2017年高考化學必考知識點
化學是高考的考察科目之一，那么化學有哪些必考的知識點呢?接下來學習啦小編為你整理了2017年高考化學必考知識點，一起來看看吧。
2017年高考化學必考知識點：氧化還原
氧化還原反應的本質
電子的轉移(得失或偏移)
氧化還原反應的特征
化合價升降(某些元素化合價在反應前后發生變化，是氧化還原反應判別的依據)
氧化還原反應的發展史
對物質的認識存在發展的過程，從最初的隔離開的氧化反應、還原反應，到從表面上看化合價變化的氧化還原反應，把氧化與還原統一在一個概念下，再透過現象看本質，化合價的變化是有電子得失或偏移引起的。
物質與氧氣發生的反應屬于氧化反應，含氧化合物中氧被奪去的反應屬于還原反應。
有化合價升降的反應屬于氧化還原反應。
有電子得失或偏移的反應屬于氧化還原反應。
氧化還原反應中應注意的幾個問題
1、氧化劑氧化性的強弱，不是看得電子的多少，而是看得電子的難易;
還原劑還原性的強弱，不是看失電子的多少，而是看失電子的難易。
eg：氧化性：濃HNO3>稀HNO3還原性：Na>Al
2、有新單質參加或生成的反應不一定是氧化還原反應.
eg：C(金剛石)==C(石墨);3O2==2O3(放電);P4(白磷)==4P(紅磷)
3、任何元素在化學反應中，從游離態變為化合態，或由化合態變為游離態，均發生氧化還原反應(比如置換反應，化合反應，分解反應)
4、置換反應一定是氧化還原反應，復分解反應一定不是氧化還原反應;有單質參加的化合反應和有單質生成的分解反應全部屬于氧化還原反應。
5、元素具有最高價的化合物不一定具有強氧化性!
eg:H3PO4、H2SiO3(或H4SiO4)兩酸均無強氧化性但硝酸有強氧化性。
氧化還原的表示可用單線橋也可用雙線橋
一、雙線橋法：
此法不僅能表示出電子轉移的方向和總數，還能表示出元素化合價升降和氧化、還原關系。雙線橋的箭頭始于反應物有關元素的原子或離子，箭頭指向發生化合價變化后生成物中對應元素的原子或離子或原子團。
標變價:
明確標出所有發生氧化還原反應的元素的化合價，不變價的元素不標化合價。
連雙線:
將標化合價的同一元素用直線加箭頭從反應物指向生成物(注意：箭頭的起止一律對準各元素)
標得失:
1.標電子轉移或偏離數 :
明確標出得失電子數，格式為“得/失發生氧化還原反應原子個數×單位原子得失電子數”.
2.標化合價變化:
一律標出化合價的變化，只有“化合價升高”“化合價降低”這兩種寫法，不可寫為“升價”“降價”等 .
3.標出元素反應類型:
一律標出元素所發生的反應，“被氧化”或“被還原”，其余寫法均不正確.
4.檢查得失電子守恒 檢查得失電子數是否相等，如不相等則重新分析。
二、單線橋法：
在氧化還原反應中，有電子發生轉移(得失或偏移)，也就是在反應物中有元素電子發生得失或偏移，這時用一條帶箭頭的曲線從失去電子的元素指向得到電子的元素，并在“橋”上標出轉移的電子數，這種表示方法叫單線橋法。
(1)標價態明確標明發生氧化還原反應的元素的化合價;
(2)連單線連接方程式左邊的氧化劑與還原劑，箭頭一律指向氧化劑;
(3)不注得失標出轉移的電子的總數，這里不用像雙線橋那樣，僅需直接標出電子總數.
2017年高考化學必考知識點：pH值的計算
常用H+濃度來表示溶液的酸堿性，當[H+]小于1mol·L-1時，為了使用方便，常用氫離子濃度的負對數，即-lg[H+]來表示溶液的酸度，并稱為pH，即pH= -lg[H+]。
任何物質的水溶液中[H+]·[OH-]=Kw，室溫時Kw=1×10-14。純水中[H+]=[OH-]=10-7mol·L-1，則pH= -lg[H+]=7。在其他中性溶液中[H+]=[OH-]=10-7mol·L-1，pH也為7;酸性溶液中[H+]>[OH-]，其pH<7;堿性溶液中[H+]<[OH-]，其pH>7。氫氧離子濃度的負對數也可表示為pOH，則溶液的pH + pOH = 14，pH=14 - pOH。計算溶液的pH關鍵在于正確求出各種溶液的[H+]，具體計算如下：
例1 計算0.01mol·L-1鹽酸溶液的pH。
解 鹽酸是強電解質，在水中全部電離[H+]=0.01mol·L-1pH=-lg[H+]=-lg 0.01=2
答 該溶液的pH為2。
例2 計算c=0.1mol·L-1醋酸溶液(電離度α=1.34%)的pH。
解 醋酸是弱電解質在水中部分電離
[H+]=α·C=1.34%×0.1
=1.34×10-3(mol·L-1)
pH= -lg[H+]=-lg 1.34×10-3=2.87
答 該溶液的pH為2.87。
例3 計算c(NaOH)=0.1mol·L-1氫氧化鈉溶液的pH。
解 NaOH為強電解質在水中全部電離
[OH-]=0.1mol·L-1
pH= -lg[H+]=-lg10-13=13
另一算法：
pH=14-pOH=14-(-lg[OH-])=14-1=13
答 該氫氧化鈉溶液的pH為13。
例4 某溶液的pH=5求該溶液的H+和OH-的濃度。
解 pH=5=-lg[H+] [H+]=10-5(mol·L-1)
答 該溶液的H+濃度為10-5mol·L-1，OH-的濃度為10-9mol·L-1
pH的計算之二
1.簡單酸堿溶液的pH
由pH= -lg[H+]，只要求得[H+]即可。
(1)一元強酸：[H+]=C酸 二元強酸：[H+]=2C酸
弱酸：[H+]=Cα，再求pH。
(2)一元強堿[OH-]=C堿，二元強堿：[OH-]=2C堿，
2.強酸，強堿的稀釋
(1)強酸稀釋過程pH增大，可先求稀釋后溶液的[H+]，再求pH。
(2)強堿稀釋后pH減小，應先求稀釋后，溶液中的[OH-]，再求[H+]，才能求得pH。
(3)極稀溶液應考慮水的電離。
酸溶液pH不可能大于7，堿溶液pH不可能小于7。
3.強酸、強堿溶液的混合
等體積混合時：
若pH相差2個單位以上“pH混=pH小+0.3”
若pH相差1個單位“pH混=pH小+0.26”
(2)兩強堿混合：
等體積混合時：
若pH相差2個單位以上“pH混=pH大-0.3”
若pH相差1個單位“pH混=pH大-0.26”
(3)強酸、強堿溶液混合：
若恰好中和，溶液pH=7。
再求[H+]混，再求pH。
2017年高考化學必考知識點：鹽類的水解
鹽類水解，水被弱解;
有弱才水解，無弱不水解;
越弱越水解，都弱雙水解;
誰強呈誰性，同強呈中性。
電解質溶液中的守恒關系
⑴電荷守恒
電解質溶液中所有陽離子所帶有的正電荷數與所有的陰離子所帶的負電荷數相等。
如NaHCO3溶液中：n(Na+)+n(H+)=n(HCO3-)+2n(CO32-)+n(OH-)
推出：[Na+]+[H+]=[HCO3-]+2[CO32-]+[OH-]
⑵物料守恒
電解質溶液中由于電離或水解因素，離子會發生變化變成其它離子或分子等，但離子或分子中某種特定元素的原子的總數是不會改變的。
如NaHCO3溶液中：n(Na+)：n(c)=1:1
推出：c(Na+)=c(HCO3-)+c(CO32-)+c(H2CO3)
⑶質子守恒
(不一定掌握)電解質溶液中分子或離子得到或失去質子(H+)的物質的量應相等。
例如：在NH4HCO3溶液中H3O+、H2CO3為得到質子后的產物;NH3、OH-、CO32-為失去質子后的產物，故有以下關系：c(H3O+)+c(H2CO3)=c(NH3)+c(OH-)+c(CO32-)。
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