高中化学重要的基础知识归纳【精彩3篇】
高中化学重要的基础知识归纳 篇一
在高中化学学习过程中，有一些基础知识是非常重要的，它们为我们理解化学的核心概念和原理打下了基础。本文将对这些基础知识进行归纳总结，帮助学生们更好地掌握化学学科。
一、元素周期表
元素周期表是化学中最重要的工具之一。它按照元素的原子序数排列，将元素的性质和特征进行分类和归纳。通过学习元素周期表，我们可以了解元素的周期性规律、原子结构和元素间的相互作用。掌握元素周期表对于理解化学反应、化学键和化合物的形成都至关重要。
二、化学键
化学键是原子间的力，它们将原子结合在一起形成分子或晶体。常见的化学键包括离子键、共价键和金属键。离子键是由正负离子之间的静电力所形成，共价键是由共享电子对形成的，金属键是金属中的离子间的电子云形成的。了解化学键的类型和特点，可以帮助我们理解化学反应的机制和性质。
三、化学反应
化学反应是物质转化的过程，它涉及到原子、离子或分子间的重新组合和重新排列。了解化学反应的类型和特征，对于理解化学方程式、平衡反应和化学反应速率非常重要。常见的化学反应类型包括氧化还原反应、酸碱中和反应、置换反应等。
四、化学平衡
化学平衡是指化学反应达到动态平衡状态，反应物和生成物的浓度或压力保持不变。了解化学平衡的条件和影响因素，可以帮助我们预测反应的方向和了解反应的平衡浓度。同时，化学平衡也是理解化学反应速率和化学平衡常数的基础。
五、酸碱理论
酸碱理论是描述酸碱性质和反应的理论体系。常见的酸碱理论包括阿伦尼乌斯酸碱理论、布朗酸碱理论和刘易斯酸碱理论。了解酸碱理论可以帮助我们理解酸碱中和反应、酸碱滴定和酸碱指示剂的应用。
六、物质的组成和性质
物质的组成和性质是化学研究的核心内容。了解物质的组成和性质，可以帮助我们理解化学反应和物质的变化过程。常见的物质性质包括密度、溶解度、熔点、沸点、导电性等。
通过对这些基础知识的归纳和总结，我们可以更好地理解化学的核心概念和原理。这些基础知识为我们后续的高级化学学习打下了坚实的基础，也为我们理解和解决实际问题提供了重要的工具和思路。
高中化学重要的基础知识归纳 篇二
在高中化学学习中，有一些基础知识是非常重要的，它们为我们理解化学世界的运作方式提供了基础。以下是几个重要的基础知识的归纳总结。
一、化学元素与周期表
化学元素是构成物质的基本单位。元素周期表是对元素进行分类和归纳的重要工具。通过学习元素周期表，我们可以了解元素的周期性规律和性质。元素周期表的掌握对于理解化学反应、原子结构和化合物的形成非常重要。
二、化学键与分子构型
化学键是原子间的力，它们将原子结合在一起形成分子或晶体。常见的化学键包括离子键、共价键和金属键。了解化学键的类型和特性，可以帮助我们理解化学反应的机制和性质。分子构型是指分子中原子的排列方式，它对于分子的性质和化学反应有重要影响。
三、化学反应与化学方程式
化学反应是物质转化的过程，它涉及到原子、离子或分子间的重新组合和重新排列。了解化学反应的类型和特征，对于理解化学方程式、平衡反应和化学反应速率非常重要。通过学习化学方程式，我们可以描述和预测化学反应的发生和结果。
四、酸碱理论与酸碱中和反应
酸碱理论是描述酸碱性质和反应的理论体系。了解酸碱理论可以帮助我们理解酸碱中和反应、酸碱滴定和酸碱指示剂的应用。酸碱中和反应是指酸和碱反应生成盐和水的反应。
五、化学平衡与化学平衡常数
化学平衡是指化学反应达到动态平衡状态，反应物和生成物的浓度或压力保持不变。了解化学平衡的条件和影响因素，可以帮助我们预测反应的方向和了解反应的平衡浓度。化学平衡常数是描述化学平衡的数值常数。
通过对这些基础知识的归纳和总结，我们可以更好地理解化学的核心概念和原理。这些基础知识为我们后续的高级化学学习打下了坚实的基础，也为我们理解和解决实际问题提供了重要的工具和思路。
高中化学重要的基础知识归纳 篇三
高中化学重要的基础知识归纳
我们学习高中的化学，关键是要学会自主梳理知识，自主构建知识网络，这样才能进一步加深对所学知识的印象，真正掌握好知识。下面是百分网小编为大家整理的高中化学必备的知识，希望对大家有用!
高中化学必修一知识重点
一、氧化物
1、Al2O3的性质：氧化铝是一种白色难溶物，其熔点很高，可用来制造耐火材料如坩锅、耐火管、耐高温的实验仪器等。
Al2O3是两性氧化物：既能与强酸反应，又能与强碱反应：
Al2O3+ 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O (Al2O3+6H+=2Al3++3H2O )
Al2O3+ 2NaOH == 2NaAlO2 +H2O(Al2O3+2OH-=2AlO2-+H2O)
2、铁的氧化物的性质：FeO、Fe2O3都为碱性氧化物，能与强酸反应生成盐和水。
FeO+2HCl =FeCl2 +H2O
Fe2O3+6HCl=2FeCl3+3H2O
二、氢氧化物
1、氢氧化铝 Al(OH)3
①Al(OH)3是两性氢氧化物，在常温下它既能与强酸，又能与强碱反应：
Al(OH)3+3HCl=AlCl3+3H2O(Al(OH)3+3H+=Al3++3H2O)
Al(OH)3+NaOH=NaAlO2+2H2O(Al(OH)3+OH-=AlO2-+2H2O)
②Al(OH)3受热易分解成Al2O3：2Al(OH)3==Al2O3+3H2O(规律：不溶性碱受热均会分解)
③Al(OH)3的制备：实验室用可溶性铝盐和氨水反应来制备Al(OH)3
Al2(SO4)3+6NH3·H2O=2 Al(OH)3↓+3(NH4)2SO4
(Al3++3NH3·H2O=Al(OH)3↓+3NH4+)
因为强碱(如NaOH)易与Al(OH)3反应，所以实验室不用强碱制备Al(OH)3，而用氨水。
2、铁的氢氧化物：氢氧化亚铁Fe(OH)2(白色)和氢氧化铁Fe(OH)3(红褐色)
①都能与酸反应生成盐和水：
Fe(OH)2+2HCl=FeCl2+2H2O(Fe(OH)2+2H+=Fe2++2H2O)
Fe(OH)3+3HCl=FeCl3+3H2O(Fe(OH)3 + 3H+ = Fe3+ + 3H2O)
②Fe(OH)2可以被空气中的氧气氧化成Fe(OH)3
4Fe(OH)2+O2+2H2O=4Fe(OH)3(现象：白色沉淀→灰绿色→红褐色)
③Fe(OH)3受热易分解生成Fe2O3：2Fe(OH)3==Fe2O3+3H2O
3、氢氧化钠NaOH：俗称烧碱、火碱、苛性钠，易潮解，有强腐蚀性，具有碱的通性。
三、焰色反应
1、定义：金属或它们的化合物在灼烧时使火焰呈现特殊颜色的性质。
2、操作步骤：铂丝(或铁丝)用盐酸浸洗后灼烧至无色，沾取试样(单质、化合物、气、液、固均可)在火焰上灼烧，观察颜色。
3、 重要元素的焰色：钠元素黄色、 钾元素紫色(透过蓝色的钴玻璃观察，以排除钠的焰色的干扰)
焰色反应属物理变化。与元素存在状态(单质、化合物)、物质的聚集状态(气、液、固)等无关，只有少数金属元素有焰色反应。
高中化学必背知识
1、金属键的强弱和金属晶体熔沸点的变化规律:阳离子所带电荷越多、半径越小，金属键越强，熔沸点越高，如熔点：NaNa>K>Rb>Cs。金属键的强弱可以用金属的原子
2、简单配合物的成键情况(配合物的空间构型和中心原子的杂化类型不作要求)
概念
表示
条件
共用电子对由一个原子单方向提供给另一原子共用所形成的共价键。
A：电子对给予体
B：电子对接受体
其中一个原子必须提供孤对电子，另一原子必须能接受孤对电子的轨道。
(1)配位键：一个原子提供一对电子与另一个接受电子的原子形成的共价键，即成键的两个原子一方提供孤对电子，一方提供空轨道而形成的共价键。
(2)①配合物：由提供孤电子对的配位体与接受孤电子对的中心原子(或离子)以配位键形成的化合物称配合物,又称络合物
②形成条件：
a.中心原子(或离子)必须存在空轨道
b.配位体具有提供孤电子对的原子
③配合物的组成
④配合物的性质：配合物具有一定的稳定性。配合物中配位键越强，配合物越稳定。当作为中心原子的金属离子相同时，配合物的稳定性与配体的性质有关。
3、分子间作用力：把分子聚集在一起的作用力。分子间作用力是一种静电作用，比化学键弱得多，包括范德华力和氢键。
范德华力一般没有饱和性和方向性，而氢键则有饱和性和方向性。
4、分子晶体:分子间以分子间作用力(范德华力、氢键)相结合的晶体.典型的有冰、干冰。
5、分子间作用力强弱和分子晶体熔沸点大小的判断：组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越大，克服分子间引力使物质熔化和气化就需要更多的能量，熔、沸点越高，但存在氢键时分子晶体的熔沸点往往反常地高。
6、NH3、H2O、HF中由于存在氢键，使得它们的沸点比同族其它元素氢化物的沸点反常地高。
影响物质的性质方面：增大溶沸点，增大溶解性
表示方法：X—H……Y(N O F) 一般都是氢化物中存在。
7、几种比较：
(1)离子键、共价键和金属键的比较
化学键类型
离子键
共价键
金属键
概念
阴、阳离子间通过静电作用所形成的化学键
原子间通过共用电子对所形成的化学键
金属阳离子与自由电子通过相互作用而形成的化学键
成键微粒
阴阳离子
原子
金属阳离子和自由电子
成键性质
静电作用
共用电子对
电性作用
形成条件
活泼金属与活泼的非金属元素
非金属与非金属元素
金属内部
实例
NaCl、MgO
HCl、H2SO4
Fe、Mg
(2)非极性键和极性键的比较
非极性键
极性键
概念
同种元素原子形成的共价键
不同种元素原子形成的共价键，共用 
原子吸引电子能力
相同
不同
共用电子对
不偏向任何一方
偏向吸引电子能力强的原子
成键原子电性
电中性
显电性
形成条件
由同种非金属元素组成
由不同种非金属元素组成
(3)物质溶沸点的比较
①不同类晶体：一般情况下，原子晶体>离子晶体>分子晶体
②同种类型晶体：构成晶体质点间的作用大，则熔沸点高，反之则小。
a.离子晶体：离子所带的电荷数越高，离子半径越小，则其熔沸点就越高。
b.分子晶体：对于同类分子晶体，式量越大，则熔沸点越高。
c.原子晶体：键长越小、键能越大，则熔沸点越高。
③常温常压下状态
a.熔点：固态物质>液态物质
b.沸点：液态物质>气态物质
高中化学考点知识
氧化性与还原性的强弱判断规律
1、根据氧化还原反应方程式的判断
氧化性：氧化剂>氧化产物
还原性：还原剂>还原产物
可总结为：比什么性，找什么剂，产物之性弱于剂。
2、根据金属活动性顺序判断
K Ca Na Mg AlZn Fe Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au
从左向右还原性逐渐减弱，对应离子的氧化性逐渐增强
3、根据反应条件和反应的剧烈程度
反应条件要求越低，反应越剧烈，对应物质的氧化性或还原性越强。
4、根据氧化性还原反应的程度
相同条件下：
(1)不同氧化剂作用于同一种还原剂，氧化产物价态高的.氧化性强。
(2)不同还原剂作用于同一种氧化剂，还原产物价态低的还原性强。
氧化还原反应方程式的配平
1、三个原则：得失电子守恒原则，原子守恒原则，电荷守恒原则
2、一般方法：化合价升降法联合最小公倍数法
3、配平技巧：
(1)正向配平法：先从氧化剂和还原剂开始配平。
适用范围：分子间的氧化还原反应，所有元素参与的氧化还原反应，生成物中物质即是氧化物又是还原产物。
(2)逆向配平法：先从氧化还原产物开始配平。
适用范围：自身氧化还原反应，反应物中某一部分被氧化或被还原
(3)整体配平发：当某一元素的原子或原子团(多见于有机反应配平)在某化合物中有数个时，可将它作为一个整体对待，根据化合物中元素化合价代数和为零的原则予以整体标价。
(4)缺项配平法
如果所给的化学方程式中有反应物或生成物没有写出来，在配平时，如果所空缺的物质不发生电子的得失，仅仅是提供一种发生反应的酸、碱、中性的环境，可先把有化合价升降的元素配平，最后根据电荷守恒和原子守恒确定缺项物质，配平。
(5)其他配平法
①奇偶配平法
这种方法适用于化学方程式两边某一元素多次出现，并且两边的该元素原子总数有一奇一偶，例如：C2H2+O2→CO2+H2O。
此方程式配平从先出现次数最多的氧原子配起。
O2内有2个氧原子，无论化学式前系数为几，氧原子总数应为偶数。故右边H2O的系数应配2(若推出其它的分子系数出现分数则可配4)，由此推知C2H2前2，式子变为：2C2H2+O2→CO2+2H2O，由此可知CO2前系数应为4，最后配单质O2为5，把短线改为等号，写明条件即可：2C2H2+5O2==4CO2+2H2O。
②观察法配平
有时方程式中会出现一种化学式比较复杂的物质，我们可通过这个复杂的分子去推其他化学式的系数，例如：Fe+H2O——Fe3O4+H2。
Fe3O4化学式较复杂，显然，Fe3O4中Fe来源于单质Fe，O来自于H2O，则Fe前配3，H2O前配4，则式子为：3Fe+4H2O=Fe3O4+H2，由此推出H2系数为4，写明条件，短线改为等号即可：3Fe+4H2O==Fe3O4+4H2。
③归一法
找到化学方程式中关键的化学式，定其化学式前计量数为1，然后根据关键化学式去配平其他化学式前的化学计量数。若出现计量数为分数，再将各计量数同乘以同一整数，化分数为整数，这种先定关键化学式计量数为1的配平方法，称为归一法。
