高考備考高中化學必背知識點歸納

　　在我們平凡無奇的學生時代，是不是經常追著老師要知識點？知識點也不一定都是文字，數學的知識點除了定義，同樣重要的公式也可以理解為知識點。為了幫助大家更高效的學習，下面是小編為大家收集的高考備考高中化學必背知識點歸納，希望對大家有所幫助。

　　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!

　　高考專題知識點

　　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

　　化學高考備考知識點

　　1、物質之間可以發生各種各樣的化學變化，依據一定的標準可以對化學變化進行分類。

　　(1)根據反應物和生成物的類別以及反應前后物質種類的多少可以分為：

　　A、化合反應(A+B=AB)

　　B、分解反應(AB=A+B)

　　C、置換反應(A+BC=AC+B)

　　D、復分解反應(AB+CD=AD+CB)

　　(2)根據反應中是否有離子參加可將反應分為：

　　A、離子反應：有離子參加的一類反應。主要包括復分解反應和有離子參加的氧化還原反應。

　　B、分子反應(非離子反應)

　　(3)根據反應中是否有電子轉移可將反應分為：

　　A、氧化還原反應：反應中有電子轉移(得失或偏移)的反應

　　實質：有電子轉移(得失或偏移)

　　特征：反應前后元素的化合價有變化

　　B、非氧化還原反應

　　2、離子反應

　　(1)、電解質：在水溶液中或熔化狀態下能導電的化合物，叫電解質。酸、堿、鹽都是電解質。在水溶液中或熔化狀態下都不能導電的化合物，叫非電解質。

　　注意：

　　①電解質、非電解質都是化合物，不同之處是在水溶液中或融化狀態下能否導電。

　�、陔娊赓|的導電是有條件的：電解質必須在水溶液中或熔化狀態下才能導電。

　　③能導電的物質并不全部是電解質：如銅、鋁、石墨等。

　　④非金屬氧化物(SO2、SO3、CO2)、大部分的有機物為非電解質。

　　(2)、離子方程式：用實際參加反應的離子符號來表示反應的式子。它不僅表示一個具體的化學反應，而且表示同一類型的離子反應。

　　復分解反應這類離子反應發生的條件是：生成沉淀、氣體或水。書寫方法：

　　寫：寫出反應的化學方程式

　　拆：把易溶于水、易電離的物質拆寫成離子形式

　　刪：將不參加反應的離子從方程式兩端刪去

　　查：查方程式兩端原子個數和電荷數是否相等

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