高中化学知识要点总复习高中化学知识要点

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高中化学高考复习有机化学必记知识点(共48条)

高中化学有机化学必记知识点1、常温常压下为气态的有机物：1～4个碳原子的烃，一氯甲烷、新戊烷、甲醛。

2、在水中的溶解度：碳原子较少的醛、醇、羧酸（如甘油、乙醇、乙醛、乙酸）易溶于水；液态烃（如苯、汽油）、卤代烃（溴苯）、硝基化合物（硝基苯）、醚、酯（乙酸乙酯）都难溶于水；苯酚在常温微溶与水，但高于65℃任意比互溶。

3、有机物的密度：所有烃、酯、一氯烷烃的密度都小于水；一溴烷烃、多卤代烃、硝基化合物的密度都大于水。

4、能使溴水反应褪色的有机物有：烯烃、炔烃、苯酚、醛、含不饱和碳碳键（碳碳双键、碳碳叁键）的有机物。

能使溴水萃取褪色的有：苯、苯的同系物（甲苯）、CCl4、氯仿、液态烷烃等。

5、能使酸性高锰酸钾溶液褪色的有机物：烯烃、炔烃、苯的同系物、醇类、醛类、含不饱和碳碳键的有机物、酚类（苯酚）。

6、碳原子个数相同时互为同分异构体的不同类物质：烯烃和环烷烃、炔烃和二烯烃、饱和一元醇和醚、饱和一元醛和酮、饱和一元羧酸和酯、芳香醇和酚、硝基化合物和氨基酸。

7、无同分异构体的有机物是：烷烃：CH4、C2H6、C3H8；烯烃：C2H4；炔烃：C2H2；氯代烃：CH3Cl、CH2Cl2、CHCl3、CCl4、C2H5Cl；醇：CH4O；醛：CH2O、C2H4O；酸：CH2O2。

8、属于取代反应范畴的有：卤代、硝化、磺化、酯化、水解、分子间脱水（如：乙醇分子间脱水）等。

9、能与氢气发生加成反应的物质：烯烃、炔烃、苯及其同系物、醛、酮、不饱和羧酸(CH2=CHCOOH)及其酯(CH3CH=CHCOOCH3)、油酸甘油酯等。

10、能发生水解的物质：金属碳化物（CaC2）、卤代烃（CH3CH2Br）、醇钠（CH3CH2ONa）、酚钠（C6H5ONa）、羧酸盐（CH3COONa）、酯类（CH3COOCH2CH3）、二糖（C12H22O11）（蔗糖、麦芽糖、纤维二糖、乳糖）、多糖（淀粉、纤维素）（（C6H10O5）n）、蛋白质（酶）、油脂（硬脂酸甘油酯、油酸甘油酯）等。

2024年高中高三化学的必背必考知识点总结范本(二篇)

2024年高中高三化学的必背必考知识点总结范本高中化学是一门重要的学科，它是其他自然科学的基础。

高三化学是高中阶段的最后一年，是学生备战高考的关键时期。

下面是高中高三化学的必背必考知识点总结，帮助学生复习备考。

一、化学基本概念1.原子与元素：原子的结构、元素的表示方法、元素周期表。

2.离子与化合物：离子的定义、离子化合物的性质、离子式和分子式的表示方法。

3.化学方程式：化学方程式的基本形式、配平化学方程式的方法。

4.化学计量与电子结构：摩尔与质量关系、原子量与摩尔质量。

二、化学反应与化学平衡1.化学反应类型：酸碱反应、氧化还原反应、置换反应等。

2.氧化还原反应：电子的概念、氧化剂和还原剂的定义、氧化数的计算。

3.化学平衡：化学平衡的条件、反应速率与化学平衡、平衡常数与平衡常数表。

4.勃朗斯特(E)方程：电解质的溶解与电离度、电解质溶液的性质、离子反应与化学平衡。

5.平衡常数计算：物质摩尔浓度与化学平衡、化学反应的平衡常数计算、平衡常数与温度的关系。

三、化学反应动力学1.化学反应速率：化学反应速率的概念、速率与反应物浓度的关系。

2.反应速率与反应动力学：反应速率的影响因素、速率方程与速率常数。

3.反应速率与反应级数：反应级数、反应速率与反应物浓度的关系。

4.表观活化能与反应速率：表观活化能的概念、表观活化能与温度的关系。

4.平衡与反应速率：平衡体系与反应速率、平衡常数与反应速率的关系。

五、化学体系的熵1.熵的概念与变化：熵的定义、反应熵与熵变、熵变与反应性质的关系。

2.化学反应的熵变：化学反应的熵变计算、熵变与平衡常数的关系。

3.熵变与化学平衡：熵变与反应方向、熵变与平衡常数的关系。

六、化学平衡与电子转移1.电荷转移与配位反应：电子转移的概念、电子转移反应的特点。

2.电子转移反应类型：氧化还原反应、配位反应。

3.电子转移反应与化学平衡：电子转移反应的平衡常数、电子转移反应与温度的关系。

4.电解与电池：电解概念与原理、电解与化学变化、电池的基本概念。

高中化学知识点总结及公式大全

高中化学知识点总结及公式大全有很多高中学生在复习化学时效率不高，这是因为之前没有做过系统的总结。

下面是由编辑为大家整理的“高中化学知识点总结及公式大全”，仅供参考，欢迎大家阅读本文。

高中化学知识点总结一、常见物质的组成和结构1、常见分子(或物质)的形状及键角(1)形状：V型：H2O、H2S直线型：CO2、CS2、C2H2平面三角型：BF3、SO3三角锥型：NH3正四面体型：CH4、CCl4、白磷、NH4+平面结构：C2H4、C6H6(2)键角：H2O：104.5°;BF3、C2H4、C6H6、石墨：120°白磷：60°NH3：107°18′CH4、CCl4、NH4+、金刚石：109°28′CO2、CS2、C2H2：180°2、常见粒子的饱和结构：①具有氦结构的粒子(2)：H-、He、Li+、Be2+;②具有氖结构的粒子(2、8)：N3-、O2-、F-、Ne、Na+、Mg2+、Al3+;③具有氩结构的粒子(2、8、8)：S2-、Cl-、Ar、K+、Ca2+;④核外电子总数为10的粒子：阳离子：Na+、Mg2+、Al3+、NH4+、H3O+;阴离子：N3-、O2-、F-、OH-、NH2-;分子：Ne、HF、H2O、NH3、CH4⑤核外电子总数为18的粒子：阳离子：K+、Ca2+;阴离子：P3-、S2-、HS-、Cl-;分子：Ar、HCl、H2S、PH3、SiH4、F2、H2O2、C2H6、CH3OH、N2H4。

3、常见物质的构型：AB2型的化合物(化合价一般为+2、-1或+4、-2)：CO2、NO2、SO2、SiO2、CS2、ClO2、CaC2、MgX2、CaX2、BeCl2、BaX2、KO2等A2B2型的化合物：H2O2、Na2O2、C2H2等A2B型的化合物：H2O、H2S、Na2O、Na2S、Li2O等AB型的化合物：CO、NO、HX、NaX、MgO、CaO、MgS、CaS、SiC等能形成A2B和A2B2型化合物的元素：H、Na与O，其中属于共价化合物(液体)的是H和O[H2O和H2O2];属于离子化合物(固体)的是Na和O[Na2O和Na2O2]。

2023年高考化学总复习高中化学重点知识记忆口诀

2023年高考化学总复习高中化学重点知识记忆口诀1.化合价口诀(1)常见元素的主要化合价：氟氯溴碘负一价;正一氢银与钾钠。

氧的负二先记清;正二镁钙钡和锌。

正三是铝正四硅;下面再把变价归。

全部金属是正价;一二铜来二三铁。

锰正二四与六七;碳的二四要牢记。

非金属负主正不齐;氯的负一正一五七。

氮磷负三与正五;不同磷三氮二四。

有负二正四六;边记边用就会熟。

一价氢氯钾钠银;二价氧钙钡镁锌，三铝四硅五氮磷;二三铁二四碳，二四六硫都齐;全铜以二价最常见。

(2)常见根价的化合价一价铵根硝酸根;氢卤酸根氢氧根。

高锰酸根氯酸根;高氯酸根醋酸根。

二价硫酸碳酸根;氢硫酸根锰酸根。

暂记铵根为正价;负三有个磷酸根。

2.金属活动顺序表口诀(初中)钾钙钠镁铝、锌铁锡铅氢、铜汞银铂金。

(高中)钾钙钠镁铝锰锌、铬铁镍、锡铅氢;铜汞银铂金。

3.盐类水解规律口诀无“弱”不水解，谁“弱”谁水解;愈“弱”愈水解，都“弱”双水解;谁“强”显谁性，双“弱”由K定。

4.盐类溶解性表规律口诀钾、钠铵盐都可溶，硝盐遇水影无踪;硫(酸)盐不溶铅和钡，氯(化)物不溶银、亚汞。

5.化学反应基本类型口诀化合多变一(A+B→C)，分解正相逆(A→B+C)，复分两交换(AB+CD→CB+AD)，置换换单质(A+BC→AC+B)。

6.短周期元素化合价与原子序数的关系口诀价奇序奇，价偶序偶。

7.化学计算化学式子要配平，必须纯量代方程，单位上下要统一，左右倍数要相等。

质量单位若用克，标况气体对应升，遇到两个已知量，应照不足来进行。

含量损失与产量，乘除多少应分清。

高中化学必修知识点总结归纳

高中化学必修知识点总结归纳高中化学是一门非常重要的科学课程，学生需要在这门课程中掌握许多的基本知识和理论，这些知识是未来高考和大学进阶学习的基础，尤其是在科学和技术领域中，化学知识是非常重要的基础。

在高中学习过程中，学生需要掌握化学的基本理论和实验技术，并了解化学与生活的关系。

本文将对高中化学必修的知识点进行总结归纳，帮助学生更好地掌握和记忆这些基本知识点。

1、化学基本概念化学是一门研究物质的性质、结构和变化规律的科学，其基本概念有物质、元素、化合物、分子、原子、离子、化学键等，学生需要掌握这些概念的定义和基本规律。

2、化学计量化学计量是化学中重要的基本内容，学生需要掌握化学计量的基本计算方法和规律，其中包括原子量、分子量、质量分数、摩尔质量、摩尔质量等。

3、化学反应化学反应是高中化学中的重要内容，学生需要掌握化学反应的基本类型和特征，包括酸碱反应、氧化还原反应、置换反应、加成反应、裂解反应等，同时还需了解反应速率、平衡常数和反应热等相关概念。

4、电解质和非电解质电解质和非电解质也是化学中的重要概念，在高中课程中也被广泛学习。

学生需要掌握二者的定义和区别，并了解电解质和非电解质在生活中的应用。

5、酸碱理论与pH值酸碱理论是化学中的重要内容，学生需要了解酸碱定义、酸碱中和、pH值等一系列相关概念，并能通过化学实验进行酸碱中和反应。

6、物质的状态与转化物质的状态和转化也是高中化学中的重要内容，包括固态、液态、气态的定义和特征，同时还需了解气体压力、气体温度、动力学理论等相关知识。

7、氧化还原反应氧化还原反应是高中化学中的重要内容，其基本概念和特征需要学生进行深入了解，包括氧化、还原、氧化剂、还原剂等概念，并且需要了解氧化还原反应在生活中的应用。

8、有机化学在高中化学中，有机化学也是非常重要的内容，学生需要了解有机化合物的基本结构和性质，包括烃类、醇类、酸类、醛类、酮类、酯类、胺类等重要化合物。

总结起来，高中化学必修知识点非常丰富和重要，学生需要通过认真的学习和复习来掌握这些知识点，其中需要注意的是平时要注重实验操作和实际应用，通过实际操作和观察加深对化学知识的理解。

(完整版)高中化学选修3知识点总结

高中化学选修3知识点总结二、复习要点1、原子结构2、元素周期表和元素周期律3、共价键4、分子的空间构型5、分子的性质6、晶体的结构和性质（一）原子结构1、能层和能级（1）能层和能级的划分①在同一个原子中，离核越近能层能量越低。

②同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级s、p、d、f，能量由低到高依次为s、p、d、f。

③任一能层，能级数等于能层序数。

④s、p、d、f……可容纳的电子数依次是1、3、5、7……的两倍。

⑤能层不同能级相同，所容纳的最多电子数相同。

（2）能层、能级、原子轨道之间的关系每能层所容纳的最多电子数是：2n2（n：能层的序数）。

2、构造原理（1）构造原理是电子排入轨道的顺序，构造原理揭示了原子核外电子的能级分布。

（2）构造原理是书写基态原子电子排布式的依据，也是绘制基态原子轨道表示式的主要依据之一。

（3）不同能层的能级有交错现象，如E（3d）＞E（4s）、E（4d）＞E（5s）、E（5d）＞E（6s）、E（6d）＞E（7s）、E（4f）＞E（5p）、E（4f）＞E（6s）等。

原子轨道的能量关系是：ns＜（n-2）f ＜（n-1）d ＜np（4）能级组序数对应着元素周期表的周期序数，能级组原子轨道所容纳电子数目对应着每个周期的元素数目。

根据构造原理，在多电子原子的电子排布中：各能层最多容纳的电子数为2n2 ；最外层不超过8个电子；次外层不超过18个电子；倒数第三层不超过32个电子。

（5）基态和激发态①基态：最低能量状态。

处于最低能量状态的原子称为基态原子。

②激发态：较高能量状态（相对基态而言）。

基态原子的电子吸收能量后，电子跃迁至较高能级时的状态。

处于激发态的原子称为激发态原子。

③原子光谱：不同元素的原子发生电子跃迁时会吸收（基态→激发态）和放出（激发态→较低激发态或基态）不同的能量（主要是光能），产生不同的光谱——原子光谱（吸收光谱和发射光谱）。

利用光谱分析可以发现新元素或利用特征谱线鉴定元素。

最全面高中化学一轮复习知识点(精华版)

第一章从实验学化学一、化学计量①物质的量定义：表示一定数目微粒的集合体符号n 单位摩尔符号 molN公式：n=NA②摩尔质量：单位物质的量的物质所具有的质量用M表示单位：g/mol 数值上等于该物质的分子量质量与物质的量m公式：n=M③物质的体积决定：①微粒的数目②微粒的大小③微粒间的距离微粒的数目一定固体液体主要决定②微粒的大小气体主要决定③微粒间的距离体积与物质的量V公式：n=Vm标准状况下，1mol任何气体的体积都约为22.4L④阿伏加德罗定律：同温同压下，相同体积的任何气体都含有相同的分子数⑤物质的量浓度：单位体积溶液中所含溶质B的物质的量。

符号 C 单位：mol/l 公式：C B=n B/V n B=C B×V V=n B/C B溶液稀释规律 C（浓）×V（浓）=C（稀）×V（稀）⑥溶液的配置（l）配制溶质质量分数一定的溶液计算：算出所需溶质和水的质量。

把水的质量换算成体积。

如溶质是液体时，要算出液体的体积。

称量：用天平称取固体溶质的质量；用量简量取所需液体、水的体积。

溶解：将固体或液体溶质倒入烧杯里,加入所需的水,用玻璃棒搅拌使溶质完全溶解.（2）配制一定物质的量浓度的溶液（配制前要检查容量瓶是否漏水）计算：算出固体溶质的质量或液体溶质的体积。

称量：用托盘天平称取固体溶质质量，用量简量取所需液体溶质的体积。

溶解：将固体或液体溶质倒入烧杯中，加入适量的蒸馏水（约为所配溶液体积的1/6），用玻璃棒搅拌使之溶解，冷却到室温后，将溶液引流注入容量瓶里。

洗涤（转移）：用适量蒸馏水将烧杯及玻璃棒洗涤2－3次，将洗涤液注入容量瓶。

振荡，使溶液混合均匀。

定容：继续往容量瓶中小心地加水，直到液面接近刻度2－3mm处，改用胶头滴管加水，使溶液凹面恰好与刻度相切。

把容量瓶盖紧，再振荡摇匀。

5、过滤过滤是除去溶液里混有不溶于溶剂的杂质的方法。

过滤时应注意：①一贴：将滤纸折叠好放入漏斗，加少量蒸馏水润湿，使滤纸紧贴漏斗内壁。

2020届高中化学高考总复习必背知识点总结(全)

高考化学一轮复习知识点总结Ⅰ、基本概念与基础理论：一、阿伏加德罗定律1．容：在同温同压下，同体积的气体含有相同的分子数。

即“三同”定“一同”。

2．推论（1）同温同压下，V1/V2=n1/n2同温同压下，M1/M2=ρ1/ρ2注意：①阿伏加德罗定律也适用于不反应的混合气体。

②使用气态方程PV=nRT有助于理解上述推论。

3、阿伏加德罗常这类题的解法：①状况条件：考查气体时经常给非标准状况如常温常压下，1.01×105Pa、25℃时等。

②物质状态：考查气体摩尔体积时，常用在标准状况下非气态的物质来迷惑考生，如H2O、SO3、已烷、辛烷、CHCl3等。

③物质结构和晶体结构：考查一定物质的量的物质中含有多少微粒（分子、原子、电子、质子、中子等）时常涉及希有气体He、Ne等为单原子组成和胶体粒子，Cl2、N2、O2、H2为双原子分子等。

晶体结构：P4、金刚石、石墨、二氧化硅等结构。

二、离子共存1．由于发生复分解反应，离子不能大量共存。

（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；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。

高中总复习化学必背知识点

高中总复习化学必背知识点作为高中化学的必修科目，学生需要掌握大量的化学知识。

在考试前，必须进行总复习，以帮助巩固所学内容，准备好考试。

今天，我们将概述高中化学总复习必备的知识点以及相关的解释和例子。

1. 元素周期表：元素周期表是化学知识的基础，其中元素的周期性和趋势是学习高中化学的重要部分。

周期表可以在考试中提供许多有用的信息，如元素的原子序数，电子排布等等。

此外，元素周期表还可以指导学生研究种类多样的元素。

2. 化学式和化学方程式：化学式是用符号表示一种物质的化学组成，化学方程式则反应化学反应过程。

这些式子是化学意义上的基本单位，并且它们能够解释很多化学实验现象。

在考试中，化学方程式可以为学生提供答案的方法和科学的解释。

3. 离子式：离子式是描述物质离子性质的重要工具，包括强电解质和弱电解质的区别以及电离程度的大小。

离子式包括括号中正离子和负离子原子的数量，以及它们描述阴阳离子分别的电荷。

例如，硫酸铜的离子式为CuSO4。

4. 物质的基本性质：这包括固态事物的硬度、熔点、沸点，以及气态物质的压力、体积和温度。

它们可以用于描述物质的三个状态，反映物质本身的性质。

例如，二氧化碳物质在室温下是气态的，而铁物质在高温下是液态的。

5. 化学反应条件：理解化学反应发生所需的条件是高中化学学习的重点。

反应条件描述环境因素对反应速率影响的因素。

这些条件包括温度、催化剂、压力和浓度等。

理解化学反应条件有助于理解化学反应的机理，并体现分子间相互作用的重要性。

例如，一些化学反应在偏低温度或在催化剂的存在下才能实现。

6. 热力学：高中化学总复习必须涉及热力学，因为它是化学领域非常重要的一部分。

热力学包括反应热、焓变、内能变化和熵变的理解和计算。

在考试中，热力学能够帮助学生回答问题，例如能量转换和焓变的计算，以及内能和反应热的概念。

7. 有机化学：有机化学就是描述由碳原子和氢原子组成的物质。

学生需要掌握有机物的命名、结构图和化合物性质。

高中化学三年必背知识点超全总结，复习必备！

高中化学三年必背知识点超全总结，复习必备！一、化学史（1）分析空气成分的第一位科学家——拉瓦锡；（2）近代原子学说的创立者——道尔顿（英国）；（3）提出分子概念——何伏加德罗（意大利）；（4）候氏制碱法——候德榜（1926年所制的“红三角”牌纯碱获美国费城万国博览会金奖）；（5）金属钾的发现者——戴维（英国）；（6）Cl2的发现者——舍勒（瑞典）；（7）在元素相对原子量的测定上作出了卓越贡献的我国化学家——张青莲；（8）元素周期律的发现（9）元素周期表的创立者——门捷列夫（俄国）；（10）1828年首次用无机物氰酸铵合成了有机物尿素的化学家——维勒（德国）；（11）苯是在1825年由英国科学家——法拉第首先发现；（12）德国化学家——凯库勒定为单双健相间的六边形结构；（13）镭的发现人——居里夫人。

（14）人类使用和制造第一种材料是——陶二、俗名（无机部分）纯碱、苏打、天然碱、口碱：Ｎa2CO3小苏打：NaHCO3大苏打：Na2S2O3石膏（生石膏）：CaSO4·2H2O熟石膏：2CaSO4·H2O莹石：CaF2重晶石：BaSO4（无毒）碳铵：NH4HCO3石灰石、大理石：CaCO3生石灰：CaO食盐：NaCl熟石灰、消石灰：Ca(OH)2芒硝：Na2SO4·7H2O(缓泻剂)烧碱、火碱、苛性钠：NaOH绿矾：FaSO4·7H2O干冰：CO2明矾：KAl(SO4)2·12H2O漂白粉：Ca(ClO)2、CaCl2（混和物）泻盐：MgSO4·7H2O胆矾、蓝矾：CuSO4·5H2O双氧水：H2O2皓矾：ZnSO4·7H2O硅石、石英：SiO2刚玉：Al2O3水玻璃、泡花碱、矿物胶：Na2SiO3铁红、铁矿：Fe2O3磁铁矿：Fe3O4黄铁矿、硫铁矿：FeS2铜绿、孔雀石：Cu2(OH)2CO3菱铁矿：FeCO3赤铜矿：Cu2O波尔多液：Ca(OH)2和CuSO4石硫合剂：Ca(OH)2和S玻璃的主要成分：Na2SiO3、CaSiO3、SiO2过磷酸钙（主要成分）：Ca(H2PO4)2和CaSO4重过磷酸钙（主要成分）：Ca(H2PO4)2天然气、沼气、坑气（主要成分）：CH4水煤气：CO和H2 硫酸亚铁铵（淡蓝绿色）：Fe(NH4)2(SO4)2溶于水后呈淡绿色光化学烟雾：NO2在光照下产生的一种有毒气体王水：浓HNO3：浓HCl按体积比1：3混合而成。

高中化学会考知识点总结

高中化学会考知识点总结一、基本概念与原理1. 物质的组成- 原子与分子- 元素与化合物- 同位素与同素异形体2. 物质的分类- 纯净物与混合物- 金属与非金属- 酸、碱与盐3. 化学反应- 化学方程式- 氧化还原反应- 酸碱反应- 沉淀反应4. 化学计量- 摩尔概念- 物质的量与质量的关系- 气体定律（波义耳定律、查理定律、阿伏伽德罗定律）5. 能量变化- 反应热与热化学方程式- 燃烧热与中和热- 能量守恒原理二、元素与化合物1. 卤素- 卤素元素的性质与用途 - 卤化物2. 碱金属与碱土金属- 元素性质与周期律- 重要化合物3. 过渡金属- 常见过渡金属的性质- 金属的氧化态与配位化学4. 非金属元素- 非金属元素的性质- 氧化物与非金属间的反应5. 无机非金属材料- 硅酸盐材料- 陶瓷与玻璃三、溶液与胶体1. 溶液的组成与性质- 溶质与溶剂- 溶解度与温度的关系- 溶液的浓度表示2. 酸碱溶液- pH值与酸碱指示剂- 缓冲溶液- 酸碱滴定3. 胶体与界面现象- 胶体的分类与性质- 表面张力与表面活性剂四、化学实验技能1. 实验基本操作- 常见化学仪器的使用 - 实验室安全规则2. 物质的分离与提纯- 过滤与结晶- 蒸馏与萃取3. 定量分析- 滴定分析法- 重量分析法4. 定性分析- 火焰试验- 试剂检测法五、有机化学基础1. 有机化合物的组成与结构 - 碳的杂化与键型- 有机分子的命名规则2. 基本有机反应- 取代反应- 加成反应- 消除反应3. 官能团化学- 醇、酚、醚- 醛、酮、羧酸及其衍生物- 胺与酰胺4. 聚合与高分子化学- 聚合物的分类与性质- 加聚与缩聚反应六、化学计算1. 摩尔计算- 质量与摩尔的转换- 溶液的浓度计算2. 气体体积计算- 理想气体状态方程的应用3. 反应热计算- 从热化学方程式计算反应热4. pH计算- 酸碱溶液的pH值计算请注意，本文档为高中化学会考知识点的总结，旨在提供一个清晰的复习框架。

高中化学知识点物构

选修3复习一、复习要点一原子结构1、能层和能级1能层和能级的划分①在同一个原子中,离核越近能层能量越低;②同一个能层的电子,能量也可能不同,还可以把它们分成能级s、p、d、f,能量由低到高依次为s、p、d、f;③任一能层,能级数等于能层序数;④s、p、d、f……可容纳的电子数依次是1、3、5、7……的两倍;⑤能层不同能级相同,所容纳的最多电子数相同;2能层、能级、原子轨道之间的关系每能层所容纳的最多电子数是：2n2n：能层的序数;2、构造原理1构造原理是电子排入轨道的顺序,构造原理揭示了原子核外电子的能级分布;2构造原理是书写基态原子电子排布式的依据,也是绘制基态原子轨道表示式的主要依据之一;3不同能层的能级有交错现象,如E3d＞E4s、E4d＞E5s、E5d＞E6s、E6d＞E7s、E4f＞E5p、E4f ＞E6s等;原子轨道的能量关系是：ns＜n-2f ＜ n-1d ＜np4能级组序数对应着元素周期表的周期序数,能级组原子轨道所容纳电子数目对应着每个周期的元素数目;根据构造原理,在多电子原子的电子排布中：各能层最多容纳的电子数为2n2 ；最外层不超过8个电子；次外层不超过18个电子；倒数第三层不超过32个电子;5基态和激发态①基态：最低能量状态;处于最低能量状态的原子称为基态原子 ;②激发态：较高能量状态相对基态而言;基态原子的电子吸收能量后,电子跃迁至较高能级时的状态;处于激发态的原子称为激发态原子 ;③原子光谱：不同元素的原子发生电子跃迁时会吸收基态→激发态和放出激发态→较低激发态或基态不同的能量主要是光能,产生不同的光谱——原子光谱吸收光谱和发射光谱;利用光谱分析可以发现新元素或利用特征谱线鉴定元素;3、电子云与原子轨道1电子云：电子在核外空间做高速运动,没有确定的轨道;因此,人们用“电子云”模型来描述核外电子的运动;“电子云”描述了电子在原子核外出现的概率密度分布,是核外电子运动状态的形象化描述;2原子轨道：不同能级上的电子出现概率约为90%的电子云空间轮廓图称为原子轨道;s电子的原子轨道呈球形对称,ns能级各有1个原子轨道；p电子的原子轨道呈纺锤形,n p能级各有3个原子轨道,相互垂直用p x、p y、p z表示；n d能级各有5个原子轨道；n f能级各有7个原子轨道;4、核外电子排布规律1能量最低原理：在基态原子里,电子优先排布在能量最低的能级里,然后排布在能量逐渐升高的能级里;2泡利原理：1个原子轨道里最多只能容纳2个电子,且自旋方向相反;3洪特规则：电子排布在同一能级的各个轨道时,优先占据不同的轨道,且自旋方向相同;4洪特规则的特例：电子排布在p、d、f等能级时,当其处于全空、半充满或全充满时,即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14,整个原子的能量最低,最稳定;能量最低原理表述的是“整个原子处于能量最低状态”,而不是说电子填充到能量最低的轨道中去,泡利原理和洪特规则都使“整个原子处于能量最低状态”;电子数5n-1d能级上电子数等于10时,副族元素的族序数=n s能级电子数二元素周期表和元素周期律1、元素周期表的结构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,按照最高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;1同周期、同主族元素性质的递变规律螂同周期左右薀同主族上下袇原子结构芅核电荷数膃逐渐增大羈增大薆能层电子层数莅相同芀增多蚀原子半径莅逐渐减小莅逐渐增大螁元素性质膈化合价莈最高正价由+1+7负价数=8—族序数蒅最高正价和负价数均相同,最高正价数=族序数膂元素的金属性和非金属性衿金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强膇金属性逐渐增强,非金属性逐渐减弱薅第一电离能薂呈增大趋势注意反常点：ⅡA族和ⅢA族、ⅤA族和ⅥA族莇逐渐减小羅电负性蚅逐渐增大羃逐渐减小2微粒半径的比较方法①同一元素：一般情况下元素阴离子的离子半径大于相应原子的原子半径,阳离子的离子半径小于相应原子的原子半径;②同周期元素只能比较原子半径：随原子序数的增大,原子的原子半径依次减小;如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl③同主族元素比较原子和离子半径：随原子序数的增大,原子的原子半径依次增大;如：Li<Na<K<Rb<Cs,F-<Cl-<Br-<I-④同电子层结构阳离子的电子层结构与上一周期0族元素原子具有相同的电子层结构,阴离子与同周期0族元素原子具有相同的电子层结构：随核电荷数增大,微粒半径依次减小;如：F-> Na+>Mg2+>Al3+3元素金属性强弱的判断方法袅金蒁属艿性蒆比羄较袂本质羁原子越易失电子,金属性越强;芅判羄断芃依荿据芈1. 在金属活动顺序表中越靠前,金属性越强肄2. 单质与水或非氧化性酸反应越剧烈,金属性越强莀3. 单质还原性越强或离子氧化性越弱,金属性越强电解中在阴极上得电子的先后肁4. 最高价氧化物对应水化物的碱性越强,金属性越强肇5. 若x n++y x+y m+则y比x金属性强膄6. 原电池反应中负极的金属性强螁7. 与同种氧化剂反应,先反应的金属性强薈8. 失去相同数目的电子,吸收能量少的金属性强4非金属性强弱的判断方法芄非膁金芀属袈性莄比薂较螈本质蚇原子越易得电子,非金属性越强蒄判羃断蒀方蒆法薄1. 与H2化合越易,气态氢化物越稳定,非金属性越强膀2. 单质氧化性越强,阴离子还原性越弱,非金属性越强电解中在阳极上得电子的先后袈3. 最高价氧化物的水化物酸性越强,非金属性越强膅4. A n-+B B m-+A 则B比A非金属性强薃5. 与同种还原剂反应,先反应的非金属性强薁6. 得到相同数目的电子,放出能量多的非金属性强三共价键1、共价键的成键本质：成键原子相互接近时,原子轨道发生重叠,自旋方向相反的未成对电子形成共用电子对,两原子核间电子云密度增加,体系能量降低;2、共价键类型：123配位键：一类特殊的共价键,一个原子提供空轨道,另一个原子提供一对电子所形成的共价键;①配位化合物：金属离子与配位体之间通过配位键形成的化合物;如：CuH2O4SO4、CuNH34OH2、AgNH32OH 、FeSCN 3等;②配位化合物的组成：3键能对于气态双原子分子AB,拆开1molA-B键所需的能量键能越大,化学键越强,越牢固,形成的分子越稳定键角键与键之间的夹角键角决定分子空间构型1键长、键能决定共价键的强弱和分子的稳定性,键角决定分子空间构型和分子的极性;2键能与反应热：反应热＝生成物键能总和－反应物键能总和四分子的空间构型1、等电子原理原子总数相同、价电子总数相同的分子具有相似的化学键特征,许多性质是相似的,此原理称为等电子原理;1等电子体的判断方法：在微粒的组成上,微粒所含原子数目相同；在微粒的构成上,微粒所含价电子数目相同；在微粒的结构上,微粒中原子的空间排列方式相同;等电子的推断常用转换法,如CO2=CO+O=N2+O= N2O= N2+ N—= N3—或SO2=O+O2=O3=N—+O2= NO2—2等电子原理的应用：利用等电子体的性质相似,空间构型相同,可运用来预测分子空间的构型和性质;2、价电子互斥理论：1价电子互斥理论的基本要点：A B n型分子离子中中心原子A周围的价电子对的几何构型,主要取决于价电子对数n,价电子对尽量远离,使它们之间斥力最小;2AB n型分子价层电子对的计算方法：①对于主族元素,中心原子价电子数=最外层电子数,配位原子按提供的价电子数计算,如：PCl5中②O、S作为配位原子时按不提供价电子计算,作中心原子时价电子数为6；③离子的价电子对数计算如：NH4+：；SO42-：3、杂化轨道理论1杂化轨道理论的基本要点：①能量相近的原子轨道才能参与杂化;②杂化后的轨道一头大,一头小,电子云密度大的一端与成键原子的原子轨道沿键轴方向重叠,形成σ键；由于杂化后原子轨道重叠更大,形成的共价键比原有原子轨道形成的共价键稳定;③杂化轨道能量相同,成分相同,如：每个sp3杂化轨道占有1个s轨道、3个p轨道;④杂化轨道总数等于参与杂化的原子轨道数目之和;2s杂化类型sp sp 2sp 3sp 3不等性杂化轨道夹角180 o120 o109o28′中心原子位置ⅡA,ⅡBⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA中心原子孤对电子数000123分子几何构型直线形平面三角形正四面体形三角锥形V字形直线形实例BeCl2、Hg Cl2BF3CH4、SiCl4NH3、PH3H2O、H2S HCl 3;4中心原子杂化方式的判断方法：看中心原子有没有形成双键或叁键,如果有1个叁键,则其中有2个π键,用去了2个p轨道,形成的是sp杂化；如果有1个双键则其中有1个π键,形成的是sp 2杂化；如果全部是单键,则形成的是sp 3杂化;4分子离子中心原子价电子对杂化类型VSEPR模型分子空间构型键角分子的极性CO22sp直线直线形180 o非SO23sp 2平面三角V字形极H2O、OF2、3sp 3平面三角V字形——极HCN2sp直线直线形180 o极NH34sp 3正四面体三角锥形107 o18′极BF3、SO33sp 2平面三角平面三角形120 o非H3O+4sp 3正四面体三角锥形107 o18′——CH4、CCl44sp 3正四面体正四面体形109o28′非NH4+4sp 3正四面体正四面体形109o28′非HCHO、COCl23sp 2平面三角平面三角形——极五分子的性质1、分子间作用力范德华力和氢键1分子间作用力和化学键的比较化学键分子间作用力概念相邻原子间强烈的相互作用分子间微弱的相互作用范围分子内或某些晶体内分子间能量键能一般为120～800kJ·mol－1约几到几十kJ·mol－1性质影响主要影响物质的化学性质稳定性主要影响物质的物理性质熔沸点2范德华力与氢键的比较范德华力氢键概念物质分子间存在的微弱相互作用分子间内电负性较大的成键原子通过H原子而形成的静电作用存在范围分子间分子中含有与H原子相结合的原子半径小、电负性大、有孤对电子的F、O、N原子强度比较比化学键弱得多比化学键弱得多,比范德华力稍强影响因素随分子极性和相对分子质量的增大而增大性质影响随范德华力的增大,物质的熔沸点升高、溶解度增大分子间氢键使物质熔沸点升高硬度增大、水中溶解度增大；分子内氢键使物质熔沸点降低、硬度减小2、极性分子和非极性分子1极性分子和非极性分子<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>极性分子：整个分子电荷分布不对称;如：①不同元素的双原子分子如：HCl,HF等;②折线型分子,如H2O、H2S等;③三角锥形分子如NH3等;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AB n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是否达最高价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;3、有机物分子的手性和无机含氧酸的酸性1手性分子①手性分子：具有完全相同的组成和原子排列的一对分子,如同左手与右手一样互为镜像,却在三维空间里不能重叠,互称手性异构体又称对映异构体、光学异构体;含有手性异构体的分子叫做手性分子;②手性分子的判断方法：判断一种有机物是否具有手性异构体,可以看其含有的碳原子是否连有四个不同的原子或原子团,符合上述条件的碳原子叫做手性碳原子;手性碳原子必须是饱和碳原子,饱和碳原子所连有的原子和原子团必须不同;2无机含氧酸分子的酸性①酸的元数=酸中羟基上的氢原子数,不一定等于酸中的氢原子数有的酸中有些氢原子不是连在氧原子上②含氧酸可表示为：HO m RO n,酸的强度与酸中的非羟基氧原子数n有关,n越大,酸性越强;n=0 弱酸 n=1 中强酸 n=2强酸 n=3 超强酸六晶体的结构和性质2、典型晶体的结构特征1NaCl属于离子晶体;晶胞中每个Na+周围吸引着6个Cl－,这些Cl－构成的几何图形是正八面体,每个Cl－周围吸引着6个Na+,Na+、Cl－个数比为1：1,每个Na+与12个Na+等距离相邻,每个氯化钠晶胞含有4个Na+和4个Cl－;2CsCl属于离子晶体;晶胞中每个Cl—或Cs+周围与之最接近且距离相等的Cs+或Cl—共有8个,这几个Cs+或Cl—在空间构成的几何构型为立方体,在每个Cs+周围距离相等且最近的Cs+共有6个,这几个Cs+在空间构成的几何构型为正八面体,一个氯化铯晶胞含有1个Cs+和1个Cl— ;3金刚石空间网状结构属于原子晶体;晶体中每个C原子和4个C原子形成4个共价键,成为正四面体结构,C原子与碳碳键个数比为1：2,最小环由6个C原子组成,每个C原子被12个最小环所共用；每个最小环含有1/2个C原子;4SiO2属于原子晶体;晶体中每个Si原子周围吸引着4个O原子,每个O原子周围吸引着2个Si原子,Si、O原子个数比为1：2,Si原子与Si—O键个数比为1：4,O原子与Si—O键个数比为1：2,最小环由12个原子组成;5干冰属于分子晶体;晶胞中每个CO2分子周围最近且等距离的CO2有12个;1个晶胞中含有4个CO2;6石墨属于过渡性晶体;是分层的平面网状结构,层内C原子以共价键与周围的3个C原子结合,层间为范德华力;晶体中每个C原子被3个六边形共用,平均每个环占有2个碳原子;晶体中碳原子数、碳环数和碳碳单键数之比为2：3;7金属晶体金属Po钋中金属原子堆积方式是简单立方堆积,原子的配位数为6,一个晶胞中含有1个原子;金属Na、K、Cr、Mo钼、W等中金属原子堆积方式是体心立方堆积,原子的配位数为8,一个晶胞中含有2个原子;金属Mg、Zn、Ti等中金属原子堆积方式是六方堆积,原子的配位数为12,一个晶胞中含有2个原子;金属Au、Ag、Cu、Al等中金属原子堆积方式是面心立方堆积,原子的配位数为12,一个晶胞中含有4个原子;3、物质熔沸点高低的判断1不同类晶体：一般情况下,原子晶体>离子晶体>分子晶体2同种类型晶体：构成晶体质点间的作用力大,则熔沸点高,反之则小;①离子晶体：结构相似且化学式中各离子个数比相同的离子晶体中离子半径小或阴、阳离子半径之和越小的,键能越强的,熔、沸点就越高;如NaCl、NaBr、Nal；NaCl、KCl、RbCl等的熔、沸点依次降低;离子所带电荷大的熔点较高;如：MgO熔点高于NaCl;②分子晶体：在组成结构均相似的分子晶体中,式量大的,分子间作用力就大,熔点也高;如：F2、Cl2、Br2、I2和HCl、HBr、HI等均随式量增大;熔、沸点升高;但结构相似的分子晶体,有氢键存在熔、沸点较高;③原子晶体：在原子晶体中,只要成键原子半径小,键能大的,熔点就高;如金刚石、金刚砂碳化硅、晶体硅的熔、沸点逐渐降低;④金属晶体：在元素周期表中,主族数越大,金属原子半径越小,其熔、沸点也就越高;如ⅢA的Al,ⅡA的Mg,IA的Na,熔、沸点就依次降低;而在同一主族中,金属原子半径越小的,其熔沸点越高;。

化学高中知识点归纳总结(实用)

化学高中知识点归纳总结(实用)化学高中知识点归纳总结1——原子半径(1)除第1周期外,其他周期元素(惰性气体元素除外)的原子半径随原子序数的递增而减小;(2)同一族的元素从上到下,随电子层数增多,原子半径增大.2——元素化合价(1)除第1周期外,同周期从左到右,元素最高正价由碱金属+1递增到+7,非金属元素负价由碳族-4递增到-1(氟无正价,氧无+6价,除外);(2)同一主族的元素的最高正价、负价均相同(3) 所有单质都显零价3——单质的熔点(1)同一周期元素随原子序数的递增,元素组成的金属单质的熔点递增,非金属单质的熔点递减;(2)同一族元素从上到下,元素组成的金属单质的熔点递减,非金属单质的熔点递增4——元素的金属性与非金属性 (及其判断)(1)同一周期的元素电子层数相同.因此随着核电荷数的增加,原子越容易得电子,从左到右金属性递减,非金属性递增;(2)同一主族元素最外层电子数相同,因此随着电子层数的增加,原子越容易失电子,从上到下金属性递增,非金属性递减.判断金属性强弱金属性(还原性) 1,单质从水或酸中置换出氢气越容易越强2,最高价氧化物的水化物的碱性越强(1—20号,K最强;总体Cs最强最非金属性(氧化性)1,单质越容易与氢气反应形成气态氢化物2,氢化物越稳定3,最高价氧化物的水化物的酸性越强(1—20号,F最强;最体一样)5——单质的氧化性、还原性一般元素的金属性越强,其单质的还原性越强,其氧化物的阳离子氧化性越弱;元素的非金属性越强,其单质的氧化性越强,其简单阴离子的还原性越弱.推断元素位置的规律判断元素在周期表中位置应牢记的规律：(1)元素周期数等于核外电子层数;(2)主族元素的序数等于最外层电子数.阴阳离子的半径大小辨别规律由于阴离子是电子最外层得到了电子而阳离子是失去了电子6——周期与主族周期：短周期(1—3);长周期(4—6,6周期中存在镧系);不完全周期(7).主族：ⅠA—ⅦA为主族元素;ⅠB—ⅦB为副族元素(中间包括Ⅷ);0族(即惰性气体)所以, 总的说来(1) 阳离子半径原子半径(3) 阴离子半径阳离子半径(4 对于具有相同核外电子排布的离子,原子序数越大,其离子半径越小.以上不适合用于稀有气体!专题一：第二单元一、化学键：1,含义：分子或晶体内相邻原子(或离子)间强烈的相互作用.2,类型 ,即离子键、共价键和金属键.离子键是由异性电荷产生的吸引作用,例如氯和钠以离子键结合成NaCl.1,使阴、阳离子结合的静电作用2,成键微粒：阴、阳离子3,形成离子键：a活泼金属和活泼非金属b部分盐(Nacl、NH4cl、BaCo3等)c强碱(NaOH、KOH)d活泼金属氧化物、过氧化物4,证明离子化合物：熔融状态下能导电共价键是两个或几个原子通过共用电子(1,共用电子对对数=元素化合价的绝对值2,有共价键的化合物不一定是共价化合物)对产生的吸引作用,典型的共价键是两个原子借吸引一对成键电子而形成的.例如,两个氢核同时吸引一对电子,形成稳定的氢分子.1,共价分子电子式的表示,P132,共价分子结构式的表示3,共价分子球棍模型(H2O—折现型、NH3—三角锥形、CH4—正四面体)4,共价分子比例模型补充：碳原子通常与其他原子以共价键结合乙烷(C—C单键)乙烯(C—C双键)乙炔(C—C三键)金属键则是使金属原子结合在一起的相互作用,可以看成是高度离域的共价键.学好高中化学的学习方法背诵课本知识化学可以说是文科性质非常浓的理科，所以化学是有很多需要背的地方的，我们要想学好化学第一步要做的就是背诵课本，如果你连课本都没有背下来的话，你是没有可能去学好高中的化学的。