高考必备的化学重点知识总结

　　不少高三的考生进入化学一轮复习的后阶段，会感到困难重重，问题越来越多，因为总结归纳的知识也越来越多。下面是百分网小编为大家整理的高考化学重要的知识归纳，希望对大家有用!

高考必备的化学重点知识总结

　　高考化学知识

　　1、原子结构

　　(1)所有元素的原子核都由质子和中子构成。

　　正例：612C 、613C 、614C三原子质子数相同都是6，中子数不同，分别为6、7、8。

　　反例：只有氕(11H)原子中没有中子，中子数为0。

　　(2)所有原子的中子数都大于质子数。

　　正例1：613C 、614C 、13H 等大多数原子的中子数大于质子数。

　　正例2：绝大多数元素的相对原子质量(近似等于质子数与中子数之和)都大于质子数的2倍。

　　反例1：氕(11H)没有中子，中子数小于质子数。

　　反例2：氘(11H)、氦(24He)、硼(510B)、碳(612C)、氮(714N)、氧(816O)、氖(1020Ne)、镁(1224Mg)、硅(1428Si)、硫(1632S)、钙

　　(3)具有相同质子数的微粒一定属于同一种元素。

　　正例：同一元素的不同微粒质子数相同：H+ 、H- 、H等。

　　反例1：不同的中性分子可以质子数相同，如：Ne、HF、H2O、NH3、CH4 。

　　反例2：不同的阳离子可以质子数相同，如：Na+、H3O+、NH4+ 。

　　反例3：不同的阴离子可以质子数相同，如：NH4+ 、OH-和F-、Cl和HS。

　　2、电子云

　　(4)氢原子电子云图中，一个小黑点就表示有一个电子。

　　含义纠错：小黑点只表示电子在核外该处空间出现的机会。

　　3、元素周期律

　　(5)元素周期律是指元素的性质随着相对原子质量的递增而呈周期性变化的规律。

　　概念纠错：元素周期律是指元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律。

　　(6)难失电子的元素一定得电子能力强。

　　反例1：稀有气体元素很少与其它元素反应，即便和氟气反应也生成共价化合物，不会失电子，得电子能力也不强。反例2：IVA的非金属元素，既不容易失电子，也不容易得电子，主要形成共价化合物，也不会得失电子。

　　说明：IVA的非金属元素是形成原子晶体的主力军，既可以形成单质类的`原子晶体：金刚石、硅晶体;也可以形成化合物类的原子晶体：二氧化硅(水晶、石英)、碳化硅(金刚砂)。

　　(7)微粒电子层数多的半径就一定大。

　　正例1：同主族元素的原子，电子层数多的原子半径就一定大，r(I)>r(Br)>r(Cl)>r(F)。

　　正例2：同主族元素的离子，电子层数多的离子半径就一定大，r(Cs+)>r(Rb+)>r(K+)>r(Na+)>r(Li+)。

　　反例1：锂离子半径大于铝离子半径。

　　(8)所有非金属元素的最高正化合价和它的最低负化合价的绝对值之和等于8。

　　正例1：前20号元素中C、N 、Si、P 、S、Cl 元素的最高正化合价和它的最低负化合价的绝对值之和等于8。

　　反例1：前20号元素中H、B、O、F例外。

　　(9)所有主族元素的最高正化合价等于该元素原子的最外层电子数(即元素所在的主族序数)。

　　正例1：前10号元素中H、Li 、Be、B 、C、N 等主族元素最高正化合价等于该元素原子的最外层电子数(即元素所在的主族序数)。

　　反例1：前10号元素中O、F例外。

　　(10)含氧酸盐中若含有氢，该盐一定是酸式盐。

　　正例1：常见的酸式盐：NaHCO3 、NaHC2O4、NaH2PO4 、Na2HPO4 、NaHS、NaHSO3、NaHSO4 。

　　反例1：Na2HPO3为正盐，因为H3PO3为二元酸，NaH2PO3为酸式盐。

　　反例2：NaH2PO2为正盐，因为H3PO2为一元酸。

　　(11)酸式盐水溶液一定显酸性。

　　正例1：NaHC2O4 、NaH2PO4 、NaHSO3 、NaHSO4等酸式盐水溶液电离呈酸性。

　　反例1：NaHCO3 、Na2HPO4、NaHS等酸式盐水溶液都会因发生水解而呈碱性。

　　高考化学必考知识

　　现象：

　　1、铝片与盐酸反应是放热的，Ba(OH)2与NH4Cl反应是吸热的;

　　2、Na与H2O(放有酚酞)反应，熔化、浮于水面、转动、有气体放出;(熔、浮、游、嘶、红)

　　3、焰色反应：Na 黄色、K紫色(透过蓝色的钴玻璃)、Cu 绿色、Ca砖红、Na+(黄色)、K+(紫色)。

　　4、Cu丝在Cl2中燃烧产生棕色的烟; 5、H2在Cl2中燃烧是苍白色的火焰;

　　6、Na在Cl2中燃烧产生大量的白烟; 7、P在Cl2中燃烧产生大量的白色烟雾;

　　8、SO2通入品红溶液先褪色，加热后恢复原色;

　　9、NH3与HCl相遇产生大量的白烟; 10、铝箔在氧气中激烈燃烧产生刺眼的白光;

　　11、镁条在空气中燃烧产生刺眼白光，在CO2中燃烧生成白色粉末(MgO)，产生黑烟;

　　12、铁丝在Cl2中燃烧，产生棕色的烟; 13、HF腐蚀玻璃：4HF + SiO2 = SiF4 + 2H2O

　　14、Fe(OH)2在空气中被氧化：由白色变为灰绿最后变为红褐色;

　　15、在常温下：Fe、Al 在浓H2SO4和浓HNO3中钝化;

　　16、向盛有苯酚溶液的试管中滴入FeCl3溶液，溶液呈紫色;苯酚遇空气呈粉红色。

　　17、蛋白质遇浓HNO3变黄，被灼烧时有烧焦羽毛气味;

　　18、在空气中燃烧：S——微弱的淡蓝色火焰 H2——淡蓝色火焰 H2S——淡蓝色火焰

　　CO——蓝色火焰 CH4——明亮并呈蓝色的火焰 S在O2中燃烧——明亮的蓝紫色火焰。

　　19.特征反应现象：

　　20.浅黄色固体：S或Na2O2或AgBr

　　21.使品红溶液褪色的气体：SO2(加热后又恢复红色)、Cl2(加热后不恢复红色)

　　22.有色溶液：Fe2+(浅绿色)、Fe3+(黄色)、Cu2+(蓝色)、MnO4-(紫色)

　　有色固体：红色(Cu、Cu2O、Fe2O3)、红褐色[Fe(OH)3]

　　蓝色[Cu(OH)2] 黑色(CuO、FeO、FeS、CuS、Ag2S、PbS)

　　黄色(AgI、Ag3PO4) 白色[Fe(0H)2、CaCO3、BaSO4、AgCl、BaSO3]

　　有色气体：Cl2(黄绿色)、NO2(红棕色)

　　高中化学基础知识

　　1、溶解性规律——见溶解性表;

　　2、常用酸、碱指示剂的变色范围：

　　指示剂 PH的变色范围

　　甲基橙 <3.1红色 3.1——4.4橙色 >4.4黄色

　　酚酞 <8.0无色 8.0——10.0浅红色 >10.0红色

　　石蕊 <5.1红色 5.1——8.0紫色 >8.0蓝色

　　3、在惰性电极上，各种离子的放电顺序：

　　阴极(夺电子的能力)：Au3+ >Ag+>Hg2+ >Cu2+ >Pb2+ >Fa2+ >Zn2+ >H+ >Al3+>Mg2+ >Na+ >Ca2+ >K+

　　阳极(失电子的能力)：S2- >I- >Br– >Cl- >OH- >含氧酸根

　　注意：若用金属作阳极，电解时阳极本身发生氧化还原反应(Pt、Au除外)

　　4、双水解离子方程式的书写：(1)左边写出水解的离子，右边写出水解产物;

　　(2)配平：在左边先配平电荷，再在右边配平其它原子;(3)H、O不平则在那边加水。

　　例：当Na2CO3与AlCl3溶液混和时：

　　3 CO32- + 2Al3+ + 3H2O = 2Al(OH)3↓ + 3CO2↑

　　5、写电解总反应方程式的方法：(1)分析：反应物、生成物是什么;(2)配平。

　　例：电解KCl溶液： 2KCl + 2H2O == H2↑ + Cl2↑ + 2KOH

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

　　6、将一个化学反应方程式分写成二个电极反应的方法：(1)按电子得失写出二个半反应式;(2)再考虑反应时的环境(酸性或碱性);(3)使二边的原子数、电荷数相等。

　　例：蓄电池内的反应为：Pb + PbO2 + 2H2SO4 = 2PbSO4 + 2H2O 试写出作为原电池(放电)时的电极反应。

　　写出二个半反应： Pb –2e- → PbSO4 PbO2 +2e- → PbSO4

　　分析：在酸性环境中，补满其它原子：

　　应为：负极：Pb + SO42- -2e- = PbSO4

　　正极： PbO2 + 4H+ + SO42- +2e- = PbSO4 + 2H2O

　　注意：当是充电时则是电解，电极反应则为以上电极反应的倒转：

　　为：阴极：PbSO4 +2e- = Pb + SO42-

　　阳极：PbSO4 + 2H2O -2e- = PbO2 + 4H+ + SO42-

　　7、在解计算题中常用到的恒等：原子恒等、离子恒等、电子恒等、电荷恒等、电量恒等，用到的方法有：质量守恒、差量法、归一法、极限法、关系法、十字交法和估算法。(非氧化还原反应：原子守恒、电荷平衡、物料平衡用得多，氧化还原反应：电子守恒用得多)

　　8、电子层结构相同的离子，核电荷数越多，离子半径越小;

　　9、晶体的熔点：原子晶体 >离子晶体 >分子晶体中学学到的原子晶体有： Si、SiC 、SiO2=和金刚石。原子晶体的熔点的比较是以原子半径为依据的：

　　金刚石 > SiC > Si (因为原子半径：Si> C> O).

　　10、分子晶体的熔、沸点：组成和结构相似的物质，分子量越大熔、沸点越高。

　　11、胶体的带电：一般说来，金属氢氧化物、金属氧化物的胶体粒子带正电，非金属氧化物、金属硫化物的胶体粒子带负电。

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

　　例： I2 +SO2 + H2O = H2SO4 + 2HI

　　13、含有Fe3+的溶液一般呈酸性。 14、能形成氢键的物质：H2O 、NH3 、HF、CH3CH2OH 。

　　15、氨水(乙醇溶液一样)的密度小于1，浓度越大，密度越小，硫酸的密度大于1，浓度越大，密度越大，98%的浓硫酸的密度为：1.84g/cm3。

　　16、离子是否共存：(1)是否有沉淀生成、气体放出;(2)是否有弱电解质生成;(3)是否发生氧化还原反应;(4)是否生成络离子[Fe(SCN)2、Fe(SCN)3、Ag(NH3)+、[Cu(NH3)4]2+ 等];(5)是否发生双水解。

　　17、地壳中：含量最多的金属元素是— Al 含量最多的非金属元素是—O HClO4(高氯酸)—是最强的酸

　　18、熔点最低的金属是Hg (-38.9C。),;熔点最高的是W(钨3410c);密度最小(常见)的是K;密度最大(常见)是Pt。

　　19、雨水的PH值小于5.6时就成为了酸雨。

　　20、有机酸酸性的强弱：乙二酸 >甲酸 >苯甲酸 >乙酸 >碳酸 >苯酚 >HCO3-

　　21、有机鉴别时，注意用到水和溴水这二种物质。

　　例：鉴别：乙酸乙酯(不溶于水，浮)、溴苯(不溶于水，沉)、乙醛(与水互溶)，则可用水。

　　22、取代反应包括：卤代、硝化、磺化、卤代烃水解、酯的水解、酯化反应等;

　　23、最简式相同的有机物，不论以何种比例混合，只要混和物总质量一定，完全燃烧生成的CO2、H2O及耗O2的量是不变的。恒等于单一成分该质量时产生的CO2、H2O和耗O2量。

　　24、可使溴水褪色的物质如下，但褪色的原因各自不同：

　　烯、炔等不饱和烃(加成褪色)、苯酚(取代褪色)、乙醇、醛、甲酸、草酸、葡萄糖等(发生氧化褪色)、有机溶剂[CCl4、氯仿、溴苯、CS2(密度大于水)，烃、苯、苯的同系物、酯(密度小于水)]发生了萃取而褪色。

　　25、能发生银镜反应的有：醛、甲酸、甲酸盐、甲酰铵(HCNH2O)、葡萄溏、果糖、麦芽糖，均可发生银镜反应。(也可同Cu(OH)2反应)

　　计算时的关系式一般为：—CHO —— 2Ag

　　注意：当银氨溶液足量时，甲醛的氧化特殊： HCHO —— 4Ag ↓ + H2CO3

　　反应式为：HCHO +4[Ag(NH3)2]OH = (NH4)2CO3 + 4Ag↓ + 6NH3 ↑+ 2H2O

　　26、胶体的聚沉方法：(1)加入电解质;(2)加入电性相反的胶体;(3)加热。

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