高考化學(xué)必備的基本知識點歸納

　　化學(xué)學(xué)科的特點是碎、散、多、雜，難記易忘，因此考生在備考的時候，需要學(xué)會自己整理歸納好重要的知識點，便于復(fù)習(xí)和記憶。下面是百分網(wǎng)小編為大家整理的高考化學(xué)知識要點，希望對大家有用!

　　高考化學(xué)基礎(chǔ)知識

　　化學(xué)反應(yīng)與能量

　　一、焓變、反應(yīng)熱

　　1.反應(yīng)熱：一定條件下，一定物質(zhì)的量的反應(yīng)物之間完全反應(yīng)所放出或吸收的熱量

　　2.焓變(ΔH)的意義：在恒壓條件下進行的化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)

　　(1)符號：△H

　　(2)單位：kJ/mol

　　3.產(chǎn)生原因：

　　化學(xué)鍵斷裂——吸熱

　　化學(xué)鍵形成——放熱

　　放出熱量的化學(xué)反應(yīng)。(放熱>吸熱) △H 為“-”或△H <0

　　吸收熱量的化學(xué)反應(yīng)。(吸熱>放熱)△H 為“+”或△H >0

　　常見的放熱反應(yīng)：

　�、偎�有的燃燒反應(yīng)

　　②酸堿中和反應(yīng)

　�、鄞蠖鄶�(shù)的化合反應(yīng)

　　④金屬與酸的反應(yīng)

　�、萆�石灰和水反應(yīng)

　�、逎饬蛩嵯♂�、氫氧化鈉固體溶解等

　　常見的吸熱反應(yīng)：

　�、� 晶體Ba(OH)2·8H2O與NH4Cl

　　② 大多數(shù)的分解反應(yīng)

　�、� 以H2、CO、C為還原劑的氧化還原反應(yīng)

　�、茕@鹽溶解等

　　二、熱化學(xué)方程式

　　書寫化學(xué)方程式注意要點:

　�、贌峄瘜W(xué)方程式必須標(biāo)出能量變化。

　�、跓峄瘜W(xué)方程式中必須標(biāo)明反應(yīng)物和生成物的聚集狀態(tài)(g,l,s分別表示固態(tài)，液態(tài)，氣態(tài)，水溶液中溶質(zhì)用aq表示)

　�、蹮峄瘜W(xué)反應(yīng)方程式要指明反應(yīng)時的溫度和壓強。

　　④熱化學(xué)方程式中的化學(xué)計量數(shù)可以是整數(shù)，也可以是分?jǐn)?shù)

　　⑤各物質(zhì)系數(shù)加倍，△H加倍;反應(yīng)逆向進行，△H改變符號，數(shù)值不變

　　三、燃燒熱

　　1.概念：25 ℃，101 kPa時，1 mol純物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定的化合物時所放出的熱量。燃燒熱的單位用kJ/mol表示。

　　注意以下幾點：

　�、傺芯織l件：101 kPa

　　②反應(yīng)程度：完全燃燒，產(chǎn)物是穩(wěn)定的氧化物

　�、廴紵�物的物質(zhì)的量：1 mol

　　④研究內(nèi)容：放出的熱量。(ΔH<0，單位kJ/mol)

　　四、中和熱

　　1.概念：在稀溶液中，酸跟堿發(fā)生中和反應(yīng)而生成1mol H2O，這時的反應(yīng)熱叫中和熱。

　　2.強酸與強堿的中和反應(yīng)其實質(zhì)是H+和OH-反應(yīng)，其熱化學(xué)方程式為：

　　H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l)

　　ΔH=-57.3kJ/mol

　　3.弱酸或弱堿電離要吸收熱量，所以它們參加中和反應(yīng)時的中和熱小于57.3kJ/mol。

　　4.中和熱的測定實驗

　　高考化學(xué)方程式知識

　　一、氯的離子方程式

　　Cl2 + H2O = Cl-+ H+ + HClO

　　Cl2 + 2OH- = Cl-+ ClO- + H2O

　　Cl2 + 2OH- = Cl-+ ClO- + H2O

　　Cl2 + 2I- = 2Cl-+ I2

　　Cl2 + H2SO3 + H2O = 2Cl- + SO42- + 4H+

　　Cl2 + H2S = 2Cl- + 2H+ + S↓

　　Cl2 + 2Fe2+ = 2Fe3+ + 2Cl-(向FeBr2溶液中少量Cl2)

　　3Cl2 + 2Fe2+ + 4Br- = 2Fe3+ + 2Br2 + 6Cl-(足量Cl2

　　2Cl2 + 2Fe2+ + 2Br- = 2Fe3+ + Br2 + 4Cl- (當(dāng)n(FeBr2)/n(Cl2)= 1 ：1時)

　　8Cl2 + 6Fe2+ + 10Br- = 6Fe3+ + 5Br2 + 16Cl- (當(dāng)n(FeBr2)/n(Cl2)= 3 ：4時)

　　Cl2 + 2I- = 2Cl-+ I2

　　Cl2 + 2I- = I2+ 2Cl-(向FeI2溶液中通入少量Cl2)

　　3Cl2 + 2Fe2+ + 4I- = 2Fe3+ + 2I2 +6Cl-(足量Cl2)

　　4Cl2 + 2Fe2+ + 6I- = 2Fe3+ + 3I2 + 8Cl- (當(dāng)n(FeI2)/n(Cl2)= 3 ：4時)

　　2Cl- + 4H+ + MnO2 = Mn2+ + Cl2↑+ 2H2O

　　Cl- + Ag+ = AgCl↓

　　ClO- + H+ = HClO

　　ClO- + SO2 +H2O = 2H++ Cl- + SO42-

　　ClO- + H2O=HClO + OH-

　　二、 鋁的化學(xué)反應(yīng)方程式

　　鋁與鹽酸： 2Al+6HCl=2ALCl3+3H2氣體

　　鋁與硫酸： 2Al+3H2SO4=Al2(SO4)3+3H2氣體

　　鋁和稀硝酸： Al+4HNO3=Al(NO3)3+NO↑+2H2O

　　注：常溫下,鋁和濃硝酸不能反應(yīng),表面生成一層致密而堅固的.氧化膜,阻止反應(yīng)的進行!

　　鋁與氫氧化鈉：2Al+2NaOH+H2O=2NaAlO2+3H2氣體

　　氫氧化鋁加熱分解：2Al(OH)3=(加熱)Al2O3+H2O

　　氫氧化鋁與氫氧化鈉：Al(OH)3+NaOH=NaAlO2+2H2O

　　氫氧化鋁與鹽酸：Al(OH)3+3HCl=AlCl3+3H2O

　　氧化鋁與鹽酸：Al2O3+6HCl=2AlCl3+3H2O

　　氧化鋁與氫氧化鈉：Al2O3+2NaOH=2NaAlO2+H2O

　　偏鋁酸鈉與鹽酸：NaAlO2+HCl+H2O=Al(OH)3沉淀+NaCl

　　偏鋁酸鈉溶液與少量的鹽酸反應(yīng): NaAlO2+HCl(少量)+H2O= NaCl + Al(OH)3

　　偏鋁酸鈉溶液與足量的鹽酸反應(yīng): NaAlO2+4HCl(過量)=NaCl+AlCl3+2H2O

　　硫酸鋁與氨水：Al2(SO4)3+6NH3.H2O=2Al(OH)3沉淀+3(NH4)2SO4

　　氯化鋁與氫氧化鈉：AlCl3+3NaOH=Al(OH)3沉淀+3NaCl

　　氯化鋁與氨水：AlCl3+3NH3·H2O==Al(OH)3↓+3NH4Cl(反應(yīng)到此為止不再繼續(xù))

　　氯化鋁與氫氧化鈉：AlCl3+4NaOH=NaAlO2+2H2O

　　高考化學(xué)知識難點

　　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：

　�、偻�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

　�、谠�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(fù)性的周期性變化

　　元素的電負(fù)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(fù)性。

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

　　電負(fù)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(fù)性差值>1.7，離子鍵;<1.7，共價鍵)。

　　c.判斷元素價態(tài)正負(fù)(電負(fù)性大的為負(fù)價，小的為正價)。

　　d.電負(fù)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)。

【高考化學(xué)的基本知識點歸納】相關(guān)文章：

高考化學(xué)知識點歸納03-09

關(guān)于化學(xué)的基本知識點歸納06-20

2017高考化學(xué)知識點歸納10-17

高考化學(xué)知識點歸納總結(jié)06-19

高考化學(xué)重要的知識點歸納01-05

高考化學(xué)必考知識點歸納11-18

高考化學(xué)必考的知識點歸納10-26

高考必備的化學(xué)知識點歸納10-27

高考必考的化學(xué)知識點歸納10-27