高中化學(xué)基本知識點歸納小結(jié)

高中化學(xué)基本知識點歸納小結(jié)高中化學(xué)基礎(chǔ)知識點

化學(xué)反應(yīng)的速率和限度

1、化學(xué)反應(yīng)的速率

(1)概念：化學(xué)反應(yīng)速率通常用單位時間內(nèi)反應(yīng)物濃度的減少量或生成物濃度的增加量(均取正值)來表示。

計算公式：

①單位：mol/(L·s)或mol/(L·min)

②B為溶液或氣體，若B為固體或純液體不計算速率。

③以上所表示的是平均速率，而不是瞬時速率。

④重要規(guī)律：

速率比=方程式系數(shù)比

變化量比=方程式系數(shù)比

(2)影響化學(xué)反應(yīng)速率的因素：

內(nèi)因：由參加反應(yīng)的物質(zhì)的結(jié)構(gòu)和性質(zhì)決定的(主要因素)。

外因：①溫度：升高溫度，增大速率

②催化劑：一般加快反應(yīng)速率(正催化劑)

③濃度：增加C反應(yīng)物的濃度，增大速率(溶液或氣體才有濃度可言)

④壓強：增大壓強，增大速率(適用于有氣體參加的反應(yīng))

⑤其它因素：如光(射線)、固體的表面積(顆粒大小)、反應(yīng)物的狀態(tài)(溶劑)、原電池等也會改變化學(xué)反應(yīng)速率。

2、化學(xué)反應(yīng)的限度--化學(xué)平衡

(1)在一定條件下，當(dāng)一個可逆反應(yīng)進行到正向反應(yīng)速率與逆向反應(yīng)速率相等時，反應(yīng)物和生成物的濃度不再改變，達到表面上靜止的一種"平衡狀態(tài)'，這就是這個反應(yīng)所能達到的限度，即化學(xué)平衡狀態(tài)。

化學(xué)平衡的移動受到溫度、反應(yīng)物濃度、壓強等因素的影響。催化劑只改變化學(xué)反應(yīng)速率，對化學(xué)平衡無影響。

在相同的條件下同時向正、逆兩個反應(yīng)方向進行的反應(yīng)叫做可逆反應(yīng)。通常把由反應(yīng)物向生成物進行的反應(yīng)叫做正反應(yīng)。而由生成物向反應(yīng)物進行的反應(yīng)叫做逆反應(yīng)。

在任何可逆反應(yīng)中，正方應(yīng)進行的同時，逆反應(yīng)也在進行。可逆反應(yīng)不能進行到底，即是說可逆反應(yīng)無論進行到何種程度，任何物質(zhì)(反應(yīng)物和生成物)的物質(zhì)的量都不可能為0。

(2)化學(xué)平衡狀態(tài)的特征：逆、動、等、定、變。

①逆：化學(xué)平衡研究的對象是可逆反應(yīng)。

②動：動態(tài)平衡，達到平衡狀態(tài)時，正逆反應(yīng)仍在不斷進行。

③等：達到平衡狀態(tài)時，正方應(yīng)速率和逆反應(yīng)速率相等，但不等于0。即v正=v逆≠0。

④定：達到平衡狀態(tài)時，各組分的濃度保持不變，各組成成分的含量保持一定。

⑤變：當(dāng)條件變化時，原平衡被破壞，在新的條件下會重新建立新的平衡。

(3)判斷化學(xué)平衡狀態(tài)的標(biāo)志：

①VA(正方向)=VA(逆方向)或nA(消耗)=nA(生成)(不同方向同一物質(zhì)比較)

②各組分濃度保持不變或百分含量不變

③借助顏色不變判斷(有一種物質(zhì)是有顏色的)

④總物質(zhì)的量或總體積或總壓強或平均相對分子質(zhì)量不變(前提：反應(yīng)前后氣體的總物質(zhì)的量不相等的反應(yīng)適用，即如對于反應(yīng))

高中化學(xué)考點知識點

原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)

1、電子云：用小黑點的疏密來描述電子在原子核外空間出現(xiàn)的機會大小所得的圖形叫電子云圖。離核越近，電子出現(xiàn)的機會大，電子云密度越大;離核越遠，電子出現(xiàn)的機會小，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、原子核外電子的運動特征可以用電子層、原子軌道(亞層)和自旋方向來進行描述.在含有多個核外電子的原子中，不存在運動狀態(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，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:在等價軌道的全充滿(p6、d10、f14)、半充滿(p3、d5、f7)、全空時(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：

①同周期元素，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用：

a.電離能是原子核外電子分層排布的實驗驗證

b.用來比較元素的金屬性的強弱。I1越小，金屬性越強，表征原子失電子能力強弱。

(3)元素電負性的周期性變化

元素的電負性：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性。

隨著原子序數(shù)的遞增，元素的電負性呈周期性變化：同周期從左到右，主族元素電負性逐漸增大;同一主族從上到下，元素電負性呈現(xiàn)減小的趨勢。

電負性的運用:

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(兩元素電負性差值＞1.7，離子鍵;＜1.7，共價鍵)。

c.判斷元素價態(tài)正負(電負性大的為負價，小的為正價)。

d.電負性是判斷金屬性和非金屬性強弱的重要參數(shù)(表征原子得電子能力強弱)。

8、化學(xué)鍵：相鄰原子之間強烈的相互作用?；瘜W(xué)鍵包括離子鍵、共價鍵和金屬鍵。

高考化學(xué)必背知識點

概念、理論

1.摩爾是物質(zhì)的量的單位

2.摩爾質(zhì)量的單位g/mol或g.mol3.22.4mol/L的使用條件：①標(biāo)準狀況下(0℃101KPa);②氣體。注：水在標(biāo)準狀況下為液體。

4.n=m/M;n=V/22.4;n=cmol/L·V(aq)L

5.c(濃溶液)·V(濃溶液)=c(稀溶液)·V(稀溶液)

6.配制一定物質(zhì)的量濃度溶液必需的儀器：XXmL容量瓶、燒杯、玻璃棒、膠頭滴管。

7.常見的電解質(zhì)有：酸、堿、鹽等，其在水溶液中能發(fā)生電離。

8.電離方程式如H2SO4=2H++SO42-、Ba(OH)2=Ba2++2OH-、Na2CO3=2Na++CO39.在離子反應(yīng)中可以拆開的物質(zhì)：強酸(HCl、H2SO4、HNO3)、強堿[KOH、NaOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2]、可溶性鹽(鉀鹽、鈉鹽、銨鹽、硝酸鹽、除AgCl外的氯化物，除BaSO4外的硫酸鹽。

10.離子方程式典型錯誤：

1)電荷、原子不守恒，如：Fe+Fe3+=2Fe2+、

2)拆分錯誤，

如：碳酸鈣與稀鹽酸反應(yīng)不能寫成：CO32-+2H+=CO2↑+H2O，應(yīng)寫成：CaCO3+2H+=Ca2++CO2↑+H2O

3)化學(xué)原理錯誤，

如：Fe和HCl反應(yīng)不能寫成2Fe+6H+=2Fe3++3H2↑，應(yīng)寫成Fe+2H+=Fe2++H2↑;

H2SO4與Ba(OH)2溶液反應(yīng)不能寫成H++OH-+SO42-+Ba2+=BaSO4↓+H2O，

應(yīng)寫成2H++2