高中化學(xué)重要知識點（精華版）

高中化學(xué)是理綜的難點，因此高中化學(xué)知識點的總結(jié)歸納對于復(fù)習(xí)期間成績的提升有一定的作用。下面小編為大家?guī)砀咧谢瘜W(xué)重要知識點，希望大家喜歡!

高中化學(xué)重要知識點

一、 元素周期表

熟記等式：原子序數(shù)=核電荷數(shù)=質(zhì)子數(shù)=核外電子數(shù)

1、元素周期表的編排原則：

①按照原子序數(shù)遞增的順序從左到右排列;

②將電子層數(shù)相同的元素排成一個橫行——周期;

③把最外層電子數(shù)相同的元素按電子層數(shù)遞增的順序從上到下排成縱行——族

2、如何精確表示元素在周期表中的位置：

周期序數(shù)=電子層數(shù);主族序數(shù)=最外層電子數(shù)

口訣：三短三長一不全;七主七副零八族

熟記：三個短周期，第一和第七主族和零族的元素符號和名稱

3、元素金屬性和非金屬性判斷依據(jù)：

①元素金屬性強弱的判斷依據(jù)：

單質(zhì)跟水或酸起反應(yīng)置換出氫的難易;

元素最高價氧化物的水化物——氫氧化物的堿性強弱; 置換反應(yīng)。

②元素非金屬性強弱的判斷依據(jù)：

單質(zhì)與氫氣生成氣態(tài)氫化物的難易及氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性;

最高價氧化物對應(yīng)的水化物的酸性強弱; 置換反應(yīng)。

4、核素：具有一定數(shù)目的質(zhì)子和一定數(shù)目的中子的一種原子。

①質(zhì)量數(shù)==質(zhì)子數(shù)+中子數(shù)：A == Z + N

②同位素：質(zhì)子數(shù)相同而中子數(shù)不同的同一元素的不同原子，互稱同位素。(同一元素的各種同位素物理性質(zhì)不同，化學(xué)性質(zhì)相同)

二、元素周期律

1、影響原子半徑大小的因素：①電子層數(shù)：電子層數(shù)越多，原子半徑越大(最主要因素)

②核電荷數(shù)：核電荷數(shù)增多，吸引力增大，使原子半徑有減小的趨向(次要因素)

③核外電子數(shù)：電子數(shù)增多，增加了相互排斥，使原子半徑有增大的傾向

2、元素的化合價與最外層電子數(shù)的關(guān)系：最高正價等于最外層電子數(shù)(氟氧元素?zé)o正價)

負(fù)化合價數(shù) = 8—最外層電子數(shù)(金屬元素?zé)o負(fù)化合價)

3、同主族、同周期元素的結(jié)構(gòu)、性質(zhì)遞變規(guī)律：

同主族：從上到下，隨電子層數(shù)的遞增，原子半徑增大，核對外層電子吸引能力減弱，失電子能力增強，還原性(金屬性)逐漸增強，其離子的氧化性減弱。

同周期：左→右，核電荷數(shù)——→逐漸增多，最外層電子數(shù)——→逐漸增多

原子半徑——→逐漸減小，得電子能力——→逐漸增強，失電子能力——→逐漸減弱

氧化性——→逐漸增強，還原性——→逐漸減弱，氣態(tài)氫化物穩(wěn)定性——→逐漸增強

最高價氧化物對應(yīng)水化物酸性——→逐漸增強，堿性 ——→ 逐漸減弱

三、化學(xué)鍵

含有離子鍵的化合物就是離子化合物;只含有共價鍵的化合物才是共價化合物。

NaOH中含極性共價鍵與離子鍵，NH4Cl中含極性共價鍵與離子鍵，Na2O2中含非極性共價鍵與離子鍵，H2O2中含極性和非極性共價鍵

高中化學(xué)基礎(chǔ)知識點總結(jié)

1. 元素周期表的結(jié)構(gòu)

(1)周期

2.幾種關(guān)系

(1)電子層數(shù)=周期數(shù)

(2)最外層電子數(shù)=主族序數(shù)=最高正化合價(除F、O)

(3)質(zhì)子數(shù)=原子序數(shù)

(4)∣最高正價∣+∣最低負(fù)價∣=8(對非金屬元素而言，但對H不適用)

注意：O無最高正價，F(xiàn)無正價

3.元素周期表中之最

原子半徑最小的原子：H

單質(zhì)質(zhì)量最輕的元素：H

宇宙中含量最多的元素：H

最不活潑的元素：He

最輕的金屬單質(zhì)：Li

形成化合物最多的元素：C

含H質(zhì)量分?jǐn)?shù)最高的氣態(tài)氫化物：CH4

空氣中含量最多的元素：N

地殼中含量最高的元素：O，其次是Si

地殼中含量最高的金屬元素：Al，其次是Fe

非金屬性最強的元素：F

金屬性最強的元素：Cs(不考慮Fr)

與水反應(yīng)最劇烈的金屬單質(zhì)：Cs(不考慮Fr)

與水反應(yīng)最劇烈的非金屬單質(zhì)：F2

最高價氧化物對應(yīng)水化物酸性最強的酸：HClO4

最高價氧化物對應(yīng)水化物堿性最強的堿：CsOH(不考慮FrOH)

所含元素種類最多的族：ⅢB

常溫下呈液態(tài)的非金屬單質(zhì)是Br2，金屬單質(zhì)是Hg

4.元素、核素、同位素

5.原子核外電子排布規(guī)律

1.在含有多個電子的原子里，電子依能量的不同是分層排布的，其主要規(guī)律是：

核外電子總是盡先排布在能量較低的電子層，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的電子層。

2.原子核外各電子層最多容納2n2個電子。

3.原子最外層電子數(shù)目不超過8個(K層為最外層時不能超過2個電子)。

4.次外層電子數(shù)目不能超過18個(K層為次外層時不能超過2個)，倒數(shù)第三層電子數(shù)目不能超過32個。

注意：以上規(guī)律既相互聯(lián)系，又互相制約，不能孤立片面的理解。如M層為最外層的時候，最多為8個，而不是18個。

高中化學(xué)知識點整理歸納

第一單元

1——原子半徑

(1)除第1周期外,其他周期元素(惰性氣體元素除外)的原子半徑隨原子序數(shù)的遞增而減小;

(2)同一族的元素從上到下,隨電子層數(shù)增多,原子半徑增大.

2——元素化合價

(1)除第1周期外,同周期從左到右,元素最高正價由堿金屬+1遞增到+7,非金屬元素負(fù)價由碳族-4遞增到-1(氟無正價,氧無+6價,除外);

(2)同一主族的元素的最高正價、負(fù)價均相同

(3) 所有單質(zhì)都顯零價

3——單質(zhì)的熔點

(1)同一周期元素隨原子序數(shù)的遞增,元素組成的金屬單質(zhì)的熔點遞增,非金屬單質(zhì)的熔點遞減;

(2)同一族元素從上到下,元素組成的金屬單質(zhì)的熔點遞減,非金屬單質(zhì)的熔點遞增

4——元素的金屬性與非金屬性 (及其判斷)

(1)同一周期的元素電子層數(shù)相同.因此隨著核電荷數(shù)的增加,原子越容易得電子,從左到右金屬性遞減,非金屬性遞增;

(2)同一主族元素最外層電子數(shù)相同,因此隨著電子層數(shù)的增加,原子越容易失電子,從上到下金屬性遞增,非金屬性遞減.

判斷金屬性強弱

金屬性(還原性) 1,單質(zhì)從水或酸中置換出氫氣越容易越強

2,最高價氧化物的水化物的堿性越強(1—20號,K最強;總體Cs最強 最

非金屬性(氧化性)1,單質(zhì)越容易與氫氣反應(yīng)形成氣態(tài)氫化物

2,氫化物越穩(wěn)定

3,最高價氧化物的水化物的酸性越強(1—20號,F最強;最體一樣)

5——單質(zhì)的氧化性、還原性

一般元素的金屬性越強,其單質(zhì)的還原性越強,其氧化物的陽離子氧化性越弱;

元素的非金屬性越強,其單質(zhì)的氧化性越強,其簡單陰離子的還原性越弱.

推斷元素位置的規(guī)律

判斷元素在周期表中位置應(yīng)牢記的規(guī)律：

(1)元素周期數(shù)等于核外電子層數(shù);

(2)主族元素的序數(shù)等于最外層電子數(shù).

陰陽離子的半徑大小辨別規(guī)律

由于陰離子是電子最外層得到了電子 而陽離子是失去了電子

6——周期與主族

周期：短周期(1—3);長周期(4—6,6周期中存在鑭系);不完全周期(7).

主族：ⅠA—ⅦA為主族元素;ⅠB—ⅦB為副族元素(中間包括Ⅷ);0族(即惰性氣體)

所以, 總的說來

(1) 陽離子半徑原子半徑

(3) 陰離子半徑>陽離子半徑

(4 對于具有相同核外電子排布的離子,原子序數(shù)越大,其離子半徑越小.

以上不適合用于稀有氣體!

專題一 ：第二單元

一 、化學(xué)鍵：

1,含義：分子或晶體內(nèi)相鄰原子(或離子)間強烈的相互作用.

2,類型 ,即離子鍵、共價鍵和金屬鍵.

離子鍵是由異性電荷產(chǎn)生的吸引作用,例如氯和鈉以離子鍵結(jié)合成NaCl.

1,使陰、陽離子結(jié)合的靜電作用

2,成鍵微粒：陰、陽離子

3,形成離子鍵：a活潑金屬和活潑非金屬

b部分鹽(Nacl、NH4cl、BaCo3等)

c強堿(NaOH、KOH)

d活潑金屬氧化物、過氧化物

4,證明離子化合物：熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電

共價鍵是兩個或幾個原子通過共用電子(1,共用電子對對數(shù)=元素化合價的絕對值

2,有共價鍵的化合物不一定是共價化合物)

對產(chǎn)生的吸引作用,典型的共價鍵是兩個原子借吸引一對成鍵電子而形成的.例如,兩個氫核同時吸引一對電子,形成穩(wěn)定的氫分子.

1,共價分子電子式的表示,P13

2,共價分子結(jié)構(gòu)式的表示

3,共價分子球棍模型(H2O—折現(xiàn)型、NH3—三角錐形、CH4—正四面體)

4,共價分子比例模型

補充：碳原子通常與其他原子以共價鍵結(jié)合

乙烷(C—C單鍵)

乙烯(C—C雙鍵)

乙炔(C—C三鍵)

金屬鍵則是使金屬原子結(jié)合在一起的相互作用,可以看成是高度離域的共價鍵.

二、分子間作用力(即范德華力)

1,特點：a存在于共價化合物中

b化學(xué)鍵弱的多

c影響熔沸點和溶解性——對于組成和結(jié)構(gòu)相似的分子,其范德華力一般隨著相對分子質(zhì)量的增大而增大.即熔沸點也增大(特例：HF、NH3、H2O)

三、氫鍵

1,存在元素：O(H2O)、N(NH3)、F(HF)

2,特點：比范德華力強,比化學(xué)鍵弱

補充：水無論什么狀態(tài)氫鍵都存在

專題一 ：第三單元

一,同素異形(一定為單質(zhì))

1,碳元素(金剛石、石墨)

氧元素(O2、O3)

磷元素(白磷、紅磷)

2,同素異形體之間的`轉(zhuǎn)換——為化學(xué)變化

二,同分異構(gòu)(一定為化合物或有機物)

分子式相同,分子結(jié)構(gòu)不同,性質(zhì)也不同

1,C4H10(正丁烷、異丁烷)

2,C2H6(乙醇、二甲醚)

三,晶體分類

離子晶體：陰、陽離子有規(guī)律排列

1,離子化合物(KNO3、NaOH)

2,NaCl分子

3,作用力為離子間作用力

分子晶體：由分子構(gòu)成的物質(zhì)所形成的晶體

1,共價化合物(CO2、H2O)

2,共價單質(zhì)(H2、O2、S、I2、P4)

3,稀有氣體(He、Ne)

原子晶體：不存在單個分子

1,石英(SiO2)、金剛石、晶體硅(Si)

金屬晶體：一切金屬

總結(jié)：熔點、硬度——原子晶體>離子晶體>分子晶體

專題二 ：第一單元

一、反應(yīng)速率

1,影響因素：反應(yīng)物性質(zhì)(內(nèi)因)、濃度(正比)、溫度(正比)、壓強(正比)、反應(yīng)面積、固體反應(yīng)物顆粒大小

二、反應(yīng)限度(可逆反應(yīng))

化學(xué)平衡：正反應(yīng)速率和逆反應(yīng)速率相等,反應(yīng)物和生成物的濃度不再變化,到達(dá)平衡.

專題二 ：第二單元

一、熱量變化

常見放熱反應(yīng)：1,酸堿中和

2,所有燃燒反應(yīng)

3,金屬和酸反應(yīng)

4,大多數(shù)的化合反應(yīng)

5,濃硫酸等溶解

常見吸熱反應(yīng)：1,CO2+C====2CO

2,H2O+C====CO+H2(水煤氣)

3,Ba(OH)2晶體與NH4Cl反應(yīng)

4,大多數(shù)分解反應(yīng)

5,硝酸銨的溶解

熱化學(xué)方程式;注意事項5

二、燃料燃燒釋放熱量

專題二 ：第三單元

一、化學(xué)能→電能(原電池、燃料電池)

1,判斷正負(fù)極：較活潑的為負(fù)極,失去電子,化合價升高,為氧化反應(yīng),陰離子在負(fù)極

2,正極：電解質(zhì)中的陽離子向正極移動,得到電子,生成新物質(zhì)

3,正負(fù)極相加=總反應(yīng)方程式

4,吸氧腐蝕

A中性溶液(水)

B有氧氣

Fe和C→正極：2H2O+O2+4e—====4OH—

補充：形成原電池條件

1,有自發(fā)的 氧化反應(yīng)

2,兩個活潑性不同的電極

3,同時與電解質(zhì)接觸

4,形成閉合回路

二、化學(xué)電源

1,氫氧燃料電池

陰極：2H++2e—===H2

陽極：4OH——4e—===O2+2H2O

2,常見化學(xué)電源

銀鋅紐扣電池

負(fù)極：

正極：

鉛蓄電池

負(fù)極：

正極：

三、電能→化學(xué)能

1,判斷陰陽極：先判斷正負(fù)極,正極對陽極(發(fā)生氧化反應(yīng)),負(fù)極對陰極

2,陽離子向陰極,陰離子向陽極(異性相吸)

補充：電解池形成條件

1,兩個電極

2,電解質(zhì)溶液

3,直流電源

4,構(gòu)成閉合電路

第一章 物質(zhì)結(jié)構(gòu) 元素周期律

1. 原子結(jié)構(gòu)：如： 的質(zhì)子數(shù)與質(zhì)量數(shù),中子數(shù),電子數(shù)之間的關(guān)系

2. 元素周期表和周期律

(1)元素周期表的結(jié)構(gòu)

A. 周期序數(shù)=電子層數(shù)

B. 原子序數(shù)=質(zhì)子數(shù)

C. 主族序數(shù)=最外層電子數(shù)=元素的最高正價數(shù)

D. 主族非金屬元素的負(fù)化合價數(shù)=8-主族序數(shù)

E. 周期表結(jié)構(gòu)

(2)元素周期律(重點)

A. 元素的金屬性和非金屬性強弱的比較(難點)

a. 單質(zhì)與水或酸反應(yīng)置換氫的難易或與氫化合的難易及氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性

b. 最高價氧化物的水化物的堿性或酸性強弱

c. 單質(zhì)的還原性或氧化性的強弱

(注意：單質(zhì)與相應(yīng)離子的性質(zhì)的變化規(guī)律相反)

B. 元素性質(zhì)隨周期和族的變化規(guī)律

a. 同一周期,從左到右,元素的金屬性逐漸變?nèi)?/p>

b. 同一周期,從左到右,元素的非金屬性逐漸增強

c. 同一主族,從上到下,元素的金屬性逐漸增強

d. 同一主族,從上到下,元素的非金屬性逐漸減弱

C. 第三周期元素的變化規(guī)律和堿金屬族和鹵族元素的變化規(guī)律(包括物理、化學(xué)性質(zhì))

D. 微粒半徑大小的比較規(guī)律：

a. 原子與原子 b. 原子與其離子 c. 電子層結(jié)構(gòu)相同的離子

(3)元素周期律的應(yīng)用(重難點)

A. “位,構(gòu),性”三者之間的關(guān)系

a. 原子結(jié)構(gòu)決定元素在元素周期表中的位置

b. 原子結(jié)構(gòu)決定元素的化學(xué)性質(zhì)

c. 以位置推測原子結(jié)構(gòu)和元素性質(zhì)

B. 預(yù)測新元素及其性質(zhì)

3. 化學(xué)鍵(重點)

(1)離子鍵：

A. 相關(guān)概念：

B. 離子化合物：大多數(shù)鹽、強堿、典型金屬氧化物

C. 離子化合物形成過程的電子式的表示(難點)

(AB, A2B,AB2, NaOH,Na2O2,NH4Cl,O22-,NH4+)

(2)共價鍵：

A. 相關(guān)概念：

B. 共價化合物：只有非金屬的化合物(除了銨鹽)

C. 共價化合物形成過程的電子式的表示(難點)

(NH3,CH4,CO2,HClO,H2O2)

D 極性鍵與非極性鍵

(3)化學(xué)鍵的概念和化學(xué)反應(yīng)的本質(zhì)：

第二章 化學(xué)反應(yīng)與能量

1. 化學(xué)能與熱能

(1)化學(xué)反應(yīng)中能量變化的主要原因：化學(xué)鍵的斷裂和形成

(2)化學(xué)反應(yīng)吸收能量或放出能量的決定因素：反應(yīng)物和生成物的總能量的相對大小

a. 吸熱反應(yīng)： 反應(yīng)物的總能量小于生成物的總能量

b. 放熱反應(yīng)： 反應(yīng)物的總能量大于生成物的總能量

(3)化學(xué)反應(yīng)的一大特征：化學(xué)反應(yīng)的過程中總是伴隨著能量變化,通常表現(xiàn)為熱量變化

練習(xí)：

氫氣在氧氣中燃燒產(chǎn)生藍(lán)色火焰,在反應(yīng)中,破壞1molH-H鍵消耗的能量為Q1kJ,破壞1molO = O鍵消耗的能量為Q2kJ,形成1molH-O鍵釋放的能量為Q3kJ.下列關(guān)系式中正確的是( B )

A.2Q1+Q2>4Q3 B.2Q1+Q2

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