2011届高三化学一轮复习 - 高中化学重要知识点详细总结素材 新人(3)

高中化学重要知识点总结

6． 依据元素周期表。同周期中，从左向右，随着核电荷数的增加，金属性逐渐减弱；同主族

中，由上而下，随着核电荷数的增加，金属性逐渐增强。

7． 依据原电池中的电极名称。做负极材料的金属性强于做正极材料的金属性。

8． 依据电解池中阳离子的放电（得电子，氧化性）顺序。优先放电的阳离子，其元素的金属

性弱。

9． 气态金属原子在失去电子变成稳定结构时所消耗的能量越少，其金属性越强。

十、比较元素非金属性强弱的依据

1． 依据非金属单质与H2反应的难易程度、剧烈程度和生成气态氢化物的稳定性。与氢气反应

越容易、越剧烈，气态氢化物越稳定，其非金属性越强。

2． 依据最高价氧化物的水化物酸性的强弱。酸性越强，其元素的非金属性越强。

3． 依据元素周期表。同周期中，从左向右，随着核电荷数的增加，非金属性逐渐增强；同主

族中，由上而下，随着核电荷数的增加，非金属性逐渐减弱。

4． 非金属单质与盐溶液中简单阴离子之间的置换反应。非金属性强的置换非金属性弱的。 5． 非金属单质与具有可变价金属的反应。能生成高价金属化合物的，其非金属性强。 6． 气态非金属原子在得到电子变成稳定结构时所释放的能量越多，其非金属性越强。

7． 依据两非金属元素在同种化合物中相互形成化学键时化合价的正负来判断。如在KClO3中

Cl显+5价，O显-2价，则说明非金属性是O > Cl；在OF2中，O显+2价，F显-1价，则说明非金属性是F > O

十一、微粒半径大小的比较方法

1． 原子半径的大小比较，一般依据元素周期表判断。若是同周期的，从左到右，随着核电荷

数的递增，半径逐渐减小；若是同主族的，从上到下，随着电子层数增多，半径依次增大。 2． 若几种微粒的核外电子排布相同，则核电荷数越多，半径越小。

3． 同周期元素形成的离子中阴离子半径一定大于阳离子半径，因为同周期元素阳离子的核外

电子层数一定比阴离子少一层。

4． 同种金属元素形成的不同金属离子，其所带正电荷数越多（失电子越多），半径越小。

☆判断微粒半径大小的总原则是：

1． 电子层数不同时，看电子层数，层数越多，半径越大； 2． 电子层数相同时，看核电荷数，核电荷数越多，半径越小；

3． 电子层数和核电荷数均相同时，看电子数，电子数越多，半径越大；如r（Fe2+）> r（Fe3+） 4． 核外电子排布相同时，看核电荷数，核电荷数越多，半径越小；

5． 若微粒所对应的元素在周期表中的周期和族既不相同又不相邻，则一般难以直接定性判断

其半径大小，需要查找有关数据才能判断。

十二、中学常见物质电子式分类书写

-1．Cl的电子式为： Cl

O H 2．-OH： O H OH-电子式：

3．Na2S + 2– MgCl2

Mg2+ Cl Cl NaS Na+

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高中化学重要知识点总结

CaC2、Ca 2+ C C 2 – Na2O2 Na+

H

2– 4． NH4Cl H (NH4)2S H N H S

H N H Cl H H H H N H

H 5．

写结构式 共用电子对代共价 补孤电子 CO O C O O C OO 2O C OO 6．MgCl2形成过程： Cl + Mg + Cl Cl Mg2+ Cl

O O

2–

Na+

十三、原电池：

? 原电池形成三条件： “三看”。先看电极：两极为导体且活泼性不同；

再看溶液：两极插入电解质溶液中；三看回路：形成闭合回路或两极接触。 ? 原理三要点：（1） 相对活泼金属作负极，失去电子，发生氧化反应.（2） 相对不活泼金属（或碳）作正极，得到电子，发生还原反应（3） 导线中（接触）有电流通过，使化学能转变为电能

? 原电池：把化学能转变为电能的装置 原电池与电解池的比较 原电池 电解池 （1）定义 （2）形成条件 （3）电极名称 （4）反应类型 （5）外电路电子流向 化学能转变成电能的装置 电能转变成化学能的装置 合适的电极、合适的电解质溶液、电极、电解质溶液（或熔融的电解质）、形成回路 外接电源、形成回路 负极 氧化 正极 还原 阳极 氧化 阴极 还原 负极流出、正极流入 阳极流出、阴极流入 十四、“10电子”、“18电子” “14电子”“22电子”“38电子”的微粒小结

1．“10电子”的微粒： 一核10电子的 二核10电子的 三核10电子的 四核10电子的 五核10电子的

分子 Ne HF H2O NH3 CH4 离 子 N3—（固）、O2—（固）、F—、Na+、Mg2+、Al3+ OH— NH2— H3O+ NH4+ - 7 -

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2．“18电子”的微粒： 一核18电子 二核18电子 三核18电子 四核18电子 五核18电子 六核18电子 七核18电子 八核18电子 分 子 Ar F2、HCl H2S PH3、H2O2 SiH4、CH3F N2H4、CH3OH CH3NH2 CH3CH3 离 子 K+、Ca2+、Cl—、S2— HS— 3．“14电子” N2 CO Si C22- C2H2 “22电子” CO2 N2O N3- BeF2

“38电子” CS2 Na2O2 Na2S Ca(OH)2 CaF2 BeCl2

十五、元素周期表

将族序号、主族元素、惰性元素的名称、符号、原子序数填入下表。

族 周 期 一 二 三 四 五 六 七 小结： 1． 元素周期表共分18纵行，其中第1、2、13、14、15、16、17七个纵行依次为ⅠA族、ⅡA

族、ⅢA族、ⅣA族、ⅤA族、ⅥA族、ⅦA族（纵行序号的个位数与主族序数相等）；第3、4、5、6、7、11、12七个纵行依次为ⅢB族、ⅣB族、ⅤB族、ⅥB族、ⅦB族、ⅠB族、ⅡB族（纵行序号个位数与副族序数相等）；第8、9、10三个纵行为合称为Ⅷ族；第18纵行称为0族。 2． ⅠA族称为碱金属元素（氢除外）；ⅡA族称为碱土金属元素；ⅢA族称为铝族元素；ⅣA族

称为碳族元素；ⅤA族称为氮族元素；ⅥA族称为氧族元素；ⅦA族称为卤族元素。 3． 元素周期表共有七个横行，称为七个周期，其中第一（2种元素）、二（8种元素）、三（8

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种元素）周期为短周期（只有主族元素）；第四（18种元素）、五（18种元素）、六（32种元素）周期为长周期（既有主族元素，又有过渡元素）；第七周期（目前已排26种元素）为不完全周期。

4． 在元素周期表中，越在左下部的元素，其金属性越强；越在右上部的元素（惰性气体除外），

其非金属性越强。金属性最强的稳定性元素是铯，非金属性最强的元素是氟。

5． 在元素周期表中位于金属与非金属分界处的金属元素，其氧化物或氢氧化物一般具有两性，

如Be、Al等。

6． 主族元素的价电子是指其最外层电子；过渡元素的价电子是指其最外层电子和次外层的部

分电子；镧系、锕 …… 此处隐藏：3219字，全部文档内容请下载后查看。喜欢就下载吧 ……