高中化學學習的過程是由一系列階段組成的，也是一個知識的積累過程。化學成績不好的學生要注意打好自己的知識基礎，先將最基本的知識鞏固好。下面是本站小編為大家整理的高中化學重要的知識點，希望對大家有用!
一、化學平衡常數
(一)定義：在一定溫度下，當一個反應達到化學平衡時，生成物濃度冪之積與反應物濃度冪之積的比值是一個常數比值。符號：K
(二)使用化學平衡常數K應注意的問題：
1、表示式中各物質的濃度是變化的濃度，不是起始濃度也不是物質的量。
2、K只與溫度(T)有關，與反應物或生成物的濃度無關。
3、反應物或生產物中有固體或純液體存在時，由於其濃度是固定不變的，可以看做是“1”而不代入公式。
4、稀溶液中進行的反應，如有水參加，水的濃度不必寫在平衡關係式中。
(三)化學平衡常數K的應用：
1、化學平衡常數值的大小是可逆反應進行程度的標誌。K值越大，說明平衡時生成物的濃度越大，它的正向反應進行的程度越大，即該反應進行得越完全，反應物轉化率越高。反之，則相反。一般地，K>105時，該反應就進行得基本完全了。
2、可以利用K值做標準，判斷正在進行的可逆反應是否平衡及不平衡時向何方進行建立平衡。(Q：濃度積)
Q〈K:反應向正反應方向進行;
Q=K:反應處於平衡狀態 ;
Q〉K:反應向逆反應方向進行
3、利用K值可判斷反應的熱效應
若溫度升高，K值增大，則正反應為吸熱反應
若溫度升高，K值減小，則正反應為放熱反應
二、等效平衡
1、概念：在一定條件下(定溫、定容或定溫、定壓)，只是起始加入情況不同的同一可逆反應達到平衡後，任何相同組分的百分含量均相同，這樣的化學平衡互稱為等效平衡。
2、分類
(1)定溫，定容條件下的等效平衡
第一類：對於反應前後氣體分子數改變的可逆反應：必須要保證化學計量數之比與原來相同;同時必須保證平衡式左右兩邊同一邊的物質的量與原來相同。
第二類：對於反應前後氣體分子數不變的可逆反應：只要反應物的物質的量的比例與原來相同即可視為二者等效。
(2)定溫，定壓的等效平衡
只要保證可逆反應化學計量數之比相同即可視為等效平衡。
三、化學反應進行的方向
1、反應熵變與反應方向：
(1)熵:物質的一個狀態函式，用來描述體系的混亂度，符號為S. 單位：J•mol-1•K-1
(2)體系趨向於有序轉變為無序，導致體系的熵增加，這叫做熵增加原理，也是反應方向判斷的依據。
(3)同一物質，在氣態時熵值最大，液態時次之，固態時最小。即
S(g)〉S(l)〉S(s)
2、反應方向判斷依據
在溫度、壓強一定的條件下，化學反應的判讀依據為：
ΔH-TΔS〈0 反應能自發進行
ΔH-TΔS=0 反應達到平衡狀態
ΔH-TΔS〉0 反應不能自發進行
注意：
(1)ΔH為負，ΔS為正時，任何溫度反應都能自發進行
(2)ΔH為正，ΔS為負時，任何溫度反應都不能自發進行
高中化學選修三基礎知識1、電子雲：用小黑點的疏密來描述電子在原子核外空間出現的機會大小所得的圖形叫電子雲圖。離核越近，電子出現的機會大，電子雲密度越大;離核越遠，電子出現的機會小，電子雲密度越小。
2、電子層(能層)：根據電子的能量差異和主要運動區域的不同，核外電子分別處於不同的電子層.原子由裡向外對應的電子層符號分別為K、L、M、N、O、P、Q.
3、原子軌道(能級即亞層)：處於同一電子層的原子核外電子，也可以在不同型別的原子軌道上運動，分別用s、p、d、f表示不同形狀的軌道，s軌道呈球形、p軌道呈紡錘形，d軌道和f軌道較複雜.各軌道的伸展方向個數依次為1、3、5、7。
4、原子核外電子的運動特徵可以用電子層、原子軌道(亞層)和自旋方向來進行描述.在含有多個核外電子的原子中，不存在運動狀態完全相同的兩個電子。
5、原子核外電子排布原理：
(1)能量最低原理:電子先佔據能量低的軌道，再依次進入能量高的軌道;
(2)泡利不相容原理:每個軌道最多容納兩個自旋狀態不同的電子;
(3)洪特規則:在能量相同的軌道上排布時，電子儘可能分佔不同的軌道，且自旋狀態相同。
洪特規則的特例:在等價軌道的全充滿(p6、d10、f14)、半充滿(p3、d5、f7)、全空時(p0、d0、f0)的狀態，具有較低的能量和較大的穩定性.如24Cr [Ar]3d54s1、29Cu [Ar]3d104s1
6、根據構造原理，基態原子核外電子的排布遵循圖⑴箭頭所示的順序。
根據構造原理，可以將各能級按能量的差異分成能級組如圖⑵所示，由下而上表示七個能級組，其能量依次升高;在同一能級組內，從左到右能量依次升高。基態原子核外電子的排布按能量由低到高的順序依次排布。
7、第一電離能：氣態電中性基態原子失去1個電子，轉化為氣態基態正離子所需要的能量叫做第一電離能。常用符號I1表示，單位為kJ/mol。
(1)原子核外電子排布的週期性
隨著原子序數的增加,元素原子的外圍電子排布呈現週期性的變化:每隔一定數目的元素，元素原子的外圍電子排布重複出現從ns1到ns2np6的週期性變化.
(2)元素第一電離能的週期性變化
隨著原子序數的遞增，元素的第一電離能呈週期性變化:
同週期從左到右，第一電離能有逐漸增大的趨勢，稀有氣體的第一電離能最大，鹼金屬的第一電離能最小;
同主族從上到下，第一電離能有逐漸減小的'趨勢。
說明：
①同週期元素，從左往右第一電離能呈增大趨勢。電子亞層結構為全滿、半滿時較相鄰元素要大即第 ⅡA 族、第 ⅤA 族元素的第一電離能分別大於同週期相鄰元素。Be、N、Mg、P
②元素第一電離能的運用：
a.電離能是原子核外電子分層排布的實驗驗證
b.用來比較元素的金屬性的強弱。I1越小，金屬性越強，表徵原子失電子能力強弱。
(3)元素電負性的週期性變化
元素的電負性：元素的原子在分子中吸引電子對的能力叫做該元素的電負性。
隨著原子序數的遞增，元素的電負性呈週期性變化：同週期從左到右，主族元素電負性逐漸增大;同一主族從上到下，元素電負性呈現減小的趨勢。
電負性的運用:
a.確定元素型別(一般>1.8，非金屬元素;<1.8，金屬元素)。
b.確定化學鍵型別(兩元素電負性差值>1.7，離子鍵;<1.7，共價鍵)。
c.判斷元素價態正負(電負性大的為負價，小的為正價)。
d.電負性是判斷金屬性和非金屬性強弱的重要引數(表徵原子得電子能力強弱)。
8、化學鍵：相鄰原子之間強烈的相互作用。化學鍵包括離子鍵、共價鍵和金屬鍵。
高中化學必背知識一、水溶液
1、水的電離
H2O⇌H++OH-
水的離子積常數KW=[H+][OH-]，25℃時，KW=1.0×10-14mol2·L-2。溫度升高，有利於水的電離， KW增大。
2、溶液的酸鹼度
室溫下，中性溶液：[H+]=[OH-]=1.0×10-7mol·L-1，pH=7
酸性溶液：[H+]>[OH-]，[ H+]>1.0×10-7mol·L-1，pH<7
鹼性溶液：[H+]<[OH-]，[OH-]>1.0×10-7mol·L-1，pH>7
3、電解質在水溶液中的存在形態
(1)強電解質
強電解質是在稀的水溶液中完全電離的電解質，強電解質在溶液中以離子形式存在，主要包括強酸、強鹼和絕大多數鹽，書寫電離方程式時用“=”表示。
(2)弱電解質
在水溶液中部分電離的電解質，在水溶液中主要以分子形態存在，少部分以離子形態存在，存在電離平衡，主要包括弱酸、弱鹼、水及極少數鹽，書寫電離方程式時用“⇌”表示。
二、弱電解質的電離及鹽類水解
1、弱電解質的電離平衡。
(1)電離平衡常數
在一定條件下達到電離平衡時，弱電解質電離形成的各種離子濃度的乘積與溶液中未電離的分子濃度之比為一常數，叫電離平衡常數。
弱酸的電離平衡常數越大，達到電離平衡時，電離出的H+越多。多元弱酸分步電離，且每步電離都有各自的電離平衡常數，以第一步電離為主。
(2)影響電離平衡的因素，以CH3COOH⇌CH3COO-+H+為例。
加水、加冰醋酸，加鹼、升溫，使CH3COOH的電離平衡正向移動，加入CH3COONa固體，加入濃鹽酸，降溫使CH3COOH電離平衡逆向移動。
2、鹽類水解
(1)水解實質
鹽溶於水後電離出的離子與水電離的H+或OH-結合生成弱酸或弱鹼，從而打破水的電離平衡，使水繼續電離，稱為鹽類水解。
(2)水解型別及規律
①強酸弱鹼鹽水解顯酸性。
NH4Cl+H2O⇌NH3·H2O+HCl
②強鹼弱酸鹽水解顯鹼性。
CH3COONa+H2O⇌CH3COOH+NaOH
③強酸強鹼鹽不水解。
④弱酸弱鹼鹽雙水解。
Al2S3+6H2O=2Al(OH)3↓+3H2S↑
(3)水解平衡的移動
