高考化學�？嫉闹�識點匯總

　　相比較于生物和物理，化學的知識點比較散亂，想在高考的時候考好化學，就要將知識點歸納好，復習好。下面是百分網(wǎng)小編為大家整理的高考化學知識點匯總，希望對大家有用!

　　高考化學�？嫉闹�識點 1

　　一、元素周期表的結構

　　1、原子序數(shù)

　　原子序數(shù)=核電荷數(shù)=質(zhì)子數(shù)=核外電子數(shù)

　　2、周期

　　按原子序數(shù)遞增的順序，把電子層數(shù)相同的`元素自左向右排成橫行，每行叫做一個周期。

　　元素周期表共有七個周期，從上到下依次命名為第一周期、第二周期等

　　3、族

　　按電子層數(shù)遞增的順序，把不同橫行中最外層電子數(shù)相同的元素由上而下排成縱行，一個縱行稱為一個族. 共18行

　　元素周期表共有十八個縱行，除8、9、10三個縱行叫第Ⅷ族外，其余每個縱行各為一個族，它們又被劃分為十六個族。

　　族分為主族和副族，主族用羅馬數(shù)字加“A ”表示，如ⅠA 族;副族用羅馬數(shù)字加”B ”來表示，如ⅡB 。0族和Ⅷ族則不加“A ”或“B ”

　　各族內(nèi)的信息如下表

　　注意：① 1，2行對應為ⅠA ，ⅡA ;13---17行對應為ⅢA---ⅦA ② 3---7行對應為ⅢB ---ⅦB ;11，12行對應為ⅠB ，ⅡB 。

　　③ 8，9，10對應為Ⅷ

　�、� 18行對應0族

　　高考化學常考的知識點 2

　　鐵及其化合物性質(zhì)

　　1. Fe2+及Fe3+離子的檢驗：

　�、� Fe2+的檢驗：(淺綠色溶液)

　　a) 加氫氧化鈉溶液，產(chǎn)生白色沉淀，繼而變灰綠色，最后變紅褐色。

　　b) 加KSCN溶液，不顯紅色，再滴加氯水，溶液顯紅色。

　�、� Fe3+的檢驗：(黃色溶液)

　　a) 加氫氧化鈉溶液，產(chǎn)生紅褐色沉淀。

　　b) 加KSCN溶液，溶液顯紅色。

　　2. 主要反應的'化學方程式：

　�、� 鐵與鹽酸的反應：Fe+2HCl=FeCl2+H2↑

　�、� 鐵與硫酸銅反應(濕法煉銅)：Fe+CuSO4=FeSO4+Cu

　�、� 在氯化亞鐵溶液中滴加氯水：(除去氯化鐵中的氯化亞鐵雜質(zhì))3FeCl2+Cl2=2FeCl3 ④ 氫氧化亞鐵在空氣中變質(zhì)：4Fe(OH)2+O2+2H2O=4Fe(OH)3

　　⑤ 在氯化鐵溶液中加入鐵粉：2FeCl3+Fe=3FeCl2

　�、� 銅與氯化鐵反應(用氯化鐵腐蝕銅電路板)：2FeCl3+Cu=2FeCl2+CuCl2

　�、� 少量鋅與氯化鐵反應：Zn+2FeCl3=2FeCl2+ZnCl2

　�、� 足量鋅與氯化鐵反應：3Zn+2FeCl3=2Fe+3ZnCl2

　　高考化學�？嫉闹�識點 3

　　氮及其化合物的性質(zhì)

　　1. “雷雨發(fā)莊稼”涉及反應原理：

　�、� N2+O2放電===2NO

　　② 2NO+O2=2NO2

　�、� 3NO2+H2O=2HNO3+NO

　　2. 氨的工業(yè)制法：N2+3H2 2NH3

　　3. 氨的實驗室制法：

　　① 原理：2NH4Cl+Ca(OH)2△==2NH3↑+CaCl2+2H2O

　�、� 裝置：與制O2相同

　�、� 收集方法：向下排空氣法

　�、� 檢驗方法：

　　a) 用濕潤的紅色石蕊試紙試驗，會變藍色。

　　b) 用沾有濃鹽酸的'玻璃棒靠近瓶口，有大量白煙產(chǎn)生。NH3+HCl=NH4Cl

　　⑤ 干燥方法：可用堿石灰或氧化鈣、氫氧化鈉，不能用濃硫酸。

　　4. 氨與水的反應：NH3+H2O=NH3 H2O NH3 H2O NH4++OH-

　　5. 氨的催化氧化：4NH3+5O2 4NO+6H2O(制取硝酸的第一步)

　　6. 碳酸氫銨受熱分解：NH4HCO3 NH3↑+H2O+CO2↑

　　7. 銅與濃硝酸反應：Cu+4HNO3=Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O

　　8. 銅與稀硝酸反應：3Cu+8HNO3=3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O

　　9. 碳與濃硝酸反應：C+4HNO3=CO2↑+4NO2↑+2H2O

　　10. 氯化銨受熱分解：NH4Cl NH3↑+HCl↑

　　高考化學�？嫉闹�識點 4

　　1、有色氣體：F2(淡黃綠色)、Cl2(黃綠色)、Br2(g)(紅棕色)、I2(g)(紫紅色，固體

　　紫黑色)、NO2(紅棕色)、O3(淡藍色)，其余均為無色氣體。

　　2、有刺激性氣味的氣體：HF、HCl、HBr、HI、NH3、SO2、NO2、F2、Cl2、Br2(g);有臭雞蛋氣味

　　的氣體：H2S。 3、熔沸點、狀態(tài)：

　�、� 同族金屬從上到下熔沸點減小，同族非金屬從上到下熔沸點增大(指鹵素，C、Si相反)。 ② 同族非金屬元素的氫化物熔沸點從上到下增大，含氫鍵的NH3、H2O、HF反常。 ③ 常溫下呈氣態(tài)的有機物：碳原子數(shù)小于等于4的烴、一氯甲烷、甲醛。 ④ 熔沸點比較規(guī)律：原子晶體>離子晶體>分子晶體，金屬晶體不一定。

　�、� 原子晶體熔化只破壞共價鍵，離子晶體熔化只破壞離子鍵，分子晶體熔化只破壞分子間作用力。

　　⑥ 常溫下呈液態(tài)的'單質(zhì)有Br2、Hg;呈氣態(tài)的單質(zhì)有H2、O2、O3、N2、F2、Cl2;常溫呈液態(tài)的無機化合物主要有H2O、H2O2、硫酸、硝酸。

　�、� 同類有機物一般碳原子數(shù)越大，熔沸點越高，支鏈越多，熔沸點越低。

　　同分異構體之間：正>異>新，鄰>間>對。高考化學知識點⑧ 比較熔沸點注意常溫下狀態(tài)，固態(tài)>液態(tài)>氣態(tài)。如：白磷>二硫化碳>干冰。

　�、� 易升華的物質(zhì)：碘的單質(zhì)、干冰，還有紅磷也能升華(隔絕空氣情況下)，但冷卻后變成白磷，氯化鋁也可;三氯化鐵在100度左右即可升華。 ⑩ 易液化的氣體：NH3、Cl2 ，NH3可用作致冷劑。

　　4、溶解性

　�、� 常見氣體溶解性由大到�。篘H3、HCl、SO2、H2S、Cl2、CO2。極易溶于水在空氣中易形成白霧的氣體，能做噴泉實驗的氣體：NH3、HF、HCl、HBr、HI;能溶于水的氣體：CO2、SO2、Cl2、Br2(g)、H2S、NO2。極易溶于水的氣體尾氣吸收時要用防倒吸裝置。

　　② 溶于水的有機物：低級醇、醛、酸、葡萄糖、果糖、蔗糖、淀粉、氨基酸。苯酚微溶。 ③ 鹵素單質(zhì)在有機溶劑中比水中溶解度大。 ④ 硫與白磷皆易溶于二硫化碳。

　�、� 苯酚微溶于水(大于65℃易溶)，易溶于酒精等有機溶劑。

　　⑥ 硫酸鹽三種不溶(鈣銀鋇，前兩者微溶)，氯化物一種不溶(銀)，碳酸鹽只溶鉀鈉銨。 ⑦ 固體溶解度大多數(shù)隨溫度升高而增大，少數(shù)受溫度影響不大(如NaCl)，極少數(shù)隨溫度升高而變小[如Ca(OH)2]。 氣體溶解度隨溫度升高而變小，隨壓強增大而變大(氣體溶解度單位是體積比，不是g/100g水)。

　　高考化學常考的知識點 5

　　(一)硫單質(zhì)的反應(非金屬性弱于鹵素、氧和氮)

　　1.硫與氧氣反應(只生成二氧化硫，不生成三氧化硫)

　　2.硫與氫氣加熱反應

　　3.硫與銅反應(生成+1價銅化合物，即硫化亞銅)

　　4.硫與鐵反應，(生成+2價鐵化合物，即硫化亞鐵)

　　5.硫與汞常溫反應，生成HgS(撒落后無法收集的汞珠應撒上硫粉，防止汞蒸氣中毒)

　　7.硫與強堿溶液反應生成硫化物和亞硫酸鹽(試管上粘附的硫除了可用CS2洗滌以外，還可以用NaOH溶液來洗)3S+6NaOH=2Na2S+Na2SO3+3H2O

　　(二)二氧化硫或亞硫酸的反應(弱氧化性,強還原性,酸性氧化物)

　　1.氧化硫化氫

　　2.被氧氣氧化(工業(yè)制硫酸時用催化劑;空氣中的二氧化硫在某些懸浮塵埃和陽光作用下被氧氣氧化成三氧化硫，并溶解于雨雪中成為酸性降水。)

　　3被鹵素氧化SO2+Cl2+2H2O==H2SO4+2HCl

　　4.與水反應

　　5.與堿性氧化物反應

　　6.與堿反應

　　7.有漂白性(與有機色質(zhì)化合成無色物質(zhì)，生成的無色物質(zhì)不太穩(wěn)定，受熱或時日一久便返色)

　　(三)硫酸性質(zhì)用途小結

　　1.強酸性

　　(1)、與堿反應

　　(2)、與堿性氧化物反應(除銹;制硫酸銅等鹽)

　　(3)、與弱酸鹽反應(制某些弱酸或酸式鹽)

　　(4)、與活潑金屬反應(制氫氣)

　　2.濃硫酸的吸水性(作氣體干燥劑;)

　　3.濃硫酸的脫水性(使木條、紙片、蔗糖等炭化;乙醇脫水制乙烯)

　　4.濃硫酸的強氧化性

　　(1)、使鐵、鋁等金屬鈍化;

　　(2)、與不活潑金屬銅反應(加熱)

　　(3)、與木炭反應(加熱)

　　(4)、制乙烯時使反應混合液變黑

　　5.高沸點(不揮發(fā)性)(制揮發(fā)性酸)

　　(1)、制氯化氫氣體

　　(2)、制硝酸(HNO3易溶，用濃硫酸)

　　實驗室制二氧化碳一般不用硫酸，因另一反應物通常用塊狀石灰石，反應生成的硫酸鈣溶解度小易裹在表面阻礙反應的進一步進行。

　　6.有機反應中常用作催化劑

　　(1)、乙醇脫水制乙烯(作催化劑兼作脫水劑，用多量濃硫酸，乙醇濃硫酸體積比1∶3)

　　(2)、苯的硝化反應(硫酸作催化劑也起吸水作用，用濃硫酸)

　　(3)、酯化反應(硫酸作催化劑和吸水劑，用濃硫酸)

　　(4)、酯水解(硫酸作催化劑，用稀硫酸)

　　(5)、糖水解(注意：檢驗水解產(chǎn)物時，要先加堿中和硫酸)

　　7.硫酸的.工業(yè)制備

　　“四個三”：三個階段、三個設備、三個反應、三個原理：增大接觸面積原理、熱交換原理、逆流原理思考：工業(yè)制硫酸的條件如何選擇?(溫度、壓強采用常壓的原因、催化劑);從燃燒爐中出來的氣體進入接觸室前為什么要凈化?

　　高考化學常考的知識點 6

　　一、物質(zhì)結構理論

　　1、用原子半徑、元素化合價周期性變化比較不同元素原子或離子半徑大小

　　2、用同周期、同主族元素金屬性和非金屬性遞變規(guī)律判斷具體物質(zhì)的酸堿性強弱或氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性或?qū)�應離子的氧化性和還原性的強弱。

　　3、運用周期表中元素“位--構--性”間的關系推導元素。

　　4、應用元素周期律、兩性氧化物、兩性氫氧化物進行相關計算或綜合運用，對元素推斷的框圖題要給予足夠的重視。

　　5、晶體結構理論

　�、啪�體的空間結構：對代表物質(zhì)的晶體結構要仔細分析、理解。在高中階段所涉及的晶體結構就源于課本的就幾種，高考在出題時，以此為藍本，考查與這些晶體結構相似的沒有學過的其它晶體的結構。

　　⑵晶體結構對其性質(zhì)的影響：物質(zhì)的熔、沸點高低規(guī)律比較。

　　⑶晶體類型的判斷及晶胞計算。

　　二、化學反應速率和化學平衡理論

　　化學反應速率和化學平衡是中學化學重要基本理論，也是化工生產(chǎn)技術的重要理論基礎，是高考的熱點和難點�？疾橹饕�集中在：掌握反應速率的表示方法和計算，理解外界條件(濃度、壓強、溫度、催化劑等)對反應速率的影響。考點主要集中在同一反應用不同物質(zhì)表示的速率關系，外界條件對反應速率的影響等。化學平衡的標志和建立途徑，外界條件對化學平衡的'影響。運用平衡移動原理判斷平衡移動方向，及各物質(zhì)的物理量的變化與物態(tài)的關系,等效平衡等。

　　1、可逆反應達到化學平衡狀態(tài)的標志及化學平衡的移動

　　主要包括：可逆反應達到平衡時的特征，條件改變時平衡移動知識以及移動過程中某些物理量的變化情況，勒夏特列原理的應用。

　　三、電解質(zhì)理論

　　電解質(zhì)理論重點考查弱電解質(zhì)電離平衡的建立，電離方程式的書寫，外界條件對電離平衡的影響，酸堿中和反應中有關弱電解質(zhì)參與的計算和酸堿中和滴定實驗原理，水的離子積常數(shù)及溶液中水電離的氫離子濃度的有關計算和pH的計算，溶液酸堿性的判斷，不同電解質(zhì)溶液中水的電離程度大小的比較，鹽類的水解原理及應用，離子共存、離子濃度大小比較，電解質(zhì)理論與生物學科之間的滲透等。重要知識點有：

　　1、弱電解質(zhì)的電離平衡及影響因素，水的電離和溶液的pH及計算。

　　2、鹽類的水解及其應用，特別是離子濃度大小比較、離子共存問題。

　　四、電化學理論

　　電化學理論包括原電池理論和電解理論。原電池理論的主要內(nèi)容：判斷某裝置是否是原電池并判斷原電池的正負極、書寫電極反應式及總反應式;原電池工作時電解質(zhì)溶液及兩極區(qū)溶液的pH的變化以及電池工作時溶液中離子的運動方向;新型化學電源的工作原理。特別注意的是高考關注的日常生活、新技術內(nèi)容有很多與原電池相關，還要注意這部分內(nèi)容的命題往往與化學實驗、元素與化合物知識、氧化還原知識伴隨在一起。同時原電池與生物、物理知識相互滲透如生物電、廢舊電池的危害、化學能與電能的轉化、電池效率等都是理綜命題的熱點之一。電解原理包括判斷電解池、電解池的陰陽極及兩極工作時的電極反應式;判斷電解池工作中和工作后溶液和兩極區(qū)溶液的pH變化;電解原理的應用及電解的有關計算。命題特點與化學其它內(nèi)容綜合，電解原理與物理知識聯(lián)系緊密，學科間綜合問題。

　　高考化學�？嫉闹�識點 7

　　化學鍵和分子結構

　　1、正四面體構型的分子一般鍵角是109°28‘，但是白磷(P4)不是，因為它是空心四面體，鍵角應為60°。

　　2、一般的物質(zhì)中都含化學鍵，但是稀有氣體中卻不含任何化學鍵，只存在范德華力。

　　3、一般非金屬元素之間形成的化合物是共價化合物，但是銨鹽卻是離子化合物;一般含氧酸根的中心原子屬于非金屬，但是AlO2-、MnO4-等卻是金屬元素。

　　4、含有離子鍵的化合物一定是離子化合物，但含共價鍵的化合物則不一定是共價化合物，還可以是離子化合物，也可以是非金屬單質(zhì)。

　　5、活潑金屬與活潑非金屬形成的`化合物不一定是離子化合物，如AlCl3是共價化合物。

　　6、離子化合物中一定含有離子鍵，可能含有極性鍵(如NaOH)，也可能含有非極性鍵(如Na2O2);共價化合物中不可能含有離子鍵，一定含有極性鍵，還可能含有非極性鍵(如H2O2)。

　　7、極性分子一定含有極性鍵，可能還含有非極性鍵(如H2O2);非極性分子中可能只含極性鍵(如甲烷)，也可能只含非極性鍵(如氧氣)，也可能兩者都有(如乙烯)。

　　8、含金屬元素的離子不一定都是陽離子。如AlO2-、MnO4-等都是陰離子。

　　9、單質(zhì)分子不一定是非極性分子，如O3就是極性分子。

　　晶體結構

　　1、同主族非金屬元素的氫化物的熔沸點由上而下逐漸增大，但NH3、H2O、HF卻例外，其熔沸點比下面的PH3、H2S、HCl大，原因是氫鍵的存在。

　　2、一般非金屬氫化物常溫下是氣體(所以又叫氣態(tài)氫化物)，但水例外，常溫下為液體。

　　3、金屬晶體的熔點不一定都比分子晶體的高，例如水銀和硫。

　　4、堿金屬單質(zhì)的密度隨原子序數(shù)的增大而增大，但鉀的密度卻小于鈉的密度。

　　5、含有陽離子的晶體不一定是離子晶體，也可能是金屬晶體;但含有陰離子的晶體一定是離子晶體。

　　6、一般原子晶體的熔沸點高于離子晶體，但也有例外，如氧化鎂是離子晶體，但其熔點卻高于原子晶體二氧化硅。

　　7、離子化合物一定屬于離子晶體，而共價化合物卻不一定是分子晶體。(如二氧化硅是原子晶體)。

　　8、含有分子的晶體不一定是分子晶體。如硫酸銅晶體(CuSO4?5H2O)是離子晶體，但卻含有水分子。

　　氧化還原反應

　　1、難失電子的物質(zhì)，得電子不一定就容易。比如：稀有氣體原子既不容易失電子也不容易得電子。

　　2、氧化劑和還原劑的強弱是指其得失電子的難易而不是多少(如Na能失一個電子，Al能失三個電子，但Na比Al還原性強)。

　　3、某元素從化合態(tài)變?yōu)橛坞x態(tài)時，該元素可能被氧化，也可能被還原。

　　4、金屬陽離子被還原不一定變成金屬單質(zhì)(如Fe3+被還原可生成Fe2+)。

　　5、有單質(zhì)參加或生成的反應不一定是氧化還原反應，例如O2與O3的相互轉化。

　　6、一般物質(zhì)中元素的化合價越高，其氧化性越強，但是有些物質(zhì)卻不一定，如HClO4中氯為+7價，高于HClO中的+1價，但HClO4的氧化性卻弱于HClO。因為物質(zhì)的氧化性強弱不僅與化合價高低有關，而且與物質(zhì)本身的穩(wěn)定性有關。HClO4中氯元素化合價雖高，但其分子結構穩(wěn)定，所以氧化性較弱。

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