高二的學生們，你們還在爲化學複習而頭痛嗎？下面小編整理了關於高二上學期化學知識點總結，希望對大家有幫助！
第一章 氮族元素
一、氮族元素
元素符號和名稱：N（氮）、P（磷）、As（砷）、Sb（銻）、Bi（鉍）
二、氮氣（N2）
1、分子結構：NH3 電子式：結構式：N≡N（分子裏N≡N鍵很牢固，結構很穩定） 2、物理性質：無色無味氣體，難溶於水，密度與空氣接近（所以收集N2不能用排空氣法）
3、化學性質：通常情況下氮氣的化學性質不活潑，很難與其他物質發生反應，只有在高溫、高壓、放
電等條件下，才能使N2中的共價鍵斷裂，從而與一些物質發生化學反應。
N催化劑
放電 點燃
2+3H2 高溫、高壓 2NH
3 N2+O2 ====2NO 3Mg+N2==== Mg3N2Mg3N2+6H2O＝3Mg(OH)2↓+2NH3↑
4、氮的固定：將氮氣轉化成氮的化合物。
放電
分①自然固氮雷雨： NNO2HNO3 類 生物固氮：豆科植物的根瘤菌天然固氮。②人工固氮：合成氨工業
三、氮氧化物（N2O、NO、N2O3、NO2、N2O4、N2O5）
1．N2O5（硝酸酸酐）；N2O3（亞硝酸酸酐）；NO、NO2（主要的大氣污染物） NO：無色氣體，不溶於水，有毒，有較強還原性 2NO+O2＝2NO2；
NO2：紅棕色氣體(顏色同溴蒸氣),有毒,易溶於水,有強氧化性,造成光化學煙霧的主要因素； 2⑴ 3NO2。
Br2 + H2O H Br + H BrOH Br +AgNO3 ＝AgBr ↓+ H NO3
⑵ 水洗法：形成無色溶液爲NO2，形成橙黃色溶液的爲Br2。 NO2 + H2O ＝ 2 H NO3 + NO Br2 + H2O
H Br + H BrO
⑶ CCl4溶解法：分別通入CCl4溶劑中，形成橙紅色溶液爲Br2，另一種爲NO2。
⑷ 冷卻法：將盛有氣體的容器冷卻，顏色變淺的是NO2，有紅棕色溶液產生的是Br2。 2NO2 (紅棕色)
3．NO、NO
N2O4（無色）
2、O2溶於水的計算：
⑴ NO2和O2的混合氣體溶於水時涉及的反應4NO2+O2+2H2O＝4HNO3X=V(NO2)/ V(O2) 反應情況
0<X<4 1="" o2x="4" x="">4/1 NO2過量，剩餘氣體爲NO
⑵ NO和O2的混合氣體溶於水時涉及的反應4NO+3O2+2H2O＝4HNO3X=V(NO)/ V(O2) 反應情況
0<X<4 3="" o2x="4" x="">4/3 NO過量，剩餘氣體爲NO
四、磷
五、氨氣（NH3）
1、物理性質：無色、有刺激性氣味的氣體，比空氣輕，易液化(做致冷劑)，極易溶於水(1:700) 2、分子結構：NHH
3電子式： HN 結構式：（極性分子，三角錐型）
3、化學性質： H H
NH3+H2O
NH3·H2O
NH + OH–
4+⑴ NH△
3·H2O 〓 NH3 ↑+H2O （NH3·H2O不穩定，受熱分解爲NH3和H2O） ⑵ 氨水對金屬有腐蝕作用，氨水盛放在玻璃容器、橡皮袋或陶瓷壇中。 ⑶ 氨水中微粒有三種分子，三種離子。
三種分子：NH3、H2O、NH3·H2O三種離子：NH4+ 、OH–、H+ NH3 + HCl＝NH4Cl(白煙，可用於檢驗氨氣)
4NH3 + 5O2 催化劑====
4NO + 6H2O （氨的催化氧化）
△4、實驗室製法（重點實驗） 2NH4Cl + Ca(OH)2 == 2NH△
3↑+ CaCl2 + 2H2O 發生裝置：固+固（加熱）→氣，與制△ O2相同 收集：向下排空氣法．．．．．．
（不能用排水法） 檢驗：⑴用溼潤的紅色石蕊試紙靠近容器口（試紙變藍）
⑵將蘸有濃鹽酸的玻璃棒接近容器口（產生白煙） 乾燥：鹼石灰（裝在乾燥管裏）[不能用濃硫酸、P2O5等乾燥劑]
試管口塞一團棉花作用：⑴用稀硫酸浸溼的棉花吸收多餘氨氣，防止污染大氣；
⑵防止氨氣與空氣形成對流，使收集的氨氣更爲純淨。 氨氣的其他製法：⑴加熱濃氨水；⑵濃氨水與燒鹼（或CaO）固體混合等方法 5、銨鹽：白色晶體，易溶於水，受熱分解，與鹼共熱反應放出氨氣。 NH△
4Cl == NH3↑+ HCl↑ (NH3+HCl＝NH4Cl) NH△ 4HCO3 == NH3↑+H2O↑+CO2↑
（NH4）2CO3 == 2NH△
3↑+H2O↑+CO2↑
注意：多數銨鹽受熱分解都產生氨氣，但並不是所有銨鹽受熱都產生氨氣。
例如：2NH4NO3 == 2N△ 2↑+O2↑+H2O
6、NH4+的檢驗：
⑴NaOH溶液法：加入鹼液後共熱，產生的氣體能使溼潤的紅色石蕊試紙變藍。
⑵鹼石灰法：鹼石灰與某物質的固體在研鉢中研磨，產生的氣體能使溼潤的紅色石蕊試紙變藍。
六、極性分子和非極性分子
1、由同種原子形成的共價鍵是非極性鍵，如：H—H、Cl—Cl鍵； 由不同種原子形成的共價鍵是極性鍵，如：H–F、C=O鍵。 2、極性分子和非極性分子的判斷
⑴所有的雙原子單質都是非極性分子如H2、Cl2、N2 等，所有的雙原子化合物都是極性分子，如 HF、HCl等。
⑵多原子分子極性和非極性的判斷
經驗規則：由兩種元素組成的 形如Abn型的共價分子，當中心原子的化合價的絕對值等於最外層電子數時，分子一般是非極性的；反之，則爲極性分子。
如常見的多原子非極性分子：CO2、CS2、BeCl2（直線型），BF3、BCl3、SO3（正三角型），CH4、CCl4（正四面體）；極性分子：CO、PCl3 等。
七、硝酸
1、物理性質：無色易揮發、低沸點，69%的爲濃硝酸，98%的爲發煙硝酸。
2、化學性質：
（1）強酸性：如稀硝酸可使石蕊試液變紅。
（2）不穩定性：見光或加熱易分解，硝酸濃度越大，越不穩定。
4HNO3 ====== 4NO△或光照
2↑+O2↑+2H2O
濃硝酸呈黃色是因爲硝酸分解產生的NO2溶於硝酸中，所以應把它保存在棕色瓶中，並放在陰涼
處（注意不能用橡膠塞，因爲硝酸會腐蝕橡膠）。
（3）強氧化性：硝酸越濃，氧化性越強，硝酸與金屬反應一般不放出氫氣。
3Cu + 8HNO3(稀) == 3Cu(NO3)2 + 2NO↑+ 4H2OHNO3既表現氧化性又表現還原性 Cu + 4HNO3(濃) == Cu(NO3)2 + NO2↑+ 2H2O HNO3既表現氧化性又表現還原性 C + 4HNO3（濃）== 4NO2↑+CO2↑+ 2H2OHNO3只表現氧化性 金屬與HNO3反應，HNO3既表現氧化性又表現還原性； 非金屬與HNO3反應，HNO3只表現氧化性
注意：①鈍化：冷的濃硝酸和濃硫酸可使Fe、Al發生鈍化；可用鋁罐車運輸冷的濃硝酸或濃硫酸 ②王水：體積比爲1 : 3的濃硝酸和濃鹽酸的混合物，可溶解Au、Pt等不活潑金屬；
製取硝酸銅的最佳途徑是：Cu→CuO→Cu(NO3)2 （消耗硝酸最少，且不產生污染物），而用濃硝酸不僅消耗的硝酸最多，且產生最多污染氣體；稀硝酸次之。
3、硝酸實驗室製法：NaNO微熱
3 + H2SO4(濃) ==== NaHSO4 + HNO3↑
八、氧化還原反應方程式的配平 1、原則：化合價升降總數相等
2、步驟：劃好價→列變化→求總數→配係數→細檢查 3、有關氧化還原反應的計算：用電子守恆去做，注意格式 九、有關化學方程式的計算
（1）過量計算：先判斷誰過量，再按不足的進計行算，有時需要討論。
（2）多步反應的計算—關係法：先通過化學方程式或元素守恆找到關係式，再計算。
常見的關係式：工業制硫酸：S~H2SO4 (或FeS2~2H2SO4) 工業制硝酸：NH3~HNO3
第二章 化學平衡
一、化學反應速率
1．意義：化學反應速率是表示化學反應快慢程度的物理量。
2．表示方法：用單位時間內反應物濃度的減少或生成物濃度的增加來表示。 單位：mol/(L·min)或mol/(L·S)
3．計算公式：v =△c/△t，v表示反應速率，△c表示變化的濃度，△t表示變化的時間。
①是某一段時間內的平均速率，而不是指瞬時速率。
②同一反應，可用不同物質表示，數值可以不同，但表示的意義相同。
4、特點③不能用固體（如CaCO3）或純液體（如H2O）來表示反應速率
④同一反應中，不同物質的速率之比等於相應的化學計量數（即係數）之比。 如化學反應mA（g）+ nB（g）= pC（g）+ qD（g）
v（A）∶v（B）∶v（C）∶v（D）=m∶n∶p∶q
注意：比較反應速率時，可將不同物質表示的速率轉換成同一物質表示的速率，再比較。 5、影響反應速率的因素
（1）內因：參加反應的物質的性質
（2）外因：同一化學反應，外界條件不同，反應速率不同。
①濃度：對氣體參加的反應或溶液中進行的反應有影響，其它條件一定時，增大反應物濃度，反應速率增大；減少反應物濃度，反應速率減少。
注意：純固體（如碳）、純液體（如水）沒有濃度變化，改變它們用量的多少，其v不變。但固體的表面積越大，則v增大。
②壓強：對於有氣體參加的反應，增大壓強，反應速率增大，減少壓強，反應速率減少。
注意：a．增大壓強實際上是增加了氣態物質的濃度，因此壓強對v的影響實質上是反應物的濃度對v的影響。
b．如果容器的體積固定不變，向體系中加入與反應無關的稀有氣體，雖然體系總壓強增大，但實際上各反應物濃度不變，故v不變。
ⅰ）恆溫時，增大壓強 引起 體積減小 引起 濃度增大 引起 反應速率加快 ⅱ）恆容時，a、充入氣體反應物 引起 濃度增大 引起 反應速率加快
B、充入“惰氣” 引起 總壓增大，但各物質濃度不變 引起 反應速率不變
ⅲ）恆壓時，充入“惰氣” 引起 體積增大 引起 各反應物質濃度減小 引起 反應速率減慢 ③溫度：對任何反應的速率都有影響，其他條件不變時，升溫，通常使反應速率增大；
降溫，使反應速率減小。注意：一般每升高10℃，化學反應速率大約增大2～4倍。
④催化劑：催化劑可以成千上萬倍地增大反應速率。
a．催化劑在反應前後本身質量和化學性質都不改變，但物理性質如顆粒大小、形狀可以改變。 b．催化劑具有高效、專一性，但應防止催化劑中毒，工業生產上要對原料氣進行淨化處理。
二、化學平衡
1．研究對象：可逆反應在一定條件下進行的程度問題
2．定義：一定條件下的可逆反應，正、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。 3．本質：v正＝v逆≠0
4．標誌：平衡混合物中各物質濃度或百分含量保持不變。 5．特點：逆、等、定、動、變、同
（1）判斷可逆反應達到平衡狀態的本質標誌是v正＝v逆，即同一物質的消耗速率等於生成速率；其他標誌還包括各組分的濃度、含量保持不變，有顏色的體系顏色不變等。 （2）化學平衡的有關計算
①常用公式：轉化率 = 已轉化量（n、C、V、m等）/轉化前總量 ×100% 產 率 = 實際產量/理論產量×100%
M = m總/n總（求平均摩爾質量）
阿伏加德羅定律的重要推論： 恆溫恆壓時：P1/P2 =n1/n2；恆溫橫容時：V1/V2=n1/n2 ②常用方法：三行式解法、差量法
透徹理解化學平衡的六大特徵--化學平衡標誌的基礎：
1、逆：化學平衡研究的對象是可逆反應，可逆反應不能進行到底，即反應過程中反應物（生成物）不能全部轉化爲生成物（反應物）。
2、動：達到平衡時，V（正）=V（逆）≠0，即化學平衡是動態平衡，正反應和逆反應仍在繼續進行。 3、等：V（正）=V（逆）＞0，它的具體含義有兩個方面：
①用同一種物質來表示反應速率時，該物質的生成速率與消耗速率相等。即單位時間內生成與消耗某反應物（生成物）的量相等。
②用不同種物質來表示反應速率時速率不一定相等，但必須符合兩方面 i）表示兩個不同的方向。
ii）速率之比=濃度的變化量之比=物質的量的'變化量之比=化學方程式中相應的化學計量數之比 4、定：因爲V（正）=V（逆）≠0，所以同一瞬間，同一物質的生成量等於消耗量。總的結果是混合體．．．系中各組成成分的物質的量、質量，物質的量濃度，各成分的百分含量（體積分數、質量分數）．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．，轉．化率等不隨時間變化而變化．．．．．．．．．．．．
。 5、變：改變影響化學平衡的條件，平衡就被破壞，正逆反應速率不再相等，平衡發生移動，直至建立新的平衡。 6．化學平衡移動
（1）移動原因： 內因：參加反應的物質的性質; 外因：外界條件改變，使v正≠v逆
（2）移動方向：v正﹥v逆，向正反應方向移動；v正﹤v逆，向逆反應方向移動；v正= v逆，平衡不移動 （3）移動結果：反應速率、各組分濃度、百分含量發生一定的變化
（4）影響因素：濃度、壓強、溫度等，其規律符合平衡移動原理，即勒沙特列原理。
濃度：在其他條件不變時，增大反應物濃度或減小生成物濃度，平衡向正反應方向移動；減小反應物 濃度或增大生成物濃度，平衡向逆反應方向移動。
壓強：對於反應前後氣體總體積發生變化的反應，在其他條件不變時，增大壓強，會使平衡向體積縮小的方向移動；減小壓強，會使平衡向體積增大的方向移動。但對於反應前後氣體總體積不改變的反應，改變壓強平衡不移動。
溫度：在其他條件不變時，升高溫度，平衡向吸熱反應的方向移動；降低溫度，平衡向放熱反應的方向移動。
催化劑：催化劑能縮短達到化學平衡所需的時間，但不能使平衡移動
（5）勒沙特列原理：對於已達到平衡的系統（可以是化學平衡、溶解平衡或電離平衡等）， 如果改變影響平衡的一個條件（如濃度、壓強或溫度），平衡就向能夠減弱這種改變的方向移動。 注意：平衡移動的結果是使這種改變“減弱”，但並不能完全消除。
（6）化學平衡圖像問題：一看橫縱座標的意義，二看曲線變化趨勢，三看關鍵點（起始點、最高點、最低點、拐點等），四看是否需要作輔助線（等溫線、等壓線）。
7、等效平衡：同一可逆反應在相同的反應條件（恆溫恆容或恆溫恆壓）下，無論從正反應開始還是從相應的逆反應開始，或者從相應的反應中間某一時刻開始，經過足夠的時間，反應都能達到平衡狀態，且化學平衡狀態完全相同，此即等效平衡原理。 等效平衡的三種情況：
⑴ 在恆溫恆容條件下，對於反應前後氣體分子數不等的可逆反應，只改變起始加入物質的量，若通過可逆反應的化學計量數換算成同一邊的物質的量．．．．與原平衡相同．．．．．，則兩平衡等效．．．．．
。 ⑵ 在恆溫恆容條件下，對於反應前後氣體分子數不變的可逆反應，只要反應物（或生成物）的物質的量的比例與原平衡相同，則兩平衡等效。
⑶ 在恆溫恆壓條件下，改變起始時加入物質的量，只要按化學計量數換算成同一邊的物質的量之比與原平衡相同，則兩平衡等效。
恆溫恆容條件
非等體積的反應，
“等量”加料，等效平衡；
等體積的反應， “等比”加料，等效平衡； 恆溫恆壓條件下，“等比”加料，等效平衡。 N2(g) + 3H2 (g)
NH3(g)
合 成 c(N2) ：c(H2) = 1:3 (便於循環)
氨 500℃ （加快化學反應速率，催化劑活性大） 條 20MPa～50Mpa （加快化學反應速率，提高轉化率） 件 （加快化學反應速率） 的選擇
第三章 電離平衡
一、強弱電解質的判斷
1、電解質和非電解質均指化合物，單質和混合物既不是電解質又不是非電解質。 2、判斷電解質的關鍵要看該化合物能否自身電離。如NH3、SO2等就不是電解質。
3、電解質的強弱要看它能否完全電離（在水溶液或熔化時），與其溶解性、導電性無關。4、離子化合物都是強電解質如NaCl、BaSO4等；
共價化合物部分是強電解質如HCl、H2SO4等，部分是弱電解質如HF、CH3COOH、HCN、HNO2、H3PO4、H2SO3、H2CO3、HClO、NH3·H2O等，部分是非電解質如酒精、蔗糖等。
二、電離平衡
1、弱電解質纔有電離平衡，如水：2H2O
H3O++OH–。
2、電離平衡的特徵：等（v電離=v結合≠0）、動（動態平衡）、定（各微粒濃度一定）、變
3、影響電離平衡的外界條件：溫度越高，濃度越小，越有利於電離。加入和弱電解質具有相同離子的強電解質，能抑制弱電解質的電離。 4、電離方程式：
（1）強電解質完全電離，用等號，如：HCl=H++Cl–NaHSO4 = Na++H++SO42–
（2）弱電解質部分電離，用可逆符號；多元弱酸分步電離，以第一步電離爲主，電離級數越大越困難；
且各步電離不能合併。如: H3PO4
H++H2PO4– H2PO4–
H++HPO42– HPO42–
H++PO43–
三、水的離子積（Kw）
1、由水的電離方程式可知：任何情況下，水所電離出的H+與OH–的量相等。
2、Kw=c(H+)·c(OH–)，25℃時，Kw=1×10–14。Kw只與溫度有關，溫度越高，Kw越大。 四、溶液的pH
1、pH = –lg{c(H+)}，溶液的酸鹼性與pH的關係（25℃）： 中性溶液：c（H＋）＝c（OH－）＝1×10–7mol／L pH＝7 ，
酸性溶液：c（H＋）> c（OH－） pH<7，
鹼性溶液：c（H＋）< c（OH－） pH>7。pH越小，溶液酸性越強；pH越大，溶液鹼性越強。pH減小1，相當於c（H＋）增大10倍。
