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高一必修二化学期末考试重点知识，人教版化学必修一第二章知识点

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网为你整理了《高三年级下册化学必修二知识点》希望可以帮助你学习！
1.高三年级下册化学必修二知识点

(1)准确判断原电池的正负极是书写电极反应的关键

如果原电池的正负极判断失误，电极反应式的书写一定错误 。上述判断正负极的方法是一般方法，但不是绝对的，例如铜片和铝片同时插入浓XX溶液中，由于铝片表明的钝化，这时铜失去电子，是负极，其电极反应为：负极：Cu-2e-=Cu2+
正极：NO3-+4H++2e-=2H2O+2NO2↑
再如镁片和铝片同时插入氢氧化钠溶液中，虽然镁比铝活泼，但由于镁不与氢氧化钠反应，而铝却反应，失去电子，是负极，其电极反应为：
负极：2Al+8OH--6e-=2AlO2-+2H2O正极：6H2O+6e-=6OH-+3H2↑
(2)要注意电解质溶液的酸碱性 。在正负极上发生的电极反应不是孤立的，它往往与电解质溶液紧密联系，如氢氧燃料电池有酸式和碱式，在酸溶液中，电极反应式中不能出现OH-，在碱溶液中，电极反应式中不能出现H+，像CH4、CH3OH等燃料电池，在碱溶液中碳(C)元素以CO32-离子形式存在，而不是放出CO2气体 。
(3)要考虑电子的转移数目
在同一个原电池中，负极失去电子数必然等于正极得到的电子数，所以在书写电极反应时，一定要考虑电荷守恒 。防止由总反应方程式改写成电极反应式时所带来的失误，同时也可避免在有关计算中产生误差 。
(4)要利用总的反应方程式
从理论上讲，任何一个自发的氧化还原反应均可设计成原电池，而两个电极反应相加即得总反应方程式 。所以只要知道总反应方程式和其中一个电极反应，便可以写出另一个电极反应方程式 。
2.高三年级下册化学必修二知识点

(1)由组成原电池的两极材料判断：一般来说，较活泼的或能和电解质溶液反应的金属为负极，较不活泼的金属或能导电的非金属为正极 。但具体情况还要看电解质溶液，如镁、铝电极在稀硫酸在中构成原电池，镁为负极，铝为正极;但镁、铝电极在氢氧化钠溶液中形成原电池时，由于是铝和氢氧化钠溶液发生反应，失去电子，因此铝为负极，镁为正极 。Fe、Cu和浓HNO3 。
(2)根据外电路电流的方向或电子的流向判断：在原电池的外电路，电流由正极流向负极，电子由负极流向正极 。
(3)根据内电路离子的移动方向判断：在原电池电解质溶液中，阳离子移向正极，阴离子移向负极 。
(4)根据原电池两极发生的化学反应判断：原电池中，负极总是发生氧化反应，正极总是发生还原反应 。因此可以根据总化学方程式中化合价的升降来判断 。
(5)根据电极质量的变化判断：原电池工作后，若某一极质量增加，说明溶液中的阳离子在该电极得电子，该电极为正极，活泼性较弱;如果某一电极质量减轻，说明该电极溶解，电极为负极，活泼性较强 。
(6)根据电极上产生的气体判断：原电池工作后，如果一电极上产生气体，通常是因为该电极发生了析出氢的反应，说明该电极为正极，活动性较弱 。
(7)根据某电极附近pH的变化判断
析氢或吸氧的电极反应发生后，均能使该电极附近电解质溶液的pH增大，因而原电池工作后，该电极附近的pH增大了，说明该电极为正极，金属活动性较弱 。
3.高三年级下册化学必修二知识点

1.化学电源：人们利用原电池原理，将化学能直接转化为电能，制作了多种电池 。如干电池、蓄电池、充电电池以及高能燃料电池，以满足不同的需要 。在现代生活、生产和科学研究以及科学技术的发展中，电池发挥的作用不可代替，大到宇宙火箭、人造卫星、飞机、轮船，小到电脑、电话、手机以及心脏起搏器等，都离不开各种的电池 。
2.加快反应速率：如实验室用锌和稀硫酸反应制取氢气，用纯锌生成氢气的速率较慢，而用粗锌可大大加快化学反应速率，这是因为在粗锌中含有杂质，杂质和锌形成了无数个微小的原电池，加快了反应速率 。
3.比较金属的活动性强弱：一般来说，负极比正极活泼 。
4.防止金属的腐蚀：金属的腐蚀指的是金属或合金与周围接触到的气体或液体发生化学反应，使金属失去电子变为阳离子而消耗的过程 。在金属腐蚀中，我们把不纯的金属与电解质溶液接触时形成的原电池反应而引起的腐蚀称为电化学腐蚀，电化学腐蚀又分为吸氧腐蚀和析氢腐蚀：在潮湿的空气中，钢铁表面吸附一层薄薄的水膜，里面溶解了少量的氧气、二氧化碳，含有少量的H+和OH-形成电解质溶液，它跟钢铁里的铁和少量的碳形成了无数个微小的原电池，铁作负极，碳作正极，发生吸氧腐蚀：
负极：2Fe-4e-=2Fe2+正极：O2+4e-+2H2O=4OH-
电化学腐蚀是造成钢铁腐蚀的主要原因 。因此可以用更活泼的金属与被保护的金属相连接，或者让金属与电源的负极相连接均可防止金属的腐蚀 。
【高一必修二化学期末考试重点知识，人教版化学必修一第二章知识点】4.高三年级下册化学必修二知识点

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：
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：
速率比=方程式系数比
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：
①VA(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)
5.高三年级下册化学必修二知识点

一、元素周期表


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