高考化學知識點(集錦15篇)
在平日的學習中，說到知識點，大家是不是都習慣性的重視？知識點就是掌握某個問題/知識的學習要點。哪些才是我們真正需要的知識點呢？下面是小編精心整理的高考化學知識點，歡迎閱讀，希望大家能夠喜歡。
高考化學知識點1
（1）接觸法制硫酸
反應原理：①造氣：4FeS2+11O2(g)=2Fe2O3+8SO2
②氧化：2SO2+O2=2SO3
③吸收：SO3+H2O=H2SO4
分別對應的設備：①沸騰爐 ②接觸室 ③吸收塔
具體措施：粉碎礦石、過量空氣、熱交換、催化氧化、逆流、循環、濃H2
SO4吸收SO3(防止形成酸霧)、尾氣處理(用氨水吸收SO2，生成(NH4)2SO3，再用H2SO4處理，便又可生成SO2)。
（2）濃硫酸（98.3％）的'特性
①吸水性：H2SO4易與H2O結合，并放出大量熱，所以濃硫酸常做酸性氣體的干燥劑(不可干燥H2S)。
②脫水性：濃H2SO4遇見某些有機化合物，可將其中氫、氧原子個數按2:1比例脫去，即為脫水性，C12H22O11
12C+11H2O(濃H2SO4脫水性)
③強氧化性：濃H2SO4與金屬、與非金屬、與具有還原性物質發生氧化-還原反應，如：
Cu+2H2SO4(濃)=CuSO4+SO2↑+2H2O
C+2H2SO4(濃)=CO2↑+2SO2↑+2H2O
H2S+H2SO4(濃)=S+SO2↑+2H2O
2NaI+2H2SO4(濃)= Na2SO4+SO2↑+I2+2H2O
與還原劑反應濃H2SO4的還原產物都為SO2。
常溫下，濃H2SO4使Fe、Al表面發生鈍化(生成致密氧化膜)，而不發生產生氣體的反應。
高考化學知識點2
在高三復習的各個階段，課堂內容與高一、高二課堂內容似同實異。學生不認真聽會認為這些內容已經講過，會聽課的同學知道，老師在必要的鋪墊之后會導出新的內容，或者在似曾相識的知識當中已包含了新的要求。高一、高二老師會關心學生“懂不懂”，高三老師會問學生“會不會”。況且“會”是不夠的，要“掌握”、“熟練掌握”和“綜合運用”。高三學生的任何不踏實行為都是自己的損失，要集中注意力聽課，在新舊聯系、吐故納新中提高自己的能力。
有關化學式的計算是我們第四單元遇到的難點之一，要想在解題過程中迅速準確，必須針對題目的特點選擇最有效的解題方法，甚至是多種方法的綜合運用，以達到減少運算量、增強運算準確率的效果。下面為同學們介紹幾種化學計算中常用到的解題方法和技巧，把它們運用到解題過程中可以達到事半功倍的效果。
例1：下列鐵的氧化物中，含鐵量由高到低排列正確的是( )
(A)FeO Fe2O3 Fe3O4
(B)Fe2O3 Fe3O4 FeO
(C)Fe3O4 Fe2O3 FeO
(D)FeO Fe3O4 Fe2O3
解析：本題可以利用元素質量分數的公式(某元素的質量分數=化合物中某元素的相對原子質量×原子個數/化合物的相對分子質量×100%)分別求出三種物質中鐵元素的質量分數，然后比較大小，但運算麻煩。也可以將三種物質中鐵元素的原子個數配成相等的關系，使公式中的分子相同，然后比較分母的大小判斷。
先把化學式變形為：FeO FeO3/2 FeO4/3
比較氧原子的個數：1 3/2 4/3
鐵原子的個數相同，氧原子的個數越少則鐵元素的質量分數越大。
答案：(D)
例2：已知碳酸鈣和另一物質組成的混合物含碳量大于12%，則另一物質可能是( )
(A)Na2CO3 (B)MgCO3
(C)KHCO3 (D) K2CO3
解析：本題可以利用平均值法，首先計算出純凈的碳酸鈣中的含碳量等于12%，根據題意混合物中的含碳量應大于12%，則所含的另一物質含碳量必大于12%。在選項中物質含碳量為Na2CO3小于12%，MgCO3大于12%，KHCO3等于12%，K2CO3小于12%。
答案：(B)
例3：36g水通電分解可以產生氧氣的質量為 。
解析：本題可以采用元素守恒的思想。水通電分解中產生氫氣和氧氣，氧氣由氧元素組成，而這些氧元素全部來自水，那么氧氣的質量等于水中氧元素的質量。所以m(O2)=m(H2O)×O%=36g×(O/H2O)=36g×(16/18)=32g。
答案：32g
例4：已知NaHSO4、MgS、MgSO4組成的混合物中，硫元素的質量分數為48%，則混合物中氧元素的質量分數為 。
解析：本題可以采用等量變換的方法，從相 對原子質量的等量關系入手“Na+H=Mg”。則原混合物中的NaHSO4可以變形為MgSO4。可以建立如下的關系式：
原混合物中 Mg～S
質量關系 24～32
根據硫元素的質量分數為48%，利用質量關系求出鎂元素的質量分數為36%。
則O%=100%-S%-Mg%=100%-48%-36%=16%
答案：16%
例5：在X2Y中Y的質量分數為40%，在YZ2中Y的'質量分數為50%,則在X2YZ3中Y的質量分數為( )
(A)20% (B)25% (C)30% (D)35%
解析：本題可以采用為元素賦值的方法，假設某元素的相對原子質量為一定值，再由已知條件計算其他元素的相對原子質量來求解。
本題根據X2Y中Y的質量分數為40%這一條件，假設Y的相對原子質量為40，則X的相對原子質量為30;根據YZ2中Y的質量分數為50%，求出Z的相對原子質量為20。再將X、Y、Z的相對原子質量帶入X2YZ3中，可求出Y的質量分數為25%。
答案：(B)
盤點高考化學易錯知識點
1.羥基就是氫氧根
看上去都是OH組成的一個整體 高中英語，其實，羥基是一個基團，它只是物質結構的一部分，不會電離出來。而氫氧根是一個原子團，是一個陰離子，它或強或弱都能電離出來。所以，羥基不等于氫氧根。
例如：C2H5OH中的OH是羥基，不會電離出來;硫酸中有兩個OH也是羥基，眾所周知，硫酸不可能電離出OH-的。而在NaOH、Mg(OH)2、Fe(OH)3、Cu2(OH)2CO3中的OH就是離子，能電離出來，因此這里叫氫氧根。
2.Fe3+離子是黃色的
眾所周知，FeCl3溶液是黃色的，但是不是意味著Fe3+就是黃色的呢?不是。Fe3+對應的堿Fe(OH)3是弱堿，它和強酸根離子結合成的鹽類將會水解產生紅棕色的Fe(OH)3。因此濃的FeCl3溶液是紅棕色的，一般濃度就顯黃色，歸根結底就是水解生成的Fe(OH)3導致的。真正Fe3+離子是淡紫色的而不是黃色的。將Fe3+溶液加入過量的酸來抑制水解，黃色將褪去。
3.AgOH遇水分解
我發現不少人都這么說，其實看溶解性表中AgOH一格為“—”就認為是遇水分解，其實不是的。而是AgOH的熱穩定性極差，室溫就能分解，所以在復分解時得到AgOH后就馬上分解，因而AgOH常溫下不存在。和水是沒有關系的。如果在低溫下進行這個操作，是可以得到AgOH這個白色沉淀的。1 2 3 4 下一頁 尾頁
高三化學教案 化學反應中的能量變化
教案 反應中的能量變化
目標
1. 了解反應熱、熱化學方程式等概念，了解吸熱反應和放熱反應的原理;
2. 掌握熱化學方程式的書寫及其注意事項。
學習過程
一、自學探究
1. 請回憶學過的化學反應中，哪些是放熱反應，哪些是吸熱反應?
2.從微觀(化學鍵的斷裂和形成)的角度討論：為什么有些反應是放熱的，而有些反應是吸熱的?
3. 叫反應熱;反應熱用符號 表示，單位一般采用 。
在化學中，一般研究的是在 下，在 中發生的反應所放出或吸收的熱量。
4.對放熱反應，△H為 數，即△H 0;對吸熱反應，△H為 數，
即△H 0 。
5.什么叫熱化學方程式?為什么書寫熱化學方程式時要注明反應物和生成物的聚集狀態?
6.舉例說明熱化學方程式與一般的化學方程式有什么區別?我們在書寫熱化學方程式時要注意什么問題?
二、總結與評價
【總結】
在化學反應中放出或吸收的熱量，通常叫做反應熱。反應熱用符號△H表示，單位一般為kJ/mol。 當△H<0 h="">0 時，為吸熱反應。 表明反應所放出或吸收的熱量的化學方程式，叫做熱化學方程式。書寫熱化學方程式時，應注意：
(1)注意△H的“+”與“-”，放熱反應為“-”，吸熱反應為“+”; (2)要注明反應物和生成物的聚集狀態 高考。 (3)方程式要配平，熱化學方程式各物質前的化學計量數可以是整數，也可以是分數，通常以燃燒1mol 物質或生成1mol H2O(l)為標準。
(4)注明反應的溫度和壓強(無注明通常指101kPa和25℃)
【評價】
1.如果反應物所具有的總能量大于生成物所具有的總能量，反應物轉化為生成物時 熱量，△H 0;反之，如果反應物所具有的總能量 生成物所具有的總能量，反應物轉化為生成物時 熱量，△H 0。
1. 4克硫粉完全燃燒時放出37kJ熱量，該反應的熱化學方程式是：
3.在同溫同壓下，下列各組熱化學方程式中，△H2>△H1的是( ). A.2H2(g) + O2(g)= 2H2O(g);△H1 2H2(g) + O2(g) = 2H2O(l);△H2 B.S(g) + O2(g) =SO2(g); △H1 S(s) + O2(g) = SO2(g);△H2 C.CO(g) + 1/2 O2(g) = CO2(g);△H1 2CO(g) + O2(g) = 2CO2(g);△H2 D.H2(g) +Cl2(g)=2HCl(g);△H1 1/2 H2(g) + 1/2 Cl2(g) = HCl(g);△H2
4.在一定條件下，CO和CH4燃燒的熱化學方程式分別為：
2CO(g) + O2(g) = 2CO2(g);△H =-566kJ
CH4(g) + 2O2(g) = CO2(g) + 2H2O(l);△H =-890kJ
由1molCO和3molCH4組成的混和氣在上述條件下完全燃燒時，釋放的熱量為( )。
A.2912kJ B.2953kJ C.3236kJ D.3867kJ
理科生如何賺取化學高分
1、重視課本，多思多問。
許多對課本不屑一顧，說課本內容簡單，喜歡狂買參考書，甚至也跟風似地買競賽書、課本 高中歷史，實際我們課本中未明代指出但需要思考的問題就不少。
比如必修2，甲烷和氯氣的取代反應，學生覺得簡單，可是有幾個學生會去想：溴、碘單質會不會與之發生取代反應呢？反應的條件是什么？
再比如說，學生都知道乙醇與鈉反應可以產生氫氣，可有幾個學生想過：這能不能叫置換反應？為什么用無水乙醇不用酒精？反應后還生成乙醇鈉，它有什么性質（實際上不用酒精的另一個原因就是乙醇鈉引起的）？乙醇和鈉反應類似酸、水與鈉的反應，這對我們有什么啟示呢（參加競賽的學生應該去研究一下這個問題：乙醇電離，是廣義的酸）？
乙烯能使紫色的酸性高錳酸鉀褪色，那產物什么（這個明白了，也就知道為什么乙烯中混有乙烷只能用溴水不能用酸性高錳酸鉀了）？乙烯的同系物與之反應產物也一樣嗎？為什么用酸性高錳酸鉀，而不是中性、堿性？
2、重視基本的原理和規律。
先說句題外話，、化學都是自然科學，它們一定是遵從自然規律的，而規律前人早已總結，比如道家學說。表象千變萬化，但規律是一般性地、相對簡單和易于掌握的。舉個最典型的也是讓學生最頭痛的例子——化學平衡，平衡影響因素、平衡移動原理等方面的單一、綜合考察是化學一大難點，再加上學化學反應原理，還有水的電離平衡、鹽類水解平衡及計算等，幾者綜合起來，許多學生望而生畏。實際上所有知識點、問題的關鍵因素就是老子的一句話“損有余而補不足”。如果不學著積極深入地思考，只能是舍本逐末，成為各種表象和海量題目的奴隸。
3、注重實驗。
從原理到操作再到改進，要逐漸發揮自己的創造力。不論明年新課改怎么考，這幾年的主旨思想一定不會變——由知識立意向立意轉變！你會背書我也會，思考創造才可貴！
4、重視反應過程和實質。
在此分為兩點（但不是說二者相互獨立）：
一是反應過程，涉及到一些半定量的反應，比如鋁離子與NaOH的反應，包括北大自主招生考的大蘇打的相關反應，均是量變引起質變，量的關系可能就是解決問題的關鍵，因此找出臨界點就至關重要。
再一個是反應實質，結構決定性質。在見到一個反應方程式時，不要急著去背誦，而是觀察產物和反應物，在自己的知識范圍內（各元素原子結構、金屬或非金屬性、化合價、化學鍵等總是會的）去思考。我特別傾向于在學生氧化還原、周期律及電化學時寫出反應物，讓學生自己應用已知概念、規律去推產物，不會不對不要緊，關鍵是自己要思考。PS：比較遺憾的是北京高中化學選修沒選《物質結構與性質》這本書，學生與本質擦肩而過。
5、重視自學和總結。
到了高二，優秀學生往往能在知識層次甚至方式上超過，的教學對于學生來說更多的是經驗性的引導。所以，學生自己要學會上網、到圖書館查，在平時學習過程中，通過題目主動一些反應、現象、科普等，這比專門買本書背要簡單得多。
從應試層面來說，平時做題，一定要注重自己總結“母題”，把題目“模型化、公式化”，也即行話里的“培養學生的化學意識”。各科均適用，包括、語代，均有規律可循。就得原來聽一位老說，其實就是不到二十個母題，把這若干個母題掌握了，剩下的只是靈活應對它們的變式與綜合。
6、學會調整心態。
給自己合理定位，切忌好高騖遠和妄自菲薄。頂尖的學生都是在夯實基礎之后拓展拔高的，而學習中上的學生往往心儀一題多解、難題、怪題和偏題，喜歡技巧性強的題目，認為自己可以通過做難題來居高臨下，彌補基礎的不足，同時也能在中勝過頂尖的學生，結果總是大錯不犯小錯不斷，總比人家差點兒。
7、學會交流。
暑期這半個多月以來，我發現不論是準高一的學生還是已經歷了一年高習生活的學生，仍然有相當數量的學生不主動發問，不與人交流，就喜歡自己或和關系好的同學低頭思考，這是的學習方式，在高中乃至以后都是致命的隱患！我在這兒希望看到這里的、教師們一定要鼓勵孩子們多交流討論，過于強調競爭而不重視合作，會讓孩子們很容易以自我為中心地思考和處理事情。多交流，你會發現自己的思維更加開闊，也會發現原來身邊的同學也很有才。
高考化學知識點3
1. 儀器的洗滌
玻璃儀器洗凈的標準是：內壁上附著的水膜均勻，既不聚成水滴，也不成股流下。
2.試紙的使用
常用的有紅色石蕊試紙、藍色石蕊試紙、pH試紙、淀粉碘化鉀試紙和品紅試紙等。
（1）在使用試紙檢驗溶液的性質時，一般先把一小塊試紙放在表面皿或玻璃片上，用蘸有待測溶液的玻璃棒點試紙的中部，觀察試紙顏色的變化，判斷溶液的性質。
（2）在使用試紙檢驗氣體的性質時，一般先用蒸餾水把試紙潤濕，粘在玻璃棒的一端，用玻璃棒把試紙放到盛有待測氣體的導管口或集氣瓶口（注意不要接觸），觀察試紙顏色的變化情況來判斷氣體的性質。
注意：使用pH試紙不能用蒸餾水潤濕。
3. 藥品的取用和保存
（1）實驗室里所用的藥品，很多是易燃、易爆、有腐蝕性或有毒的。因此在使用時一定要嚴格遵照有關規定，保證安全。不能用手接觸藥品，不要把鼻孔湊到容器口去聞藥品（特別是氣體）的氣味，不得嘗任何藥品的味道。注意節約藥品，嚴格按照實驗規定的用量取用藥品。如果沒有說明用量，一般應按最少量取用：液體1～2L，固體只需要蓋滿試管底部。實驗剩余的藥品既不能放回原瓶，也不要隨意丟棄，更不要拿出實驗室，要放入指定的容器內或交由老師處理。
（2）固體藥品的取用
取用固體藥品一般用藥匙。往試管里裝入固體粉末時，為避免藥品沾在管口和管壁上，先使試管傾斜，用盛有藥品的藥匙（或用小紙條折疊成的紙槽）小心地送入試管底部，然后使試管直立起來，讓藥品全部落到底部。有些塊狀的藥品可用鑷子夾取。
（3）液體藥品的取用
取用很少量液體時可用膠頭滴管吸取；取用較多量液體時可用直接傾注法。取用細口瓶里的藥液時，先拿下瓶塞，倒放在桌上，然后拿起瓶子（標簽對著手心），瓶口要緊挨著試管口，使液體緩緩地倒入試管。注意防止殘留在瓶口的藥液流下來，腐蝕標簽。一般往大口容器或容量瓶、漏斗里傾注液體時，應用玻璃棒引流。
（4）幾種特殊試劑的存放
（A）鉀、鈣、鈉在空氣中極易氧化，遇水發生劇烈反應，應放在盛有煤油的廣口瓶中以隔絕空氣。
（B）白磷著火點低（40℃），在空氣中能緩慢氧化而自燃，通常保存在冷水中。
（C）液溴有毒且易揮發，需盛放在磨口的細口瓶里，并加些水（水覆蓋在液溴上面），起水封作用。
（D）碘易升華且具有強烈刺激性氣味，盛放在磨口的廣口瓶里。
（E）濃硝酸、硝酸銀見光易分解，應保存在棕色瓶中，貯放在陰涼處。
（P）氫氧化鈉固體易潮解且易在空氣中變質，應密封保存；其溶液盛放在無色細口瓶里，瓶口用橡皮塞塞緊，不能用玻璃塞。
4. 過濾
過濾是除去溶液里混有不溶于溶劑的雜質的方法。
過濾時應注意：
（1）一貼：將濾紙折疊好放入漏斗，加少量蒸餾水潤濕，使濾紙緊貼漏斗內壁。
（2）二低：濾紙邊緣應略低于漏斗邊緣，加入漏斗中液體的液面應略低于濾紙的邊緣。
（3）三靠：向漏斗中傾倒液體時，燒杯的尖嘴應與玻璃棒緊靠；玻璃棒的底端應和過濾器有三層濾紙處輕靠；漏斗頸的下端出口應與接受器的內壁緊靠。
5. 蒸發和結晶
蒸發是將溶液濃縮，溶劑氣體或使溶質以晶體析出的方法。結晶是溶質從溶液中析出晶體的過程，可以用來分離和提純幾種可溶性固體的混合物。結晶的原理是根據混合物中各成分在某種溶劑里的溶解度的不同，通過蒸發溶劑或降低溫度使溶解度變小，從而析出晶體。加熱蒸發皿使溶液蒸發時，要用玻璃棒不斷攪動溶液，防止由于局部溫度過高，造成液滴外濺。當蒸發皿中出現較多的固體時，即停止加熱，例如用結晶的方法分離NaCl和NO3混合物。
6. 蒸餾
蒸餾是提純或分離沸點不同的液體混合物的方法。用蒸餾原理進行多種混合液體的分離，叫分餾。如用分餾的方法進行石油的'分餾。
操作時要注意：
（1）液體混合物蒸餾時，應在蒸餾燒瓶中放少量碎瓷片，防止液體暴沸。
（2）溫度計水銀球的位置應與支管口下緣位于同一水平線上。
（3）蒸餾燒瓶中所盛放液體不能超過其容積的2/3，也不能少于1/3.
（4）冷凝管中冷卻水從下口進，從上口出，使之與被冷卻物質形成逆流冷卻效果才好。
（5）加熱溫度不能超過混合物中沸點最高物質的沸點。
7. 升華
升華是指固態物質吸熱后不經過液態直接變成氣態的過程。利用某些物質具有升華的特性，可以將這種物質和其它受熱不升華的物質分離開來，例如加熱使碘升華，來分解I2和SiO2的混合物。
8. 分液和萃取
分液是把兩種互不相溶、密度也不相同的液體分離開的方法。萃取是利用溶質在互不相溶的溶劑里的溶解度不同，用一種溶劑把溶質從它與另一種溶劑所組成的溶液中提取出來的方法。選擇的萃取劑應符合下列要求：和原溶液中的溶劑互不相溶；對溶質的溶解度要遠大于原溶劑，并且溶劑易揮發。
在萃取過程中要注意：
（1）將要萃取的溶液和萃取溶劑依次從上口倒入分液漏斗，其量不能超過漏斗容積的2/3，塞好塞子進行振蕩。5 O
高考化學知識點4
復習課 編號： 時間 ：
主備人： 三 年級 化學 備課組
第 周 第 課時 總第 課時
備課組長簽字： 段長簽字：
一、學習目標（考點）
1.了解的概念。
2.了解電解質在水溶液中的電離，以及電解質溶液的導電性。
3.了解離子反應的概念、離子反應發生的條件。
4.能正確書寫離子方程式。
二、學習重點、難點
1、 電解質及強電解質和弱電解質
2、正確書寫離子方程式
3、離子反應發生的條件
三、使用說明及方法指導
1、自學資料《走向高考》P8—P14，用紅筆畫出疑難點，獨立完成自主學習內容和合作探究。
2、通過自學及合作探究還不能解決的問題，課堂上小組討論。
3、課堂練習必須獨立完成。
四、 自主學習
1、離子方程式的正誤判斷
1. 看物質能否被拆成離子。
2. 在溶液中不能被拆成離子的有：
單質，氣體；氧化物；難溶物（如：BaSO4、BaCO3、CaCO3、AgCl、Mg(OH)2、Al(OH)3 、Fe(OH) 3 、Fe(OH)2 、Cu(OH) 2 等）；
弱電解質其包括弱酸（如：CH3COOH、H2CO3、H2SiO3、H2S、H2SO3、H3PO4、HClO、HF等），弱堿（如：NH3H2O、 Fe(OH) 3 、Cu(OH) 2 等）和其它物質：（如：Pb(CH3COO)2、HgCI2、H2O等）；
微溶物（如：CaSO4 、AgSO4 、Ca(OH)2 等）作為反應物若是渾濁的和作為生成物；
還有特殊的物質如：濃硫酸 。
2.看離子反應是否符合客觀事實，不可主觀臆造產物及反應。
3.看“＝＝”“ ” “↑”“↓”等運用是否正確。
4.看質量、電荷是否守恒，若是氧化還原反應還要看電子是否守恒。
5.看反應物和產物的配比是否正確。
6.看反應物用量的要求。它包括過量、少量、等物質的量、適量、任意量以及滴加順序等對離子方程式的影響。如往NaOH溶液中滴入幾滴AlCl3溶液的離子方程式為： Al3+ + 3 OH—＝＝Al(OH)3↓(錯誤)正確的離子方程式為： Al3+ + 4 OH—＝＝AlO2— + 2H2O(正確)
練習1、下列離子 方程式書寫不正確的是 （ ）
A．AlCl3溶液與燒堿溶液反應，當n(OH-):n(Al3+)=7:2時，
2Al3+ + 7OH- = Al(OH)3↓+ AlO2- + 2H2O
B．Cl2與FeBr2溶液反應，當n(Cl2):n(FeBr2)=1:1時，
2Fe2+ + 4Br- +3Cl2 = 2 Fe3+ + 2Br2 + 6Cl-
C．CuCl2溶液與NaHS溶液反應，當n(CuCl2):n(NaHS)=1:2時
Cu2＋+2HS－= CuS↓+2H2S↑
D．Fe與稀硝酸反應，當n(Fe):n(HNO3)=1:2時，
3 Fe +2NO3- +8H+ = 3 Fe2+ +2NO↑+4H2O
復備區
復備人
復備內容
練習2、下列離子方程式書寫不正確的是 （ ）
A．Cl2通入FeCl2溶液中：Cl2+Fe2+=Fe3++2Cl－
B．Na2CO3溶液顯堿性CO + H2O HCO +OH－
C．Al和NaOH溶液反應：2Al+2OH－+2H2O=2AlO +3H2↑
D．少量SO2通入氨水中：SO2+2NH3H2O=2NH +SO +H2O
二、離子不能大量共存的規律
1.離子共存條件：
同一溶液中若離子間符合下列任意一個條件就會發生離子反應，它們之間便不能在溶液中大量共存。
⑴生成難溶物或微溶物：如：Ba2+與CO32-，Ag+與Br-，Ca2+與SO42-等不能大量共存。
⑵生成氣體或揮發性物質：如：NH4+與OH-，H+與CO32-、HCO3-、S2-、HS-、SO32-、HSO3-等不能大量共存。
⑶生成難電離物質：如：H+與CH3COO-、CO32-、S2-、SO32-等因生成弱酸不能大量共存；OH-與NH4+因生成的弱堿不能大量共存；H+與OH-生成水不能大量共存。
⑷發生氧化還原反應：氧化性離子(如Fe3+、NO3-、ClO-、MnO4-(H+)等)與還原性離子(如S2-、I-、Fe2+、SO32-等)不能大量共存。
（5）弱酸酸式酸根離子不能與H+、OH-大量共存
如HCO3-與H+、OH-，H2PO4-與H+、OH-等。
（6）離子之間相互促進水解時不能大量共存
2.附加隱含條件的應用規律：
⑴溶液無色透明時，則溶液中一定沒有有色離子，
如Cu2+、Fe3+、Fe2+、MnO4-
⑵強堿性溶液中肯定不存在與OH-反應的離子，
如Fe3+、 Fe2+、HCO3-、NH4+、Al3+
⑶強酸性溶液中肯定不存在與H+反應的離子,
如HCO3-、CO32-、S2-、CH3COO-、AlO2-
練習3、下列離子能大量共存的是（ ）
A、在pH=1的溶液中：Fe2+、 、Cl-、
B.在pH=13的溶液中：Na+、K+、S2-、Cl-
C.在無色透明的溶液中：K+、Cl-、 、Al3+
D.在無色溶液中：Fe3+、 、Na+、SCN-
練習4、下列各組離子在指定溶液中能大量共存的'是 （ ）
①無色溶液中：K+、Na+、MnO4－、SO42－
②pH=1 1的溶液中：CO32－、Na+、AlO2－、NO3－
③加入Al能放出H2的溶液中：Cl－、HCO3－、SO42－、NH4+
④由水電離出的c(OH－)=10－13molL－1的溶液中：Na+、Ba2+、Cl－、Br－
⑤有較多Fe3+的溶液中：Na+、NH4+、SCN－、HCO3－
⑥酸性溶液中：Fe2+、Al3+、NO3－、I－、Cl－
A．①② B．③⑥ C．②④ D．⑤⑥
復備區
復備內容
五、 教學流程
（一）、展示教學目標
（二）合作探究展示
展示練習答案 1、B 2、A 3、B 4、C
（三）、教師點撥
1、離子方程式書寫
例題1、下列離子方程式表達正確的是
A．用惰性電極電解熔融氯化鈉：2Cl—+ 2H2O Cl2↑+ H2↑+2OH—
B．用氫氧化鈉溶液出去鋁表面的氧化膜：Al2O3+2OH—=2AlO—2+ H2O
C．用稀氫氧化鈉吸收二氧化氮：2OH—+2NO2= NO—3+NO↑+H2O
D．用食醋除去水瓶中的水垢：CO2—3+2CH3COOH=2CH3COO-+CO2↑+ H2O
解析：A項，電解熔融氯化鈉，沒有水，A項錯；B項，鋁表面的氧化膜為氧化鋁，氧化鋁與氫氧化鈉溶液反應，B項正確；C項，反應方程式為：2NO2+2NaOH=NaNO2+ NaNO3+H2O,離子方程式為：2NO2+2OH-—= NO—3+NO— 2+H2O，C項錯；D項，水垢的主要成分為碳酸鈣和氫氧化鎂，碳酸鈣不能改寫成離子形式。答案選B。
點撥1、離子方程式正誤判斷中的常見錯誤：
（1）看離子反應是否符合客觀事實，不可主觀臆造產物及反應，如2Fe+6H+==Fe3+ +3H2↑，就不符合客觀事實。
（2）看表示各物質的化學式是否正確，如多元弱酸酸式酸根離子在離子方程式中不能拆開寫，而HSO4-在水溶液中通常應寫成H++SO42-。
（3）看是否漏掉離子反應，如Ba(OH)2溶液 與CuSO4溶液反應，既要寫Ba2+與SO42-的離子反應，又要寫Cu2+與OH-的離子反應。
（4）看原子及電荷是否守恒，如FeCI2溶液與C12反應，不能寫成Fe2++ C12=Fe3++ 2C1-，而應寫成2Fe2++C12=2Fe3+ +2Cl-。
（5）看反應物或產物的配比是否正確，如稀H2SO4與Ba(OH)2。溶液反應不能寫成Ba2+ +OH-+ H++ SO42-=BaSO4↓+H2O，應寫成Ba2+ +2OH-+ 2H++ SO42-=BaSO4↓+2H2O。
2、離子共存
例題2、在pH 1的溶液中，能大量共存的一組離子或分子是
A.Mg2+、Na+、ClO-、NO3- B.Al3+、 、 、C1-
C.K+、Cr2O72-、CH3CHO、 D.Na+、K+、 、C1-
解析：pH 1說明溶液中含有大量的H+，A項，在酸性條件下，ClO-和H+生成弱酸HClO，C項，Cr2O72-能氧化CH3CHO（具有還原性）生成CH3COOH，D項，H+與 生成硅酸沉淀。答案選B。
點撥2、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生任何反應；若離子之間能發生反應，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生離子反應，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：Ba2+與CO32－、Ag+與Br－、Ca2+與SO42－等不能大量共存。
(2)生成氣體或揮發性物質：如NH4＋與OH－，H＋與CO32－、HCO3－、S2－、
HS－、HSO3－、SO32－等不能大量共存。
(3)生成難電離的物質：如H＋與Ac－（即醋酸根離子）、CO32－、S2-、SO32－等生成弱酸；OH－與NH4＋、Cu2+、Fe3＋等生成弱堿；H＋與OH－生成水，這些離子不能大量共存。
(4)發生氧化還原反應：氧化性離子(如Fe3+、NO3－、ClO－、MnO4－等)與還原性離子(如S2－、I－、Fe2+ 、SO32－等)不能大量共存。 注意Fe2+與Fe3+
可以共存。
（5）形成配合物：如Fe3+與SCN-反應生成配合物而不能大量共存。
復備區
復備內容
2．附加隱含條件的應用規律：
（1）溶液無色透明時，則溶液中肯定沒有有色離子。常見的有色離子是Cu2+、Fe3+、Fe2+、MnO4－等。
（2）強堿性溶液中肯定不存在與OH－起反應的離子!
（3）強酸性溶液中肯定不存在與H+起反應的離子!
（4）離子能夠大量共存，包括離子相互間不會發生化學反應，不會生成沉淀，不會生成氣體揮發
限制酸性溶液的條件
1. PH=1的溶液。 2.使紫色石蕊溶液呈紅色。
3.使甲基橙呈紅色。 4.加鎂粉放氫氣。
5.c(OH-)為10-14mol/l。 隱含有H+。
限制堿性的條件
1.PH=14的溶液。 2.使紅色石蕊變藍。
3.酚酞呈紅色。 4.甲基橙呈黃色。
5.c(H+）為10-14。
可酸可堿的條件
1.水電離c(OH-)或者c(H+)濃度。
2.加入鋁粉有氫氣產生。
3.HCO3-離子不能穩定存在的溶液。
【方法技巧】審題時應注意題目中隱含條件：
1.無色透明：不能存在Cu2+ 或 Fe2+或 Fe3+ 或MnO4— 離子
2.酸性溶液、PH＜7（或＝1、2等），說明含有大量的H+
3.堿性溶液、PH＞7（或＝13、14等），說明含有大量的OH—
4.注意題目要求是“大量共存”還是“不能大量共存”。
（四）、當堂檢測
1、.下列實驗設計及其對應的離子方程式均正確的是
A．用FeCl3溶液腐蝕銅線路板：Cu + 2Fe3+ ＝ Cu2+ + 2Fe2+
B．Na2O2與H2O反應制備O2 ：Na2O2 + H2O ＝ 2Na+ + 2OH－ + O2↑
C．將氯氣溶于水制備次氯酸：Cl2 + H2O ＝ 2H+ + Cl－ + ClO－
D．用濃鹽酸酸化的KMnO4溶液與H2O2反應，證明H2O2具有還原性：
2MnO + 6H+ + 5H2O2 ＝ 2Mn2+ + 5O2↑ + 8H2O
2、.下列各組離子在指定條件下一定不能大量共存的是
A．能使紅色石蕊試紙變藍的溶液中：Na＋、K＋、CO32－、NO3－、AlO2－
B．c(H＋)＝0.1 mol/L的溶液中：Cu2＋、Al3＋、SO42—、NO3－
C．在加入鋁粉后能產生氫氣的溶液中：NH4＋、Fe2＋、SO42－、NO3－
D．含大量OH－的溶液中：CO32－、Cl－、F－、K＋
3、能正確表示下列反應的離子方程式是
A．金屬鋁溶于稀硫酸中：Al + 2H+ = A13+ + H2↑
B．碳酸鋅溶于稀硝酸中：CO2- 3 + 2H+ =H2O + CO2↑
C．醋酸鈉水溶液中通入足量CO2：2CH3COO- + CO2 + H2O = 2CH3COOH + CO2- 3
D．少量Cl2通入KI溶液中：Cl2+ 2I— =2C1— + I2
4、在加人鋁粉能放出H2的無色溶液，可能大量共存的離子組是 （ ）
A．NH 、Na+、NO 、S2－ B．Na+、K+、CH3COO一、HCO
C．K+、NO 、SO 、Cl— D．K+、Al3+、MnO 、NO
展示答案：1、A 2、C 3、D 4、C
（五）總結反思
（六）、作業布置
《走向高考》課后強化作業三
六、 課后反思
高考化學知識點5
(1)MnO2+4HCl(濃)MnCl2+Cl2↑+2H2O(2)C+2H2SO4(濃)CO2↑+2SO2↑+2H2O
(3)Cu+4HNO3(濃)=Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O
(4)3Cu+8HNO3(稀)=3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O
(5)C+H2O(g)CO+H2(6)3Fe+4H2O(g)Fe3O4+4H2
(7)8Al+3Fe3O49Fe+4Al2O3(8)2Mg+CO22MgO+C
(9)C+SiO2Si+2CO↑(10)2H2O22H2O+O2↑
(11)2NaCl+2H2O2NaOH+H2↑+Cl2↑(12)4NH3+5O24NO+6H2O
(13)2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+O2(14)4Fe(OH)2+O2+2H2O=4Fe(OH)3
(15)N2+3H22NH3(16)2SO2+O22SO3
(17)2C2H5OHCH2=CH2↑+H2O(18)CH3COOH+C2H5OHCH3COOC2H5+H2O
(19)CH3CHO+2Cu(OH)2CH3COOH+Cu2O+2H2O
(20)C2H5Br+H2OC2H5OH+HBr
高考化學知識點6
1.鋁箔在氧氣中劇烈燃燒
4Al+3O22Al2O3
2.鋁片與稀鹽酸反應
2Al+6HCl=2AlCl3+3H2↑
2Al+6H+=2Al3++3H2↑
3.鋁與氫氧化鈉溶液反應
2Al+2NaOH+2H2O=2NaAlO2+3H2↑
2Al+2OH-+2H2O=2AlO2-+3H2↑
4.鋁與三氧化二鐵高溫下反應(鋁熱反應)
2Al+Fe2O32Fe+Al2O3
(引發條件、反應現象?)
5.鎂在二氧化碳中燃燒
2Mg+CO22MgO+C(現象?)
6.氧化鋁溶于氫氧化鈉溶液
Al2O3+2NaOH2NaAlO2+H2O
Al2O3+2OH-===2AlO2-+H2O
7.硫酸鋁溶液中滴過量氨水
Al2(SO4)3+6NH3·H2O=2Al(OH)3↓+3(NH4)2SO4
Al3++3NH3·H2O=Al(OH)3↓+3NH4+
8.①、氫氧化鋁溶液中加鹽酸
Al(OH)3+3HCl=AlCl3+3H2O
Al(OH)3+3H+=Al3++3H2O
②、Al(OH)3與NaOH溶液反應：
Al(OH)3+NaOH(6)NaAlO2+2H2OAl(OH)3+OH-=AlO2-+2H2O
9.偏鋁酸鈉溶液中加入酸
NaAlO2+H2O+HCl=Al(OH)3↓+NaCl
AlO2-+H++H2O=Al(OH)3↓
NaAlO2+CO2+2H2O=Al(OH)3↓+NaHCO3(CO2足量)
高考化學知識點7
常考考點：選擇題（主要是單選題）
基本反應，包括離子反應、離子共存，氧化還原反應。
元素化合物，包括金屬（Na、Al、Cu、Mg、Fe）與非金屬（Cl、S、P、N）的單質及其化合物的性質與用途。
化學計算，包括阿伏加德羅常數、阿伏加德羅定律及其推論、物質的量的計算。其中阿伏加德羅常數經常與物質結構部分聯系。
物質結構，包括元素的“位—構—性”關系、同位素的原子結構、常見分子的空間結構、晶體的類型與性質。
化學反應原理，包括熱化學方程式、原電池原理、電解原理、化學反應速率、化學平衡、鹽類水解、pH及與溶液酸堿性、弱電解質的電離平衡及移動、沉淀溶解平衡。
有機化學基礎，包括官能團的結構及性質、同分異構體、同系物。
化學實驗，離子鑒別、實驗方案設計及評價。
高頻考點：推斷題（無機推斷和有機推斷）
無機部分
框圖題，突破口（特征反應、特殊現象、特殊顏色、重復出現的物質、特殊反應條件、特殊量的關系）；
推斷題：物質結構（核外電子排布、晶體性質）、典型物質的化學性質等；
方程式的書寫：審題（離子方程式或化學方程式）、充分利用信息寫出并配平（先氧化還原，再電荷守恒，后質量守恒）。
有機部分
反應類型，加成，取代（硝化、酯化、磺化、水解），氧化（加氧、去氫），還原（加氫、去氧），消去（醇、鹵代烴）、加聚，縮聚等（從結構改變判斷）；
化學式與化學方程式書寫，注意題目要求（結構式、結構簡式，化學式），生成有機物時別漏無機物，注意配平；
有機合成：信息的使用；框圖分析、官能團的改變特別要注意等。
高頻考點：實驗題
試劑存放，廣口瓶、細口瓶、棕色瓶、密封等；藥品的取用；溫度計的使用：液面下、支管口處、水浴中、溶液中等。
實驗步驟，排序（氣密性檢查在裝藥品前）、操作書寫（定量實驗注意平行實驗二次以上）；失敗原因分析：漏氣、條件控制不好、氣體通入速度過快、冷卻時吸水、干擾等。
實驗注意事項，醛的二個典型反應（反應環境問題）、酯化反應（飽和Na2CO3溶液的作用）、苯酚與濃溴水（沉淀存在）、實驗室制乙烯的溫度、Fe（OH）2的生成操作（滴管在液面下）、幾種儀器的讀數（天平、量筒、滴定管等）、氣密性檢查：①常用方法、②特殊方法；噴泉實驗原理；尾氣吸收的方法（導管、倒置漏斗、球形干燥管、燃燒）。
氣體制備，裝置連接順序：（制備－除雜－干燥－驗純－檢驗－收集－性質實驗－尾氣處理）；接口處理（強氧化劑存在時橡膠管的處理）。
定量實驗，原理、計算依據、稱量（往往儀器與藥品一起稱）、氣體收集（排液體法）、誤差分析（根據表達式）。
物質的檢驗、分離和提純，物理方法、化學方法分離和提純物質，物質的檢驗通常有鑒定、鑒別和推斷三類，它們的共同點是：依據物質的特殊性質和特征反應，選擇適當的試劑和方法，準確觀察反應中的明顯現象，如顏色的變化、沉淀的生成和溶解、氣體的產生和氣味、火焰的顏色等，進行判斷、推理；化學實驗方案設計與評價。
當然，高考化學題都是非常綜合的，不可能通過單一知識點解決問題，在復習中要主要知識點之間的聯系，做到融會貫通，才能考出好成績。
氫原子能級與衰變原理
文章摘要：氫原子光譜以及衰變這部分內容主要是記憶性知識，首先對于氫原子光譜要能夠看懂其光譜圖，懂得其中物理意義。其次，要牢記三種衰變反應式，知道每一種衰變所產生的粒子。最后，是對于衰變周期有一定了解。…
【編者按】微觀物理世界極其復雜，在高中階段接觸比較少。主要以原子結構和氫原子能級、衰變和核能等方面介紹性內容，高考主要會考察氫原子能級結構，放射性原子的衰變。高考中經常會考察對a射線、 射線、 射線的理解，同時會結合在原子衰變中同時考察。
氫原子能級
①能級公式：
②半徑公式：
氫光譜
在氫光譜中，n=2,3,4,5,……向n=1躍遷發光形成賴曼線系；n=3,4,5,6向n=2躍進遷發光形成馬爾末線系；n=4,5,6,7……向n=3躍遷發光形成帕邢線系;n=5,6,7,8……向n=4躍遷發光形成布喇開線系；其中只有馬爾末線生活費的前4條譜線落在可見光區域內。
天然放射現象
天然放射現象中三種身線及其物質微粒的有關特性的比較。
天然衰變中核的變化規律
在核的天然衰變中，核變化的最基本的規律是質量數守恒和電荷數守恒。
①a衰變：隨著a衰變，新核在元素周期表中位置向后移2位，即
② 衰變：隨著 衰變，新核在元素周期表中位置向前移1位，即
③ 衰變：隨著 衰變，變化的不是核的種類，而是核的能量狀態。但一般情況下， 衰變總是伴隨a衰變或衰變進行的。
關于半衰期的幾個問題
（1）定義：放射性元素的原子核有半數發生衰變所需要的時間。
（2）意義：反映了核衰變過程的統計快慢程度。
（3）特征：只由核本身的因素所決定，而與原子所處的物理狀態或化學狀態無關。
（4）理解：搞清了對半衰期的如下錯誤認識，也就正確地理解了半衰期的真正含義。第一種錯誤認識是：N0個放射性元素的核，經過一個半衰期T，衰變了一半，再經過一個半衰期T，全部衰變完。第二種錯誤認識是：若有4個放射性元素的核，經過一個半衰期T，將衰變2個。事實上，N0個某種放射性元素的核，經過時間t后剩下的這種核的個數為
而對于少量的核（如4個），是無法確定其衰變所需要的時間的。這實質上就是“半衰期反映了核衰變過程的統計快慢程度”的含義。
原子核的人工轉變和原子核的組成
用高速運動的粒子去轟擊原子核，是揭開原子核內部奧秘的要本方法。轟擊結果產生了另一種新核，其核反應方程的一般形式為
其中X是靶核的符號，x為入射粒子的符號，Y是新生核的符號，y是放射出的粒子的符號。
1919年盧瑟福首先做了用a粒子轟擊氮原子核的實驗。在了解盧瑟福的實驗裝置、進行情況和得到的實驗結果后，應該記住反應方程式
這是人類第一次發現質子的核反應方程。另外，對1930年查德威克發現中子的實驗裝置、過程和結果也應有個基本的了解。值得指出的是，查德威克在對不可見粒子的判斷中，運用了能量和動量守恒定律，科學地分析了實驗結果，排除了 射線的可能性，確定了是一種粒子——中子，發現中子的核反應方程
核能
對這部分內容，應該注意以下幾點：
（1）已經確定核力的主要特性有：是一種很強的力（相比于其他的力），是一種短程力。
（2）一定的質量m總是跟一定的能量mc2對應。核子在結合成原子核時的總質量減少了，相應的總能量也要減少，根據能量守恒定律，減少的這部分能量不會憑空消失，它要在核子結合過程中釋放出去。反過來，把原子核分裂成核子，總質量要增加，總能量也要增加，增加的這部分能量也不會憑空產生，要由外部來供給。能量總是守恒的，在原子核反應伴隨有巨大的`放能和吸能現象。
（3）核反應中釋放或吸收的能量，可以根據反應物和生成物間的質量差用質能關系方程來計算。
（4）核反應中能量的吸、放，跟核力的作用有關。當核子結合成原子核時，核力要做功，所以放出能量。把原子核分裂成核子時，要克服核力做功，所以要由外界提供能量。
a粒子散射與原子結構
文章摘要：a粒子散射實驗是高中物理接觸到關于原理物理的一個重要實驗，在很多考試中都會考察這一內容，由此可見其地位之重要。必須將a粒子散射實驗的結論熟記在心，一般考試中也就是考察有關概念而已。
【編者按】人類對于原子結構的認識已經有很長歷史，從湯姆生到道爾頓再到盧瑟福等等，科學家從來沒有停止過對原子內部的研究。歷史上最為有名的實驗就是盧瑟福的a粒子散射實驗，這個實驗第一次真正揭開了原子內部真是情況。在高考物理試題中對于這個實驗也是百考不厭，經常從不同角度進行考察。
a粒子散射實驗主要考察內容在于其揭示的現象，以及從現象中可以推斷出來的結論。在考試中尤其要對描述的話語仔細品讀，不能掉進出題人所設置的文字陷阱中。
a粒子散射
關于a粒子散射實驗：
（1）a粒子散射實驗的目的、設計及設計思想。
①目的：通過a粒子散射的情況獲取關于原子結構方面的信息。
②設計：在真空的環境中，使放射性元素釙放射出的a粒子轟擊金箔，然后透過顯微鏡觀察用熒光屏接收到的a粒子，通過轟擊前后a粒子運動情況的對比，來了解金原子的結構情況。
③設計思想：與某一個金原子發生作用前后的a粒子運動情況的差異，必然帶有該金原子結構特征的烙印。搞清這一設計思想，就不難理解盧瑟福為什么選擇了金箔做靶子（利用金的良好的延展性，使每個a粒子在穿過金箔過程中盡可能只與某一個金原子發生作用)和為什么實驗要在真空環境中進行(避免氣體分子對a粒子的運動產生影響）。
（2）a粒子散射現象
①絕大多數a粒子幾乎不發生偏轉。
②少數a粒子則發生了較大的偏轉。
③極少數a粒子發生了大角度偏轉(偏轉角度超過90°有的甚至幾乎達到180°)。
（3）a粒子散射的簡單解釋。
首先，由于質量的懸殊便可判定，a粒子的偏轉不會是因為電子的影響，而只能是因為原子中除電子外的帶正電的物質的作用而引起的;其次，原子中除電子外的帶正電的物質不應是均勻分布的（否則對所有的a粒子來說散射情況應該是一樣的），而“絕大多數”“少數”和“極少數”a粒子的行為的差異，充分地說明這部分帶正電的物質只能高度地集中在在一個很小的區域內;再次，從這三部分行為不同的a粒子數量的差別的統計，不難理解盧瑟福為什么能估算出這個區域的直徑約為10-14m。
原子的核式結構：
（1）核式結構的具體內容
①原子的中心有一個很小的核。
②原子的全部正電荷和幾乎全部質量集中在核內。
③帶負電的電子在核外空間繞核旋轉。
（2）核式結構的實驗基礎
核式結構的提出，是建立在a粒子散射實驗的基礎之上的。或者說：盧瑟福為了解釋a粒子散射實驗的現象，不得不對原子的結構問題得出核式結構的理論。
【人教版】高中化學選修3知識點總結：第一章原子結構與性質
文章摘要：原子在化學反應中是最小的微粒無法再變化，原子是由原子核和核外電子構成。對原子結構的認識是理解元素周期律和元素周期性的理論基礎。
課標要求
1.了解原子核外電子的能級分布，能用電子排布式表示常見元素的（1~36號）原子核外電子的排布。了解原子核外電子的運動狀態。
2.了解元素電離能的含義，并能用以說明元素的某種性質
3.了解原子核外電子在一定條件下會發生躍遷，了解其簡單應用。
4.了解電負性的概念，知道元素的性質與電負性的關系。
要點精講
一.原子結構
1.能級與能層
2.原子軌道
3.原子核外電子排布規律
（1）構造原理：隨著核電荷數遞增，大多數元素的電中性基態原子的電子按右圖順序填入核外電子運動軌道（能級），叫做構造原理。
能級交錯：由構造原理可知，電子先進入4s軌道，后進入3d軌道，這種現象叫能級交錯。
說明：構造原理并不是說4s能級比3d能級能量低（實際上4s能級比3d能級能量高），而是指這樣順序填充電子可以使整個原子的能量最低。也就是說，整個原子的能量不能機械地看做是各電子所處軌道的能量之和。
（2）能量最低原理
現代物質結構理論證實，原子的電子排布遵循構造原理能使整個原子的能量處于最低狀態，簡稱能量最低原理。
構造原理和能量最低原理是從整體角度考慮原子的能量高低，而不局限于某個能級。
（3）泡利（不相容）原理：基態多電子原子中，不可能同時存在4個量子數完全相同的電子。換言之，一個軌道里最多只能容納兩個電子，且電旋方向相反（用“↑↓”表示），這個原理稱為泡利（Pauli）原理。
（4）洪特規則：當電子排布在同一能級的不同軌道（能量相同）時，總是優先單獨占據一個軌道，而且自旋方向相同，這個規則叫洪特（Hund）規則。洪特規則特例：當p、d、f軌道填充的電子數為全空、半充滿或全充滿時，原子處于較穩定的狀態。即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14時，是較穩定狀態。
4.基態原子核外電子排布的表示方法
（1）電子排布式
①用數字在能級符號的右上角表明該能級上排布的電子數，這就是電子排布式。
②為了避免電子排布式書寫過于繁瑣，把內層電子達到稀有氣體元素原子結構的部分以相應稀有氣體的元素符號外加方括號表示，例如K：[Ar]4s1。
（2）電子排布圖（軌道表示式）
每個方框或圓圈代表一個原子軌道，每個箭頭代表一個電子。
二、原子結構與元素周期表
1.原子的電子構型與周期的關系
（1）每周期第一種元素的最外層電子的排布式為ns1。每周期結尾元素的最外層電子排布式除He為1s2外，其余為ns2np6。He核外只有2個電子，只有1個s軌道，還未出現p軌道，所以第一周期結尾元素的電子排布跟其他周期不同。
（2）一個能級組最多所容納的電子數等于一個周期所包含的元素種類。但一個能級組不一定全部是能量相同的能級，而是能量相近的能級。
2、元素周期表的分區
（1）根據核外電子排布
①分區
②各區元素化學性質及原子最外層電子排布特點
③若已知元素的外圍電子排布，可直接判斷該元素在周期表中的位置。即最大能層為其周期數，最外層電子數為其族序數，但應注意過渡元素（副族與第Ⅷ族）的最大能層為其周期數，外圍電子數應為其縱列數而不是其族序數（鑭系、錒系除外）。
三.元素周期律
1.電離能、電負性
（1）電離能是指氣態原子或離子失去1個電子時所需要的最低能量，第一電離能是指電中性基態原子失去1個電子轉化為氣態基態正離子所需要的最低能量。第一電離能數值越小，原子越容易失去1個電子。在同一周期的元素中，堿金屬（或第ⅠA族）第一電離能最小，稀有氣體（或0族）第一電離能最大，從左到右總體呈現增大趨勢。同主族元素，從上到下，第一電離能逐漸減小。同一原子的第二電離能比第一電離能要大
（2）元素的電負性用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小。以氟的電負性為4.0，鋰的電負性為1.0作為相對標準,得出了各元素的電負性。電負性的大小也可以作為判斷金屬性和非金屬性強弱的尺度，金屬的電負性一般小于1.8，非金屬的電負性一般大于1.8，而位于非金屬三角區邊界的“類金屬”的電負性在1.8左右。它們既有金屬性，又有非金屬性。
（3）電負性的應用
①判斷元素的金屬性和非金屬性及其強弱
②金屬的電負性一般小于1.8，非金屬的電負性一般大于1.8，而位于非金屬三角區邊界的“類金屬”（如鍺、銻等）的電負性則在1.8左右，它們既有金屬性，又有非金屬性。
③金屬元素的電負性越小，金屬元素越活潑；非金屬元素的電負性越大，非金屬元素越活潑。
④同周期自左到右，電負性逐漸增大，同主族自上而下，電負性逐漸減小。
2.原子結構與元素性質的遞變規律
3.對角線規則
在元素周期表中，某些主族元素與右下方的主族元素的有些性質是相似的。
高一化學必修二知識總結（人教版）：第一章物質結構、元素周期律[1]
文章摘要：人教版高一化學必修二知識總結，第一章物質結構、元素周期律，本章考點包括：元素、核素和同位素的含義；原子構成；原子核外電子排布；元素周期律；元素性質與原子結構的關系；金屬性和非金屬性；化學鍵。…
人教版高一化學必修二知識總結，第一章物質結構、元素周期律，元素的性質是由原子結構決定，尤其是最外層電子數，由元素在元素周期表中的位置可以推斷其性質。下面根據考綱，總結知識點。
第一節 元素周期表
第二節 元素周期律第三節 化學鍵考綱要求
（1）了解元素、核素和同位素的含義。
（2）了解原子構成。了解原子序數、核電荷數、質子數、中子數、核外電子數以及它們之間的相互關系。
（3）了解原子核外電子排布。
（4）掌握元素周期律的實質。了解元素周期表（長式）的結構（周期、族）及其應用。
（5）以第3周期為例，掌握同一周期內元素性質的遞變規律與原子結構的關系。
（6）以IA和VIIA族為例，掌握同一主族內元素性質遞變規律與原子結構的關系。
（7）了解金屬、非金屬在元素周期表中的位置及其性質遞變的規律。
（8）了解化學鍵的定義。了解離子鍵、共價鍵的形成。
第一節 元素周期表
一、原子結構
1、原子是由原子核和核外電子組成，原子核有帶正電的質子和不帶電的中子構成，核外電子繞核運動。
2、原子中的等量關系
質量數（A）=質子數（Z）+中子數（N）；
原子序數=核電荷數=質子數=原子的核外電子數。
3、熟悉1～20號元素及原子核外電子的排布：
H、He、Li、Be、B、C、N、O、F、Ne、Na、Mg、Al、Si、P、S、Cl、Ar、K、Ca。
4、原子核外電子的排布規律
（1）電子總是盡先排布在能量最低的電子層里；
（2）各電子層最多容納的電子數是2n2；
（3）最外層電子數不超過8個（K層為最外層不超過2個），次外層不超過18個，倒數第三層電子數不超過32個。
5、元素、核素、同位素
元素：具有相同核電荷數的同一類原子的總稱。
核素：具有一定數目的質子和一定數目的中子的一種原子。
同位素：質子數相同而中子數不同的同一元素的不同原子互稱為同位素。
二、元素周期表
1、編排原則
①按原子序數遞增的順序從左到右排列；
②將電子層數相同的各元素從左到右排成一橫行（周期序數=原子的電子層數）；
③把最外層電子數相同的元素按電子層數遞增的順序從上到下排成一縱行（主族序數=原子最外層電子數）。
2、結構特點
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第二節 元素周期律
1、元素周期律
元素的性質（核外電子排布、原子半徑、主要化合價、金屬性、非金屬性）隨著核電荷數的遞增而呈周期性變化的規律。元素性質的周期性變化實質是元素原子核外電子排布的周期性變化的必然結果。
2、同周期元素性質遞變規律
3、堿金屬與鹵族元素
第ⅠA族堿金屬元素：Li、Na、K、Rb、Cs、Fr（Fr是金屬性最強的元素，位于周期表左下方）；
第ⅦA族鹵族元素：F、Cl、Br、I、At （F是非金屬性最強的元素，位于周期表右上方）。
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4、元素金屬性和非金屬性
（1）金屬性強（弱）——①單質與水或酸反應生成氫氣容易（難）；②氫氧化物堿性強（弱）；③相互置換反應（強制弱）Fe+CuSO4=FeSO4+Cu。
（2）非金屬性強（弱）——①單質與氫氣易（難）反應；②生成的氫化物穩定（不穩定）；③最高價氧化物的水化物（含氧酸）酸性強（弱）；④相互置換反應（強制弱）2NaBr+Cl2=2NaCl+Br2。
（Ⅰ）同周期比較
（Ⅱ）同主族比較
（Ⅲ）
比較粒子（包括原子、離子）半徑的方法：（1）先比較電子層數，電子層數多的半徑大。
（2）電子層數相同時，再比較核電荷數，核電荷數多的半徑反而小。
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第三節 化學鍵
1、化學鍵
化學鍵是相鄰兩個或多個原子間強烈的相互作用。
2、離子鍵與共價鍵的比較
3、其他概念
離子化合物：由離子鍵構成的化合物叫做離子化合物。離子化合物一定有離子鍵，可能有共價鍵。
共價化合物：原子間通過共用電子對形成分子的化合物叫做共價化合物。共價化合物中只有共價鍵。
共價鍵分為極性共價鍵和非極性共價鍵：
極性共價鍵（簡稱極性鍵）：由不同種原子形成，A-B型，如，H-Cl。
非極性共價鍵（簡稱非極性鍵）：由同種原子形成，A-A型，如，Cl-Cl。
2.電子式
用“?”或“×”表示原子最外層電子的式子叫做電子式。
用電子式表示離子鍵形成的物質的結構與表示共價鍵形成的物質的結構的不同點：
（1）電荷：用電子式表示離子鍵形成的物質的結構需標出陽離子和陰離子的電荷；而表示共價鍵形成的物質的結構不能標電荷。
（2）[ ]（方括號）：離子鍵形成的物質中的陰離子需用方括號括起來，而共價鍵形成的物質中不能用方括號。
以過氧化氫與過氧化鈉為例，
。
氨氣的物理性質
文章摘要：氨氣，中學化學唯一的一種堿性氣體。化學式為NH3，是一種無色有刺激性氣味的氣體。易液化，能夠發生自偶電離。
氨氣，化學式為NH3，是一種無色有刺激性氣味的氣體。相對分子質量約為17，密度0.771克/升（標準狀況）。熔點-77.7℃；沸點-33.5℃，是一種穩定的化合物。
氨氣極易溶于水，一體積水可以溶解700體積氨氣。是噴泉實驗的極好原料。用水吸收NH3時要用“倒放漏斗”裝置以防倒吸。氨氣溶于水后，氨分子跟水分子通過氫鍵結合成一水合氨（NH3·H2O），一水合氨能小部分電離成銨離子和氫氧根離子，所以氨水顯弱堿性，能使酚酞溶液變紅色。
氮原子有5個價電子，其中有3個未成對，當它與氫原子化合時，每個氮原子可以和3個氫原子形成三個極性共價鍵。氨分子里的氮原子還有一個孤對電子。所以其空間結構是三角錐形，三個氫原子處于錐底，氮原子處在錐頂。每兩個N—H鍵之間夾角為107°18’，因此，氨分子屬于極性分子，生成氨根后結構為正四面體。
氨氣的電子式式與氨根的結構式如下：
氨氣，易液化，液氨是極性分子，似水，可發生電離：2NH3NH2-+NH4+也能溶解一些無機鹽如 NH4NO3、AgI。
1962年11月18日 科學家玻爾去世
尼爾斯·亨利克·大衛·玻爾尼爾斯·亨利克·大衛·玻爾，1885年10月7日生于丹麥哥本哈根，是20世紀第一流的科學家之一。他首先應用量子理論，即將某一系統的能量限制在某些離散值來研究原子結構和分子結構問題。在量子物理學的發展過程中，他曾是主導人物，也做出了主要貢獻。1930年起，玻爾繼續從事于由量子理論引起的認識論問題，同時還對核物理學這個新領域做出了貢獻。他把原子核比作一個液滴，他的液滴概念是理解許多核過程的關鍵手段，特別是1939年在理解核裂變（一個重核分裂為兩個幾乎等質量的兩部分，并釋放巨大的能量）的實質中起了重要作用。1940年丹麥被德國人蹂躪和占領，面對納粹的權勢，玻爾盡力維護其研究所的工作和保持丹麥文化的完整性。1943年，由于他的猶太血統和從不隱蔽的反納粹觀點，他受到立即逮捕的威脅。玻爾和妻子、家人，由丹麥地下抵抗運動（組織）深夜用漁船送到瑞典。幾天后，英國政府派一架沒有武裝的蚊式轟作機到瑞典，玻爾就這樣通過戲劇性的飛行飛到英國，在飛行中他差一點喪命。在以后兩年中，玻爾和他的一個兒子奧格一起參加了裂變核彈的工程。奧格以后繼承父業，是一位理論物理學家，主持了理論物理研究所，獲得了諾貝爾物理學獎。他們在英國工作了幾個月，就和英國的研究組一起搬到了美國新墨西哥州的洛斯阿拉莫斯研究中心。玻爾特別關心原子武器對人類的可怕威脅。早在1944年，他就試圖說服英國首相丘吉爾和美國總統羅斯福必須通過國際合作來解決這些問題。雖然這種呼吁并未成功，玻爾在1950年致聯合國的一封公開信中繼續努力提出一個“開放世界和合理的和平政策”。玻爾相信為了控制核武器，人民及其思想都必須自由交流。他領銜推動了1955年在日內瓦召開的第一屆國際和平利用原子能會議，并協助建立了歐洲核研究委員會（CERN）。在他獲得的眾多獎譽中，玻爾曾于1957年獲得第一屆“美國和平利用原子能獎”。在他的晚年，玻爾曾試圖指出，在人類生活和思想的許多方面，互補的思想可能說明一些問題。他對幾代物理學家都會有重大影響，對他們的科學思想和生活觀點都起著啟蒙引導作用。玻爾自己不斷向各方面學習，甚至對最年輕的共事者也抱著傾聽學習的態度。他和同事們、妻子、兒子和兄弟的關系都很好，他從他們那里獲得了力量。他的精神富有國際性，但他也是十足的丹麥人，他深深扎根于他的丹麥文化之中。這一點可以從他負責的許多公共事務中看出來，特別是他從1939年起就是丹麥皇家科學院院長，一直負責到生命結束。
高考化學知識點8
乙醇的消去反應
①實驗室制乙烯的反應原理，并寫出該反應的化學方程式
②分析此反應的類型
討論得出結論：此反應是消去反應，消去的是小分子——水
在此反應中，乙醇分子內的羥基與相鄰碳原子上的氫原子結合成了水分子，
結果是生成不飽和的碳碳雙鍵
注意：
①放入幾片碎瓷片作用是什么? 防止暴沸。
②濃硫酸的作用是什么?催化劑和脫水劑
③酒精與濃硫酸體積比為何要為1∶3?
因為濃硫酸是催化劑和脫水劑，為了保證有足夠的.脫水性，硫酸要用98%
的濃硫酸，酒精要用無水酒精，酒精與濃硫酸體積比以1∶3為宜。
④為何要將溫度迅速升高到170℃?溫度計水銀球應處于什么位置?
因為需要測量的是反應物的溫度，溫度計感溫泡置于反應物的中央位置。因為無水酒精和濃硫酸混合物在170℃的溫度下主要生成乙烯和水，而在140℃時乙醇將以另一種方式脫水，即分子間脫水，生成乙醚。
[補充] ③ 如果此反應只加熱到140℃又會怎樣?[回答] 生成另一種物質——乙醚。
消去反應：有機化合物在一定條件下，從一個分子中脫去一個小分子(如H2O、HBr等)，而生成不飽和(含雙鍵或三鍵)化合物的反應。
高考化學知識點9
1、低價態的還原性:
6feo+o2===2fe3o4
feo+4hno3===fe(no3)3+no2+2h2o
2、氧化性:
na2o2+2na===2na2o(此反應用于制備na2o)
mgo，al2o3幾乎沒有氧化性，很難被還原為mg，al.一般通過電解制mg和al.
fe2o3+3h2===2fe+3h2o (制還原鐵粉)
fe3o4+4h2===3fe+4h2o
3、與水的'作用:
na2o+h2o===2naoh
2na2o2+2h2o===4naoh+o2
(此反應分兩步:na2o2+2h2o===2naoh+h2o2 ;2h2o2===2h2o+o2. h2o2的制備可利用類似的反應:bao2+h2so4(稀)===baso4+h2o2)
mgo+h2o===mg(oh)2 (緩慢反應)
4、與酸性物質的作用:
na2o+so3===na2so4
na2o+co2===na2co3
na2o+2hcl===2nacl+h2o
2na2o2+2co2===2na2co3+o2
na2o2+h2so4(冷,稀)===na2so4+h2o2
mgo+so3===mgso4
mgo+h2so4===mgso4+h2o
al2o3+3h2so4===al2(so4)3+3h2o (al2o3是兩性氧化物:al2o3+2naoh===2naalo2+h2o)
feo+2hcl===fecl2+3h2o
fe2o3+6hcl===2fecl3+3h2o
fe2o3+3h2s(g)===fe2s3+3h2o
fe3o4+8hcl===fecl2+2fecl3+4h2o
高考化學知識點10
1.內容：在同溫同壓下，同體積的氣體含有相等的分子數。
即“三同”定“一等”。
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混合氣體。
(2)考查氣體摩爾體積時，常用在標準狀況下非氣態的物質來迷惑考生，如H2O、SO3、已烷、辛烷、CHCl3、乙醇等。
(3)物質結構和晶體結構：考查一定物質的量的物質中含有多少微粒(分子、原子、電子、質子、中子等)時常涉及稀有氣體He、Ne等單原子分子，Cl2、N2、O2、H2雙原子分子。膠體粒子及晶體結構：P4、金剛石、石墨、二氧化硅等結構。
(4)要用到22.4L·mol-1時，必須注意氣體是否處于標準狀況下，否則不能用此概念;
(5)某些原子或原子團在水溶液中能發生水解反應，使其數目減少;
(6)注意常見的的可逆反應：如NO2中存在著NO2與N2O4的平衡;
(7)不要把原子序數當成相對原子質量，也不能把相對原子質量當相對分子質量。
(8)較復雜的化學反應中，電子轉移數的求算一定要細心。如Na2O2+H2O;Cl2+NaOH;電解AgNO3溶液等。
高考化學基本知識
化學史
(1)分析空氣成分的第一位科學家——拉瓦錫;
(2)近代原子學說的創立者——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國博覽會金獎);
(5)金屬鉀的發現者——戴維(英國);
(6)Cl2的發現者——舍勒(瑞典);
(7)在元素相對原子量的測定上作出了卓越貢獻的我國化學家——張青蓮;
(8)元素周期律的發現，
(9)元素周期表的創立者——門捷列夫(俄國);
(10)1828年首次用無機物氰酸銨合成了有機物尿素的化學家——維勒(德國);
(11)苯是在1825年由英國科學家——法拉第首先發現;
(12)德國化學家——凱庫勒定為單雙健相間的六邊形結構;
(13)鐳的發現人——居里夫人。
(14)人類使用和制造第一種材料是——陶
高考化學知識點
掌握基本概念
1.分子
分子是能夠獨立存在并保持物質化學性質的一種微粒。
(1)分子同原子、離子一樣是構成物質的基本微粒.
(2)按組成分子的原子個數可分為：
單原子分子如：He、Ne、Ar、Kr…
雙原子分子如：O2、H2、HCl、NO…
多原子分子如：H2O、P4、C6H12O6…
2.原子
原子是化學變化中的最小微粒。確切地說，在化學反應中原子核不變，只有核外電子發生變化。
(1)原子是組成某些物質(如金剛石、晶體硅、二氧化硅等原子晶體)和分子的基本微粒。
(2)原子是由原子核(中子、質子)和核外電子構成的。
3.離子
離子是指帶電荷的原子或原子團。
(1)離子可分為：
陽離子：Li+、Na+、H+、NH4+…
陰離子：Cl–、O2–、OH–、SO42–…
(2)存在離子的.物質：
①離子化合物中：NaCl、CaCl2、Na2SO4…
②電解質溶液中：鹽酸、NaOH溶液…
③金屬晶體中：鈉、鐵、鉀、銅…
4.元素
元素是具有相同核電荷數(即質子數)的同—類原子的總稱。
(1)元素與物質、分子、原子的區別與聯系：物質是由元素組成的(宏觀看);物質是由分子、原子或離子構成的(微觀看)。
(2)某些元素可以形成不同的單質(性質、結構不同)—同素異形體。
(3)各種元素在地殼中的質量分數各不相同，占前五位的依次是：O、Si、Al、Fe、Ca。
5.同位素
是指同一元素不同核素之間互稱同位素，即具有相同質子數，不同中子數的同一類原子互稱同位素。如H有三種同位素：11H、21H、31H(氕、氘、氚)。
6.核素
核素是具有特定質量數、原子序數和核能態，而且其壽命足以被觀察的一類原子。
(1)同種元素、可以有若干種不同的核素—同位素。
(2)同一種元素的各種核素盡管中子數不同，但它們的質子數和電子數相同。核外電子排布相同，因而它們的化學性質幾乎是相同的。
7.原子團
原子團是指多個原子結合成的集體，在許多反應中，原子團作為一個集體參加反應。原子團有幾下幾種類型：根(如SO42-、OHˉ、CH3COOˉ等)、官能團(有機物分子中能反映物質特殊性質的原子團，如—OH、—NO2、—COOH等)、游離基(又稱自由基、具有不成價電子的原子團，如甲基游離基·CH3)。
8.基
化合物中具有特殊性質的一部分原子或原子團，或化合物分子中去掉某些原子或原子團后剩下的原子團。
(1)有機物的官能團是決定物質主要性質的基，如醇的羥基(—OH)和羧酸的羧基(—COOH)。
(2)甲烷(CH4)分子去掉一個氫原子后剩余部分(· CH3)含有未成對的價電子，稱甲基或甲基游離基，也包括單原子的游離基(· Cl)。
9.物理性質與化學性質
物理變化：沒有生成其他物質的變化，僅是物質形態的變化。
化學變化：變化時有其他物質生成，又叫化學反應。
化學變化的特征：有新物質生成伴有放熱、發光、變色等現象
化學變化本質：舊鍵斷裂、新鍵生成或轉移電子等。二者的區別是：前者無新物質生成，僅是物質形態、狀態的變化。
10.溶解性
指物質在某種溶劑中溶解的能力。例如氯化鈉易溶于水，卻難溶于無水乙醇、苯等有機溶劑。單質碘在水中溶解性較差，卻易溶于乙醇、苯等有機溶劑。苯酚在室溫時僅微溶于水，當溫度大于70℃時，卻能以任意比與水互溶(苯酚熔點為43℃，70℃時苯酚為液態)。利用物質在不同溫度或不同溶劑中溶解性的差異，可以分離混合物或進行物質的提純。
在上述物質溶解過程中，溶質與溶劑的化學組成沒有發生變化，利用簡單的物理方法可以把溶質與溶劑分離開。還有一種完全不同意義的溶解。例如，石灰石溶于鹽酸，鐵溶于稀硫酸，氫氧化銀溶于氨水等。這樣的溶解中，物質的化學組成發生了變化，用簡單的物理方法不能把溶解的物質提純出來。
11.液化
指氣態物質在降低溫度或加大壓強的條件下轉變成液體的現象。在化學工業生產過程中，為了便于貯存、運輸某些氣體物質，常將氣體物質液化。液化操作是在降溫的同時加壓，液化使用的設備及容器必須能耐高壓，以確保安全。
12.金屬性
元素的金屬性通常指元素的原子失去價電子的能力。元素的原子越易失去電子，該元素的金屬性越強，它的單質越容易置換出水或酸中的氫成為氫氣，它的最高價氧化物的水化物的堿性亦越強。元素的原子半徑越大，價電子越少，越容易失去電子。在各種穩定的同位素中，銫元素的金屬性最強，氫氧化銫的堿性也最強。除了金屬元素表現出不同強弱的金屬性，某些非金屬元素也表現出一定的金屬性，如硼、硅、砷、碲等。
13.非金屬性
是指元素的原子在反應中得到(吸收)電子的能力。元素的原子在反應中越容易得到電子。元素的非金屬性越強，該元素的單質越容易與H2化合，生成的氫化物越穩定，它的最高價氧化物的水化物(含氧酸)的酸性越強(氧元素、氟元素除外)。
已知氟元素是最活潑的非金屬元素。它與氫氣在黑暗中就能發生劇烈的爆炸反應，氟化氫是最穩定的氫化物。氧元素的非金屬性僅次于氟元素，除氟、氧元素外，氯元素的非金屬性也很強，它的最高價氧化物(Cl2O7)的水化物—高氯酸(HClO4)是已知含氧酸中最強的一種酸
高考化學知識點11
一、氧化還原相關概念和應用
（1）借用熟悉的H2還原CuO來認識5對相應概念
（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（歧化、歸中反應）
（5）一些特殊價態的微粒如H、Cu、Cl、Fe、S2O32–的氧化還原反應
（6）電化學中的氧化還原反應
二、物質結構、元素周期表的認識
（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、化學鍵的形成過程、化學鍵、分子結構和晶體結構
（4）能畫出短周期元素周期表的草表，理解“位—構—性”。
三、熟悉阿伏加德羅常數NA常考查的微粒數止中固體、得失電子、中子數等內容。
四、熱化學方程式的正確表達（狀態、計量數、能量關系）
五、離子的鑒別、離子共存
（1）離子因結合生成沉淀、氣體、難電離的弱電解質面不能大量共存
（2）因相互發生氧化還原而不能大量共存
（3）因雙水解、生成絡合物而不能大量共存
（4）弱酸的酸式酸根離子不能與強酸、強堿大量共存
（5）題設中的其它條件：“酸堿性、顏色”等
六、溶液濃度、離子濃度的比較及計算
（1）善用微粒的守恒判斷（電荷守衡、物料守衡、質子守衡）
（2）電荷守恒中的多價態離子處理
七、pH值的計算
（1）遵循定義（公式）規范自己的計算過程
（2）理清題設所問的是“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OH–計算再換算）
八、化學反應速率、化學平衡
（1）能計算反應速率、理解各物質計量數與反應速率的關系
（2）理順“反應速率”的“改變”與“平衡移動”的“辯證關系”
（3）遵循反應方程式規范自己的“化學平衡”相關計算過程
（4）利用等效平衡”觀點來解題
九、電化學
（1）能正確表明“原電池、電解池、電鍍池”及變形裝置的電極位置
（2）能寫出各電極的電極反應方程式。
（3）了解常見離子的電化學放電順序。
（4）能準確利用“得失電子守恒”原則計算電化學中的定量關系
十、鹽類的水解
（1）鹽類能發生水解的原因。
（2）不同類型之鹽類發生水解的后果（酸堿性、濃度大小等）。
（3）鹽類水解的應用或防止（膠體、水凈化、溶液制備）。
（4）對能發生水解的鹽類溶液加熱蒸干、灼燒的后果。
（5）能發生完全雙水解的離子反應方程式。
十一、C、N、O、S、Cl、P、Na、Mg、A1、Fe等元素的單質及化合物
（1）容易在無機推斷題中出現，注意上述元素的特征反應
（2）注意N中的硝酸與物質的反應，其體現的.酸性、氧化性“兩作為”是考查的的重點
（3）有關Al的化合物中則熟悉其兩性反應（定性、定量關系）。
（4）有關Fe的化合物則理解Fe2+和Fe3+之間的轉化、Fe3+的強氧化性。
（5）物質間三角轉化關系。
十二、有機物的聚合及單體的推斷
（1）根據高分子的鏈節特點準確判斷加聚反應或縮聚反應歸屬
（2）熟悉含C=C雙鍵物質的加聚反應或縮聚反應歸屬
（3）熟悉含（—COOH、—OH）、（—COOH、—NH2）之間的縮聚反應
十三、同分異構體的書寫
（1）請按官能團的位置異構、類別異構和條件限制異構順序一個不漏的找齊
（2）本內容最應該做的是作答后，能主動進行一定的檢驗
十四、有機物的燃燒
（1）能寫出有機物燃燒的通式
（2）燃燒最可能獲得的是C和H關系
十五、完成有機反應的化學方程式
（1）有機代表物的相互衍變，往往要求完成相互轉化的方程式
（2）注意方程式中要求表示物質的結構簡式、表明反應條件、配平方程式
十六、有機物化學推斷的解答（“乙烯輻射一大片，醇醛酸酯一條線”）
（1）一般出現以醇為中心，酯為結尾的推斷關系，所以復習時就熟悉有關“醇”和“酯”的性質反應（包括一些含其他官能團的醇類和酯）。
（2）反應條件體現了有機化學的特點，請同學們回顧有機化學的一般條件，從中歸納相應信息，可作為一推斷有機反應的有利證據。
（3）從物質發生反應前后的官能差別，推導相關物質的結構。
十七、化學實驗裝置與基本操作
（1）常見物質的分離、提純和鑒別。
（2）常見氣體的制備方法。
（3）實驗設計和實驗評價。
十八、化學計算
（1）近年來，混合物的計算所占的比例很大（90%），務必熟悉有關混合物計算的一般方式（含討論的切入點），注意單位與計算的規范。
（2）回顧近幾次的綜合考試，感受“守恒法“在計算題中的暗示和具體計算時的優勢。
化學計算中的巧妙方法小結
得失電子守恒法、元素守恒法、電荷守恒法、最終溶質法、極值法、假設驗證法等。
學好高中化學的竅門
用類比法辨析化學名詞
近幾年高考理科綜合試卷化學試題非常重視中學化學的主干知識的考查，不少高考題就是對課本原題的變型、改造及綜合。據初步統計，中學化學所涉及的基本概念及理論大大小小共有220多個，需要仔細比較。如同位素相對原子質量、質量數、元素相對原子質量、元素近似相對原子質量；同位素與同分異構體、同系物、同素異形體等等。對課本中許多相似、相關、相對、相依的概念、性質、實驗等內容，應采用類比的方法進行辨析。
巧妙串記知識點
經過高中前兩年的學習，有些同學覺得化學知識點已經學會。其實不然，關鍵是學會自主梳理知識，自主構建知識網絡。如在復習元素及其化合物這部分內容時，可以以“元素→單質→氧化物（氫化物）→存在”為線索；學習具體的單質、化合物時既可以“結構→性質→用途→制法”為思路，又可從該單質到各類化合物之間的橫向聯系進行復習，同時結合元素周期律，將元素化合物知識構建一個完整的知識網絡。
對高考題“陳”題新做
高考試題有關基本概念的考查內容大致分為8個方面（幾乎年年高考都有涉及）：物質的組成和變化；相對原子質量和相對分子質量；離子共存問題；氧化還原反應；離子方程式；物質的量；阿伏加德羅常數；化學反應中的能量變化等。對高考試題“陳”題新做，將做過的試題進行創造性的重組，推陳出新，不失是一個好辦法。學生選做習題時，要聽從老師的安排，注重做后反思，如一題多解或多題一解；善于分析和仔細把握題中的隱含信息，靈活應用簡單方法。
如已知有機物的分子式確定各種同分異構體的結構簡式，采用順口溜：“主鏈從長漸縮短，支鏈由整到分散，位置由中移到邊，寫畢命名來檢驗”，這樣就避免了遺漏或重復，十分快捷，非常實用。
怎么才能學好高中化學
1、歸納整理夯實基礎。
對于化學基本概念和原理要理清概念、形成系統。一些概念和原理容易混淆，建議同學們要對重要性、關鍵性詞語整體把握，弄清楚使用范圍和條件。對元素化合物知識要進行梳理、織成網絡、反復運用。這部分知識是初中階段的考查重點，一定要熟練到位。
如在元素化合物知識中，主要學習了16種物質：4種單質、4種氧化物、2種酸和2種堿、4種鹽，在復習時應注意尋找它們之間的聯系。根據知識體系，緊扣三點，即考點、重點、熱點，編織知識的網絡結構，理清知識的脈絡聯系，分清知識的主次關系，可利用圖表，也可用文字歸納等，使知識系統化、結構化。
2、注重探究、培養能力。
每年實驗探究題中，最后的實驗方案設計是最難的，其實，只要充分利用試卷資源，特別是題目中出現的實驗方案，你只要稍做修改，能模仿下來，就是非常好的答案。在文字描述時，語言要嚴謹、規范，這對獲取高分十分有利。
3、把握熱點、關注社會，學會遷移、靈活應用。
社會關注的熱點也是中考的熱點，如環境問題、能源問題、科學新發現等，這類題目往往信息知識新穎，但落腳點低，只要仔細讀題，從中獲取有效信息，與所學知識聯系，特別是對應用到化學原理方面的知識，進行知識的遷移和應用，做到靈活應用。
高考化學知識點12
熔化：熔化是物質從固態變成液態的過程，熔化要吸收熱量，是物理過程。如NaCl融化。液化：物質由氣態轉變為液態的過程。液化時放熱。任何氣體在溫度降到足夠低時都可以液化；在一定溫度下，壓縮氣體的體積也可以使某些氣體液化。氨氣、Cl2等氣體易液化。催化：在化學反應里能改變其他物質的化學反應速率，而本身的質量和化學性質在反應前后都沒有改變的物質叫做催化劑，又叫觸媒。催化劑在化學反應中所起的作用叫催化作用。風化：在室溫和干燥空氣里，結晶水合物失去全部或結晶水的現象。歧化：是同一物質的分子中同一價態的同一元素間發生的氧化還原反應叫歧化反應。鈍化：使金屬表面不易被氧化而延緩金屬的腐蝕速度的方法。如Fe、Al等金屬在冷的濃硫酸或濃硝酸中表面生成一層致密的氧化物膜從而阻止內層金屬進一步被氧化。凈化：清除不好的或不需要的使純凈。①水的.凈化：如將明礬加入水中可以使水中的懸浮物凝聚從而使水澄清。②氣體凈化：利用化學試劑將氣體中的雜質逐漸消除達到提純目的。酸化：加酸使體系由堿性或中性變成酸性的過程。如檢驗鹵離子時（鹵化物或鹵代烴）常常先加硝酸酸化再加硝酸銀；高錳酸鉀常加硫酸酸化；檢驗硫酸根常要先加鹽酸酸化。硬化：物體由軟變硬的過程。①油脂的硬化：不飽和酸甘油酯加氫后由液態油變成固態脂。②石膏硬化：在熟石膏中加水，一段時間后硬化，變成生石膏的過程。③水泥硬化：水泥加水之后，發生了復雜的物理化學變化，形成膠狀物，并逐漸凝固，形成固體過程。炭化：①干餾：將煤、木材等在隔絕空氣下加熱分解為氣體(煤氣)、液體(焦油)和固體(焦炭)產物。②用濃硫酸等將含碳、氫、氧的化合物(如糖類)脫水而成炭的作用，也稱碳化。皂化：皂化反應是堿催化下的酯水解反應，尤指油脂的水解。
狹義的皂化反應僅限于油脂與氫氧化鈉混合，得到高級脂肪酸鈉和甘油的反應。這是制肥皂中的一步，因此得名。氣化：通過化學變化將固態物質直接轉化為有氣體物質生成的過程。如煤的氣化。氫化：有機物和氫起反應的過程，氫不活躍，通常必須催化劑存在才反應。增加有機化合物中氫原子數，使不飽和有機物變為飽和有機物，如將苯加氫生成環己烷，油脂氫化。活化：化學反應中，在相同溫度下分子能量不完全相同，有些分子的能量高于平均能量，稱為活化分子。發生有效碰撞的一定是活化分子，但是活化分子不一定發生有效碰撞。老化：塑料、橡膠等高分子暴露于自然或人工環境條件下性能隨時間變壞的現象。硫化：線性高分子中加入硫以后通過通過交聯作用而形成的網狀高分子的工藝過程。即是塑性橡膠轉化為彈性橡膠或硬質橡膠的過程。裂化：使長鏈的烴分子斷裂為短鏈的小分子烴的反應過程。我國習慣上把從重質油生產汽油和柴油的過程稱為裂化。高考寶典之所以被高三學生譽為最好的高考復習資料，是因為高考寶典非常講究針對性，抓住學生弱點和高考重點，成績提高就這么簡單。
高考化學知識點13
電解質在溶液里所起的反應，實質上就是離子之間的相互反應。離子間的反應是趨向于降低離子濃度的方向進行。離子反應通常用離子方程式來表示。理解掌握離子反應發生的條件和正確書寫離子方程式是學好離子反應的關鍵。溶液中離子共存的問題，取決于離子之間是否發生化學反應，如離子間能反應，這些離子就不能大量共存于同一溶液中。
1. 離子反應發生的條件
(1). 離子反應生成微溶物或難溶物。
(2). 離子反應生成氣體。
(3). 離子反應生成弱電解質。
(4). 離子反應發生氧化還原反應。
根據化學反應類型，離子反應可分為兩類，一是酸堿鹽之間的復分解反應;二是氧化性離子與還原性離子間的氧化還原反應。離子反應還應注意：
(5).微溶物向難溶物轉化，如用煮沸法軟化暫時硬水
MgHCO3==MgCO3+CO2↑+H2O
MgCO3雖然難溶，但在溶液中溶解的哪部分是完全電離的，當Mg2+遇到水溶液里的OH-時會結合生成比MgCO3溶解度更小的Mg(OH)2而沉淀析出
MgCO3+H2O==Mg(OH)2 ↓+ CO2↑
(6).生成絡離子的反應：
FeCl3溶液與KSCN 溶液的反應：Fe3+ + SCN- ==Fe(SCN)2+ 生成物既不是沉淀物也不是氣體，為什么反應能發生呢?主要是生成了難電離的Fe(SCN)2+絡離子。
(7).優先發生氧化還原反應：
具有強氧化性的'離子與強還原性的離子相遇時首先發生氧化還原反應。例如：Na2S溶液與FeCI3溶液混合，生成S和Fe2+離子，而不是發生雙水解生成Fe(OH)3沉淀和H2S氣體。
2Fe3+ + S2- = 2Fe2+ + S ↓
總之：在水溶液里或在熔融狀態下，離子間只要是能發生反應，總是向著降低離子濃度的方向進行。反之，離子反應不能發生。
2. 離子反應的本質：反應體系中能夠生成氣、水(難電離的物質)、沉淀的離子參與反應，其余的成分實際上未參與反應。
3.離子反應方程式的類型
(1). 復分解反應的離子方程式。
(2). 氧化還原反應的離子方程式。
(3). 鹽類水解的離子方程式。
(4). 絡合反應的離子方程式。
高考化學知識點14
一、氯氣的化學性質
氯的原子結構示意圖為：，最外層有7個電子，故氯原子容易得到一個電子而達
到8電子飽和結構，因此Cl2突出表現的化學性質是得電子的性質，即表現強氧化性，如
Cl2能氧化：
①金屬(Na、Al、Fe、Cu等);
②非金屬(H2、P等);
③某些化合物(Br-、I-、SO2、Fe2+、SO32-等)。
(1)跟金屬反應
2Na+Cl2點然2NaCl(產生白煙);Cu+Cl2點然CuCl2(產生棕黃色的煙)
2Fe+3Cl2點然2FeCl3(產生棕色的煙，溶于水呈黃色)
(2)跟非金屬反應
H2+Cl2點燃或光照2HCl
點燃：發出蒼白火焰，瓶口有白霧;光照：會發生爆炸
2P+3Cl2點燃2PCl3(霧，Cl2不足);2P+5Cl2點燃2PCl5(煙，Cl2充足)
(3)與水反應：Cl2+H2O=HCl+HClO(HClO是一種不穩定的弱酸，但具有強氧化性。)
【說明】a.氯水通常密封保存于棕色試劑瓶中(見光或受熱易分解的物質均保存在棕色試劑
瓶中)。
b.Cl2能使濕潤的藍色石蕊試紙先變紅，后褪為白色。
(4)與堿反應：Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O;
2Cl2+2Ca(OH)2=CaCl2+Ca(ClO)2+2H2O
漂粉精、漂白粉的漂白原理：Ca(ClO)2+2HCl=CaCl2+2HClO;
Ca(ClO)2+H2O+CO2=CaCO3↓+2HClO
(5)與某些還原性物質的反應：
Cl2+2KI=2KCl+I2(用濕潤的淀粉KI試紙檢驗Cl2)
2FeCl2+Cl2=2FeCl3
Cl2+Na2SO3+H2O=Na2SO4+2HCl
二、氯氣的實驗室制法
1、反應原理：用強氧化性物質(如MnO2、KMnO4等)和濃鹽酸反應。
4HCl(濃)+MnO2△MnCl2+2H2O+Cl2↑
2、實驗裝置：根據反應原理和氣體凈化、收集、尾氣處理等實驗步驟及常見儀器的性能，制備干燥、純凈的Cl2。
必修三化學學習方法
1.基本概念“塊”。這一塊包括物質組成和分類線，性質變化線，化學用語線，分散系統線，化學量線等五條知識線(或小系統)。
2.基礎理論“塊”。這塊包括結構理論(原子結構，分子即化學鍵理論，晶體結構理論)和元素周期律，同期表線，電解質溶液(含氧化-還原理論)線，化學反應速度和化學平衡理論線。理論塊是化學的靈魂。
3.元素及其化合物知識“塊”。這一塊是化學的基石，可劃分為金屬線和非金屬線，統一在周期系中。
4.有機物“塊”。這一塊的核心是烴及其衍生物線，重點是結構和化學性質，而結構又是官能團和與官能團直接相關的化學鍵。
5.計算“塊”。這一塊縱貫化學各部分，要掌握基本類型、解題規律和解題技巧。
6.基本實驗“塊”。這一塊充分體現了化學學科的`特點。含儀器、基本操作、制備、鑒別(定)、提純、定量實
必修三化學學習技巧
1、最重要的還是要上課聽講。聽課的重要性不用多介紹，道理大家都懂，只不過學霸做到了，而學渣只看到了，聽講的時候除了要集中精力，而且一定要多積極思考，隨時準備向老師提問。
2、有問題要獨立思考。一直提倡不懂就問，在學習的時候，肯定會遇到很多問題，但千萬不要一遇到問題馬上就請教別人，先獨立思考一下，真正解決不了再去問，養成獨立思考的好習慣。
3、課前預習和課后復習。又是老生常談的學習方法，其實最簡單的方法反而是最有效的，前提是你能不能做到。也要承認，高中的學業任務很重，課前預習時間可能不是太多，哪怕粗略看一下課本也是很有必要，預習目的就是找到自己沒有理解的問題，然后上課的時候重點聽講。課后一定要復習，對于化學這個科目復習的建議是：學習結束二十四小時、一周后、一月后、以及考前二十四小時效果最好。
高考化學知識點15
化學鍵與分子結構
1、非極性分子和極性分子
⑴非極性分子：分子中正負電荷中心重合，從整體來看電荷分布是均勻的，對稱的。這樣的分子為非極性分子。當分子中各鍵均為非極性鍵時，分子是非極性分子。當一個分子中各個鍵都相同，均為極性鍵，但該分子的構型是對稱的，則分子內正負電荷中心可以重合。這樣的分子是非極性分子，如CH4、CO2。總之，非極性分子中不一定只含非極性鍵。
⑵極性分子：分子中正負電荷中心不能重合，從整個分子來看，電荷的分布是不均勻的、不對稱的。這樣的分子為極性分子，以極性鍵結合的雙原子分子，必為極性分子，以極性鍵結合的多原子分子，若分子的構型不完全對稱，則分子內正負電荷必然不重合，則為極性分子。總之，極性分子中必定會有極性鍵。但含有極性鍵的分子不一定是極性分子。
⑶常見分子的構型及分子極性
⑷判斷ABn型分子極性的經驗規律
若中心原子A的化合價的絕對值等于該元素所在的主族序數則為非極性分子，若不等則為極性分子。如BH3、BF3、CH4、CCl4、CO2、CS2、PCl5、SO3等均為非極性分子，NH3、PH3、PCl3、H2O、H2S、SO2等均為極性分子。
ABn分子內中心原子A若有孤對電子(未參與成鍵的電子對)則分子為極性分子，若無孤對電子則為非極性分子。
2、化學鍵與物質類別關系規律
⑴只含非極性共價鍵的物質：同種非金屬元素構成的單質，如I2、H2、P4、金剛石、晶體硅等。
⑵只含有極性共價鍵的物質：一般是不同非金屬元素構成的共價化合物。如CCl4、NH3、SiO2、CS2等。
⑶既有極性鍵又有非極性鍵的物質：如H2O2、C2H2、CH3CH3、C6H6(苯)等
⑷只含有離子鍵的物質：活潑非金屬元素與活潑金屬元素形成的化合物，如Na2S、CsCl、K2O、NaH等
⑸既有離子鍵又有非極性鍵的物質，如Na2O2、Na2Sx、CaC2等
⑹由離子鍵、共價鍵、配位鍵構成的物質，如NH4Cl等
⑺無化學鍵的物質：稀有氣體(單原子分子)。
化學平衡
1、影響化學反應速率的因素
⑴內因(決定因素)
化學反應速率是由參加反應的物質的性質決定的。
⑵外因(影響因素)
①濃度：當其他條件不變時，增大反應物的濃度，反應速率加快。
注意：增加固體物質或純液體的`量，因其濃度是個定值，故不影響反應速率(不考慮表面積的影響)。
②壓強：對于有氣體參加的反應，當其他條件不變時，增大壓強，氣體的體積減小，濃度增大，反應速率加快。
注意：由于壓強對固體、液體的體積幾乎無影響，因此，對無氣體參加的反應，壓強對反應速率的影響可忽略不計。
③溫度：當其他條件不變時，升高溫度，反應速率加快。
一般來說，溫度每升高10℃，反應速率增大到原來的2～4倍。
④催化劑：催化劑有正負之分。使用正催化劑，反應速率顯著增大;使用負催化劑，反應速率顯著減慢。不特別指明時，指的是正催化劑。
2、外界條件同時對V正、V逆的影響
⑴增大反應物濃度，V正急劇增大，V逆逐漸增大;減小反應物的濃度，V正急劇減小，
V逆逐漸減小
⑵加壓對有氣體參加或生成的可逆反應，V正、V逆均增大，氣體分子數大的一側增大的倍數大于氣體分子數小的一側增大的倍數;降壓V正、V逆均減小，氣體分子數大的一側減小的倍數大于氣體分子數小的一側減小的倍數。
⑶升溫，V正、V逆一般均加快，吸熱反應增大的倍數大于放熱反應增加的倍數;降溫，V正、V逆一般均減小，吸熱反應減小的倍數大于放熱反應減小的倍數。
⑷加催化劑可同倍地改變V正、V逆
3、可逆反應達到平衡狀態的標志
①生成A的速率與消耗A的速率相等。
②生成A的速率與消耗B的速率之比為m：n。
③生成B 的速率與生成C的速率之比為n：p。
⑵各組成成分的量保持不變
這些量包括：各組成成分的物質的量、體積、濃度、體積分數、物質的量分數、反應的轉化率等。
⑶混合體系的某些總量保持不變
對于反應前后氣體體積發生變化的可逆反應，混合氣體的總壓強、總體積、總物質的量及體系平均相對分子質量、密度等不變。
總結：高三化學高考知識點就為大家介紹到這了，想要了解更多學習內容，請繼續關注。
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