化學高考重要基礎知識點
面對化學高考，我們在復習中可以按高考要求及近年來高考命題的特點，有針對性的做好復習計劃，抓住考點知識。下面小編給大家整理了關于化學高考重要基礎知識點，希望對你有幫助！
化學元素周期律
第一片：概述
1.概念：元素的性質(zhì)隨原子序數(shù)的遞增，呈現(xiàn)周期性的變化。
2.決定因素：周期表中元素核外電子排布的周期性變化
3.內(nèi)容
同周期(左→右)
同主族(上→下)
核外電子排布
電子層數(shù)相同，最外層電子數(shù)從1逐漸增加至穩(wěn)定結構
電子層數(shù)逐漸增加，最外層電子數(shù)相同
元素化合價
最高正價從+1逐漸增加到+7(一、二周期除外)從第ⅣA族出現(xiàn)-4逐漸增加至-1，最后以0價結束
最高正價及最低負價相同，最高正價等于其族序數(shù)
金屬性、非金屬性
金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強
金屬性逐漸增強，非金屬性逐漸減弱
第二片：中學階段需要知道的幾個相關問題(1)
1.化合價知識：
⑴數(shù)值是化合物中原子得失電子(離子化合物)或形成共用電子對(形成共價化合物)的數(shù)目
⑵單質(zhì)化合價為0，但化合價為0的不一定是單質(zhì)，如HCHO、C2H4O2中的C的化合價等(也可能是分數(shù)→氧化數(shù))
⑶金屬只有正價，有負價的一定的非金屬
⑷主族元素最高正價等于其族序數(shù)(F、O除外)
⑸F是唯一沒有正價的元素(O有+2價，OF2)
⑹化合物中各元素化合價代數(shù)和等于0
⑺通常元素的最高正價+∣最低負價∣=8
⑻共價化合物中，若最外層電子數(shù)+∣化合價∣=8的原子，為8電子穩(wěn)定結構。
2.粒子(包括原子和陰、陽離子)半徑大小對比：通常情況是：先對比電子層數(shù)，電子層數(shù)愈多，其半徑愈大;電子層數(shù)相同時，再對比核電荷數(shù)，核電荷數(shù)愈大，其粒子半徑愈小。
第二片：中學階段需要知道的幾個相關問題(2)3.元素金屬性、非金屬性的強弱對比
⑴金屬性強弱對比標準：
①利用金屬活動性順序表判斷：靠前的金屬金屬性強
②利用元素周期表判斷：周期表中同周期靠前、同主族靠下的金屬，金屬性強
③和水或酸反應產(chǎn)生氫氣劇烈的金屬性強
④置換反應中，被置換的金屬，金屬性弱
⑤原電池中負極金屬的金屬性強
⑥電解池中陰極優(yōu)先放電(即氧化性強)的金屬陽離子的金屬性弱(Fe3+→Fe2+例外)
⑦最高價氧化物對應的水化物的堿性強的金屬，金屬性強。
⑧電負性小、第一電離能低的，金屬性強。
⑵非金屬性強弱對比
①非金屬單質(zhì)和氫氣化合的難易，越容易化合的，非金屬性強
②氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性強的，非金屬性強
③最高價氧化物對應的水化物的酸性強的，非金屬性強
④置換反應中被置換出來的非極性，非金屬性弱
⑤周期表中，同周期靠后的，非金屬性強;同主族靠上的，非金屬性強。
⑥電負性大、第一電離能高的，非金屬性強
⑦對應簡單陰離子還原性強的，非金屬性弱。
第二片：中學階段需要知道的幾個相關問題(3)
4.物質(zhì)熔沸點高低對比
⑴不同晶體類型間的對比:一般原子晶體>離子晶體>分子晶體，金屬晶體間差別較大，很少對比，通常高于分子晶體。
⑵同類晶體之間的對比
①原子晶體間：原子半徑小的，共價鍵長短，鍵能大，熔沸點高
②離子晶體間：離子半徑越小，帶電荷越多，離子鍵能越強，熔沸點越高
③分子晶體間：
A.看有無氫鍵，有氫鍵的熔沸點高。無機物有HF、H2O、NH3，有機物有低級的醇和酸。
B.組成和結構相似的，分子量越大，分子間引力越大，熔沸點越高
C.組成和結構不相似的，分子量接近的，分子極性越大，熔沸點越高。
D.同分異構體間:鏈烴及其衍生物，支鏈越多，熔沸點越低;芳香烴的兩個取代基時，鄰、間、對位熔沸點降低。
④金屬晶體：差別較大，通常是價電子越多，原子半徑越小，金屬鍵越強，熔沸點越高。
⑤合金的熔沸點一般是比任一組分的熔沸點都低。
⑥固>液>氣，脂>油，石墨>金剛石，AlCl3是分子晶體，熔沸點較低。
第二片：中學階段需要知道的幾個相關問題(4)
5.常見的10電子和18電子粒子
⑴10電子粒子
①原子：Ne,
②分子：CH4、NH3、H2O、HF，
③離子：
A.陽離子：Al3+、Mg2+、Na+、H3O+、NH4+;
B.陰離子：N3-、O2-、F-、OH-、NH2-。
⑵18電子粒子
①原子：Ar，
②分子：F2、HCl、H2S、PH3、H2O2、SiH4、CH3F、N2H4、CH3OH、C2H6，
③離子：
A.陽離子：K+、Ca2+，
B.陰離子：Cl-、S2-、HS-、O22-
化學高考熱化學方程式
1.定義：用來表示反應熱的化學方程式
2.書寫(即和普通化學方程式的區(qū)別)
⑴方程式中各物質(zhì)的化學式后面用括號注明物質(zhì)的聚集狀態(tài)(固→S、氣→g、液→l)
⑵生成物不標明↑或↓符號
⑶除非特殊條件，反應條件一般不寫
⑷方程式中物質(zhì)的系數(shù)只表示其物質(zhì)的量，不表示分子個數(shù)，故可以是分數(shù)(一般不寫成小數(shù))。
⑸方程式后面寫出反應的焓變△H，△H的大小隨方程式系數(shù)的改變而改變。
⑹反應環(huán)境在常溫、常壓下不需要標明，其他溫度或壓強需要標明。
⑺△H=生成物總內(nèi)能-反應物總內(nèi)能=反應物總鍵能-生成物總鍵能;△H>0吸熱反應、△H<0放熱反應。
⑻對比焓變、△H大小時帶正負號，對比反應熱、吸收或放出的熱量時，不帶正負號。
3.燃燒熱和中和熱
⑴燃燒熱：101KP時，1mol的純物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定的氧化物所放出的熱量，單位是KJ/mol。
注意①可燃物只能是1mol
②必須是生成穩(wěn)定的氧化物，?？嫉氖荋→液態(tài)水、C→氣態(tài)CO2
③看清楚題意要求的是燃燒的熱化學方程式，還是燃燒熱的熱化學方程式，前者方程式系數(shù)不必刻意，如果是后者，可燃物系數(shù)只能是1。
⑵中和熱：酸堿中和生成1mol的水放出的熱量
注意：
①只能是生成1mol的水
②實驗測定中防熱量損失的措施
4.蓋斯定律
⑴含義：對于一個化學反應，無論是一步完成還是分幾步完成，其反應熱是相同的。即化學反應的熱效應只與起始和終了狀態(tài)有關，而與變化途徑無關。
⑵應用：間接計算某些反應的反應熱，適應等溫、等壓或等溫、等容條件下的反應。具體體現(xiàn)在：,則：△H1=-a△H2或
則: 。即：方程式按照一定的系數(shù)比加減時，其焓變也必須按同樣的系數(shù)比進行帶正負號加減。：：
化學高考重要基礎知識點相關文章：