高中化學重要知識點（精華版）

高中化學是理綜的難點，因此高中化學知識點的總結歸納對于復習期間成績的提升有一定的作用。下面小編為大家帶來高中化學重要知識點，希望大家喜歡!

高中化學重要知識點

一、 元素周期表

熟記等式：原子序數=核電荷數=質子數=核外電子數

1、元素周期表的編排原則：

①按照原子序數遞增的順序從左到右排列;

②將電子層數相同的元素排成一個橫行——周期;

③把最外層電子數相同的元素按電子層數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=電子層數;主族序數=最外層電子數

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：

①元素金屬性強弱的判斷依據：

單質跟水或酸起反應置換出氫的難易;

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。

②元素非金屬性強弱的判斷依據：

單質與氫氣生成氣態氫化物的難易及氣態氫化物的穩定性;

最高價氧化物對應的水化物的酸性強弱; 置換反應。

4、核素：具有一定數目的質子和一定數目的中子的一種原子。

①質量數==質子數+中子數：A == Z + N

②同位素：質子數相同而中子數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不同，化學性質相同)

二、元素周期律

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

②核電荷數：核電荷數增多，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：電子數增多，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的關系：最高正價等于最外層電子數(氟氧元素無正價)

負化合價數 = 8—最外層電子數(金屬元素無負化合價)

3、同主族、同周期元素的結構、性質遞變規律：

同主族：從上到下，隨電子層數的遞增，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——→逐漸增多，最外層電子數——→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，氣態氫化物穩定性——→逐漸增強

最高價氧化物對應水化物酸性——→逐漸增強，堿性 ——→ 逐漸減弱

三、化學鍵

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

高中化學基礎知識點總結

1. 元素周期表的結構

(1)周期

2.幾種關系

(1)電子層數=周期數

(2)最外層電子數=主族序數=最高正化合價(除F、O)

(3)質子數=原子序數

(4)∣最高正價∣+∣最低負價∣=8(對非金屬元素而言，但對H不適用)

注意：O無最高正價，F無正價

3.元素周期表中之最

原子半徑最小的原子：H

單質質量最輕的元素：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：Li

形成化合物最多的元素：C

含H質量分數最高的氣態氫化物：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)

與水反應最劇烈的金屬單質：Cs(不考慮Fr)

與水反應最劇烈的非金屬單質：F2

最高價氧化物對應水化物酸性最強的酸：HClO4

最高價氧化物對應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

常溫下呈液態的非金屬單質是Br2，金屬單質是Hg

4.元素、核素、同位素

5.原子核外電子排布規律

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

注意：以上規律既相互聯系，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的遞增而減小;

(2)同一族的元素從上到下,隨電子層數增多,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、負價均相同

(3) 所有單質都顯零價

3——單質的熔點

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

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

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相同.因此隨著核電荷數的增加,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相同,因此隨著電子層數的增加,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,單質越容易與氫氣反應形成氣態氫化物

2,氫化物越穩定

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——單質的氧化性、還原性

一般元素的金屬性越強,其單質的還原性越強,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.

推斷元素位置的規律

判斷元素在周期表中位置應牢記的規律：

(1)元素周期數等于核外電子層數;

(2)主族元素的序數等于最外層電子數.

陰陽離子的半徑大小辨別規律

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 、化學鍵：

1,含義：分子或晶體內相鄰原子(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生的吸引作用,例如氯和鈉以離子鍵結合成NaCl.

1,使陰、陽離子結合的靜電作用

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：熔融狀態下能導電

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=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,形成穩定的氫分子.

1,共價分子電子式的表示,P13

2,共價分子結構式的表示

3,共價分子球棍模型(H2O—折現型、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化學鍵弱的多

c影響熔沸點和溶解性——對于組成和結構相似的分子,其范德華力一般隨著相對分子質量的增大而增大.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,比化學鍵弱

補充：水無論什么狀態氫鍵都存在

專題一 ：第三單元

一,同素異形(一定為單質)

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`轉換——為化學變化

二,同分異構(一定為化合物或有機物)

分子式相同,分子結構不同,性質也不同

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：由分子構成的物質所形成的晶體

1,共價化合物(CO2、H2O)

2,共價單質(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：熔點、硬度——原子晶體>離子晶體>分子晶體

專題二 ：第一單元

一、反應速率

1,影響因素：反應物性質(內因)、濃度(正比)、溫度(正比)、壓強(正比)、反應面積、固體反應物顆粒大小

二、反應限度(可逆反應)

化學平衡：正反應速率和逆反應速率相等,反應物和生成物的濃度不再變化,到達平衡.

專題二 ：第二單元

一、熱量變化

常見放熱反應：1,酸堿中和

2,所有燃燒反應

3,金屬和酸反應

4,大多數的化合反應

5,濃硫酸等溶解

常見吸熱反應：1,CO2+C====2CO

2,H2O+C====CO+H2(水煤氣)

3,Ba(OH)2晶體與NH4Cl反應

4,大多數分解反應

5,硝酸銨的溶解

熱化學方程式;注意事項5

二、燃料燃燒釋放熱量

專題二 ：第三單元

一、化學能→電能(原電池、燃料電池)

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

2,正極：電解質中的陽離子向正極移動,得到電子,生成新物質

3,正負極相加=總反應方程式

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,有自發的 氧化反應

2,兩個活潑性不同的電極

3,同時與電解質接觸

4,形成閉合回路

二、化學電源

1,氫氧燃料電池

陰極：2H++2e—===H2

陽極：4OH——4e—===O2+2H2O

2,常見化學電源

銀鋅紐扣電池

負極：

正極：

鉛蓄電池

負極：

正極：

三、電能→化學能

1,判斷陰陽極：先判斷正負極,正極對陽極(發生氧化反應),負極對陰極

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,電解質溶液

3,直流電源

4,構成閉合電路

第一章 物質結構 元素周期律

1. 原子結構：如： 的質子數與質量數,中子數,電子數之間的關系

2. 元素周期表和周期律

(1)元素周期表的結構

A. 周期序數=電子層數

B. 原子序數=質子數

C. 主族序數=最外層電子數=元素的最高正價數

D. 主族非金屬元素的負化合價數=8-主族序數

E. 周期表結構

(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. 單質與水或酸反應置換氫的難易或與氫化合的難易及氣態氫化物的穩定性

b. 最高價氧化物的水化物的堿性或酸性強弱

c. 單質的還原性或氧化性的強弱

(注意：單質與相應離子的性質的變化規律相反)

B. 元素性質隨周期和族的變化規律

a. 同一周期,從左到右,元素的金屬性逐漸變弱

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律和堿金屬族和鹵族元素的變化規律(包括物理、化學性質)

D. 微粒半徑大小的比較規律：

a. 原子與原子 b. 原子與其離子 c. 電子層結構相同的離子

(3)元素周期律的應用(重難點)

A. “位,構,性”三者之間的關系

a. 原子結構決定元素在元素周期表中的位置

b. 原子結構決定元素的化學性質

c. 以位置推測原子結構和元素性質

B. 預測新元素及其性質

3. 化學鍵(重點)

(1)離子鍵：

A. 相關概念：

B. 離子化合物：大多數鹽、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)化學鍵的概念和化學反應的本質：

第二章 化學反應與能量

1. 化學能與熱能

(1)化學反應中能量變化的主要原因：化學鍵的斷裂和形成

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

a. 吸熱反應： 反應物的總能量小于生成物的總能量

b. 放熱反應： 反應物的總能量大于生成物的總能量

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

練習：

氫氣在氧氣中燃燒產生藍色火焰,在反應中,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.下列關系式中正確的是( B )

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

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