化学高考重要基础知识点
面对化学高考，我们在复习中可以按高考要求及近年来高考命题的特点，有针对性的做好复习计划，抓住考点知识。下面小编给大家整理了关于化学高考重要基础知识点，希望对你有帮助！
化学元素周期律
第一片：概述
1.概念：元素的性质随原子序数的递增，呈现周期性的变化。
2.决定因素：周期表中元素核外电子排布的周期性变化
3.内容
同周期(左→右)
同主族(上→下)
核外电子排布
电子层数相同，最外层电子数从1逐渐增加至稳定结构
电子层数逐渐增加，最外层电子数相同
元素化合价
最高正价从+1逐渐增加到+7(一、二周期除外)从第ⅣA族出现-4逐渐增加至-1，最后以0价结束
最高正价及最低负价相同，最高正价等于其族序数
金属性、非金属性
金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强
金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱
第二片：中学阶段需要知道的几个相关问题(1)
1.化合价知识：
⑴数值是化合物中原子得失电子(离子化合物)或形成共用电子对(形成共价化合物)的数目
⑵单质化合价为0，但化合价为0的不一定是单质，如HCHO、C2H4O2中的C的化合价等(也可能是分数→氧化数)
⑶金属只有正价，有负价的一定的非金属
⑷主族元素最高正价等于其族序数(F、O除外)
⑸F是唯一没有正价的元素(O有+2价，OF2)
⑹化合物中各元素化合价代数和等于0
⑺通常元素的最高正价+∣最低负价∣=8
⑻共价化合物中，若最外层电子数+∣化合价∣=8的原子，为8电子稳定结构。
2.粒子(包括原子和阴、阳离子)半径大小对比：通常情况是：先对比电子层数，电子层数愈多，其半径愈大;电子层数相同时，再对比核电荷数，核电荷数愈大，其粒子半径愈小。
第二片：中学阶段需要知道的几个相关问题(2)3.元素金属性、非金属性的强弱对比
⑴金属性强弱对比标准：
①利用金属活动性顺序表判断：靠前的金属金属性强
②利用元素周期表判断：周期表中同周期靠前、同主族靠下的金属，金属性强
③和水或酸反应产生氢气剧烈的金属性强
④置换反应中，被置换的金属，金属性弱
⑤原电池中负极金属的金属性强
⑥电解池中阴极优先放电(即氧化性强)的金属阳离子的金属性弱(Fe3+→Fe2+例外)
⑦最高价氧化物对应的水化物的碱性强的金属，金属性强。
⑧电负性小、第一电离能低的，金属性强。
⑵非金属性强弱对比
①非金属单质和氢气化合的难易，越容易化合的，非金属性强
②气态氢化物的稳定性强的，非金属性强
③最高价氧化物对应的水化物的酸性强的，非金属性强
④置换反应中被置换出来的非极性，非金属性弱
⑤周期表中，同周期靠后的，非金属性强;同主族靠上的，非金属性强。
⑥电负性大、第一电离能高的，非金属性强
⑦对应简单阴离子还原性强的，非金属性弱。
第二片：中学阶段需要知道的几个相关问题(3)
4.物质熔沸点高低对比
⑴不同晶体类型间的对比:一般原子晶体>离子晶体>分子晶体，金属晶体间差别较大，很少对比，通常高于分子晶体。
⑵同类晶体之间的对比
①原子晶体间：原子半径小的，共价键长短，键能大，熔沸点高
②离子晶体间：离子半径越小，带电荷越多，离子键能越强，熔沸点越高
③分子晶体间：
A.看有无氢键，有氢键的熔沸点高。无机物有HF、H2O、NH3，有机物有低级的醇和酸。
B.组成和结构相似的，分子量越大，分子间引力越大，熔沸点越高
C.组成和结构不相似的，分子量接近的，分子极性越大，熔沸点越高。
D.同分异构体间:链烃及其衍生物，支链越多，熔沸点越低;芳香烃的两个取代基时，邻、间、对位熔沸点降低。
④金属晶体：差别较大，通常是价电子越多，原子半径越小，金属键越强，熔沸点越高。
⑤合金的熔沸点一般是比任一组分的熔沸点都低。
⑥固>液>气，脂>油，石墨>金刚石，AlCl3是分子晶体，熔沸点较低。
第二片：中学阶段需要知道的几个相关问题(4)
5.常见的10电子和18电子粒子
⑴10电子粒子
①原子：Ne,
②分子：CH4、NH3、H2O、HF，
③离子：
A.阳离子：Al3+、Mg2+、Na+、H3O+、NH4+;
B.阴离子：N3-、O2-、F-、OH-、NH2-。
⑵18电子粒子
①原子：Ar，
②分子：F2、HCl、H2S、PH3、H2O2、SiH4、CH3F、N2H4、CH3OH、C2H6，
③离子：
A.阳离子：K+、Ca2+，
B.阴离子：Cl-、S2-、HS-、O22-
化学高考热化学方程式
1.定义：用来表示反应热的化学方程式
2.书写(即和普通化学方程式的区别)
⑴方程式中各物质的化学式后面用括号注明物质的聚集状态(固→S、气→g、液→l)
⑵生成物不标明↑或↓符号
⑶除非特殊条件，反应条件一般不写
⑷方程式中物质的系数只表示其物质的量，不表示分子个数，故可以是分数(一般不写成小数)。
⑸方程式后面写出反应的焓变△H，△H的大小随方程式系数的改变而改变。
⑹反应环境在常温、常压下不需要标明，其他温度或压强需要标明。
⑺△H=生成物总内能-反应物总内能=反应物总键能-生成物总键能;△H>0吸热反应、△H<0放热反应。
⑻对比焓变、△H大小时带正负号，对比反应热、吸收或放出的热量时，不带正负号。
3.燃烧热和中和热
⑴燃烧热：101KP时，1mol的纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物所放出的热量，单位是KJ/mol。
注意①可燃物只能是1mol
②必须是生成稳定的氧化物，常考的是H→液态水、C→气态CO2
③看清楚题意要求的是燃烧的热化学方程式，还是燃烧热的热化学方程式，前者方程式系数不必刻意，如果是后者，可燃物系数只能是1。
⑵中和热：酸碱中和生成1mol的水放出的热量
注意：
①只能是生成1mol的水
②实验测定中防热量损失的措施
4.盖斯定律
⑴含义：对于一个化学反应，无论是一步完成还是分几步完成，其反应热是相同的。即化学反应的热效应只与起始和终了状态有关，而与变化途径无关。
⑵应用：间接计算某些反应的反应热，适应等温、等压或等温、等容条件下的反应。具体体现在：,则：△H1=-a△H2或
则: 。即：方程式按照一定的系数比加减时，其焓变也必须按同样的系数比进行带正负号加减。：：
化学高考重要基础知识点
