相比較與國中的化學學習，高中的化學學習難度的確比較大，部分化學知識我們是比較陌生的，電離平衡的內容是比較多學生沒有掌握的。下面是本站小編為大家整理的高中化學必背的知識點，希望對大家有用!
1、Kw=c(H+)·c(OH-)，純水中c(H+)=c(OH-)，純水總是呈電中性的。
2、不能認為c(H+)或c(OH-)等於10-7mol/L或pH=7的溶液就一定是中性溶液，即不能把pH=7作為判斷一切溶液酸、鹼性的分界線，而應比較c(H+)和c(OH-)兩者的相對大小。溶液呈酸鹼性的本質是c(H+)≠c(OH-)。
3、已知水電離產生的c(H+)或c(OH-)並不能最終確定溶液的酸鹼性，因為這既可能是酸(或酸性)溶液，也可能是鹼(或鹼性)溶液。例如，由水電離出的c(H+)=1×10-13mol/L的溶液，其pH等於1或13。
4、水電離平衡的破壞和移動
(1)外加酸、鹼可以打破水的電離平衡，促使水的電離平衡逆向移動，導致c(H+)≠c(OH-)，水的電離受到抑制。酸溶液的pH表示的c(H+)為溶質酸電離產生的，通過Kw=c(H+)·c(OH-)水可以計算出水電離的c(OH-)水，而c(H+)水=c(OH-)水。鹼溶液的pH表示的c(H+)則為水電離出的c(H+)水，因為鹼本身不能電離出H+。
(2)溫度會影響水的電離平衡。水的電離是吸熱過程，溫度升高，促進水的電離，Kw增大，pH減小，但仍存在c(H+)水=c(OH-)水。在常溫時Kw=10-14，100℃時，Kw=10-12。
(3)能發生水解的鹽可以促進水的電離，從而打破水的電離平衡。只有一種弱酸根陰離子(或弱鹼陽離子)水解，則c(H+)≠c(OH-);若所加鹽發生雙水解，則兩種離子的濃度可能相等，也可能不相等。水解呈酸性的鹽溶液pH表示的是水電離的c(H+)水(與鹼溶液相同)，水解呈鹼性的鹽溶液的pOH{pOH=-lgc(OH-)}表示的是水電離的c(OH-)水(與酸溶液相同)。
5、對於極稀的酸、鹼溶液，水的電離則不可忽視
例如：c(H+)=10-8mol/L的鹽酸，如果認為pH=8就錯了，因為酸溶液的pH在常溫時一定是小於7的。這時在計算該溶液的pH時，就必須考慮水電離產生的c(H+)水和c(OH-)水。
例1、25℃時，水的電離達到平衡：H2OH++OH-;△H>0，下列敘述正確的是 ( )
A.向水中加入稀氨水，水的電離平衡逆向移動，c(OH-)降低
B.向水中加入少量固體NaHSO4，c(H+)增大，Kw不變
C.向水中加入少量固體CH3COONa，平衡逆向移動，c(H+)降低
D.將水加熱，Kw增大，pH不變
解析：向水中加入稀氨水時，平衡逆向移動，溶液呈鹼性，c(OH-)增大;CH3COONa水解，可使平衡正向移動，溶液呈鹼性;將水加熱時，水的電離程度變大，pH減小。答案選B。
例2、在一定溫度下，測得某中性溶液的pH=6.5，將此溫度下pH=11的NaOH溶液aL與pH=1的H2SO4溶液b L混合。
(1)若所得混合溶液為中性，則a:b_______。
(2)若所得混合溶液的pH=2，則a：b_______。.
解析：因中性溶液的pH=6.5<7，說明水的電離受到促進，故溫度高於常溫。在此條件下，已知鹼溶液的pH求c(OH-)時特別容易出錯，而已知酸溶液的pH求c(H+)則不受影響。
該中性溶液中，c(H+)=c(OH-)=10-6.5mol/L，Kw=c(H+)·c(OH-)=10-13。
(1)所得混合溶液為中性時，n(H+)酸=n(OH-)鹼，即10(11-13)a=10-1b，a：b=10：1。
(2)所得混合溶液的pH=2時，，解得：a：b=9：2
答案：(1)10：1 (2)9：2
高中化學基礎知識點一、化學反應速率
1、化學反應速率
(1)化學反應速率的概念
化學反應速率是用來衡量化學反應進行的快慢程度的物理量。
(2)化學反應速率的表示方法
對於反應體系體積不變的化學反應，通常用單位時間內反應物或生成物的物質的量濃度的變化值表示。
某一物質A的化學反應速率的表示式為：
式中某物質A的濃度變化，常用單位為mol·L-1。某段時間間隔，常用單位為s,min,h。υ為物質A的反應速率，常用單位是mol·L-1·s-1，mol·L-1·s-1等。
(3)化學反應速率的計算規律
①同一反應中不同物質的化學反應速率間的關係
同一時間內，用不同的物質表示的同一反應的反應速率數值之比等於化學方程式中各物質的化學計量數之比。
②化學反應速率的計算規律
同一化學反應，用不同物質的濃度變化表示的化學反應速率之比等於反應方程式中相應的物質的化學計量數之比，這是有關化學反應速率的計算或換算的依據。
(4)化學反應速率的特點
①反應速率不取負值，用任何一種物質的變化來表示反應速率都不取負值。
②同一化學反應選用不同物質表示反應速率時，可能有不同的速率數值，但速率之比等於化學方程式中各物質的化學計量數之比。
③化學反應速率是指時間內的.“平均”反應速率。
小貼士：
①化學反應速率通常指的是某物質在某一段時間內化學反應的平均速率，而不是在某一時刻的瞬時速率。
②由於在反應中純固體和純液體的濃度是恆定不變的，因此對於有純液體或純固體參加的反應一般不用純液體或純固體來表示化學反應速率。其化學反應速率與其表面積大小有關，而與其物質的量的多少無關。通常是通過增大該物質的表面積(如粉碎成細小顆粒、 充分攪拌、 振盪等)來加快反應速率。
③對於同一化學反應，在相同的反應時間內，用不同的物質來表示其反應速率，其數值可能不同，但這些不同的數值表示的都是同一個反應的速率。因此，表示化學反應的速率時，必須指明是用反應體系中的哪種物質做標準。
2、化學反應速率的測量
(1)基本思路
化學反應速率是通過實驗測定的。因為化學反應中發生變化的是體系中的化學物質(包括反應物和生成物)，所以與其中任何一種化學物質的濃度(或質量)相關的性質在測量反應速率時都可以加以利用。
(2)測定方法
①直接可觀察的性質，如釋放出氣體的體積和體系的壓強。
②依靠科學儀器才能測量的性質，如顏色的深淺、光的吸收、光的發射、導電能力等。
③在溶液中，當反應物或產物本身有比較明顯的顏色時，常常利用顏色深淺和顯色物質濃度間的正比關係來跟蹤反應的過程和測量反應速率。
二、影響化學反應速率的因素
1、發生化學反應的前提——有效碰撞理論
(1)有效碰撞：能夠發生化學反應的碰撞。
化學反應發生的先決條件是反應物分子之間必須發生碰撞。
反應物分子之間的碰撞只有少數碰撞能導致化學反應的發生，多數碰撞並不能導致反應的發生，是無效碰撞。碰撞的頻率越高，則化學反應速率就越大。
(2)活化能和活化分子
①活化分子：在化學反應中，能量較高，有可能發生有效碰撞的分子。
活化分子之間之所以能夠發生有效碰撞，是由於它們的能量高，發生碰撞時，能夠克服相撞分子之間的排斥力，破壞分子內部原子之間的“結合力” ，從而導致反應物分子破壞，重新組合成生成物分子，發生化學反應。
②活化能：活化分子所多出的那部分能量(或普通分子轉化成活化分子所需的最低能量)。
③活化能與化學反應速率：活化分子數目的多少決定了有效碰撞發生的次數。在分子數確定時，活化分子百分數增大，有效碰撞的次數增多，反應速率加快。
2、決定化學反應速率的內部因素
不同的化學反應具有不同的反應速率，影響反應速率的主要因素是內因，即參加反應的物質本身的性質。
內因：參加反應的物質的性質和反應的歷程，是決定化學反應速率的主要因素。
3、影響化學反應速率的外部因素
當物質確定時 (即內因固定)，在同一反應中，影響反應速率的因素是外因，即外界條件，主要有溫度、濃度、壓強、催化劑等。
(1)濃度對化學反應速率的影響
①規律：其他條件不變時，增大反應物的濃度，可以加快反應速率;減小反應物的濃度，可以減慢化學反應的速率。
②理論解釋：在其他條件不變時，對某一反應來說，活化分子百分數是一定的，即單位體積內的活化分子數與反應物的濃度成正比。
(2)壓強對反應速率的影響
①影響物件： 壓強隻影響有氣體參與的反應的反應速率對於沒有氣體參與的反應，壓強對它的反應速率沒有任何影響。
注：壓強影響，只適用於討論有氣體參加的反應，當然並不一定參加反應的物質全部是氣體，只要有氣體參與，壓強即會影響反應的反應速率。
②規律：對於有氣體參加的反應，若其他條件不變，增大壓強，反應速率加快;減小壓強，反應速率減慢。
③理論解釋：對氣體來說，若其他條件不變，增大壓強，是增大了濃度單位體積內活化分子數增多 有效碰撞次數增多 化學反應速率增大。因此，增大壓強，可以增大化學反應速率。
(3)溫度對反應速率的影響
①規律：其他條件不變時，升高溫度，可以增大反應速率，降低溫度，可以減慢反應速率。
②理論解釋：溫度是分子平均動能的反映，溫度升高，使得整個體系中分子的能量升高，分子運動速率加快。
(4)催化劑對反應速率的影響
①規律：催化劑可以改變化學反應的速率。在不加說明時，催化劑一般指使反應速率加快的正催化劑。
②催化劑影響化學反應速率的原因：在其他條件不變時， 使用催化劑可以大大降低反應所需要的能量，會使更多的反應物分子成為活化分子，大大增加活化分子百分數，因而使反應速率加快。同一催化劑能同等程度地改變正、逆反應的速率。
高中化學易錯知識點1、向氫氧化鈉溶液中通入少量CO2 ：
2NaOH+ CO2 ═Na2CO3+H2O
CO2+ 2OH-═CO32-+H2O
2、在標準狀況下2.24 L CO2通入1mol/L 100mLNaOH溶液中：
CO2+NaOH═NaHCO3
CO2+OH-═HCO3-
3、燒鹼溶液中通入過量二氧化硫：
NaOH+SO2=NaHSO3
OH-+SO2═HSO3-
4、在澄清石灰水中通入過量二氧化碳：
Ca(OH)2+2CO2=Ca(HCO3)2
CO2+OH-═HCO3-
5、氨水中通入少量二氧化碳：
2NH3?H2O+CO2═(NH4)2CO3+H2O
2NH3?H2O+CO2═2NH4++CO32-+2H2O
6、用碳酸鈉溶液吸收少量二氧化硫：
Na2CO3+SO2=Na2SO3+CO2↑
CO32-+SO2═SO32-+CO2↑
7、二氧化碳通入碳酸鈉溶液中：
Na2CO3+CO2+H2O=2NaHCO3
CO32-+CO2+H2O═2HCO3-
8、在醋酸鉛[Pb(Ac)2]溶液中通入H2S氣體：
Pb(Ac)2+H2S=PbS↓+2HAc
Pb(Ac)2+H2S═PbS↓+2HAc
9、苯酚鈉溶液中通入少量二氧化碳：
CO2+H2O+C6H5ONa→C6H5OH+NaHCO3
CO2+H2O+C6H5O-→C6H5OH+HCO3-
10、氯化鐵溶液中通入碘化氫氣體：
2FeCl3+2HI ═2FeCl2+I2+2HCl
2Fe3++2I-═2Fe2++ I2
11、硫酸鐵的酸性溶液中通入足量硫化氫：
Fe2(SO4)3+H2S═2FeSO4 + S↓+ H2SO4
2Fe3++ H2S═2Fe2++ S↓+2H+
12、少量SO2氣體通入NaClO溶液中：
3NaClO +SO2+ H2O═Na2SO4+2HClO+NaCl
3ClO- + SO2+H2O= SO42-+2HClO+ Cl-
13、氯氣通入水中：
Cl2+H2O? HCl+HClO
Cl2+H2O? H++Cl-+HClO
14、氟氣通入水中：
2F2+2H2O=4HF+O2
2F2+2H2O═4HF+O2
15、氯氣通入冷的氫氧化鈉溶液中：
Cl2+2NaOH═NaClO+NaCl+H2O
Cl2+2OH-═Cl-+ClO-+ H2O
16、FeBr2溶液與少量Cl2反應：
6FeBr2+3Cl2=2FeCl3+4FeBr3
2Fe2++Cl2=2Fe3+ + Cl-
17、FeBr2溶液與等物質的量Cl2反應：
6FeBr2+6C12= 4FeCl3+2FeBr3+3Br2
2Fe2++2Br-+ 2Cl2═2Fe3++Br2+4Cl-
18、FeBr2溶液中通入過量Cl2：
2FeBr2+3Cl2=2FeCl3+2Br2
2Fe2++4Br-+ 3Cl2═2Fe3++2Br2+6Cl-
19、足量氯氣通入碘化亞鐵溶液中：
3Cl2+2FeI2=2FeCl3+2I2
3Cl2+2Fe2++4I-═2Fe3++2I2+6Cl-
20、在FeI2溶液中滴入少量溴水：
FeI2+Br2=FeBr2+I2
Br2+2I-═2Br-+ I2
21、氯化亞鐵溶液中滴入溴水：
6FeCl2+3Br2═4FeCl3+2FeBr3
2Fe2++ Br2═2Fe3++2Br-
22、鈉與水反應：
2Na+2H2O=2NaOH+H2↑
2Na+2H2O═2Na++2OH- +H2↑
23、鋁片投入氫氧化鈉溶液：
2Al+2NaOH+2H2O═2NaAlO2+3H2↑
2Al+2OH-+2H2O═2AlO2-+3H2↑
24、氯化鐵溶液中加入鐵粉：
2FeCl3+Fe═3FeCl2
2Fe3++Fe═3Fe2+
25、FeCl3溶液與Cu反應：
2FeCl3+Cu=CuCl2+2FeCl2
