子中正負電荷中心不能重合，從整個分子來看，電荷的分佈是不均勻的、不對稱的。這樣的分子為極性分子，以極性鍵結合的雙原子分子，必為極性分子，以極性鍵結合的多原子分子，若分子的構型不完全對稱，則分子內正負電荷必然不重合，則為極性分子。總之，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常見分子的構型及分子極性

⑷判斷ABn型分子極性的經驗規律

若中心原子A的化合價的絕對值等於該元素所在的主族序數則為非極性分子，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、化學鍵與物質類別關係規律

⑴只含非極性共價鍵的物質：同種非金屬元素構成的單質，如I2、H2、P4、金剛石、晶體硅等。

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

⑶既有極性鍵又有非極性鍵的物質：如H2O2、C2H2、CH3CH3、C6H6(苯)等

⑷只含有離子鍵的物質：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

⑸既有離子鍵又有非極性鍵的物質，如Na2O2、Na2Sx、CaC2等

⑹由離子鍵、共價鍵、配位鍵構成的.物質，如NH4Cl等

⑺無化學鍵的物質：稀有氣體(單原子分子)。

化學平衡

1、影響化學反應速率的因素

⑴內因(決定因素)

化學反應速率是由參加反應的物質的性質決定的。

⑵外因(影響因素)

①濃度：當其他條件不變時，增大反應物的濃度，反應速率加快。

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

②壓強：對於有氣體參加的反應，當其他條件不變時，增大壓強，氣體的體積減小，濃度增大，反應速率加快。

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

③温度：當其他條件不變時，升高温度，反應速率加快。

一般來説，温度每升高10℃，反應速率增大到原來的2～4倍。

④催化劑：催化劑有正負之分。使用正催化劑，反應速率顯著增大;使用負催化劑，反應速率顯著減慢。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

⑴增大反應物濃度，V正急劇增大，V逆逐漸增大;減小反應物的濃度，V正急劇減小，

V逆逐漸減小

⑵加壓對有氣體參加或生成的可逆反應，V正、V逆均增大，氣體分子數大的一側增大的倍數大於氣體分子數小的一側增大的倍數;降壓V正、V逆均減小，氣體分子數大的一側減小的倍數大於氣體分子數小的一側減小的倍數。

⑶升温，V正、V逆一般均加快，吸熱反應增大的倍數大於放熱反應增加的倍數;降温，V正、V逆一般均減小，吸熱反應減小的倍數大於放熱反應減小的倍數。

⑷加催化劑可同倍地改變V正、V逆

3、可逆反應達到平衡狀態的標誌

①生成A的速率與消耗A的速率相等。

②生成A的速率與消耗B的速率之比為m：n。

③生成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：各組成成分的物質的量、體積、濃度、體積分數、物質的量分數、反應的轉化率等。

⑶混合體系的某些總量保持不變

對於反應前後氣體體積發生變化的可逆反應，混合氣體的總壓強、總體積、總物質的量及體系平均相對分子質量、密度等不變。