高中化学必备的知识点总结归纳

　　高中化学学习的过程是由一系列阶段组成的，也是一个知识的积累过程。化学成绩不好的学生要注意打好自己的知识基础，先将最基本的知识巩固好。下面是百分网小编为大家整理的高中化学重要的知识点，希望对大家有用!

高中化学必备的知识点总结归纳

　　高中化学考点知识点

　　一、化学平衡常数

　　(一)定义：在一定温度下，当一个反应达到化学平衡时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数比值。符号：K

　　(二)使用化学平衡常数K应注意的问题：

　　1、表达式中各物质的浓度是变化的浓度，不是起始浓度也不是物质的量。

　　2、K只与温度(T)有关，与反应物或生成物的浓度无关。

　　3、反应物或生产物中有固体或纯液体存在时，由于其浓度是固定不变的，可以看做是“1”而不代入公式。

　　4、稀溶液中进行的反应，如有水参加，水的浓度不必写在平衡关系式中。

　　(三)化学平衡常数K的应用：

　　1、化学平衡常数值的大小是可逆反应进行程度的标志。K值越大，说明平衡时生成物的浓度越大，它的正向反应进行的程度越大，即该反应进行得越完全，反应物转化率越高。反之，则相反。一般地，K>105时，该反应就进行得基本完全了。

　　2、可以利用K值做标准，判断正在进行的可逆反应是否平衡及不平衡时向何方进行建立平衡。(Q：浓度积)

　　Q〈K:反应向正反应方向进行;

　　Q=K:反应处于平衡状态 ;

　　Q〉K:反应向逆反应方向进行

　　3、利用K值可判断反应的热效应

　　若温度升高，K值增大，则正反应为吸热反应

　　若温度升高，K值减小，则正反应为放热反应

　　二、等效平衡

　　1、概念：在一定条件下(定温、定容或定温、定压)，只是起始加入情况不同的同一可逆反应达到平衡后，任何相同组分的百分含量均相同，这样的化学平衡互称为等效平衡。

　　2、分类

　　(1)定温，定容条件下的等效平衡

　　第一类：对于反应前后气体分子数改变的可逆反应：必须要保证化学计量数之比与原来相同;同时必须保证平衡式左右两边同一边的物质的量与原来相同。

　　第二类：对于反应前后气体分子数不变的可逆反应：只要反应物的物质的量的比例与原来相同即可视为二者等效。

　　(2)定温，定压的等效平衡

　　只要保证可逆反应化学计量数之比相同即可视为等效平衡。

　　三、化学反应进行的方向

　　1、反应熵变与反应方向：

　　(1)熵:物质的一个状态函数，用来描述体系的混乱度，符号为S. 单位：J•mol-1•K-1

　　(2)体系趋向于有序转变为无序，导致体系的熵增加，这叫做熵增加原理，也是反应方向判断的依据。

　　(3)同一物质，在气态时熵值最大，液态时次之，固态时最小。即

　　S(g)〉S(l)〉S(s)

　　2、反应方向判断依据

　　在温度、压强一定的条件下，化学反应的判读依据为：

　　ΔH-TΔS〈0 反应能自发进行

　　ΔH-TΔS=0 反应达到平衡状态

　　ΔH-TΔS〉0 反应不能自发进行

　　注意：

　　(1)ΔH为负，ΔS为正时，任何温度反应都能自发进行

　　(2)ΔH为正，ΔS为负时，任何温度反应都不能自发进行

　　高中化学选修三基础知识

　　1、电子云：用小黑点的疏密来描述电子在原子核外空间出现的机会大小所得的图形叫电子云图。离核越近，电子出现的机会大，电子云密度越大;离核越远，电子出现的机会小，电子云密度越小。

　　2、电子层(能层)：根据电子的能量差异和主要运动区域的不同，核外电子分别处于不同的电子层.原子由里向外对应的电子层符号分别为K、L、M、N、O、P、Q.

　　3、原子轨道(能级即亚层)：处于同一电子层的原子核外电子，也可以在不同类型的原子轨道上运动，分别用s、p、d、f表示不同形状的轨道，s轨道呈球形、p轨道呈纺锤形，d轨道和f轨道较复杂.各轨道的伸展方向个数依次为1、3、5、7。

　　4、原子核外电子的.运动特征可以用电子层、原子轨道(亚层)和自旋方向来进行描述.在含有多个核外电子的原子中，不存在运动状态完全相同的两个电子。

　　5、原子核外电子排布原理：

　　(1)能量最低原理:电子先占据能量低的轨道，再依次进入能量高的轨道;

　　(2)泡利不相容原理:每个轨道最多容纳两个自旋状态不同的电子;

　　(3)洪特规则:在能量相同的轨道上排布时，电子尽可能分占不同的轨道，且自旋状态相同。

　　洪特规则的特例:在等价轨道的全充满(p6、d10、f14)、半充满(p3、d5、f7)、全空时(p0、d0、f0)的状态，具有较低的能量和较大的稳定性.如24Cr [Ar]3d54s1、29Cu [Ar]3d104s1

　　6、根据构造原理，基态原子核外电子的排布遵循图⑴箭头所示的顺序。

　　根据构造原理，可以将各能级按能量的差异分成能级组如图⑵所示，由下而上表示七个能级组，其能量依次升高;在同一能级组内，从左到右能量依次升高。基态原子核外电子的排布按能量由低到高的顺序依次排布。

　　7、第一电离能：气态电中性基态原子失去1个电子，转化为气态基态正离子所需要的能量叫做第一电离能。常用符号I1表示，单位为kJ/mol。

　　(1)原子核外电子排布的周期性

　　随着原子序数的增加,元素原子的外围电子排布呈现周期性的变化:每隔一定数目的元素，元素原子的外围电子排布重复出现从ns1到ns2np6的周期性变化.

　　(2)元素第一电离能的周期性变化

　　随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈周期性变化:

　　同周期从左到右，第一电离能有逐渐增大的趋势，稀有气体的第一电离能最大，碱金属的第一电离能最小;

　　同主族从上到下，第一电离能有逐渐减小的趋势。

　　说明：

　　①同周期元素，从左往右第一电离能呈增大趋势。电子亚层结构为全满、半满时较相邻元素要大即第 ⅡA 族、第 ⅤA 族元素的第一电离能分别大于同周期相邻元素。Be、N、Mg、P

　　②元素第一电离能的运用：

　　a.电离能是原子核外电子分层排布的实验验证

　　b.用来比较元素的金属性的强弱。I1越小，金属性越强，表征原子失电子能力强弱。

　　(3)元素电负性的周期性变化

　　元素的电负性：元素的原子在分子中吸引电子对的能力叫做该元素的电负性。

　　随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化：同周期从左到右，主族元素电负性逐渐增大;同一主族从上到下，元素电负性呈现减小的趋势。

　　电负性的运用:

　　a.确定元素类型(一般>1.8，非金属元素;<1.8，金属元素)。

　　b.确定化学键类型(两元素电负性差值>1.7，离子键;<1.7，共价键)。

　　c.判断元素价态正负(电负性大的为负价，小的为正价)。

　　d.电负性是判断金属性和非金属性强弱的重要参数(表征原子得电子能力强弱)。

　　8、化学键：相邻原子之间强烈的相互作用。化学键包括离子键、共价键和金属键。

　　高中化学必背知识

　　一、水溶液

　　1、水的电离

　　H2O⇌H++OH-

　　水的离子积常数KW=[H+][OH-]，25℃时，KW=1.0×10-14mol2·L-2。温度升高，有利于水的电离， KW增大。

　　2、溶液的酸碱度

　　室温下，中性溶液：[H+]=[OH-]=1.0×10-7mol·L-1，pH=7

　　酸性溶液：[H+]>[OH-]，[ H+]>1.0×10-7mol·L-1，pH<7

　　碱性溶液：[H+]<[OH-]，[OH-]>1.0×10-7mol·L-1，pH>7

　　3、电解质在水溶液中的存在形态

　　(1)强电解质

　　强电解质是在稀的水溶液中完全电离的电解质，强电解质在溶液中以离子形式存在，主要包括强酸、强碱和绝大多数盐，书写电离方程式时用“=”表示。

　　(2)弱电解质

　　在水溶液中部分电离的电解质，在水溶液中主要以分子形态存在，少部分以离子形态存在，存在电离平衡，主要包括弱酸、弱碱、水及极少数盐，书写电离方程式时用“⇌”表示。

　　二、弱电解质的电离及盐类水解

　　1、弱电解质的电离平衡。

　　(1)电离平衡常数

　　在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离形成的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的分子浓度之比为一常数，叫电离平衡常数。

　　弱酸的电离平衡常数越大，达到电离平衡时，电离出的H+越多。多元弱酸分步电离，且每步电离都有各自的电离平衡常数，以第一步电离为主。

　　(2)影响电离平衡的因素，以CH3COOH⇌CH3COO-+H+为例。

　　加水、加冰醋酸，加碱、升温，使CH3COOH的电离平衡正向移动，加入CH3COONa固体，加入浓盐酸，降温使CH3COOH电离平衡逆向移动。

　　2、盐类水解

　　(1)水解实质

　　盐溶于水后电离出的离子与水电离的H+或OH-结合生成弱酸或弱碱，从而打破水的电离平衡，使水继续电离，称为盐类水解。

　　(2)水解类型及规律

　　①强酸弱碱盐水解显酸性。

　　NH4Cl+H2O⇌NH3·H2O+HCl

　　②强碱弱酸盐水解显碱性。

　　CH3COONa+H2O⇌CH3COOH+NaOH

　　③强酸强碱盐不水解。

　　④弱酸弱碱盐双水解。

　　Al2S3+6H2O=2Al(OH)3↓+3H2S↑

　　(3)水解平衡的移动

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