高中化学第二单元知识点
化学是重要的基础科学之一，是一门以实验为基础的学科，在与物理学、生物学、地理学、天文学等学科的相互渗透中，得到了迅速的发展，也推动了其他学科和技术的发展 。下面是由小编为大家整理的高中化学第二单元知识，仅供参考，欢迎大家阅读 。
文章插图
高中化学第二单元知识1
化学能与热能
1、在任何的化学反应中总伴有能量的变化 。
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＋CO22CO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) CO(g)＋H2(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 。
3、能源的分类：
[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 。
高中化学第二单元知识2
第二节 化学能与电能
1、化学能转化为电能的方式
2、原电池原理
（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
【高中化学第二单元知识点】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 。
正极：得电子，发生还原反应，现象是常伴随金属的析出或H2的放出 。
（6）原电池电极反应的书写方法：
（i）原电池反应所依托的化学反应原理是氧化还原反应，负极反应是氧化反应，正极反应是还原反应 。因此书写电极反应的方法归纳如下：
①写出总反应方程式 。
②把总反应根据电子得失情况，分成氧化反应、还原反应 。
③氧化反应在负极发生，还原反应在正极发生，反应物和生成物对号入座，注意酸碱介质和水等参与反应 。
（ii）原电池的总反应式一般把正极和负极反应式相加而得 。
（7）原电池的应用：①加快化学反应速率，如粗锌制氢气速率比纯锌制氢气快 。②比较金属活动性强弱 。③设计原电池 。④金属的腐蚀 。
2、化学电源基本类型：
①干电池：活泼金属作负极，被腐蚀或消耗 。如：Cu－Zn原电池、锌锰电池 。
②充电电池：两极都参加反应的原电池，可充电循环使用 。如铅蓄电池、锂电池和银锌电池等 。
③燃料电池：两电极材料均为惰性电极，电极本身不发生反应，而是由引入到两极上的物质发生反应，如H2、CH4燃料电池，其电解质溶液常为碱性试剂（KOH等） 。
高中化学第二单元知识3
化学反应的速率和限度
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)＝＝
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＋yBzC，x＋y≠z）
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