高三化学知识点归纳总结

2024年高中高三化学的必背必考知识点总结范本高中化学是一门重要的学科，它是其他自然科学的基础。

高三化学是高中阶段的最后一年，是学生备战高考的关键时期。

下面是高中高三化学的必背必考知识点总结，帮助学生复习备考。

一、化学基本概念1.原子与元素：原子的结构、元素的表示方法、元素周期表。

2.离子与化合物：离子的定义、离子化合物的性质、离子式和分子式的表示方法。

3.化学方程式：化学方程式的基本形式、配平化学方程式的方法。

4.化学计量与电子结构：摩尔与质量关系、原子量与摩尔质量。

二、化学反应与化学平衡1.化学反应类型：酸碱反应、氧化还原反应、置换反应等。

2.氧化还原反应：电子的概念、氧化剂和还原剂的定义、氧化数的计算。

3.化学平衡：化学平衡的条件、反应速率与化学平衡、平衡常数与平衡常数表。

4.勃朗斯特(E)方程：电解质的溶解与电离度、电解质溶液的性质、离子反应与化学平衡。

5.平衡常数计算：物质摩尔浓度与化学平衡、化学反应的平衡常数计算、平衡常数与温度的关系。

三、化学反应动力学1.化学反应速率：化学反应速率的概念、速率与反应物浓度的关系。

2.反应速率与反应动力学：反应速率的影响因素、速率方程与速率常数。

3.反应速率与反应级数：反应级数、反应速率与反应物浓度的关系。

4.表观活化能与反应速率：表观活化能的概念、表观活化能与温度的关系。

4.平衡与反应速率：平衡体系与反应速率、平衡常数与反应速率的关系。

五、化学体系的熵1.熵的概念与变化：熵的定义、反应熵与熵变、熵变与反应性质的关系。

2.化学反应的熵变：化学反应的熵变计算、熵变与平衡常数的关系。

3.熵变与化学平衡：熵变与反应方向、熵变与平衡常数的关系。

六、化学平衡与电子转移1.电荷转移与配位反应：电子转移的概念、电子转移反应的特点。

2.电子转移反应类型：氧化还原反应、配位反应。

3.电子转移反应与化学平衡：电子转移反应的平衡常数、电子转移反应与温度的关系。

4.电解与电池：电解概念与原理、电解与化学变化、电池的基本概念。

高中化学必背知识点归纳与总结5篇第1篇示例：高中化学必背知识点归纳与总结1. 元素和化合物（1）元素：元素是由具有相同原子核电荷数目的原子组成的，是化学中最基本的物质，例如氧、氢、铜等。

元素的周期表是化学中最基本的分类方法，根据元素的性质和原子结构进行分类。

（2）化合物：化合物是由两种或两种以上不同元素按照固定的比例结合而成的物质，如水（H2O）、氨（NH3）、二氧化碳（CO2）等。

化合物的命名和化学式是化学学习的基础，需要掌握常见的离子和分子式。

2. 化学反应（1）化学反应类型：化学反应包括合成反应、分解反应、单质燃烧反应、置换反应等。

对于不同类型的反应，需要了解其特点和示例，并能够进行化学方程式的平衡。

（2）化学方程式：化学方程式是描述化学反应过程的符号表示，包括反应物、生成物和反应条件等内容。

掌握化学方程式的书写、平衡和解读是化学学习的基础。

3. 化学键和分子结构（1）化学键：化学键是原子之间通过电子互相吸引而形成的强力联系，分为共价键、离子键和金属键等。

化学键的形成和特点对物质的性质和化学反应有重要影响。

（2）分子结构：分子是由不同原子通过共价键结合而成的物质单位。

分子的结构决定其性质和化学反应方式，需要掌握分子的几何构型和键角度等内容。

（1）化学反应速率：化学反应速率是反应物消耗或生成物产生的速度，受多种因素影响，如浓度、温度、催化剂等。

了解化学反应速率的计算方法和影响因素对实验和应用具有重要意义。

（2）化学平衡：化学平衡是指在一定条件下，反应物与生成物的浓度达到稳定状态，反应速率相等。

化学平衡常用平衡常数和Le Chatelier原理来解释和预测反应的变化。

5. 酸碱理论和溶液平衡（1）酸碱理论：酸碱理论包括布朗斯特德酸碱理论、阿伦尼乌斯酸碱理论等，用于描述和解释酸碱反应的性质和规律。

了解酸碱指示剂、pH值等相关知识对于理解溶液平衡具有重要意义。

（2）溶液平衡：溶液平衡是指在溶液中溶质和溶剂之间的平衡状态，包括饱和溶解度、离子平衡等内容。

高考化学的知识点总结氧化还原相关概念和应用（1）借用熟悉的H2还原CuO来认识5对相应概念（2）氧化性、还原性的相互比较（3）氧化还原方程式的书写及配平（4）同种元素变价的氧化还原反应（歧化、归中反应）（5）一些特殊价态的微粒如H、Cu、Cl、Fe、S2O32–的氧化还原反应（6）电化学中的氧化还原反应2物质结构、元素周期表的认识（1）主族元素的阴离子、阳离子、核外电子排布（2）同周期、同主族原子的半径大小比较（3）电子式的正确书写、化学键的形成过程、化学键、分子结构和晶体结构（4）能画出短周期元素周期表的草表，理解“位—构—性”。

3熟悉阿伏加德罗常数NA常考查的微粒数止中固体、得失电子、中子数等内容。

4热化学方程式的正确表达（状态、计量数、能量关系）5离子的鉴别、离子共存（1）离子因结合生成沉淀、气体、难电离的弱电解质面不能大量共存（2）因相互发生氧化还原而不能大量共存（3）因双水解、生成络合物而不能大量共存（4）弱酸的酸式酸根离子不能与强酸、强碱大量共存6溶液浓度、离子浓度的比较及计算（1）善用微粒的守恒判断（电荷守衡、物料守衡、质子守衡）（2）电荷守恒中的多价态离子处理7pH值的计算（1）遵循定义（公式）规范自己的计算过程（2）理清题设所问的是“离子”还是“溶液”的浓度（3）酸过量或碱过量时pH的计算（酸时以H+浓度计算，碱时以OH–计算再换算）8化学反应速率、化学平衡（1）能计算反应速率、理解各物质计量数与反应速率的关系（2）理顺“反应速率”的“改变”与“平衡移动”的“辩证关系”（3）遵循反应方程式规范自己的“化学平衡”相关计算过程（4）利用等效平衡”观点来解题9电化学（1）能正确表明“原电池、电解池、电镀池”及变形装置的电极位置（2）能写出各电极的电极反应方程式。

（3）了解常见离子的电化学放电顺序。

（4）能准确利用“得失电子守恒”原则计算电化学中的定量关系10盐类的水解（1）盐类能发生水解的原因。

高中化学知识点总结(最全版)
化学是一门研究物质组成、性质和变化规律的科学。

下面是高中化学的知识点总结，涵盖了各个方面的内容。

1. 原子结构
- 元素、原子、分子的概念
- 电子结构：电子云模型、能级概念、电子排布规则
2. 化学键
- 离子键、共价键、金属键的概念
- 杂化轨道和化学键的形成
- 分子轨道理论
3. 物质的量和化学反应
- 摩尔概念和摩尔质量
- 化学方程式、平衡常数和速率常数
- 反应速率和速率方程
4. 酸碱和盐
- 酸碱理论：Arrhenius理论、Brønsted-Lowry理论- 中和反应和盐的生成
- 强酸强碱的性质
5. 氧化还原反应
- 氧化还原的概念和电子转移
- 氧化剂和还原剂的判别
- 电化学和电池的原理
6. 化学平衡
- 平衡的定义和特征
- 平衡常数和Le Chatelier原理
- 溶液的酸碱平衡和氧化还原平衡
7. 溶液和溶解性
- 溶液的组成和分类
- 溶解度和溶解过程
- 饱和溶液和溶解度曲线
8. 化学反应速率
- 反应速率的实验测定
- 影响反应速率的因素
- 反应速率与能量变化的关系
9. 高能化合物
- 化学能和反应热
- 燃烧反应和燃烧热
- 异常热效应和热力学定律
这些是高中化学的核心知识点总结，希望对你的研究有所帮助。

高三化学知识点总结_高三化学知识点高三化学知识点总结一离子反应定义：有离子参加的反应电解质：在水溶液中或熔融状态下能导电的化合物非电解质：在水溶液中和熔融状态下都不能导电的化合物离子方程式的书写：第一步：写：写出化学方程式第二步：拆：易溶于水、易电离的物质拆成离子形式;难溶(如CaCO3、BaCO3、BaSO4、AgCl、AgBr、AgI、Mg(OH)2、Al(OH)3、Fe(OH)2、Fe(OH)3、Cu(OH)2等)，难电离(H2CO3、H2S、CH3COOH、HClO、H2SO3、NH3·H2O、H2O 等)，气体(CO2、SO2、NH3、Cl2、O2、H2等)，氧化物(Na2O、MgO、Al2O3等)不拆第三步：删：删去前后都有的离子第四步：查：检查前后原子个数，电荷是否守恒离子共存问题判断：①是否产生沉淀(如：Ba2+和SO42-，Fe2+和OH-);②是否生成弱电解质(如：NH4+和OH-，H+和CH3COO-)③是否生成气体(如：H+和CO32-，H+和SO32-)④是否发生氧化还原反应(如：H+、NO3-和Fe2+/I-，Fe3+和I-)高三化学知识点总结二一、概念判断：1、氧化还原反应的实质：有电子的转移(得失)2、氧化还原反应的特征：有化合价的升降(判断是否氧化还原反应)3、氧化剂具有氧化性(得电子的能力)，在氧化还原反应中得电子，发生还原反应，被还原，生成还原产物。

4、还原剂具有还原性(失电子的能力)，在氧化还原反应中失电子，发生氧化反应，被氧化，生成氧化产物。

5、氧化剂的氧化性强弱与得电子的难易有关，与得电子的多少无关。

6、还原剂的还原性强弱与失电子的难易有关，与失电子的多少无关。

7、元素由化合态变游离态，可能被氧化(由阳离子变单质)，也可能被还原(由阴离子变单质)。

8、元素价态有氧化性，但不一定有强氧化性;元素态有还原性，但不一定有强还原性;阳离子不一定只有氧化性(不一定是价态,，如：Fe2+)，阴离子不一定只有还原性(不一定是态，如：SO32-)。

高中化学知识点归纳总结一、元素与化合物1. 元素是由相同类型的原子组成的物质，化合物是由不同类型的原子组成的物质。

2. 元素可以通过化学反应进行组合，形成化合物。

3. 元素和化合物都有特定的化学符号表示，如H表示氢气，CO2表示二氧化碳。

二、化学反应1. 化学反应是物质间发生变化并伴随着能量的转化的过程。

2. 化学反应有各种类型，包括合成反应、分解反应、置换反应和氧化还原反应。

3. 化学反应可以通过化学式、反应方程式和能量变化来描述。

三、酸碱中和1. 酸和碱是化学中常见的物质，酸呈酸性，碱呈碱性。

2. 酸和碱可以发生中和反应，生成盐和水。

3. 酸碱中和反应可以通过反应方程式来表示。

四、氧化还原反应1. 氧化还原反应是指物质的氧化态和还原态发生变化的反应。

2. 氧化剂使其他物质被氧化，还原剂使其他物质被还原。

3. 氧化还原反应可以通过半反应和全反应来描述。

五、化学平衡1. 化学反应中，当反应速度相等时，达到化学平衡。

2. 平衡常数描述了反应物浓度和生成物浓度之间的关系。

3. 平衡反应可以通过平衡表达式和平衡常数来表示。

六、物质的性质和分类1. 物质有各种性质，包括颜色、形状、密度、熔点、沸点等。

2. 物质可以根据性质进行分类，如固体、液体和气体。

3. 物质的性质和分类对于了解物质的特性和用途具有重要意义。

七、化学能和化学反应速率1. 化学反应伴随着能量的转化，包括释放能量的放热反应和吸收能量的吸热反应。

2. 化学反应速度受到温度、浓度、催化剂、表面积等因素的影响。

3. 化学能和化学反应速率的理解有助于理解化学反应的动力学过程。

八、有机化学基础1. 有机化学研究碳元素和它的化合物。

2. 有机化合物有多样的结构和功能，包括烃、醇、酮、醛、酸等。

3. 有机化学是现代化学的重要组成部分，应用广泛于生物学、医学、药学等领域。

以上是高中化学的基本知识点归纳总结，希望对您的学习有所帮助。

高三化学知识点归纳总结高考化学知识要点篇一一、溶解性① 常见气体溶解性由大到小：NH3、HCl、SO2、H2S、Cl2、CO2.极易溶于水在空气中易形成白雾的气体，能做喷泉实验的气体：NH3、HF、HCl、HBr、HI;能溶于水的气体：CO2、SO2、Cl2、Br2(g)、H2S、NO2.极易溶于水的气体尾气吸收时要用防倒吸装置。

② 溶于水的有机物：低级醇、醛、酸、葡萄糖、果糖、蔗糖、淀粉、氨基酸。

苯酚微溶。

③ 卤素单质在有机溶剂中比水中溶解度大。

④ 硫与白磷皆易溶于二硫化碳。

⑤ 苯酚微溶于水(大于65℃易溶)，易溶于酒精等有机溶剂。

⑥ 硫酸盐三种不溶(钙银钡)，氯化物一种不溶(银)，碳酸盐只溶钾钠铵。

⑦ 固体溶解度大多数随温度升高而增大，少数受温度影响不大(如NaCl)，极少数随温度升高而变小[如Ca(OH)2]。

气体溶解度随温度升高而变小，随压强增大而变大。

二、密度① 同族元素单质一般密度从上到下增大。

② 气体密度大小由相对分子质量大小决定。

③ 含C、H、O的有机物一般密度小于水(苯酚大于水)，含溴、碘、硝基、多个氯的有机物密度大于水。

④ 钠的密度小于水，大于酒精、苯。

高考化学方程式知识篇二常用的离子方程式（1）氢氧化钡溶液与稀H2SO4 反应：2H++SO42-+Ba2++2OH-=BaSO4↓+2H2OBa(OH)2 + H2SO4 == BaSO4 + 2H2O（2）硫酸氢钠溶液中加入氢氧化钡溶液至中性：2H++SO42-+Ba2++2OH-=BaSO4↓+2H2OH2SO4+Ba(OH)2=BaSO4+2H2O（3）硫酸氢钠溶液中加入氢氧化钡溶液至硫酸根沉淀完全：H++SO42-+Ba2++2OH-=BaSO4↓+2H2ONaHSO4+Ba(OH)2=BaSO4↓+NaOH+H2O（4）碳酸氢钠溶液和氢氧化钠溶液混合HCO3-+OHˉ=CO32-+H2ONaHCO3+NaOH=Na2CO3+H2O（5）氢氧化钠溶液中加入过量碳酸氢钙溶液：Ca2++HCO3-+OH-=CaCO3↓+H2ONaOH+CaHCO3=CaCO3↓+ Na2CO3+H2O（6）氢氧化钠溶液中加入少量碳酸氢钙溶液：Ca2++2HCO3-+2OH-=CaCO3↓+H2O+ CO32-NaOH+CaHCO3=CaCO3↓+Na2CO3+H2O（7）向AlCl3溶液中加入少量的NaOH溶液：Al3+ + 3OH-= Al(OH)3↓AlCl3+3NaOH=Al(OH)3+3NaCl（8）向AlCl3溶液中加入过量的NaOH溶液：Al3+ +4OH-=AlO2-+2H2OAlCl3+3NaOH=Al(OH)3+3NaCl Al(OH)3+NaOH=NaAlO4+2H2O AlCl3+4NaOH=NaAlO4+3NaCl（9）氯化铁溶液中加过量氨水：Fe 3++3NH3?H2O= Fe (OH)3↓+3NH4+FeCl3+3NH3?H2O= Fe (OH)3↓+3NH4Cl（10）氯化铝溶液中加入过量的氨水A13++3NH3?H2O= Al(OH)3↓+3NH4+A1Cl3+3NH3?H2O= Al(OH)3↓+3NH4Cl（11）氯化铝溶液中加入少量的氨水（同上）A13++3NH3?H2O= Al(OH)3↓+3NH4+ A1Cl3+3NH3?H2O= Al(OH)3↓+3NH4Cl（12）澄清石灰水与少量小苏打溶液混合：Ca2+十OH-+HCO3-= CaCO3↓+H2OCa(OH)2+NaHCO3-= CaCO3↓+NaOH+H2O（13）澄清石灰水与过量小苏打溶液混合：Ca2++2OH-+2HCO3-= CaCO3↓+2H2O+ CO32-Ca(OH)2+NaHCO3= CaCO3↓+NaOH+H2O NaOH+ NaHCO3= Na2CO3↓+ H2OCa(OH)2+2NaHCO3= CaCO3↓+2H2O+ NA2CO3（14）铝片溶于苛性钠溶液：2Al+2OH-+2H2O =2AlO2-+3H2↑2Al+2NaOH=2NaAlO2+3H2↑（15）金属铜与稀硝酸反应：3Cu + 8H+ + 2NO3- = 3Cu2+ +4H2O+ 2NO↑3Cu+8HNO3（稀)℃3Cu(NO3）2 + 4H2O + 2NO↑（16）金属铜与浓硝酸反应：Cu + 4H+ + 2NO3- = Cu2+ + 2NO2↑ +2H2 OCu+ 4HNO3 （浓)= Cu(NO3）2 + 2NO2↑ +2H2 O（17）稀硝酸与过量的铁屑反应Fe+4H++2NO3-= Fe2++2NO↑+2 H2OFe+HNO3（稀)= Fe(NO3）2+2NO↑+2 H2O（18）稀硝酸与少量的铁屑反应2Fe+8H++2NO3-= 2Fe3++2NO↑+4 H2O 2Fe+8HNO3（稀)= 2Fe(NO3）3+2NO↑+4H2O（19）氢氧化亚铁溶于稀盐酸Fe (OH)2+2H+ = Fe2++2H2O化学高考重点知识归纳总结篇三1、固体不一定都是晶体，如玻璃是非晶态物质，再如塑料、橡胶等。

高中化学全部知识点总结一、基本概念与原理1. 物质的组成与分类- 物质由原子、分子或离子组成。

- 分类：纯净物（单质、化合物）和混合物（均匀混合物、非均匀混合物）。

2. 原子结构- 原子由原子核（质子、中子）和电子云组成。

- 原子序数=质子数=核外电子数。

3. 元素周期律与周期表- 元素按照原子序数递增排列。

- 周期表分为s、p、d、f区，元素性质呈现周期性变化。

4. 化学键- 离子键：正负离子间的静电吸引力。

- 共价键：原子间通过共享电子对形成的键。

- 金属键：金属原子间的电子共享。

5. 化学反应- 反应物转化为产物的过程。

- 反应速率受多种因素影响，如温度、浓度、催化剂等。

6. 化学计量- 质量守恒定律：化学反应前后物质的总质量不变。

- 摩尔概念：物质的量的单位，1摩尔=6.022×10^23个粒子。

7. 溶液与浓度- 溶液是由溶质和溶剂组成的均匀混合物。

- 浓度表示溶质在溶剂中的含量，常用单位有mol/L、g/L等。

8. 酸碱与盐- 酸：能够提供质子（H+）的物质。

- 碱：能够接受质子的物质。

- 盐：由阳离子和阴离子构成的化合物。

9. 氧化还原反应- 氧化：物质失去电子的过程。

- 还原：物质获得电子的过程。

- 氧化剂：使其他物质氧化的物质。

- 还原剂：使其他物质还原的物质。

二、无机化学1. 非金属元素及其化合物- 非金属元素如氢、氧、氮、硫、磷等。

- 常见非金属化合物包括水、氨、硫酸、硝酸等。

2. 金属元素及其化合物- 金属元素如钠、钾、钙、镁、铝、铁、铜等。

- 金属氧化物、金属硫化物、金属卤化物等。

3. 配位化合物- 中心金属离子与配体通过配位键结合形成的化合物。

- 常见的配体有水、氨、乙二胺等。

4. 酸碱理论- 阿伦尼乌斯理论：酸是电离产生H+的物质，碱是电离产生OH-的物质。

- 布朗斯特-劳里理论：酸是质子给予者，碱是质子接受者。

5. 沉淀反应- 两种溶液混合时，生成不溶于水的固体（沉淀）。

化学高中知识点归纳总结(实用)化学高中知识点归纳总结1——原子半径(1)除第1周期外,其他周期元素(惰性气体元素除外)的原子半径随原子序数的递增而减小;(2)同一族的元素从上到下,随电子层数增多,原子半径增大.2——元素化合价(1)除第1周期外,同周期从左到右,元素最高正价由碱金属+1递增到+7,非金属元素负价由碳族-4递增到-1(氟无正价,氧无+6价,除外);(2)同一主族的元素的最高正价、负价均相同(3) 所有单质都显零价3——单质的熔点(1)同一周期元素随原子序数的递增,元素组成的金属单质的熔点递增,非金属单质的熔点递减;(2)同一族元素从上到下,元素组成的金属单质的熔点递减,非金属单质的熔点递增4——元素的金属性与非金属性 (及其判断)(1)同一周期的元素电子层数相同.因此随着核电荷数的增加,原子越容易得电子,从左到右金属性递减,非金属性递增;(2)同一主族元素最外层电子数相同,因此随着电子层数的增加,原子越容易失电子,从上到下金属性递增,非金属性递减.判断金属性强弱金属性(还原性) 1,单质从水或酸中置换出氢气越容易越强2,最高价氧化物的水化物的碱性越强(1—20号,K最强;总体Cs最强最非金属性(氧化性)1,单质越容易与氢气反应形成气态氢化物2,氢化物越稳定3,最高价氧化物的水化物的酸性越强(1—20号,F最强;最体一样)5——单质的氧化性、还原性一般元素的金属性越强,其单质的还原性越强,其氧化物的阳离子氧化性越弱;元素的非金属性越强,其单质的氧化性越强,其简单阴离子的还原性越弱.推断元素位置的规律判断元素在周期表中位置应牢记的规律：(1)元素周期数等于核外电子层数;(2)主族元素的序数等于最外层电子数.阴阳离子的半径大小辨别规律由于阴离子是电子最外层得到了电子而阳离子是失去了电子6——周期与主族周期：短周期(1—3);长周期(4—6,6周期中存在镧系);不完全周期(7).主族：ⅠA—ⅦA为主族元素;ⅠB—ⅦB为副族元素(中间包括Ⅷ);0族(即惰性气体)所以, 总的说来(1) 阳离子半径原子半径(3) 阴离子半径阳离子半径(4 对于具有相同核外电子排布的离子,原子序数越大,其离子半径越小.以上不适合用于稀有气体!专题一：第二单元一、化学键：1,含义：分子或晶体内相邻原子(或离子)间强烈的相互作用.2,类型 ,即离子键、共价键和金属键.离子键是由异性电荷产生的吸引作用,例如氯和钠以离子键结合成NaCl.1,使阴、阳离子结合的静电作用2,成键微粒：阴、阳离子3,形成离子键：a活泼金属和活泼非金属b部分盐(Nacl、NH4cl、BaCo3等)c强碱(NaOH、KOH)d活泼金属氧化物、过氧化物4,证明离子化合物：熔融状态下能导电共价键是两个或几个原子通过共用电子(1,共用电子对对数=元素化合价的绝对值2,有共价键的化合物不一定是共价化合物)对产生的吸引作用,典型的共价键是两个原子借吸引一对成键电子而形成的.例如,两个氢核同时吸引一对电子,形成稳定的氢分子.1,共价分子电子式的表示,P132,共价分子结构式的表示3,共价分子球棍模型(H2O—折现型、NH3—三角锥形、CH4—正四面体)4,共价分子比例模型补充：碳原子通常与其他原子以共价键结合乙烷(C—C单键)乙烯(C—C双键)乙炔(C—C三键)金属键则是使金属原子结合在一起的相互作用,可以看成是高度离域的共价键.学好高中化学的学习方法背诵课本知识化学可以说是文科性质非常浓的理科，所以化学是有很多需要背的地方的，我们要想学好化学第一步要做的就是背诵课本，如果你连课本都没有背下来的话，你是没有可能去学好高中的化学的。

高中化学知识点总结超详细一、基本概念与原理1. 物质的分类- 纯净物：由单一种类的分子或原子组成，具有固定的性质。

- 混合物：由两种或两种以上的物质组成，各组成部分保持其原有性质。

2. 物质的量- 摩尔（mol）：物质的量的单位，定义为一物质中包含的粒子数等于12克纯碳-12中原子数的集合。

- 阿伏伽德罗常数（NA）：1摩尔物质中所含粒子数，约为6.022 x 10^23。

3. 化学反应- 反应式：表示化学反应的方程式，通常包括反应物和生成物。

- 守恒定律：质量守恒、电荷守恒、能量守恒等。

4. 化学键- 离子键：正负离子间的静电吸引。

- 共价键：两个或多个原子共享电子对形成的化学键。

- 金属键：金属原子间的电子共享。

5. 酸碱理论- 布朗斯特-劳里酸碱理论：酸是质子（H+）的供体，碱是质子的受体。

- 水溶液pH：表示溶液酸碱性的量度，pH = -log[H+]。

二、无机化学1. 元素周期表- 周期：元素按原子序数增加排列成行。

- 主族元素：周期表中第1至第2族和第13至第18族的元素。

- 过渡元素：周期表中第3至第12族的元素。

2. 氧化还原反应- 氧化：物质失去电子的过程。

- 还原：物质获得电子的过程。

- 氧化剂：使其他物质氧化的物质。

- 还原剂：使其他物质还原的物质。

3. 配位化合物- 配体：与中心金属离子结合的分子或离子。

- 中心离子：通常为金属离子，能接受配体的孤对电子。

4. 非金属元素及其化合物- 氧化物、酸、碱、盐：非金属元素与氧、氢、金属或其他非金属形成的化合物。

5. 金属元素及其化合物- 金属的腐蚀、电化学行为、合金的性质等。

三、有机化学1. 有机化合物的分类- 烃：仅由碳和氢原子组成的化合物。

- 衍生物：烃的氢原子被其他原子或基团取代形成的化合物。

2. 有机反应类型- 取代反应：一个原子或基团被另一个取代。

- 加成反应：两个或多个分子结合形成一个更大的分子。

- 消除反应：分子中的原子或基团脱离，形成双键或三键。