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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
如果我们希望提高自己的成绩，那就静下心来，用15分钟的时间学习、欣赏，用30分钟的时间来思考、感悟、回味。下面给大家带来一些关于高二化学选修四知识点总结，希望对大家有所帮助。
化学反应与能量转化
化学反应的实质是反应物化学键的断裂和生成物化学键的形成，化学反应过程中伴随着能量的释放或吸收。
一、化学反应的热效应
1、化学反应的反应热
(1)反应热的概念：
当化学反应在一定的温度下进行时，反应所释放或吸收的热量称为该反应在此温度下的热效应，简称反应热。用符号q表示。
(2)反应热与吸热反应、放热反应的关系。
q0时，反应为吸热反应;q0时，反应为放热反应。
(3)反应热的测定
q=-c(t2-t1)
式中c表示体系的热容，t1、t2分别表示反应前和反应后体系的温度。实验室经常测定中和反应的反应热。
2、化学反应的焓变
(1)反应焓变
物质所具有的能量是物质固有的性质，可以用称为“焓”的物理量来描述，符号为h，单位为kj·mol-1。
反应产物的总焓与反应物的总焓之差称为反应焓变，用δh表示。
(2)反应焓变δh与反应热q的关系。
对于等压条件下进行的化学反应，若反应中物质的能量变化全部转化为热能，则该反应的反应热等于反应焓变，其数学表达式为：qp=δh=h(反应产物)-h(反应物)。
(3)反应焓变与吸热反应，放热反应的关系：
δh0，反应吸收能量，为吸热反应。
δh0，反应释放能量，为放热反应。
(4)反应焓变与热化学方程式：
书写热化学方程式应注意以下几点：
①化学式后面要注明物质的聚集状态：固态(s)、液态(l)、气态(g)、溶液(aq)。
②化学方程式后面写上反应焓变δh，δh的单位是j·mol-1或 kj·mol-1，且δh后注明反应温度。
③热化学方程式中物质的系数加倍，δh的数值也相应加倍。
3、反应焓变的计算
(1)盖斯定律
对于一个化学反应，无论是一步完成，还是分几步完成，其反应焓变一样，这一规律称为盖斯定律。
(2)利用盖斯定律进行反应焓变的计算。
常见题型是给出几个热化学方程式，合并出题目所求的热化学方程式，根据盖斯定律可知，该方程式的δh为上述各热化学方程式的δh的代数和。
(3)根据标准摩尔生成焓，δfhmθ计算反应焓变δh。
对任意反应：aa+bb=cc+dd
化学平衡
一、化学反应的速率
1、化学反应是怎样进行的
(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。
2、化学反应速率
(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：v=△c/△t
(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。
3、浓度对反应速率的影响
(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。
4、温度对化学反应速率的影响
(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。
5、催化剂对化学反应速率的影响
(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。
二、化学反应条件的优化——工业合成氨
1、合成氨反应的限度
合成氨反应是一个放热反应，同时也是气体物质的量减小的熵减反应，故降低温度、增大压强将有利于化学平衡向生成氨的方向移动。
2、合成氨反应的速率
(1)高压既有利于平衡向生成氨的方向移动，又使反应速率加快，但高压对设备的要求也高，故压强不能特别大。
(2)反应过程中将氨从混合气中分离出去，能保持较高的反应速率。
(3)温度越高，反应速率进行得越快，但温度过高，平衡向氨分解的方向移动，不利于氨的合成。
(4)加入催化剂能大幅度加快反应速率。
3、合成氨的适宜条件
在合成氨生产中，达到高转化率与高反应速率所需要的条件有时是矛盾的，故应该寻找以较高反应速率并获得适当平衡转化率的反应条件：一般用铁做催化剂，控制反应温度在700k左右，压强范围大致在1×107pa～1×108pa之间，并采用n2与h2分压为1∶2.8的投料比。
二、化学反应的限度
1、化学平衡常数
(1)对达到平衡的可逆反应，生成物浓度的系数次方的乘积与反应物浓度的系数次方的乘积之比为一常数，该常数称为化学平衡常数，用符号k表示。
(2)平衡常数k的大小反映了化学反应可能进行的程度(即反应限度)，平衡常数越大，说明反应可以进行得越完全。
(3)平衡常数表达式与化学方程式的书写方式有关。对于给定的可逆反应，正逆反应的平衡常数互为倒数。
(4)借助平衡常数，可以判断反应是否到平衡状态：当反应的浓度商qc与平衡常数kc相等时，说明反应达到平衡状态。
2、反应的平衡转化率
(1)平衡转化率是用转化的反应物的浓度与该反应物初始浓度的比值来表示。
(2)平衡正向移动不一定使反应物的平衡转化率提高。提高一种反应物的浓度，可使另一反应物的平衡转化率提高。
(3)平衡常数与反应物的平衡转化率之间可以相互计算。
3、反应条件对化学平衡的影响
(1)温度的影响
升高温度使化学平衡向吸热方向移动;降低温度使化学平衡向放热方向移动。温度对化学平衡的影响是通过改变平衡常数实现的。
(2)浓度的影响
增大生成物浓度或减小反应物浓度，平衡向逆反应方向移动;增大反应物浓度或减小生成物浓度，平衡向正反应方向移动。
温度一定时，改变浓度能引起平衡移动，但平衡常数不变。化工生产中，常通过增加某一价廉易得的反应物浓度，来提高另一昂贵的反应物的转化率。
(3)压强的影响
δvg=0的反应，改变压强，化学平衡状态不变。
δvg≠0的反应，增大压强，化学平衡向气态物质体积减小的方向移动。
(4)勒夏特列原理
由温度、浓度、压强对平衡移动的影响可得出勒夏特列原理：如果改变影响平衡的一个条件(浓度、压强、温度等)平衡向能够减弱这种改变的方向移动。
三、化学反应的方向
1、反应焓变与反应方向
放热反应多数能自发进行，即δh0的反应大多能自发进行。有些吸热反应也能自发进行。如nh4hco3与ch3cooh的反应。有些吸热反应室温下不能进行，但在较高温度下能自发进行，如caco3高温下分解生成cao、co2。
2、反应熵变与反应方向
熵是描述体系混乱度的概念，熵值越大，体系混乱度越大。反应的熵变δs为反应产物总熵与反应物总熵之差。产生气体的反应为熵增加反应，熵增加有利于反应的自发进行。
3、焓变与熵变对反应方向的共同影响
δh-tδs0反应能自发进行。
δh-tδs=0反应达到平衡状态。
δh-tδs0反应不能自发进行。
在温度、压强一定的条件下，自发反应总是向δh-tδs0的方向进行，直至平衡状态。
水溶液中的电离平衡
一、水溶液
1、水的电离
h2o?h++oh-
2、溶液的酸碱度
3、电解质在水溶液中的存在形态
(1)强电解质
强电解质是在稀的水溶液中完全电离的电解质，强电解质在溶液中以离子形式存在，主要包括强酸、强碱和绝大多数盐，书写电离方程式时用“=”表示。
(2)弱电解质
在水溶液中部分电离的电解质，在水溶液中主要以分子形态存在，少部分以离子形态存在，存在电离平衡，主要包括弱酸、弱碱、水及极少数盐，书写电离方程式时用“?”表示。
二、弱电解质的电离及盐类水解
1、弱电解质的电离平衡。
(1)电离平衡常数
在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离形成的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的分子浓度之比为一常数，叫电离平衡常数。
弱酸的电离平衡常数越大，达到电离平衡时，电离出的h+越多。多元弱酸分步电离，且每步电离都有各自的电离平衡常数，以第一步电离为主。
(2)影响电离平衡的因素，以ch3cooh?ch3coo-+h+为例。
加水、加冰醋酸，加碱、升温，使ch3cooh的电离平衡正向移动，加入ch3coona固体，加入浓盐酸，降温使ch3cooh电离平衡逆向移动。
2、盐类水解
(1)水解实质
盐溶于水后电离出的离子与水电离的h+或oh-结合生成弱酸或弱碱，从而打破水的电离平衡，使水继续电离，称为盐类水解。
(2)水解类型及规律
①强酸弱碱盐水解显酸性。
nh4cl+h2o?nh3·h2o+hcl
②强碱弱酸盐水解显碱性。
ch3coona+h2o?ch3cooh+naoh
③强酸强碱盐不水解。
④弱酸弱碱盐双水解。
al2s3+6h2o=2al(oh)3↓+3h2s↑
(3)水解平衡的移动
加热、加水可以促进盐的水解，加入酸或碱能抑止盐的水解，另外，弱酸根阴离子与弱碱阳离子相混合时相互促进水解。
三、离子反应
1、离子反应发生的条件
(1)生成沉淀
既有溶液中的离子直接结合为沉淀，又有沉淀的转化。
(2)生成弱电解质
主要是h+与弱酸根生成弱酸，或oh-与弱碱阳离子生成弱碱，或h+与oh-生成h2o。
(3)生成气体
生成弱酸时，很多弱酸能分解生成气体。
(4)发生氧化还原反应
强氧化性的离子与强还原性离子易发生氧化还原反应，且大多在酸性条件下发生。
2、离子反应能否进行的理论判据
(1)根据焓变与熵变判据
对δh-tδs0的离子反应，室温下都能自发进行。
(2)根据平衡常数判据
离子反应的平衡常数很大时，表明反应的趋势很大。
3、离子反应的应用
(1)判断溶液中离子能否大量共存
相互间能发生反应的离子不能大量共存，注意题目中的隐含条件。
(2)用于物质的定性检验
根据离子的特性反应，主要是沉淀的颜色或气体的生成，定性检验特征性离子。
(3)用于离子的定量计算
常见的有酸碱中和滴定法、氧化还原滴定法。
(4)生活中常见的离子反应。
硬水的形成及软化涉及到的离子反应较多，主要有：
ca2+、mg2+的形成。
caco3+co2+h2o=ca2++2hco3-
mgco3+co2+h2o=mg2++2hco3-
加热煮沸法降低水的硬度：
ca2++2hco3-=caco3↓+co2↑+h2o
mg2++2hco3-=mgco3↓+co2↑+h2o
或加入na2co3软化硬水：
四、沉淀溶解平衡
1、沉淀溶解平衡与溶度积
(1)概念
当固体溶于水时，固体溶于水的速率和离子结合为固体的速率相等时，固体的溶解与沉淀的生成达到平衡状态，称为沉淀溶解平衡。其平衡常数叫做溶度积常数，简称溶度积，用ksp表示。
pbi2(s)?pb2+(aq)+2i-(aq)
ksp=[pb2+][i-]2=7.1×10-9mol3·l-3
(2)溶度积ksp的特点
ksp只与难溶电解质的性质和温度有关，与沉淀的量无关，且溶液中离子浓度的变化能引起平衡移动，但并不改变溶度积。
ksp反映了难溶电解质在水中的溶解能力。
2、沉淀溶解平衡的应用
(1)沉淀的溶解与生成
根据浓度商qc与溶度积ksp的大小比较，规则如下：
qc=ksp时，处于沉淀溶解平衡状态。
qcksp时，溶液中的离子结合为沉淀至平衡。
(2)沉淀的转化
根据溶度积的大小，可以将溶度积大的沉淀可转化为溶度积更小的沉淀，这叫做沉淀的转化。沉淀转化实质为沉淀溶解平衡的移动。
电化学
一、化学能转化为电能——电池
1、原电池的工作原理
(1)原电池的概念：
把化学能转变为电能的装置称为原电池。
(2)cu-zn原电池的工作原理
如图为cu-zn原电池，其中zn为负极，cu为正极，构成闭合回路后的现象是：zn片逐渐溶解，cu片上有气泡产生，电流计指针发生偏转。该原电池反应原理为：zn失电子，负极反应为：zn→zn2++2e-;cu得电子，正极反应为：2h++2e-→h2。电子定向移动形成电流。总反应为：zn+cuso4=znso4+cu。
(3)原电池的电能
若两种金属做电极，活泼金属为负极，不活泼金属为正极;若一种金属和一种非金属做电极，金属为负极，非金属为正极。
2、化学电源
(1)锌锰干电池
负极反应：zn→zn2++2e-;
正极反应：2nh4++2e-→2nh3+h2;
(2)铅蓄电池
负极反应：pb+so42-=pbso4+2e-
放电时总反应：pb+pbo2+2h2so4=2pbso4+2h2o。
充电时总反应：2pbso4+2h2o=pb+pbo2+2h2so4。
(3)氢氧燃料电池
负极反应：2h2+4oh-→4h2o+4e-
正极反应：o2+2h2o+4e-→4oh-
电池总反应：2h2+o2=2h2o
二、电能转化为化学能——电解
1、电解的原理
(1)电解的概念：
在直流电作用下，电解质在两上电极上分别发生氧化反应和还原反应的过程叫做电解。电能转化为化学能的装置叫做电解池。
(2)电极反应：以电解熔融的nacl为例：
阳极：与电源正极相连的电极称为阳极，阳极发生氧化反应：2cl-→cl2↑+2e-。
阴极：与电源负极相连的电极称为阴极，阴极发生还原反应：na++e-→na。
总方程式：2nacl(熔)=(电解)2na+cl2↑
2、电解原理的应用
(1)电解食盐水制备烧碱、氯气和氢气。
阳极：2cl-→cl2+2e-
阴极：2h++e-→h2↑
总反应：2nacl+2h2o2naoh+h2↑+cl2↑
(2)铜的电解精炼。
粗铜(含zn、ni、fe、ag、au、pt)为阳极，精铜为阴极，cuso4溶液为电解质溶液。
阳极反应：cu→cu2++2e-，还发生几个副反应
zn→zn2++2e-;ni→ni2++2e-
fe→fe2++2e-
au、ag、pt等不反应，沉积在电解池底部形成阳极泥。
阴极反应：cu2++2e-→cu
(3)电镀：以铁表面镀铜为例
待镀金属fe为阴极，镀层金属cu为阳极，cuso4溶液为电解质溶液。
阳极反应：cu→cu2++2e-
阴极反应： cu2++2e-→cu
3、金属的腐蚀与防护
(1)金属腐蚀
金属表面与周围物质发生化学反应或因电化学作用而遭到破坏的过程称为金属腐蚀。
(2)金属腐蚀的电化学原理。
生铁中含有碳，遇有雨水可形成原电池，铁为负极，电极反应为：fe→fe2++2e-。水膜中溶解的氧气被还原，正极反应为：o2+2h2o+4e-→4oh-，该腐蚀为“吸氧腐蚀”，总反应为：2fe+o2+2h2o=2fe(oh)2，fe(oh)2又立即被氧化：4fe(oh)2+2h2o+o2=4fe(oh)3，fe(oh)3分解转化为铁锈。若水膜在酸度较高的环境下，正极反应为：2h++2e-→h2↑，该腐蚀称为“析氢腐蚀”。
(3)金属的防护
金属处于干燥的环境下，或在金属表面刷油漆、陶瓷、沥青、塑料及电镀一层耐腐蚀性强的金属防护层，破坏原电池形成的条件。从而达到对金属的防护;也可以利用原电池原理，采用牺牲阳极保护法。也可以利用电解原理，采用外加电流阴极保护法。
高二化学选修四知识点总结相关文章：
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。
