高中化學(xué)是理綜的難點，因此高中化學(xué)知識點的總結(jié)歸納對于復(fù)習(xí)期間成績的提升有一定的作用。以下是小編為大家精心整理的高中化學(xué)知識點總結(jié)，希望可以幫助到你。

高中化學(xué)必考知識點總結(jié)

一、物理性質(zhì)

1、有色氣體：F2(淡黃綠色)、Cl2(黃綠色)、Br2(g)(紅棕色)、I2(g)(紫紅色)、NO2(紅棕色)、O3(淡藍(lán)色)，其余均為無色氣體。其它物質(zhì)的顏色見會考手冊的顏色表。

2、有刺激性氣味的氣體：HF、HCl、HBr、HI、NH3、SO2、NO2、F2、Cl2、Br2(g);有臭雞蛋氣味的氣體：H2S。

3、熔沸點、狀態(tài)：

① 同族金屬從上到下熔沸點減小，同族非金屬從上到下熔沸點增大。

② 同族非金屬元素的氫化物熔沸點從上到下增大，含氫鍵的NH3、H2O、HF反常。

③ 常溫下呈氣態(tài)的有機物：碳原子數(shù)小于等于4的烴、一氯甲烷、甲醛。

④ 熔沸點比較規(guī)律：原子晶體>離子晶體>分子晶體，金屬晶體不一定。

⑤ 原子晶體熔化只破壞共價鍵，離子晶體熔化只破壞離子鍵，分子晶體熔化只破壞分子間作用力。

⑥ 常溫下呈液態(tài)的單質(zhì)有Br2、Hg;呈氣態(tài)的單質(zhì)有H2、O2、O3、N2、F2、Cl2;常溫呈液態(tài)的無機化合物主要有H2O、H2O2、硫酸、硝酸。

⑦ 同類有機物一般碳原子數(shù)越大，熔沸點越高，支鏈越多，熔沸點越低。

同分異構(gòu)體之間：正>異>新，鄰>間>對。

⑧ 比較熔沸點注意常溫下狀態(tài)，固態(tài)>液態(tài)>氣態(tài)。如：白磷>二硫化碳>干冰。

⑨ 易升華的物質(zhì)：碘的單質(zhì)、干冰，還有紅磷也能升華(隔絕空氣情況下)，但冷卻后變成白磷，氯化鋁也可;三氯化鐵在100度左右即可升華。

⑩ 易液化的氣體：NH3、Cl2 ，NH3可用作致冷劑。

4、溶解性

① 常見氣體溶解性由大到?。篘H3、HCl、SO2、H2S、Cl2、CO2。極易溶于水在空氣中易形成白霧的氣體，能做噴泉實驗的氣體：NH3、HF、HCl、HBr、HI;能溶于水的氣體：CO2、SO2、Cl2、Br2(g)、H2S、NO2。極易溶于水的氣體尾氣吸收時要用防倒吸裝置。

② 溶于水的有機物：低級醇、醛、酸、葡萄糖、果糖、蔗糖、淀粉、氨基酸。苯酚微溶。

③ 鹵素單質(zhì)在有機溶劑中比水中溶解度大。

④ 硫與白磷皆易溶于二硫化碳。

⑤ 苯酚微溶于水(大于65℃易溶)，易溶于酒精等有機溶劑。

⑥ 硫酸鹽三種不溶(鈣銀鋇)，氯化物一種不溶(銀)，碳酸鹽只溶鉀鈉銨。

⑦ 固體溶解度大多數(shù)隨溫度升高而增大，少數(shù)受溫度影響不大(如NaCl)，極少數(shù)隨溫度升高而變小[如。 氣體溶解度隨溫度升高而變小，隨壓強增大而變大。

5、密度

① 同族元素單質(zhì)一般密度從上到下增大。

② 氣體密度大小由相對分子質(zhì)量大小決定。

③ 含C、H、O的有機物一般密度小于水(苯酚大于水)，含溴、碘、硝基、多個氯的有機物密度大于水。

④ 鈉的密度小于水，大于酒精、苯。

6、一般，具有金屬光澤并能導(dǎo)電的單質(zhì)一定都是金屬 ?不一定:石墨有此性質(zhì),但它卻是非金屬

高中化學(xué)必考知識點總結(jié)

1——原子半徑

(1)除第1周期外,其他周期元素(惰性氣體元素除外)的原子半徑隨原子序數(shù)的遞增而減小;

(2)同一族的元素從上到下,隨電子層數(shù)增多,原子半徑增大.

2——元素化合價

(1)除第1周期外,同周期從左到右,元素最高正價由堿金屬+1遞增到+7,非金屬元素負(fù)價由碳族-4遞增到-1(氟無正價,氧無+6價,除外);

(2)同一主族的元素的最高正價、負(fù)價均相同

(3) 所有單質(zhì)都顯零價

3——單質(zhì)的熔點

(1)同一周期元素隨原子序數(shù)的遞增,元素組成的金屬單質(zhì)的熔點遞增,非金屬單質(zhì)的熔點遞減;

(2)同一族元素從上到下,元素組成的金屬單質(zhì)的熔點遞減,非金屬單質(zhì)的熔點遞增

4——元素的金屬性與非金屬性 (及其判斷)

(1)同一周期的元素電子層數(shù)相同.因此隨著核電荷數(shù)的增加,原子越容易得電子,從左到右金屬性遞減,非金屬性遞增;

(2)同一主族元素最外層電子數(shù)相同,因此隨著電子層數(shù)的增加,原子越容易失電子,從上到下金屬性遞增,非金屬性遞減.

判斷金屬性強弱

金屬性(還原性) 1,單質(zhì)從水或酸中置換出氫氣越容易越強

2,最高價氧化物的水化物的堿性越強(1—20號,K最強;總體Cs最強 最

非金屬性(氧化性)1,單質(zhì)越容易與氫氣反應(yīng)形成氣態(tài)氫化物

2,氫化物越穩(wěn)定

3,最高價氧化物的水化物的酸性越強(1—20號,F最強;最體一樣)

5——單質(zhì)的氧化性、還原性

一般元素的金屬性越強,其單質(zhì)的還原性越強,其氧化物的陽離子氧化性越弱;

元素的非金屬性越強,其單質(zhì)的氧化性越強,其簡單陰離子的還原性越弱.

推斷元素位置的規(guī)律

判斷元素在周期表中位置應(yīng)牢記的規(guī)律：

(1)元素周期數(shù)等于核外電子層數(shù);

(2)主族元素的序數(shù)等于最外層電子數(shù).

陰陽離子的半徑大小辨別規(guī)律

由于陰離子是電子最外層得到了電子 而陽離子是失去了電子

6——周期與主族

周期：短周期(1—3);長周期(4—6,6周期中存在鑭系);不完全周期(7).

主族：ⅠA—ⅦA為主族元素;ⅠB—ⅦB為副族元素(中間包括Ⅷ);0族(即惰性氣體)

所以, 總的說來

(1) 陽離子半徑原子半徑

(3) 陰離子半徑>陽離子半徑

(4 對于具有相同核外電子排布的離子,原子序數(shù)越大,其離子半徑越小.

以上不適合用于稀有氣體!

專題一 ：第二單元

一 、化學(xué)鍵：

1,含義：分子或晶體內(nèi)相鄰原子(或離子)間強烈的相互作用.

2,類型 ,即離子鍵、共價鍵和金屬鍵.

離子鍵是由異性電荷產(chǎn)生的吸引作用,例如氯和鈉以離子鍵結(jié)合成NaCl.

1,使陰、陽離子結(jié)合的靜電作用

2,成鍵微粒：陰、陽離子

3,形成離子鍵：a活潑金屬和活潑非金屬

b部分鹽(Nacl、NH4cl、BaCo3等)

c強堿(NaOH、KOH)

d活潑金屬氧化物、過氧化物

4,證明離子化合物：熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電

共價鍵是兩個或幾個原子通過共用電子(1,共用電子對對數(shù)=元素化合價的絕對值

2,有共價鍵的化合物不一定是共價化合物)

對產(chǎn)生的吸引作用,典型的共價鍵是兩個原子借吸引一對成鍵電子而形成的.例如,兩個氫核同時吸引一對電子,形成穩(wěn)定的氫分子.

1,共價分子電子式的表示,P13

2,共價分子結(jié)構(gòu)式的表示

3,共價分子球棍模型(H2O—折現(xiàn)型、NH3—三角錐形、CH4—正四面體)

4,共價分子比例模型

補充：碳原子通常與其他原子以共價鍵結(jié)合

乙烷(C—C單鍵)

乙烯(C—C雙鍵)

乙炔(C—C三鍵)

金屬鍵則是使金屬原子結(jié)合在一起的相互作用,可以看成是高度離域的共價鍵.