高考化學必考考點

　　理清考點是把握高考考試方向的重要前提之一。下面是小編為您帶來的，希望對大家有所幫助。

　　一

　　1、溶解性規律——見溶解性表;

　　2、常用酸、鹼指示劑的變色範圍：

　　指示劑 PH的變色範圍

　　甲基橙 <3.1紅色 3.1——4.4橙色 >4.4黃色

　　酚酞 <8.0無色 8.0——10.0淺紅色 >10.0紅色

　　石蕊 <5.1紅色 5.1——8.0紫色 >8.0藍色

　　3、在惰性電極上，各種離子的放電順序：

　　陰極奪電子的能力：Au3+ >Ag+>Hg2+ >Cu2+ >Pb2+ >Fa2+ >Zn2+ >H+ >Al3+>Mg2+ >Na+ >Ca2+ >K+

　　陽極失電子的能力：S2- >I- >Br– >Cl- >OH- >含氧酸根

　　注意：若用金屬作陽極，電解時陽極本身發生氧化還原反應Pt、Au除外

　　4、雙水解離子方程式的書寫：

　　1左邊寫出水解的離子，右邊寫出水解產物;

　　2配平：在左邊先配平電荷，再在右邊配平其它原子;

　　3H、O不平則在那邊加水。 例：當Na2CO3與AlCl3溶液混和時：

　　3CO32- + 2Al3+ + 3H2O = 2AlOH3↓ + 3CO2↑

　　5、寫電解總反應方程式的方法：

　　1分析：反應物、生成物是什麼;

　　2配平。 例：電解KCl溶液： 2KCl + 2H2O == H2↑ + Cl2↑ + 2KOH

　　配平： 2KCl + 2H2O == H2↑ + Cl2↑ + 2KOH

　　6、將一個化學反應方程式分寫成二個電極反應的方法：

        1按電子得失寫出二個半反應式;

　　2再考慮反應時的環境酸性或鹼性;

        3使二邊的原子數、電荷數相等。

　　例：蓄電池內的反應為：Pb + PbO2 + 2H2SO4 = 2PbSO4 + 2H2O 試寫出作為原電池放電時的電極反應。

　　寫出二個半反應： Pb –2e- → PbSO4 PbO2 +2e- → PbSO4

　　分析：在酸性環境中，補滿其它原子：

　　應為： 負極：Pb + SO4 -2e- = PbSO4

　　+2- 正極： PbO2 + 4H + SO4 +2e- = PbSO4 + 2H2O

　　注意：當是充電時則是電解，電極反應則為以上電極反應的倒轉：

　　為： 陰極：PbSO4 +2e = Pb + SO4

　　陽極：PbSO4 + 2H2O -2e- = PbO2 + 4H + SO4

　　7、在解計算題中常用到的恆等：原子恆等、離子恆等、電子恆等、電荷恆等、電量恆等，用到的方法有：質量守恆、差量法、歸一法、極限法、關係法、十字交法 和估演算法。非氧化還原反應：原子守恆、電荷平衡、物料平衡用得多，氧化還原反應：電子守恆用得多

　　8、電子層結構相同的離子，核電荷數越多，離子半徑越小;

　　9、晶體的熔點：原子晶體 >離子晶體 >分子晶體 中學學到的原子晶體有： Si、SiC 、SiO2=和金剛石。原子晶體的熔點的比較是以原子半徑為依據的：

　　金剛石 > SiC > Si 因為原子半徑：Si> C> O.

　　10、分子晶體的熔、沸點：組成和結構相似的物質，分子量越大熔、沸點越高。

　　11、膠體的帶電：一般說來，金屬氫氧化物、金屬氧化物的膠體粒子帶正電，非金屬氧化物、金屬硫化物的膠體粒子帶負電。

　　12、氧化性：MnO4- >Cl2 >Br2 >Fe3+ >I2 >S=4+4價的S

　　例： I2 +SO2 + H2O = H2SO4 + 2HI

　　13、含有Fe3+的溶液一般呈酸性。

　　14、能形成氫鍵的物質：H2O 、NH3 、HF、CH3CH2OH 。

　　15、氨水乙醇溶液一樣的密度小於1，濃度越大，密度越小，硫酸的密度大於1，濃度越大，密度越大，98%的濃硫酸的密度為：1.84g/cm3。

　　16、離子是否共存：

　　1是否有沉澱生成、氣體放出;

　　2是否有弱電解質生成;

　　3是否+2+發生氧化還原反應;

　　4是否生成絡離子[FeSCN2、FeSCN3、AgNH3、[CuNH34] 等];

　　5是否發生雙水解。

　　17、地殼中：含量最多的金屬元素是— Al 含量最多的非金屬元素是—O HClO4高氯酸—是最強的酸

　　18、熔點最低的金屬是Hg -38.9C,;熔點最高的是W鎢3410c;密度最小常見的是K;密度最大常見是Pt。

　　19、雨水的PH值小於5.6時就成為了酸雨。

　　20、有機酸酸性的強弱：乙二酸 >甲酸 >苯甲酸 >乙酸 >碳酸 >苯酚 >HCO3-

　　二

　　一 化學基本概念和基本理論10個

　　①阿伏加德羅常數及氣體摩爾體積

　　②氧化還原反應電子轉移方向、數目及運用

　　③化學用語：化學式書寫、化學方程式書寫、離子反應，離子方程式、熱化學方程式。

　　④溶液、離子共存、非水解離子濃度大小比較及其轉變守恆原理的運用，中和滴定。

　　⑤元素週期律“位—構—性”，即元素在週期表中的位置、原子結構和性質。

　　⑥化學鍵、反應熱、蓋斯定律。

　　⑦化學反應速率、化學平衡、平衡移動。

　　⑧鹽類水解——離子濃度關係包括大小比較，溶液PH值及酸鹼性

　　⑨電化學、原電池和電解池現象、電極反應式，總反應式等

　　⑩質量守恆定律的涵義和應用

　　二 常見元素的單質及其重要化合物7個

　　①金屬元素：鐵、鋁、鈉、鎂、銅。

　　②金屬元素的化合物：

　　AlOH3 、FeOH3、FeOH2、MgOH2、 NaOH、

　　CuOH2、 Na2O2、 Na2O、 Al2O3、 Fe2O3、

　　CuO、 NaHCO3、 Na2CO3

　　③非金屬元素：氯、氮、硫、碳、氧

　　④非金屬元素的化合物：NO、NO2、SO2、CO2、HNO3、

　　H2SO4、H2SO3、H2S、HCl、NaCl、Na2SO4、

　　Na2SO3、Na2S2O3

　　⑤結構與元素性質之間的關係

　　三 有機化學基礎6個

　　①化學式、結構式、結構簡式，化學反應方方程式

　　②乙醇、乙酸等幾種特徵有機化合物的性質

　　③幾個典型反應特徵反應

　　④同分異構體書寫指定條件

　　⑤化學資訊給予題

　　⑥有機實驗

　　三

　　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於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、 元素週期表中的每個週期不一定從金屬元素開始，如第一週期是從氫元素開始。

　　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於原子晶體，如金剛石、晶體矽、二氧化矽、碳化矽等。

　　6、 質量數相同的原子，不一定屬於同種元素的原子，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，易昇華，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形成叄鍵。

　　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。

　　13、單質分子不一定是非極性分子，如O3是極性分子。

　　14、一般氫化物中氫為+1價，但在金屬氫化物中氫為-1價，如NaH、CaH2等。

　　15、非金屬單質一般不導電，但石墨可以導電，矽是半導體。

　　16、非金屬氧化物一般為酸性氧化物，但CO、NO等不是酸性氧化物，而屬於不成鹽氧化物。

　　17、酸性氧化物不一定與水反應：如SiO2。

　　18、金屬氧化物一般為鹼性氧化物，但一些高價金屬的氧化物反而是酸性氧化物，如：Mn2O7、CrO3等反而屬於酸性氧物，2KOH + Mn2O7 == 2KMnO4 + H2O。

　　19、非金屬元素的最高正價和它的負價絕對值之和等於8，但氟無正價，氧在OF2中為+2價。

　　20、含有陽離子的晶體不一定都含有陰離子，如金屬晶體中有金屬陽離子而無陰離子。