高考化學必知的知識點
不久之后，高三的學生就要開始備考高考了 ， 化學學科復習要有側重，各個突破，理科生在復習的時候首先是要鞏固好基礎知識點。下面小編給大家整理了關于高考化學必知的知識點，希望對你有幫助!
高考化學必知知識點總結
物質結構、元素周期律
1、常見的10電子、18電子粒子。如有多種微粒具有相同的電子數時，一般先考慮10電子的微粒;一種元素可分別與多種元素形成相同電子數的分子時，該元素一般為氫元素，所形成的分子一般為CH4、NH3、H2O、HF。
2、關于8電子穩定結構的判斷方法：化合價的數值加該原子的最外層電子數是否等于8
3、周期表的結構：各主族的分布，元素名稱，符號;同主族元素原子序數的差值規律(分左、右)
4、同族金增非遞減，同周金減非遞增的含義
5、元素金屬性、非金屬性強弱的判別方法
6、元素正常化合價的奇偶性與該其所在的主族序數、原子的最外層電子數及原子序數的奇偶性一致。
7、同主族元素形成的物質，組成和性質具有相似性，但常見的CO2和SiO2除外。
8、注意離子的“陰前陽下，徑小序大”意義
9、電子排布式(簡化的電子排布式、價層電子排布式)的書寫，尤其注意Cr、Mn、Fe、Cu。電子排布圖的書寫
10、泡利原理、洪特規則的含義 11、s電子云、p電子云的形狀
12、同周期、同主族元素的第一電離能和電負性變化規律(注意第一電離能的反常)
13、σ鍵比π鍵牢固，一個共價鍵中必然存在一個σ鍵，剩余的是π鍵
14、鍵的極性與分子的極性
15、判斷離子化合物中有無共價鍵的方法;判斷化合物中有無非極性鍵的方法。電子式的書寫(注意類鹽)
16、關于等電子體(原子數相同、價電子總數相同)常見的互為等電子體的微粒：CO和N2，CH4和NH4+，CO2和N2O、SCN，SO2和NO2等，注意離子的價電子數的確定
高考化學知識要點
化學反應速率、化學平衡
1、化學反應速率的影響因素(溫高壓大、物濃催化速度快)。
2、化學平衡的判斷方法(本質：一方向二大小;現象判斷：總量、分量、密度、摩爾質量、顏色等)
3、平衡的移動方向與速率的增大、減小沒有必然聯系，只與正、逆速率的相對大小有關。
4、平衡移動原理：削弱不消除，理解其真實含義。平衡正向移動，反應物的轉化率不一定變大。
5、平衡中的氣體分數即為物質的量分數，改變溫度或壓強，平衡右移，則氣態反應物的體積分數會減小，氣態生成物的體積分數會增加，分之亦然。
6、解平衡問題的幾種技巧：
(1)極值法：可逆反應不為0的原則 (2)分段思考法 (3)放縮思考法 (4)推理估算法
7、平衡圖象的分析：定一議二，溫高壓大、先拐先平。
8、平衡常數(K)的表達式、正逆反應的K的關系; K只隨溫度而變。
9、等效平衡的分析
(1)定溫定容：分不等體積反應(與標準對應相等-絕對)、等體積反應(與標準的比例相等-相對)
(2)定溫定壓：與標準的比例相等-相對
(3)相對等效即體積分數、物質的量分數、質量分數對應相等;絕對等效還包括物質的量、質量、濃度、總體積、總壓強、總物質的量。
高考化學知識點
電離平衡
1、弱電解質(越強越電離、越熱越電離、越稀越電離);鹽的水解(有弱才水解、誰弱誰水解、越弱越水解、越熱越水解、越稀越水解、誰強顯誰性)
2、同濃度的強酸和弱酸，pH(弱酸)>pH(強酸);同濃度的強堿和弱堿，pH(強堿)>pH(弱堿)
3、同pH的強酸和弱酸，c(弱酸)>c(強酸);同pH的強堿和弱堿，c(弱堿)>c(強堿)。在解題時特別注意題中給的是溶液的pH值還是其物質的量濃度，如果給的是pH值，則與其幾元沒有關系。
4、酸、堿均抑制水的電離;向水中加入活潑金屬(如Na)、活潑金屬氧化物(如Na2O)、酸性氧化物、NH3、電解、水解均促進水的電離。
5、溶液稀釋，離子濃度的變化：不是所有離子濃度都要減小。任何溶液稀釋都不可能變性。
6、電離平衡正向移動，弱電解質的電離程度不一定增大(電離程度相當于弱電解質的轉化率)
7、水解平衡正向移動，弱離子的水解程度不一定增大(水解程度相當于弱離子的轉化率)
8、常溫下，pH之和為14的酸堿等體積混合，誰弱顯誰性。注意誰弱顯誰性和誰強顯誰性的適用前提。
9、弱電解質的電離平衡常數、弱離子的水解平衡常數的表達式同化學平衡常數一樣理解、應用
10、難溶物的溶解平衡常數(Ksp)表達式及應用。判斷兩種離子是否形成沉淀，如Qc>Ksp，則沉淀， 如Qc
高考化學必備知識點
1. 區分元素、同位素、原子、分子、離子、原子團、取代基的概念。正確書寫常見元素的名稱、符號、離子符號，包括IA、IVA、VA、VIA、VIIA族、稀有氣體元素、1～20號元素及Zn、Fe、Cu、Hg、Ag、Pt、Au等。
2.物理變化中分子不變，化學變化中原子不變，分子要改變。
常見的物理變化：蒸餾、分餾、焰色反應、膠體的性質(丁達爾現象、電泳、膠體的凝聚、滲析、布朗運動)、吸附、蛋白質的鹽析、蒸發、分離、萃取分液、溶解除雜(酒精溶解碘)等。
常見的化學變化：化合、分解、電解質溶液導電、蛋白質變性、干餾、電解、金屬的腐蝕、風化、硫化、鈍化、裂化、裂解、顯色反應、同素異形體相互轉化、堿去油污、明礬凈水、結晶水合物失水、濃硫酸脫水等
3. 理解原子量(相對原子量)、分子量(相對分子量)、摩爾質量、質量數的涵義及關系。
4. 純凈物有固定熔沸點，冰水混和、H2與D2混和、水與重水混和、結晶水合物為純凈物。
混合物沒有固定熔沸點，如玻璃、石油、鋁熱劑、溶液、懸濁液、乳濁液、膠體、高分子化合物、漂白粉、漂粉精、天然油脂、堿石灰、王水、同素異形體組成的物質(O2與O3) 、同分異構體組成的物質C5H12等。
5. 掌握化學反應分類的特征及常見反應：
a.從物質的組成形式：化合反應、分解反應、置換反應、復分解反應。
b.從有無電子轉移：氧化還原反應或非氧化還原反應
c.從反應的微粒：離子反應或分子反應
d.從反應進行程度和方向：可逆反應或不可逆反應
e.從反應的熱效應：吸熱反應或放熱反應
高考化學知識總結
1、 掌握一圖(原子結構示意圖)、五式(分子式、結構式、結構簡式、電子式、最簡式)、六方程(化學方程式、電離方程式、水解方程式、離子方程式、電極方程式、熱化學方程式)的正確書寫。
2、最簡式相同的有機物：① CH：C2H2和C6H6② CH2：烯烴和環烷烴 ③ CH2O：甲醛、乙酸、甲酸甲酯 ④ CnH2nO：飽和一元醛(或飽和一元酮)與二倍于其碳原子數和飽和一元羧酸或酯;舉一例：乙醛(C2H4O)與丁酸及其異構體(C4H8O2)
3、 一般原子的原子核是由質子和中子構成，但氕原子(1H)中無中子。
4、 元素周期表中的每個周期不一定從金屬元素開始，如第一周期是從氫元素開始。
5、ⅢB所含的元素種類最多。 碳元素形成的化合物種類最多，且ⅣA族中元素組成的晶體常常屬于原子晶體，如金剛石、晶體硅、二氧化硅、碳化硅等。
6、 質量數相同的原子，不一定屬于同種元素的原子，如18O與18F、40K與40Ca
7. ⅣA~ⅦA族中只有ⅦA族元素沒有同素異形體，且其單質不能與氧氣直接化合。
8、 活潑金屬與活潑非金屬一般形成離子化合物，但AlCl3卻是共價化合物(熔沸點很低，易升華，為雙聚分子，所有原子都達到了最外層為8個電子的穩定結構)。
9、 一般元素性質越活潑，其單質的性質也活潑，但N和P相反，因為N2形成叁鍵。
10、非金屬元素之間一般形成共價化合物，但NH4Cl、NH4NO3等銨鹽卻是離子化合物。
11、離子化合物在一般條件下不存在單個分子，但在氣態時卻是以單個分子存在。 如NaCl。
12、含有非極性鍵的化合物不一定都是共價化合物，如Na2O2、FeS2、CaC2等是離子化合物。
高考化學知識
1、氯氣
(1) 物理性質：黃綠色、有刺激性氣味、能溶于水、密度比空氣大、易液化的有毒氣體。
(2)化學性質：氯氣具有強氧化性，
a.能跟金屬(如Na、Fe、Cu等)：2Na + Cl
2 2NaCl 2Fe+3Cl22FeCl3 Cu + Cl2 CuCl2
b.和非金屬(如H2)反應：H2 + Cl22HCl 將HCl溶于水，就得到鹽酸。
c.和水的反應：Cl2 + H2
OHCl+HClO (氯氣溶于水得氯水，部分氯氣與水發生了反應)
——d.與堿的反應：2NaOH+Cl2=NaCl+NaClO+H2O(2OH+Cl2=Cl
—+ClO+H2O)(用于多余氯氣的吸收)
“84”消毒液(漂白液) 的有效成分是NaClO
漂白粉制取原理的反應方程式是2Ca(OH)2+2Cl2== CaCl2+ Ca(ClO)2+ 2H2O,(此處用石灰乳，而不能用石灰水)
漂白粉的成分是CaCl2、Ca(ClO)2，有效成分是Ca(ClO)2。 漂粉精露置于空氣中變質的化學反應方程式：
Ca(ClO)2+CO2+H2O== CaCO3+2HClO，
2HClO2HCl+O2↑ (寫兩個)
漂白粉漂白原理：Ca(ClO)2+CO2+H2O== CaCO3↓+2HClO (寫一個)
e.與鹽溶液反應：Cl2+2NaBr = =2NaCl+Br2 Cl2+2KI == 2KCl+I2
(3)氯氣的制法：
a. 實驗室制少量氯氣
b.工業上制少量氯氣，電解飽和食鹽水的方法。
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