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总结是把一定阶段内的有关情况分析研究，做出有指导性的经验方法以及结论的书面材料，它可以使我们更有效率，不妨坐下来好好写写总结吧。那关于总结格式是怎样的呢？而个人总结又该怎么写呢？下面是我给大家整理的总结范文，欢迎大家阅读分享借鉴，希望对大家能够有所帮助。
高二化学选修知识点总结篇一
1.中和热概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1molh2o，这时的反应热叫中和热。
2.强酸与强碱的中和反应其实质是h+和oh-反应，其热化学方程式为：
h+(aq)+oh-(aq)=h2o(l)δh=-57.3kj/mol
3.弱酸或弱碱电离要吸收热量，所以它们参加中和反应时的中和热小于57.3kj/mol。
4.盖斯定律内容：化学反应的反应热只与反应的始态(各反应物)和终态(各生成物)有关，而与具体反应进行的途径无关，如果一个反应可以分几步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成的反应热是相同的。
5.燃烧热概念：25℃，101kpa时，1mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。燃烧热的单位用kj/mol表示。
注意以下几点：
①研究条件：101kpa
②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。
③燃烧物的物质的量：1mol
④研究内容：放出的热量。(δh0，单位kj/mol)
高二化学选修知识点总结篇二
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
α（a）=
（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。
高二化学选修知识点总结篇三
1、有机物化学式的确定
（1）确定有机物的式量的方法
①根据标准状况下气体的密度ρ，求算该气体的式量：m = 22·4ρ（标准状况）
③求混合物的平均式量：m = m（混总）/n（混总）
④根据化学反应方程式计算烃的式量。
⑤应用原子个数较少的元素的质量分数，在假设它们的个数为1、2、3时，求出式量。
（2）确定化学式的方法
①根据式量和最简式确定有机物的分子式。
②根据式量，计算一个分子中各元素的原子个数，确定有机物的分子式。
③当能够确定有机物的类别时。可以根据有机物的通式，求算n值，确定分子式。
④根据混合物的平均式量，推算混合物中有机物的分子式。
（3）确定有机物化学式的一般途径
（4）有关烃的混合物计算的几条规律
①若平均式量小于26，则一定有ch4
②平均分子组成中，l n（c） 2，则一定有ch4。
③平均分子组成中，2 n（h） 4，则一定有c2h2。
高二化学选修知识点总结篇四
2、焓变（δh）的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应
（1）符号：△h
（2）单位：kj/mol
3、产生原因：
化学键断裂——吸热
化学键形成——放热
常见的放热反应：
①所有的燃烧反应
②酸碱中和反应
③大多数的化合反应
④金属与酸的反应
⑤生石灰和水反应
⑥浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等
常见的吸热反应：
①晶体ba（oh）2·8h2o与nh4cl
②大多数的分解反应
③以h2、co、c为还原剂的氧化还原反应
④铵盐溶解等
书写化学方程式注意要点：
①热化学方程式必须标出能量变化。
②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（g，l，s分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq表示）
③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。
④热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数
⑤各物质系数加倍，△h加倍；反应逆向进行，△h改变符号，数值不变
概念：25 ℃，101 kpa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。燃烧热的单位用kj/mol表示。
注意以下几点：
①研究条件：101 kpa
②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物
③燃烧物的物质的量：1 mol
④研究内容：放出的热量。（δh0，单位kj/mol）
1、概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1mol h2o，这时的反应热叫中和热。
h+（aq）+oh—（aq）=h2o（l）
δh=—57.3kj/mol
3、弱酸或弱碱电离要吸收热量，所以它们参加中和反应时的中和热小于57.3kj/mol。
4、中和热的测定实验
高二化学选修知识点总结篇五
（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六
元素在周期表中的位置由原子结构决定：原子核外的能层数决定元素所在的周期，原子的价电子总数决定元素所在的族。
(1)原子的电子层构型和周期的划分
周期是指能层(电子层)相同，按照能级组电子数依次增多的顺序排列的一行元素。即元素周期表中的一个横行为一个周期，周期表共有七个周期。同周期元素从左到右(除稀有气体外)，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
(2)原子的电子构型和族的划分
族是指价电子数相同(外围电子排布相同)，按照电子层数依次增加的顺序排列的一列元素。即元素周期表中的一个列为一个族(第ⅷ族除外)。共有十八个列，十六个族。同主族周期元素从上到下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
(3)原子的电子构型和元素的分区
按电子排布可把周期表里的元素划分成5个区，分别为s区、p区、d区、f区和ds区，除ds区外，区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号。
2、元素周期律
元素的性质随着核电荷数的递增发生周期性的递变，叫做元素周期律。元素周期律主要体现在核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性、第一电离能、电负性等的周期性变化。元素性质的周期性来源于原子外电子层构型的周期性。
