1.高中化學(xué)知識歸納總結(jié)

肯定考的有：選擇：1基本常識，2離子共存問題，3原電池（正負極，正負極反應(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。

2.高考化學(xué)知識清單（詳細）

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-14.金屬從鹽溶液中置換出單質(zhì)，這個單質(zhì)可以是金屬，也可以是非金屬。 如：Fe+CuSO4=, Fe+KHSO4= 15.金屬氧化物不一定為堿性氧化物，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： 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。 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"煙"是HNO3與水蒸氣形成的酸霧 發(fā)煙硫酸的"煙"是SO3 19.鎂和強酸的銨鹽溶液反應(yīng)得到氨氣和氫氣。 20.在金屬鋁的冶煉中，冰晶石起溶劑作用，要不斷補充碳塊和氯化鋁。

21.液氨，乙二醇，丙三醇可作制冷劑。光纖的主要原料為SiO2。

22.常溫下，將鐵，鋁，鉻等金屬投入濃硝酸中，發(fā)生了化學(xué)反應(yīng)，鈍化。 23.鉆石不是最堅硬的物質(zhì)，C3N4的硬度比鉆石還大。

24.在相同的條件下，同一弱電解質(zhì)，溶液越稀，電離度越大，溶液中離子濃度未必增大，溶液的導(dǎo)電性未必增大。 25.濃稀的硝酸都具有氧化性，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。白磷也叫黃磷。

27.一般情況下，反應(yīng)物濃度越大，反應(yīng)速率越大； 但在常溫下，鐵遇濃硝酸會鈍化，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，高壓）30.少數(shù)的鹽是弱電解質(zhì)。

如：Pb(AC)2,HgCL2 31.弱酸可以制備強酸。如：H2S+Cu(NO4)2 32.鉛的穩(wěn)定價態(tài)是+2價，其他碳族元素為+4價，鉛的金屬活動性比錫弱。

（反常） 33.無機物也具有同分異構(gòu)現(xiàn)象。如：一些配合物。

34.Na3ALF6不是復(fù)鹽。 35.判斷酸堿性強弱的經(jīng)驗公式：（好象符合有氧的情況） m=A（主族）+x（化合價）-n（周期數(shù)） m越大，酸性越強；m越小，堿性越強。

m>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，m<0強堿 36.條件相同時，物質(zhì)的沸點不一定高于熔點。如：乙炔。

37.有機物不一定能燃燒。如：聚四氟乙烯。

38.有機物可以是難溶解于有機物，而易溶解于水。如：苯磺酸。

39. 量筒沒有零刻度線40. 硅烷（SiH4）中的H是-1價，CH4中的H顯+1價. Si的電負性比H小. 41.有機物里叫"酸"的不一定是有機酸，如：石炭酸. 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. 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.如：MgO >SiO2 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)。

3.高中化學(xué)知識要點梳理

我是零九屆畢業(yè)生，我考到哈爾濱師范大學(xué)就讀化學(xué)，其實學(xué)化學(xué)就像學(xué)習(xí)你擅長的科目一樣，首先掌握基礎(chǔ)知識點，然后用理論聯(lián)系實際，就是做題，在做題中反復(fù)思考，這樣做一道相當(dāng)于實踐并升華。學(xué)會一樣知識是需要時間的，努力加堅持才會有成果。

化學(xué)大體上分為有機和無機，其中化學(xué)方程式是非常重要的（不可忽視），記住一種物質(zhì)的特點遞推同族物質(zhì)的特點，舉一反三，在實驗中總結(jié)實驗現(xiàn)象（按順序不可顛倒），學(xué)習(xí)的過程就是這樣，但一定要自己去總結(jié)，切勿僅僅靠老師和同學(xué)。

解題方面：首先是分析，既然你學(xué)化學(xué)那你一定是理科生，學(xué)習(xí)理論課要培養(yǎng)縝密的思維邏輯，分析不放過每一個細節(jié)和重點提示，然后聯(lián)系實際你學(xué)的知識，最后細致解題。

以上就是高中化學(xué)的知識總結(jié)和解題方法，也是其他科目的學(xué)習(xí)方法。

4.求高中化學(xué)知識總結(jié)

高中化學(xué)復(fù)習(xí)知識點 化學(xué)反應(yīng)及其能量變化 化學(xué)反應(yīng)及其能量變化總結(jié) 核心知識 氧化還原反應(yīng) 核心知識 一、幾個基本概念 1.氧化還原反應(yīng)：凡有電子轉(zhuǎn)移的反應(yīng)，就是氧化還原反應(yīng).表現(xiàn)為元素的化合價發(fā)生變化. 2.氧化反應(yīng)和還原反應(yīng)：物質(zhì)失去電子的反應(yīng)（體現(xiàn)為元素化合價有升高）是氧化反應(yīng)；物質(zhì)得電子的反應(yīng)（體現(xiàn)為元素化合價降低）是還原反應(yīng). 3.氧化產(chǎn)物和還原產(chǎn)物：還原劑在反應(yīng)中失去電子后被氧化形成的生成物為氧化產(chǎn)物.氧化劑在反應(yīng)中得電子被還原形成的生成物為還原產(chǎn)物. 4.氧化性和還原性：物質(zhì)在反應(yīng)中得電子為氧化劑，氧化劑具有氧化性；物質(zhì)在反應(yīng)中失電子為還原劑，還原劑具有還原性. 各概念間的關(guān)系為： 二、氧化還原反應(yīng)的分析表示方法 ①雙線橋法： 例1 它表示反應(yīng)中電子得失情況和結(jié)果. 線橋由反應(yīng)物指向生成物的同一元素上. ②單線橋法 例（上例） 它表示反應(yīng)中電子轉(zhuǎn)移情況. 線橋由還原劑失電子元素指向氧化劑的得電子元素. 三、四種基本反應(yīng)類型同氧化還原反應(yīng)間的關(guān)系 1.置換反應(yīng)全都是氧化還原反應(yīng). 2.化合反應(yīng)和分解反應(yīng)有一部分為氧化還原反應(yīng). 3.復(fù)分解反應(yīng)全都不是氧化還原反應(yīng). 四、元素的價態(tài)與氧化性、還原性的關(guān)系 一般常見的處于最低價態(tài)的元素不能再得到電子，只具有還原性.例如一切金屬單質(zhì)為O價Cl-1、S-2、O-2等，處于最高價態(tài)的元素 等不能再失去電子，只可能得到電子而具有氧化性.處于中間價態(tài)的元素，如 等既有氧化性，又有還原性，但還常以某一方面為主.如S、O2、Cl2以氧化性為主. 五、氧化性、還原性強弱比較 （1）氧化性：氧化劑>氧化產(chǎn)物 還原性：還原劑>還原產(chǎn)物 注：氧化性還原性強弱的比較一般需依據(jù)氧化還原反應(yīng)而定. （2）根據(jù)金屬活動順序表判斷 K,Ca,Na,Mg,Al,Zn,Fe,Sn,Pb,(H),Cu,Hg,Ag,Pt,Au (3)根據(jù)非金屬活動順序進行判斷 六、氧化還原反應(yīng)基本類型 1.全部氧化還原型：變價元素的所有原子的價態(tài)物發(fā)生變化 如：2H2+O2 2H2O Zn+2HCl H2↑+ZnCl2等 2.部分氧化還原型：變價元素的原子只有部分價態(tài)發(fā)生變化 如：MnO2+4HCl（濃） MnCl2+Cl2↑+2H2O 3.自身氧化還原型，同一物質(zhì)中不同元素發(fā)生價態(tài)改變 如：2KClO3 2KCl+3O2↑ 2H2O 2H2↑+O2↑ 4.歧化反應(yīng)型：同一物質(zhì)中同一元素發(fā)生價態(tài)的改變 如：Cl2+2NaOH NaCl+NaClO+H2O 七、氧化還原反應(yīng)的基本規(guī)律 1.兩個守恒關(guān)系： 質(zhì)量守恒和得失電子總數(shù)守恒. 2.歸中律：即同種元素的不同價態(tài)反應(yīng)遵循“可靠攏不相交”. 離子反應(yīng) 離子反應(yīng)方程式 核心知識 一、電解質(zhì)和非電解質(zhì) 1.電解質(zhì)：在水溶液或受熱熔化狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物. 非電解質(zhì)：在水溶或受熱熔化狀態(tài)下不能導(dǎo)電的化合物. 例1 CaO、SO3溶于水能導(dǎo)電，F(xiàn)e能夠?qū)щ?，它們是否是電解質(zhì)？ 解析 CaO本是電解質(zhì)，但不能說是因為它溶于水能導(dǎo)電才是電解質(zhì).溶于水有以下反應(yīng)：CaO+H2O=Ca(OH)2，此時為Ca(OH)2的導(dǎo)電；SO3本身不是電解質(zhì)，溶于水有以下反應(yīng)：SO3+H2O=H2SO4，此時為H2SO4的導(dǎo)電.電解質(zhì)實際上指的是不與水反應(yīng)，通過本身電離出自由移離子而導(dǎo)電的一類化合物.Fe不是化合物故不屬于電解質(zhì)與非電解質(zhì)之列. 2.強電解質(zhì)和弱電解質(zhì) 二、離子反應(yīng) 1.有離子參加的反應(yīng)叫離子反應(yīng). 離子互換型 （復(fù)分解反應(yīng)型） 2.類型 氧化還原型 三、離子方程式 1.用實際參加反應(yīng)的離子的符號來表示離子之間反應(yīng)的式子叫離子方程式. 2.意義：離子方程式表示同一類型的所有的離子反應(yīng). 3.書寫離子方程式的方法： （1）“寫”：寫出正確的化學(xué)方程式 （2）“拆”：把易溶且易電離的物質(zhì)拆寫成離子形式，凡是難溶、難電離，以及氣體物質(zhì)均寫成化學(xué)式. （3）“刪”：刪去反應(yīng)前后不參加反應(yīng)的離子. （4）“查”：檢查離子方程式兩邊的原子個數(shù)是否相等，電荷總數(shù)是否相等. 四、判斷離子方程式書寫是否正確的方法 必須考慮以下五條原則： （1）依據(jù)物質(zhì)反應(yīng)的客觀事實. 釋例1：鐵與稀鹽酸反應(yīng)： 2Fe+6H+=2Fe3++3H2↑（錯誤），正確的是：Fe+2H+=Fe2++H2↑. （2）必須遵守質(zhì)量守恒定律. 釋例2:Cl2+I-=Cl-+I2（錯誤），正確的是：Cl2+2I-=2Cl-+I2. (3)必須遵守電荷平衡原理. 釋例3：氯氣通入FeCl2溶液中：Fe2++Cl2=Fe3++2Cl-（錯誤），正確的是：2Fe2++Cl2=2Fe3++2Cl-. (4)氧化還原反應(yīng)還必須遵守得失電子守恒原理.應(yīng)注意判斷氧化劑和還原劑轉(zhuǎn)移電子數(shù)是否配平. （5）必須遵循定組成原理（即物質(zhì)中陰、陽離子組成固定）. 釋例4:Ba(OH)2溶液和稀H2SO4混合：Ba+OH-+H++SO42-=BaSO4↓+H2O（錯誤），正確的是：Ba2++2OH-+SO42-+2H+=BaSO4↓+2H2O. 五、判斷溶液中離子能否大量共存 所謂幾種離子在同一溶液中能大量共存，就是指離子之間不發(fā)生任何反應(yīng)；若離子之間能發(fā)生反應(yīng)，則不能大量共存. 1.同一溶液中若離子間符合下列任意一個條件就會發(fā)生離子反應(yīng)，離子之間便不能在溶液中大量共存. （1）生成難溶物或微溶物：如Ba2+與CO32-、Ag+與Br-、Ca2+與SO42-和OH-、OH-與Cu2+等不能大量共存. （2）生成氣體或揮發(fā)性物質(zhì)：如NH4+與OH-,H+與CO32-、HCO3-、S2-、HSO3-、SO32-等不能大量共存. 2.生成難電離的物質(zhì)。

5.高中化學(xué)知識總結(jié)

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氣體的溶液、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：結(jié)合書寫離子方程式過程中易出現(xiàn)的錯誤，細心檢查。

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，其氧化性就越強；。

6.高中化學(xué)所有知識點有哪些

元素周期表、元素周期律、氧化還原反應(yīng)、離子反應(yīng)、熱化學(xué)方程式等。

氧化還原反應(yīng)是核心，從高一到高三課本一直在逐步闡述他的原理，計算及應(yīng)用.因為高中化學(xué)研究的是反映的本質(zhì)：電子的得失或偏離.所以這是首要核心，其中包括氧化還原反映，離子反應(yīng)，熱化學(xué)方程式.這是高中第一大原理.理論知識還包括重要的平衡理論：化學(xué)平衡研究可逆反應(yīng)，電離平衡研究溶液中離子的關(guān)系，離子反應(yīng)是他的基礎(chǔ).。以上是理論知識，還一大是元素周期表、元素周期律，就是研究元素中的遞變規(guī)律，這不僅在理論知識中重點講述，也通過元素與化合物的學(xué)習(xí)體現(xiàn).整個高中會研究堿金屬，鹵族元素，氧族元素，碳族元素，氮族元素，金屬（特別是鐵，鎂，鋁，鋁是兩性金屬，銅會穿插學(xué)習(xí)）.所以化合物間的關(guān)系與推斷也相當(dāng)重要。

有機化學(xué)也是一大塊，但只要學(xué)好他幾類物質(zhì)就行了，高中對有機化學(xué)要求不太高.主要是烴（含碳氫有機物）包括：烷，烯，炔，苯等，烴的衍生物（除碳氫還有其他元素的有機物）包括醇，醛，氛，羧酸，酯.然后和有機物間的同分異構(gòu)是一大重點?。?！有機中的糖脂蛋白質(zhì)及合成材料要求不高。然后是計算.高中引入物質(zhì)的量這一概念徹底優(yōu)化了初中許多錯綜復(fù)雜的計算，其中阿伏加德羅定律很重要，其中老師會講到的克拉伯龍方程在物理熱學(xué)中也有應(yīng)用.計算會慢慢講訴貫穿整個高中，逐步加難.這也是重點。

最后更重要的是實驗，這是高考中很不易得全分的部分.需要平時積累，在搞清課本實驗的基礎(chǔ)上多看一些拓展的實驗可以拓展思維有助于適應(yīng)高考要求.實驗應(yīng)該是最難的部分，也是最能體現(xiàn)差距的部分。

7.高考化學(xué)?？嫉闹R點有哪些

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

8.高中化學(xué)知識總結(jié)

去百度文庫，查看完整內(nèi)容> 內(nèi)容來自用戶：扭擺的青春 必須掌握的化學(xué)思想與化學(xué)方法1、整體性原則：——學(xué)會從整體出發(fā)，全面考慮問題；2、守恒意識：——三大守恒內(nèi)容：①質(zhì)量守恒；②電荷守恒；③得失電子守恒3、平衡意識：——勒夏特列原理適用于一切平衡體系（化學(xué)平衡、電離平衡、水解平衡、溶解平衡等）4、合理性原則——要學(xué)會運用常識、常理解題，要學(xué)會識別社會常理。

杜絕不合邏輯的常識性錯誤5、綠色化學(xué)思想——①原子經(jīng)濟性；②杜絕污染源6、組成分析——組合與拆分；反應(yīng)物、生成物的分子組成變化7、特征反應(yīng)（關(guān)注典型反應(yīng)）——解決問題的突破口；題眼、關(guān)鍵字8、具體化——可使問題意外地簡單一、化學(xué)知識體系網(wǎng)絡(luò)第一部分基本概念與基本理論（一）物質(zhì)的組成1、分子和由分子構(gòu)成的物質(zhì)⑴分子是構(gòu)成物質(zhì)的一種能獨立存在的微粒，它保持著這種物質(zhì)的化學(xué)性質(zhì)分子有一定的大小和質(zhì)量；分子間有一定距離；分子在不停地運動著（物理變化是分子運動狀態(tài)改變的結(jié)果）；分子間有分子間作用（范德華力）。⑵由分子構(gòu)成的物質(zhì)（在固態(tài)時為分子晶體）。

一些非金屬單質(zhì)（如H2、O2、Cl2、S、惰性氣體等）；氣態(tài)氫化物；酸酐（SiO2除外）；酸類和大多數(shù)有機物等。2、價升高【如：3、（⑷膠體的制備方法⑸電解質(zhì)溶液聚沉作用大小除和電解質(zhì)溶液及電解質(zhì)離子本性有關(guān)外，一般是：離子的電荷數(shù)越多，離子半徑越小，聚沉能力越大。

（⑺無化學(xué)。

9.求助 高考化學(xué) 知識分類 總結(jié)

高考化學(xué)需要記憶的知識總結(jié) 1、化學(xué)史： （1） 分析空氣成分的第一位科學(xué)家——拉瓦錫； （2） 近代原子學(xué)說的創(chuàng)立者——道爾頓（英國）； （3） 提出分子概念——何伏加德羅（意大利）； （4） 候氏制堿法——候德榜（1926年所制的“紅三角”牌純堿獲美國費城萬（5） 國博覽會金獎）； （6） 金屬鉀的發(fā)現(xiàn)者——戴維（英國）； （7） Cl2的發(fā)現(xiàn)者——舍（8） 勒（瑞典）； （9） 在元素相對原子量的測定上作出了卓越貢獻的我國化學(xué)家——張青蓮； （10） 元素周期律的發(fā)現(xiàn)，（11） 元素周期表的創(chuàng)立者——門捷列夫（俄國）； （12） 1828年首次用無機物氰酸銨合成了有機物尿素的化學(xué)家——維勒（德國）； （13） 苯是在1825年由英國科學(xué)家——法拉第首先發(fā)現(xiàn)，（14） 德國化學(xué)家——凱庫勒定為單雙健相間的六邊形結(jié)構(gòu)； （15） 鐳的發(fā)現(xiàn)人——居里夫人。

（16） 人類使用和制造第一種材料是——陶 2、俗名3 無機部分： 純堿、蘇打、天然堿 、口堿：Na2CO3 小蘇打：NaHCO3 大蘇打：Na2S2O3 石膏（生石膏）：CaSO4.2H2O 熟石膏：2CaSO4·.H2O 瑩石：CaF2 重晶石：BaSO4（無毒） 碳銨：NH4HCO3 石灰石、大理石：CaCO3生石灰：CaO 食鹽：NaCl 熟石灰、消石灰：Ca(OH)2 芒硝：Na2SO4·7H2O （緩瀉劑） 燒堿、火堿、苛性鈉：NaOH 綠礬：FaSO4·7H2O 干冰：CO2 明礬：KAl (SO4)2·12H2O 漂白粉：Ca (ClO)2 、CaCl2（混和物） 瀉鹽：MgSO4·7H2O 膽礬、藍礬：CuSO4·5H2O 雙氧水：H2O2 皓礬：ZnSO4·7H2O 硅石、石英：SiO2 剛玉：Al2O3 水玻璃、泡花堿、礦物膠：Na2SiO3 鐵紅、鐵礦：Fe2O3 磁鐵礦：Fe3O4 黃鐵礦、硫鐵礦：FeS2 銅綠、孔雀石：Cu2 (OH)2CO3 菱鐵礦：FeCO3 赤銅礦：Cu2O 波爾多液：Ca (OH)2和CuSO4 石硫合劑：Ca (OH)2和S 玻璃的主要成分：Na2SiO3、CaSiO3、SiO2 過磷酸鈣（主要成分）：Ca (H2PO4)2和CaSO4 重過磷酸鈣（主要成分）：Ca (H2PO4)2 天然氣、沼氣、坑氣（主要成分）：CH4 水煤氣：CO和H2 硫酸亞鐵銨（淡藍綠色）：Fe (NH4)2 (SO4)2 溶于水后呈淡綠色 光化學(xué)煙霧：NO2在光照下產(chǎn)生的一種有毒氣體 王水：濃HNO3：濃HCl按體積比1:3混合而成。鋁熱劑：Al + Fe2O3或其它氧化物。

尿素：CO(NH2)2 有機部分： 氯仿：CHCl3 電石：CaC2 電石氣：C2H4 （乙炔） TNT：三硝基甲苯 氟氯烴：是良好的制冷劑，有毒，但破壞O3層。 酒精、乙醇：C2H5OH 裂解氣成分（石油裂化）：烯烴、烷烴、炔烴、H2S、CO2、CO等。

焦?fàn)t氣成分（煤干餾）：H2、CH4、乙烯、CO等。 醋酸：CH3COOH 甘油、三醇 ：C3H8O3 石炭酸：苯酚蟻醛：甲醛 CH2O 福爾馬林：35%—40%的甲醛水溶液 蟻酸：甲酸 CH2O2 葡萄糖：C6H12O6 果糖：C6H12O6 蔗糖：C12H22O11 麥芽糖：C12H22O11 淀粉：（C6H10O5）n 硬脂酸：C17H35COOH 油酸：C17H33COOH 軟脂酸：C15H31COOH 草酸：乙二酸 HOOC—COOH （能使藍墨水褪色，呈強酸性，受熱分解成CO2和水，能使KMnO4酸性溶液褪色）。

4、顏色 鐵：鐵粉是黑色的；一整塊的固體鐵是銀白色的。 Fe2+——淺綠色 Fe3O4——黑色晶體 Fe(OH)2——白色沉淀 Fe3+——黃色 Fe (OH)3——紅褐色沉淀 Fe (SCN)3——血紅色溶液 FeO——黑色的粉末 Fe (NH4)2(SO4)2——淡藍綠色 Fe2O3——紅棕色粉末 銅：單質(zhì)是紫紅色 Cu2+——藍色 CuO——黑色 Cu2O——紅色 CuSO4（無水）—白色 CuSO4·5H2O——藍色 Cu2(OH)2CO3 —綠色 Cu (OH)2——藍色 [Cu(NH3)4]SO4——深藍色溶液 FeS——黑色固體 BaSO4 、BaCO3 、Ag2CO3 、CaCO3 、AgCl 、Mg (OH)2 、三溴苯酚均是白色沉淀 Al(OH)3 白色絮狀沉淀 H4SiO4（原硅酸）白色膠狀沉淀 Cl2、氯水——黃綠色 F2——淡黃綠色氣體 Br2——深紅棕色液體 I2——紫黑色固體 HF、HCl、HBr、HI均為無色氣體，在空氣中均形成白霧 CCl4——無色的液體，密度大于水，與水不互溶 Na2O2—淡黃色固體 Ag3PO4—黃色沉淀 S—黃色固體 AgBr—淺黃色沉淀 AgI—黃色沉淀 O3—淡藍色氣體 SO2—無色，有剌激性氣味、有毒的氣體 SO3—無色固體（沸點44.8度） 品紅溶液——紅色 氫氟酸：HF——腐蝕玻璃 N2O4、NO——無色氣體 NO2——紅棕色氣體 NH3——無色、有剌激性氣味氣體 5、現(xiàn)象： 1、鋁片與鹽酸反應(yīng)是放熱的，Ba(OH)2與NH4Cl反應(yīng)是吸熱的； 2、Na與H2O（放有酚酞）反應(yīng)，熔化、浮于水面、轉(zhuǎn)動、有氣體放出； 3、焰色反應(yīng)：Na 黃色 、K紫色（透過藍色的鈷玻璃） 、Cu 綠色、Ca磚紅； 4、Cu絲在Cl2中燃燒產(chǎn)生棕色的煙； 5、H2在Cl2中燃燒是蒼白色的火焰； 6、Na在Cl2中燃燒產(chǎn)生大量的白煙； 7、P在Cl2中燃燒產(chǎn)生大量的白色煙霧； 8、SO2通入品紅溶液先褪色，加熱后恢復(fù)原色； 9、NH3與HCl相遇產(chǎn)生大量的白煙； 10、鋁箔在氧氣中激烈燃燒產(chǎn)生刺眼的白光； 11、鎂條在空氣中燃燒產(chǎn)生刺眼白光，在CO2中燃燒生成白色粉末（MgO），產(chǎn)生黑煙； 12、鐵絲在Cl2中燃燒，產(chǎn)生棕色的煙； 13、HF腐蝕玻璃； 14、Fe(OH)2在空。

10.高三化學(xué)知識點總結(jié)

高中化學(xué)知識點總結(jié) 一、物質(zhì)的顏色 物質(zhì)分類 顏 色 單質(zhì) 石墨-黑色 金剛石-無色 硅-灰黑色 f2-淡黃綠色 cl2-黃綠色 br2-深紅棕色 i2-紫黑色 白磷-白或黃色 紅磷-紅棕色 硫-淡黃色 銅-紫紅色 金-金色 銫-金色 氧化物 no2-紅棕色 n2o4-無色 na2o2-淡黃色 feo-黑色 fe2o3-紅棕色 fe3o4-黑色 mno2-黑色 cuo-黑色 cu2o-紅色 hgo-紅色 ag2o-棕黑色 酸或堿 fe(oh)2-白色 fe(oh)3-紅褐色 cu(oh)2-藍色 鹽 kmno4 紫黑色 fes-黑色 fes2-黃色 cus-黑色 cu2s-黑色 hgs-黑色 pbs-黑色 fecl3-棕褐色 feso4?7h2o-綠色 cucl2-棕黃色 cuso4?5h2o-藍色 cuso4-白色 cu2(oh)2co3-綠色 agcl-白色 agbr-淡黃色 agi-黃色 ag2co3白色 ag3po4 黃色 水合離子或絡(luò)離子cu2+-藍色 fe2+-淺綠色 fe3+-棕黃色 mno4--紫紅色 [cucl4]2--黃色 fe(scn)2+-紅色 焰色反應(yīng) na+-黃色 k+-紫色（透過藍色鈷玻璃） 注：（1）fe(oh)2變成fe(oh)3的中間產(chǎn)物為灰綠色。

（2）cucl2稀溶液為藍色，濃溶液呈綠色。 附1 鹵素單質(zhì)及其溶液（由稀到濃）顏色 鹵素 氣態(tài) 液態(tài) 固態(tài) 水溶液 有機溶液 氟 淡黃綠色 氯 黃綠色 黃綠色 黃綠色 溴 紅棕色 深紅棕色 黃→橙色 橙紅→紅棕色 碘 紫紅色 紫黑色 棕黃→褐色 紫→紫紅色 注：（1）常見有機溶劑為密度小于水的苯、酒精、汽油；密度大于水的ccl4、cs2等，它們均為無色。

（2）碘酒：褐色 附2 常用酸堿指示劑變色范圍 指示劑 ph范圍 中間色 酸色 堿色我的百度空間有更多的高中化學(xué)知識點總結(jié)。