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高中化學必考知識點總結5篇
總結是事后對某一階段的學習、工作或其完成情況加以回顧和分析的一種書面材料，它可以幫助我們總結以往思想，發揚成績，因此，讓我們寫一份總結吧。總結怎么寫才是正確的呢？以下是小編收集整理的高中化學必考知識點總結，僅供參考，大家一起來看看吧。
高中化學必考知識點總結1
第一單元
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的遞增而減小；
（2）同一族的元素從上到下,隨電子層數增多,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、負價均相同
(3) 所有單質都顯零價
3——單質的熔點
（1）同一周期元素隨原子序數的遞增,元素組成的金屬單質的熔點遞增,非金屬單質的熔點遞減；
（2）同一族元素從上到下,元素組成的金屬單質的熔點遞減,非金屬單質的熔點遞增
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相同.因此隨著核電荷數的增加,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相同,因此隨著電子層數的增加,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,單質越容易與氫氣反應形成氣態氫化物
2,氫化物越穩定
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——單質的氧化性、還原性
一般元素的金屬性越強,其單質的還原性越強,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.
推斷元素位置的規律
判斷元素在周期表中位置應牢記的規律：
（1）元素周期數等于核外電子層數；
（2）主族元素的序數等于最外層電子數.
陰陽離子的'半徑大小辨別規律
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 、化學鍵：
1,含義：分子或晶體內相鄰原子（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生的吸引作用,例如氯和鈉以離子鍵結合成NaCl.
1,使陰、陽離子結合的靜電作用
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：熔融狀態下能導電
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=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,形成穩定的氫分子.
1,共價分子電子式的表示,P13
2,共價分子結構式的表示
3,共價分子球棍模型（H2O—折現型、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合在一起的相互作用,可以看成是高度離域的共價鍵.
二、分子間作用力（即范德華力）
1,特點：a存在于共價化合物中
b化學鍵弱的多
c影響熔沸點和溶解性——對于組成和結構相似的分子,其范德華力一般隨著相對分子質量的增大而增大.即熔沸點也增大（特例：HF、NH3、H2O）
三、氫鍵
1,存在元素：O（H2O）、N（NH3）、F（HF）
2,特點：比范德華力強,比化學鍵弱
補充：水無論什么狀態氫鍵都存在
專題一 ：第三單元
一,同素異形（一定為單質）
1,碳元素（金剛石、石墨）
氧元素（O2、O3）
磷元素（白磷、紅磷）
2,同素異形體之間的轉換——為化學變化
二,同分異構（一定為化合物或有機物）
分子式相同,分子結構不同,性質也不同
1,C4H10（正丁烷、異丁烷）
2,C2H6(乙醇、二甲醚)
三,晶體分類
離子晶體：陰、陽離子有規律排列
1,離子化合物（KNO3、NaOH）
2,NaCl分子
3,作用力為離子間作用力
分子晶體：由分子構成的物質所形成的晶體
1,共價化合物（CO2、H2O）
2,共價單質（H2、O2、S、I2、P4）
3,稀有氣體（He、Ne）
原子晶體：不存在單個分子
1,石英（SiO2）、金剛石、晶體硅（Si）
金屬晶體：一切金屬
總結：熔點、硬度——原子晶體>離子晶體>分子晶體
專題二 ：第一單元
一、反應速率
1,影響因素：反應物性質（內因）、濃度（正比）、溫度（正比）、壓強（正比）、反應面積、固體反應物顆粒大小
二、反應限度（可逆反應）
化學平衡：正反應速率和逆反應速率相等,反應物和生成物的濃度不再變化,到達平衡.
專題二 ：第二單元
一、熱量變化
常見放熱反應：1,酸堿中和
2,所有燃燒反應
3,金屬和酸反應
4,大多數的化合反應
5,濃硫酸等溶解
常見吸熱反應：1,CO2+C====2CO
2,H2O+C====CO+H2（水煤氣）
3,Ba(OH)2晶體與NH4Cl反應
4,大多數分解反應
5,硝酸銨的溶解
熱化學方程式；注意事項5
二、燃料燃燒釋放熱量
專題二 ：第三單元
一、化學能→電能（原電池、燃料電池）
1,判斷正負極：較活潑的為負極,失去電子,化合價升高,為氧化反應,陰離子在負極
2,正極：電解質中的陽離子向正極移動,得到電子,生成新物質
3,正負極相加=總反應方程式
4,吸氧腐蝕
A中性溶液（水）
B有氧氣
Fe和C→正極：2H2O+O2+4e—====4OH—
補充：形成原電池條件
1,有自發的 氧化反應
2,兩個活潑性不同的電極
3,同時與電解質接觸
4,形成閉合回路
二、化學電源
1,氫氧燃料電池
陰極：2H++2e—===H2
陽極：4OH——4e—===O2+2H2O
2,常見化學電源
銀鋅紐扣電池
負極：
正極：
鉛蓄電池
負極：
正極：
三、電能→化學能
1,判斷陰陽極：先判斷正負極,正極對陽極（發生氧化反應）,負極對陰極
2,陽離子向陰極,陰離子向陽極（異性相吸）
補充：電解池形成條件
1,兩個電極
2,電解質溶液
3,直流電源
4,構成閉合電路
第一章 物質結構 元素周期律
1. 原子結構：如： 的質子數與質量數,中子數,電子數之間的關系
2. 元素周期表和周期律
（1）元素周期表的結構
A. 周期序數＝電子層數
B. 原子序數＝質子數
C. 主族序數＝最外層電子數＝元素的最高正價數
D. 主族非金屬元素的負化合價數＝8－主族序數
E. 周期表結構
（2）元素周期律（重點）
A. 元素的金屬性和非金屬性強弱的比較（難點）
a. 單質與水或酸反應置換氫的難易或與氫化合的難易及氣態氫化物的穩定性
b. 最高價氧化物的水化物的堿性或酸性強弱
c. 單質的還原性或氧化性的強弱
（注意：單質與相應離子的性質的變化規律相反）
B. 元素性質隨周期和族的變化規律
a. 同一周期,從左到右,元素的金屬性逐漸變弱
b. 同一周期,從左到右,元素的非金屬性逐漸增強
c. 同一主族,從上到下,元素的金屬性逐漸增強
d. 同一主族,從上到下,元素的非金屬性逐漸減弱
C. 第三周期元素的變化規律和堿金屬族和鹵族元素的變化規律（包括物理、化學性質）
D. 微粒半徑大小的比較規律：
a. 原子與原子 b. 原子與其離子 c. 電子層結構相同的離子
（3）元素周期律的應用（重難點）
A. “位,構,性”三者之間的關系
a. 原子結構決定元素在元素周期表中的位置
b. 原子結構決定元素的化學性質
c. 以位置推測原子結構和元素性質
B. 預測新元素及其性質
3. 化學鍵（重點）
（1）離子鍵：
A. 相關概念：
B. 離子化合物：大多數鹽、強堿、典型金屬氧化物
C. 離子化合物形成過程的電子式的表示（難點）
（AB, A2B,AB2, NaOH,Na2O2,NH4Cl,O22-,NH4+）
（2）共價鍵：
A. 相關概念：
B. 共價化合物：只有非金屬的化合物（除了銨鹽）
C. 共價化合物形成過程的電子式的表示（難點）
（NH3,CH4,CO2,HClO,H2O2）
D 極性鍵與非極性鍵
（3）化學鍵的概念和化學反應的本質：
第二章 化學反應與能量
1. 化學能與熱能
（1）化學反應中能量變化的主要原因：化學鍵的斷裂和形成
（2）化學反應吸收能量或放出能量的決定因素：反應物和生成物的總能量的相對大小
a. 吸熱反應： 反應物的總能量小于生成物的總能量
b. 放熱反應： 反應物的總能量大于生成物的總能量
（3）化學反應的一大特征：化學反應的過程中總是伴隨著能量變化,通常表現為熱量變化
練習：
氫氣在氧氣中燃燒產生藍色火焰,在反應中,破壞1molH－H鍵消耗的能量為Q1kJ,破壞1molO ＝ O鍵消耗的能量為Q2kJ,形成1molH－O鍵釋放的能量為Q3kJ.下列關系式中正確的是（ B ）
A.2Q1+Q2>4Q3 B.2Q1+Q2
高中化學必考知識點總結2
加熱蒸發和濃縮鹽溶液時,對最后殘留物的判斷應考慮鹽類的水解
(1)加熱濃縮不水解的鹽溶液時一般得原物質.
(2)加熱濃縮Na2CO3型的鹽溶液一般得原物質.
(3)加熱濃縮FeCl3 型的鹽溶液.最后得到FeCl3和Fe(OH)3 的`混合物,灼燒得Fe2O3 。
(4)加熱蒸干(NH4)2CO3或NH4HCO3 型的鹽溶液時,得不到固體.
(5)加熱蒸干Ca(HCO3)2型的鹽溶液時,最后得相應的正鹽.
(6)加熱Mg(HCO3)2、MgCO3 溶液最后得到Mg(OH)2 固體.
(9凈水劑的選擇:如Al3+ ,FeCl3等均可作凈水劑,應從水解的角度解釋。
(10)的使用時應考慮水解。如草木灰不能與銨態氮肥混合使用。
(11)打片可治療胃酸過多。
(12)液可洗滌油污。
(13)試劑瓶不能盛放Na2SiO3,Na2CO3等試劑.
高中化學必考知識點總結3
離子共存問題
所謂離子在同一溶液中能大量共存，就是指離子之間不發生任何反應;若離子之間能發生反應，則不能大量共存。
A、結合生成難溶物質的離子不能大量共存:如Ba2+和SO42-、Ag+和Cl-、Ca2+和CO32-、Mg2+和OH-等
B、結合生成氣體或易揮發性物質的離子不能大量共存：如H+和C O 32-,HCO3-,SO32-，OH-和NH4+等
C、結合生成難電離物質(水)的離子不能大量共存：如H+和OH-、CH3COO-，OH-和HCO3-等。
D、發生氧化還原反應、水解反應的離子不能大量共存(待學)
注意：題干中的`條件：如無色溶液應排除有色離子：Fe2+、Fe3+、Cu2+、MnO4-等離子，酸性(或堿性)則應考慮所給離子組外，還有大量的H+(或OH-)。
(4)離子方程式正誤判斷(六看)
高中化學必考知識點總結4
1、物質之間可以發生各種各樣的化學變化，依據一定的標準可以對化學變化進行分類。
(1)根據反應物和生成物的類別以及反應前后物質種類的多少可以分為：
A、化合反應(A+B=AB)B、分解反應(AB=A+B)
C、置換反應(A+BC=AC+B)
D、復分解反應(AB+CD=AD+CB)
(2)根據反應中是否有離子參加可將反應分為：
A、離子反應：有離子參加的一類反應。主要包括復分解反應和有離子參加的氧化還原反應。
B、分子反應(非離子反應)
(3)根據反應中是否有電子轉移可將反應分為：
A、氧化還原反應：反應中有電子轉移(得失或偏移)的反應
實質：有電子轉移(得失或偏移)
特征：反應前后元素的化合價有變化
B、非氧化還原反應
2、離子反應
(1)、電解質：在水溶液中或熔化狀態下能導電的化合物,叫電解質。酸、堿、鹽都是電解質。在水溶液中或熔化狀態下都不能導電的化合物，叫非電解質。
注意：
①電解質、非電解質都是化合物，不同之處是在水溶液中或融化狀態下能否導電。
②電解質的導電是有條件的：電解質必須在水溶液中或熔化狀態下才能導電。
③能導電的物質并不全部是電解質：如銅、鋁、石墨等。④非金屬氧化物(SO2、SO3、CO2)、大部分的有機物為非電解質。
(2)、離子方程式：用實際參加反應的離子符號來表示反應的式子。它不僅表示一個具體的化學反應，而且表示同一類型的.離子反應。
復分解反應這類離子反應發生的條件是：生成沉淀、氣體或水。書寫方法：
寫：寫出反應的化學方程式
拆：把易溶于水、易電離的物質拆寫成離子形式
刪：將不參加反應的離子從方程式兩端刪去
查：查方程式兩端原子個數和電荷數是否相等
高中化學必考知識點總結5
有機部分：
氯仿：CHCl3 電石：CaC2 電石氣：C2H2 (乙炔) TNT： 酒精、乙醇：C2H5OH
氟氯烴：是良好的制冷劑，有毒，但破壞O3層。 醋酸：冰醋酸、食醋 CH3COOH 裂解氣成分(石油裂化)：烯烴、烷烴、炔烴、H2S、CO2、CO等。 甘油、丙三醇 ：C3H8O3 焦爐氣成分(煤干餾)：H2、CH4、乙烯、CO等。 石炭酸：苯酚 蟻醛：甲醛 HCHO ：35%—40%的甲醛水溶液 蟻酸：甲酸 HCOOH
葡萄糖：C6H12O6 果糖：C6H12O6 蔗糖：C12H22O11 麥芽糖：C12H22O11 淀粉：(C6H10O5)n
硬脂酸：C17H35COOH 油酸：C17H33COOH 軟脂酸：C15H31COOH
草酸：乙二酸 HOOC—COOH 使藍墨水褪色，強酸性，受熱分解成CO2和水，使KMnO4酸性溶液褪色。
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