2020届高中化学高考总复习必背知识点总结(全)

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2024年高中高三化学的必背必考知识点总结范本(二篇)

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。

高中化学高考必背知识点

高中化学高考必背知识点高中化学高考必背知识点在平平淡淡的学习中，不管我们学什么，都需要掌握一些知识点，知识点就是“让别人看完能理解”或者“通过练习我能掌握”的内容。

相信很多人都在为知识点发愁，以下是小编为大家整理的高中化学高考必背知识点，欢迎阅读与收藏。

高中化学高考必背知识点 11、金属活动顺序表口诀（初中）钾钙钠镁铝、锌铁锡铅氢、铜汞银铂金。

（高中）钾钙钠镁铝锰锌、铬铁镍、锡铅氢；铜汞银铂金。

2、盐类水解规律口诀无“弱”不水解，谁“弱”谁水解；愈“弱”愈水解，都“弱”双水解；谁“强”显谁性，双“弱”由K定。

3、盐类溶解性表规律口诀钾、钠铵盐都可溶，硝盐遇水影无踪；硫（酸）盐不溶铅和钡，氯（化）物不溶银、亚汞。

4、化学反应基本类型口诀化合多变一（A+BC），分解正相逆（AB+C），复分两交换（AB+CDCB+AD），置换换单质（A+BCAC+B）。

5、短周期元素化合价与原子序数的关系口诀价奇序奇，价偶序偶。

6、化学计算化学式子要配平，必须纯量代方程，单位上下要统一，左右倍数要相等。

质量单位若用克，标况气体对应升，遇到两个已知量，应照不足来进行。

高中化学高考必背知识点 21、镁条在空气中燃烧：发出耀眼强光，放出大量的热，生成白烟同时生成一种白色物质。

2、木炭在氧气中燃烧：发出白光，放出热量。

3、硫在氧气中燃烧：发出明亮的蓝紫色火焰，放出热量，生成一种有刺激性气味的气体。

4、铁丝在氧气中燃烧：剧烈燃烧，火星四射，放出热量，生成黑色固体物质。

5、加热试管中碳酸氢铵：有刺激性气味气体生成，试管上有液滴生成。

6、氢气在空气中燃烧：火焰呈现淡蓝色。

7、氢气在氯气中燃烧：发出苍白色火焰，产生大量的热。

8、在试管中用氢气还原氧化铜：黑色氧化铜变为红色物质，试管口有液滴生成。

9、用木炭粉还原氧化铜粉末，使生成气体通入澄清石灰水，黑色氧化铜变为有光泽的.金属颗粒，石灰水变浑浊。

10、一氧化碳在空气中燃烧：发出蓝色的火焰，放出热量。

高中化学必背知识点归纳与总结5篇

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。

2020最新高三化学考试必考知识点梳理五篇分享

2020最新高三化学考试必考知识点梳理五篇分享高中化学是很多同学的噩梦，知识点众多而且杂，对于高二的同学们很不友好，建议同学们通过总结知识点的方法来学习化学，这样可以提高学习效率。

高三化学知识点1常见化学反应(一)金属元素的反应1.碱金属的反应(1)碱金属单质的化学反应①与水反应2Na+2H2O===2NaOH+H2↑2K+2H2O===2KOH+H2↑2Na+CuSO4+2H2O===Na2SO4+Cu(OH)2↓+H2↑【题源信息】钠与盐溶液反应，不能置换出盐中的金属，而是先与H2O反应生成NaOH，然后生成的NaOH溶液再与盐溶液反应，钠与H2O、酸反应的实质都是与H+反应，所以钠与酸溶液反应更为剧烈。

钠与熔融的盐反应才可能置换出盐中的金属。

②与氧气反应4Na+O2===2Na2O(空气中缓慢氧化)2Na+O2点燃=====Na2O22Na2O+O2△=====2Na2O24Li+O2点燃=====2Li2O【题源信息】①无论Na与O2反应生成Na2O或Na2O2，只要参与反应的Na质量相等，则转移电子的物质的量一定相等，但得到Na2O2的质量大于Na2O的质量。

②注意Na及其化合物发生焰色反应时火焰颜色均为黄色。

③要注意推断题中的“题眼”——多步氧化关系：NaO2――→Na2OO2――→Na2O2。

(2)碱金属化合物的化学反应①Na2O22H2O+2Na2O2===4NaOH+O2↑2CO2+2Na2O2===2Na2CO3+O2SO2+Na2O2===Na2SO4【题源信息】1molNa2O2参与反应转移电子的物质的量为1mol，该结论常用在考查NA的题目中。

Na2O2与CO2和水蒸气组成的混合气体反应时，应先考虑Na2O2与CO2的反应。

Na2O2具有强氧化性，能将具有还原性的物质氧化，注意相关反应离子方程式的书写(如将Na2O2投入Na2S、Na2SO3、NaI、FeSO4等具有还原性的溶液中)。

高中化学必背基础知识归纳总结

高中化学必背基础知识归纳总结高中化学必考基础知识点常见物质的状态1、常温下为气体的单质只有H2、N2、O2(O3)、F2、Cl2(稀有气体单质除外)2、常温下为液体的单质：Br2、Hg3、常温下常见的无色液体化合物：H2O、H2O24、常见的气体化合物：NH3、HX(F、Cl、Br、I)、H2S、CO、CO2、NO、NO2、SO25、有机物中的气态烃CxHy(x≤4);含氧有机化合物中只有甲醛(HCHO)常温下是气态，卤代烃中一氯甲烷和一氯乙烷为气体。

6、常见的固体单质：I2、S、P、C、Si、金属单质;7、白色胶状沉淀[Al(OH)3、H4SiO4]2高中化学必背知识点常见分子(或物质)的形状及键角(1)形状：V型：H2O、H2S。

直线型：CO2、CS2、C2H2。

平面三角型：BF3、SO3。

三角锥型：NH3。

正四面体型：CH4、CCl4、白磷、NH4+。

平面结构：C2H4、C6H6。

(2)键角：H2O：104.5°。

BF3、C2H4、C6H6、石墨：120°。

白磷：60°。

NH3：107°18′。

CH4、CCl4、NH4+、金刚石：109°28′。

CO2、CS2、C2H2：180°。

常见粒子的饱和结构①具有氦结构的粒子(2)：H-、He、Li+、Be2+;②具有氖结构的粒子(2、8)：N3-、O2-、F-、Ne、Na+、Mg2+、Al3+;③具有氩结构的粒子(2、8、8)：S2-、Cl-、Ar、K+、Ca2+;④核外电子总数为10的粒子：阳离子：Na+、Mg2+、Al3+、NH4+、H3O+;阴离子：N3-、O2-、F-、OH-、NH2-;分子：Ne、HF、H2O、NH3、CH4。

⑤核外电子总数为18的粒子：阳离子：K+、Ca2+;阴离子：P3-、S2-、HS-、Cl-;分子：Ar、HCl、H2S、PH3、SiH4、F2、H2O2、C2H6、CH3OH、N2H4。

【总结】2020高考化学知识点总结大全

【关键字】总结高中化学总复习高考化学第一轮复习化学反应及能量变化实质：有电子转移（得失与偏移）特征：反应前后元素的化合价有变化复原性化合价升高弱氧化性↑ ↑复原剂氧化反应氧化产物氧化剂复原反应复原产物↓ ↓氧化性化合价降低弱复原性氧化复原反应：有元素化合价升降的化学反应是氧化复原反应。

有电子转移（得失或偏移）的反应都是氧化复原反应。

概念：氧化剂：反应中得到电子（或电子对偏向）的物质（反应中所含元素化合价降低物）复原剂：反应中失去电子（或电子对偏离）的物质（反应中所含元素化合价升高物）氧化产物：复原剂被氧化所得生成物；复原产物：氧化剂被复原所得生成物。

失电子，化合价升高，被氧化双线桥：氧化剂+ 复原剂= 复原产物+ 氧化产物得电子，化合价降低，被复原电子转移表示方法单线桥：电子复原剂+ 氧化剂= 复原产物+ 氧化产物二者的主表示意义、箭号起止要区别：电子数目等依据原则：氧化剂化合价降低总数=复原剂化合价升高总数找出价态变化，看两剂分子式，确定升降总数；方法步骤：求最小公倍数，得出两剂系数，观察配平其它。

有关计算：关键是依据氧化剂得电子数与复原剂失电子数相等，列出守恒关系式求解。

①、由元素的金属性或非金属性比较；（金属活动性顺序表，元素周期律）②、由反应条件的难易比较；③、由氧化复原反应方向比较；（氧化性：氧化剂>氧化产物；复原性：复原剂>复原产物）④、根据（氧化剂、复原剂）元素的价态与氧化复原性关系比较。

元素处于最高价只有氧化性，最低价只有复原性，处于中间价态既有氧化又有复原性。

①、活泼的非金属，如Cl2、Br2、O2 等；②、元素（如Mn等）处于高化合价的氧化物，如MnO2、KMnO4等氧化剂：③、元素（如S、N等）处于高化合价时的含氧酸，如浓H2SO4、HNO3 等④、元素（如Mn、Cl、Fe等）处于高化合价时的盐，如KMnO4、KClO3、FeCl3、K2Cr2O7⑤、过氧化物，如Na2O2、H2O2等。

高考化学学科常考复习考点资料整理

高考化学学科常考复习考点资料整理高中化学知识点一、物质结构理论1.用原子半径、元素化合价周期性变化比较不同元素原子或离子半径大小2.用同周期、同主族元素金属性和非金属性递变规律判断具体物质的酸碱性强弱或气态氢化物的稳定性或对应离子的氧化性和还原性的强弱。

3.运用周期表中元素“位--构--性”间的关系推导元素。

4.应用元素周期律、两性氧化物、两性氢氧化物进行相关计算或综合运用，对元素推断的框图题要给予足够的重视。

5.晶体结构理论⑴晶体的空间结构：对代表物质的晶体结构要仔细分析、理解。

在高中阶段所涉及的晶体结构就源于课本的就几种，高考在出题时，以此为蓝本，考查与这些晶体结构相似的没有学过的其它晶体的结构。

⑴晶体结构对其性质的影响：物质的熔、沸点高低规律比较。

⑴晶体类型的判断及晶胞计算。

二、化学反应速率和化学平衡理论化学反应速率和化学平衡是中学化学重要基本理论，也是化工生产技术的重要理论基础，是高考的热点和难点。

考查主要集中在：掌握反应速率的表示方法和计算，理解外界条件(浓度、压强、温度、催化剂等)对反应速率的影响。

考点主要集中在同一反应用不同物质表示的速率关系，外界条件对反应速率的影响等。

化学平衡的标志和建立途径，外界条件对化学平衡的影响。

运用平衡移动原理判断平衡移动方向，及各物质的物理量的变化与物态的关系,等效平衡等。

1.可逆反应达到化学平衡状态的标志及化学平衡的移动主要包括：可逆反应达到平衡时的特征，条件改变时平衡移动知识以及移动过程中某些物理量的变化情况，勒夏特列原理的应用。

三、电解质理论电解质理论重点考查弱电解质电离平衡的建立，电离方程式的书写，外界条件对电离平衡的影响，酸碱中和反应中有关弱电解质参与的计算和酸碱中和滴定实验原理，水的离子积常数及溶液中水电离的氢离子浓度的有关计算和pH的计算，溶液酸碱性的判断，不同电解质溶液中水的电离程度大小的比较，盐类的水解原理及应用，离子共存、离子浓度大小比较，电解质理论与生物学科之间的渗透等。

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高考化学一轮复习知识点总结Ⅰ、基本概念与基础理论：一、阿伏加德罗定律1．内容：在同温同压下，同体积的气体含有相同的分子数。

即“三同”定“一同”。

2．推论（1）同温同压下，V1/V2=n1/n2 同温同压下，M1/M2=ρ1/ρ2注意：①阿伏加德罗定律也适用于不反应的混合气体。

②使用气态方程PV=nRT有助于理解上述推论。

3、阿伏加德罗常这类题的解法：①状况条件：考查气体时经常给非标准状况如常温常压下，1.01×105Pa、25℃时等。

②物质状态：考查气体摩尔体积时，常用在标准状况下非气态的物质来迷惑考生，如H2O、SO3、已烷、辛烷、CHCl3等。

③物质结构和晶体结构：考查一定物质的量的物质中含有多少微粒（分子、原子、电子、质子、中子等）时常涉及希有气体He、Ne等为单原子组成和胶体粒子，Cl2、N2、O2、H2为双原子分子等。

晶体结构：P4、金刚石、石墨、二氧化硅等结构。

二、离子共存1．由于发生复分解反应，离子不能大量共存。

（1）有气体产生。

如CO32-、SO32-、S2-、HCO3-、HSO3-、HS-等易挥发的弱酸的酸根与H+不能大量共存。

（2）有沉淀生成。

如Ba2+、Ca2+、Mg2+、Ag+等不能与SO42-、CO32-等大量共存；Mg2+、Fe2+、Ag+、Al3+、Zn2+、Cu2+、Fe3+等不能与OH-大量共存；Fe2+与S2-、Ca2+与PO43-、Ag+与I-不能大量共存。

（3）有弱电解质生成。

如OH-、CH3COO-、PO43-、HPO42-、H2PO4-、F-、ClO-、AlO2-、SiO32-、CN-、C17H35COO-、等与H+不能大量共存；一些酸式弱酸根如HCO3-、HPO42-、HS-、H2PO4-、HSO3-不能与OH-大量共存；NH4+与OH-不能大量共存。

（4）一些容易发生水解的离子，在溶液中的存在是有条件的。

如AlO2-、S2-、CO32-、C6H5O-等必须在碱性条件下才能在溶液中存在；如Fe3+、Al3+等必须在酸性条件下才能在溶液中存在。

这两类离子不能同时存在在同一溶液中，即离子间能发生“双水解”反应。

如3AlO2-+Al3++6H2O=4Al(OH)3↓等。

2．由于发生氧化还原反应，离子不能大量共存。

（1）具有较强还原性的离子不能与具有较强氧化性的离子大量共存。

如S2-、HS-、SO32-、I-和Fe3+不能大量共存。

（2）在酸性或碱性的介质中由于发生氧化还原反应而不能大量共存。

如MnO4-、Cr2O7-、NO3-、ClO-与S2-、HS-、SO32-、HSO3-、I-、Fe2+等不能大量共存；SO32-和S2-在碱性条件下可以共存，但在酸性条件下则由于发生2S2-+SO32-+6H+=3S↓+3H2O反应不能共在。

H+与S2O32-不能大量共存。

3．能水解的阳离子跟能水解的阴离子在水溶液中不能大量共存（双水解）。

例：Al3+和HCO3-、CO32-、HS-、S2-、AlO2-、ClO-等；Fe3+与CO32-、HCO3-、AlO2-、ClO-等不能大量共存。

4．溶液中能发生络合反应的离子不能大量共存。

如Fe2+、Fe3+与SCN-不能大量共存；Fe3+与不能大量共存。

5、审题时应注意题中给出的附加条件。

①酸性溶液（H+）、碱性溶液（OH-）、能在加入铝粉后放出可燃气体的溶液、由水电离出的H+或OH-=1×10-10mol/L的溶液等。

②有色离子MnO4-,Fe3+,Fe2+,Cu2+,Fe(SCN)2+。

③MnO4-,NO3-等在酸性条件下具有强氧化性。

④S2O32-在酸性条件下发生氧化还原反应：S2O32-+2H+=S↓+SO2↑+H2O⑤注意题目要求“大量共存”还是“不能大量共存”。

6、审题时还应特别注意以下几点：（1）注意溶液的酸性对离子间发生氧化还原反应的影响。

如：Fe2+与NO3-能共存，但在强酸性条件下（即Fe2+、NO3-、H+相遇）不能共存；MnO4-与Cl-在强酸性条件下也不能共存；S2-与SO32-在钠、钾盐时可共存，但在酸性条件下则不能共存。

（2）酸式盐的含氢弱酸根离子不能与强碱（OH-）、强酸（H+）共存。

如HCO3-+OH-=CO32-+H2O（HCO3-遇碱时进一步电离）；HCO3-+H+=CO2↑+H2O三、氧化性、还原性强弱的判断（1）根据元素的化合价物质中元素具有最高价，该元素只有氧化性；物质中元素具有最低价，该元素只有还原性；物质中元素具有中间价，该元素既有氧化性又有还原性。

对于同一种元素，价态越高，其氧化性就越强；价态越低，其还原性就越强。

（2）根据氧化还原反应方程式在同一氧化还原反应中，氧化性：氧化剂>氧化产物还原性：还原剂>还原产物氧化剂的氧化性越强，则其对应的还原产物的还原性就越弱；还原剂的还原性越强，则其对应的氧化产物的氧化性就越弱。

（3）根据反应的难易程度注意：①氧化还原性的强弱只与该原子得失电子的难易程度有关，而与得失电子数目的多少无关。

得电子能力越强，其氧化性就越强；失电子能力越强，其还原性就越强。

②同一元素相邻价态间不发生氧化还原反应。

四、比较金属性强弱的依据金属性：金属气态原子失去电子能力的性质；金属活动性：水溶液中，金属原子失去电子能力的性质。

注：金属性与金属活动性并非同一概念，两者有时表现为不一致，1、同周期中，从左向右，随着核电荷数的增加，金属性减弱；同主族中，由上到下，随着核电荷数的增加，金属性增强；2、依据最高价氧化物的水化物碱性的强弱；碱性愈强，其元素的金属性也愈强；3、依据金属活动性顺序表（极少数例外）；4、常温下与酸反应煌剧烈程度；5、常温下与水反应的剧烈程度；6、与盐溶液之间的置换反应；7、高温下与金属氧化物间的置换反应。

五、比较非金属性强弱的依据1、同周期中，从左到右，随核电荷数的增加，非金属性增强；同主族中，由上到下，随核电荷数的增加，非金属性减弱；2、依据最高价氧化物的水化物酸性的强弱：酸性愈强，其元素的非金属性也愈强；3、依据其气态氢化物的稳定性：稳定性愈强，非金属性愈强；4、与氢气化合的条件；5、与盐溶液之间的置换反应；6、其他，例：2Cu ＋S Δ===Cu 2S Cu ＋Cl 2点燃===CuCl 2 所以，Cl 的非金属性强于S 。

六、“10电子”、“18电子”的微粒小结(一)“10电子”的微粒：(二)“18电子”的微粒注：其它诸如C2H6、N2H5+、N2H62+等亦为18电子的微粒。

七、微粒半径的比较：1、判断的依据电子层数：相同条件下，电子层越多，半径越大。

核电荷数相同条件下，核电荷数越多，半径越小。

最外层电子数相同条件下，最外层电子数越多，半径越大。

2、具体规律：1、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小（稀有气体除外）如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl.2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。

如：Li<Na<K<Rb<Cs3、同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增大。

如：F--<Cl--<Br--<I--4、电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小。

如：F-> Na+>Mg2+>Al3+5、同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径越小。

如Fe>Fe2+>Fe3+八、物质溶沸点的比较（1）不同类晶体：一般情况下，原子晶体>离子晶体>分子晶体（2）同种类型晶体：构成晶体质点间的作用大，则熔沸点高，反之则小。

①离子晶体：离子所带的电荷数越高，离子半径越小，则其熔沸点就越高。

②分子晶体：对于同类分子晶体，式量越大，则熔沸点越高。

HF、H2O、NH3等物质分子间存在氢键。

③原子晶体：键长越小、键能越大，则熔沸点越高。

（3）常温常压下状态①熔点：固态物质>液态物质②沸点：液态物质>气态物质九、分子间作用力及分子极性定义：把分子聚集在一起的作用力分子间作用力（范德瓦尔斯力）：影响因素：大小与相对分子质量有关。

作用：对物质的熔点、沸点等有影响。

①、定义：分子之间的一种比较强的相互作用。

分子间相互作用②、形成条件：第二周期的吸引电子能力强的N、O、F与H之间（NH3、H2O）③、对物质性质的影响：使物质熔沸点升高。

④、氢键的形成及表示方式：F-—H···F-—H···F-—H···←代表氢键。

氢键O OH H H HOH H⑤、说明：氢键是一种分子间静电作用；它比化学键弱得多，但比分子间作用力稍强；是一种较强的分子间作用力。

定义：从整个分子看，分子里电荷分布是对称的（正负电荷中心能重合）的分子。

非极性分子双原子分子：只含非极性键的双原子分子如：O2、H2、Cl2等。

举例：只含非极性键的多原子分子如：O3、P4等分子极性多原子分子：含极性键的多原子分子若几何结构对称则为非极性分子如：CO2、CS2（直线型）、CH4、CCl4（正四面体型）极性分子：定义：从整个分子看，分子里电荷分布是不对称的（正负电荷中心不能重合）的。

举例双原子分子：含极性键的双原子分子如：HCl、NO、CO等多原子分子：含极性键的多原子分子若几何结构不对称则为极性分子如：NH3(三角锥型)、H2O （折线型或V型）、H2O2十、化学反应的能量变化定义：在化学反应过程中放出或吸收的热量；符号：△H单位：一般采用KJ·mol-1测量：可用量热计测量研究对象：一定压强下在敞开容器中发生的反应所放出或吸收的热量。

反应热：表示方法：放热反应△H<0，用“-”表示；吸热反应△H>0，用“+”表示。

燃烧热：在101KPa下，1mol物质完全燃烧生成稳定氧化物时所放出的热量。

定义：在稀溶液中，酸跟碱发生反应生成1molH 2O时的反应热。

中和热：强酸和强碱反应的中和热：H +(aq)+OH -(aq)=H 2O(l); △H=-57.3KJ ·mol -弱酸弱碱电离要消耗能量，中和热|△H|<57.3KJ ·mol -1原理：断键吸热，成键放热。

反应热的微观解释：反应热=生成物分子形成时释放的总能量-反应物分子断裂时所吸收的总能量定义：表明所放出或吸收热量的化学方程式。

意义：既表明化学反应中的物质变化，也表明了化学反应中的能量变化。

热化学 ①、要注明反应的温度和压强，若反应是在298K ，1atm 可不注明；方程式 ②、要注明反应物和生成物的聚集状态或晶型；书写方法 ③、△H 与方程式计量数有关，注意方程式与△H对应，△H 以KJ ·mol -1单位，化学计量数可以是整数或分数。