总结是写给人看的，条理不清，人们就看不下去，即使看了也不知其所以然，这样就达不到总结的目的。那么我们该如何写一篇较为完美的总结呢？这里给大家分享一些最新的总结书范文，方便大家学习。

高二化学选修知识点总结篇一

（1）基元反应：能够一步完成的反应称为基元反应，大多数化学反应都是分几步完成的。

（2）反应历程：平时写的化学方程式是由几个基元反应组成的总反应。总反应中用基元反应构成的反应序列称为反应历程，又称反应机理。

（3）不同反应的反应历程不同。同一反应在不同条件下的反应历程也可能不同，反应历程的差别又造成了反应速率的不同。

（1）概念：单位时间内反应物的减小量或生成物的增加量可以表示反应的快慢，即反应的速率，用符号v表示。

（2）表达式：

（3）特点对某一具体反应，用不同物质表示化学反应速率时所得的数值可能不同，但各物质表示的化学反应速率之比等于化学方程式中各物质的系数之比。

（1）反应速率常数（k）反应速率常数（k）表示单位浓度下的化学反应速率，通常，反应速率常数越大，反应进行得越快。反应速率常数与浓度无关，受温度、催化剂、固体表面性质等因素的'影响。

（2）浓度对反应速率的影响增大反应物浓度，正反应速率增大，减小反应物浓度，正反应速率减小。增大生成物浓度，逆反应速率增大，减小生成物浓度，逆反应速率减小。

（3）压强对反应速率的影响压强只影响气体，对只涉及固体、液体的反应，压强的改变对反应速率几乎无影响。压强对反应速率的影响，实际上是浓度对反应速率的影响，因为压强的改变是通过改变容器容积引起的。压缩容器容积，气体压强增大，气体物质的浓度都增大，正、逆反应速率都增加；增大容器容积，气体压强减小；气体物质的浓度都减小，正、逆反应速率都减小。

（1）经验公式阿伦尼乌斯总结出了反应速率常数与温度之间关系的经验公式：式中a为比例系数，e为自然对数的底，r为摩尔气体常数量，ea为活化能。由公式知，当ea0时，升高温度，反应速率常数增大，化学反应速率也随之增大。可知，温度对化学反应速率的影响与活化能有关。

（2）活化能ea。活化能ea是活化分子的平均能量与反应物分子平均能量之差。不同反应的活化能不同，有的相差很大。活化能ea值越大，改变温度对反应速率的影响越大。

（1）催化剂对化学反应速率影响的规律：催化剂大多能加快反应速率，原因是催化剂能通过参加反应，改变反应历程，降低反应的活化能来有效提高反应速率。

（2）催化剂的特点：催化剂能加快反应速率而在反应前后本身的质量和化学性质不变。催化剂具有选择性。催化剂不能改变化学反应的平衡常数，不引起化学平衡的移动，不能改变平衡转化率。

高二化学选修知识点总结篇二

。

（1）有气体产生。

如co32—、so32—、s2—、hco3—、hso3—、hs—等易挥发的弱酸的酸根与h+不能大量共存。

（2）有沉淀生成。

如ba2+、ca2+、mg2+、ag+等不能与so42—、co32—等大量共存；mg2+、fe2+、ag+、al3+、zn2+、cu2+、fe3+等不能与oh—大量共存；pb2+与cl—，fe2+与s2—、ca2+与po43—、ag+与i—不能大量共存。

（3）有弱电解质生成。

如oh—、ch3coo—、po43—、hpo42—、h2po4—、f—、clo—、alo2—、sio32—、cn—、c17h35coo—、等与h+不能大量共存；一些酸式弱酸根如hco3—、hpo42—、hs—、h2po4—、hso3—不能与oh—大量共存；nh4+与oh—不能大量共存。

（4）一些容易发生水解的离子，在溶液中的存在是有条件的。

如alo2—、s2—、co32—、c6h5o—等必须在碱性条件下才能在溶液中存在；如fe3+、al3+等必须在酸性条件下才能在溶液中存在。这两类离子不能同时存在在同一溶液中，即离子间能发生“双水解”反应。如3alo2—+3al3++6h2o=4al（oh）3↓等。

。

（1）具有较强还原性的离子不能与具有较强氧化性的离子大量共存。如s2—、hs—、so32—、i—和fe3+不能大量共存。

（2）在酸性或碱性的介质中由于发生氧化还原反应而不能大量共存。如mno4—、cr2o7—、no3—、clo—与s2—、hs—、so32—、hso3—、i—、fe2+等不能大量共存；so32—和s2—在碱性条件下可以共存，但在酸性条件下则由于发生2s2—+so32—+6h+=3s↓+3h2o反应不能共在。h+与s2o32—不能大量共存。

（双水解）。

例：al3+和hco3—、co32—、hs—、s2—、alo2—、clo—等；fe3+与co32—、hco3—、alo2—、clo—等不能大量共存。

。

如fe3+与scn—不能大量共存；

高二化学选修知识点总结篇三

高二化学选修知识点总结篇四

盐类的水解(只有可溶于水的盐才水解)

1、盐类水解：在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的h+或oh-结合生成弱电解质的反应。

2、水解的实质：水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的h+或oh-结合,破坏水的电离，是平衡向右移动，促进水的电离。

3、盐类水解规律：

①有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解;谁强显谁性，两弱都水解，同强显中性。

②多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大，碱性更强。(如:na2co3nahco3)

4、盐类水解的特点：

(1)可逆(与中和反应互逆)

(2)程度小

(3)吸热

5、影响盐类水解的外界因素：

①温度：温度越高水解程度越大(水解吸热，越热越水解)

②浓度：浓度越小，水解程度越大(越稀越水解)

③酸碱：促进或抑制盐的水解(h+促进阴离子水解而抑制阳离子水解;oh-促进阳离子水解而抑制阴离子水解)

6、酸式盐溶液的酸碱性：

①只电离不水解：如hso4-显酸性

②电离程度水解程度，显酸性(如:hso3-、h2po4-)

③水解程度电离程度，显碱性(如：hco3-、hs-、hpo42-)

7、双水解反应：

(1)构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应。双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。

(2)常见的双水解反应完全的为：fe3+、al3+与alo2-、co32-(hco3-)、s2-(hs-)、so32-(hso3-);s2-与nh4+;co32-(hco3-)与nh4+其特点是相互水解成沉淀或气体。双水解完全的离子方程式配平依据是两边电荷平衡，如：2al3++3s2-+6h2o==2al(oh)3↓+3h2s↑

高二化学选修知识点总结篇五

(1)化学反应中能量变化的主要原因：化学键的断裂和形成

a.吸热反应：反应物的总能量小于生成物的总能量

b.放热反应：反应物的总能量大于生成物的总能量

练习：

氢气在氧气中燃烧产生蓝色火焰，在反应中，破坏1molh-h键消耗的能量为q1kj，破坏1molo=o键消耗的能量为q2kj，形成1molh-o键释放的能量为q3kj。下列关系式中正确的是(b)

a.2q1+q24q3b.2q1+q24q3

c.q1+q2

(4)常见的放热反应：

e.物质的缓慢氧化

(5)常见的吸热反应：

a.大多数分解反应;

氯化铵与八水合氢氧化钡的反应。

(6)中和热：(重点)

a.概念：稀的强酸与强碱发生中和反应生成1molh2o(液态)时所释放的热量。

2.化学能与电能

(1)原电池(重点)

a.概念：

b.工作原理：

a.负极：失电子(化合价升高)，发生氧化反应

b.正极：得电子(化合价降低)，发生还原反应

c.原电池的构成条件：

关键是能自发进行的氧化还原反应能形成原电池

a.有两种活泼性不同的金属或金属与非金属导体作电极

b.电极均插入同一电解质溶液

c.两电极相连(直接或间接)形成闭合回路

d.原电池正、负极的判断：

a.负极：电子流出的电极(较活泼的金属)，金属化合价升高

b.正极：电子流入的电极(较不活泼的金属、石墨等)：元素化合价降低

e.金属活泼性的判断：

a.金属活动性顺序表

b.原电池的负极(电子流出的电极，质量减少的电极)的金属更活泼;

f.原电池的电极反应：(难点)

a.负极反应：x-ne=xn-

b.正极反应：溶液中的阳离子得电子的还原反应

(2)原电池的设计：(难点)

根据电池反应设计原电池：(三部分+导线)

a.负极为失电子的金属(即化合价升高的物质)

b.正极为比负极不活泼的金属或石墨

c.电解质溶液含有反应中得电子的阳离子(即化合价降低的物质)

(3)金属的电化学腐蚀

b.金属腐蚀的防护：

a.改变金属内部组成结构，可以增强金属耐腐蚀的能力。如：不锈钢。

b.在金属表面覆盖一层保护层，以断绝金属与外界物质接触，达到耐腐蚀的效果。(油脂、油漆、搪瓷、塑料、电镀金属、氧化成致密的氧化膜)

c.电化学保护法：

牺牲活泼金属保护法，外加电流保护法

(4)发展中的化学电源

a.干电池(锌锰电池)

a.负极：zn-2e-=zn2+

b.参与正极反应的是mno2和nh4+

b.充电电池

a.铅蓄电池：

铅蓄电池充电和放电的总化学方程式

放电时电极反应：

负极：pb+so42--2e-=pbso4

正极：pbo2+4h++so42-+2e-=pbso4+2h2o

b.氢氧燃料电池：它是一种高效、不污染环境的发电装置。它的电极材料一般为活性电极，具有很强的催化活性，如铂电极，活性炭电极等。

总反应：2h2+o2=2h2o

电极反应为(电解质溶液为koh溶液)

负极：2h2+4oh--4e-→4h2o

正极：o2+2h2o+4e-→4oh-

3.化学反应速率与限度

(1)化学反应速率

a.化学反应速率的概念：

b.计算(重点)

a.简单计算

c.化学反应速率之比=化学计量数之比，据此计算：

已知反应方程和某物质表示的反应速率，求另一物质表示的反应速率;

已知反应中各物质表示的反应速率之比或△c之比，求反应方程。

d.比较不同条件下同一反应的反应速率

关键：找同一参照物，比较同一物质表示的速率(即把其他的物质表示的反应速率转化成同一物质表示的反应速率)

(2)影响化学反应速率的因素(重点)

a.决定化学反应速率的主要因素：反应物自身的性质(内因)

b.外因：

a.浓度越大，反应速率越快

b.升高温度(任何反应，无论吸热还是放热)，加快反应速率

c.催化剂一般加快反应速率

d.有气体参加的反应，增大压强，反应速率加快

e.固体表面积越大，反应速率越快

f.光、反应物的状态、溶剂等

(3)化学反应的限度

a.可逆反应的概念和特点

a.化学反应限度的概念：

一定条件下，当一个可逆反应进行到正反应和逆反应的速率相等，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”，这种状态称为化学平衡状态，简称化学平衡，这就是可逆反应所能达到的限度。

b.化学平衡的曲线：

c.可逆反应达到平衡状态的标志：

反应混合物中各组分浓度保持不变

↓

正反应速率=逆反应速率

↓

消耗a的速率=生成a的速率

d.怎样判断一个反应是否达到平衡：

(3)混合体系中各组分的质量分数不再发生变化;

(4)条件变，反应所能达到的限度发生变化。

化学平衡的特点：逆、等、动、定、变、同。

【典型例题】

例1.在密闭容器中充入so2和18o2，在一定条件下开始反应，在达到平衡时，18o存在于(d)

a.只存在于氧气中

b.只存在于o2和so3中

c.只存在于so2和so3中

2、so3、o2中都有可能存在

例2.下列各项中，可以说明2hih2+i2(g)已经达到平衡状态的是(bde)

a.单位时间内，生成nmolh2的同时生成nmolhi

b.一个h—h键断裂的同时，有2个h—i键断裂

c.温度和体积一定时，容器内压强不再变化

d.温度和体积一定时，某一生成物浓度不再变化

e.温度和体积一定时，混合气体的颜色不再变化

f.条件一定，混合气体的平均相对分子质量不再变化

化学平衡移动原因：v正≠v逆

v正v逆正向v正.

浓度:其他条件不变,增大反应物浓度或减小生成物浓度,正向移动反之

温度:其他条件不变,温度升高,平衡向吸热方向移动反之…

催化剂:缩短到达平衡的.时间,但平衡的移动无影响

勒沙特列原理：如果改变影响化学平衡的一个条件，平衡将向着减弱这种改变的方向发生移动。

高二化学选修知识点总结篇六

1非极性分子：从整个分子看，分子里电荷的分布是对称的。如：①只由非极性键构成的同种元素的双原子分子：h2、cl2、n2等;②只由极性键构成，空间构型对称的多原子分子：co2、cs2、bf3、ch4、ccl4等;③极性键非极性键都有的：ch2=ch2、ch≡ch。

(2)共价键的极性和分子极性的关系：

两者研究对象不同，键的极性研究的是原子，而分子的极性研究的是分子本身;两者研究的方向不同，键的极性研究的是共用电子对的偏离与偏向，而分子的极性研究的是分子中电荷分布是否均匀。非极性分子中，可能含有极性键，也可能含有非极性键，如二氧化碳、甲烷、四氯化碳、三氟化硼等只含有极性键，非金属单质f2、n2、p4、s8等只含有非极性键，c2h6、c2h4、c2h2等既含有极性键又含有非极性键;极性分子中，一定含有极性键，可能含有非极性键，如hcl、h2s、h2o2等。

(3)分子极性的判断方法

①单原子分子：分子中不存在化学键，故没有极性分子或非极性分子之说，如he、ne等。

②双原子分子：若含极性键，就是极性分子，如hcl、hbr等;若含非极性键，就是非极性分子，如o2、i2等。

③以极性键结合的多原子分子，主要由分子中各键在空间的排列位置决定分子的极性。若分子中的电荷分布均匀，即排列位置对称，则为非极性分子，如bf3、ch4等。若分子中的电荷分布不均匀，即排列位置不对称，则为极性分子，如nh3、so2等。

④根据abn的中心原子a的最外层价电子是否全部参与形成了同样的共价键。(或a是否达价)

(4)相似相溶原理

①相似相溶原理：极性分子易溶于极性溶剂，非极性分子易溶于非极性溶剂。

②相似相溶原理的适用范围：“相似相溶”中“相似”指的是分子的极性相似。

③如果存在氢键，则溶剂和溶质之间的氢键作用力越大，溶解性越好。相反，无氢键相互作用的溶质在有氢键的水中的溶解度就比较小。

高二化学选修知识点总结篇七

1、化学反应速率

(1)化学反应速率的概念

化学反应速率是用来衡量化学反应进行的快慢程度的物理量。

(2)化学反应速率的表示方法

对于反应体系体积不变的化学反应，通常用单位时间内反应物或生成物的物质的量浓度的变化值表示。

某一物质a的化学反应速率的表达式为

式中某物质a的浓度变化，常用单位为mol·l-1。某段时间间隔，常用单位为s,min,h。υ为物质a的反应速率，常用单位是mol·l-1·s-1，mol·l-1·s-1等。

(3)化学反应速率的计算规律

①同一反应中不同物质的化学反应速率间的关系

同一时间内，用不同的物质表示的同一反应的反应速率数值之比等于化学方程式中各物质的化学计量数之比。

②化学反应速率的计算规律

同一化学反应，用不同物质的浓度变化表示的化学反应速率之比等于反应方程式中相应的物质的化学计量数之比，这是有关化学反应速率的计算或换算的依据。

(4)化学反应速率的特点

①反应速率不取负值，用任何一种物质的变化来表示反应速率都不取负值。

②同一化学反应选用不同物质表示反应速率时，可能有不同的速率数值，但速率之比等于化学方程式中各物质的化学计量数之比。

③化学反应速率是指时间内的“平均”反应速率。

小贴士：

①化学反应速率通常指的是某物质在某一段时间内化学反应的平均速率，而不是在某一时刻的瞬时速率。

②由于在反应中纯固体和纯液体的浓度是恒定不变的，因此对于有纯液体或纯固体参加的反应一般不用纯液体或纯固体来表示化学反应速率。其化学反应速率与其表面积大小有关，而与其物质的量的`多少无关。通常是通过增大该物质的表面积(如粉碎成细小颗粒、 充分搅拌、 振荡等)来加快反应速率。

③对于同一化学反应，在相同的反应时间内，用不同的物质来表示其反应速率，其数值可能不同，但这些不同的数值表示的都是同一个反应的速率。因此，表示化学反应的速率时，必须指明是用反应体系中的哪种物质做标准。

2、化学反应速率的测量

(1)基本思路

化学反应速率是通过实验测定的。因为化学反应中发生变化的是体系中的化学物质(包括反应物和生成物)，所以与其中任何一种化学物质的浓度(或质量)相关的性质在测量反应速率时都可以加以利用。

(2)测定方法

①直接可观察的性质，如释放出气体的体积和体系的压强。

②依靠科学仪器才能测量的性质，如颜色的深浅、光的吸收、光的发射、导电能力等。

③在溶液中，当反应物或产物本身有比较明显的颜色时，常常利用颜色深浅和显色物质浓度间的正比关系来跟踪反应的过程和测量反应速率。