高中化学重要知识点

高中化学重要知识点精华版

高中化学重要知识点

一、元素周期表

熟记等式：原子序数二核电荷数二质子数二核外电子数

1、元素周期表的编排原则：

①按照原子序数递增的顺序从左到右排列；

②将电子层数相同的元素排成一个横行一一周期；

③把最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序从上到下

排成纵行一一族

2、如何精确表示元素在周期表中的位置：

周期序数二电子层数;主族序数;最外层电子数

口诀：三短三长一不全；七主七副零八族

熟记：三个短周期，第一和第七主族和零族的元素符号和名称

3、元素金属性和非金属性判断依据：

①元素金属性强弱的判断依据：

单质跟水或酸起反应置换出氢的难易；

元素最高价氧化物的水化物一一氢氧化物的碱性强弱；置换反

应。

②元素非金属性强弱的判断依据:

单质与氢气生成气态氢化物的难易及气态氢化物的稳定性；

最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱；置换反应。

4、核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原

子。

①质量数=质子数+中子数：A==Z+N

②同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子，

互称同位素。（同一元素的各种同位素物理性质不同，化学性

质相同）

二、元素周期律

1、影响原子半径大小的因素：①电子层数：电子层数越多，

原子半径越大（最主要因素）

②核电荷数：核电荷数增多，吸引力增大，使原子半径有减小

的趋向（次要因素）

③核外电子数：电子数增多，增加了相互排斥，使原子半径有

增大的倾向

2、元素的化合价与最外层电子数的关系：最高正价等于最外

层电子数（氟氧元素无正价）

负化合价数=8一最外层电子数（金属元素无负化合价）

3、同主族、同周期元素的结构、性质递变规律：

同主族：从上到下，随电子层数的递增，原子半径增大，核对

外层电子吸引能力减弱，失电子能力增强，还原性（金属性）逐

渐增强，其离子的氧化性减弱。

同周期：左f右，核电荷数——＞逐渐增多，最外层电子数一

--＞逐渐增多

原子半径----＞逐渐减小，得电子能力-----＞逐渐增强，失电

子能力——＞逐渐减弱

氧化性----＞逐渐增强，还原性-----＞逐渐减弱，气态氢化物

稳定性----＞逐渐增强

最高价氧化物对应水化物酸性----＞逐渐增强，碱性------＞

逐渐减弱

三、化学键

含有离子键的化合物就是离子化合物;只含有共价键的化合物

才是共价化合物。

NaOH中含极性共价键与离子键，NH4C1中含极性共价键与离子

键，Na202中含非极性共价键与离子键，H202中含极性和非极

性共价键

高中化学基础知识点总结

1.元素周期表的结构

(1)周期

短周期长周期

周期

二三四五六七

对应行

1234567

数

所含元32(排

288181832

素种数满时)

每周期21018365486118

0族元

素原子

序数

2.几种关系

(1)电子层数二周期数

⑵最外层电子数二主族序数二最高正化合价(除F、0)

⑶质子数二原子序数

(4)|最高正价|+|最低负价I=8(对非金属元素而言，但对

H不适用)

注意：0无最高正价，F无正价

3.元素周期表中之最

原子半径最小的原子：H

单质质量最轻的元素：H

宇宙中含量最多的元素：H

最不活泼的元素：He

最轻的金属单质：Li

形成化合物最多的元素：C

含H质量分数最高的气态氢化物：CH4

空气中含量最多的元素：N

地壳中含量最高的元素：0,其次是Si

地壳中含量最高的金属元素：A1,其次是Fe

非金属性最强的元素：F

金属性最强的元素：Cs（不考虑Fr）

与水反应最剧烈的金属单质：Cs（不考虑Fr）

与水反应最剧烈的非金属单质：F2

最高价氧化物对应水化物酸性最强的酸：HC104

最高价氧化物对应水化物碱性最强的碱：CsOH（不考虑FrOH）

所含元素种类最多的族：IIIB

常温下呈液态的非金属单质是Br2,金属单质是Hg

4.元素、核素、同位素

元素同位素核素

具有相同核电荷数质子数相同而中子数不具有一定数目的质

概念的同一类原子的总同的同一种元素的不同子数和一定数目的

称原子互称为同位素中子数的一种原子

微观概念，对某种元素

宏观概念，对同类

的原子而言，因为有同微观概念，指元素

对象原子而言；既有游

位素，所以原子种类多的具体的某种原子

离态，又有化合态

于元素种类

同位素化学性质几乎相

以单质或化合物形

同，因为质量数不同，具有真实的质量，

痔行式存在，性质通过

付粒形成单质或化合物物理性质不同。天然存不同核素的质量不

在的各种同位素所占的相同

来体现

原子百分比一般不变

产因质子数

质子数和中子数质子数和中子数

5.原子核外电子排布规律

1.在含有多个电子的原子里，电子依能量的不同是分层排布

的，其主要规律是：

核外电子总是尽先排布在能量较低的电子层，然后由里向外，

依次排布在能量逐步升高的电子层。

2.原子核外各电子层最多容纳2n2个电子。

3.原子最外层电子数目不超过8个（K层为最外层时不能超过2

个电子）。

4.次外层电子数目不能超过18个（K层为次外层时不能超过2

个），倒数第三层电子数目不能超过32个。

注意：以上规律既相互联系，又互相制约，不能孤立片面的理

解。如M层为最外层的时候，最多为8个，而不是18个。

高中化学知识点整理归纳

第一单元

1——原子半径

⑴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

⑴除第1周期外，同周期从左到右，元素最高正价由碱金属+1

递增至U+7,非金属元素负价由碳族-4递增到（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；

⑵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：

⑴元素周期数等于核外电子层数；

⑵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周期中存在铜系）；不完

全周期（7）.

主族：IA—VIIA为主族元素；IB—WB为副族元素（中间包括

VM）;O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,共用电子对对数二元

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,P13

2,共价分子结构式的表示

3,共价分子球棍模型（H20—折现型、NH3一三角锥形、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）

乙烘（C一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一一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、H20）

三、氢键

1,存在元素：0（H20）,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（02、03）

磷元素（白磷、红磷）

2,同素异形体之间的'转换一一为化学变化

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

l,C4H10（正丁烷、异丁烷）

2,C2H6（乙醇、二甲醛）

三，晶体分类

离子晶体：阴、阳离子有规律排列

1,离子化合物（KN03、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（C02、H20）

2,共价单质（H2、02、S、12、P4）

3,稀有气体（He、Ne）

原子晶体：不存在单个分子

1,石英（Si02）、金刚石、晶体硅（Si）

金属晶体：一切金属

总结：熔点、硬度一一原子晶体〉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,C02+C====2C0

2,H20+C====C0+H2（水煤气）

3,Ba（0H）2晶体与NH4C1反应

4,大多数分解反应

5,硝酸铁的溶解

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、化学能一电能（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：2H20+02+4e—====40H—

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：40H——4e—===02+2H20

2,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、电能一化学能

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

⑴元素周期表的结构

A.周期序数二电子层数

B.原子序数二质子数

C.主族序数;最外层电子数二元素的最高正价数

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

⑵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