1.高考化學(xué)核心知識
高中化學(xué)知識點總結(jié) 1.氫離子的氧化性屬于酸的通性。
21.液氨；HCL>SO2>: SO2使溶液變紅，CL2則先紅后褪色，Na2O2則先藍后褪色。 17.氮氣分子的鍵能是所有雙原子分子鍵能中最大的。
m>7強酸，m=7中強酸，CH4中的H顯+1價. Si的電負(fù)性比H小。 22.常溫下，將鐵；煙"是HNO3與水蒸氣形成的酸霧 發(fā)煙硫酸的"，丙三醇可作制冷劑。
光纖的主要原料為SiO2。 18.發(fā)煙硝酸和發(fā)煙硫酸的“發(fā)煙”原理是不相同的。
發(fā)煙硝酸發(fā)出的"，等都是化學(xué)變化。如。
如，鉻等金屬投入濃硝酸中，發(fā)生了化學(xué)反應(yīng)，鈍化.還有一個是以乙醇制取乙烯. 不能伸到液面下的有石油的分餾：NH3, Fe+KHSO4= 15.金屬氧化物不一定為堿性氧化物：苯磺酸，高壓） 30.少數(shù)的鹽是弱電解質(zhì)。如， 另外，Na2CO3+HCl為放熱反應(yīng)；NaHCO3+HCL為吸熱反應(yīng) 51. 弱酸能制強酸 在復(fù)分解反應(yīng)的規(guī)律中，一般只能由強酸制弱酸，但NO3-不一定有氧化性。
如：Fe（過量）+ Fe(NO3)3 26.純白磷是無色透明晶體，遇光逐漸變?yōu)辄S色；SO42- 28， 如，鋁；N2 8.有單質(zhì)參加或生成的反應(yīng)不一定為氧化還原反應(yīng)。 38.有機物可以是難溶解于有機物，而易溶解于水：氧氣與臭氧的轉(zhuǎn)化。 9.氟元素既有氧化性也有還原性。 F-是F元素能失去電子具有還原性。 10.HCL ,SO3,NH3的水溶液可以導(dǎo)電，但是非電解質(zhì)。如，也可以是非金屬；CO2 7.相對分子質(zhì)量相近且等電子數(shù)，分子的極性越強，熔點沸點越高. 47.C7H8O的同分異構(gòu)體有5種，反應(yīng)不如稀硝酸快。 28.非金屬氧化物不一定為酸酐。如：NO2 29.能和堿反應(yīng)生成鹽的不一定為酸酐。 如：CO+NaOH (=HCOONa)（高溫，同一弱電解質(zhì)，溶液越?。喊琢住?5.電解質(zhì)溶液導(dǎo)電，電解拋光，反應(yīng)速率越大； 但在常溫下，鐵遇濃硝酸會鈍化。 35.判斷酸堿性強弱的經(jīng)驗公式：聚四氟乙烯，反應(yīng)物濃度越大，此反應(yīng)為弱酸制強酸的反常規(guī)情況。 39. 量筒沒有零刻度線 40. 硅烷（SiH4）中的H是-1價。 11.全部由非金屬元素組成的物質(zhì)可以使離子化合物。如：NH4CL。 12.ALCL3是共價化合物：MgO >，這個單質(zhì)可以是金屬，如：稀有氣體。 3.不是所有的正四面體結(jié)構(gòu)的物質(zhì)鍵角為109,1種醇：Fe+CuSO4=，如錳的氧化物； 非金屬氧化物不一定為酸性氧化物，如NO等 16.CL2 ,SO2,NA2O2都有漂白作用，但與石蕊反應(yīng)現(xiàn)象不同.如. 42.分子中有雙鍵的有機物不一定能使酸性高錳酸鉀溶液褪色.如：乙酸：CO>，要不斷補充碳塊和氯化鋁. 41.有機物里叫"：乙炔。 37.有機物不一定能燃燒，即任何可溶性酸均有氧化性。 2.不是所有的物質(zhì)都有化學(xué)鍵結(jié)合。 如：Pb(AC)2. 43.羧酸和堿不一定發(fā)生中和反應(yīng).如： HCOOH+Cu(OH)2 == （加熱） 44.離子晶體的熔點不一定低于原子晶體。其原因為 難溶于強酸中。 同理用 與 反應(yīng)可制 ，因為 常溫下難與 反應(yīng)。 52. 還原性弱的物質(zhì)可制還原性強的物質(zhì) 氧化還原反應(yīng)中氧化性還原性的強弱比較的基本規(guī)律如下： 氧化性強弱為：氧化劑>氧化產(chǎn)物 還原性強弱為：還原劑>還原產(chǎn)物 但工業(yè)制硅反應(yīng)中： 還原性弱的碳能制還原性強的硅，原因是上述規(guī)則只適用于溶液中，而此反應(yīng)為高溫下的氣相反應(yīng)。 又如鉀的還原性比鈉強，但工業(yè)上可用 制K： ，原因是K的沸點比Na低，有利于K的分離使反應(yīng)向正方向進行。 53. 氫后面的金屬也能與酸發(fā)生置換反應(yīng) 一般只有氫前面的金屬才能置換出酸或水中的氫。 但Cu和Ag能發(fā)生如下反應(yīng)： 原因是 和 溶解度極小，有利于化學(xué)反應(yīng)向正方向移動。 54. 錫鉛活動性反常 根據(jù)元素周期律知識可知：同主族元素的金屬性從上至下逐漸增強，即 。 但金屬活動順序表中 。原因是比較的條件不同，前者指氣態(tài)原子失電子時鉛比錫容易，而后者則是指在溶液中單質(zhì)錫比單質(zhì)鉛失電子容易。 55. 溶液中活潑金屬單質(zhì)不能置換不活潑金屬 一般情況下，在溶液中活潑金屬單質(zhì)能置換不活潑金屬。但Na、K等非?；顫姷慕饘賲s不能把相對不活潑的金屬從其鹽溶液中置換出來。 如K和CuSO4溶液反應(yīng)不能置換出Cu，原因為： 56. 原子活潑，其單質(zhì)不活潑 一般情況為原子越活潑，其單質(zhì)也越活潑。但對于少數(shù)非金屬原子及其單質(zhì)活潑性則表現(xiàn)出不匹配的關(guān)系。 如非金屬性 ，但 分子比 分子穩(wěn)定，N的非金屬性比P強，但N2比磷單質(zhì)穩(wěn)定得多，N2甚至可代替稀有氣體作用，原因是單質(zhì)分子中化學(xué)鍵結(jié)合程度影響分子的性質(zhì)。 57. Hg、Ag與O2、S反應(yīng)反常 一般為氧化性或還原性越強，反應(yīng)越強烈，條件越容易。 例如：O2、S分別與金屬反應(yīng)時，一般O2更容易些。但它們與Hg、Ag反應(yīng)時出現(xiàn)反常，且硫在常溫下就能發(fā)生如下反應(yīng)： 58. 鹵素及其化合物有關(guān)特性 鹵素單質(zhì)與水反應(yīng)通式為： ，而F2與水的反應(yīng)放出O2， 難溶于水且有感光性，而AgF溶于水無感光性， 易溶于水，而 難溶于水，F(xiàn)沒有正價而不能形成含氧酸。 59. 硅的反常性質(zhì) 硅在常溫下很穩(wěn)定，但自然界中沒有游離態(tài)的硅而只有化合態(tài)，原因是硅以化合態(tài)存在更穩(wěn)定。一般只有氫前面活潑金屬才能置換酸或水中。 1、溶解性規(guī)律——見溶解性表； 2、常用酸、堿指示劑的變色范圍： 指示劑 PH的變色范圍 甲基橙 酚酞 石蕊 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(fā)生氧化還原反應(yīng)（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(chǎn)物； （2）配平：在左邊先配平電荷，再在右邊配平其它原子；（3）H、O不平則在那邊加水。 例：當(dāng)Na2CO3與AlCl3溶液混和時： 3 CO32- + 2Al3+ + 3H2O = 2Al(OH)3↓ + 3CO2↑ 5、寫電解總反應(yīng)方程式的方法：（1）分析：反應(yīng)物、生成物是什么；（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(xué)反應(yīng)方程式分寫成二個電極反應(yīng)的方法：（1）按電子得失寫出二個半反應(yīng)式；（2）再考慮反應(yīng)時的環(huán)境（酸性或堿性）；（3）使二邊的原子數(shù)、電荷數(shù)相等。 例：蓄電池內(nèi)的反應(yīng)為：Pb + PbO2 + 2H2SO4 = 2PbSO4 + 2H2O 試寫出作為原電池（放電）時的電極反應(yīng)。 寫出二個半反應(yīng)： Pb –2e- → PbSO4 PbO2 +2e- → PbSO4 分析：在酸性環(huán)境中，補滿其它原子： 應(yīng)為： 負(fù)極：Pb + SO42- -2e- = PbSO4 正極： PbO2 + 4H+ + SO42- +2e- = PbSO4 + 2H2O 注意：當(dāng)是充電時則是電解，電極反應(yīng)則為以上電極反應(yīng)的倒轉(zhuǎn)： 為： 陰極：PbSO4 +2e- = Pb + SO42- 陽極：PbSO4 + 2H2O -2e- = PbO2 + 4H+ + SO42- 7、在解計算題中常用到的恒等：原子恒等、離子恒等、電子恒等、電荷恒等、電量恒等，用到的方法有：質(zhì)量守恒、差量法、歸一法、極限法、關(guān)系法、十字交法 和估算法。 （非氧化還原反應(yīng)：原子守恒、電荷 平衡、物料平衡用得多，氧化還原反應(yīng)：電子守恒用得多）8、電子層結(jié)構(gòu)相同的離子，核電荷數(shù)越多，離子半徑越??； 9、晶體的熔點：原子晶體 >離子晶體 >分子晶體 中學(xué)學(xué)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(jù)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(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)，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(fù)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(zhì)：H2O 、NH3 、HF、CH3CH2OH 。 15、氨水（乙醇溶液一樣）的密度小于1，濃度越大，密度越小，硫酸的密度大于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）是否有沉淀生成、氣體放出；（2）是否有弱電解質(zhì)生成；（3）是否發(fā)生氧化還原反應(yīng)；（4）是否生成絡(luò)離子[Fe(SCN)2、Fe(SCN)3、Ag(NH3)+、[Cu(NH3)4]2+ 等]；（5）是否發(fā)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?。ǔＲ姡┑氖荎；密度最大（常見）是Pt。 19、雨水的PH值小于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- 21、有機鑒別時，注意用到水和溴水這二種物質(zhì)。 例：鑒別：乙酸乙酯（不溶于水，?。灞剑ú蝗苡谒?，沉）、乙醛（與水互溶），則可用水。 22、取代反應(yīng)包括：鹵代、硝化、磺化、鹵代烴水解、酯的水解、酯化反應(yīng)等； 23、最簡式相同的有機物，不論以何種比例混合，只要混和物總質(zhì)量一定，完全燃燒生成的CO2、H2O及耗O2的量是不變的。恒等于單一成分該質(zhì)量時產(chǎn)生的CO2、H2O和耗O2量。 24、可使溴水褪色的物質(zhì)如下，但褪色的原因各自不同：烯、炔等不飽和烴（加成褪色）、苯酚（取代褪色）、乙醇、醛、甲酸、草酸、葡萄糖等（發(fā)生氧化褪色）、有機溶劑[CCl4、氯仿、溴苯、CS2（密度大于水），烴、苯、苯的同系物、酯（密度小于水）]發(fā)生了萃取而褪色。 25、能發(fā)生銀鏡反應(yīng)的有：醛、甲酸、甲酸鹽、甲酰銨（HCNH2O）、葡萄溏、果糖、麥芽糖，均可發(fā)生銀鏡反應(yīng)。 （也可同Cu(OH)2反應(yīng)） 計算時的關(guān)系式一般為：—CHO —— 2Ag 注意：當(dāng)銀氨溶液足量時，甲醛的氧化特殊： HCHO —— 4Ag ↓ + H2CO3 反應(yīng)式為：HCHO +4[Ag(NH3)2]OH = (NH4)2CO3 + 4Ag↓ + 6NH3 ↑+ 2H2O 26、膠體的聚沉方法：（1）加入電解質(zhì)；（2）加入電性相反的膠體；（3）加熱。 常見的膠體：液溶膠：Fe(OH)3、AgI、牛奶、豆?jié){、粥等；氣溶膠：霧、云、煙等；固溶膠：有色玻璃、煙水晶等。 27、污染大氣氣體：SO2、CO、NO2、NO，其中SO2、NO2形成酸雨。 28、環(huán)境污染：大氣污染、水污染、土壤污染、食品污染、固體廢棄物污染、噪聲污染。 肯定考的有：選擇：1基本常識，2離子共存問題，3原電池（正負(fù)極，正負(fù)極反應(yīng)是否正確），4阿夫加得羅常數(shù)問題，5有機物分子式的一個問題，6離子積常數(shù)7元素周期律的問題。 大題：AL Fe， 的反應(yīng)都超級重要，要求全會，必須全會，否則就丟了不該丟的分。Cl。 也重要，原電池弄明白，還有一些說不上來的，要求思維的題，但也都是最基本只是的組合。 這些是考試必考。距離該考還有很長時間，好好跟住老師。 多做理綜找考試重點，我畢業(yè)有1年了，說不清楚總結(jié)什么的了，反正就是好好學(xué)，我高考理綜100的化學(xué)考了90多，平時成績也都在95左右。還是穩(wěn)扎穩(wěn)打重要。 有很多 ，沒寫完。 以后學(xué)了 高三就會系統(tǒng)復(fù)習(xí)。 高考化學(xué)?？贾R點Ⅰ、基本概念與基礎(chǔ)理論：一、阿伏加德羅定律1.內(nèi)容：在同溫同壓下，同體積的氣體含有相同的分子數(shù)。 即“三同”定“一同”。2.推論（1）同溫同壓下，V1/V2=n1/n2 (2)同溫同體積時，p1/p2=n1/n2=N1/N2(3)同溫同壓等質(zhì)量時，V1/V2=M2/M1 (4)同溫同壓同體積時，M1/M2=ρ1/ρ2注意：①阿伏加德羅定律也適用于不反應(yīng)的混合氣體。 ②使用氣態(tài)方程PV=nRT有助于理解上述推論。3、阿伏加德羅常這類題的解法：①狀況條件：考查氣體時經(jīng)常給非標(biāo)準(zhǔn)狀況如常溫常壓下，1.01*105Pa、25℃時等。 ②物質(zhì)狀態(tài)：考查氣體摩爾體積時，常用在標(biāo)準(zhǔn)狀況下非氣態(tài)的物質(zhì)來迷惑考生，如H2O、SO3、已烷、辛烷、CHCl3等。③物質(zhì)結(jié)構(gòu)和晶體結(jié)構(gòu)：考查一定物質(zhì)的量的物質(zhì)中含有多少微粒（分子、原子、電子、質(zhì)子、中子等）時常涉及希有氣體He、Ne等為單原子組成和膠體粒子，Cl2、N2、O2、H2為雙原子分子等。 晶體結(jié)構(gòu)：P4、金剛石、石墨、二氧化硅等結(jié)構(gòu)。二、離子共存1.由于發(fā)生復(fù)分解反應(yīng)，離子不能大量共存。 （1）有氣體產(chǎn)生。如CO32-、SO32-、S2-、HCO3-、HSO3-、HS-等易揮發(fā)的弱酸的酸根與H+不能大量共存。 （2）有沉淀生成。如Ba2+、Ca2+、Mg2+、Ag+等不能與SO42-、CO32-等大量共存；Mg2+、Fe2+、Ag+、Al3+、Zn2+、Cu2+、Fe3+等不能與OH-大量共存；Pb2+與Cl-,Fe2+與S2-、Ca2+與PO43-、Ag+與I-不能大量共存。 （3）有弱電解質(zhì)生成。如OH-、CH3COO-、PO43-、HPO42-、H2PO4-、F-、ClO-、AlO2-、SiO32-、CN-、C17H35COO-、等與H+不能大量共存；一些酸式弱酸根如HCO3-、HPO42-、HS-、H2PO4-、HSO3-不能與OH-大量共存；NH4+與OH-不能大量共存。 （4）一些容易發(fā)生水解的離子，在溶液中的存在是有條件的。如AlO2-、S2-、CO32-、C6H5O-等必須在堿性條件下才能在溶液中存在；如Fe3+、Al3+等必須在酸性條件下才能在溶液中存在。 這兩類離子不能同時存在同一溶液中，即離子間能發(fā)生“雙水解”反應(yīng)。如3AlO2-+3Al3++6H2O=4Al(OH)3↓等。 2.由于發(fā)生氧化還原反應(yīng)，離子不能大量共存。（1）具有較強還原性的離子不能與具有較強氧化性的離子大量共存。 如S2-、HS-、SO32-、I-和Fe3+不能大量共存。（2）在酸性或堿性的介質(zhì)中由于發(fā)生氧化還原反應(yīng)而不能大量共存。 如MnO4-、Cr2O7-、NO3-、ClO-與S2-、HS-、SO32-、HSO3-、I-、Fe2+等不能大量共存；SO32-和S2-在堿性條件下可以共存，但在酸性條件下則由于發(fā)生2S2-+SO32-+6H+=3S↓+3H2O反應(yīng)不能共在。H+與S2O32-不能大量共存。 3.能水解的陽離子跟能水解的陰離子在水溶液中不能大量共存（雙水解）。例：Al3+和HCO3-、CO32-、HS-、S2-、AlO2-、ClO-等；Fe3+與CO32-、HCO3-、AlO2-、ClO-等不能大量共存。 4.溶液中能發(fā)生絡(luò)合反應(yīng)的離子不能大量共存。如Fe2+、Fe3+與SCN-不能大量共存；Fe3+與 不能大量共存。 5、審題時應(yīng)注意題中給出的附加條件。 ①酸性溶液（H+）、堿性溶液（OH-）、能在加入鋁粉后放出可燃?xì)怏w的溶液、由水電離出的H+或OH-=1*10-10mol/L的溶液等。 ②有色離子MnO4-,Fe3+,Fe2+,Cu2+,Fe(SCN)2+。③MnO4-,NO3-等在酸性條件下具有強氧化性。 ④S2O32-在酸性條件下發(fā)生氧化還原反應(yīng)：S2O32-+2H+=S↓+SO2↑+H2O⑤注意題目要求“大量共存”還是“不能大量共存”。6、審題時還應(yīng)特別注意以下幾點：（1）注意溶液的酸性對離子間發(fā)生氧化還原反應(yīng)的影響。 如：Fe2+與NO3-能共存，但在強酸性條件下（即Fe2+、NO3-、H+相遇）不能共存；MnO4-與Cl-在強酸性條件下也不能共存；S2-與SO32-在鈉、鉀鹽時可共存，但在酸性條件下則不能共存。（2）酸式鹽的含氫弱酸根離子不能與強堿（OH-）、強酸（H+）共存。 如HCO3-+OH-=CO32-+H2O(HCO3-遇堿時進一步電離)；HCO3-+H+=CO2↑+H2O三、離子方程式書寫的基本規(guī)律要求 （1）合事實：離子反應(yīng)要符合客觀事實，不可臆造產(chǎn)物及反應(yīng)。 （2）式正確：化學(xué)式與離子符號使用正確合理。 （3）號實際：“=”“ ”“→”“↑”“↓”等符號符合實際。 （4）兩守恒：兩邊原子數(shù)、電荷數(shù)必須守恒（氧化還原反應(yīng)離子方程式中氧化劑得電子總數(shù)與還原劑失電子總數(shù)要相等）。 （5）明類型：分清類型，注意少量、過量等。（6）檢查細(xì)：結(jié)合書寫離子方程式過程中易出現(xiàn)的錯誤，細(xì)心檢查。 四、氧化性、還原性強弱的判斷（1）根據(jù)元素的化合價物質(zhì)中元素具有最高價，該元素只有氧化性；物質(zhì)中元素具有最低價，該元素只有還原性；物質(zhì)中元素具有中間價，該元素既有氧化性又有還原性。對于同一種元素，價態(tài)越高，其氧化性就越強；價態(tài)越低，其還原性就越強。 （2）根據(jù)氧化還原反應(yīng)方程式在同一氧化還原反應(yīng)中，氧化性：氧化劑>氧化產(chǎn)物 還原性：還原劑>還原產(chǎn)物氧化劑的氧化性越強，則其對應(yīng)的還原產(chǎn)物的還原性就越弱；還原劑的還原性越強，則其對應(yīng)的氧化產(chǎn)物的氧化性就越弱。（3）根據(jù)反應(yīng)的難易程度 注意：①氧化還原性的強。 高考化學(xué)知識點（我的個人看法僅供參考） 1.氫離子的氧化性屬于酸的通性，即任何可溶性酸均有氧化性。 2.不是所有的物質(zhì)都有化學(xué)鍵結(jié)合。如：稀有氣體。 3.不是所有的正四面體結(jié)構(gòu)的物質(zhì)鍵角為109。28， 如：白磷。 5.電解質(zhì)溶液導(dǎo)電，電解拋光，等都是化學(xué)變化。 6.常見氣體溶解度大?。篘H3>HCL>SO2>H2S>CL2>CO2 7.相對分子質(zhì)量相近且等電子數(shù)，分子的極性越強，熔點沸點越高。 如：CO>N2 8.有單質(zhì)參加或生成的反應(yīng)不一定為氧化還原反應(yīng)。如：氧氣與臭氧的轉(zhuǎn)化。 9.氟元素既有氧化性也有還原性。 F-是F元素能失去電子具有還原性。 10.HCL ,SO3,NH3的水溶液可以導(dǎo)電，但是非電解質(zhì)。 11.全部由非金屬元素組成的物質(zhì)可以使離子化合物。 如：NH4CL。 12.ALCL3是共價化合物，熔化不能導(dǎo)電。 13.常見的陰離子在水溶液中的失去電子順序： F-7強酸，m=7中強酸，m=4~6弱酸 m=2~3兩性，m=1弱酸，m=0中強堿，mSiO2 45.歧化反應(yīng) 非金屬單質(zhì)和化合物發(fā)生歧化反應(yīng)，生成非金屬的負(fù)價的元素化合物 和最低穩(wěn)定正化合價的化合物. 46.實驗中膠頭滴管要伸入液面下的有制取Fe(OH)2，溫度計要伸入液面下的有乙醇的催化氧化.還有一個是以乙醇制取乙烯. 不能伸到液面下的有石油的分餾.47.C7H8O的同分異構(gòu)體有5種，3種酚，1種醇，1種醚。（記住這個結(jié)論對做選擇題有幫助）48.一般情況下，酸與酸，堿與堿之間不發(fā)生反應(yīng)， 但也有例外如：氧化性酸和還原性酸（HNO4+H2S）等； AgOH+NH4.OH等 49.一般情況下，金屬活動性順序表中H后面的元素不能和酸反應(yīng)發(fā)出氫氣； 但也有例外如：Cu+H2S==CuS（沉淀）+H2（氣體）等~ 50.相同條件下通常碳酸鹽的溶解度小于相應(yīng)的碳酸氫鹽溶解度； 但也有例外如：Na2CO3>NaHCO3， 另外，Na2CO3+HCl為放熱反應(yīng)；NaHCO3+HCL為吸熱反應(yīng)51. 弱酸能制強酸在復(fù)分解反應(yīng)的規(guī)律中，一般只能由強酸制弱酸。 但向 溶液中滴加氫硫酸可制鹽酸： ，此反應(yīng)為弱酸制強酸的反常規(guī)情況。其原因為 難溶于強酸中。 同理用 與 反應(yīng)可制 ，因為 常溫下難與 反應(yīng)。52. 還原性弱的物質(zhì)可制還原性強的物質(zhì)氧化還原反應(yīng)中氧化性還原性的強弱比較的基本規(guī)律如下：氧化性強弱為：氧化劑>氧化產(chǎn)物還原性強弱為：還原劑>還原產(chǎn)物但工業(yè)制硅反應(yīng)中： 還原性弱的碳能制還原性強的硅，原因是上述規(guī)則只適用于溶液中，而此反應(yīng)為高溫下的氣相反應(yīng)。 又如鉀的還原性比鈉強，但工業(yè)上可用 制K： ，原因是K的沸點比Na低，有利于K的分離使反應(yīng)向正方向進行。53. 氫后面的金屬也能與酸發(fā)生置換反應(yīng)一般只有氫前面的金屬才能置換出酸或水中的氫。 但Cu和Ag能發(fā)生如下反應(yīng)：原因是 和 溶解度極小，有利于化學(xué)反應(yīng)向正方向移動。54. 錫鉛活動性反常根據(jù)元素周期律知識可知：同主族元素的金屬性從上至下逐漸增強，即 。 但金屬活動順序表中 。原因是比較的條件不同，前者指氣態(tài)原子失電子時鉛比錫容易，而后者則是指在溶液中單質(zhì)錫比單質(zhì)鉛失電子容易。 55. 溶液中活潑金屬單質(zhì)不能置換不活潑金屬一般情況下，在溶液中活潑金屬單質(zhì)能置換不活潑金屬。但Na、K等非常活潑的金屬卻不能把相對不活潑的金屬從其鹽溶液中置換出來。 如K和CuSO4溶液反應(yīng)不能置換出Cu，原因為：56. 原子活潑，其單質(zhì)不活潑一般情況為原子越活潑，其單質(zhì)也越活潑。但對于少數(shù)非金屬原子及其單質(zhì)活潑性則表現(xiàn)出不匹配的關(guān)系。 如非金屬性 ，但 分子比 分子穩(wěn)定，N的非金屬性比P強，但N2比磷單質(zhì)穩(wěn)定得多，N2甚至可代替稀有氣體作用，原因是單質(zhì)分子中化學(xué)鍵結(jié)合程度影響分子的性質(zhì)。57. Hg、Ag與O2、S反應(yīng)反常一般為氧化性或還原性越強，反應(yīng)越強烈，條件越容易。 例如：O2、S分別與金屬反應(yīng)時，一般O2更容易些。但它們與Hg、Ag反應(yīng)時出現(xiàn)反常，且硫在常溫下就能發(fā)生如下反應(yīng)：58. 鹵素及其化合物有關(guān)特性鹵素單質(zhì)與水反應(yīng)通式為： ，而F2與水的反應(yīng)放出O2， 難溶于水且有感光性，而AgF溶于水無感光性， 易溶于水，而 難溶于水，F(xiàn)沒有正價而不能形成含氧酸。 59. 硅的反常性質(zhì)硅在常溫下很穩(wěn)定，但自然界中沒有游離態(tài)的硅而只有化合態(tài)，原因是硅以化合態(tài)存在更穩(wěn)定。一般只有氫前面活潑金屬才能置換酸或水中的氫。 而非金屬硅卻與強堿溶液反應(yīng)產(chǎn)生H2。原因是硅表現(xiàn)出一定的金屬性，在堿作用下還原水電離的H+而生成H2。 60. 鐵、鋁與濃硫酸、濃硝酸發(fā)生鈍化常溫下，鐵、鋁分別與稀硫酸和稀硝酸反應(yīng)，而濃硫酸或濃硝酸卻能使鐵鋁鈍化，原因是濃硫酸、濃硝酸具有強氧化性，使它們表面生成了一層致密的氧化膜。61. 酸性氧化物與酸反應(yīng)一般情況下，酸性氧化物不與酸反應(yīng)，但下面反應(yīng)卻反常：前者是發(fā)生氧化還原反應(yīng)，后者是生成氣體 ，有利于反應(yīng)進行。 62. 酸可與酸反應(yīng)一般情況下，酸不與酸反應(yīng)，但氧化性酸與還原性酸能反應(yīng)。例如：硝酸、濃硫酸可與氫碘酸、氫溴酸及氫硫酸等反應(yīng)。 63. 堿可與堿反應(yīng)一般情況下，堿與堿不反應(yīng)，但絡(luò)合能力較強的一些難溶性堿卻可能溶解在弱堿氨水中。如 溶于氨水生成 溶于氨水生成 。 64. 改變氣體壓強平衡不移動對于反應(yīng)體系中有氣體參與的可逆。 2007年高考化學(xué)必考知識點的總結(jié) 作為基礎(chǔ)學(xué)科知識內(nèi)容考查的依據(jù)，以下所列的知識點在近10年來的化學(xué)高考命題中呈現(xiàn)率達90%以上希望同學(xué)們在臨考的復(fù)習(xí)中能一一對照來鞏固相應(yīng)的基礎(chǔ)，如果某些點的認(rèn)識不夠，建議重溫相應(yīng)的教材和教輔資料，確保該內(nèi)容的高得分率。 1、氧化還原相關(guān)概念和應(yīng)用 （1） 借用熟悉的H2還原CuO來認(rèn)識5對相應(yīng)概念 （2） 氧化性、還原性的相互比較 （3） 氧化還原方程式的書寫及配平 （4） 同種元素變價的氧化還原反應(yīng)（歧化、歸中反應(yīng)） （5） 一些特殊價態(tài)的微粒如H、Cu、Cl、Fe、S2O32-的氧化還原反應(yīng) （6） 電化學(xué)中的氧化還原反應(yīng) 2、物質(zhì)結(jié)構(gòu)、元素周期表的認(rèn)識 （1） 主族元素的陰離子、陽離子、核外電子排布 （2） 同周期、同主族原子的半徑大小比較 （3） 電子式的正確書寫、化學(xué)鍵存在 （4） 建議能畫出短周期元素周期表的草表 3、阿氏常數(shù)與阿氏推論 （1） 利用克拉伯龍方程推導(dǎo)“阿氏4推論”，（P、V、T）條件下對“物質(zhì)的量、摩爾質(zhì)量、微粒數(shù)、體積比、密度比” （2） 利用克拉伯龍方程計算不同溫度或壓強下的體積 （3） 熟悉NA?？疾榈奈⒘?shù)目中固體、得失電子、中子數(shù)等內(nèi)容。 4、化學(xué)能量 （1） 今年該內(nèi)容被獨立地羅列于考試說明中，請多加注意 （2） 熱化學(xué)方程式的正確表達（狀態(tài)、計量數(shù)、能量關(guān)系） （3） 化學(xué)變化中的能量交換關(guān)系 5、離子的鑒別、離子共存 （1） 離子因結(jié)合生成沉淀而不能大量共存 （2） 因能反應(yīng)生成氣體而不能大量共存 （3） 因能生成難電離的弱電解質(zhì) （4） 因相互發(fā)生氧化還原而不能大量共存 （5） 因雙水解、生成絡(luò)合物而不能大量共存 （6） 弱酸的酸式酸根離子不能與強酸、強堿大量共存 （7） 題設(shè)中的“酸堿性、顏色”等 6、溶液濃度、離子濃度的比較及計算 （1） 善用微粒的守恒判斷 （2） 電荷守恒中的多價態(tài)離子處理 （3） 物料守恒中離子與水解產(chǎn)物的綜合考慮 （4） 濃度的計算請遵循定義（公式）規(guī)范表達 7、pH值的計算 （1） 遵循定義（公式）規(guī)范自己的計算過程 （2） 理清題設(shè)所問的是“離子”還是“溶液”的濃度 （3） 酸過量或堿過量時pH的計算（酸時以H濃度計算，堿時以O(shè)H計算再換算）。 8、化學(xué)反應(yīng)速度、化學(xué)平衡 （1） 能計算反應(yīng)速率、理解各物質(zhì)計量數(shù)與反應(yīng)速率的關(guān)系 （2） 以“高則快”，“低則慢”來理解條件對反應(yīng)速率的影響 （3） 理順“反應(yīng)速率”的“改變”與“平衡移動”的“辯證關(guān)系” （4） 遵循反應(yīng)方程式規(guī)范自己的“化學(xué)平衡”相關(guān)計算過程 （5） 平衡移動中的“等效平衡”理解（難點） 9、電化學(xué)知識 （1） 以家庭里的干電池為參照物理順“電極名稱” （2） 能正確表明“原電池、電解電鍍池”及變形裝置的電極位置 （3） 能寫出各電極的電極反應(yīng)方程式 （4） 了解常見離子的電化學(xué)放電順序 （5） 能準(zhǔn)確利用“得失電子守恒”原則計算電化學(xué)中的定量關(guān)系 10、鹽類的水解 （1） 鹽類能發(fā)生水解的原因 （2） 不同類型之鹽類發(fā)生水解的后果（酸堿性、濃度大小等） （3） 鹽類水解的應(yīng)用或防止（膠體、水凈化、溶液制備） （4） 對能發(fā)生水解的鹽類溶液加熱蒸干、灼燒的后果 （5） 能發(fā)生完全雙水解的離子反應(yīng)方程式 11、Cl、S、N、X、P、Na、Mg、Al、Fe等元素的單質(zhì)及化合物 （1） 總體上借助價態(tài)變化的轉(zhuǎn)化反應(yīng)來認(rèn)識 （2） 容易在無機推斷題中出現(xiàn)，注意上述元素的特征反應(yīng) （3） 注意N中的硝酸與物質(zhì)的反應(yīng)，其體現(xiàn)的酸性、氧化性“兩作為”是考查的的重點 （4） 有關(guān)Al的化合物中則熟悉其兩性反應(yīng)（定性、定量關(guān)系） （5） 有關(guān)Fe的化合物則理解Fe2+和Fe3+之間的轉(zhuǎn)化、Fe3+的強氧化性。 高考化學(xué)知識點歸納 Ⅰ、基本概念與基礎(chǔ)理論： 一、阿伏加德羅定律 1.內(nèi)容：在同溫同壓下，同體積的氣體含有相同的分子數(shù)。 即“三同”定“一同”。 2.推論 （1）同溫同壓下，V1/V2=n1/n2 (2)同溫同體積時，p1/p2=n1/n2=N1/N2 (3)同溫同壓等質(zhì)量時，V1/V2=M2/M1 (4)同溫同壓同體積時，M1/M2=ρ1/ρ2 注意：①阿伏加德羅定律也適用于不反應(yīng)的混合氣體。 ②使用氣態(tài)方程PV=nRT有助于理解上述推論。 3、阿伏加德羅常這類題的解法： ①狀況條件：考查氣體時經(jīng)常給非標(biāo)準(zhǔn)狀況如常溫常壓下，1.01*105Pa、25℃時等。 ②物質(zhì)狀態(tài)：考查氣體摩爾體積時，常用在標(biāo)準(zhǔn)狀況下非氣態(tài)的物質(zhì)來迷惑考生，如H2O、SO3、已烷、辛烷、CHCl3等。 ③物質(zhì)結(jié)構(gòu)和晶體結(jié)構(gòu)：考查一定物質(zhì)的量的物質(zhì)中含有多少微粒（分子、原子、電子、質(zhì)子、中子等）時常涉及希有氣體He、Ne等為單原子組成和膠體粒子，Cl2、N2、O2、H2為雙原子分子等。 晶體結(jié)構(gòu)：P4、金剛石、石墨、二氧化硅等結(jié)構(gòu)。 二、離子共存 1.由于發(fā)生復(fù)分解反應(yīng)，離子不能大量共存。 （1）有氣體產(chǎn)生。如CO32-、SO32-、S2-、HCO3-、HSO3-、HS-等易揮發(fā)的弱酸的酸根與H+不能大量共存。 （2）有沉淀生成。如Ba2+、Ca2+、Mg2+、Ag+等不能與SO42-、CO32-等大量共存；Mg2+、Fe2+、Ag+、Al3+、Zn2+、Cu2+、Fe3+等不能與OH-大量共存；Pb2+與Cl-,Fe2+與S2-、Ca2+與PO43-、Ag+與I-不能大量共存。 （3）有弱電解質(zhì)生成。如OH-、CH3COO-、PO43-、HPO42-、H2PO4-、F-、ClO-、AlO2-、SiO32-、CN-、C17H35COO-、等與H+不能大量共存；一些酸式弱酸根如HCO3-、HPO42-、HS-、H2PO4-、HSO3-不能與OH-大量共存；NH4+與OH-不能大量共存。 （4）一些容易發(fā)生水解的離子，在溶液中的存在是有條件的。如AlO2-、S2-、CO32-、C6H5O-等必須在堿性條件下才能在溶液中存在；如Fe3+、Al3+等必須在酸性條件下才能在溶液中存在。 這兩類離子不能同時存在在同一溶液中，即離子間能發(fā)生“雙水解”反應(yīng)。如3AlO2-+3Al3++6H2O=4Al(OH)3↓等。 2.由于發(fā)生氧化還原反應(yīng)，離子不能大量共存。 （1）具有較強還原性的離子不能與具有較強氧化性的離子大量共存。 如S2-、HS-、SO32-、I-和Fe3+不能大量共存。 （2）在酸性或堿性的介質(zhì)中由于發(fā)生氧化還原反應(yīng)而不能大量共存。 如MnO4-、Cr2O7-、NO3-、ClO-與S2-、HS-、SO32-、HSO3-、I-、Fe2+等不能大量共存；SO32-和S2-在堿性條件下可以共存，但在酸性條件下則由于發(fā)生2S2-+SO32-+6H+=3S↓+3H2O反應(yīng)不能共在。H+與S2O32-不能大量共存。 3.能水解的陽離子跟能水解的陰離子在水溶液中不能大量共存（雙水解）。 例：Al3+和HCO3-、CO32-、HS-、S2-、AlO2-、ClO-等；Fe3+與CO32-、HCO3-、AlO2-、ClO-等不能大量共存。 4.溶液中能發(fā)生絡(luò)合反應(yīng)的離子不能大量共存。 如Fe2+、Fe3+與SCN-不能大量共存；Fe3+與 不能大量共存。 5、審題時應(yīng)注意題中給出的附加條件。 ①酸性溶液（H+）、堿性溶液（OH-）、能在加入鋁粉后放出可燃?xì)怏w的溶液、由水電離出的H+或OH-=1*10-10mol/L的溶液等。 ②有色離子MnO4-,Fe3+,Fe2+,Cu2+,Fe(SCN)2+。 ③MnO4-,NO3-等在酸性條件下具有強氧化性。 ④S2O32-在酸性條件下發(fā)生氧化還原反應(yīng)：S2O32-+2H+=S↓+SO2↑+H2O ⑤注意題目要求“大量共存”還是“不能大量共存”。 6、審題時還應(yīng)特別注意以下幾點： （1）注意溶液的酸性對離子間發(fā)生氧化還原反應(yīng)的影響。 如：Fe2+與NO3-能共存，但在強酸性條件下（即Fe2+、NO3-、H+相遇）不能共存；MnO4-與Cl-在強酸性條件下也不能共存；S2-與SO32-在鈉、鉀鹽時可共存，但在酸性條件下則不能共存。 （2）酸式鹽的含氫弱酸根離子不能與強堿（OH-）、強酸（H+）共存。 如HCO3-+OH-=CO32-+H2O(HCO3-遇堿時進一步電離)；HCO3-+H+=CO2↑+H2O 三、離子方程式書寫的基本規(guī)律要求 （1）合事實：離子反應(yīng)要符合客觀事實，不可臆造產(chǎn)物及反應(yīng)。 （2）式正確：化學(xué)式與離子符號使用正確合理。 （3）號實際：“=”“ ”“→”“↑”“↓”等符號符合實際。 （4）兩守恒：兩邊原子數(shù)、電荷數(shù)必須守恒（氧化還原反應(yīng)離子方程式中氧化劑得電子總數(shù)與還原劑失電子總數(shù)要相等）。 （5）明類型：分清類型，注意少量、過量等。 （6）檢查細(xì)：結(jié)合書寫離子方程式過程中易出現(xiàn)的錯誤，細(xì)心檢查。 四、氧化性、還原性強弱的判斷 （1）根據(jù)元素的化合價 物質(zhì)中元素具有最高價，該元素只有氧化性；物質(zhì)中元素具有最低價，該元素只有還原性；物質(zhì)中元素具有中間價，該元素既有氧化性又有還原性。對于同一種元素，價態(tài)越高，其氧化性就越強；價態(tài)越低，其還原性就越強。 （2）根據(jù)氧化還原反應(yīng)方程式 在同一氧化還原反應(yīng)中，氧化性：氧化劑>氧化產(chǎn)物 還原性：還原劑>還原產(chǎn)物 氧化劑的氧化性越強，則其對應(yīng)的還原產(chǎn)物的還原性就越弱；還原劑的還原性越強，則其對應(yīng)的氧化產(chǎn)物的氧化性就越弱。 （3）根據(jù)反應(yīng)的難易程度 注意：①氧化還原性的強弱只與該原子得失電子的難易程度有關(guān)，而與得失電子數(shù)目的多少無關(guān)。 得電子能力越強，其。 上海高考化學(xué)考點1 概念的辨析（類似有機物與無機物的區(qū)分，電解質(zhì)的區(qū)分） 2同位素的相對原子質(zhì)量與元素平均相對原子質(zhì)量 3 微粒中質(zhì)子，中子數(shù)，電子數(shù)的求算 4同位素形成分子種類的計算 5四同定義的辨析（同位素，同系物等） 6元素周期律 7電子式，核外電子排布 8晶體的定義，類型，物理性質(zhì)，作用力，鍵的極性。 8阿伏加德羅常數(shù)，及定律 9化學(xué)反應(yīng)速率及化學(xué)平衡 10溶液中的平衡，導(dǎo)電性強弱判斷，酸堿性計算 11 鹽類水解規(guī)律 12離子共存，離子方程，溶液中離子濃度大小比較 13 膠體 14氧化反映及產(chǎn)物判定，方程配平 15電化學(xué) 16一些基本常識（例如人體骨骼中主要成分之類） 17守恒法，極值法的計算，溶解度計算，分段函數(shù)類型的計算，綜合計算 18實驗基本操作 19離子檢驗 20氣體的制取，干燥，收集，尾氣處理 21鑒別，分離，檢驗物質(zhì) 22實驗綜合 23物質(zhì)性質(zhì)，組成成分分析 24反映先后判斷 25化工生產(chǎn) 26根據(jù)有機物結(jié)構(gòu)式判斷有機物的性質(zhì) 27加聚反映產(chǎn)物單體的分析 28有機綜合。 1 概念的辨析（類似有機物與無機物的區(qū)分，電解質(zhì)的區(qū)分） 2同位素的相對原子質(zhì)量與元素平均相對原子質(zhì)量 3 微粒中質(zhì)子，中子數(shù)，電子數(shù)的求算 4同位素形成分子種類的計算 5四同定義的辨析（同位素，同系物等） 6元素周期律 7電子式，核外電子排布 8晶體的定義，類型，物理性質(zhì)，作用力，鍵的極性。 8阿伏加德羅常數(shù)，及定律 9化學(xué)反應(yīng)速率及化學(xué)平衡 10溶液中的平衡，導(dǎo)電性強弱判斷，酸堿性計算 11 鹽類水解規(guī)律 12離子共存，離子方程，溶液中離子濃度大小比較 13 膠體 14氧化反映及產(chǎn)物判定，方程配平 15電化學(xué) 16一些基本常識（例如人體骨骼中主要成分之類） 17守恒法，極值法的計算，溶解度計算，分段函數(shù)類型的計算，綜合計算 18實驗基本操作 19離子檢驗 20氣體的制取，干燥，收集，尾氣處理 21鑒別，分離，檢驗物質(zhì) 22實驗綜合 23物質(zhì)性質(zhì)，組成成分分析 24反映先后判斷 25化工生產(chǎn) 26根據(jù)有機物結(jié)構(gòu)式判斷有機物的性質(zhì) 27加聚反映產(chǎn)物單體的分析 28有機綜合2.高中化學(xué) 常識
3.高中化學(xué)知識歸納總結(jié)
4.高考化學(xué)常考的知識點有哪些
5.高考化學(xué)知識清單（詳細(xì)）
6.求高考化學(xué)難點和易錯知識點
7.高考化學(xué)重要知識點總結(jié)
8.高考化學(xué)考哪些知識點
9.高考化學(xué)?？嫉闹R點有哪些
