高考化学考点解析,高考化学考点解析题

1.高中化学有哪些知识点?化学高考必考点

2.高考化学必考知识点汇总

3.高考化学必考知识点

有很多 ，没写完。以后学了 高三就会系统复习。 高考化学常考知识点

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 （2）同温同体积时，p1/p2=n1/n2=N1/N2

（3）同温同压等质量时，V1/V2=M2/M1 （4）同温同压同体积时，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；Pb2+与Cl-，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同一溶液中，即离子间能发生“双水解”反应。如3AlO2-+3Al3++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↑+H2O

⑤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、离子方程式书写的基本规律要求

（1）合事实：离子反应要符合客观事实，不可臆造产物及反应。

（2）式正确：化学式与离子符号使用正确合理。

（3）号实际：“=”“ ”“→”“↑”“↓”等符号符合实际。

（4）两守恒：两边原子数、电荷数必须守恒（氧化还原反应离子方程式中氧化剂得电子总数与还原剂失电子总数要相等）。

（5）明类型：分清类型，注意少量、过量等。

（6）检查细：结合书写离子方程式过程中易出现的错误，细心检查。

四、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。

常见氧化剂：

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

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、K2Cr2O7

⑤、过氧化物，如Na2O2、H2O2等。

常见还原剂

①、活泼的金属，如Na、Al、Zn、Fe 等；

②、元素（如C、S等）处于低化合价的氧化物，如CO、SO2等

③、元素（如Cl、S等）处于低化合价时的酸，如浓HCl、H2S等

④、元素（如S、Fe等）处于低化合价时的盐，如Na2SO3、FeSO4等

⑤、某些非金属单质，如H2 、C、Si等。

五、元素氧化性,还原性变化规律表

(1)常见金属活动性顺序表（联系放电顺序）

K,Ca,Na,Mg,Al,Zn,Fe,Sn,Pb(H),Cu,Hg,Ag,Pt,Au(还原能力-失电子能力减弱)K+,Ca2+,Na+,Mg2+,Al3+,Zn2+,Fe2+,Sn2+,Pb2+(H+),Cu2+,Hg2+,Ag+(氧化能力-得电子能力增强)(2)非金属活动顺序表

F O Cl Br I S(氧化能力减弱)F- Cl- Br- I- S2-(还原能力增强)

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。

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

(一)“10电子”的微粒：

分子 离子

一核10电子的 Ne N3

高中化学有哪些知识点?化学高考必考点

高考化学作为高中化学课程的一种特殊形式,大题有哪些常考的知识点呢?接下来我为你整理了，一起来看看吧。

：碳酸盐

1.一些碳酸盐的存在、俗称或用途。

大理石、石灰石、蛋壳、贝壳、钟乳石—CaCO3;纯碱、苏打—Na2CO3;

小苏打—NaHCO3可用于食品发泡，治疗胃酸过多症碳铵—NH4HCO3氮肥;

草木灰的主要成分—K2CO3钾肥;锅垢的主要成分—CaCO3和MgOH2;

制普通玻璃原料—石灰石、纯碱、石英;制水泥的原料—石灰石、粘土

2.碳酸的正盐和酸式盐

1、相互转化:碳酸钙和碳酸氢钙的转化实验现象;石灰岩洞和钟乳石形成

碳酸钠和碳酸氢钠的转化碳酸钠溶液跟盐酸反应不如碳酸氢钠剧烈;除去碳酸氢钠溶液中的碳酸钠杂质;除去碳酸钠中碳酸氢钠杂质;除去二氧化碳中的氯化氢杂质为什么不用碳酸钠溶液而用碳酸氢钠溶液等问题;在饱和碳酸钠溶液中通入二氧化碳气体，有碳酸氢钠析出的原因：①消耗了水②碳酸钠的溶解度大于碳酸氢钠③生成碳酸氢钠的质量大于原溶液中碳酸钠的质量

2、共同性质：都能跟酸比碳酸强的酸反应生成二氧化碳气体。碳酸盐的检验

3、稳定性比较：正盐比酸式盐稳定稳定性:酸<酸式盐<正盐，是一个比较普遍的现象

如HClO<CaClO2;H2SO3<Na2SO3等

碳酸氢钠受热的实验现象;碳酸氢钙溶液受热的实验现象

4、溶解性比较：一般说酸式盐的溶解性强于正盐如CaHCO32>CaCO3，反例：NaHCO3<Na2CO3

5、碳酸氢钠与碳酸钠某些反应的异同

①、都有碳酸盐的通性—-与盐酸反应生成二氧化碳要注意熟悉反应时耗酸量及生成气体量的各种情况下的比较。

②、跟石灰水或氢氧化钡溶液都生成白色沉淀;

③、碳酸氢钠能跟氢氧化钠等碱反应而碳酸钠不反应;

④、碳酸钠跟氯化钙或氯化钡溶液易生成碳酸盐沉淀,而碳酸氢钠跟盐类稀溶液不易生成沉淀。

：氯化氢与盐酸

1、浓盐酸被二氧化锰氧化实验室制氯气

2、盐酸、氯化钠等分别与硝酸银溶液的反应盐酸及氯化物溶液的检验;溴化物、碘化物的检验

3、盐酸与碱反应

4、盐酸与碱性氧化物反应

5、盐酸与锌等活泼金属反应

6、盐酸与弱酸盐如碳酸钠、硫化亚铁反应

7、盐酸与苯酚钠溶液反应

8、稀盐酸与漂白粉反应

9、氯化氢与乙烯加成反应

10、氯化氢与乙炔加成反应制聚氯乙烯

11、漂白粉与空气中的二氧化碳反应说明碳酸酸性强于HClO

12、HF、HCl、HBr、HI酸性的比较HF为弱酸，HCl、HBr、HI为强酸，且酸性依次增强

13、用于人工降雨的物质有哪些?干冰、AgI

:一些常见物质的成分

1.漂白粉有效成分CaClO2,非有效成分CaCl22.黄铁矿FeS2;3.黑火药C,KNO3,S;

4.明矾KAlSO42?12H2O;5.绿矾FeSO4?7H2O;6.蓝矾胆矾CuSO4?5H2O;7.重晶石BaSO4

8.纯碱、苏打Na2CO3;9小苏打NaHCO3;10生石灰CaO;11熟石灰、消石灰CaOH

2;12.石灰石,大理石CaCO3;13王水浓硝酸浓盐酸1∶3;14.石英.水晶矽石SiO2;15.刚玉Al2O3;

16.锅垢CaCO3和MgOH2;17.铁红,赤铁矿Fe2O318.磁性氧化铁,磁铁矿Fe3O4;19.铅笔芯材料—粘土和石墨;

20.煤—有机物和无机物组成的复杂混合物;21.石油—主要由烷烃,环烷烃,芳香烃组成的复杂混合物

22.沼气,天然气CH4;23碱石灰CaO,NaOH;24氯仿CHCl3;24.电石CaC2;25.甘油—丙三醇;

26.石炭酸—苯酚;27.福尔马林--甲醛溶液;28.肥皂—高阶脂肪酸的钠盐

：硫单质及其化合物

一硫单质的反应非金属性弱于卤素、氧和氮

1.硫与氧气反应只生成二氧化硫，不生成三氧化硫

2.硫与氢气加热反应

3.硫与铜反应生成+1价铜化合物，即硫化亚铜

4.硫与铁反应，生成+2价铁化合物，即硫化亚铁

5.硫与汞常温反应，生成HgS撒落后无法收集的汞珠应撒上硫粉，防止汞蒸气中毒

7.硫与强碱溶液反应生成硫化物和亚硫酸盐试管上粘附的硫除了可用CS2洗涤以外，还可以

用NaOH溶液来洗3S+6NaOH=2Na2S+Na2SO3+3H2O

二二氧化硫或亚硫酸的反应弱氧化性,强还原性,酸性氧化物

1.氧化硫化氢

2.被氧气氧化工业制硫酸时用催化剂;空气中的二氧化硫在某些悬浮尘埃和阳光作用下被氧气

氧化成三氧化硫，并溶解于雨雪中成为酸性降水。

3被卤素氧化SO2+Cl2+2H2O==H2SO4+2HCl

4.与水反应

5.与碱性氧化物反应

6.与碱反应

7.有漂白性与有机色质化合成无色物质，生成的无色物质不太稳定，受热或时日一久便返色

三硫酸性质用途小结

1.强酸性

1、与碱反应

2、与碱性氧化物反应除锈;制硫酸铜等盐

3、与弱酸盐反应制某些弱酸或酸式盐

4、与活泼金属反应制氢气

2.浓硫酸的吸水性作气体干燥剂;

3.浓硫酸的脱水性使木条、纸片、蔗糖等炭化;乙醇脱水制乙烯

4.浓硫酸的强氧化性

1、使铁、铝等金属钝化;

2、与不活泼金属铜反应加热

3、与木炭反应加热

4、制乙烯时使反应混合液变黑

5.高沸点不挥发性制挥发性酸

1、制氯化氢气体

2、制硝酸HNO3易溶，用浓硫酸

实验室制二氧化碳一般不用硫酸，因另一反应物通常用块状石灰石，反应生成的硫酸钙溶解度

小易裹在表面阻碍反应的进一步进行。

6.有机反应中常用作催化剂

1、乙醇脱水制乙烯作催化剂兼作脱水剂，用多量浓硫酸，乙醇浓硫酸体积比1∶3

2、苯的硝化反应硫酸作催化剂也起吸水作用，用浓硫酸

3、酯化反应硫酸作催化剂和吸水剂，用浓硫酸

4、酯水解硫酸作催化剂，用稀硫酸

5、糖水解注意：检验水解产物时，要先加碱中和硫酸

7.硫酸的工业制备

“四个三”：三个阶段、三个装置、三个反应、三个原理：增大接触面积原理、热交换原理、逆流原理思考：工业制硫酸的条件如何选择?温度、压强采用常压的原因、催化剂;从燃烧炉中出来的气体进入接触室前为什么要净化?

高考化学必考知识点汇总

总结高考化学知识点

　1、掌握一图(原子结构示意图)、五式(分子式、结构式、结构简式、电子式、最简式)、六方程(化学方程式、电离方程式、水解方程式、离子方程式、电极方程式、热化学方程式)的正确书写。

　2、最简式相同的有机物：①CH：C2H2和C6H6②CH2：烯烃和环烷烃③CH2O：甲醛、乙酸、甲酸甲酯④CnH2nO：饱和一元醛(或饱和一元酮)与二倍于其碳原子数和饱和一元羧酸或酯;举一例：乙醛(C2H4O)与丁酸及其异构体(C4H8O2)

　3、一般原子的原子核是由质子和中子构成，但氕原子(1H)中无中子。

　4、元素周期表中的每个周期不一定从金属元素开始，如第一周期是从氢元素开始。

　5、ⅢB所含的元素种类最多。碳元素形成的化合物种类最多，且ⅣA族中元素组成的晶体常常属于原子晶体，如金刚石、晶体硅、二氧化硅、碳化硅等。

　6、质量数相同的原子，不一定属于同种元素的原子，如18O与18F、40K与40Ca

　7.ⅣA~ⅦA族中只有ⅦA族元素没有同素异形体，且其单质不能与氧气直接化合。

　8、活泼金属与活泼非金属一般形成离子化合物，但AlCl3却是共价化合物(熔沸点很低，易升华，为双聚分子，所有原子都达到了最外层为8个电子的稳定结构)。

　9、一般元素性质越活泼，其单质的性质也活泼，但N和P相反，因为N2形成叁键。

　10、非金属元素之间一般形成共价化合物，但NH4Cl、NH4NO3等铵盐却是离子化合物。

　11、离子化合物在一般条件下不存在单个分子，但在气态时却是以单个分子存在。如NaCl。

　12、含有非极性键的化合物不一定都是共价化合物，如Na2O2、FeS2、CaC2等是离子化合物。

　13、单质分子不一定是非极性分子，如O3是极性分子。

　14、一般氢化物中氢为+1价，但在金属氢化物中氢为-1价，如NaH、CaH2等。

　15、非金属单质一般不导电，但石墨可以导电，硅是半导体。

　16、非金属氧化物一般为酸性氧化物，但CO、NO等不是酸性氧化物，而属于不成盐氧化物。

　17、酸性氧化物不一定与水反应：如SiO2。

　18、金属氧化物一般为碱性氧化物，但一些高价金属的氧化物反而是酸性氧化物，如：Mn2O7、CrO3等反而属于酸性氧物，2KOH+Mn2O7==2KMnO4+H2O。

　19、非金属元素的最高正价和它的'负价绝对值之和等于8，但氟无正价，氧在OF2中为+2价。

　20、含有阳离子的晶体不一定都含有阴离子，如金属晶体中有金属阳离子而无阴离子。

　21、离子晶体不一定只含有离子键，如NaOH、Na2O2、NH4Cl、CH3COONa等中还含有共价键。

　22.稀有气体原子的电子层结构一定是稳定结构，其余原子的电子层结构一定不是稳定结构。

　23.离子的电子层结构一定是稳定结构。

　24.阳离子的半径一定小于对应原子的半径，阴离子的半径一定大于对应原子的半径。

　25.一种原子形成的高价阳离子的半径一定小于它的低价阳离子的半径。如Fe3+<fe2+。 p=""> </fe2+。>

　26.同种原子间的共价键一定是非极性键，不同原子间的共价键一定是极性键。

　27.分子内一定不含有离子键。题目中有?分子?一词，该物质必为分子晶体。

　28单质分子中一定不含有极性键。

　29共价化合物中一定不含有离子键。

　30含有离子键的化合物一定是离子化合物，形成的晶体一定是离子晶体。

　31.含有分子的晶体一定是分子晶体，其余晶体中一定无分子。

　32.单质晶体一定不会是离子晶体。

　33.化合物形成的晶体一定不是金属晶体。

　34.分子间力一定含在分子晶体内，其余晶体一定不存在分子间力(除石墨外)。

　35.对于双原子分子，键有极性，分子一定有极性(极性分子);键无极性，分子一定无极性(非极性分子)。

　36、氢键也属于分子间的一种相互作用，它只影响分子晶体的熔沸点，对分子稳定性无影响。

　37.微粒不一定都指原子，它还可能是分子，阴、阳离子、基团(如羟基、硝基等)。例如，具有10e-的微粒：Ne;O2-、F-、Na+、Mg2+、Al3+;OH-H3O+、CH4、NH3、H2O、HF。

　38.失电子难的原子获得电子的能力不一定都强，如碳，稀有气体等。

　39.原子的最外电子层有2个电子的元素不一定是ⅡA族元素，如He、副族元素等。

　40.原子的最外电子层有1个电子的元素不一定是ⅠA族元素，如Cr、ⅠB族元素等。

　41.ⅠA族元素不一定是碱金属元素，还有氢元素。

　42.由长、短周期元素组成的族不一定是主族，还有0族。

　43.分子内不一定都有化学键，如稀有气体为单原子分子，无化学键。

　44.共价化合物中可能含非极性键，如过氧化氢、乙炔等。

　45.含有非极性键的化合物不一定是共价化合物，如过氧化钠、二硫化亚铁、乙酸钠、CaC2等是离子化合物。

　46.对于多原子分子，键有极性，分子不一定有极性，如二氧化碳、甲烷等是非极性分子。

　47.含有阳离子的晶体不一定是离子晶体，如金属晶体。

　48.离子化合物不一定都是盐，如Mg3N2、金属碳化物(CaC2)等是离子化合物，但不是盐。

　49.盐不一定都是离子化合物，如氯化铝、溴化铝等是共价化合物。

　50.固体不一定都是晶体，如玻璃是非晶态物质，再如塑料、橡胶等。

高考化学必考知识点

对于高考理科生来说，不仅物理难学，化学也是。那么高考化学有哪些必考知识点和化学实验体题型呢？跟着我来了解一下高考化学吧！

高考化学知识点总结

一.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

二.物理性质

1、有色气体：F2(淡黄绿色)、Cl2(黄绿色)、Br2(g)(红棕色)、I2(g(紫红色)、NO2(红棕色)、O3(淡蓝色)，其余均为无色气体。其它物质的颜色见会考手册的颜色表。

2、有刺激性气味的气体：HF、HCl、HBr、HI、NH3、SO2、NO2、F2、Cl2、Br2(g);有臭鸡蛋气味的气体：H2S。

3、熔沸点、状态：

① 同族金属从上到下熔沸点减小，同族非金属从上到下熔沸点增大。

② 同族非金属元素的氢化物熔沸点从上到下增大，含氢键的NH3、H2O、HF反常。

③ 常温下呈气态的有机物：碳原子数小于等于4的烃、一氯甲烷、甲醛。

④ 熔沸点比较规律：原子晶体>离子晶体>分子晶体，金属晶体不一定。

⑤ 原子晶体熔化只破坏共价键，离子晶体熔化只破坏离子键，分子晶体熔化只破坏分子间作用力。

⑥ 常温下呈液态的单质有Br2、Hg;呈气态的单质有H2、O2、O3、N2、F2、Cl2;常温呈液态的无机化合物主要有H2O、H2O2、硫酸、硝酸。

⑦ 同类有机物一般碳原子数越大，熔沸点越高，支链越多，熔沸点越低。

同分异构体之间：正>异>新，邻>间>对。

⑧ 比较熔沸点注意常温下状态，固态>液态>气态。如：白磷>二硫化碳>干冰。

⑨ 易升华的物质：碘的单质、干冰，还有红磷也能升华(隔绝空气情况下)，但冷却后变成白磷，氯化铝也可;三氯化铁在100度左右即可升华。

⑩ 易液化的气体：NH3、Cl2 ，NH3可用作致冷剂。

4、溶解性

① 常见气体溶解性由大到小：NH3、HCl、SO2、H2S、Cl2、CO2。极易溶于水在空气中易形成白雾的气体，能做喷泉实验的气体：NH3、HF、HCl、HBr、HI;能溶于水的气体：CO2、SO2、Cl2、Br2(g)、H2S、NO2。极易溶于水的气体尾气吸收时要用防倒吸装置。

② 溶于水的有机物：低级醇、醛、酸、葡萄糖、果糖、蔗糖、淀粉、氨基酸。苯酚微溶。

③ 卤素单质在有机溶剂中比水中溶解度大。

④ 硫与白磷皆易溶于二硫化碳。

⑤ 苯酚微溶于水(大于65℃易溶)，易溶于酒精等有机溶剂。

⑥ 硫酸盐三种不溶(钙银钡)，氯化物一种不溶(银)，碳酸盐只溶钾钠铵。

⑦ 固体溶解度大多数随温度升高而增大，少数受温度影响不大(如NaCl)，极少数随温度升高而变小[如。气体溶解度随温度升高而变小，随压强增大而变大。

5、密度

① 同族元素单质一般密度从上到下增大。

② 气体密度大小由相对分子质量大小决定。

③ 含C、H、O的有机物一般密度小于水(苯酚大于水)，含溴、碘、硝基、多个氯的有机物密度大于水。

④ 钠的密度小于水，大于酒精、苯。

6、一般，具有金属光泽并能导电的单质一定都是金属 ?

不一定:石墨有此性质,但它却是非金属

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”。

三.离子的鉴别、离子共存

(1)离子因结合生成沉淀、气体、难电离的弱电解质面不能大量共存

(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)题设中的其它条件：“酸碱性、颜色”等

四.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，可作为一推断有机反应的有利证据。

(3)从物质发生反应前后的官能差别，推导相关物质的结构。

五.阿伏伽德罗常数及推论

(1)利用克拉伯龙方程推导“阿氏4推论”，(P、V、T)条件下对“物质的量、摩尔质量、微粒数、体积比、密度比”。

(2)利用克拉伯龙方程计算不同温度或压强下的体积。

(3)熟悉NA常考查的微粒数目中固体、得失电子、中子数等内容。

六.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)

七.化学反应速率、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

高考常出现化学题实验题

一.溶液的酸碱性和pH的关系

1、溶液酸碱性判断依据

溶液的酸碱性取决于溶液中c(H+)和c(OH-)的相对大小。

2、溶液的pH

(1)pH的定义： pH= -lgc(H+)

(2)pH的适用范围

当溶液的酸碱性用pH表示时，其c(H+)的大小范围一般为1×10-14 mol/L<C(H+)pH>0。

当c(H+)或c(OH-)≥1 mol·L-1时，一般不用pH表示溶液的酸碱性，用c(H+)或c(OH-)直接表示溶液的酸碱性更方便。

(3)溶液的酸碱性和pH的关系：

在室温下，中性溶液：c(H+)= c(OH-) =1.0×10-7 mol· L-1， pH =7

酸性溶液：c(H+)>c(OH-) ，c(H+)>1.0×10-7 mol·L-1， pH <7

碱性溶液：c(H+)<C(OH-)，C(H+)<1.0×10-7 pH mol·L-1，>7

二.试纸的使用

常用的有红色石蕊试纸、蓝色石蕊试纸、pH试纸、淀粉碘化钾试纸和品红试纸等。

在使用试纸检验溶液的性质时，一般先把一小块试纸放在表面皿或玻璃片上，用蘸有待测溶液的玻璃棒点试纸的中部，观察试纸颜色的变化，判断溶液的性质。

在使用试纸检验气体的性质时，一般先用蒸馏水把试纸润湿，粘在玻璃棒的一端，用玻璃棒把试纸放到盛有待测气体的导管口或集气瓶口(注意不要接触)，观察试纸颜色的变化情况来判断气体的性质。

注意：使用pH试纸不能用蒸馏水润湿。

化学实验题型

1.中学阶段使用温度计的实验：

①溶解度的测定;②实验室制乙烯;

③石油分馏。前二者要浸入溶液内。

2.中学阶段使用水浴加热的实验：

①溶解度的测定(要用温度计);

②银镜反应.

③酯的水解。

3...玻璃棒的用途：

①搅拌：②引流：

③引发反应：Fe浴S粉的混合物放在石棉网上，用在酒精灯上烧至红热的玻璃棒引发二者反应;

④转移固体;⑤取溶液;⑥粘取试纸。

4.由于空气中C02的作用而变质的物质：

生石灰、NaOH、Ca(OH)2溶液、Ba(OH)2溶液、

NaA102溶液、水玻璃、碱石灰、漂白粉、苯酚钠溶液、Na20、Na202;

对于高考的化学来说，有哪些常考的知识点呢?掌握这些必考的基础知识点对于化学成绩的提升非常有帮助，我为大家整理了一些必考的化学知识点。

高考化学常考知识点总结

一、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

二、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”。

三、熟悉阿伏加德罗常数NA常考查的微粒数止中固体、得失电子、中子数等内容。

四、热化学方程式的正确表达(状态、计量数、能量关系)

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五、离子的鉴别、离子共存

(1)离子因结合生成沉淀、气体、难电离的弱电解质面不能大量共存

(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)题设中的其它条件：“酸碱性、颜色”等

六、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

七、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)

八、化学反应速率、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

九、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

十、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。

十一、C、N、O、S、Cl、P、Na、Mg、A1、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。

十二、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

十三、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

十四、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

十五、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

十六、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，可作为一推断有机反应的有利证据。

(3)从物质发生反应前后的官能差别，推导相关物质的结构。

十七、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。

十八、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。

高中化学必备口诀大全

制氧气口诀：

二氧化锰氯酸钾;混和均匀把热加。

制氧装置有特点;底高口低略倾斜。

化学集气口诀：

与水作用用排气法;根据密度定上下。

不溶微溶排水法;所得气体纯度大。

电解水口诀：

正氧体小能助燃;负氢体大能燃烧。

化合价口诀：

常见化学元素的主要化合价

氟氯溴碘负一价;正一氢银与钾钠。

氧的负二先记清;正二镁钙钡和锌。

正三是铝正四硅;下面再把变价归。

全部金属是正价;一二铜来二三铁。

锰正二四与六七;碳的二四要牢记。

非金属负主正不齐;氯的负一正一五七。

氮磷负三与正五;不同磷三氮二四。

硫有负二正四六;边记边用就会熟。