化學是重要的基礎科學之一，是一門以實驗為基礎的學科，在與物理學、生物學、地理學、天文學等學科的相互滲透中，得到了迅速的發(fā)展，也推動了其他學科和技術的發(fā)展。下面是由小編為大家整理的高中化學第二單元知識，僅供參考，歡迎大家閱讀。

高中化學第二單元知識1

化學能與熱能

1、在任何的化學反應中總伴有能量的變化。

原因：當物質(zhì)發(fā)生化學反應時，斷開反應物中的化學鍵要吸收能量，而形成生成物中的化學鍵要放出能量?；瘜W鍵的斷裂和形成是化學反應中能量變化的主要原因。一個確定的化學反應在發(fā)生過程中是吸收能量還是放出能量，決定于反應物的總能量與生成物的總能量的相對大小。E反應物總能量＞E生成物總能量，為放熱反應。E反應物總能量＜E生成物總能量，為吸熱反應。

2、常見的放熱反應和吸熱反應

常見的放熱反應：

①所有的燃燒與緩慢氧化。②酸堿中和反應。③金屬與酸反應制取氫氣。④大多數(shù)化合反應（特殊：C＋CO22CO是吸熱反應）。

常見的吸熱反應：

①以C、H2、CO為還原劑的氧化還原反應如：C(s)＋H2O(g) CO(g)＋H2(g)。

②銨鹽和堿的反應如Ba(OH)2·8H2O＋NH4Cl＝BaCl2＋2NH3↑＋10H2O

③大多數(shù)分解反應如KClO3、KMnO4、CaCO3的分解等。

3、能源的分類：

[思考]一般說來，大多數(shù)化合反應是放熱反應，大多數(shù)分解反應是吸熱反應，放熱反應都不需要加熱，吸熱反應都需要加熱，這種說法對嗎？試舉例說明。

點拔：這種說法不對。如C＋O2＝CO2的反應是放熱反應，但需要加熱，只是反應開始后不再需要加熱，反應放出的熱量可以使反應繼續(xù)下去。Ba(OH)2·8H2O與NH4Cl的反應是吸熱反應，但反應并不需要加熱。

高中化學第二單元知識2

第二節(jié) 化學能與電能

1、化學能轉(zhuǎn)化為電能的方式

2、原電池原理

（1）概念：把化學能直接轉(zhuǎn)化為電能的裝置叫做原電池。

（2）原電池的工作原理：通過氧化還原反應（有電子的轉(zhuǎn)移）把化學能轉(zhuǎn)變?yōu)殡娔堋?/p>

（3）構成原電池的條件：（1）電極為導體且活潑性不同；（2）兩個電極接觸（導線連接或直接接觸）；（3）兩個相互連接的電極插入電解質(zhì)溶液構成閉合回路。

（4）電極名稱及發(fā)生的反應：

負極：較活潑的金屬作負極，負極發(fā)生氧化反應，

電極反應式：較活潑金屬－ne－＝金屬陽離子

負極現(xiàn)象：負極溶解，負極質(zhì)量減少。

正極：較不活潑的金屬或石墨作正極，正極發(fā)生還原反應，

電極反應式：溶液中陽離子＋ne－＝單質(zhì)

正極的現(xiàn)象：一般有氣體放出或正極質(zhì)量增加。

（5）原電池正負極的判斷方法：

①依據(jù)原電池兩極的材料：

較活潑的金屬作負極（K、Ca、Na太活潑，不能作電極）；

較不活潑金屬或可導電非金屬（石墨）、氧化物（MnO2）等作正極。

②根據(jù)電流方向或電子流向：（外電路）的電流由正極流向負極；電子則由負極經(jīng)外電路流向原電池的正極。

③根據(jù)內(nèi)電路離子的遷移方向：陽離子流向原電池正極，陰離子流向原電池負極。

④根據(jù)原電池中的反應類型：

負極：失電子，發(fā)生氧化反應，現(xiàn)象通常是電極本身消耗，質(zhì)量減小。

正極：得電子，發(fā)生還原反應，現(xiàn)象是常伴隨金屬的析出或H2的放出。

（6）原電池電極反應的書寫方法：

（i）原電池反應所依托的化學反應原理是氧化還原反應，負極反應是氧化反應，正極反應是還原反應。因此書寫電極反應的方法歸納如下：

①寫出總反應方程式。

②把總反應根據(jù)電子得失情況，分成氧化反應、還原反應。

③氧化反應在負極發(fā)生，還原反應在正極發(fā)生，反應物和生成物對號入座，注意酸堿介質(zhì)和水等參與反應。

（ii）原電池的總反應式一般把正極和負極反應式相加而得。

（7）原電池的應用：①加快化學反應速率，如粗鋅制氫氣速率比純鋅制氫氣快。②比較金屬活動性強弱。③設計原電池。④金屬的腐蝕。

2、化學電源基本類型：

①干電池：活潑金屬作負極，被腐蝕或消耗。如：Cu－Zn原電池、鋅錳電池。

②充電電池：兩極都參加反應的原電池，可充電循環(huán)使用。如鉛蓄電池、鋰電池和銀鋅電池等。

③燃料電池：兩電極材料均為惰性電極，電極本身不發(fā)生反應，而是由引入到兩極上的物質(zhì)發(fā)生反應，如H2、CH4燃料電池，其電解質(zhì)溶液常為堿性試劑（KOH等）。

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化學反應的速率和限度

1、化學反應的速率

（1）概念：化學反應速率通常用單位時間內(nèi)反應物濃度的減少量或生成物濃度的增加量（均取正值）來表示。 計算公式：v(B)＝＝

①單位：mol/(L·s)或mol/(L·min)

②B為溶液或氣體，若B為固體或純液體不計算速率。

③以上所表示的是平均速率，而不是瞬時速率。

④重要規(guī)律：（i）速率比＝方程式系數(shù)比 （ii）變化量比＝方程式系數(shù)比

（2）影響化學反應速率的因素：

內(nèi)因：由參加反應的物質(zhì)的結(jié)構和性質(zhì)決定的（主要因素）。

外因：①溫度：升高溫度，增大速率

②催化劑：一般加快反應速率（正催化劑）

③濃度：增加C反應物的濃度，增大速率（溶液或氣體才有濃度可言）

④壓強：增大壓強，增大速率（適用于有氣體參加的反應）

⑤其它因素：如光（射線）、固體的表面積（顆粒大小）、反應物的狀態(tài)（溶劑）、原電池等也會改變化學反應速率。

2、化學反應的限度——化學平衡

（1）在一定條件下，當一個可逆反應進行到正向反應速率與逆向反應速率相等時，反應物和生成物的濃度不再改變，達到表面上靜止的一種“平衡狀態(tài)”，這就是這個反應所能達到的限度，即化學平衡狀態(tài)。

化學平衡的移動受到溫度、反應物濃度、壓強等因素的影響。催化劑只改變化學反應速率，對化學平衡無影響。

在相同的條件下同時向正、逆兩個反應方向進行的反應叫做可逆反應。通常把由反應物向生成物進行的反應叫做正反應。而由生成物向反應物進行的反應叫做逆反應。

在任何可逆反應中，正方應進行的同時，逆反應也在進行?？赡娣磻荒苓M行到底，即是說可逆反應無論進行到何種程度，任何物質(zhì)（反應物和生成物）的物質(zhì)的量都不可能為0。

（2）化學平衡狀態(tài)的特征：逆、動、等、定、變。

①逆：化學平衡研究的對象是可逆反應。

②動：動態(tài)平衡，達到平衡狀態(tài)時，正逆反應仍在不斷進行。

③等：達到平衡狀態(tài)時，正方應速率和逆反應速率相等，但不等于0。即v正＝v逆≠0。

④定：達到平衡狀態(tài)時，各組分的濃度保持不變，各組成成分的含量保持一定。

⑤變：當條件變化時，原平衡被破壞，在新的條件下會重新建立新的平衡。

（3）判斷化學平衡狀態(tài)的標志：

① VA（正方向）＝VA（逆方向）或nA（消耗）＝nA（生成）（不同方向同一物質(zhì)比較）

②各組分濃度保持不變或百分含量不變

③借助顏色不變判斷（有一種物質(zhì)是有顏色的）

④總物質(zhì)的量或總體積或總壓強或平均相對分子質(zhì)量不變（前提：反應前后氣體的總物質(zhì)的量不相等的反應適用，即如對于反應xA＋yBzC，x＋y≠z ）

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