人教版高中化學知識要點歸納
進入高中以后，不少同學有一種感覺，就是化學總感到有些雜亂，要求記憶的東西比較多，需要計算的知識卻很少,更像是一門文科科目。下面是百分網小編為大家整理的高中化學知識要點，希望對大家有用!
高中化學必背知識
原子結構與性質
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的機會大小所得的圖形叫電子云圖。離核越近，電子出現的機會大，電子云密度越大;離核越遠，電子出現的機會小，電子云密度越小。
2、電子層(能層)：根據電子的能量差異和主要運動區域的不同，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軌道較復雜.各軌道的伸展方向個數依次為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不同的電子;
(3)洪特規則:在能量相同的軌道上排布時，電子盡可能分占不同的軌道，且自旋狀態相同。
洪特規則的特例: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，具有較低的能量和較大的穩定性.如24Cr [Ar]3d54s1、29Cu [Ar]3d104s1
6、根據構造原理，基態原子核外電子的排布遵循圖⑴箭頭所示的順序。
根據構造原理，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，從左到右能量依次升高。基態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：氣態電中性基態原子失去1個電子，轉化為氣態基態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
隨著原子序數的增加,元素原子的外圍電子排布呈現周期性的變化:每隔一定數目的元素，元素原子的外圍電子排布重復出現從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：
�、偻芷谠兀瑥淖笸业谝浑婋x能呈增大趨勢。電子亞層結構為全滿、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
�、谠氐谝浑婋x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(表征原子得電子能力強弱)。
高中化學知識重點
有機物
1.常見的有機物有：甲烷、乙烯、苯、乙醇、乙酸、糖類、油脂、蛋白質等。
2.與氫氣加成的：苯環結構(1：3)、碳碳雙鍵、碳碳叁鍵 、醛基。酸、酯中的碳氧雙鍵不與氫氣加成。
3.能與NaOH反應的：—COOH、-X。
4.能與NaHCO3反應的：—COOH
5.能與Na反應的：—COOH、 —OH
6.能發生加聚反應的物質：烯烴、二烯烴、乙炔、苯乙烯、烯烴和二烯烴的衍生物。
7.能發生銀鏡反應的物質：凡是分子中有醛基(—CHO)的物質均能發生銀鏡反應。
(1)所有的醛(R—CHO);
(2)甲酸、甲酸鹽、甲酸某酯;
注：能和新制Cu(OH)2反應的——除以上物質外，還有酸性較強的酸(如甲酸、乙酸、丙酸、鹽酸、硫酸、氫氟酸等)，發生中和反應。
8.能與溴水反應而使溴水褪色或變色的物質
(1)無機
�、�-2價硫(H2S及硫化物);②+4價硫(SO2、H2SO3及亞硫酸鹽);
③+2價鐵：
6FeSO4+3Br2=2Fe2(SO4)3+2FeBr36FeCl2+3Br2=4FeCl3+2FeBr3變色2FeI2+3Br2=2FeBr3+2I2④Zn、Mg等單質如Mg+Br=MgBr(此外，其中亦有Mg與H+、Mg與HBrO的反應)⑥NaOH等強堿：Br2+2OH-=Br-+BrO-+H2O⑦AgNO3
(2)有機
①不飽和烴(烯烴、炔烴、二烯烴、苯乙烯等);
②不飽和烴的衍生物(烯醇、烯醛、油酸、油酸鹽、油酸某酯、油等)
�、凼彤a品(裂化氣、裂解氣、裂化汽油等);
�、鼙椒蛹捌渫滴�(因為能與溴水取代而生成三溴酚類沉淀)
�、莺┗幕衔�
9.最簡式相同的有機物
�、貱H：C2H2和C6H6
�、贑H2：烯烴和環烷烴
�、跜H2O：甲醛、乙酸、甲酸甲酯、葡萄糖
�、蹸nH2nO：飽和一元醛(或飽和一元酮)與二倍于其碳原子數和飽和一元羧酸或酯;舉一例：乙醛(C2H4O)與丁酸及其異構體(C4H8O2)最簡式相同的有機物，不論以何種比例混合，只要混和物總質量一定，完全燃燒生成的CO2、H2O及耗O2的量是不變的。恒等于單一成分該質量時產生的CO2、H2O和耗O2量。
10.n+1個碳原子的一元醇與n個碳原子的一元酸相對分子量相同。
高中化學常考知識點
1、共價鍵的分類和判斷：σ鍵(“頭碰頭”重疊)和π鍵(“肩碰肩”重疊)、極性鍵和非極性鍵，還有一類特殊的共價鍵-配位鍵。
共價鍵三參數：
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概念 |
對分子的影響 |
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鍵能 |
拆開1mol共價鍵所吸收的能量（單位：kJ/mol） |
鍵能越大，鍵越牢固，分子越穩定 |
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鍵長 |
成鍵的兩個原子核間的平均距離（單位：10-10米） |
鍵越短，鍵能越大，鍵越牢固，分子越穩定 |
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鍵角 |
分子中相鄰鍵之間的夾角(單位：度） |
鍵角決定了分子的空間構型 |
共價鍵的鍵能與化學反應熱的關系:反應熱=所有反應物鍵能總和-所有生成物鍵能總和
2、共價鍵:原子間通過共用電子對形成的化學鍵
3、鍵的極性：
極性鍵：不同種原子之間形成的共價鍵，成鍵原子吸引電子的能力不同，共用電子對發生偏移
非極性鍵：同種原子之間形成的共價鍵，成鍵原子吸引電子的能力相同，共用電子對不發生偏移
4、分子的極性：
(1)極性分子：正電荷中心和負電荷中心不相重合的分子
(2)非極性分子：正電荷中心和負電荷中心相重合的分子
分子極性的判斷：分子的極性由共價鍵的極性及分子的空間構型兩個方面共同決定
非極性分子和極性分子的比較：
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非極性分子 |
極性分子 |
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形成原因 |
整個分子的電荷分布均勻，對稱 |
整個分子的電荷分布不均勻、不對稱 |
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存在的共價鍵 |
非極性鍵或極性鍵 |
極性鍵 |
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分子內原子排列 |
對稱 |
不對稱 |
5、分子的空間立體結構
常見分子的類型與形狀比較：
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分子類型 |
分子形狀 |
鍵角 |
鍵的極性 |
分子極性 |
代表物 |
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A |
球形 |
非極性 |
He、Ne |
||
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A2 |
直線形 |
非極性 |
非極性 |
H2、O2 |
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AB |
直線形 |
極性 |
極性 |
HCl、NO |
|
|
ABA |
直線形 |
180° |
極性 |
非極性 |
CO2、CS2 |
|
ABA |
V形 |
≠180° |
極性 |
極性 |
H2O、SO2 |
|
A4 |
正四面體形 |
60° |
非極性 |
非極性 |
P4 |
|
AB3 |
平面三角形 |
120° |
極性 |
非極性 |
BF3、SO3 |
|
AB3 |
三角錐形 |
≠120° |
極性 |
極性 |
NH3、NCl3 |
|
AB4 |
正四面體形 |
109°28′ |
極性 |
非極性 |
CH4、CCl4 |
|
AB3C |
四面體形 |
≠109°28′ |
極性 |
極性 |
CH3Cl、CHCl3 |
|
AB2C2 |
四面體形 |
≠109°28′ |
極性 |
極性 |
CH2Cl2 |
|
直 線 |
三角形 |
V形 |
四面體 |
三角錐 |
V形 H2O |
6、原子晶體：所有原子間通過共價鍵結合成的晶體或相鄰原子間以共價鍵相結合而形成空間立體網狀結構的晶體
7、典型的原子晶體有金剛石(C)、晶體硅(Si)、二氧化硅(SiO2)
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