1/1化學學期總結知識點（合集6篇）

化學學期總結知識點第1篇一、溶液的形成

1、溶液：一種或幾種物質分散到另一種物質里，形成均一、穩定的混合物，叫做溶液。

①均一：各部分性質、濃度、密度、色澤等相同。

②穩定：當水分不蒸發、溫度不變化時，溶液不分層、不沉淀。

溶質：被溶解的物質（可以是氣體、液體和固體）。

溶劑：能溶解其它物質的物質（常見的溶劑：水、酒精、汽油；溶液中有水存在時，一般把水作為溶劑；）

2、能區分溶液中的溶質、溶劑（如：碘酒、糖水、生理鹽水、高錳酸鉀的水溶液、石灰水）；

3、知道溶液、溶質、溶劑之間的質量關系（溶液質量=溶質質量+溶劑質量）及質量比。

4、知道生活中的一些常見的乳濁液：小液滴分散到液體里形成的混合物。（不屬于溶液）

生活中常見的乳化現象：如：肥皂漂洗衣服、洗潔精洗碗筷、牛奶、農藥等。

二、飽和溶液和不飽和溶液

1、在一定的溫度下，向一定量的溶劑里加入某種溶質，當溶質不能繼續溶解時，所得到的溶液是飽和溶液；反之為不飽和溶液。

2、飽和溶液和不飽和溶液之間的轉換：

①增加溶質；②蒸發溶劑；③降低溫度；

①增加溶劑；②升高溫度；

結晶：已溶解在溶液中的溶質從溶液中以晶體的形式析出的現象，叫做結晶。（結晶和溶解都屬于物理變化）。（結晶方法：蒸發結晶和降溫結晶）

三、物質溶解與溫度的'關系

⑴酸堿溶于水，放出熱量，溫度上升；如：硫酸、氫氧化鈉等。

⑵絕大多數的鹽溶于水，吸收熱量，溫度下降；如：硝酸鉀、氯化銨等。

⑶蔗糖、食鹽溶于水溫度不變。

化學學期總結知識點第2篇1、化學反應是怎樣進行的

（1）基元反應：能夠一步完成的反應稱為基元反應，大多數化學反應都是分幾步完成的。

（2）反應歷程：平時寫的化學方程式是由幾個基元反應組成的總反應?？偡磻杏没磻獦嫵傻姆磻蛄蟹Q為反應歷程，又稱反應機理。

（3）不同反應的反應歷程不同。同一反應在不同條件下的反應歷程也可能不同，反應歷程的差別又造成了反應速率的不同。

2、化學反應速率

（1）概念：

單位時間內反應物的減小量或生成物的增加量可以表示反應的快慢，即反應的速率，用符號v表示。

（2）表達式：v=△c/△t

（3）特點

對某一具體反應，用不同物質表示化學反應速率時所得的數值可能不同，但各物質表示的化學反應速率之比等于化學方程式中各物質的系數之比。

3、濃度對反應速率的影響

（1）反應速率常數（K）

反應速率常數（K）表示單位濃度下的化學反應速率，通常，反應速率常數越大，反應進行得越快。反應速率常數與濃度無關，受溫度、催化劑、固體表面性質等因素的影響。

（2）濃度對反應速率的影響

增大反應物濃度，正反應速率增大，減小反應物濃度，正反應速率減小。

增大生成物濃度，逆反應速率增大，減小生成物濃度，逆反應速率減小。

（3）壓強對反應速率的影響

壓強只影響氣體，對只涉及固體、液體的反應，壓強的改變對反應速率幾乎無影響。

壓強對反應速率的影響，實際上是濃度對反應速率的影響，因為壓強的改變是通過改變容器容積引起的。壓縮容器容積，氣體壓強增大，氣體物質的濃度都增大，正、逆反應速率都增加；增大容器容積，氣體壓強減小；氣體物質的濃度都減小，正、逆反應速率都減小。

4、溫度對化學反應速率的影響

（1）經驗公式

阿倫尼烏斯總結出了反應速率常數與溫度之間關系的經驗公式：

式中A為比例系數，e為自然對數的底，R為摩爾氣體常數量，Ea為活化能。

由公式知，當Ea>0時，升高溫度，反應速率常數增大，化學反應速率也隨之增大?？芍?，溫度對化學反應速率的影響與活化能有關。

（2）活化能Ea。

活化能Ea是活化分子的平均能量與反應物分子平均能量之差。不同反應的活化能不同，有的相差很大?；罨蹺a值越大，改變溫度對反應速率的影響越大。

5、催化劑對化學反應速率的影響

（1）催化劑對化學反應速率影響的規律：

催化劑大多能加快反應速率，原因是催化劑能通過參加反應，改變反應歷程，降低反應的活化能來有效提高反應速率。

（2）催化劑的特點：

催化劑能加快反應速率而在反應前后本身的質量和化學性質不變。

催化劑具有選擇性。

催化劑不能改變化學反應的平衡常數，不引起化學平衡的移動，不能改變平衡轉化率。

化學學期總結知識點第3篇第1章、化學反應與能量轉化

化學反應的實質是反應物化學鍵的斷裂和生成物化學鍵的形成，化學反應過程中伴隨著能量的釋放或吸收。

一、化學反應的熱效應

1、化學反應的反應熱

(1)反應熱的概念：

當化學反應在一定的溫度下進行時，反應所釋放或吸收的熱量稱為該反應在此溫度下的熱效應，簡稱反應熱。用符號Q表示。

(2)反應熱與吸熱反應、放熱反應的關系。

Q>0時，反應為吸熱反應;Q0，反應吸收能量，為吸熱反應。

ΔH0時，升高溫度，反應速率常數增大，化學反應速率也隨之增大?？芍瑴囟葘瘜W反應速率的影響與活化能有關。

(2)活化能Ea。

活化能Ea是活化分子的平均能量與反應物分子平均能量之差。不同反應的活化能不同，有的相差很大?；罨蹺a值越大，改變溫度對反應速率的影響越大。

5、催化劑對化學反應速率的影響

(1)催化劑對化學反應速率影響的規律：

催化劑大多能加快反應速率，原因是催化劑能通過參加反應，改變反應歷程，降低反應的活化能來有效提高反應速率。

(2)催化劑的特點：

催化劑能加快反應速率而在反應前后本身的質量和化學性質不變。

催化劑具有選擇性。

催化劑不能改變化學反應的平衡常數，不引起化學平衡的移動，不能改變平衡轉化率。

二、化學反應條件的優化——工業合成氨

1、合成氨反應的限度

合成氨反應是一個放熱反應，同時也是氣體物質的量減小的熵減反應，故降低溫度、增大壓強將有利于化學平衡向生成氨的方向移動。

2、合成氨反應的速率

(1)高壓既有利于平衡向生成氨的方向移動，又使反應速率加快，但高壓對設備的要求也高，故壓強不能特別大。

(2)反應過程中將氨從混合氣中分離出去，能保持較高的反應速率。

(3)溫度越高，反應速率進行得越快，但溫度過高，平衡向氨分解的方向移動，不利于氨的合成。

(4)加入催化劑能大幅度加快反應速率。

3、合成氨的適宜條件

在合成氨生產中，達到高轉化率與高反應速率所需要的條件有時是矛盾的，故應該尋找以較高反應速率并獲得適當平衡轉化率的反應條件：一般用鐵做催化劑，控制反應溫度在700K左右，壓強范圍大致在1×107Pa～1×108Pa之間，并采用N2與H2分壓為1∶的投料比。

三、化學反應的限度

1、化學平衡常數

(1)對達到平衡的可逆反應，生成物濃度的系數次方的乘積與反應物濃度的系數次方的乘積之比為一常數，該常數稱為化學平衡常數，用符號K表示。

(2)平衡常數K的大小反映了化學反應可能進行的程度(即反應限度)，平衡常數越大，說明反應可以進行得越完全。

(3)平衡常數表達式與化學方程式的書寫方式有關。對于給定的可逆反應，正逆反應的平衡常數互為倒數。

(4)借助平衡常數，可以判斷反應是否到平衡狀態：當反應的濃度商Qc與平衡常數Kc相等時，說明反應達到平衡狀態。

2、反應的平衡轉化率

(1)平衡轉化率是用轉化的反應物的濃度與該反應物初始濃度的比值來表示。

(2)平衡正向移動不一定使反應物的平衡轉化率提高。提高一種反應物的濃度，可使另一反應物的平衡轉化率提高。

(3)平衡常數與反應物的平衡轉化率之間可以相互計算。

3、反應條件對化學平衡的影響

(1)溫度的影響

升高溫度使化學平衡向吸熱方向移動;降低溫度使化學平衡向放熱方向移動。溫度對化學平衡的影響是通過改變平衡常數實現的。

(2)濃度的影響

增大生成物濃度或減小反應物濃度，平衡向逆反應方向移動;增大反應物濃度或減小生成物濃度，平衡向正反應方向移動。

溫度一定時，改變濃度能引起平衡移動，但平衡常數不變?；どa中，常通過增加某一價廉易得的反應物濃度，來提高另一昂貴的反應物的轉化率。

(3)壓強的影響

ΔVg=0的反應，改變壓強，化學平衡狀態不變。

ΔVg≠0的反應，增大壓強，化學平衡向氣態物質體積減小的方向移動。

(4)勒夏特列原理

由溫度、濃度、壓強對平衡移動的影響可得出勒夏特列原理：如果改變影響平衡的一個條件(濃度、壓強、溫度等)平衡向能夠減弱這種改變的方向移動。

四、化學反應的方向

1、反應焓變與反應方向

放熱反應多數能自發進行，即ΔH0反應不能自發進行。

在溫度、壓強一定的條件下，自發反應總是向ΔH-TΔS<0的方向進行，直至平衡狀態。

#p#副標題#e#高二怎樣讓化學為自己賺取高分

1、重視課本知識，多思多問。

許多學生對課本不屑一顧，說課本內容簡單，喜歡狂買參考書，甚至也跟風似地買競賽書、大學課本，實際我們課本中未明文指出但需要思考的問題就不少。

比如高一必修2，甲烷和氯氣的取代反應，學生覺得簡單，可是有幾個學生會去想：溴、碘單質會不會與之發生取代反應呢?反應的條件是什么?

再比如說，學生都知道乙醇與鈉反應可以產生氫氣，可有幾個學生想過：這能不能叫置換反應?為什么用無水乙醇不用酒精?反應后還生成乙醇鈉，它有什么性質(實際上不用酒精的另一個原因就是乙醇鈉引起的)?乙醇和鈉反應類似酸、水與鈉的反應，這對我們有什么啟示呢(參加競賽的學生應該去研究一下這個問題：乙醇電離，是廣義的酸)?

乙烯能使紫色的酸性高錳酸鉀褪色，那產物什么(這個明白了，也就知道為什么乙烯中混有乙烷只能用溴水不能用酸性高錳酸鉀了)?乙烯的同系物與之反應產物也一樣嗎?為什么用酸性高錳酸鉀，而不是中性、堿性?

以下不再舉例。希望學生學習由簡單的知識點和問題能發散聯想到不簡單的甚至高深的(未必現在就能解答)方面。

2、重視基本的化學原理和規律。

先說句題外話，物理、化學都是自然科學，它們一定是遵從自然規律的，而規律前人早已總結，比如道家學說。表象千變萬化，但規律是一般性地、相對簡單和易于掌握的。舉個最典型的也是讓高中學生最頭痛的例子——化學平衡，平衡影響因素、平衡移動原理等方面的單一、綜合考察是高中化學一大難點，再加上高二學化學反應原理，還有水的電離平衡、鹽類水解平衡及計算等，幾者綜合起來，許多學生望而生畏。實際上所有知識點、問題的關鍵因素就是老子的一句話“損有余而補不足”。如果不學著積極深入地思考，只能是舍本逐末，成為各種表象和海量題目的奴隸。

3、注重實驗。

從原理到操作再到改進，要逐漸發揮自己的創造力。不論明年新課改怎么考，這幾年高考的主旨思想一定不會變——由知識立意向能力立意轉變!你會背書我也會，思考創造才可貴!

4、重視反應過程和實質。

在此分為兩點(但不是說二者相互獨立)：

一是反應過程，高中化學涉及到一些半定量的反應，比如鋁離子與NaOH的反應，包括北大自主招生考的大蘇打的相關反應，均是量變引起質變，量的關系可能就是解決問題的關鍵，因此找出臨界點就至關重要。

再一個是反應實質，結構決定性質。在見到一個反應方程式時，不要急著去背誦，而是觀察產物和反應物，在自己的知識范圍內(各元素原子結構、金屬或非金屬性、化合價、化學鍵等總是會的)去思考。我特別傾向于在學生學習氧化還原、周期律及電化學時寫出反應物，讓學生自己應用已知概念、規律去推產物，不會不對不要緊，關鍵是自己要思考。PS：比較遺憾的是北京高中化學選修沒選《物質結構與性質》這本書，學生與本質擦肩而過。

5、重視自學和總結。

到了高二，優秀學生往往能在知識層次甚至思維方式上超過老師，老師的教學對于學生來說更多的是經驗性的引導。所以，學生自己要學會上網、到圖書館查資料，在平時學習過程中，通過題目主動記憶一些反應、現象、科普等，這比專門買本書背要簡單得多。

從應試層面來說，平時做題，一定要注重自己總結“母題”，把題目“模型化、公式化”，也即教師行話里的“培養學生的化學意識”。各科均適用，包括英語、語文，均有規律可循。就得原來聽一位老教師說，高中數學其實就是不到二十個母題，把這若干個母題掌握了，剩下的只是靈活應對它們的變式與綜合。

6、學會調整心態。

給自己合理定位，切忌好高騖遠和妄自菲薄。頂尖的學生都是在夯實基礎之后拓展拔高的，而學習中上的學生往往心儀一題多解、難題、怪題和偏題，喜歡技巧性強的題目，認為自己可以通過做難題來居高臨下，彌補基礎的不足，同時也能在考試中勝過頂尖的學生，結果總是大錯不犯小錯不斷，總比人家差點兒。

7、學會交流。

暑期這半個多月以來，我發現不論是準高一的學生還是已經歷了一年高中學習生活的學生，仍然有相當數量的學生不主動發問，不與人交流，就喜歡自己或和關系好的同學低頭思考，這是初中的學習方式，在高中乃至以后都是致命的隱患!我在這兒希望看到這里的家長、教師們一定要鼓勵孩子們多交流討論，過于強調競爭而不重視合作，會讓孩子們很容易以自我為中心地思考和處理事情。多交流，你會發現自己的思維更加開闊，也會發現原來身邊的同學也很有才。

化學學期總結知識點第4篇一、溶解度

1、概念：在一定的溫度下，某固態物質在100克溶劑里達到飽和狀態時所溶解的質量。

2、注意點：①指明溫度：一定的溫度；②溶劑量：100克；③狀態：飽和；④單位：克。

3、溶解度曲線：物質的溶解度隨溫度變化的曲線叫溶解度曲線。

4、該曲線可表示如下信息：

①某物質在某一溫度下的溶解度；

②同種物質在不同溫度下的溶解度；

③不同物質在同一溫度下的溶解度；

④太多數物質的溶解度隨溫度的升高而增大。如：KNO3、NH4Cl、NH4NO3等；

少數物質的溶解度隨溫度的升高而減小。如Ca（OH）2；

少數物質的溶解度受溫度的影響不大。如：NaCl。

5、氣體的溶解度：指在壓強為101kPa和一定溫度時，氣體溶解在1體積水里達到飽和狀態時的氣體體積?！鶜怏w的溶解度與壓強、溫度有關：隨溫度升高而減小，隨壓強增大而增大。

二、溶質的質量分數

1、溶液中溶質的質量分數是溶質質量和溶液質量之比。

即：

（變式：溶質質量=溶液質量×質量分數）

2、有關計算：

①已知溶質及溶劑的質量，求溶質的質量分數；

②要配制一定量的溶質的質量分數一定的溶液，計算所需溶液和溶劑的量；

③稀釋溶液的計算（稀釋前后，溶質的質量分數不變）；

m（濃液）×m（濃）%=m（稀液）×m（?。?

④把質量分數運用于化學方程式的計算。

3、配制溶質質量分數一定的溶液的步驟

⑶計算：計算溶質和溶劑的質量；

⑷稱量：用天平稱量所需溶質倒入燒杯中；

⑸量?。河昧客擦咳∷璧乃?，倒入燒杯，用玻璃棒攪拌；

⑹溶解：把配好的溶液倒入試劑瓶中，蓋好瓶塞并貼上標簽。

化學學期總結知識點第5篇一、金屬礦物：

1、金屬在自然界的存在方式：以單質（Ag和Au）和化合物的形式存在。

2、常見的金屬礦物：磁鐵礦（Fe3O4）、赤鐵礦（Fe2O3）

二、金屬的冶煉：（以CO還原Fe2O3為例）

1、實驗原理：Fe2O3+3CO==2Fe+3CO2

2、實驗現象：紅色粉末變黑色；澄清石灰水變渾濁；尖嘴玻璃管有淡藍色火焰。

3、含雜計算：將混合物質量轉換成純凈物再計算。（純凈物質量=混合物質量×質量分數）

三、金屬資源的保護

1、鐵生銹條件：鐵制品與空氣、水（或水蒸氣）同時接觸。

2、防止鐵生銹的措施：在鐵制品表面涂油、刷漆、鍍耐磨耐腐蝕的鉻或制造耐腐蝕的合金等。

3、保護措施：

①防止金屬腐蝕；

②回收利用廢舊金屬；

③合理有效地開采礦物；

④尋找金屬代用品；

化學學期總結知識點第6篇常見的酸和堿

1、酸：由H+和酸根離子構成的化合物。如：H2SO4、HCl、HNO3、H2CO3等。

2、堿：由OH—和金屬離子構成的化合物。如：KOH、NaOH、Ca（OH）2、Al（OH）3等。

3、酸堿指示劑：紫色石蕊和無色酚酞能使酸堿溶液顯不同的顏色，叫做酸堿指示劑。可用于檢驗酸堿溶液。①石蕊遇酸變紅色，遇堿變藍色；②酚酞遇酸不變色，遇堿變紅色。

一、常見的酸

1、鹽酸（HCl）：①物性：無色有刺激性氣味、易揮發的液體（打開瓶蓋在空氣中形成白霧、質量減輕、質量分數減?。?；②用途：除銹、制藥、胃酸幫助消化等。

2、硫酸（H2SO4）：

①物性：無色無味、粘稠油狀液體，不易揮發，具有吸水性（打開瓶蓋，能吸收空氣中的水蒸氣、質量增加、濃度減小）。

②用途：作干燥劑；制化肥、農藥等；金屬除銹

③