高二化学上册知识点总结化学反应原理+有机化学一篇搞定-维爱宝学习网

高二化学上册是高中化学的分水岭，化学反应原理抽象难懂，有机化学方程式多、规律复杂，很多同学学到这里成绩开始下滑。其实只要抓住核心规律，化学并不难。本文把高二化学上册核心知识点全部整理在一起，一篇文章复习完一学期化学内容，建议收藏，考前过一遍。

注：不同教材版本上册内容略有差异，本文覆盖人教版选择性必修1（化学反应原理）和选择性必修3（有机化学）前半部分核心内容。

第一部分化学反应原理

一、化学反应的热效应

反应热（焓变ΔH）：化学反应过程中放出或吸收的热量，单位kJ/mol；
- 放热反应：ΔH<0，反应物总能量大于生成物总能量；
- 吸热反应：ΔH>0，反应物总能量小于生成物总能量。
常见放热反应：燃烧、中和反应、金属与酸反应、大多数化合反应、铝热反应；
常见吸热反应：大多数分解反应、Ba(OH)₂·8H₂O与NH₄Cl反应、C与CO₂反应、C与H₂O(g)反应、盐类水解；
热化学方程式：表明反应所放出或吸收热量的化学方程式；
- 书写要求：①标明反应物和生成物的聚集状态（s、l、g、aq）；②ΔH的正负号和单位；③化学计量数可以是分数，ΔH与化学计量数成正比；④正逆反应ΔH数值相等，符号相反。
燃烧热：101kPa时，1mol纯物质完全燃烧生成稳定氧化物时所放出的热量；
- 注意：可燃物为1mol，生成稳定氧化物（C→CO₂，H→H₂O(l)，S→SO₂）。
中和热：在稀溶液中，强酸与强碱发生中和反应生成1mol H₂O时的反应热；
- 中和热ΔH=-57.3kJ/mol；
- 注意：稀溶液、强酸强碱、生成1mol水；弱酸弱碱电离吸热，中和热数值小于57.3。
盖斯定律：化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关，而与反应途径无关；
- 应用：可以通过已知反应的ΔH计算未知反应的ΔH，方法是将已知热化学方程式进行加减乘除。
反应热计算：
- ΔH=反应物总键能-生成物总键能；
- ΔH=生成物总能量-反应物总能量。

二、化学反应速率

化学反应速率：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来表示，v=Δc/Δt，单位mol/(L·s)或mol/(L·min)；
注意：①化学反应速率是平均速率，不是瞬时速率；②同一反应中，用不同物质表示的速率之比等于化学计量数之比；③固体和纯液体的浓度视为常数，不用来表示反应速率。
影响反应速率的因素：
- 内因（决定因素）：反应物本身的性质；
- 外因：
  - 浓度：增大反应物浓度，反应速率加快（固体和纯液体除外）；
  - 温度：升高温度，反应速率加快（一般每升高10℃，速率增大2-4倍）；
  - 压强：对于有气体参加的反应，增大压强（缩小体积），反应速率加快；
  - 催化剂：使用催化剂能显著改变反应速率，正催化剂加快反应速率；
  - 其他：接触面积、光照、超声波、电磁波等。
有效碰撞理论：
- 有效碰撞：能发生反应的碰撞；
- 活化分子：能发生有效碰撞的分子；
- 活化能：活化分子比普通分子多出的能量；
- 浓度增大→单位体积内活化分子数增多→有效碰撞几率增大→反应速率加快；
- 温度升高→活化分子百分数增大→有效碰撞几率增大→反应速率加快；
- 催化剂→降低活化能→活化分子百分数增大→反应速率加快。

三、化学平衡

化学平衡状态：在一定条件下的可逆反应中，正反应速率和逆反应速率相等，反应体系中各物质的浓度保持不变的状态；
化学平衡的特征：逆（可逆反应）、等（v正=v逆）、动（动态平衡）、定（各组分浓度一定）、变（条件改变，平衡移动）；
平衡状态判断：
- 直接标志：①v正=v逆；②各组分浓度（或质量、物质的量、体积分数）保持不变；
- 间接标志：①各组分的百分含量不变；②反应物的转化率不变；③对于有颜色物质参加的反应，颜色不变；④对于气体反应，若反应前后气体分子数不等，平均相对分子质量、压强、密度不变。
化学平衡移动：改变外界条件，旧平衡被破坏，新平衡建立的过程；
勒夏特列原理（平衡移动原理）：如果改变影响平衡的一个条件（如浓度、温度、压强），平衡就向能够减弱这种改变的方向移动；
影响平衡移动的因素：
- 浓度：增大反应物浓度或减小生成物浓度，平衡正向移动；反之逆向移动；
- 温度：升高温度，平衡向吸热反应方向移动；降低温度，平衡向放热反应方向移动；
- 压强：增大压强，平衡向气体分子数减少的方向移动；减小压强，平衡向气体分子数增多的方向移动；
- 催化剂：不影响化学平衡，只改变达到平衡的时间。
化学平衡常数（K）：
- 表达式：对于可逆反应mA(g)+nB(g)⇌pC(g)+qD(g)，K=[C]^p[D]^q/[A]^m[B]^n；
- 注意：①固体和纯液体不写入平衡常数表达式；②K只与温度有关，与浓度、压强无关；③K越大，正反应进行程度越大；④正逆反应的平衡常数互为倒数。
平衡转化率：α=已转化的量/起始量×100%；
等效平衡：在一定条件下（恒温恒容或恒温恒压），对同一可逆反应，起始加入方式不同，但达到平衡时对应组分的百分含量相同，这样的平衡互称为等效平衡。

四、水溶液中的离子平衡

弱电解质的电离：
- 强电解质：在水溶液中完全电离（强酸、强碱、大多数盐）；
- 弱电解质：在水溶液中部分电离（弱酸、弱碱、水）；
- 电离方程式：强电解质用”=”，弱电解质用”⇌”；多元弱酸分步电离，以第一步为主。
电离平衡常数（K）：
- 弱酸电离常数Ka，弱碱电离常数Kb；
- K越大，电离程度越大，酸性（或碱性）越强；
- K只与温度有关，升温K增大。
水的电离和溶液的酸碱性：
- 水的电离：H₂O⇌H⁺+OH⁻；
- 水的离子积：Kw=c(H⁺)·c(OH⁻)，25℃时Kw=1×10⁻¹⁴；
- Kw只与温度有关，升温Kw增大；
- 溶液酸碱性：c(H⁺)>c(OH⁻)酸性，c(H⁺)=c(OH⁻)中性，c(H⁺)<c(OH⁻)碱性；
- pH=-lgc(H⁺)，pH=7中性（25℃），pH<7酸性，pH>7碱性。
pH的计算：
- 强酸：c(H⁺)=n×c酸；
- 强碱：c(OH⁻)=n×c碱，c(H⁺)=Kw/c(OH⁻)；
- 酸碱混合：先判断过量，再计算过量离子浓度。
酸碱中和滴定：
- 原理：n(H⁺)=n(OH⁻)；
- 关键：①准确测定体积；②准确判断滴定终点；
- 指示剂选择：强酸滴定强碱用甲基橙或酚酞，强酸滴定弱碱用甲基橙，弱酸滴定强碱用酚酞；
- 误差分析：根据c待=c标·V标/V待，分析V标的误差。
盐类的水解：
- 实质：盐电离出的离子与水电离出的H⁺或OH⁻结合生成弱电解质，促进水的电离；
- 规律：有弱才水解，无弱不水解；谁弱谁水解，谁强显谁性；越弱越水解；
- 水解方程式：用”⇌”，多元弱酸根分步水解，以第一步为主；一般不写沉淀和气体符号。
影响盐类水解的因素：
- 内因：盐本身的性质，对应弱酸（弱碱）越弱，水解程度越大；
- 外因：①温度：升温促进水解；②浓度：稀释促进水解；③酸碱性：加酸抑制阳离子水解，加碱抑制阴离子水解。
盐类水解的应用：
- 明矾净水、纯碱去油污、泡沫灭火器、配制盐溶液（加酸或碱抑制水解）、加热蒸干溶液判断产物、离子共存判断。
难溶电解质的溶解平衡：
- 溶解平衡：AgCl(s)⇌Ag⁺(aq)+Cl⁻(aq)；
- 溶度积（Ksp）：Ksp=c(Ag⁺)·c(Cl⁻)，Ksp只与温度有关；
- 溶度积规则：Qc>Ksp，沉淀生成；Qc=Ksp，溶解平衡；Qc<Ksp，沉淀溶解；
- 沉淀的生成、溶解和转化：溶解度大的沉淀可以转化为溶解度小的沉淀。

五、电化学基础

原电池：
- 定义：将化学能转化为电能的装置；
- 构成条件：①两个活泼性不同的电极；②电解质溶液；③形成闭合回路；④自发进行的氧化还原反应；
- 工作原理：负极（较活泼金属）失电子发生氧化反应，正极得电子发生还原反应，电子从负极经外电路流向正极，电流方向相反；
- 电极反应式书写：负极写氧化反应，正极写还原反应，注意电解质溶液参与反应。
常见化学电源：
- 一次电池：锌锰干电池、碱性锌锰电池、银锌纽扣电池；
- 二次电池（可充电）：铅蓄电池（放电时原电池，充电时电解池）；
- 燃料电池：氢氧燃料电池（酸性和碱性介质电极反应式不同）、甲烷燃料电池。
电解池：
- 定义：将电能转化为化学能的装置；
- 构成条件：①直流电源；②两个电极；③电解质溶液；④闭合回路；
- 工作原理：阳极（接电源正极）发生氧化反应，阴极（接电源负极）发生还原反应；
- 离子放电顺序：
  - 阳极（活性电极>惰性电极）：活性电极本身失电子；惰性电极：S²⁻>I⁻>Br⁻>Cl⁻>OH⁻>含氧酸根；
  - 阴极：Ag⁺>Hg²⁺>Fe³⁺>Cu²⁺>H⁺(酸)>Pb²⁺>Sn²⁺>Fe²⁺>Zn²⁺>H⁺(水)>Al³⁺>Mg²⁺>Na⁺。
电解原理的应用：
- 电解饱和食盐水（氯碱工业）：阳极Cl⁻放电生成Cl₂，阴极H⁺放电生成H₂和NaOH；
- 电镀：镀层金属作阳极，镀件作阴极，含镀层金属离子的溶液作电镀液；
- 电解精炼铜：粗铜作阳极，纯铜作阴极，CuSO₄溶液作电解液；
- 电冶金：电解熔融NaCl制Na，电解熔融MgCl₂制Mg，电解熔融Al₂O₃制Al。
金属的腐蚀与防护：
- 化学腐蚀：金属与接触的物质直接发生化学反应；
- 电化学腐蚀：不纯金属与电解质溶液接触，发生原电池反应；
  - 析氢腐蚀（酸性环境）：负极Fe-2e⁻=Fe²⁺，正极2H⁺+2e⁻=H₂↑；
  - 吸氧腐蚀（中性或弱酸性）：负极Fe-2e⁻=Fe²⁺，正极O₂+2H₂O+4e⁻=4OH⁻；
- 金属防护：①改变金属内部结构（不锈钢）；②覆盖保护层（涂漆、镀锌、镀铬）；③电化学保护法（牺牲阳极法、外加电流法）。

第二部分有机化学基础

六、有机化合物概述

有机物：含碳化合物（除CO、CO₂、碳酸、碳酸盐、氰化物等）；
有机物特点：种类繁多、大多数难溶于水易溶于有机溶剂、大多数受热易分解易燃、大多数是非电解质不导电、反应复杂速率慢副反应多；
碳原子成键特点：碳原子最外层4个电子，形成4个共价键；碳原子之间可以形成单键、双键、三键；可以形成碳链或碳环；
同系物：结构相似，分子组成相差一个或若干个CH₂原子团的有机物；
- 判断标准：①结构相似（官能团种类和数目相同）；②分子组成相差CH₂的整数倍。
同分异构体：分子式相同，结构不同的化合物；
- 类型：①碳链异构；②位置异构；③官能团异构。
有机物命名：
- 烷烃命名：选最长碳链为主链，从离支链最近的一端编号，写取代基位置和名称；
- 烯烃炔烃：选含双键或三键的最长碳链为主链，从离双键或三键最近的一端编号；
- 苯的同系物：以苯环为母体，侧链为取代基。

七、烃

烷烃：
- 通式CₙH₂ₙ₊₂（n≥1）；
- 结构特点：碳碳单键，链状，饱和烃；
- 物理性质：随碳原子数增加，熔沸点升高，密度增大；C1-C4气态，C5-C16液态，C17以上固态；
- 化学性质：①稳定性（不与强酸强碱强氧化剂反应）；②燃烧（氧化反应）；③取代反应（光照下与卤素单质）；④高温分解。
烯烃：
- 通式CₙH₂ₙ（n≥2）；
- 结构特点：含碳碳双键，不饱和烃；
- 化学性质：①氧化反应（燃烧、使酸性KMnO₄溶液褪色）；②加成反应（与H₂、X₂、HX、H₂O加成）；③加聚反应。
炔烃：
- 通式CₙH₂ₙ₋₂（n≥2）；
- 结构特点：含碳碳三键，不饱和烃；
- 化学性质：与烯烃相似，能发生氧化反应、加成反应、加聚反应。
芳香烃：
- 苯的结构：平面正六边形，碳碳键是介于单键和双键之间的独特键；
- 苯的物理性质：无色有特殊气味的液体，有毒，不溶于水，密度比水小；
- 苯的化学性质：①氧化反应（燃烧，不能使酸性KMnO₄褪色）；②取代反应（卤代、硝化、磺化）；③加成反应（与H₂加成生成环己烷）；
- 苯的同系物：通式CₙH₂ₙ₋₆（n≥6），侧链为烷基；能使酸性KMnO₄褪色（侧链被氧化），能发生取代反应和加成反应。

八、烃的衍生物

卤代烃：
- 官能团：卤素原子（-X）；
- 物理性质：大多数不溶于水，易溶于有机溶剂；同系物随碳原子数增加，熔沸点升高，密度增大；
- 化学性质：①取代反应（水解反应）：NaOH水溶液、加热，生成醇；②消去反应：NaOH醇溶液、加热，生成烯烃（与卤素原子相连的碳的邻位碳上必须有氢）。
醇：
- 官能团：羟基（-OH）；
- 分类：一元醇、二元醇、多元醇；饱和一元醇通式CₙH₂ₙ₊₁OH；
- 物理性质：低级醇能与水以任意比互溶，随碳原子数增加，溶解度减小，熔沸点升高；
- 化学性质：①与Na反应（置换反应）；②消去反应（浓硫酸、170℃，生成烯烃）；③取代反应（与HX、分子间脱水成醚、酯化反应）；④氧化反应（燃烧、催化氧化、使酸性KMnO₄褪色）；
- 注意：醇催化氧化规律——与羟基相连的碳上有2个H，氧化成醛；有1个H，氧化成酮；没有H，不能催化氧化。
酚：
- 官能团：羟基直接连在苯环上；
- 苯酚物理性质：无色晶体（被氧化呈粉红色），有特殊气味，常温下在水中溶解度不大，65℃以上与水互溶，有毒；
- 化学性质：①弱酸性（与NaOH反应，不能使指示剂变色，酸性比碳酸弱）；②取代反应（与浓溴水反应生成白色沉淀，用于检验苯酚）；③显色反应（与FeCl₃溶液显紫色，用于检验苯酚）；④氧化反应。
醛：
- 官能团：醛基（-CHO）；
- 饱和一元醛通式CₙH₂ₙO；
- 乙醛物理性质：无色有刺激性气味的液体，易挥发，能与水、乙醇等互溶；
- 化学性质：①加成反应（与H₂加成生成醇，还原反应）；②氧化反应（燃烧、催化氧化成羧酸、银镜反应、与新制Cu(OH)₂反应生成砖红色沉淀，这两个反应用于检验醛基）。
羧酸：
- 官能团：羧基（-COOH）；
- 饱和一元羧酸通式CₙH₂ₙO₂；
- 乙酸物理性质：无色有强烈刺激性气味的液体，易溶于水和乙醇；
- 化学性质：①弱酸性（具有酸的通性，酸性比碳酸强）；②酯化反应（与醇在浓硫酸加热条件下生成酯，酸脱羟基醇脱氢）。
酯：
- 官能团：酯基（-COO-）；
- 物理性质：低级酯是有芳香气味的液体，难溶于水，易溶于有机溶剂，密度比水小；
- 化学性质：水解反应（酸性水解生成酸和醇，可逆；碱性水解生成盐和醇，完全进行，皂化反应）。