升上高中，我们学生会学习更多的化学知识，化学元素、化学方程式和化学反应等，而且这些知识点都是要记牢的。下面是我为大家整理的关于高考化学原子结构必备知识点，希望对您有所帮助。欢迎大家阅读参考学习!
高考化学原子结构必备知识点
主要知识有：原子的结构、构成原子后离子粒子间的数量关系、元素与同位素、核外电子排布的一般规律、核外电子的运动特征、核外电子的构造原理、有关相对原子质量的计算等知识，知识的特点是抽象。在学习时要注意理解。
1、原子结构与元素在周期表中的位置关系(元素在周期表中的位置由原子结构决定)原子核外电子层数决定元素所在的周期：周期序数=原子核外电子层数;原子的价电子总数决定元素所在的族，周期表上的外围电子排布称为“价电子层”，这是由于这些能级上的电子数可在化学反应中发生变化，“价电子”即与元素化合价有关的电子，元素周期表的每个纵列的价电子层上电子总数相同，对于主族元素，价电子指的就是最外层电子，所以主族元素其族序数=价电子数=最外层电子数。而副族元素的族序数不等于其最外层电子数，其族序数跟核外电子的排布有关。
2、原子半径：原子半径的大小取决于两个相反的因素：一是电子的能层数 ，另一个是核电荷数。电子层数越多，电子间的排斥将使原子半径增大;而当电子层数相同时，核电荷数越大，核对电子的吸引力也越大，将使原子半径缩小。①电子能层数：电子能层数越多，原子半径越大;②核电荷数：核电荷数越大，原子半径越小。
3、在原子里，原子核位于整个原子的中心，电子在核外绕核作高速运动，因为电子在离核不同的区域中运动，我们可以看作电子是在核外分层排布的。经过大量的科学实验和理论分析，我们得知核外电子的排布遵循以下规律：
(1)核外电子是分层排布的，并且电子总是尽先排布在能量最低的电子层里，然后由里及外排布在能量稍高的电子层里。即排满层再排L层，排满L层再排M层。
(2)每一电子层里最多容纳电子数为2n2。即第一电子层最多容纳2个，第二电子层最多容纳8个，第三电子层最多容纳18个……
(3)最外层电子数不超过8个(为最外层时不超过2个)。
(4)次外层电子数不超过18个，倒数第3层电子数不超过32个。
常见考法
本知识单独考查的很少，主要结合元素周期律来考查，考查的形式有选择、填空、推断等，该类题目的难度较大，在学习时一定要结合元素周期表来学习原子结构，理解原子结构与元素性质的关系。
误区提醒
1、核外电子排列规律;
2、原子的内部结构与关系;
3、原子结构与周期表的联系。
高考化学二轮复习元素化合物知识点
1.碱金属元素原子半径越大，熔点越高，单质的活泼性越大
错误,熔点随着原子半径增大而递减
2.硫与白磷皆易溶于二硫化碳、四氯化碳等有机溶剂，有机酸则较难溶于水
3.在硫酸铜饱和溶液中加入足量浓硫酸产生蓝色固体
正确,浓硫酸吸水后有胆矾析出
4.能与冷水反应放出气体单质的只有是活泼的金属单质或活泼的非金属单质
错误,比如2Na2O2+2H2O→O2↑+4NaOH外语学习网
5.将空气液化，然后逐渐升温，先制得氧气，余下氮气
错误,N2的沸点低于O2,会先得到N2,留下液氧
6.把生铁冶炼成碳素钢要解决的主要问题是除去生铁中除Fe以外各种元素，把生铁提纯
错误,是降低生铁中C的百分比而不是提纯
7.虽然自然界含钾的物质均易溶于水，但土壤中K%不高，故需施钾肥满足植物生长需要
错误,自然界钾元素含量不低，但以复杂硅酸盐形式存在难溶于水
8.制取漂白粉、配制波尔多液以及改良酸性土壤时，都要用到熟石灰
正确,制取漂白粉为熟石灰和Cl2反应,波尔多液为熟石灰和硫酸铜的混合物
9.二氧化硅是酸性氧化物，它不溶于酸溶液
错误,SiO2能溶于氢氟酸
10.铁屑溶于过量盐酸，再加入氯水或溴水或碘水或硝酸锌，皆会产生Fe3+
错误,加入碘水会得到FeI2,因为Fe3+的氧化性虽然不如Cl2,Br2,但是强于I2,在溶液中FeI3是不存在的
元素化合物知识点的全部内容就是这些，育路网预祝大家可以取得优异的成绩。
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高考化学：可逆反应与化学平衡状态(重点)
1.化学平衡研究的对象?可逆反应
(1)在相同条件下，既能向正反应方向进行，同时又能向逆反应方向进行的化学反应，称为可逆反应。在可逆反应中使用“”。
可逆反应必须是同一条件下既能向正反应方向进行又能向逆反应方向进行的反应，对于在不同反应条件下进行的反应物、生成物正好相反的反应则不能认为是可逆反应。
(2)特点：三同一小
①三同：a.相同条件下;b.正、逆反应同时进行;c.反应物与生成物同时存在。
②一小：任一组分的转化率都小于100%。
2.化学平衡状态
一定条件下的可逆反应，当反应进行到一定程度时，正反应速率和逆反应速率相等，反应物的浓度和生成物的浓度不再改变，我们称之为“化学平衡状态”，简称化学平衡。
1掌握3个步骤
(1)写出涉及的可逆反应的化学方程式。
(2)找出起始量、转化量和平衡量中哪些是已知量，哪些是未知量，按“三段式”列出。
(3)根据问题建立相应的关系式进行计算。
2用好3种思路
(1)巧设未知数：具体题目要具体分析，灵活设立未知量，一般设某物质的转化量为x。
(2)确定三个量：确定平衡体系中各物质的起始量、转化量、平衡量，并套用“三段式”的“模板”。
①对于同一反应物，起始量-转化量=平衡量。
②对于同一生成物，起始量+转化量=平衡量。
③各转化量之比等于各反应物的化学计量数之比。
(3)解题设问题：根据起始量、转化量、平衡量及题中已知信息，列出等式，求平衡时某成分的浓度、反应物转化率等。
化学反应速率
1化学反应速率基本概念
用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。常用单位为mol?(L?s)-1或mol?(L?min)-1
说明：
(1)固体、纯液体在反应中可视为浓度不变，故一般不用固体或纯液体表示反应速率。
(2)反应速率一般是指某段时间内的平均速率，非即时速率，不能为负数。
2化学反应速率的规律
同一反应，用不同物质表示的速率之比，等于化学方程式中化学计量数之比。
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近几年的高考题，在涉及化学反应速率的知识点时，主要是利用化学反应速率的规律，完成下述要求：
1.在一个反应中，由一种物质的反应速率，换算为其他物质的反应速率。
2.比较同一反应在不同的条件下，用不同物质表示的反应速率的相对大小。
3.由速率之比写出有关方程式
现举例说明如下：
例：
反应A+3B==2C+2D在四种不同情况下的反应速率分别为：v(A)=0.15 mol?L-1?s-1 、v(B)=0.6 mol?L-1?s-1 、v(C)=0.4 mol?L-1?s-1 、v(D)=60 mol?L-1?min-1 其中表示反应最快的是?
解析：首先统一单位v(D)=60 mol?L-1?min-1 =1 mol?L-1?s-1
影响化学反应速率的因素
1、内在因素(主要因素)
反应物的性质
2、外在因素
(1)浓度：在其他条件不变时，增大反应物的浓度，化学反应速率增大。由于固体、纯液体在反应中可视为浓度不变，故增加其量并不能改变反应速率。
(2)温度：在其他条件不变时，升高温度，化学反应速率增大。
(3)压强：在其他条件不变时，对于有气体参加的反应，增大压强，化学反应速率增大。
(4)催化剂：在其他条件不变时，加入催化剂，化学反应速率增大。
(5)其他：光、电磁波、反应物颗粒的大小等也会影响反应速率。
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1.压强对速率的影响，是通过改变气体的浓度来实现的，故一般意义上的增大压强是指压缩气体的体积。对于气体反应体系要注意以下几个问题。
(1)恒温时：
增大压强容器容积缩小气体浓度增大反应速率增大。
(2)恒容时：
①充入气体反应物气体浓度增大(气体总压增大)反应速率增大。
②充入无关气体容器内气体总压增大，但反应物浓度不变，反应速率不变。
(3)恒压时：
充入无关气体容器容积增大气体反应物浓度减小反应速率减小。
2.化学反应速率与化学平衡的关系
(1)改变温度，对吸热反应速率的影响，总是超过对放热反应速率的影响：当升高温度时，吸热反应速率增大的倍数>放热反应速率增大的倍数，故升温化学平衡向吸热方向移动;当降低温度时，吸热反应速率减小的倍数>放热反应速率减小的倍数，故降温化学平衡向放热方向移动。
(2)对有气体参加的化学反应，改变压强，对气体体积之和大的一侧的反应速率的影响，总是超过对气体体积之和小的一侧的反应速率的影响：当增大压强时，气体体积之和大的一侧的反应速率增大的倍数>气体体积之和小的一侧的反应速率增大的倍数，故加压化学平衡向气体体积之和小的一侧移动;当减小压强时，气体体积之和大的一侧的反应速率减小的倍数>气体体积之和小的一侧的反应速率减少的倍数，故减压化学平衡向气体体积之和大的一侧移动。
(3)使用催化剂，正、逆反应速率增加或减小的倍数相同，故化学平衡不移动。
3.化学知识点多，而理综试卷化学高考题的题量较少，所以化学高考题每一道题涉及的知识点都比较多。综合考虑各种因素对反应速率的影响进行命题，符合这一命题趋势。
例题： 已知Mg+2HCl====MgCl2+H2?,将镁条投入到稀盐酸中，反应速率与时间的关系如图所示：
试完成下列问题：
①t0?t1时间段内速率变化的原因_______________。
②t1?t2时间段内速率变化的原因_______________。
解析：镁与盐酸反应的实质是Mg与H+之间的氧化还原反应，在t0?t1时间段内，随着反应的进行，H+的浓度逐渐降低，按说反应速率应逐渐降低，但镁与盐酸的反应是放热反应，使溶液温度升高，又使反应速率加快，且后者对反应速率的影响超过了前者对反应速率的影响，所以随着反应的进行，反应速率逐渐增大。而在t1?t2时间段内，H+的浓度减少很多，所以随着反应的进行，反应速率逐渐减小。
3化学平衡
1、概念：
在一定条件下的可逆反应里，正反应和逆反应的速率相等，反应混合物中各组成成分的含量保持不变的状态叫化学平衡状态。
2、特点：
“等”?处于密闭体系的可逆反应，化学平衡状态建立的条件是正反应速率和逆反应速率相等。即v(正)=v(逆)?O。这是可逆反应达到平衡状态的重要标志。
“定”?当一定条件下可逆反应一旦达平衡(可逆反应进行到最大的程度)状态时，在平衡体系的混合物中，各组成成分的含量(即反应物与生成物的物质的量，物质的量浓度，质量分数，体积分数等)保持一定而不变(即不随时间的改变而改变)。这是判断体系是否处于化学平衡状态的重要依据。
“动”?指定化学反应已达化学平衡状态时，反应并没有停止，实际上正反应与逆反应始终在进行，且正反应速率等于逆反应速率，所以化学平衡状态是动态平衡状态。
“变”?任何化学平衡状态均是暂时的、相对的、有条件的(与浓度、压强、温度等有关)。而与达平衡的过程无关(化学平衡状态既可从正反应方向开始达平衡，也可以从逆反应方向开始达平衡)。当外界条件变化时，原来的化学平衡即被打破，在新的条件不再改变时，在新的条件下建立起新的化学平衡。新平衡时正、逆反应速率，各组成成分的含量均与原平衡不同。
3、化学平衡常数
(1)化学平衡常数的数学表达式：
在一定条件下，可逆反应：aA+bB=cC+dD达到化学平衡时，
(2)化学平衡常数表示的意义：
平衡常数数值的大小可以反映可逆反应进行的程度大小，K 值越大，反应进行越完全，反应物转化率越高，反之则越低。
(3)影响因素：
K 只是温度的函数，如果正反应为吸热反应，温度升高，K 值增大;如果正反应为放热反应，温度升高，K值减小。
4平衡移动原理
如果改变影响平衡的一个条件(如浓度、压强或温度等)，平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。它是浓度、压强和温度等外界条件对平衡移动影响的概括和总结，只适用于已经达到平衡状态的可逆反应，未处于平衡状态的体系不能用此原理分析，但它也适用于其他动态平衡体系，如溶解平衡、电离平衡和水解平衡等。催化剂能够同等程度地增加正反应速率和逆反应速率，因此它对化学平衡的移动没有影响。
5有关化学平衡的基本计算
(1)物质浓度的变化关系
反应物：平衡浓度=起始浓度-转化浓度
生成物：平衡浓度=起始浓度+转化浓度
其中，各物质的转化浓度之比等于它们在化学方程式中物质的计量数之比。
(2)反应的转化率(?)：?=?100%
化学平衡解题策略
1掌握3个步骤
(1)写出涉及的可逆反应的化学方程式。
(2)找出起始量、转化量和平衡量中哪些是已知量，哪些是未知量，按“三段式”列出。
(3)根据问题建立相应的关系式进行计算。
2用好3种思路
(1)巧设未知数：具体题目要具体分析，灵活设立未知量，一般设某物质的转化量为x。
(2)确定三个量：确定平衡体系中各物质的起始量、转化量、平衡量，并套用“三段式”的“模板”。
①对于同一反应物，起始量-转化量=平衡量。
②对于同一生成物，起始量+转化量=平衡量。
③各转化量之比等于各反应物的化学计量数之比。
(3)解题设问题：根据起始量、转化量、平衡量及题中已知信息，列出等式，求平衡时某成分的浓度、反应物转化率等。
3总结3个百分数
高中的化学知识是比较多的,考生们要想在高考拿到好成绩也不是件容易事,知道考前需要巩固哪些化学知识吗?下面就是小编给大家带来的高考化学热点知识点总结，希望大家喜欢！
高考化学热点知识点总结
1.氧化还原相关概念和应用
①利用“失升氧，得降还”判断反应中物质的角色;②氧化性、还原性的强弱比较，氧化还原反应能否发生的判断;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氧化还原反应的计算，电化学和有机化学中的氧化还原反应。
2.物质结构、元素周期表的应用
①最外层均满足8电子结构的物质：CO2、PCl3、Na2O2(注意：BeCl2 、BF3、PCl5 、HCl );②质量数有关的判断：质子数、中子数、电子数;③主族元素的阴离子、阳离子、核外电子排布，同周期、同主族原子的半径大小比较;④电子式的正确书写：NH4Cl、CCl4、Na2O2、H2O2、CO2、HClO、MgO、Mg3N2、NaOH;⑤利用元素周期表推断：已知位置推序数;已知序数推位置;利用位置推性质;利用位置比较判断;⑥能画出短周期元素周期表及20号以前元素核外电子排布;⑦10电子粒子、14电子粒子和18电子粒子。
注：元素推断题的重点是20号以前元素的推断。
3.阿伏加德罗常数与阿伏加德罗定律及推论
①利用N=n·NA进行有关判断，常见的有气体的体积、分子数、电子数、原子数等的简单计算;②熟悉NA常考查的微粒数目中固体、得失电子、中子数等内容;③利用阿伏加德罗定律及推论进 ......
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