高考化学必考的知识点和公式

Question

高考必考的知识点和公式 希望不要乱来 是真的要考的踩打上来 谢谢

Answer 1

高考化学必考知识点的总结归纳

作为基础学科知识内容考查的依据,以下所列的知识点在近10年来的化学高考命题中呈现率达90%以上希望同学们在临考的复习中能一一对照来巩固相应的基础,如果某些点的认识不够,建议重温相应的教材和教辅资料,确保该内容的高得分率。
1、 氧化还原相关概念和应用
（1） 借用熟悉的H2还原CuO来认识5对相应概念
（2） 氧化性、还原性的相互比较
（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） 电化学中的氧化还原反应
2、 物质结构、元素周期表的认识
（1） 主族元素的阴离子、阳离子、核外电子排布
（2） 同周期、同主族原子的半径大小比较
（3） 电子式的正确书写、化学键的形成过程、化学键、分子结构和晶体结构
（4）能画出短周期元素周期表的草表 ，理解“位—构—性”
3、 熟悉阿伏加德罗常数NA常考查的微粒数目中固体、得失电子、中子数等内容。
4、 热化学方程式的正确表达（状态、计量数、能量关系）
5、 离子的鉴别、离子共存
（1） 离子因结合生成沉淀、气体、难电离的弱电解质而不能大量共存
（2） 因相互发生氧化还原而不能大量共存
（3） 因双水解、生成络合物而不能大量共存
（4） 弱酸的酸式酸根离子不能与强酸、强碱大量共存
（5） 题设中的其他条件“酸碱性、颜色”等
6、 溶液浓度、离子浓度的比较及计算
（1） 善用微粒的守恒判断 （电荷守衡、物料守衡、质子守衡）
（2） 电荷守恒中的多价态离子处理
7、 pH值的计算
（1） 遵循定义（公式）规范自己的计算过程
（2） 理清题设所问的是“离子”还是“溶液”的浓度
（3） 酸过量或碱过量时pH的计算（酸时以H浓度计算，碱时以OH计算再换算）。
8、 化学反应速度、化学平衡
（1） 能计算反应速率、理解各物质计量数与反应速率的关系
（2） 理顺“反应速率”的“改变”与“平衡移动”的“辩证关系”
（3） 遵循反应方程式规范自己的“化学平衡”相关计算过程
（4） 利用“等效平衡”观点来解题
9、 电化学
（1） 能正确表明“原电池、电解池、电镀池”及变形装置的电极位置
（2） 能写出各电极的电极反应方程式
（3） 了解常见离子的电化学放电顺序
（4） 能准确利用“得失电子守恒”原则计算电化学中的定量关系
10、 盐类的水解
（1） 盐类能发生水解的原因
（2） 不同类型之盐类发生水解的后果（酸碱性、浓度大小等）
（3） 盐类水解的应用或防止（胶体、水净化、溶液制备）
（4） 对能发生水解的盐类溶液加热蒸干、灼烧的后果
（5） 能发生完全双水解的离子反应方程式
11、 C、 N、O、S、Cl、P、Na、Mg、Al、Fe等元素的单质及化合物
（1） 容易在无机推断题中出现，注意上述元素的特征反应
（2） 注意N中的硝酸与物质的反应，其体现的酸性、氧化性“两作为”是考查的的重点
（3） 有关Al的化合物中则熟悉其两性反应（定性、定量关系）
（4） 有关Fe的化合物则理解Fe2+和Fe3+之间的转化、Fe3+的强氧化性
（5） 物质间三角转化关系
12、有机物的聚合及单体的推断
（1）根据高分子的链节特点准确判断加聚反应或缩聚反应归属
（2）熟悉含C=C双键物质的加聚反应或缩聚反应归属
（3）熟悉含（-COOH、-OH）、（-COOH、-NH2）之间的缩聚反应
13、同分异构体的书写
（1）请按官能团的位置异构、类别异构和条件限制异构顺序一个不漏的找齐
（2）本内容最应该做的是作答后，能主动进行一定的检验
14、有机物的燃烧
（1）能写出有机物燃烧的通式
（2）燃烧最可能获得的是C和H关系
15、完成有机反应的化学方程式
（1）有机代表物的相互衍变，往往要求完成相互转化的方程式
（2）注意方程式中要求表示物质的结构简式、表明反应条件、配平方程式
16、有机物化学推断的解答 （“乙烯辐射一大片，醇醛酸酯一条线”）
（1）一般出现以醇为中心，酯为结尾的推断关系，所以复习时就熟悉有关“醇”和“酯”的性质反应（包括一些含其他官能团的醇类和酯）
（2）反应条件体现了有机化学的特点，请同学们回顾有机化学的一般条件，从中归纳相应信息，可作为推断有机反应的有利证据
（3）从物质发生反应前后的官能团差别，推导相关物质的结构
17．化学实验装置与基本操作
（1）常见物质的分离、提纯和鉴别
（2）常见气体的制备方法
（3）实验设计和实验评价
18、化学计算
（1）近年来，混合物的计算所占的比例很大（90%），务必熟悉有关混合物计算的一般方式（含讨论的切入点），注意单位与计算的规范
（2）回顾近几次的综合考试，感受“守恒法“在计算题中的暗示和具体计算时的优势
化学计算中的巧妙方法小结：
得失电子守恒法、元素守恒法、电荷守恒法、最终溶质法、极值法、假设验证法等

Answer 2

高中化学也是个杂乱的科目，知识点多，概念多，很多东西又很抽象，难以理解，给复习带来难度，下面为大家整理出高中化学知识点总结，希望能帮助正在复习的学生们，祝各位考生学习愉快，在高考中取得好成绩！一、俗名
无机部分：
纯碱、苏打、天然碱 、口碱：Na2CO3 小苏打：NaHCO3 大苏打：Na2S2O3 石膏（生石膏）：CaSO4.2H2O 熟石膏：2CaSO4•.H2O 莹石：CaF2 重晶石：BaSO4（无毒） 碳铵：NH4HCO3 石灰石、大理石：CaCO3 生石灰：CaO 食盐：NaCl 熟石灰、消石灰：Ca(OH)2 芒硝：Na2SO4•7H2O (缓泻剂) 烧碱、火碱、苛性钠：NaOH 绿矾：FaSO4•7H2O 干冰：CO2二、 颜色 三、 现象：五、无机反应中的特征反应
1．与碱反应产生气体

（1）

（2）铵盐：

2．与酸反应产生气体

（1）

（2）

3．Na2S2O3与酸反应既产生沉淀又产生气体： S2O32-+2H+=S↓+SO2↑+H2O
4．与水反应产生气体

（1）单质

（2）化合物

5．强烈双水解

6．既能酸反应，又能与碱反应
（1）单质：Al （2）化合物：Al2O3、Al(OH)3、弱酸弱碱盐、弱酸的酸式盐、氨基酸。

7．与Na2O2反应

8．2FeCl3+H2S=2FeCl2+S↓+2HCl
9．电解

10．铝热反应：Al+金属氧化物 金属+Al2O3
11． Al3+ Al(OH)3 AlO2-
12．归中反应：2H2S+SO2=3S+2H2O
4NH3+6NO 4N2+6H2O

13．置换反应：（1）金属→金属

（2）金属→非金属

（3）非金属→非金属

（4）非金属→金属

14、一些特殊的反应类型：
⑴ 化合物+单质 化合物+化合物 如：Cl2+H2O、H2S+O2、、NH3+O2、CH4+O2、Cl2+FeBr2
⑵ 化合物+化合物 化合物+单质NH3+NO、H2S+SO2 、Na2O2+H2O、NaH+H2O、
Na2O2+CO2、CO+H2O
⑶ 化合物+单质 化合物PCl3+Cl2 、Na2SO3+O2 、FeCl3+Fe 、FeCl2+Cl2、CO+O2、Na2O+O2
14．三角转化：

15．受热分解产生2种或3种气体的反应：

（1）铵盐

（2）硝酸盐
16．特征网络：
（1）
①
②
③
④

（2）A—

A为弱酸的铵盐：(NH4)2CO3或NH4HCO3； (NH4)2S或NH4HS；(NH4)2SO3或NH4HSO3
（3）无机框图中常用到催化剂的反应:
反应条件对氧化－还原反应的影响．
1．浓度：可能导致反应能否进行或产物不同
8HNO3(稀)＋3Cu==2NO↑＋2Cu(NO3)2＋4H2O S+6HNO3(浓)===H2SO4+6NO2↑+2H2O
4HNO3(浓)＋Cu==2NO2↑＋Cu(NO3)2＋2H2O 3S+4 HNO3(稀)===3SO2+4NO↑+2H2O
2．温度：可能导致反应能否进行或产物不同

Cl2+2NaOH=====NaCl+NaClO+H2O

3Cl2+6NaOH=====5NaCl+NaClO3+3H2O

3．溶液酸碱性.
2S2- ＋SO32-＋6H+＝3S↓＋3H2O
5Cl-＋ClO3-＋6H+＝3Cl2↑＋3H2O
S2-、SO32-，Cl-、ClO3-在酸性条件下均反应而在碱性条件下共存.
Fe2+与NO3-共存,但当酸化后即可反应.3Fe2+＋NO3-＋4H+＝3Fe3+＋NO↑＋2H2O
一般含氧酸盐作氧化剂,在酸性条件下,氧化性比在中性及碱性环境中强.故酸性KMnO4溶液氧化性较强.
4．条件不同，生成物则不同
1、2P＋3Cl2点燃===2PCl3(Cl2不足) ； 2P＋5Cl2点燃===2 PCl5(Cl2充足)
2、2H2S＋3O2点燃===2H2O＋2SO2(O2充足) ； 2H2S＋O2点燃===2H2O＋2S(O2不充足)
3、4Na＋O2缓慢氧化=====2Na2O 2Na＋O2点燃===Na2O2
4、Ca(OH)2＋CO2CO2适量====CaCO3↓＋H2O ； Ca(OH)2＋2CO2(过量)==Ca(HCO3)2
5、C＋O2点燃===CO2(O2充足) ； 2 C＋O2点燃===2CO (O2不充足)
6、8HNO3(稀)＋3Cu==2NO↑＋2Cu(NO3)2＋4H2O 4HNO3(浓)＋Cu==2NO2↑＋Cu(NO3)2＋2H2O
7、AlCl3＋3NaOH==Al(OH)3↓＋3NaCl ； AlCl3＋4NaOH(过量)==NaAlO2＋2H2O
8、NaAlO2＋4HCl(过量)==NaCl＋2H2O＋AlCl3 NaAlO2＋HCl＋H2O==NaCl＋Al(OH)3↓
9、Fe＋6HNO3(热、浓)==Fe(NO3)3＋3NO2↑＋3H2O Fe＋HNO3(冷、浓)→(钝化)
10、Fe＋6HNO3(热、浓)Fe不足====Fe(NO3)3＋3NO2↑＋3H2O
Fe＋4HNO3(热、浓)Fe过量====Fe(NO3)2＋2NO2↑＋2H2O
11、Fe＋4HNO3(稀)Fe不足====Fe(NO3)3＋NO↑＋2H2O 3Fe＋8HNO3(稀) Fe过量====3Fe(NO3)3＋2NO↑＋4H2O
12、C2H5OH CH2=CH2↑＋H2O C2H5－OH＋HO－C2H5 C2H5－O－C2H5＋H2O

13、 ＋ Cl2 Fe→ ＋ HCl

＋3Cl2光→ （六氯环已烷）

14、C2H5Cl＋NaOHH2O→ C2H5OH＋NaCl C2H5Cl＋NaOH醇→CH2＝CH2↑＋NaCl＋H2O
15、6FeBr2＋3Cl2（不足）==4FeBr3＋2FeCl3 2FeBr2＋3Cl2（过量）==2Br2＋2FeCl3
离子共存问题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。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＋SΔ===Cu2S Cu＋Cl2点燃===CuCl2 所以，Cl的非金属性强于S。
“10电子”、“18电子”的微粒小结
1．“10电子”的微粒：
分子 离子
一核10电子的 Ne N3−、O2−、F−、Na+、Mg2+、Al3+
二核10电子的 HF OH−、
三核10电子的 H2O NH2−
四核10电子的 NH3 H3O+
五核10电子的 CH4 NH4+
2．“18电子”的微粒
分子 离子
一核18电子的 Ar K+、Ca2+、Cl‾、S2−
二核18电子的 F2、HCl HS−
三核18电子的 H2S
四核18电子的 PH3、H2O2
五核18电子的 SiH4、CH3F
六核18电子的 N2H4、CH3OH
注：其它诸如C2H6、N2H5+、N2H62+等亦为18电子的微粒。

Answer 3

买一本参考书上全有