高中必修一化學(xué)必備知識點總結(jié)
說到高中化學(xué)必修一的學(xué)習(xí)，有人說化學(xué)背背就行了，這樣的認識是錯誤的，化學(xué)也是理科，有需要你理解的概念和理論。下面是百分網(wǎng)小編為大家整理的高中必修一化學(xué)必備的知識，希望對大家有用!
必修一化學(xué)基礎(chǔ)知識
一、電解質(zhì)和非電解質(zhì)
電解質(zhì)：在水溶液里或熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物。
1、化合物
非電解質(zhì)：在水溶液中和熔融狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物。(如：酒精[乙醇]、蔗糖、SO2、SO3、NH3、CO2等是非電解質(zhì)。)
(1)電解質(zhì)和非電解質(zhì)都是化合物，單質(zhì)和混合物既不是電解質(zhì)也不是非電解質(zhì)。
(2)酸、堿、鹽和水都是電解質(zhì)(特殊：鹽酸(混合物)電解質(zhì)溶液)。
(3)能導(dǎo)電的物質(zhì)不一定是電解質(zhì)。能導(dǎo)電的物質(zhì)：電解質(zhì)溶液、熔融的堿和鹽、金屬單質(zhì)和石墨。
電解質(zhì)需在水溶液里或熔融狀態(tài)下才能導(dǎo)電。固態(tài)電解質(zhì)(如：NaCl晶體)不導(dǎo)電，液態(tài)酸(如：液態(tài)HCl)不導(dǎo)電。
2、溶液能夠?qū)щ姷脑颍河心軌蜃杂梢苿拥碾x子。
3、電離方程式：要注意配平，原子個數(shù)守恒，電荷數(shù)守恒。如：Al2(SO4)3=2Al3++3SO42-
二、離子反應(yīng)：
1、離子反應(yīng)發(fā)生的條件：生成沉淀、生成氣體、水。
2、離子方程式的書寫：(寫、拆、刪、查)
①寫：寫出正確的化學(xué)方程式。(要注意配平。)
�、诓穑喊岩兹艿膹婋娊赓|(zhì)(易容的鹽、強酸、強堿)寫成離子形式。
常見易溶的強電解質(zhì)有：
三大強酸(H2SO4、HCl、HNO3)，四大強堿[NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2 (澄清石灰水拆，石灰乳不拆)]，可溶性鹽，這些物質(zhì)拆成離子形式，其他物質(zhì)一律保留化學(xué)式。
�、蹌h：刪除不參加反應(yīng)的離子(價態(tài)不變和存在形式不變的離子)。
④查：檢查書寫離子方程式等式兩邊是否原子個數(shù)守恒、電荷數(shù)守恒。
3、離子方程式正誤判斷：(看幾看)
�、倏词欠穹戏磻�(yīng)事實(能不能發(fā)生反應(yīng)，反應(yīng)物、生成物對不對)。
②看是否可拆。
�、劭词欠衽淦�(原子個數(shù)守恒，電荷數(shù)守恒)。
�、芸�“=”“ ”“↑”“↓”是否應(yīng)用恰當(dāng)。
4、離子共存問題
(1)由于發(fā)生復(fù)分解反應(yīng)(生成沉淀或氣體或水)的離子不能大量共存。
生成沉淀：AgCl、BaSO4、BaSO3、BaCO3、CaCO3、Mg(OH)2、Cu(OH)2等。
生成氣體：CO32-、HCO3-等易揮發(fā)的弱酸的酸根與H+不能大量共存。
生成H2O：①H+和OH-生成H2O。②酸式酸根離子如：HCO3-既不能和H+共存，也不能和OH-共存。如：HCO3-+H+=H2O+CO2↑， HCO3-+OH-=H2O+CO32-
(2)審題時應(yīng)注意題中給出的附加條件。
�、贌o色溶液中不存在有色離子：Cu2+、Fe3+、Fe2+、MnO4-(常見這四種有色離子)。
②注意挖掘某些隱含離子：酸性溶液(或pH<7)中隱含有H+，堿性溶液(或pH>7)中隱含有OH-。
�、圩⒁忸}目要求“大量共存”還是“不能大量共存”。
高中化學(xué)選修知識要點
原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)
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：
�、偻芷谠�，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(shù)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(xiàn)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(xué)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(tài)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(shù)(表征原子得電子能力強弱)。
8、化學(xué)鍵：相鄰原子之間強烈的相互作用�；瘜W(xué)鍵包括離子鍵、共價鍵和金屬鍵。
高中化學(xué)必背知識
一.能級與能層
�、艠�(gòu)造原理：隨著核電荷數(shù)遞增，大多數(shù)元素的電中性基態(tài)原子的電子按右圖順序填入核外電子運動軌道(能級)，叫做構(gòu)造原理。
能級交錯：由構(gòu)造原理可知，電子先進入4s軌道，后進入3d軌道，這種現(xiàn)象叫能級交錯。說明：構(gòu)造原理并不是說4s能級比3d能級能量低(實際上4s能級比3d能級能量高)，而是指這樣順序填充電子可以使整個原子的能量最低。
(2)能量最低原理現(xiàn)代物質(zhì)結(jié)構(gòu)理論證實，原子的電子排布遵循構(gòu)造原理能使整個原子的能量處于最低狀態(tài)，簡稱能量最低原理。構(gòu)造原理和能量最低原理是從整體角度考慮原子的能量高低，而不局限于某個能級。
(3)泡利(不相容)原理：基態(tài)多電子原子中，一個軌道里最多只能容納兩個電子，且電旋方向相反(用“↑↓”表示)，這個原理稱為泡利(Pauli)原理。
(4)洪特規(guī)則：當(dāng)電子排布在同一能級的不同軌道(能量相同)時，總是優(yōu)先單獨占據(jù)一個軌道，而且自旋方向相同，這個規(guī)則叫洪特(Hund)規(guī)則
洪特規(guī)則特例：當(dāng)p、d、f軌道填充的電子數(shù)為全空、半充滿或全充滿時，原子處于較穩(wěn)定的狀態(tài)。
4.基態(tài)原子核外電子排布的表示方法
(1)電子排布式①用數(shù)字在能級符號的右上角表明該能級上排布的電子數(shù)，這就是電子排布式，例如K：1s22s22p63s23p64s1。
②為了避免電子排布式書寫過于繁瑣，把內(nèi)層電子達到稀有氣體元素原子結(jié)構(gòu)的部分以相應(yīng)稀有氣體的元素符號外加方括號表示，例如K：[Ar]4s1。
�、弁鈬娮优挪际�(價電子排布式)
(2)電子排布圖(軌道表示式)是指將過渡元素原子的電子排布式中符合上一周期稀有氣體的原子的電子排布式的部分(原子實)或主族元素、0族元素的'內(nèi)層電子排布省略后剩下的式子。每個方框或圓圈代表一個原子軌道，每個箭頭代表一個電子。如基態(tài)硫原子的軌道表示式為
二.原子結(jié)構(gòu)與元素周期表
1.一個能級組最多所容納的電子數(shù)等于一個周期所包含的元素種類2n2。但一個能級組不一定全部是能量相同的能級，而是能量相近的能級。
2.元素周期表的分區(qū)
(1)根據(jù)核外電子排布
確定元素在周期表中位置的方法
?若已知元素序數(shù)Z，找出與之相近上一周期的惰性氣體的原子序數(shù)R，先確定其周期數(shù)。再根究Z—R的值，確定元素所在的列，依照周期表的結(jié)構(gòu)數(shù)出所在列對應(yīng)的族序數(shù)。
�、廴粢阎氐耐鈬娮优挪迹芍苯优袛嘣撛卦谥芷诒碇械奈恢�。如：某元素的外圍電子排布為4s24p4，由此可知，該元素位于p區(qū)，為第四周期ⅥA族元素。即最大能層為其周期數(shù)，最外層電子數(shù)為其族序數(shù)，但應(yīng)注意過渡元素(副族與第Ⅷ族)的最大能層為其周期數(shù)，外圍電子數(shù)應(yīng)為其縱列數(shù)而不是其族序數(shù)(鑭系、錒系除外)。
(2)主族元素價電子數(shù)=族序數(shù)，副族元素IIIB--VIII族價電子數(shù)=族序數(shù)IB，IIB價電子的最外層數(shù)=族序數(shù)
(3)各區(qū)元素化學(xué)性質(zhì)及原子最外層電子排布特點
S區(qū)ns1-2p區(qū)ns2np1-6、d區(qū)(n-1)d1-9ns1-2、ds區(qū)(n-1)d10ns1-2
三.元素周期律
1.電離能、電負性
(1)電離能是指氣態(tài)原子或離子失去1個電子時所需要的最低能量，第一電離能是指電中性基態(tài)原子失去1個電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量。第一電離能數(shù)值越小，
原子越容易失去1個電子。在同一周期的元素中，堿金屬(或第ⅠA族)第一電離能最小，稀有氣體(或0族)第一電離能最大，同周期，從左到右總體呈現(xiàn)增大趨勢。(Be，N,P,Mg除外)同主族元素，從上到下，第一電離能逐漸減小。同一原子的第二電離能比第一電離能要大
(2)元素的電負性用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小。
(3)電負性的應(yīng)用
①判斷元素的金屬性和非金屬性及其強弱②金屬的電負性一般小于1.8，非金屬的電負性一般大于1.8，而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬”(如鍺、銻等)的電負性則在1.8左右，它們既有金屬性，又有非金屬性。③金屬元素的電負性越小，金屬元素越活潑;非金屬元素的電負性越大，非金屬元素越活潑。④同周期自左到右，電負性逐漸增大，同主族自上而下，電負性逐漸減小。
(4)電離能的應(yīng)用
�、俑鶕�(jù)電離能數(shù)據(jù)確定元素核外電子的排布如：②確定元素在化合物中的化合價③判斷元素金屬性強弱
2.原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì)的遞變規(guī)律
3.對角線規(guī)則
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