(完整版)高中化学知识点总结材料
高中化学知识点总结完整版
高中化学知识点总结完整版一、基本概念与原理1. 物质的组成与分类- 物质由原子、分子或离子组成。
- 分类:混合物和纯净物,纯净物又分为单质和化合物。
2. 原子结构- 原子由原子核和电子云组成。
- 原子核包含质子和中子,电子围绕核运动。
3. 元素周期表- 元素按照原子序数排列的表格。
- 元素周期表分为7个周期和18个族。
4. 化学键- 离子键:正负离子间的静电吸引力。
- 共价键:两个或多个原子共享电子对形成的键。
- 金属键:金属原子间的电子共享。
5. 化学反应- 化学反应是原子重新排列形成新物质的过程。
- 反应物和生成物,化学方程式表示反应过程。
6. 化学式与化学方程式- 化学式表示物质的组成和分子的结构。
- 化学方程式表示化学反应的过程和定量关系。
7. 摩尔概念- 摩尔是物质的量的单位,1摩尔等于6.022×10^23个粒子。
8. 溶液- 溶液是由溶质和溶剂组成的均匀混合物。
- 浓度可以用质量百分比、体积百分比、摩尔浓度表示。
9. 酸碱理论- 布朗斯特-劳里酸碱理论:酸是质子供体,碱是质子受体。
- pH值表示溶液的酸碱性,pH=-log[H+]。
10. 氧化还原反应- 氧化是失去电子的过程,还原是获得电子的过程。
- 氧化剂和还原剂,氧化还原反应的平衡。
二、无机化学1. 元素及其化合物- 主族元素:如碱金属、卤素等。
- 过渡金属:如铁、铜、镍等。
- 非金属元素:如氢、氧、氮等。
2. 酸碱盐- 酸:氢离子(H+)的供体。
- 碱:氢离子的受体。
- 盐:由酸和碱中和反应生成的化合物。
3. 配位化学- 配体与中心金属离子通过配位键结合形成的化合物。
- 配位数、配位多面体、配位平衡。
4. 氧化还原反应- 氧化还原反应的类型:自发和非自发。
- 电化学:氧化还原反应在电场作用下进行。
5. 无机化学反应类型- 置换反应、合成反应、分解反应、氧化还原反应。
三、有机化学1. 有机化合物的分类- 烃:只含碳和氢的化合物。
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。
高中化学知识点全总结
高中化学知识点全总结一、化学基本概念。
1. 物质的组成、性质和分类。
- 物质的组成。
- 宏观:物质由元素组成,如氧气由氧元素组成。
- 微观:物质由分子、原子、离子等微观粒子构成。
例如,水由水分子构成,金属铁由铁原子构成,氯化钠由钠离子和氯离子构成。
- 物质的性质。
- 物理性质:不需要发生化学变化就表现出来的性质,如颜色、状态、气味、熔点、沸点、硬度、密度等。
例如,铁是银白色固体,水是无色无味的液体。
- 化学性质:物质在化学变化中表现出来的性质,如可燃性、氧化性、还原性、酸碱性等。
例如,氢气具有可燃性,氧气具有氧化性。
- 物质的分类。
- 混合物:由两种或两种以上物质混合而成的物质,如空气、溶液等。
- 纯净物:由一种物质组成的物质,包括单质和化合物。
- 单质:由同种元素组成的纯净物,如氧气(O_2)、铁(Fe)等。
- 化合物:由不同种元素组成的纯净物,如二氧化碳(CO_2)、氯化钠(NaCl)等。
- 氧化物:由两种元素组成,其中一种元素是氧元素的化合物,如氧化铜(CuO)、水(H_2O)等。
2. 化学用语。
- 元素符号:表示元素的符号,如H表示氢元素。
- 化学式:用元素符号和数字的组合表示物质组成的式子。
例如,H_2O表示水的化学式。
- 化学方程式:用化学式表示化学反应的式子。
例如,2H_2 +O_2{longrightarrow}2H_2O表示氢气和氧气反应生成水的化学方程式。
- 离子符号:表示离子的符号,如Na^+表示钠离子,Cl^-表示氯离子。
二、化学基本理论。
1. 原子结构。
- 原子的构成。
- 原子由原子核和核外电子构成,原子核由质子和中子构成(氢原子无中子)。
- 原子序数 = 核电荷数 = 质子数 = 核外电子数。
- 核外电子排布。
- 分层排布,离核由近及远,能量由低到高,每层最多容纳2n^2个电子(n 为电子层数),最外层电子数不超过8个(K层为最外层时不超过2个)。
2. 元素周期律和元素周期表。
新高中化学知识点大全总结
新高中化学知识点大全总结一、基本概念与原理1. 物质的分类- 纯净物:由单一种类的分子或原子组成,具有固定的性质。
- 混合物:由两种或两种以上不同物质混合而成,各组成部分保持原有性质。
2. 原子结构- 原子由原子核和环绕核的电子组成。
- 原子核包含质子和中子,电子在核外的电子云中按能级排布。
3. 化学键- 离子键:正负离子间的静电吸引力。
- 共价键:两个或多个原子共享电子对形成的键。
- 金属键:金属原子间的电子共享,形成“电子海”。
4. 化学反应- 反应物和生成物:化学反应中参与和产生的物质。
- 化学方程式:用化学符号表示化学反应的式子。
- 反应类型:如合成反应、分解反应、置换反应等。
5. 摩尔概念- 摩尔是物质的量的单位,定义为一摩尔物质含有阿伏伽德罗常数(6.022 x 10^23)个粒子。
6. 溶液与浓度- 溶液是由溶质和溶剂组成的均匀混合物。
- 浓度表示溶质在溶剂中的量,通常用摩尔浓度(mol/L)表示。
二、元素周期表与元素周期律1. 元素周期表的结构- 周期表按原子序数排列元素,分为周期和族。
- 元素按照电子排布规律在周期表中呈现周期性变化。
2. 元素的性质- 元素的化学性质主要由其最外层电子数决定。
- 元素的物理性质,如熔点、沸点、硬度等,也呈现周期性变化。
三、化学实验操作与安全1. 实验基本操作- 称量、量取、混合、加热、蒸馏等。
- 使用各种实验器具,如天平、量筒、烧杯、试管等。
2. 实验安全- 了解化学品的安全标识和危险性。
- 穿戴适当的防护装备,如实验服、防护眼镜、手套等。
- 熟悉实验室紧急情况下的应对措施。
四、无机化学1. 酸碱理论- 阿伦尼乌斯酸碱理论:产生氢离子(H+)的物质是酸,产生氢氧根离子(OH-)的物质是碱。
- 布朗斯特-劳里酸碱理论:酸是质子(H+)的供体,碱是质子的受体。
2. 氧化还原反应- 氧化:物质失去电子的过程。
- 还原:物质获得电子的过程。
- 氧化剂和还原剂:在反应中分别获得和失去电子的物质。
高中化学必背知识点归纳与总结5篇
高中化学必背知识点归纳与总结5篇第1篇示例:高中化学必背知识点归纳与总结1. 元素和化合物(1)元素:元素是由具有相同原子核电荷数目的原子组成的,是化学中最基本的物质,例如氧、氢、铜等。
元素的周期表是化学中最基本的分类方法,根据元素的性质和原子结构进行分类。
(2)化合物:化合物是由两种或两种以上不同元素按照固定的比例结合而成的物质,如水(H2O)、氨(NH3)、二氧化碳(CO2)等。
化合物的命名和化学式是化学学习的基础,需要掌握常见的离子和分子式。
2. 化学反应(1)化学反应类型:化学反应包括合成反应、分解反应、单质燃烧反应、置换反应等。
对于不同类型的反应,需要了解其特点和示例,并能够进行化学方程式的平衡。
(2)化学方程式:化学方程式是描述化学反应过程的符号表示,包括反应物、生成物和反应条件等内容。
掌握化学方程式的书写、平衡和解读是化学学习的基础。
3. 化学键和分子结构(1)化学键:化学键是原子之间通过电子互相吸引而形成的强力联系,分为共价键、离子键和金属键等。
化学键的形成和特点对物质的性质和化学反应有重要影响。
(2)分子结构:分子是由不同原子通过共价键结合而成的物质单位。
分子的结构决定其性质和化学反应方式,需要掌握分子的几何构型和键角度等内容。
(1)化学反应速率:化学反应速率是反应物消耗或生成物产生的速度,受多种因素影响,如浓度、温度、催化剂等。
了解化学反应速率的计算方法和影响因素对实验和应用具有重要意义。
(2)化学平衡:化学平衡是指在一定条件下,反应物与生成物的浓度达到稳定状态,反应速率相等。
化学平衡常用平衡常数和Le Chatelier原理来解释和预测反应的变化。
5. 酸碱理论和溶液平衡(1)酸碱理论:酸碱理论包括布朗斯特德酸碱理论、阿伦尼乌斯酸碱理论等,用于描述和解释酸碱反应的性质和规律。
了解酸碱指示剂、pH值等相关知识对于理解溶液平衡具有重要意义。
(2)溶液平衡:溶液平衡是指在溶液中溶质和溶剂之间的平衡状态,包括饱和溶解度、离子平衡等内容。
高中化学总知识点总结
高中化学总知识点总结一、基本概念与原理1. 物质的组成与分类- 元素与化合物- 纯净物与混合物- 原子、分子和离子2. 化学反应的基本原理- 反应类型:合成、分解、置换、还原、氧化还原- 化学方程式- 守恒定律:质量守恒、能量守恒、电荷守恒3. 化学计量学- 摩尔概念- 气体定律:波义耳定律、查理定律、盖-吕萨克定律 - 理想气体状态方程- 溶液的浓度表示:摩尔浓度、质量浓度4. 化学能量- 能量的形式与转换- 反应热与热化学方程式- 燃烧热与中和热- 电化学:伏打电堆、电解二、无机化学1. 元素周期律与周期表- 元素的分布与周期性- 族与周期的特性2. 主族元素及其化合物- 碱金属与卤素- 氧族元素- 氮族元素- 碳族元素- 硼族元素3. 过渡金属与内过渡金属- 过渡金属的一般性质- 配位化学基础- 重要过渡金属及其化合物4. 无机化学反应- 酸碱反应- 沉淀反应- 氧化还原反应- 配位反应三、有机化学1. 有机化学基础- 有机化合物的分类与命名 - 碳的杂化与分子结构- 同分异构体与立体化学2. 烃类化合物- 烷烃、烯烃与炔烃- 芳香烃- 环烷烃与环烯烃3. 官能团化学- 醇、酚、醚- 醛、酮、醌- 羧酸、酸酐、酯- 胺、酰胺、硝酸酯4. 聚合反应与高分子化学- 加聚反应与缩聚反应- 聚合物的结构与性质四、物理化学1. 热力学- 热力学第一定律- 热力学第二定律- 化学势与化学平衡2. 动力学- 反应速率与速率常数- 反应机理- 催化剂与催化作用3. 电化学- 电解质溶液- 电化学电池- 电化学系列- 电化学平衡4. 分析化学- 定量分析基础- 光谱分析:紫外-可见光谱、红外光谱、核磁共振 - 色谱分析:气相色谱、液相色谱五、实验技能与安全1. 基本实验操作- 常用仪器使用- 实验基本操作技能2. 化学实验安全- 实验室安全规则- 化学品的储存与处理- 事故处理与急救3. 实验设计与数据分析- 实验目的与设计- 数据记录与处理- 结果分析与报告撰写以上总结了高中化学的主要知识点,涵盖了从基本概念到复杂反应的各个方面。
(完整word版)高中化学知识点总结
化学知识点总结一基本概念:1、化学变化:生成了其它物质的变2、物理变化:没有生成其它物质的变化3、物理性质:不需要发生化学变化就表现出来的性质(如:颜色、状态、密度、气味、熔点、沸点、硬度、水溶性等)4、化学性质:物质在化学变化中表现出来的性质(如:可燃性、助燃性、氧化性、还原性、酸碱性、稳定性等)5、纯净物:由一种物质组成6、混合物:由两种或两种以上纯净物组成,各物质都保持原来的性质7、元素:具有相同核电荷数(即质子数)的一类原子的总称8、原子:是在化学变化中的最小粒子,在化学变化中不可再分9、分子:是保持物质化学性质的最小粒子,在化学变化中可以再分10、单质:由同种元素组成的纯净物11、化合物:由不同种元素组成的纯净物12、氧化物:由两种元素组成的化合物中,其中有一种元素是氧元素13、化学式:用元素符号来表示物质组成的式子14、相对原子质量:以一种碳原子的质量的1/12作为标准,其它原子的质量跟它比较所得的值某原子的相对原子质量=相对原子质量≈ 质子数+ 中子数(因为原子的质量主要集中在原子核)15、相对分子质量:化学式中各原子的相对原子质量的总和16、离子:带有电荷的原子或原子团17、原子的结构:原子、离子的关系:注:在离子里,核电荷数= 质子数≠ 核外电子数19、还原反应:在反应中,含氧化合物的氧被夺去的反应(不属于化学的基本反应类型)氧化反应:物质跟氧发生的化学反应(不属于化学的基本反应类型)缓慢氧化:进行得很慢的,甚至不容易察觉的氧化反应自燃:由缓慢氧化而引起的自发燃烧20、催化剂:在化学变化里能改变其它物质的化学反应速率,而本身的质量和化学性在化学变化前后都没有变化的物质(注:2H2O2 === 2H2O + O2 ↑ 此反应MnO2是催化剂)21、质量守恒定律:参加化学反应的各物质的质量总和,等于反应后生成物质的质量总和。
(反应的前后,原子的数目、种类、质量都不变;元素的种类也不变)22、溶液:一种或几种物质分散到另一种物质里,形成均一的、稳定的混合物溶液的组成:溶剂和溶质。
(word完整版)高中最新最全高中化学知识总结(精心整理),推荐文档
第一部分高中化学基本概念和基本理论一.物质的组成、性质和分类:(一)掌握基本概念1.分子分子是能独立存在并保持物质化学性质的一种微粒。
(1)分子同原子、离子一样是构成物质的基本微粒.(2)按组成分子的原子个数可分为:单原子分子如:He、Ne、Ar、Kr…双原子分子如:O2、H2、HCl、NO…多原子分子如:H2O、P4、C6H12O6…2.原子原子是化学变化中的最小微粒。
确切地说,在化学反应中原子核不变,只有核外电子发生变化。
(1)原子是组成某些物质(如金刚石、晶体硅、二氧化硅等原子晶体)和分子的基本微粒。
(2)原子是由原子核(中子、质子)和核外电子构成的。
3.离子离子是指带电荷的原子或原子团。
(1)离子可分为:阳离子:Li+、Na+、H+、NH4+…阴离子:Cl–、O2–、OH–、SO42–…(2)存在离子的物质:①离子化合物中:NaCl、CaCl2、Na2SO4…②电解质溶液中:盐酸、NaOH溶液…③金属晶体中:钠、铁、钾、铜…4.元素元素是具有相同核电荷数(即质子数)的同—类原子的总称。
(1)元素与物质、分子、原子的区别与联系:物质是由元素组成的(宏观看);物质是由分子、原子或离子构成的(微观看)。
(2)某些元素可以形成不同的单质(性质、结构不同)—同素异形体。
(3)各种元素在地壳中的质量分数各不相同,占前五位的依次是:O、Si、Al、Fe、Ca。
5.同位素是指同一元素不同核素之间互称同位素,即具有相同质子数,不同中子数的同一类原子互称同位素。
如H有三种同位素:11H、21H、31H(氕、氘、氚)。
6.核素核素是具有特定质量数、原子序数和核能态,而且其寿命足以被观察的一类原子。
(1)同种元素、可以有若干种不同的核素—同位素。
(2)同一种元素的各种核素尽管中子数不同,但它们的质子数和电子数相同。
核外电子排布相同,因而它们的化学性质几乎是相同的。
7.原子团原子团是指多个原子结合成的集体,在许多反应中,原子团作为一个集体参加反应。
高中化学知识点总结完整
高中化学知识点总结完整一、基本概念与原理1. 物质的分类- 纯净物:由单一种类的分子或原子组成,具有固定的性质。
- 混合物:由两种或两种以上不同物质混合而成,各组成部分保持原有性质。
2. 物质的量- 摩尔(mol):物质的量的单位,1摩尔代表6.022×10^23个基本单位。
- 阿伏伽德罗定律:在相同温度和压力下,相同体积的气体含有相同数量的分子。
3. 化学反应- 化学方程式:用化学符号表示化学反应的过程。
- 反应物与生成物:参与反应的物质称为反应物,反应后生成的物质称为生成物。
- 守恒定律:质量守恒、电荷守恒、能量守恒。
4. 溶液与浓度- 溶液:一种或几种物质以分子或离子形式分散在另一种物质中形成的均一混合物。
- 浓度:表示溶液中溶质的含量,常用单位有摩尔/升(mol/L)和质量/升(g/L)。
5. 酸碱理论- 布朗斯特-劳里酸碱理论:酸是质子(H+)的给予者,碱是质子的接受者。
- pH值:表示溶液酸碱性的量度,pH=-log[H+]。
二、元素化学1. 周期表- 元素周期表:按照原子序数排列所有已知元素的表格。
- 主族元素:周期表中第1族至第2族和第13族至第18族的元素。
- 过渡元素:周期表中第3族至第12族的元素。
2. 元素的性质- 金属与非金属:金属具有良好的导电性和延展性,非金属通常不导电。
- 半金属:具有金属和非金属特性的元素,如硅和锗。
3. 重要元素及其化合物- 氧、氢、碳、氮、硫、磷、氯、钠、钾等元素及其化合物的性质和反应。
三、化学键与分子结构1. 化学键- 离子键:正负离子间的静电吸引力。
- 共价键:两个原子共享一对电子形成的键。
- 金属键:金属原子间的电子共享形成的键。
2. 分子结构- 分子的几何形状:分子中原子的空间排列。
- 杂化轨道理论:解释分子几何形状的理论。
3. 晶体结构- 晶体:具有规则几何形状和固定熔点的固体。
- 晶格:晶体内部原子、离子或分子的排列方式。
高中化学知识点总结(最全版)
高中化学知识点总结(最全版)
化学是一门研究物质组成、性质和变化规律的科学。
下面是高中化学的知识点总结,涵盖了各个方面的内容。
1. 原子结构
- 元素、原子、分子的概念
- 电子结构:电子云模型、能级概念、电子排布规则
2. 化学键
- 离子键、共价键、金属键的概念
- 杂化轨道和化学键的形成
- 分子轨道理论
3. 物质的量和化学反应
- 摩尔概念和摩尔质量
- 化学方程式、平衡常数和速率常数
- 反应速率和速率方程
4. 酸碱和盐
- 酸碱理论:Arrhenius理论、Brønsted-Lowry理论- 中和反应和盐的生成
- 强酸强碱的性质
5. 氧化还原反应
- 氧化还原的概念和电子转移
- 氧化剂和还原剂的判别
- 电化学和电池的原理
6. 化学平衡
- 平衡的定义和特征
- 平衡常数和Le Chatelier原理
- 溶液的酸碱平衡和氧化还原平衡
7. 溶液和溶解性
- 溶液的组成和分类
- 溶解度和溶解过程
- 饱和溶液和溶解度曲线
8. 化学反应速率
- 反应速率的实验测定
- 影响反应速率的因素
- 反应速率与能量变化的关系
9. 高能化合物
- 化学能和反应热
- 燃烧反应和燃烧热
- 异常热效应和热力学定律
这些是高中化学的核心知识点总结,希望对你的研究有所帮助。
超全高中化学知识点总结
超全高中化学知识点总结一、物质的组成和结构1.原子与分子-原子的结构:原子核(质子、中子)和电子壳层-元素与同位素-分子的概念和组成-化学式和化合价的表示方法2.物质的稳定性和反应性-元素的稳定性与反应性-化合物的稳定性与反应性-物质的能量状况与稳定性3.原子间的键和离子间的力-金属键、共价键、离子键的形成与性质- 分子间的力(Van der Waals力、氢键等)4.物质的排列与结构-晶体和非晶体-晶体的种类及晶体结构二、化学反应1.化学反应的基本概念-反应物和生成物-反应物质量关系-化学方程式的平衡2.化学反应速率和平衡-反应速率的影响因素-反应速率与反应能垒-化学平衡-平衡常数和平衡常数表达式3.化学平衡的移动-影响化学平衡的影响因素- Le Chatelier原理4.氧化还原反应-氧化还原反应的基本概念-氧化还原反应的电子转移与价电子情况-氧化剂和还原剂的特征与性质三、化学物质的变化1.化学物质变化的能量变化-热能与热化学反应-反应焓变与热动力学2.化学物质变化的速度变化-反应速率与反应速率常数的概念-反应机理与速率方程-影响反应速率的因素3.化学反应的平衡变化-化学平衡的实质-平衡均相反应和异相反应的平衡条件-平衡常数与反应方向的判定四、化学元素和化合物1.主要元素和元素周期表-元素周期表的构成和使用-主要元素的分类和特点2.主要化合物及其性质-酸、碱、盐的特性及性质-衍生化合物的命名和性质3.有机化合物-有机化合物的特征和命名规则-烃类、醇类、醛酮类、羧酸类的反应与性质五、化学变化的实验方法1.化学实验中常用的实验方法和仪器-常用的实验室仪器及其使用方法-化学实验中的安全注意事项2.化学实验中的常见技术和探究方法-分离、纯化和鉴别化学物质的方法-学习化学现象和规律的探究方法以上是高中化学的主要知识点总结,每个知识点都可以拓展更深入的内容,为了更好地理解和掌握化学知识,建议多做化学实验和练习题,结合实际应用和实验操作,加深对化学知识的理论和实践的理解。
高中化学知识点全部总结
高中化学知识点全部总结高中化学知识点总结一、基本概念与原理1. 物质的组成与分类- 物质由元素组成,分为纯净物和混合物。
- 纯净物包括单质和化合物,单质是由同种元素组成的纯净物,化合物是由不同种元素组成的纯净物。
2. 原子结构- 原子由原子核和核外电子构成。
- 原子核包含质子和中子,核外电子围绕原子核运动。
- 原子序数等于核内质子数,决定了元素的性质。
3. 化学式与化学方程式- 化学式表示物质的组成和分子的结构。
- 化学方程式表示化学反应的过程,包括反应物、生成物、反应条件和质量守恒。
4. 化学反应类型- 合成反应、分解反应、置换反应、还原-氧化反应等。
5. 物质的性质- 物理性质:密度、熔点、沸点、颜色、状态等。
- 化学性质:可燃性、氧化性、还原性、酸碱性等。
二、元素与化合物1. 元素周期表- 元素按照原子序数排列的表格,分为周期和族。
2. 主族元素- 包括碱金属、碱土金属、硼族、碳族、氮族、氧族、卤素和稀有气体。
3. 过渡金属- 包括第3至12族的金属元素,具有多种氧化态。
4. 化合物的性质- 酸碱盐的性质、氧化还原性质、配位化合物的性质等。
5. 无机化学- 研究无机化合物的化学分支,包括无机合成、无机结构、无机反应等。
6. 有机化学- 研究含碳化合物的化学分支,包括烃、醇、酚、醛、酮、酸、酯、胺等。
三、化学实验与计算1. 常见化学实验操作- 溶液的配制、酸碱滴定、气体的收集和检验、沉淀反应等。
2. 化学计算- 摩尔概念、物质的量浓度、反应热计算、化学平衡计算等。
3. 化学仪器的使用- 滴定管、天平、分液漏斗、蒸馏装置等。
四、化学与生活1. 化学与健康- 营养素的化学性质、药物的化学作用、环境污染的化学问题等。
2. 化学与能源- 化石燃料、核能、可再生能源的化学原理。
3. 化学与材料- 金属、塑料、陶瓷、复合材料的性质和应用。
4. 化学与环境- 化学反应对环境的影响、环境保护的化学技术。
五、化学安全与伦理1. 化学实验安全- 实验室安全规则、化学品的储存和处理、事故应急处理。
高中必备化学知识点总结完整版
高中必备化学知识点总结完整版化学作为一门自然科学,对于高中学生来说是一门必修课程。
在学习化学的过程中,了解和掌握重要的知识点对于提高学习成绩至关重要。
本文将总结高中必备的化学知识点,帮助学生更好地掌握化学知识。
一、化学基础知识1. 原子结构:原子由质子、中子和电子组成,质子和中子集中在原子核中,电子绕核运动。
2. 元素周期表:介绍了元素的周期性和性质,以及包括元素符号、相对原子质量、原子序数等的元素信息。
3. 化学键:离子键、共价键、金属键是最常见的化学键,它们描述了原子间电子的转移或共享。
4. 化学方程式:用反应物和生成物表示化学反应,反应物在化学方程式的左边,生成物在右边。
二、酸碱中和反应1. 酸和碱:酸具有酸性物质的特性,如酸液呈酸性、会腐蚀金属等;碱具有碱性物质的特性,如碱液呈碱性、能与酸反应产生盐和水等。
2. 中和反应:酸与碱反应会产生水和盐,这个过程称为酸碱中和反应。
三、原子与化合物1. 原子的化合方式:原子通过共价键或离子键结合形成化合物。
2. 化合物的命名原则:无机化合物通过改写式和叠字式命名;有机化合物通过添加前缀和后缀来命名。
3. 化合物的化学式:化学式代表了一个化合物中元素的种类和数量关系。
四、氧化还原反应1. 氧化还原反应的基本概念:氧化是指物质失去电子,还原是指物质获得电子。
2. 氧化还原反应的判断:通过氧化态的变化来判断某个物质是否发生了氧化反应。
3. 氧化剂和还原剂:氧化剂能使其他物质发生氧化反应,自身被还原;还原剂能使其他物质发生还原反应,自身被氧化。
五、化学反应速率1. 反应速率的定义:单位时间内反应物的消失量或产物的生成量。
2. 影响反应速率的因素:温度、浓度、物质表面积、催化剂等均会影响反应速率。
3. 反应速率与反应机理的关系:反应速率与反应机理密切相关,反应机理描述了反应发生的步骤和中间物质的生成。
六、化学平衡1. 化学平衡定律:化学反应在一定条件下将获得平衡,平衡常数K描述了反应物浓度的变化。
超级全的高中化学知识点总结!(可下载打印)
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1、化合价(常见元素的化合价):碱⾦属元素:Ag、H:+1 F:—1Ca、Mg、Ba、Zn:+2 Cl:—1,+1,+5,+7Cu:+1,+2 Fe:+2,+3 O:—2 S:—2,+4,+6Al:+3 Mn:+2,+4,+6,+7 P:—3,+3,+5 N:—3,+2,+4,+52、氧化还原反应定义:有电⼦转移(或者化合价升降)的反应本质:电⼦转移(包括电⼦的得失和偏移) 特征:化合价的升降氧化剂(具有氧化性)——得电⼦——化合价下降——被还原——还原产物还原剂(具有还原性)——失电⼦——化合价上升——被氧化——氧化产物⼝诀:升——失——(被)氧化——还原剂降——得——(被)还原——氧化剂四种基本反应类型和氧化还原反应关系:3、⾦属活动性顺序表K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au还原性逐渐减弱4、离⼦反应定义:有离⼦参加的反应电解质:在⽔溶液中或熔融状态下能导电的化合物⾮电解质:在⽔溶液中和熔融状态下都不能导电的化合物离⼦⽅程式的书写:第⼀步:写:写出化学⽅程式第⼆步:拆:易溶于⽔、易电离的物质拆成离⼦形式;难溶(如CaCO3、BaCO3、BaSO4、AgCl、AgBr、AgI、Mg(OH)2、Al(OH)3、Fe(OH)2、Fe(OH)3、Cu(OH)2等),难电离(H2CO3、H2S、CH3COOH、HClO、H2SO3、NH3·H2O、H2O等),⽓体(CO2、SO2、NH3、Cl2、O2、H2等),氧化物(Na2O、MgO、Al2O3等)不拆第三步:删:删去前后都有的离⼦第四步:查:检查前后原⼦个数,电荷是否守恒离⼦共存问题判断:①是否产⽣沉淀(如:Ba2+和SO42-,Fe2+和OH-);②是否⽣成弱电解质(如:NH4+和OH-,H+和CH3COO-)③是否⽣成⽓体(如:H+和CO32-,H+和SO32-)④是否发⽣氧化还原反应(如:H+、NO3-和Fe2+/I-,Fe3+和I-)5、放热反应和吸热反应化学反应⼀定伴随着能量变化。
高中化学所有知识点总结(超全)
高中化学知识点归纳与总结一、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:C O2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:Z n S O4·7H2O硅石、石英:SiO2刚玉:A l2O3水玻璃、泡花碱、矿物胶:Na2SiO3铁红、铁矿:F e2O3磁铁矿:Fe3O4黄铁矿、硫铁矿:Fe S2铜绿、孔雀石:Cu2 (OH)2CO3菱铁矿:F e C O3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。
铝热剂:Al + Fe2O3或其它氧化物。
尿素:CO(NH2) 2有机部分:氯仿:CHCl3电石:CaC2电石气:C2H2 (乙炔)TNT:三硝基甲苯氟氯烃:是良好的制冷剂,有毒,但破坏O3层。
酒精、乙醇:C2H5OH裂解气成分(石油裂化):烯烃、烷烃、炔烃、H2S、CO2、CO等。
高中化学知识点归纳总结(经典详细)
高中化学知识点归纳总结(经典详细)高中化学知识点归纳总结(经典详细)1. 原子结构- 原子组成:质子、中子、电子- 质子:位于原子核内,带正电荷- 中子:位于原子核内,无电荷- 电子:位于原子外层轨道,带负电荷- 元素的原子序数:元素原子核中质子数目,唯一确定元素- 同位素:质子数相同,中子数不同的原子- 电子排布:电子遵循能量最低的泡利不相容原理、填充原理和洪特规则- 原子半径:随周期数增加而减小,随族号增加而增大2. 元素周期表- 周期:横排,代表原子核外层电子数目- 组:竖列,具有相同元素性质- 周期表模型:门捷列夫周期表和长式周期表- 元素分类:金属、非金属、半金属、稀有气体- 主族元素:IA至VIIIA族,具有相似的元素性质- 副族元素:IB至VIIIB族和各个周期中间部分的元素3. 化学键- 成键方式:共价键、离子键、金属键、氢键- 共价键:非金属元素之间的电子共享,包括单、双、三键- 离子键:金属与非金属之间通过电子转移形成的键- 金属键:金属元素之间通过离子形成的键- 氢键:氢原子与高电负性原子形成的键4. 反应速率- 反应速率的影响因素:温度、浓度、催化剂、表面积- 反应速率方程:速率与反应物浓度的关系式- 反应级数:反应速率与反应物浓度的指数关系- 反应速率常数:速率方程中的常数项5. 化学平衡- 平衡定律:反应物和生成物浓度之比的乘积等于常数- 动态平衡:正向和逆向反应同时进行,速率相等- 平衡常数:平衡时与反应物浓度相关的常数- 平衡移动原理:通过改变浓度、温度、压力等条件可改变平衡位置6. 酸碱中和反应- 酸的性质:呈酸性溶液、与碱反应生成盐和水- 碱的性质:呈碱性溶液、与酸反应生成盐和水- 酸碱指示剂:可通过酸碱指示剂变色判断溶液酸碱性- 中和反应:酸和碱反应生成盐和水的化学反应7. 氧化还原反应- 氧化反应:物质失去电子或增加氧原子数- 还原反应:物质获得电子或减少氧原子数- 氧化还原反应的电子转移:虚线表示电子的转移- 氧化剂:接受电子的物质- 还原剂:给出电子的物质- 化学电池的构成和工作原理8. 高分子化合物- 高分子聚合:小分子单体通过化学键连接成大分子- 聚合物分类:线性聚合物、支化聚合物、交联聚合物- 高分子材料:塑料、橡胶、纤维以上是高中化学知识点的简要归纳总结,涵盖了原子结构、元素周期表、化学键、反应速率、化学平衡、酸碱中和反应、氧化还原反应和高分子化合物等重要内容。
高中化学全部知识点总结
高中化学全部知识点总结一、基本概念与原理1. 物质的组成与分类- 物质由原子、分子或离子组成。
- 分类:纯净物(单质、化合物)和混合物(均匀混合物、非均匀混合物)。
2. 原子结构- 原子由原子核(质子、中子)和电子云组成。
- 原子序数=质子数=核外电子数。
3. 元素周期律与周期表- 元素按照原子序数递增排列。
- 周期表分为s、p、d、f区,元素性质呈现周期性变化。
4. 化学键- 离子键:正负离子间的静电吸引力。
- 共价键:原子间通过共享电子对形成的键。
- 金属键:金属原子间的电子共享。
5. 化学反应- 反应物转化为产物的过程。
- 反应速率受多种因素影响,如温度、浓度、催化剂等。
6. 化学计量- 质量守恒定律:化学反应前后物质的总质量不变。
- 摩尔概念:物质的量的单位,1摩尔=6.022×10^23个粒子。
7. 溶液与浓度- 溶液是由溶质和溶剂组成的均匀混合物。
- 浓度表示溶质在溶剂中的含量,常用单位有mol/L、g/L等。
8. 酸碱与盐- 酸:能够提供质子(H+)的物质。
- 碱:能够接受质子的物质。
- 盐:由阳离子和阴离子构成的化合物。
9. 氧化还原反应- 氧化:物质失去电子的过程。
- 还原:物质获得电子的过程。
- 氧化剂:使其他物质氧化的物质。
- 还原剂:使其他物质还原的物质。
二、无机化学1. 非金属元素及其化合物- 非金属元素如氢、氧、氮、硫、磷等。
- 常见非金属化合物包括水、氨、硫酸、硝酸等。
2. 金属元素及其化合物- 金属元素如钠、钾、钙、镁、铝、铁、铜等。
- 金属氧化物、金属硫化物、金属卤化物等。
3. 配位化合物- 中心金属离子与配体通过配位键结合形成的化合物。
- 常见的配体有水、氨、乙二胺等。
4. 酸碱理论- 阿伦尼乌斯理论:酸是电离产生H+的物质,碱是电离产生OH-的物质。
- 布朗斯特-劳里理论:酸是质子给予者,碱是质子接受者。
5. 沉淀反应- 两种溶液混合时,生成不溶于水的固体(沉淀)。
(完整word版)超全高中化学经典知识点总结
高中化学必背知识点归纳与总结一、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:C O2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:Z n S O4·7H2O硅石、石英:SiO2刚玉:A l2O3水玻璃、泡花碱、矿物胶:Na2SiO3铁红、铁矿:F e2O3磁铁矿:Fe3O4黄铁矿、硫铁矿:Fe S2铜绿、孔雀石:Cu2 (OH)2CO3菱铁矿:F e C O3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。
铝热剂:Al + Fe2O3或其它氧化物。
尿素:CO(NH2) 2有机部分:氯仿:CHCl3电石:CaC2电石气:C2H2 (乙炔)TNT:三硝基甲苯氟氯烃:是良好的制冷剂,有毒,但破坏O3层。
酒精、乙醇:C2H5OH裂解气成分(石油裂化):烯烃、烷烃、炔烃、H2S、CO2、CO等。
高中化学知识点总结全
高中化学知识点总结全一、基本概念与原理1. 物质的组成与分类- 元素:不可分割的基本物质单位。
- 化合物:由不同元素以固定比例结合形成的纯净物质。
- 混合物:由两种或两种以上物质混合而成,各组成部分保持原有性质。
2. 原子结构- 原子核:由质子和中子组成,带正电。
- 电子云:围绕原子核的电子分布区域。
- 原子序数:元素在周期表中的位置,等于核中质子数。
3. 化学键- 离子键:正负离子之间的静电吸引力。
- 共价键:两个或多个原子共享电子对形成的键。
- 金属键:金属原子间的电子共享,形成“电子海”。
4. 化学反应- 反应物:参与化学反应的物质。
- 生成物:化学反应后形成的物质。
- 化学方程式:表示化学反应的式子,包括反应物、生成物和反应条件。
5. 化学计量- 摩尔:物质的量单位,1摩尔等于6.022×10^23个粒子。
- 质量守恒定律:化学反应前后物质总质量不变。
- 能量守恒定律:能量既不会消灭也不会创生,只会从一种形式转换为另一种形式。
二、元素与化合物1. 周期表- 周期:元素按原子序数排列,具有相似化学性质的元素在同一列。
- 主族元素:周期表中第1A至第8A族的元素。
- 过渡元素:周期表中第3B至第2B族的元素。
2. 酸碱盐- 酸:能够释放氢离子(H+)的物质。
- 碱:能够接受氢离子,释放氢氧根离子(OH-)的物质。
- 盐:由酸和碱中和反应生成的物质。
3. 氧化还原反应- 氧化:物质失去电子的过程。
- 还原:物质获得电子的过程。
- 氧化剂:使其他物质氧化的物质。
- 还原剂:使其他物质还原的物质。
4. 有机化学- 烃:仅由碳和氢组成的化合物。
- 醇、酚、醛、酮:含有氧的有机化合物。
- 羧酸、酯、胺、酰胺:含有羧基或氨基的有机化合物。
三、化学实验操作1. 实验器材- 常用仪器:试管、烧杯、滴定管、分液漏斗等。
- 使用与保养:正确使用和清洁实验器材,防止污染和损坏。
2. 实验安全- 个人防护:穿戴实验服、防护眼镜、手套等。
高中化学必考知识点总结(5篇)
高中化学必考知识点总结高中化学必考知识点总结(5篇)高中化学必考知识点总结1第一单元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.二、分子间作用力(即范德华力)1,特点:a存在于共价化合物中b化学键弱的多c影响熔沸点和溶解性——对于组成和结构相似的分子,其范德华力一般随着相对分子质量的增大而增大.即熔沸点也增大(特例:HF、NH3、H2O)三、氢键1,存在元素:O(H2O)、N(NH3)、F(HF)2,特点:比范德华力强,比化学键弱补充:水无论什么状态氢键都存在专题一:第三单元一,同素异形(一定为单质)1,碳元素(金刚石、石墨)氧元素(O2、O3)磷元素(白磷、红磷)2,同素异形体之间的`转换——为化学变化二,同分异构(一定为化合物或有机物)分子式相同,分子结构不同,性质也不同1,C4H10(正丁烷、异丁烷)2,C2H6(乙醇、二甲醚)三,晶体分类离子晶体:阴、阳离子有规律排列1,离子化合物(KNO3、NaOH)2,NaCl分子3,作用力为离子间作用力分子晶体:由分子构成的物质所形成的晶体1,共价化合物(CO2、H2O)2,共价单质(H2、O2、S、I2、P4)3,稀有气体(He、Ne)原子晶体:不存在单个分子1,石英(SiO2)、金刚石、晶体硅(Si)金属晶体:一切金属总结:熔点、硬度——原子晶体>离子晶体>分子晶体专题二:第一单元一、反应速率1,影响因素:反应物性质(内因)、浓度(正比)、温度(正比)、压强(正比)、反应面积、固体反应物颗粒大小二、反应限度(可逆反应)化学平衡:正反应速率和逆反应速率相等,反应物和生成物的浓度不再变化,到达平衡.专题二:第二单元一、热量变化常见放热反应:1,酸碱中和2,所有燃烧反应3,金属和酸反应4,大多数的化合反应5,浓硫酸等溶解常见吸热反应:1,CO2+C====2CO2,H2O+C====CO+H2(水煤气)3,Ba(OH)2晶体与NH4Cl反应4,大多数分解反应5,硝酸铵的溶解热化学方程式;注意事项5二、燃料燃烧释放热量专题二:第三单元一、化学能→电能(原电池、燃料电池)1,判断正负极:较活泼的为负极,失去电子,化合价升高,为氧化反应,阴离子在负极2,正极:电解质中的阳离子向正极移动,得到电子,生成新物质3,正负极相加=总反应方程式4,吸氧腐蚀A中性溶液(水)B有氧气Fe和C→正极:2H2O+O2+4e—====4OH—补充:形成原电池条件1,有自发的氧化反应2,两个活泼性不同的电极3,同时与电解质接触4,形成闭合回路二、化学电源1,氢氧燃料电池阴极:2H++2e—===H2阳极:4OH——4e—===O2+2H2O2,常见化学电源银锌纽扣电池负极:正极:铅蓄电池负极:正极:三、电能→化学能1,判断阴阳极:先判断正负极,正极对阳极(发生氧化反应),负极对阴极2,阳离子向阴极,阴离子向阳极(异性相吸)补充:电解池形成条件1,两个电极2,电解质溶液3,直流电源4,构成闭合电路第一章物质结构元素周期律1. 原子结构:如:的质子数与质量数,中子数,电子数之间的关系2. 元素周期表和周期律(1)元素周期表的结构A. 周期序数=电子层数B. 原子序数=质子数C. 主族序数=最外层电子数=元素的最高正价数D. 主族非金属元素的负化合价数=8-主族序数E. 周期表结构(2)元素周期律(重点)A. 元素的金属性和非金属性强弱的比较(难点)a. 单质与水或酸反应置换氢的难易或与氢化合的难易及气态氢化物的稳定性b. 最高价氧化物的水化物的碱性或酸性强弱c. 单质的还原性或氧化性的强弱(注意:单质与相应离子的性质的变化规律相反)B. 元素性质随周期和族的变化规律a. 同一周期,从左到右,元素的金属性逐渐变弱b. 同一周期,从左到右,元素的非金属性逐渐增强c. 同一主族,从上到下,元素的金属性逐渐增强d. 同一主族,从上到下,元素的非金属性逐渐减弱C. 第三周期元素的变化规律和碱金属族和卤族元素的变化规律(包括物理、化学性质)D. 微粒半径大小的比较规律:a. 原子与原子b. 原子与其离子c. 电子层结构相同的离子(3)元素周期律的应用(重难点)A. “位,构,性”三者之间的关系a. 原子结构决定元素在元素周期表中的位置b. 原子结构决定元素的化学性质c. 以位置推测原子结构和元素性质B. 预测新元素及其性质3. 化学键(重点)(1)离子键:A. 相关概念:B. 离子化合物:大多数盐、强碱、典型金属氧化物C. 离子化合物形成过程的电子式的表示(难点)(AB, A2B,AB2, NaOH,Na2O2,NH4Cl,O22-,NH4+)(2)共价键:A. 相关概念:B. 共价化合物:只有非金属的化合物(除了铵盐)C. 共价化合物形成过程的电子式的表示(难点)(NH3,CH4,CO2,HClO,H2O2)D 极性键与非极性键(3)化学键的概念和化学反应的本质:第二章化学反应与能量1. 化学能与热能(1)化学反应中能量变化的主要原因:化学键的断裂和形成(2)化学反应吸收能量或放出能量的决定因素:反应物和生成物的总能量的相对大小a. 吸热反应:反应物的总能量小于生成物的总能量b. 放热反应:反应物的总能量大于生成物的总能量(3)化学反应的一大特征:化学反应的过程中总是伴随着能量变化,通常表现为热量变化练习:氢气在氧气中燃烧产生蓝色火焰,在反应中,破坏1molH-H键消耗的能量为Q1kJ,破坏1molO =O键消耗的能量为Q2kJ,形成1molH -O键释放的能量为Q3kJ.下列关系式中正确的是( B )A.2Q1+Q2>4Q3B.2Q1+Q2高中化学必考知识点总结2离子共存问题所谓离子在同一溶液中能大量共存,就是指离子之间不发生任何反应;若离子之间能发生反应,则不能大量共存。
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高中化学基础知识整理Ⅰ、基本概念与基础理论:一、阿伏加德罗定律1.内容: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。
这两类离子不能同时存在在同一溶液中,即离子间能发生“双水解”反应。
如3AlO2-+Al3++6H2O=4Al(OH)3↓等。
2.由于发生氧化还原反应,离子不能大量共存。
(1)具有较强还原性的离子不能与具有较强氧化性的离子大量共存。
如S2-、HS-、SO32-、I-和Fe3+不能大量共存。
(2)在酸性或碱性的介质中由于发生氧化还原反应而不能大量共存。
如MnO4-、Cr2O7-、NO3-、ClO-与S2-、HS-、SO32-、HSO3-、I-、Fe2+等不能大量共存;SO32-和S2-在碱性条件下可以共存,但在酸性条件下则由于发生2S2-+SO32-+6H+=3S↓+3H2O反应不能共在。
H+与S2O32-不能大量共存。
3.能水解的阳离子跟能水解的阴离子在水溶液中不能大量共存(双水解)。
例:Al3+和HCO3-、CO32-、HS-、S2-、AlO2-、ClO-等;Fe3+与CO32-、HCO3-、AlO2-、ClO-等不能大量共存。
4.溶液中能发生络合反应的离子不能大量共存。
如Fe2+、Fe3+与SCN-不能大量共存;Fe3+与不能大量共存。
5、审题时应注意题中给出的附加条件。
①酸性溶液(H+)、碱性溶液(OH-)、能在加入铝粉后放出可燃气体的溶液、由水电离出的H+或OH-=1×10-10mol/L的溶液等。
②有色离子MnO4-,Fe3+,Fe2+,Cu2+,Fe(SCN)2+。
③MnO4-,NO3-等在酸性条件下具有强氧化性。
④S2O32-在酸性条件下发生氧化还原反应:S2O32-+2H+=S↓+SO2↑+H2O⑤注意题目要求“大量共存”还是“不能大量共存”。
6、审题时还应特别注意以下几点:(1)注意溶液的酸性对离子间发生氧化还原反应的影响。
如:Fe2+与NO3-能共存,但在强酸性条件下(即Fe2+、NO3-、H+相遇)不能共存;MnO4-与Cl-在强酸性条件下也不能共存;S2-与SO32-在钠、钾盐时可共存,但在酸性条件下则不能共存。
(2)酸式盐的含氢弱酸根离子不能与强碱(OH-)、强酸(H+)共存。
如HCO3-+OH-=CO32-+H2O(HCO3-遇碱时进一步电离);HCO3-+H+=CO2↑+H2O三、氧化性、还原性强弱的判断(1)根据元素的化合价物质中元素具有最高价,该元素只有氧化性;物质中元素具有最低价,该元素只有还原性;物质中元素具有中间价,该元素既有氧化性又有还原性。
对于同一种元素,价态越高,其氧化性就越强;价态越低,其还原性就越强。
(2)根据氧化还原反应方程式在同一氧化还原反应中,氧化性:氧化剂>氧化产物还原性:还原剂>还原产物氧化剂的氧化性越强,则其对应的还原产物的还原性就越弱;还原剂的还原性越强,则其对应的氧化产物的氧化性就越弱。
(3)根据反应的难易程度注意:①氧化还原性的强弱只与该原子得失电子的难易程度有关,而与得失电子数目的多少无关。
得电子能力越强,其氧化性就越强;失电子能力越强,其还原性就越强。
②同一元素相邻价态间不发生氧化还原反应。
四、比较金属性强弱的依据金属性:金属气态原子失去电子能力的性质;金属活动性:水溶液中,金属原子失去电子能力的性质。
注:金属性与金属活动性并非同一概念,两者有时表现为不一致,1、同周期中,从左向右,随着核电荷数的增加,金属性减弱;同主族中,由上到下,随着核电荷数的增加,金属性增强;2、依据最高价氧化物的水化物碱性的强弱;碱性愈强,其元素的金属性也愈强;3、依据金属活动性顺序表(极少数例外);4、常温下与酸反应煌剧烈程度;5、常温下与水反应的剧烈程度;6、与盐溶液之间的置换反应;7、高温下与金属氧化物间的置换反应。
五、比较非金属性强弱的依据1、同周期中,从左到右,随核电荷数的增加,非金属性增强;同主族中,由上到下,随核电荷数的增加,非金属性减弱;2、依据最高价氧化物的水化物酸性的强弱:酸性愈强,其元素的非金属性也愈强;3、依据其气态氢化物的稳定性:稳定性愈强,非金属性愈强;4、与氢气化合的条件;5、与盐溶液之间的置换反应;6、其他,例:2Cu +S Δ===Cu 2S Cu +Cl 2点燃===CuCl 2 所以,Cl 的非金属性强于S 。
六、“10电子”、“18电子”的微粒小结 (一)“10电子”的微粒:(二)“18电子”的微粒注:其它诸如C 2H 6、N 2H 5、N 2H 6等亦为18电子的微粒。
七、微粒半径的比较:1、判断的依据 电子层数: 相同条件下,电子层越多,半径越大。
核电荷数 相同条件下,核电荷数越多,半径越小。
最外层电子数 相同条件下,最外层电子数越多,半径越大。
2、具体规律:1、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小(稀有气体除外)如:Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl.2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。
如:Li<Na<K<Rb<Cs3、同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增大。
如:F --<Cl --<Br --<I --4、电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小。
如:F -> Na +>Mg 2+>Al 3+5、同一元素不同价态的微粒半径,价态越高离子半径越小。
如Fe>Fe 2+>Fe 3+八、物质溶沸点的比较(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大,则熔沸点高,反之则小。
①离子晶体:离子所带的电荷数越高,离子半径越小,则其熔沸点就越高。
②分子晶体:对于同类分子晶体,式量越大,则熔沸点越高。
HF 、H 2O 、NH 3等物质分子间存在氢键。
③原子晶体:键长越小、键能越大,则熔沸点越高。
(3)常温常压下状态①熔点:固态物质>液态物质 ②沸点:液态物质>气态物质 九、分子间作用力及分子极性分子间作用力(范德瓦尔斯力):影响因素:大小与相对分子质量有关。
作用:对物质的熔点、沸点等有影响。
①、定义:分子之间的一种比较强的相互作用。
分子间相互作用 ②、形成条件:第二周期的吸引电子能力强的N 、O 、F 与H 之间(NH 3、H 2O )③、对物质性质的影响:使物质熔沸点升高。
④、氢键的形成及表示方式:F -—H ···F -—H ···F -—H ···←代表氢键。
氢键 O OO H H⑤、说明:氢键是一种分子间静电作用;它比化学键弱得多,但比分子间作用力稍强;是一种较强的分子间作用力。
定义:从整个分子看,分子里电荷分布是对称的(正负电荷中心能重合)的分子。
非极性分子 双原子分子:只含非极性键的双原子分子如:O 2、H 2、Cl 2等。
举例: 只含非极性键的多原子分子如:O 3、P 4等分子极性 多原子分子: 含极性键的多原子分子若几何结构对称则为非极性分子如:CO 2、CS 2(直线型)、CH 4、CCl 4(正四面体型)极性分子: 定义:从整个分子看,分子里电荷分布是不对称的(正负电荷中心不能重合)的。
举例 双原子分子:含极性键的双原子分子如:HCl 、NO 、CO 等多原子分子: 含极性键的多原子分子若几何结构不对称则为极性分子如:NH 3(三角锥型)、H 2O (折线型或V 型)、H 2O 2十、化学反应的能量变化定义:在化学反应过程中放出或吸收的热量; 符号:△H单位:一般采用KJ ·mol -1测量:可用量热计测量研究对象:一定压强下在敞开容器中发生的反应所放出或吸收的热量。
反应热: 表示方法:放热反应△H<0,用“-”表示;吸热反应△H>0,用“+”表示。
燃烧热:在101KPa 下,1mol 物质完全燃烧生成稳定氧化物时所放出的热量。
定义:在稀溶液中,酸跟碱发生反应生成1molH 2O 时的反应热。
中和热:强酸和强碱反应的中和热:H +(aq)+OH -(aq)=H 2O(l); △H=-57.3KJ ·mol -弱酸弱碱电离要消耗能量,中和热 |△H|<57.3KJ ·mol -1原理:断键吸热,成键放热。
反应热的微观解释:反应热=生成物分子形成时释放的总能量-反应物分子断裂时所吸收的总能量 定义:表明所放出或吸收热量的化学方程式。
意义:既表明化学反应中的物质变化,也表明了化学反应中的能量变化。
热化学 ①、要注明反应的温度和压强,若反应是在298K ,1atm 可不注明; 方程式 ②、要注明反应物和生成物的聚集状态或晶型;书写方法 ③、△H 与方程式计量数有关,注意方程式与△H 对应,△H 以KJ ·mol -1单位,化学计量数可以是整数或分数。