高中二年级化学上册期中要点是智学网为大伙收拾的，高中二年级的不少要点和学习要素都是以高中一年级常识为基础的，包含简单的反应方程式、简单的求解办法等等。
1.高中二年级化学上册期中要点 篇一
1、书写热化学方程式时，要在反应物和生成物的化学式后面用括号注明各物质的聚集状况。
2、物理变化中的能量变化不是反应热。如物质的三态变化，_溶于水吸热，浓硫酸稀释放热等。
3、反应放热或吸热，与反应条件无关。
4、化学反应中，旧化学键的断裂和新化学键的形成是同时进行的。
5、测反应热实验中用环形玻璃搅拌棒搅拌溶液，不可以用通搅拌棒代替，由于铜传热快，热量损失大。
6、应用盖斯定律计算反应热时，要明确所求反应的始态和终态、各物质的化学计量数、判断该反应是吸热还是放热。
7、同一物质聚集状况不同，所具备的能量也不同，焓也不同，通常来讲，气态>液态>固态。
8、热化学方程式当化学计量数不同时，其△H也不同，假如化学方程式中各物质的化学计量数加倍，则△H数值也加倍。
9、将一个热化学方程式颠倒时，△H的“+”、“-”号需要随之改变，但数值不变。
10、吸热反应的△H一定比放热反应的△H大。
11、在进行△H的大小比较时，应该注意△H的“+”、“-”数值和单位是一个整体，不可以随便分割。
12、在比较两个反应放出或吸收热量的多少时，比的是其绝对值，应去掉“+”、“-”进行比较。
13、物质燃烧时，可燃物的量越大，燃烧放出的热量越多，△H反而越小。
14、等量的可燃物完全燃烧，放出的热量一定比不完全燃烧所放出的热量多，但△H小。
15、同一反应，产物相同时，气态物质燃烧所放出的热量比固态物质燃烧所放出的热量多。
16、同一反应，反应物相同时，生成液态物质放出的热量比生成气态物质放出的热量多。
17、中和反应生成等量的水时，强酸与强碱的稀溶液反应比其它的稀溶液反应放出的热量多，但△H小。
18、对于可逆反应，因反应不可以进行完全，实质反应过程中放出或吸收的热量要小于相应热化学方程式中的反应热数值。
19、化学反应肯定随着着能量的变化，化学反应的能量变化主要表现为放热或吸热，但这并非的表现形式，其他的还有发光、放电等。
20、物质能量越高，越不稳定。
2.高中二年级化学上册期中要点 篇二
1.结晶和重结晶：借助物质在溶液中溶解度随温度变化较大，如NaCl，KNO3。
2.蒸馏冷却法：在沸点上差值大。乙醇中：加入新制的CaO吸收大多数水再蒸馏。
3.过滤法：溶与不溶。
4.升华法：SiO2。
5.萃取法：如用CCl4来萃取I2水中的I2。
6.溶解法：Fe粉：溶解在过量的NaOH溶液里过滤离别。
7.增加法：把杂质转化成所需要的物质：CO2：通过热的CuO;CO2：通过NaHCO3溶液。
8.吸收法：用做除去混合气体中的气体杂质，气体杂质需要被药品吸收：N2：将混合气体通过铜网吸收O2。
9.转化法：两种物质很难直接离别，加药品变得容易离别，然后再还原回去：Al3，Fe3：先加NaOH溶液把Al3
溶解，过滤，除去Fe3，再加酸让NaAlO2转化成A13。
10.纸上层析
3.高中二年级化学上册期中要点 篇三
1、中和热定义：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1molH2O，这个时候的反应热叫中和热。
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、盖斯定律内容：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渠道无关，假如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。
5、燃烧热定义：25℃，101kPa时，1mol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。
注意以下几个方面：
①研究条件：101kPa
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：1mol
④研究内容：放出的热量。（ΔH<0，单位kJ/mol）
4.高中二年级化学上册期中要点 篇四
铁
1、单质铁的物理性质：铁片是银白色的，铁粉呈黑色，纯铁不容易生锈，但生铁在潮湿的空气中易生锈。。
2、单质铁的化学性质：
①铁与氧气反应：3Fe+2O2===Fe3O4
②与非氧化性酸反应：Fe+2HCl=FeCl2+H2↑
常温下铝、铁遇浓硫酸或_钝化。加热能反应但无氢气放出。
③与盐溶液反应：Fe+CuSO4=FeSO4+Cu
④与水蒸气反应：3Fe+4H2O==Fe3O4+4H2
5.高中二年级化学上册期中要点 篇五
弱电解质的电离平衡
电离平衡常数
在肯定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离形成的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的分子浓度之比为一常数，叫电离平衡常数。
弱酸的电离平衡常数越大，达到电离平衡时，电离出的H+越多。多元弱酸分步电离，且每步电离都有各自的电离平衡常数，以第一步电离为主。
影响电离平衡的原因，以CH3COOHCH3COO-+H+为例。
加水、加冰醋酸，加碱、升温，使CH3COOH的电离平衡正向移动，加入CH3COONa固体，加入浓盐酸，降温使CH3COOH电离平衡逆向移动。
6.高中二年级化学上册期中要点 篇六
化学反应条件的优化——工业合成氨
1、合成氨反应的限度
合成氨反应是一个放热反应，同时也是气体物质的量减小的熵减反应，故减少温度、增大压强或有利于化学平衡向生成氨的方向移动。
2、合成氨反应的速率
高压既有益于平衡向生成氨的方向移动，又使反应速率加快，但高压对设施的需要也高，故压强不可以特别大。
反应过程中将氨从混合气中离别出去，能维持较高的反应速率。
温度越高，反应速率进行得越快，但温度过高，平衡向氨分解的方向移动，不利于氨的合成。
加入催化剂能大幅度加快反应速率。
3、合成氨的适合条件
在合成氨生产中，达到高实际转化的比例与高反应速率所需要的条件有时是矛盾的，故应该探寻以较高反应速率并获得适合平衡实际转化的比例的反应条件：一般用铁做催化剂，控制反应温度在700K左右，压强范围大致在1×107Pa～1×108Pa之间，并使用N2与H2分压为1∶2.8的投料比。
7.高中二年级化学上册期中要点 篇七
反应条件对化学平衡的影响
温度的影响
升高温度使化学平衡向吸热方向移动;减少温度使化学平衡向放热方向移动。温度对化学平衡的影响是通过改变平衡常数达成的。
浓度的影响
增大生成物浓度或减小反应物浓度，平衡向逆反应方向移动;增大反应物浓度或减小生成物浓度，平衡向正反应方向移动。
温度肯定时，改变浓度能引起平衡移动，但平衡常数不变。化工生产中，常通过增加某一价廉易得的反应物浓度，来提升另一昂贵的反应物的实际转化的比例。
压强的影响
ΔVg=0的反应，改变压强，化学平衡状况不变。
ΔVg≠0的反应，增大压强，化学平衡向气态物质体积减小的方向移动。
勒夏特列原理
由温度、浓度、压强对平衡移动的影响可得出勒夏特列原理：假如改变影响平衡的一个条件平衡向可以减弱这种改变的方向移动。
8.高中二年级化学上册期中要点 篇八
化学平衡常数
对达到平衡的可逆反应，生成物浓度的系数次方的乘积与反应物浓度的系数次方的乘积之比为一常数，该常数称为化学平衡常数，用符号K表示。
平衡常数K的大小反映了化学反应可能进行的程度，平衡常数越大，说明反应可以进行得越完全。
平衡常数表达式与化学方程式的书写方法有关。对于给定的可逆反应，正逆反应的平衡常数互为倒数。
借用平衡常数，可以判断反应是不是到平衡状况：当反应的浓度商Qc与平衡常数Kc相等时，说明反应达到平衡状况。
9.高中二年级化学上册期中要点 篇九
电能转化为化学能——电解
1、电解的原理
电解的定义：
在直流电用途下，电解质在两上电极上分别发生氧化反应和还原反应的过程叫做电解。电能转化为化学能的装置叫做电解池。
电极反应：以电解熔融的NaCl为例：
阳极：与电源正极相连的电极称为阳极，阳极发生氧化反应：2Cl-→Cl2↑+2e-。
阴极：与电源负极相连的电极称为阴极，阴极发生还原反应：Na++e-→Na。
总方程式：2NaCl2Na+Cl2↑
2、电解原理的应用
电解食盐水制备烧碱、氯气和氢气。
阳极：2Cl-→Cl2+2e-
阴极：2H++e-→H2↑
总反应：2NaCl+2H2O2NaOH+H2↑+Cl2↑
铜的电解精炼。
粗铜为阳极，精铜为阴极，CuSO4溶液为电解质溶液。
阳极反应：Cu→Cu2++2e-，还发生几个副反应
Zn→Zn2++2e-;Ni→Ni2++2e-
Fe→Fe2++2e-
Au、Ag、Pt等不反应，沉积在电解池底部形成阳极泥。
阴极反应：Cu2++2e-→Cu
电镀：以铁表面镀铜为例
待镀金属Fe为阴极，镀层金属Cu为阳极，CuSO4溶液为电解质溶液。
阳极反应：Cu→Cu2++2e-
阴极反应：Cu2++2e-→Cu
10.高中二年级化学上册期中要点 篇十
化学反应的反应热
反应热的定义：
当化学反应在肯定的温度下进行时，反应所释放或吸收的热量称为该反应在此温度下的热效应，简称反应热。用符号Q表示。
反应热与吸热反应、放热反应的关系。
Q>0时，反应为吸热反应;Q<0时，反应为放热反应。
反应热的测定
测定反应热的仪器为量热计，可测出反应前后溶液温度的变化，依据体系的热容可计算出反应热，计算公式如下：
Q=-C
式中C表示体系的热容，T1、T2分别表示反应前和反应后体系的温度。实验室常常测定中和反应的反应热。
