下载文档原格式
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。
高中化学知识框架一、化学基本概念和基本理论（一）物质的分类（二）组成原子的粒子间的关系核电荷数（Z）=核内质子数=核外电子数质量数（A）=质子数（Z）＋中子数（N）（三）元素周期律与周期表（四）化学键与分子结构（五）晶体类型与性质晶体类型 性质比较 离子晶体 分子晶体 原子晶体 金属晶体 结构组成粒子 阴、阳离子 分子 原子 金属阳离子和自由电子 粒子间作用 离子键 范德华力 共价键 金属键 物理 性质熔沸点 较高 低 很高 有高有低 硬度硬而脆 小大有大有小、有延展性溶解性易溶于极性溶剂，难溶于非极性溶剂极性分子 易溶于极性溶剂不溶于任何溶剂难溶（钠等与水反应）导电性晶体不导电；能溶于水的其水溶液导电；熔化导电 晶体不导电，水溶液可导电；熔化不导电 不良（半导体Si ）良导体（导电传热） 典型实例NaCl 、NaOH Na 2O 、CaCO 3干冰、白磷 冰、硫磺金刚石、SiO 2 晶体硅、SiCNa 、Mg 、Al Fe 、Cu 、Zn（六）化学反应类型（七）氧化还原反应的有关概念的相互关系（口诀：升失氧化还原剂，降得还原氧化剂）（八）离子反应（九）化学反应中的能量变化（十）溶液与胶体（十一）化学反应速率（十二）化学平衡1、化学平衡化学平衡常数的计算：对于可逆化学反应m A+n B⇋pC+qD在一定温度下达到化学平衡时，其平衡常数表达式为：在书写平衡常数表达式时，要注意以下问题：①纯液体、固体的浓度视为1。
②化学平衡常数表达式与化学方程式的书写方式有关。
同一个化学反应，由于书写的方式不同，各反应物、生成物的化学计量数不同，平衡常数就不同。
但是这些平衡常数可以相互换算。
③不同的化学平衡体系，其平衡常数不一样。
平衡常数大，说明生成物的平衡浓度较大，反应物的平衡浓度相对较小，即表明反应进行得较完全。
因此，平衡常数的大小可以表示反应进行的程度。
④同一个反应，平衡常数只与温度有关，温度不变，平衡常数不变。
高中化学基本知识点高中化学是一门重要的学科，涵盖了众多的知识点。
下面我们就来一起梳理一下高中化学的基本知识点。
一、化学基本概念1、物质的组成和分类物质可以分为纯净物和混合物。
纯净物又包括单质和化合物。
单质是由同种元素组成的纯净物，化合物则是由不同种元素组成的纯净物。
混合物是由两种或多种物质混合而成的。
2、化学用语化学用语包括元素符号、化学式、化学方程式等。
元素符号用来表示元素，化学式表示物质的组成，化学方程式则表示化学反应的过程和结果。
3、摩尔摩尔是物质的量的单位，1 摩尔任何粒子所含的粒子数均为阿伏加德罗常数个。
通过摩尔可以将微观粒子的数量与宏观物质的质量联系起来。
4、氧化还原反应氧化还原反应的特征是元素化合价的升降，本质是电子的转移。
氧化剂在反应中得到电子，化合价降低；还原剂在反应中失去电子，化合价升高。
二、化学基本理论1、原子结构原子由原子核和核外电子组成，原子核又由质子和中子构成。
原子的质子数决定了元素的种类，质子数和中子数共同决定了原子的质量数。
2、元素周期律元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性的变化。
同周期元素从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同主族元素从上到下，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
3、化学键化学键包括离子键和共价键。
离子键是阴阳离子之间的静电作用，一般存在于活泼金属与活泼非金属形成的化合物中；共价键是原子之间通过共用电子对形成的相互作用，存在于非金属元素之间形成的化合物中。
4、化学平衡在一定条件下的可逆反应中，正反应速率和逆反应速率相等，反应物和生成物的浓度不再发生变化，此时达到化学平衡状态。
改变外界条件，平衡会发生移动。
5、电解质溶液电解质在水溶液中或熔融状态下能够导电，分为强电解质和弱电解质。
强电解质在溶液中完全电离，弱电解质部分电离。
三、无机化学1、金属元素常见的金属元素有钠、镁、铝、铁、铜等。
了解它们的单质、氧化物、氢氧化物以及盐的性质和用途。
2、非金属元素包括氢、氧、氮、碳、硅、氯、硫等元素。
高中化学知识点全总结一、化学基本概念。
1. 物质的组成、性质和分类。
- 物质的组成。
- 宏观：物质由元素组成，如氧气由氧元素组成。
- 微观：物质由分子、原子、离子等微观粒子构成。
例如，水由水分子构成，金属铁由铁原子构成，氯化钠由钠离子和氯离子构成。
- 物质的性质。
- 物理性质：不需要发生化学变化就表现出来的性质，如颜色、状态、气味、熔点、沸点、硬度、密度等。
例如，铁是银白色固体，水是无色无味的液体。
- 化学性质：物质在化学变化中表现出来的性质，如可燃性、氧化性、还原性、酸碱性等。
例如，氢气具有可燃性，氧气具有氧化性。
- 物质的分类。
- 混合物：由两种或两种以上物质混合而成的物质，如空气、溶液等。
- 纯净物：由一种物质组成的物质，包括单质和化合物。
- 单质：由同种元素组成的纯净物，如氧气（O_2）、铁（Fe）等。
- 化合物：由不同种元素组成的纯净物，如二氧化碳（CO_2）、氯化钠（NaCl）等。
- 氧化物：由两种元素组成，其中一种元素是氧元素的化合物，如氧化铜（CuO）、水（H_2O）等。
2. 化学用语。
- 元素符号：表示元素的符号，如H表示氢元素。
- 化学式：用元素符号和数字的组合表示物质组成的式子。
例如，H_2O表示水的化学式。
- 化学方程式：用化学式表示化学反应的式子。
例如，2H_2 +O_2{longrightarrow}2H_2O表示氢气和氧气反应生成水的化学方程式。
- 离子符号：表示离子的符号，如Na^+表示钠离子，Cl^-表示氯离子。
二、化学基本理论。
1. 原子结构。
- 原子的构成。
- 原子由原子核和核外电子构成，原子核由质子和中子构成（氢原子无中子）。
- 原子序数 = 核电荷数 = 质子数 = 核外电子数。
- 核外电子排布。
- 分层排布，离核由近及远，能量由低到高，每层最多容纳2n^2个电子（n 为电子层数），最外层电子数不超过8个（K层为最外层时不超过2个）。
2. 元素周期律和元素周期表。
高中化学总结知识点汇总一、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。
- 原子序数等于核内质子数，也等于核外电子数。
3. 元素周期律- 元素按照原子序数递增排列形成周期表。
- 周期表中的元素具有周期性和族性的规律。
4. 化学键- 离子键：正负离子间的静电吸引力。
- 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. 化学反应- 化学反应是原子重新排列形成新物质的过程。
- 反应物和生成物的关系遵循质量守恒定律。
二、化学反应原理1. 化学方程式- 化学方程式用以表示化学反应的过程。
- 方程式需平衡，以符合质量守恒定律。
2. 反应速率- 反应速率受多种因素影响，如温度、浓度、催化剂等。
- 反应速率可用反应速率常数和反应级数来描述。
3. 化学平衡- 可逆反应达到平衡时，正逆反应速率相等。
- 平衡常数K是温度的函数，用于描述平衡状态。
4. 酸碱理论- 布朗斯特-劳里酸碱理论：酸是质子的供体，碱是质子的受体。
- pH值是溶液酸碱性的量度，pH=-log[H+]。
5. 氧化还原反应- 氧化还原反应涉及电子的转移。
- 氧化剂获得电子被还原，还原剂失去电子被氧化。
三、无机化学1. 元素及其化合物- 主族元素和过渡元素的特性。
- 重要的无机化合物，如氧化物、硫化物、卤化物等。
2. 酸碱盐- 酸的分类：无机酸、有机酸。
- 碱的分类：无机碱、有机碱。
- 盐的分类：正盐、酸式盐、碱式盐。
3. 配位化学- 配体与中心金属离子形成的配合物。
- 配位数、配位键、配位多面体等概念。
四、有机化学1. 有机化合物的分类- 碳氢化合物（烷烃、烯烃、炔烃）。
- 含氧衍生物（醇、醛、酮、酸、酯）。
- 含氮衍生物（胺、腈、酰胺）。
2. 有机反应机理- 取代反应、加成反应、消除反应、重排反应。
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。
高中化学基本概念整理归纳高中化学是中学化学的重要阶段，是学习化学知识的基础，也是考取理工科专业的必备课程。
化学基本概念是高中化学的基本内容之一，是理解和掌握进阶化学知识的前提。
本文将对高中化学基本概念进行整理归纳，帮助学生更好地理解和掌握。
1. 基本粒子高中化学中的基本粒子包括原子、分子和离子等。
其中，原子是构成所有物质的最小单位，由质子、中子和电子组成。
分子是两个或两个以上原子通过共价键相互结合而形成的物质。
离子是在化学反应中失去或获得电子而带电的原子或分子。
2. 化学变化化学反应是指原物质经过化学变化，生成新物质的过程。
化学变化的标志包括：颜色、气味、密度、温度和放出或吸收热量等。
3. 元素元素是由同种原子构成的物质，不能分解成其他物质。
元素分为金属元素、非金属元素和半金属元素三类。
4. 化合物化合物是由两种或两种以上不同的原子元素通过化学键结合形成的化学物质。
化合物的组成比例是化学计量比，即是指原子之间的化学键数与各元素的原子数的比值关系。
与元素不同的是，化合物可以被分解成原子或分子。
5. 摩尔化学计量单位的基本单位是摩尔，它是化学里的量子，表示某种物质中的粒子（原子、分子或离子）的数量。
一个摩尔的物质中含有 6.02×10^23 个粒子。
6. 化学反应的平衡化学反应是向一个化学方程式中加入反应物而形成的变化。
化学反应的平衡是指化学反应速度相等时的状态。
化学反应的平衡的实质是化学反应中正反两个过程同时进行的状态，反应物与生成物的数量在一定条件下达到了动态平衡。
7. 热力学热力学是研究热量、温度、压力、功、焓、熵、自由能等热力学量的物理学科。
热力学为化学反应的研究提供了定量的方法和理论基础。
8. 酸碱酸是指能够产生氢离子（H^+）的化合物。
碱是指能够产生氢氧根离子（OH^-）的化合物。
酸碱中和是酸和碱发生反应后电荷的均衡状态。
9. 氧化还原氧化是指物质失去电子，还原是指物质获得电子，氧化还原反应是指原子或分子之间电子的转移过程。
高中化学知识点总结完整一、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：由两种或两种以上不同物质混合而成，各组成部分保持原有性质。
2. 物质的量- 摩尔（mol）：物质的量的单位，1摩尔代表6.022×10^23个基本单位。
- 阿伏伽德罗定律：在相同温度和压力下，相同体积的气体含有相同数量的分子。
3. 化学反应- 化学方程式：用化学符号表示化学反应的过程。
- 反应物与生成物：参与反应的物质称为反应物，反应后生成的物质称为生成物。
- 守恒定律：质量守恒、电荷守恒、能量守恒。
4. 溶液与浓度- 溶液：一种或几种物质以分子或离子形式分散在另一种物质中形成的均一混合物。
- 浓度：表示溶液中溶质的含量，常用单位有摩尔/升（mol/L）和质量/升（g/L）。
5. 酸碱理论- 布朗斯特-劳里酸碱理论：酸是质子（H+）的给予者，碱是质子的接受者。
- pH值：表示溶液酸碱性的量度，pH=-log[H+]。
二、元素化学1. 周期表- 元素周期表：按照原子序数排列所有已知元素的表格。
- 主族元素：周期表中第1族至第2族和第13族至第18族的元素。
- 过渡元素：周期表中第3族至第12族的元素。
2. 元素的性质- 金属与非金属：金属具有良好的导电性和延展性，非金属通常不导电。
- 半金属：具有金属和非金属特性的元素，如硅和锗。
3. 重要元素及其化合物- 氧、氢、碳、氮、硫、磷、氯、钠、钾等元素及其化合物的性质和反应。
三、化学键与分子结构1. 化学键- 离子键：正负离子间的静电吸引力。
- 共价键：两个原子共享一对电子形成的键。
- 金属键：金属原子间的电子共享形成的键。
2. 分子结构- 分子的几何形状：分子中原子的空间排列。
- 杂化轨道理论：解释分子几何形状的理论。
3. 晶体结构- 晶体：具有规则几何形状和固定熔点的固体。
- 晶格：晶体内部原子、离子或分子的排列方式。
化学高中知识点总结一、基本概念与原理1. 物质的组成- 原子与分子- 元素与化合物- 同位素与同素异形体2. 化学反应- 化学反应的类型（合成、分解、置换、还原-氧化等） - 化学方程式- 摩尔概念与物质的量3. 化学计量- 化学方程式的平衡- 浓度的计算- 气体定律（波义耳、查理、盖-吕萨克定律）4. 能量变化- 能量守恒- 反应热与焓变- 热化学方程式二、无机化学1. 元素周期表- 周期与族- 元素的电子排布- 元素的性质趋势2. 重要元素及其化合物- 碱金属与卤素- 氧族元素- 过渡金属3. 酸碱与盐- 酸碱理论（阿伦尼乌斯、布朗斯特-劳里）- pH值与溶液的酸碱性- 常见酸碱与盐的性质三、有机化学1. 有机化合物的基础知识- 碳的杂化- 有机反应类型（取代、加成、消除、重排等） - 有机官能团2. 烃类- 烷烃、烯烃、炔烃- 芳香烃3. 官能团化合物- 醇、酚、醚- 醛、酮- 羧酸、酯、酰胺四、物理化学1. 化学平衡- 反应动力学- 勒夏特列原理- 平衡常数与反应自发性2. 溶液与胶体- 溶液的性质- 溶解度与沉淀平衡- 胶体与表面活性剂3. 电化学- 氧化还原反应- 伏打电堆与电解- 电化学系列五、实验技能与安全1. 基本实验操作- 实验器材的使用- 常见化学试剂的保存与处理- 实验数据的记录与分析2. 化学实验安全- 实验室安全规则- 个人防护装备的使用- 紧急情况的处理请注意，这个总结是为了提供一个结构化的概览，并不包含每个部分的详细解释。
每个部分都可以进一步扩展，包含更多的细节和具体的化学知识点。
如果需要一个完整的、详细的文档，您可以提供更具体的指导。
高中化学基本概念和基本理论总结(二)6、物质结构物质结构包括原子结构。
化学键和晶体。
（1）原子结构——原子由带正电的原子核和带负电的核外电子构成。
原子核所带正电荷等于核外电子所带的负电荷，因此整个分子呈电中性。
原子核由质子和中子构成，质子带一个单位正电，中子不带电。
原子的核电荷数=质子数=核外电子数=原子序数。
质子数与中子数之和为质量数，质子数写在元素符号的左下角。
质量数写在元素符号的左上角。
质子数相同而中子数不同的原子互为同位素。
同位素是微观概念，适用于原子。
同位素原子的化学性质几乎完全相同，另外，同一元素的各种同位素在自然界中的含量是不变的。
我们要了解的有：H元素有三种同位素：IH、、，C有三种同位素：、、Cl有两种同位素。
由于有些元素有多种同位素原子。
因此，元素的种类一定小于原子的种类。
元素的原子量定义为以原子质量的为标准，其它原子的质量与它相比较所得的比值为核原子的相对原子质量，简称原子量。
这样求出的实际上是某种同位素的原子量。
若元素有多种同位素原子时，则应分别求出各同位素的原子量，然后分别乘以这种同位素原子在自然界中的物质的量百分含量，加和，即为该元素的原子量。
同位素的质量数称为这种原子的近似原子量。
若用同位素的近似原子量分别乘以这种同位素原子在自然界中的物质的量百分含量，加和，得到的是这种元素的近似原子量。
原子核外电子的能量是不同的，按照能量由低到高的顺序分别排到在离核电近到远的空间，每个电子层最多容纳电子的数目为2个，且最外层不超过8个电子，次外层不超过18个，倒数第三层不超过32个。
（2）化学键化学键指相邻的两个或多个原子之间强烈的相互作用。
它的主要类型有离子键和共价键。
离子键指阴阳离子间通过静电作用所形成的化学键。
活泼金属与活泼非金属化合时，可形成离子键。
离子化合物中一定含有离子键。
这里要求会写常见离子化合物的电子式，如、、、、等。
共价键指原子间通过共用电子对所形成的化学键。
这里又根据共用电子对是否偏向成键的某一种原子分为极性键和非极性键。
若共用电子对在同种原子之间形成，不偏向任何一个原子，则为非极性共价键，反之为极性共价键。
共价键有键长，键能、键角等参数，要求掌握键长与键能的反比关系，即键长越大，键能越小，几种重要分子的键角（如和：、、、、）和空间构型（、、为空间正四面体，不过键角不同；为三角锥形；和为直线形），共价键既可存在于离子化合物中（如和里N和H之间，中两个O原子之间），也可存在于共价化合物中，但共价化合物一定不含离子键。
要求会写几种重要的共价化合物的电子式，如、、、、、、、等。
（3）晶体经过结晶过程而形成的具有规则的几何外形的固体称为晶体。
晶体根据其组成的微粒和微粒间相互作用的不同分为种：离子晶体、分子晶体、原子晶体。
离子晶体是由阴、阳离子通过离子键结合而成，熔、沸点较高，硬度较大，要求掌握晶体的空间结构图，要知道在离子晶体中，没有单个的分子，因此其化学式实际为比例式。
分子晶体是由分子通过范德华力结合而成的，熔沸点较低，硬度较小。
对于结构相似的分子晶体，分子量越大，熔沸点越高，例如有机化合物中同系物随着原子数的增加熔沸点升高，卤素单质在常温下由气态逐渐过渡到固态等。
分子晶体的物理性质主要受范德华力的影响，它发生状态变化时，仅仅是范德华力被破坏，而没有影响到分子内原子间的共价键，一般发生化学反应时共价键才被破坏。
例如，水凝结成冰或挥发成气体时，仅仅是分子间距离变了，H—O键并没有被破坏。
另外，稀有气体也属于分子晶体，但由于其特殊结构，原子间不形成化学键。
原子晶体是由原子直接通过共价键形成的晶体，它的熔沸点很高，硬度很大。
中学阶段学的原子晶体主要有金刚石、晶体硅和二氧化硅。
金刚石与晶体硅的空间结构是相似的，只不过金刚石中C—C键的键能比晶体硅中～键的键能更大。
熔沸点更高，硬度更大。
这两种晶体都是空间网状结构，每个原子与4个成键，键角为，在晶体中，1个原子与4个O原子结合，1个O原子与2个原子结合。
也形成空间网状结构，二氧化硅晶体中同样没有单个的分子，它也是比例式而非分子式。
7.元素周期律和周期表元素的性质随原子序数的递增而呈周期性变化的规律称元素周期律。
它是在1869年，俄国化学家门捷列夫总结出来的。
元素性质（主要包括原子半径、元素的主要化合价、化学性质等）的周期性变化是元素原子核外电子排布周期性变化的结果。
周期律的发现揭示了众多元素之间的内在联系，体现了量变到质变的规律。
元素周期表是周期律的表现形式。
将电子层数相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成一个横行，称一个周期；将最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序由上而下排成纵行，称为一个族。
周期表中共有7个周期，前3个为短周期，四、五、六为长周期，第七周期为不完全周期，各周期含有元素的数目依次为2，8，8，18，18，32，元素所在周期数等于该元素原子核外的电子层数。
周期表中共有18列，其中有7个主族，7个副族，一个第Ⅷ族，一个O族。
主族元素所在的族数等于该元素的最外层电子数。
周期表的结构可以简单概括成下面的内容：七主七副七周期，Ⅷ族O族镧锕系。
元素原子的结构与元素的性质及它在周期表中的位置密切相关。
原子的电子层数和最外层电子数分别决定它在第几周期，第几主族。
主族元素的族数=元素的最高正价=最外层电子数。
同一周期的元素，电子层数相同，核电荷数增大，核对外层电子的吸引力增强，因此，同一周期从左到右，金属性减弱，非金属性增强；表现在物质及其化合物的性质方面，则是①最高价氧化物对应水化物的碱性减弱，酸性增强；②非金属氢化物的稳定性增强，还原性减弱。
同一主族的元素，最外层电子数相同，电子层数递增，核对外层电子的吸引逐渐减弱，因此得电子能力减弱，失电子能力逐渐增强。
因此同一主族，从上到下，元素的非金属性减弱，金属性增强，表现为最高价氧化物对应水化物的酸性减弱，碱性增强，金属与水或酸反应出越来越剧烈。
非金属性最强的元素在周期表的右上角，为氟元素，但氟没有正价。
金属性最强的元素在周期表的左下角，为。
8.化学反应速率，化学平衡。
化学反应速率是用单位时间内反应物或生成物的物质的量的变化来表示，通常用单位时间内反应物浓度的减小或生成物浓度的增加来表示。
在同一反应中用不同的物质来表示反应速率时，数值可以是不同的，但表示的都是同一个反应速率。
因此，必须指明是哪一种物质表示的。
不同物质表示的速率的比值一定等于化学方程式的系数比。
另外一般反应速率也随着反应的进行逐渐减小，因此，通过上式计算出来的反应速率为平均速率而不是瞬时速率。
影响化学反应速率的最主要的因素是物质自身的性质。
此外，也受浓度、压强、温度、催化剂的影响。
当其它条件不变时，增大反应物的浓度，反应速率加快。
而固体和纯液体的浓度可视为常数，它们的量的变化对速率的影响忽略。
对于有气体参加的反应，增大压强，相当于增大气体的浓度，反应速率加快。
如果是固体或液体物质起反应时，改变压强对浓度的影响很小，因此认为不影响它们的反应速率。
一般情况下，升高温度都能使反应速率加快，无论反应放热还是吸热，只不过放热反应增大得少，而吸热反应增大得多而已。
催化剂可以同等程度地改变正、逆反应的速率，但不能改变反应进行程度，即不能使原本不能发生的反应变成可能。
化学平衡是针对可逆反应而言。
在一定条件下的可逆反应中，正反应速率和逆反应速率相等，反应混合物中各组分的质量分数保持不变，这个状态就称为化学平衡状态。
当反应达到平衡状态时，因为，单位时间里各物质生成和消耗的速率是相等的，因此，各反应物，生成物的浓度保持不变，且各物质的百分含量保持不变，但是反应并没有停下来，只不过从宏观上看，各物质的量不变而已，因此化学平衡是动态平衡。
化学平衡状态可以从正反应，逆反应，或中间任一状态出发达到，与反应的途径和投料方这个体系。
当恒温式无关，只与投入物料的多少有关。
例如：对于恒容时，以下三种投料方式会达到相同的平衡状态：①投入②投入；③投入和和三种不同的投料方式和不同的量达平衡时，、、各物质的百分含量是相同的，因此是同一个平衡状态。
因为后两种情况都可以折算成。
化学平衡只有在一定条件下才能保持平衡，若一个可逆反应达到平衡状态后，反应条件（如浓度、温度、压强等）改变了，平衡混合物里各组成物质的质量分数也随之改变而达到新的平衡状态，这叫做化学平衡的移动。
影响平衡的因素主要有浓度、压强、温度等因素，归纳为一句话，就是勒沙特列原理——如果改变影响平衡的一个条件，平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。
注意理解“减弱这种改变”，例如仍是的反应已达平衡，，。
此时若再加入，肯定平衡会发生移动，移动的结果达到新的平衡状态，应小于而大于。
因为对于来说，改变就是增加了，平衡向减弱这种改变的方向移动，因此应消耗，但又不可能完全反应掉，因此应在～之间。
化学平衡移动的实质是外界条件的改变使得，然后在新的条件下，正、逆反应速率又趋于相等。
催化剂能同等程度地增大正、逆反应的速率，因此不能使平衡移动。
关于体系中加入惰性气体的问题，要分析平衡态各物质的浓度变化情况。
若恒温恒容时充入惰气，平衡不移动；若恒温恒压时充入惰气，相当于反应体系的压强减小，平衡向气体体积增大的方向移动。
9.电解质溶液电解质溶液是高中化学知识的重点和难点，包括如下几个知识点：（1）电解质的概念。
凡在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物叫电解质，在上述两种状态都不能导电的化合物叫非电解质。
这里注意强调是化合物，象金属单质、石墨、溶液等都不在此范围。
能否电离是电解质与非电解质的区别，而对于电解质来讲，电离的程度也不尽相同。
因此又根据电解质电离是否完全分为强电解质和弱电解质。
强电解质在水溶液中完全电离，全部以离子形式存在，它的电离方程式用“”来表示；弱电解质在溶液中部分电离，主要以分子形式存在，电离方程式用“ ”表示。
（注意：象、、等物质的水溶液可导电，但它们不是电解质，它们是非电解质，其对应的水合物、、、为电解质；另外，难溶物如虽然水溶液导电性能极差，因为离子浓度太小，但熔化状态下完全电离，因此仍属强电解质。
强电解质包括强酸、强碱和绝大多数的盐，弱电解质包括弱酸、弱碱和水。
）（2）弱电解质的电离平衡——在一定条件下（温度、浓度），弱电解质离解成离子的速率与离子结合成分子的速率相等时的状态。
电离平衡与化学平衡相似，也是动态平衡，条件改变时平衡被破坏。
电离是吸热过程，因此升温，电离平衡正向移动。
多元弱酸分步电离，以第一步电离为主。
为了表示弱电解质的相对强弱，我们引入电离度来表示它的电离程度，公式如下：电离度（）=决定电离度的因素是电解质自身的性质。
相同条件下，电解质越弱，电离度越小。
另外，稀释和加热也会使电离度增大。
对于强电解质来讲，溶液的浓度和离子浓度相等或成简单整数比，例如中，之比为2∶1；而对于弱电解质来讲，离子浓度与溶液浓度之间相差一个电离度，=。
