高中化学必备的基本知识归纳

　　有不少学生埋怨高中的化学难学，考试成绩都是不理想。想要学好，首先就要将基础打好，把最基本的知识点先巩固好。下面是百分网小编为大家整理的高中化学重点知识，希望对大家有用!

高中化学必备的基本知识归纳

　　高中化学理论知识

　　一、物质结构理论

　　1.用原子半径、元素化合价周期性变化比较不同元素原子或离子半径大小

　　2.用同周期、同主族元素金属性和非金属性递变规律判断具体物质的酸碱性强弱或气态氢化物的稳定性或对应离子的氧化性和还原性的强弱。

　　3.运用周期表中元素“位--构--性”间的关系推导元素。

　　4.应用元素周期律、两性氧化物、两性氢氧化物进行相关计算或综合运用，对元素推断的框图题要给予足够的重视。

　　5.晶体结构理论

　　⑴晶体的空间结构：对代表物质的晶体结构要仔细分析、理解。在高中阶段所涉及的晶体结构就源于课本的就几种，高考在出题时，以此为蓝本，考查与这些晶体结构相似的没有学过的其它晶体的结构。

　　⑵晶体结构对其性质的影响：物质的熔、沸点高低规律比较。

　　⑶晶体类型的判断及晶胞计算。

　　二、化学反应速率和化学平衡理论

　　化学反应速率和化学平衡是中学化学重要基本理论，也是化工生产技术的重要理论基础，是高考的热点和难点。考查主要集中在：掌握反应速率的表示方法和计算，理解外界条件(浓度、压强、温度、催化剂等)对反应速率的影响。考点主要集中在同一反应用不同物质表示的速率关系，外界条件对反应速率的影响等。化学平衡的标志和建立途径，外界条件对化学平衡的影响。运用平衡移动原理判断平衡移动方向，及各物质的物理量的变化与物态的关系,等效平衡等。

　　1.可逆反应达到化学平衡状态的标志及化学平衡的移动

　　主要包括：可逆反应达到平衡时的特征，条件改变时平衡移动知识以及移动过程中某些物理量的变化情况，勒夏特列原理的应用。

　　三、电解质理论

　　电解质理论重点考查弱电解质电离平衡的建立，电离方程式的书写，外界条件对电离平衡的影响，酸碱中和反应中有关弱电解质参与的计算和酸碱中和滴定实验原理，水的离子积常数及溶液中水电离的氢离子浓度的有关计算和pH的计算，溶液酸碱性的判断，不同电解质溶液中水的电离程度大小的比较，盐类的水解原理及应用，离子共存、离子浓度大小比较，电解质理论与生物学科之间的渗透等。重要知识点有：

　　1.弱电解质的电离平衡及影响因素，水的电离和溶液的pH及计算。

　　2.盐类的水解及其应用，特别是离子浓度大小比较、离子共存问题。

　　四、电化学理论

　　电化学理论包括原电池理论和电解理论。原电池理论的主要内容：判断某装置是否是原电池并判断原电池的正负极、书写电极反应式及总反应式;原电池工作时电解质溶液及两极区溶液的pH的变化以及电池工作时溶液中离子的运动方向;新型化学电源的工作原理。特别注意的.是高考关注的日常生活、新技术内容有很多与原电池相关，还要注意这部分内容的命题往往与化学实验、元素与化合物知识、氧化还原知识伴随在一起。同时原电池与生物、物理知识相互渗透如生物电、废旧电池的危害、化学能与电能的转化、电池效率等都是理综命题的热点之一。电解原理包括判断电解池、电解池的阴阳极及两极工作时的电极反应式;判断电解池工作中和工作后溶液和两极区溶液的pH变化;电解原理的应用及电解的有关计算。命题特点与化学其它内容综合，电解原理与物理知识联系紧密，学科间综合问题。

　　高中化学必修一知识

　　一、硅及其化合物 Si

　　硅元素在地壳中的含量排第二，在自然界中没有游离态的硅，只有以化合态存在的硅，常见的是二氧化硅、硅酸盐等。

　　硅的原子结构示意图为，硅元素位于元素周期表第三周期第ⅣA族，硅原子最外层有4个电子，既不易失去电子又不易得到电子，主要形成四价的化合物。

　　1、单质硅(Si)：

　　(1)物理性质：有金属光泽的灰黑色固体，熔点高，硬度大。

　　(2)化学性质：

　　①常温下化学性质不活泼，只能跟F2、HF和NaOH溶液反应。

　　Si+2F2=SiF4

　　Si+4HF=SiF4↑+2H2↑

　　Si+2NaOH+H2O=Na2SiO3+2H2↑

　　②在高温条件下，单质硅能与O2和Cl2等非金属单质反应。

　　(3)用途：太阳能电池、计算机芯片以及半导体材料等。

　　(4)硅的制备：工业上，用C在高温下还原SiO2可制得粗硅。

　　SiO2+2C=Si(粗)+2CO↑

　　Si(粗)+2Cl2=SiCl4

　　SiCl4+2H2=Si(纯)+4HCl

　　2、二氧化硅(SiO2)：

　　(1)SiO2的空间结构：立体网状结构，SiO2直接由原子构成，不存在单个SiO2分子。

　　(2)物理性质：熔点高，硬度大，不溶于水。

　　(3)化学性质：SiO2常温下化学性质很不活泼，不与水、酸反应(氢氟酸除外)，能与强碱溶液、氢氟酸反应，高温条件下可以与碱性氧化物反应：

　　①与强碱反应：SiO2+2NaOH=Na2SiO3+H2O(生成的硅酸钠具有粘性，所以不能用带磨口玻璃塞试剂瓶存放NaOH溶液和Na2SiO3溶液，避免Na2SiO3将瓶塞和试剂瓶粘住，打不开，应用橡皮塞)。

　　②与氢氟酸反应[SiO2的特性]：SiO2+4HF=SiF4↑+2H2O(利用此反应，氢氟酸能雕刻玻璃;氢氟酸不能用玻璃试剂瓶存放，应用塑料瓶)。

　　③高温下与碱性氧化物反应：SiO2+CaOCaSiO3

　　(4)用途：光导纤维、玛瑙饰物、石英坩埚、水晶镜片、石英钟、仪器轴承、玻璃和建筑材料等。

　　3、硅酸(H2SiO3)：

　　(1)物理性质：不溶于水的白色胶状物，能形成硅胶，吸附水分能力强。

　　(2)化学性质：H2SiO3是一种弱酸，酸性比碳酸还要弱，其酸酐为SiO2，但SiO2不溶于水，故不能直接由SiO2溶于水制得，而用可溶性硅酸盐与酸反应制取：(强酸制弱酸原理)

　　Na2SiO3+2HCl=2NaCl+H2SiO3↓

　　Na2SiO3+CO2+H2O=H2SiO3↓+Na2CO3(此方程式证明酸性：H2SiO3

　　(3)用途：硅胶作干燥剂、催化剂的载体。

　　4、硅酸盐

　　硅酸盐：硅酸盐是由硅、氧、金属元素组成的化合物的总称。硅酸盐种类很多，大多数难溶于水，最常见的可溶性硅酸盐是Na2SiO3，Na2SiO3的水溶液俗称水玻璃，又称泡花碱，是一种无色粘稠的液体，可以作黏胶剂和木材防火剂。硅酸钠水溶液久置在空气中容易变质：

　　Na2SiO3+CO2+H2O=Na2CO3+H2SiO3↓(有白色沉淀生成)

　　传统硅酸盐工业三大产品有：玻璃、陶瓷、水泥。

　　硅酸盐由于组成比较复杂，常用氧化物的形式表示：活泼金属氧化物→较活泼金属氧化物→二氧化硅→水。氧化物前系数配置原则：除氧元素外，其他元素按配置前后原子个数守恒原则配置系数。

　　硅酸钠：Na2SiO3 Na2O·SiO2

　　硅酸钙：CaSiO3 CaO·SiO2

　　高岭石：Al2(Si2O5)(OH)4 Al2O3·2SiO2·2H2O

　　正长石：KAlSiO3不能写成 K2O· Al2O3·3SiO2，应写成K2O·Al2O3·6SiO2

　　高中选修三化学知识

　　1、金属键的强弱和金属晶体熔沸点的变化规律:阳离子所带电荷越多、半径越小，金属键越强，熔沸点越高，如熔点：NaNa>K>Rb>Cs。金属键的强弱可以用金属的原子

　　2、简单配合物的成键情况(配合物的空间构型和中心原子的杂化类型不作要求)

概念

表示

条件

共用电子对由一个原子单方向提供给另一原子共用所形成的共价键。

A：电子对给予体

B：电子对接受体

其中一个原子必须提供孤对电子，另一原子必须能接受孤对电子的轨道。

　　(1)配位键：一个原子提供一对电子与另一个接受电子的原子形成的共价键，即成键的两个原子一方提供孤对电子，一方提供空轨道而形成的共价键。

　　(2)①配合物：由提供孤电子对的配位体与接受孤电子对的中心原子(或离子)以配位键形成的化合物称配合物,又称络合物

　　②形成条件：

　　a.中心原子(或离子)必须存在空轨道

　　b.配位体具有提供孤电子对的原子

　　③配合物的组成

　　④配合物的性质：配合物具有一定的稳定性。配合物中配位键越强，配合物越稳定。当作为中心原子的金属离子相同时，配合物的稳定性与配体的性质有关。

　　3、分子间作用力：把分子聚集在一起的作用力。分子间作用力是一种静电作用，比化学键弱得多，包括范德华力和氢键。

　　范德华力一般没有饱和性和方向性，而氢键则有饱和性和方向性。

　　4、分子晶体:分子间以分子间作用力(范德华力、氢键)相结合的晶体.典型的有冰、干冰。

　　5、分子间作用力强弱和分子晶体熔沸点大小的判断：组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越大，克服分子间引力使物质熔化和气化就需要更多的能量，熔、沸点越高，但存在氢键时分子晶体的熔沸点往往反常地高。

　　6、NH3、H2O、HF中由于存在氢键，使得它们的沸点比同族其它元素氢化物的沸点反常地高。

　　影响物质的性质方面：增大溶沸点，增大溶解性

　　表示方法：X—H……Y(N O F) 一般都是氢化物中存在。

　　7、几种比较：

　　(1)离子键、共价键和金属键的比较

化学键类型	离子键	共价键	金属键
概念	阴、阳离子间通过静电作用所形成的化学键	原子间通过共用电子对所形成的化学键	金属阳离子与自由电子通过相互作用而形成的化学键
成键微粒	阴阳离子	原子	金属阳离子和自由电子
成键性质	静电作用	共用电子对	电性作用
形成条件	活泼金属与活泼的非金属元素	非金属与非金属元素	金属内部
实例	NaCl、MgO	HCl、H₂SO₄	Fe、Mg

　　(2)非极性键和极性键的比较

	非极性键	极性键
概念	同种元素原子形成的共价键	不同种元素原子形成的共价键，共用电子对发生偏移
原子吸引电子能力	相同	不同
共用电子对	不偏向任何一方	偏向吸引电子能力强的原子
成键原子电性	电中性	显电性
形成条件	由同种非金属元素组成	由不同种非金属元素组成

　　(3)物质溶沸点的比较

　　①不同类晶体：一般情况下，原子晶体>离子晶体>分子晶体

　　②同种类型晶体：构成晶体质点间的作用大，则熔沸点高，反之则小。

　　a.离子晶体：离子所带的电荷数越高，离子半径越小，则其熔沸点就越高。

　　b.分子晶体：对于同类分子晶体，式量越大，则熔沸点越高。

　　c.原子晶体：键长越小、键能越大，则熔沸点越高。

　　③常温常压下状态

　　a.熔点：固态物质>液态物质

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