高中化學(xué)重點知識歸納基礎(chǔ)知識點
高中化學(xué)有許多需要記憶的知識,也是高考中比較重要的一門課程,學(xué)好化學(xué)最重要的就是掌握基礎(chǔ)知識。下面就讓學(xué)習(xí)啦小編給大家分享幾篇高中化學(xué)重點知識歸納吧,希望能對你有幫助!
高中化學(xué)重點知識歸納篇一
(1)原子構(gòu)造原理是電子排入軌道的順序,構(gòu)造原理揭示了原子核外電子的能級分布。
(2)原子構(gòu)造原理是書寫基態(tài)原子電子排布式的依據(jù),也是繪制基態(tài)原子軌道表示式的主要依據(jù)之一。
(3)不同能層的能級有交錯現(xiàn)象,如E(3d)>E(4s)、E(4d)>E(5s)、E(5d)>E(6s)、E(6d)>E(7s)、E(4f)>E(5p)、E(4f)>E(6s)等。原子軌道的能量關(guān)系是:ns<(n-2)f<(n-1)d
(4)能級組序數(shù)對應(yīng)著元素周期表的周期序數(shù),能級組原子軌道所容納電子數(shù)目對應(yīng)著每個周期的元素數(shù)目。
根據(jù)構(gòu)造原理,在多電子原子的電子排布中:各能層最多容納的電子數(shù)為2n2;最外層不超過8個電子;次外層不超過18個電子;倒數(shù)第三層不超過32個電子。
(5)基態(tài)和激發(fā)態(tài)
?、倩鶓B(tài):最低能量狀態(tài)。處于最低能量狀態(tài)的原子稱為基態(tài)原子。
?、诩ぐl(fā)態(tài):較高能量狀態(tài)(相對基態(tài)而言)?;鶓B(tài)原子的電子吸收能量后,電子躍遷至較高能級時的狀態(tài)。處于激發(fā)態(tài)的原子稱為激發(fā)態(tài)原子。
?、墼庸庾V:不同元素的原子發(fā)生電子躍遷時會吸收(基態(tài)→激發(fā)態(tài))和放出(激發(fā)態(tài)→較低激發(fā)態(tài)或基態(tài))不同的能量(主要是光能),產(chǎn)生不同的光譜——原子光譜(吸收光譜和發(fā)射光譜)。利用光譜分析可以發(fā)現(xiàn)新元素或利用特征譜線鑒定元素。
高中化學(xué)重點知識歸納篇二
1、元素周期表的結(jié)構(gòu)
元素在周期表中的位置由原子結(jié)構(gòu)決定:原子核外的能層數(shù)決定元素所在的周期,原子的價電子總數(shù)決定元素所在的族。
(1)原子的電子層構(gòu)型和周期的劃分
周期是指能層(電子層)相同,按照最高能級組電子數(shù)依次增多的順序排列的一行元素。即元素周期表中的一個橫行為一個周期,周期表共有七個周期。同周期元素從左到右(除稀有氣體外),元素的金屬性逐漸減弱,非金屬性逐漸增強。
(2)原子的電子構(gòu)型和族的劃分
族是指價電子數(shù)相同(外圍電子排布相同),按照電子層數(shù)依次增加的順序排列的一列元素。即元素周期表中的一個列為一個族(第Ⅷ族除外)。共有十八個列,十六個族。同主族周期元素從上到下,元素的金屬性逐漸增強,非金屬性逐漸減弱。
(3)原子的電子構(gòu)型和元素的分區(qū)
按電子排布可把周期表里的元素劃分成5個區(qū),分別為s區(qū)、p區(qū)、d區(qū)、f區(qū)和ds區(qū),除ds區(qū)外,區(qū)的名稱來自按構(gòu)造原理最后填入電子的能級的符號。
2、元素周期律
元素的性質(zhì)隨著核電荷數(shù)的遞增發(fā)生周期性的遞變,叫做元素周期律。元素周期律主要體現(xiàn)在核外電子排布、原子半徑、主要化合價、金屬性、非金屬性、第一電離能、電負(fù)性等的周期性變化。元素性質(zhì)的周期性來源于原子外電子層構(gòu)型的周期性。
高中化學(xué)重點知識歸納篇三
(1)極性分子和非極性分子
<1>非極性分子:從整個分子看,分子里電荷的分布是對稱的。如:①只由非極性鍵構(gòu)成的同種元素的雙原子分子:H2、Cl2、N2等;②只由極性鍵構(gòu)成,空間構(gòu)型對稱的多原子分子:CO2、CS2、BF3、CH4、CCl4等;③極性鍵非極性鍵都有的:CH2=CH2、CH≡CH。
<2>極性分子:整個分子電荷分布不對稱。如:①不同元素的雙原子分子如:HCl,HF等。②折線型分子,如H2O、H2S等。③三角錐形分子如NH3等。
(2)共價鍵的極性和分子極性的關(guān)系:
兩者研究對象不同,鍵的極性研究的是原子,而分子的極性研究的是分子本身;兩者研究的方向不同,鍵的極性研究的是共用電子對的偏離與偏向,而分子的極性研究的是分子中電荷分布是否均勻。非極性分子中,可能含有極性鍵,也可能含有非極性鍵,如二氧化碳、甲烷、四氯化碳、三氟化硼等只含有極性鍵,非金屬單質(zhì)F2、N2、P4、S8等只含有非極性鍵,C2H6、C2H4、C2H2等既含有極性鍵又含有非極性鍵;極性分子中,一定含有極性鍵,可能含有非極性鍵,如HCl、H2S、H2O2等。
(3)分子極性的判斷方法
①單原子分子:分子中不存在化學(xué)鍵,故沒有極性分子或非極性分子之說,如He、Ne等。
?、陔p原子分子:若含極性鍵,就是極性分子,如HCl、HBr等;若含非極性鍵,就是非極性分子,如O2、I2等。
?、垡詷O性鍵結(jié)合的多原子分子,主要由分子中各鍵在空間的排列位置決定分子的極性。若分子中的電荷分布均勻,即排列位置對稱,則為非極性分子,如BF3、CH4等。若分子中的電荷分布不均勻,即排列位置不對稱,則為極性分子,如NH3、SO2等。
?、芨鶕?jù)ABn的中心原子A的最外層價電子是否全部參與形成了同樣的共價鍵。(或A是否達最高價)
(4)相似相溶原理
?、傧嗨葡嗳茉恚簶O性分子易溶于極性溶劑,非極性分子易溶于非極性溶劑。
②相似相溶原理的適用范圍:“相似相溶”中“相似”指的是分子的極性相似。
?、廴绻嬖跉滏I,則溶劑和溶質(zhì)之間的氫鍵作用力越大,溶解性越好。相反,無氫鍵相互作用的溶質(zhì)在有氫鍵的水中的溶解度就比較小。