高一化學知識點總結

高一化學最新知識點總結高一化學最新知識點總結「篇一」1、概念可逆反應中舊化學平衡的破壞、新化學平衡的建立，由原平衡狀態(tài)向新化學平衡狀態(tài)的轉(zhuǎn)化過程，稱為化學平衡的移動。2、化學平衡移動與化學反應速率的關系（1）v正>v逆：平衡向正反應方向移動。（2）v正=v逆：反應達到平衡狀態(tài)，不發(fā)生平衡移動。（3）v正3、影響化學平衡的因素4、“惰性氣體”對化學平衡的影響①恒溫、恒容條件原平衡體系體系總壓強增大―→體系中各組分的濃度不變―→平衡不移動。②恒溫、恒壓條件原平衡體系容器容積增大，各反應氣體的分壓減小―→體系中各組分的濃度同倍數(shù)減小5、勒夏特列原理定義：如果改變影響平衡的一個條件（如C、P或T等），平衡就向能夠減弱這種改變的方向移動。原理適用的范圍：已達平衡的體系、所有的平衡狀態(tài)（如溶解平衡、化學平衡、電離平衡、水解平衡等）和只限于改變影響平衡的一個條件。勒夏特列原理中“減弱這種改變”的解釋：外界條件改變使平衡發(fā)生移動的結果，是減弱對這種條件的改變，而不是抵消這種改變，也就是說：外界因素對平衡體系的影響占主要方面。高一化學最新知識點總結「篇二」1、元素周期表的編排原則：①按照原子序數(shù)遞增的順序從左到右排列；②將電子層數(shù)相同的元素排成一個橫行——周期；③把最外層電子數(shù)相同的元素按電子層數(shù)遞增的順序從上到下排成縱行——族2、如何精確表示元素在周期表中的位置：周期序數(shù)=電子層數(shù)；主族序數(shù)=最外層電子數(shù)口訣：三短三長一不全；七主七副零八族熟記：三個短周期，第一和第七主族和零族的元素符號和名稱3、元素金屬性和非金屬性判斷依據(jù)：①元素金屬性強弱的判斷依據(jù)：單質(zhì)跟水或酸起反應置換出氫的難易；元素價氧化物的水化物——氫氧化物的堿性強弱；置換反應。②元素非金屬性強弱的判斷依據(jù)：單質(zhì)與氫氣生成氣態(tài)氫化物的難易及氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性；價氧化物對應的水化物的酸性強弱；置換反應。4、核素：具有一定數(shù)目的質(zhì)子和一定數(shù)目的中子的一種原子。①質(zhì)量數(shù)==質(zhì)子數(shù)+中子數(shù)：A==Z+N②同位素：質(zhì)子數(shù)相同而中子數(shù)不同的同一元素的不同原子，互稱同位素。（同一元素的各種同位素物理性質(zhì)不同，化學性質(zhì)相同）高一化學最新知識點總結「篇三」原子結構與元素周期表1.原子的電子構型與周期的關系(1)每周期第一種元素的最外層電子的排布式為ns1。每周期結尾元素的最外層電子排布式除226He為1s外，其余為nsnp。He核外只有2個電子，只有1個s軌道，還未出現(xiàn)p軌道，所以第一周期結尾元素的電子排布跟其他周期不同。(2)一個能級組最多所容納的電子數(shù)等于一個周期所包含的元素種類。但一個能級組不一定全部是能量相同的能級，而是能量相近的能級。2.元素周期表的分區(qū)(1)根據(jù)核外電子排布①分區(qū)原子結構與性質(zhì)【人教版】高中化學選修3知識點總結：第一章原子結構與性質(zhì)②各區(qū)元素化學性質(zhì)及原子最外層電子排布特點③若已知元素的外圍電子排布，可直接判斷該元素在周期表中的位置。如：某元素的外圍電子排布為4s24p4，由此可知，該元素位于p區(qū)，為第四周期ⅥA族元素。即能層為其周期數(shù)，最外層電子數(shù)為其族序數(shù)，但應注意過渡元素(副族與第Ⅷ族)的能層為其周期數(shù)，外圍電子數(shù)應為其縱列數(shù)而不是其族序數(shù)(鑭系、錒系除外)。高一化學最新知識點總結「篇四」一原子結構1.能級與能層2.原子軌道3.原子核外電子排布規(guī)律⑴構造原理：隨著核電荷數(shù)遞增，大多數(shù)元素的電中性基態(tài)原子的電子按右圖順序填入核外電子運動軌道(能級)，叫做構造原理。能級交錯：由構造原理可知，電子先進入4s軌道，后進入3d軌道，這種現(xiàn)象叫能級交錯。說明：構造原理并不是說4s能級比3d能級能量低(實際上4s能級比3d能級能量高)。原子結構與性質(zhì)【人教版】高中化學選修3知識點總結：第一章原子結構與性質(zhì)而是指這樣順序填充電子可以使整個原子的能量最低。也就是說，整個原子的能量不能機械地看做是各電子所處軌道的能量之和。(2)能量最低原理現(xiàn)代物質(zhì)結構理論證實，原子的電子排布遵循構造原理能使整個原子的能量處于最低狀態(tài)，簡稱能量最低原理。構造原理和能量最低原理是從整體角度考慮原子的能量高低，而不局限于某個能級。(3)泡利(不相容)原理：基態(tài)多電子原子中，不可能同時存在4個量子數(shù)完全相同的電子。換言之，一個軌道里最多只能容納兩個電子，且電旋方向相反(用“↑↓”表示)，這個原理稱為泡利(Pauli)原理。(4)洪特規(guī)則：當電子排布在同一能級的不同軌道(能量相同)時，總是優(yōu)先單獨占據(jù)一個軌道，而且自旋方向相同，這個規(guī)則叫洪特(Hund)規(guī)則。比如，p3的軌道式為↓↑洪特規(guī)則特例：當p、d、f軌道填充的電子數(shù)為全空、半充滿或全充滿時，原子處于較穩(wěn)定的狀態(tài)。即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14時，是較穩(wěn)定狀態(tài)。前36號元素中，全空狀態(tài)的有4Be2s22p0、12Mg3s23p0、20Ca4s23d0;半充滿狀態(tài)的有：7N2s22p3、1