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化学高中知识点归纳总结(实用)

化学高中知识点归纳总结

1——原子半径

(1)除第1周期外,其他周期元素(惰性气体元素除外)的原子半径随原子序

数的递增而减小;

(2)同一族的元素从上到下,随电子层数增多,原子半径增大.

2——元素化合价

(1)除第1周期外,同周期从左到右,元素最高正价由碱金属+1递增到+7,非

金属元素负价由碳族-4递增到-1(氟无正价,氧无+6价,除外);

(2)同一主族的元素的最高正价、负价均相同

(3)所有单质都显零价

3——单质的熔点

(1)同一周期元素随原子序数的递增,元素组成的金属单质的熔点递增,非金

属单质的熔点递减;

(2)同一族元素从上到下,元素组成的金属单质的熔点递减,非金属单质的熔

点递增

4——元素的金属性与非金属性(及其判断)

(1)同一周期的元素电子层数相同.因此随着核电荷数的增加,原子越容易得

电子,从左到右金属性递减,非金属性递增;

(2)同一主族元素最外层电子数相同,因此随着电子层数的增加,原子越容易

失电子,从上到下金属性递增,非金属性递减.

判断金属性强弱

金属性(还原性)1,单质从水或酸中置换出氢气越容易越强

2,最高价氧化物的水化物的碱性越强(1—20号,K最强;总体Cs最强最

非金属性(氧化性)1,单质越容易与氢气反应形成气态氢化物

2,氢化物越稳定

3,最高价氧化物的水化物的酸性越强(1—20号,F最强;最体一样)

5——单质的氧化性、还原性

一般元素的金属性越强,其单质的还原性越强,其氧化物的阳离子氧化性越

弱;

元素的非金属性越强,其单质的氧化性越强,其简单阴离子的还原性越弱.

推断元素位置的规律

判断元素在周期表中位置应牢记的规律：

(1)元素周期数等于核外电子层数;

(2)主族元素的序数等于最外层电子数.

阴阳离子的半径大小辨别规律

由于阴离子是电子最外层得到了电子而阳离子是失去了电子

6——周期与主族

周期：短周期(1—3);长周期(4—6,6周期中存在镧系);不完全周期(7).

主族：ⅠA—ⅦA为主族元素;ⅠB—ⅦB为副族元素(中间包括Ⅷ);0族(即惰

性气体)

所以,总的说来

(1)阳离子半径原子半径

(3)阴离子半径阳离子半径

(4对于具有相同核外电子排布的离子,原子序数越大,其离子半径越小.

以上不适合用于稀有气体!

专题一：第二单元

一、化学键：

1,含义：分子或晶体内相邻原子(或离子)间强烈的相互作用.

2,类型,即离子键、共价键和金属键.

离子键是由异性电荷产生的吸引作用,例如氯和钠以离子键结合成NaCl.

1,使阴、阳离子结合的静电作用

2,成键微粒：阴、阳离子

3,形成离子键：a活泼金属和活泼非金属

b部分盐(Nacl、NH4cl、BaCo3等)

c强碱(NaOH、KOH)

d活泼金属氧化物、过氧化物

4,证明离子化合物：熔融状态下能导电

共价键是两个或几个原子通过共用电子(1,共用电子对对数=元素化合价的

绝对值

2,有共价键的化合物不一定是共价化合物)

对产生的吸引作用,典型的共价键是两个原子借吸引一对成键电子而形成的.

例如,两个氢核同时吸引一对电子,形成稳定的氢分子.

1,共价分子电子式的表示,P13

2,共价分子结构式的表示

3,共价分子球棍模型(H2O—折现型、NH3—三角锥形、CH4—正四面体)

4,共价分子比例模型

补充：碳原子通常与其他原子以共价键结合

乙烷(C—C单键)

乙烯(C—C双键)

乙炔(C—C三键)

金属键则是使金属原子结合在一起的相互作用,可以看成是高度离域的共价

键.

学好高中化学的学习方法

背诵课本知识

化学可以说是文科性质非常浓的理科，所以化学是有很多需要背的地方的，

我们要想学好化学第一步要做的就是背诵课本，如果你连课本都没有背下来的话，

你是没有可能去学好高中的化学的。高中