高中化學知識點詳細總結

2023-05-26 總結

　　在日常的學習中，說到知識點，大家是不是都習慣性的重視？知識點有時候特指教科書上或考試的知識。你知道哪些知識點是真正對我們有幫助的嗎？以下是小編幫大家整理的高中化學知識點詳細總結，僅供參考，大家一起來看看吧。

　　一、原子結構

　　注意：質量數(A)＝質子數(Z)＋中子數(N)

　　原子序數=核電荷數=質子數=原子的核外電子數

　　熟背前20號元素，熟悉1～20號元素原子核外電子的排布：

　　H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca

　　2.原子核外電子的排布規律：

　　①電子總是盡先排布在能量最低的電子層里；

　　②各電子層最多容納的電子數是2n2；

　　③最外層電子數不超過8個（K層為最外層不超過2個），次外層不超過18個，倒數第三層電子數不超過32個。

　　3.元素、核素、同位素

　　元素：具有相同核電荷數的同一類原子的總稱。

　　核素：具有一定數目的質子和一定數目的中子的一種原子。

　　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為同位素。(對于原子來說)

　　二、元素周期表

　　1.編排原則：

　　①按原子序數遞增的順序從左到右排列

　　②將電子層數相同的各元素從左到右排成一橫行。（周期序數＝原子的電子層數）

　　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一縱行。

　　主族序數＝原子最外層電子數

　　2.結構特點：

　　三、元素周期律

　　1.元素周期律：元素的性質（核外電子排布、原子半徑、主要化合價、金屬性、非金屬性）隨著核電荷數的遞增而呈周期性變化的規律。元素性質的周期性變化實質是元素原子核外電子排布的周期性變化的必然結果。

　　2.同周期元素性質遞變規律

第三周期元素		11Na	12Mg	13Al	14Si	15P	16S	17Cl	18Ar
(1)電子排布		電子層數相同，最外層電子數依次增加
(2)原子半徑		原子半徑依次減小							—
(3)主要化合價		＋1	＋2	＋3	＋4 　　－4	＋5 　　－3	＋6 　　－2	＋7 　　－1	—
(4)金屬性、非金屬性		金屬性減弱，非金屬性增加							—
(5)單質與水或酸置換難易		冷水　　劇烈	熱水與　　酸快	與酸反　　應慢	——				—
(6)氫化物的化學式		——			SiH4	PH3	H2S	HCl	—
(7)與H2化合的難易		——			由難到易				—
(8)氫化物的穩定性		——			穩定性增強				—
(9)最高價氧化物的化學式		Na2O	MgO	Al2O3	SiO2	P2O5	SO3	Cl2O7	—
最高價氧化物對應水化物	(10)化學式	NaOH	Mg(OH)2	Al(OH)3	H2SiO3	H3PO4	H2SO4	HClO4	—
	(11)酸堿性	強堿	中強堿	兩性氫　　氧化物	弱酸	中強　　酸	強酸	很強　　的酸	—
	(12)變化規律	堿性減弱，酸性增強							—

　　第ⅠA族堿金屬元素：Li Na K Rb Cs Fr（Fr是金屬性最強的元素，位于周期表左下方）

　　第ⅦA族鹵族元素：F Cl Br I At（F是非金屬性最強的元素，位于周期表右上方）

　　判斷元素金屬性和非金屬性強弱的方法：

　　（1）金屬性強（弱）——①單質與水或酸反應生成氫氣容易（難）；②氫氧化物堿性強（弱）；③相互置換反應（強制弱）Fe＋CuSO4＝FeSO4＋Cu。

　　（2）非金屬性強（弱）——①單質與氫氣易（難）反應；②生成的氫化物穩定（不穩定）；③最高價氧化物的水化物（含氧酸）酸性強（弱）；④相互置換反應（強制弱）2NaBr＋Cl2＝2NaCl＋Br2。

　　同周期比較：

　　金屬性：Na＞Mg＞Al

　　與酸或水反應：從易→難

　　堿性：NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3

　　非金屬性：Si＜P＜S＜Cl

　　單質與氫氣反應：從難→易

　　氫化物穩定性：SiH4＜PH3＜H2S＜HCl

　　酸性(含氧酸)：H2SiO3＜H3PO4＜H2SO4＜HClO4

　　同主族比較：

　　金屬性：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs（堿金屬元素）

　　與酸或水反應：從難→易

　　堿性：LiOH＜NaOH＜KOH＜RbOH＜CsOH

　　非金屬性：F＞Cl＞Br＞I（鹵族元素）

　　單質與氫氣反應：從易→難

　　氫化物穩定：HF＞HCl＞HBr＞HI

　　金屬性：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs

　　還原性(失電子能力)：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs

　　氧化性(得電子能力)：Li＋＞Na＋＞K＋＞Rb＋＞Cs＋

　　非金屬性：F＞Cl＞Br＞I

　　氧化性：F2＞Cl2＞Br2＞I2

　　還原性：F－＜Cl－＜Br－＜I－

　　酸性(無氧酸)：HF＜HCl＜HBr＜HI

　　比較粒子(包括原子、離子)半徑的方法：

　　（1）先比較電子層數，電子層數多的半徑大。

　　（2）電子層數相同時，再比較核電荷數，核電荷數多的半徑反而小。

　　四、化學鍵

　　化學鍵是相鄰兩個或多個原子間強烈的相互作用。

　　1.離子鍵與共價鍵的比較

鍵型	離子鍵	共價鍵
概念	陰陽離子結合成化合物的靜電作用叫離子鍵	原子之間通過共用電子對所形成的相互作用叫做共價鍵
成鍵方式	通過得失電子達到穩定結構	通過形成共用電子對達到穩定結構
成鍵粒子	陰、陽離子	原子
成鍵元素	活潑金屬與活潑非金屬元素之間（特殊：NH4Cl、NH4NO3等銨鹽只由非金屬元素組成，但含有離子鍵）	非金屬元素之間

　　離子化合物：由離子鍵構成的化合物叫做離子化合物。（一定有離子鍵，可能有共價鍵）

　　共價化合物：原子間通過共用電子對形成分子的化合物叫做共價化合物。（只有共價鍵）

　　2.電子式：

　　用電子式表示離子鍵形成的物質的結構與表示共價鍵形成的物質的結構的不同點：

　　（1）電荷：用電子式表示離子鍵形成的物質的結構需標出陽離子和陰離子的電荷；而表示共價鍵形成的物質的結構不能標電荷。

　　（2）[ ]（方括號）：離子鍵形成的物質中的陰離子需用方括號括起來，而共價鍵形成的物質中不能用方括號。

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