高中化學(xué)必備的要點(diǎn)知識點(diǎn)
高中的化學(xué)其實(shí)就是理科中的文科，是一門需要記憶很多內(nèi)容的科目，小知識點(diǎn)紛繁亂雜，內(nèi)容十分多，所以學(xué)起來比較麻煩。下面是百分網(wǎng)小編為大家整理的高中化學(xué)重點(diǎn)知識點(diǎn)，希望對大家有用!
高中化學(xué)�？贾R點(diǎn)
1、 掌握一圖(原子結(jié)構(gòu)示意圖)、五式(分子式、結(jié)構(gòu)式、結(jié)構(gòu)簡式、電子式、最簡式)、六方程(化學(xué)方程式、電離方程式、水解方程式、離子方程式、電極方程式、熱化學(xué)方程式)的正確書寫。
2、最簡式相同的有機(jī)物：① CH：C2H2和C6H6② CH2：烯烴和環(huán)烷烴 ③ CH2O：甲醛、乙酸、甲酸甲酯 ④ CnH2nO：飽和一元醛(或飽和一元酮)與二倍于其碳原子數(shù)和飽和一元羧酸或酯;舉一例：乙醛(C2H4O)與丁酸及其異構(gòu)體(C4H8O2)
3、 一般原子的原子核是由質(zhì)子和中子構(gòu)成，但氕原子(1H)中無中子。
4、 元素周期表中的每個周期不一定從金屬元素開始，如第一周期是從氫元素開始。
5、ⅢB所含的元素種類最多。 碳元素形成的化合物種類最多，且ⅣA族中元素組成的晶體常常屬于原子晶體，如金剛石、晶體硅、二氧化硅、碳化硅等。
6、 質(zhì)量數(shù)相同的原子，不一定屬于同種元素的原子，如18O與18F、40K與40Ca
7. ⅣA~ⅦA族中只有ⅦA族元素沒有同素異形體，且其單質(zhì)不能與氧氣直接化合。
8、 活潑金屬與活潑非金屬一般形成離子化合物，但AlCl3卻是共價(jià)化合物(熔沸點(diǎn)很低，易升華，為雙聚分子，所有原子都達(dá)到了最外層為8個電子的穩(wěn)定結(jié)構(gòu))。
9、 一般元素性質(zhì)越活潑，其單質(zhì)的性質(zhì)也活潑，但N和P相反，因?yàn)镹2形成叁鍵。
10、非金屬元素之間一般形成共價(jià)化合物，但NH4Cl、NH4NO3等銨鹽卻是離子化合物。
11、離子化合物在一般條件下不存在單個分子，但在氣態(tài)時(shí)卻是以單個分子存在。 如NaCl。
12、含有非極性鍵的化合物不一定都是共價(jià)化合物，如Na2O2、FeS2、CaC2等是離子化合物。
13、單質(zhì)分子不一定是非極性分子，如O3是極性分子。
14、一般氫化物中氫為+1價(jià)，但在金屬氫化物中氫為-1價(jià)，如NaH、CaH2等。
15、非金屬單質(zhì)一般不導(dǎo)電，但石墨可以導(dǎo)電，硅是半導(dǎo)體。
16、非金屬氧化物一般為酸性氧化物，但CO、NO等不是酸性氧化物，而屬于不成鹽氧化物。
17、酸性氧化物不一定與水反應(yīng)：如SiO2。
18、金屬氧化物一般為堿性氧化物，但一些高價(jià)金屬的氧化物反而是酸性氧化物，如：Mn2O7、CrO3等反而屬于酸性氧物，2KOH + Mn2O7 == 2KMnO4 + H2O。
19、非金屬元素的最高正價(jià)和它的負(fù)價(jià)絕對值之和等于8，但氟無正價(jià)，氧在OF2中為+2價(jià)。
20、含有陽離子的晶體不一定都含有陰離子，如金屬晶體中有金屬陽離子而無陰離子。
21、離子晶體不一定只含有離子鍵，如NaOH、Na2O2、NH4Cl、CH3COONa等中還含有共價(jià)鍵。
22. 稀有氣體原子的電子層結(jié)構(gòu)一定是穩(wěn)定結(jié)構(gòu)， 其余原子的電子層結(jié)構(gòu)一定不是穩(wěn)定結(jié)構(gòu)。
23. 離子的電子層結(jié)構(gòu)一定是穩(wěn)定結(jié)構(gòu)。
24. 陽離子的半徑一定小于對應(yīng)原子的半徑，陰離子的半徑一定大于對應(yīng)原子的半徑。
25. 一種原子形成的高價(jià)陽離子的半徑一定小于它的低價(jià)陽離子的半徑。如Fe3+ < Fe2+ 。
高中必修一化學(xué)知識點(diǎn)
一、氧化物
1、Al2O3的性質(zhì)：氧化鋁是一種白色難溶物，其熔點(diǎn)很高，可用來制造耐火材料如坩鍋、耐火管、耐高溫的實(shí)驗(yàn)儀器等。
Al2O3是兩性氧化物：既能與強(qiáng)酸反應(yīng)，又能與強(qiáng)堿反應(yīng)：
Al2O3+ 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O (Al2O3+6H+=2Al3++3H2O )
Al2O3+ 2NaOH == 2NaAlO2 +H2O(Al2O3+2OH-=2AlO2-+H2O)
2、鐵的氧化物的性質(zhì)：FeO、Fe2O3都為堿性氧化物，能與強(qiáng)酸反應(yīng)生成鹽和水。
FeO+2HCl =FeCl2 +H2O
Fe2O3+6HCl=2FeCl3+3H2O
二、氫氧化物
1、氫氧化鋁 Al(OH)3
�、貯l(OH)3是兩性氫氧化物，在常溫下它既能與強(qiáng)酸，又能與強(qiáng)堿反應(yīng)：
Al(OH)3+3HCl=AlCl3+3H2O(Al(OH)3+3H+=Al3++3H2O)
Al(OH)3+NaOH=NaAlO2+2H2O(Al(OH)3+OH-=AlO2-+2H2O)
�、贏l(OH)3受熱易分解成Al2O3：2Al(OH)3==Al2O3+3H2O(規(guī)律：不溶性堿受熱均會分解)
�、跘l(OH)3的制備：實(shí)驗(yàn)室用可溶性鋁鹽和氨水反應(yīng)來制備Al(OH)3
Al2(SO4)3+6NH3·H2O=2 Al(OH)3↓+3(NH4)2SO4
(Al3++3NH3·H2O=Al(OH)3↓+3NH4+)
因?yàn)閺?qiáng)堿(如NaOH)易與Al(OH)3反應(yīng)，所以實(shí)驗(yàn)室不用強(qiáng)堿制備Al(OH)3，而用氨水。
2、鐵的`氫氧化物：氫氧化亞鐵Fe(OH)2(白色)和氫氧化鐵Fe(OH)3(紅褐色)
�、俣寄芘c酸反應(yīng)生成鹽和水：
Fe(OH)2+2HCl=FeCl2+2H2O(Fe(OH)2+2H+=Fe2++2H2O)
Fe(OH)3+3HCl=FeCl3+3H2O(Fe(OH)3 + 3H+ = Fe3+ + 3H2O)
�、贔e(OH)2可以被空氣中的氧氣氧化成Fe(OH)3
4Fe(OH)2+O2+2H2O=4Fe(OH)3(現(xiàn)象：白色沉淀→灰綠色→紅褐色)
�、跢e(OH)3受熱易分解生成Fe2O3：2Fe(OH)3==Fe2O3+3H2O
3、氫氧化鈉NaOH：俗稱燒堿、火堿、苛性鈉，易潮解，有強(qiáng)腐蝕性，具有堿的通性。
高中化學(xué)選修三知識點(diǎn)
原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)
1、電子云：用小黑點(diǎn)的疏密來描述電子在原子核外空間出現(xiàn)的機(jī)會大小所得的圖形叫電子云圖。離核越近，電子出現(xiàn)的機(jī)會大，電子云密度越大;離核越遠(yuǎn)，電子出現(xiàn)的機(jī)會小，電子云密度越小。
2、電子層(能層)：根據(jù)電子的能量差異和主要運(yùn)動區(qū)域的不同，核外電子分別處于不同的電子層.原子由里向外對應(yīng)的電子層符號分別為K、L、M、N、O、P、Q.
3、原子軌道(能級即亞層)：處于同一電子層的原子核外電子，也可以在不同類型的原子軌道上運(yùn)動，分別用s、p、d、f表示不同形狀的軌道，s軌道呈球形、p軌道呈紡錘形，d軌道和f軌道較復(fù)雜.各軌道的伸展方向個數(shù)依次為1、3、5、7。
4、原子核外電子的運(yùn)動特征可以用電子層、原子軌道(亞層)和自旋方向來進(jìn)行描述.在含有多個核外電子的原子中，不存在運(yùn)動狀態(tài)完全相同的兩個電子。
5、原子核外電子排布原理：
(1)能量最低原理:電子先占據(jù)能量低的軌道，再依次進(jìn)入能量高的軌道;
(2)泡利不相容原理:每個軌道最多容納兩個自旋狀態(tài)不同的電子;
(3)洪特規(guī)則:在能量相同的軌道上排布時(shí)，電子盡可能分占不同的軌道，且自旋狀態(tài)相同。
洪特規(guī)則的特例:在等價(jià)軌道的全充滿(p6、d10、f14)、半充滿(p3、d5、f7)、全空時(shí)(p0、d0、f0)的狀態(tài)，具有較低的能量和較大的穩(wěn)定性.如24Cr [Ar]3d54s1、29Cu [Ar]3d104s1
6、根據(jù)構(gòu)造原理，基態(tài)原子核外電子的排布遵循圖⑴箭頭所示的順序。
根據(jù)構(gòu)造原理，可以將各能級按能量的差異分成能級組如圖⑵所示，由下而上表示七個能級組，其能量依次升高;在同一能級組內(nèi)，從左到右能量依次升高�；鶓B(tài)原子核外電子的排布按能量由低到高的順序依次排布。
7、第一電離能：氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去1個電子，轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的能量叫做第一電離能。常用符號I1表示，單位為kJ/mol。
(1)原子核外電子排布的周期性
隨著原子序數(shù)的增加,元素原子的外圍電子排布呈現(xiàn)周期性的變化:每隔一定數(shù)目的元素，元素原子的外圍電子排布重復(fù)出現(xiàn)從ns1到ns2np6的周期性變化.
(2)元素第一電離能的周期性變化
隨著原子序數(shù)的遞增，元素的第一電離能呈周期性變化:
同周期從左到右，第一電離能有逐漸增大的趨勢，稀有氣體的第一電離能最大，堿金屬的第一電離能最小;
同主族從上到下，第一電離能有逐漸減小的趨勢。
說明：
�、偻芷谠�，從左往右第一電離能呈增大趨勢。電子亞層結(jié)構(gòu)為全滿、半滿時(shí)較相鄰元素要大即第 ⅡA 族、第 ⅤA 族元素的第一電離能分別大于同周期相鄰元素。Be、N、Mg、P
②元素第一電離能的運(yùn)用：
a.電離能是原子核外電子分層排布的實(shí)驗(yàn)驗(yàn)證
b.用來比較元素的金屬性的強(qiáng)弱。I1越小，金屬性越強(qiáng)，表征原子失電子能力強(qiáng)弱。
(3)元素電負(fù)性的周期性變化
元素的電負(fù)性：元素的原子在分子中吸引電子對的能力叫做該元素的電負(fù)性。
隨著原子序數(shù)的遞增，元素的電負(fù)性呈周期性變化：同周期從左到右，主族元素電負(fù)性逐漸增大;同一主族從上到下，元素電負(fù)性呈現(xiàn)減小的趨勢。
電負(fù)性的運(yùn)用:
a.確定元素類型(一般>1.8，非金屬元素;<1.8，金屬元素)。
b.確定化學(xué)鍵類型(兩元素電負(fù)性差值>1.7，離子鍵;<1.7，共價(jià)鍵)。
c.判斷元素價(jià)態(tài)正負(fù)(電負(fù)性大的為負(fù)價(jià)，小的為正價(jià))。
d.電負(fù)性是判斷金屬性和非金屬性強(qiáng)弱的重要參數(shù)(表征原子得電子能力強(qiáng)弱)。
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