高考化學重點知識點小結
對于高考化學的備考，在有限的時間里做到高效復習尤其關鍵，化學這門科目需要理解和記憶的知識內容是比較多的。下面是百分網小編為大家整理的高考化學知識要點歸納，希望對大家有用!
高考化學易混知識
高考化學羥基易混知識點
羥基不是是氫氧根，看上去都是OH組成的一個整體，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。
高考化學Fe3+離子易混知識點
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。
高考化學AgOH易混知識點
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。
高考化學多元含氧酸易混知識點
多元酸究竟能電離多少個H+，是要看它結構中有多少個羥基，非羥基的氫是不能電離出來的。如亞磷酸(H3PO3)，看上去它有三個H，好像是三元酸，但是它的結構中，是有一個H和一個O分別和中心原子直接相連的，而不構成羥基。構成羥基的O和H只有兩個。因此H3PO3是二元酸。當然，有的還要考慮別的因素，如路易斯酸H3BO3就不能由此來解釋。
高考化學多元酸式鹽溶液易混知識點
表面上看，“酸”式鹽溶液當然呈酸性啦，其實不然。到底酸式鹽呈什么性，要分情況討論，當其電離程度大于水解程度時，呈酸性，當電離程度小于水解程度時， 則成堿性。如果這是強酸的酸式鹽，因為它電離出了大量的H+，而且陰離子不水解，所以強酸的酸式鹽溶液一定呈酸性。而弱酸的酸式鹽，則要比較它電離出H+ 的能力和陰離子水解的程度了。如果陰離子的水解程度較大(如NaHCO3，NaHS，Na2HPO4)，則溶液呈堿性;反過來，如果陰離子電離出H+的能力較強(如NaH2PO4，NaHSO3)，則溶液呈酸性。
高考化學硫酸易混知識點
H2SO4有強氧化性，這么說就不對，只要在前邊加一個“濃”字就對了。濃H2SO4以分子形式存在，它的氧化性體現在整體的分子上，H2SO4中的S+6易得到電子，所以它有強氧化性。而稀H2SO4(或SO42-)的氧化性幾乎沒有(連H2S也氧化不了)，比H2SO3(或SO32-)的氧化性還弱得多。這也體現了低價態非金屬的含氧酸根的氧化性比高價態的強，和HClO與HClO4的酸性強弱比較一樣。所以說H2SO4有強氧化性時必須嚴謹，前面加上“濃”字。
高考化學鹽酸和氯化氫易混知識點
看上去，兩者的化學式都相同，可能會產生誤會，鹽酸就是氯化氫的俗稱。其實鹽酸是混合物，是氯化氫和水的混合物;而氯化氫是純凈物，兩者根本不同的。氯化氫溶于水叫做氫氯酸，氫氯酸的俗稱就是鹽酸了。
高中化學常考知識
原子結構與性質
1、電子云：用小黑點的疏密來描述電子在原子核外空間出現的機會大小所得的圖形叫電子云圖。離核越近，電子出現的機會大，電子云密度越大;離核越遠，電子出現的機會小，電子云密度越小。
2、電子層(能層)：根據電子的能量差異和主要運動區域的不同，核外電子分別處于不同的電子層.原子由里向外對應的電子層符號分別為K、L、M、N、O、P、Q.
3、原子軌道(能級即亞層)：處于同一電子層的原子核外電子，也可以在不同類型的原子軌道上運動，分別用s、p、d、f表示不同形狀的軌道，s軌道呈球形、p軌道呈紡錘形，d軌道和f軌道較復雜.各軌道的伸展方向個數依次為1、3、5、7。
4、原子核外電子的運動特征可以用電子層、原子軌道(亞層)和自旋方向來進行描述.在含有多個核外電子的原子中，不存在運動狀態完全相同的兩個電子。
5、原子核外電子排布原理：
(1)能量最低原理:電子先占據能量低的'軌道，再依次進入能量高的軌道;
(2)泡利不相容原理:每個軌道最多容納兩個自旋狀態不同的電子;
(3)洪特規則:在能量相同的軌道上排布時，電子盡可能分占不同的軌道，且自旋狀態相同。
洪特規則的特例:在等價軌道的全充滿(p6、d10、f14)、半充滿(p3、d5、f7)、全空時(p0、d0、f0)的狀態，具有較低的能量和較大的穩定性.如24Cr [Ar]3d54s1、29Cu [Ar]3d104s1
6、根據構造原理，基態原子核外電子的排布遵循圖⑴箭頭所示的順序。
根據構造原理，可以將各能級按能量的差異分成能級組如圖⑵所示，由下而上表示七個能級組，其能量依次升高;在同一能級組內，從左到右能量依次升高。基態原子核外電子的排布按能量由低到高的順序依次排布。
7、第一電離能：氣態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能量叫做第一電離能。常用符號I1表示，單位為kJ/mol。
(1)原子核外電子排布的周期性
隨著原子序數的增加,元素原子的外圍電子排布呈現周期性的變化:每隔一定數目的元素，元素原子的外圍電子排布重復出現從ns1到ns2np6的周期性變化.
(2)元素第一電離能的周期性變化
隨著原子序數的遞增，元素的第一電離能呈周期性變化:
同周期從左到右，第一電離能有逐漸增大的趨勢，稀有氣體的第一電離能最大，堿金屬的第一電離能最小;
同主族從上到下，第一電離能有逐漸減小的趨勢。
說明：
①同周期元素，從左往右第一電離能呈增大趨勢。電子亞層結構為全滿、半滿時較相鄰元素要大即第 ⅡA 族、第 ⅤA 族元素的第一電離能分別大于同周期相鄰元素。Be、N、Mg、P
②元素第一電離能的運用：
a.電離能是原子核外電子分層排布的實驗驗證
b.用來比較元素的金屬性的強弱。I1越小，金屬性越強，表征原子失電子能力強弱。
(3)元素電負性的周期性變化
元素的電負性：元素的原子在分子中吸引電子對的能力叫做該元素的電負性。
隨著原子序數的遞增，元素的電負性呈周期性變化：同周期從左到右，主族元素電負性逐漸增大;同一主族從上到下，元素電負性呈現減小的趨勢。
電負性的運用:
a.確定元素類型(一般>1.8，非金屬元素;<1.8，金屬元素)。
b.確定化學鍵類型(兩元素電負性差值>1.7，離子鍵;<1.7，共價鍵)。
c.判斷元素價態正負(電負性大的為負價，小的為正價)。
d.電負性是判斷金屬性和非金屬性強弱的重要參數(表征原子得電子能力強弱)。
高中選修四化學知識
一、焓變、反應熱
1.反應熱：一定條件下，一定物質的量的反應物之間完全反應所放出或吸收的熱量
2.焓變(ΔH)的意義：在恒壓條件下進行的化學反應的熱效應
(1)符號：△H
(2)單位：kJ/mol
3.產生原因：
化學鍵斷裂——吸熱
化學鍵形成——放熱
放出熱量的化學反應。(放熱>吸熱) △H 為“-”或△H <0
吸收熱量的化學反應。(吸熱>放熱)△H 為“+”或△H >0
常見的放熱反應：
①所有的燃燒反應
②酸堿中和反應
③大多數的化合反應
④金屬與酸的反應
⑤生石灰和水反應
⑥濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等
常見的吸熱反應：
① 晶體Ba(OH)2·8H2O與NH4Cl
② 大多數的分解反應
③ 以H2、CO、C為還原劑的氧化還原反應
④銨鹽溶解等
二、熱化學方程式
書寫化學方程式注意要點:
①熱化學方程式必須標出能量變化。
②熱化學方程式中必須標明反應物和生成物的聚集狀態(g,l,s分別表示固態，液態，氣態，水溶液中溶質用aq表示)
③熱化學反應方程式要指明反應時的溫度和壓強。
④熱化學方程式中的化學計量數可以是整數，也可以是分數
⑤各物質系數加倍，△H加倍;反應逆向進行，△H改變符號，數值不變
三、燃燒熱
1.概念：25 ℃，101 kPa時，1 mol純物質完全燃燒生成穩定的化合物時所放出的熱量。燃燒熱的單位用kJ/mol表示。
注意以下幾點：
①研究條件：101 kPa
②反應程度：完全燃燒，產物是穩定的氧化物
③燃燒物的物質的量：1 mol
④研究內容：放出的熱量。(ΔH<0，單位kJ/mol)
四、中和熱
1.概念：在稀溶液中，酸跟堿發生中和反應而生成1mol H2O，這時的反應熱叫中和熱。
2.強酸與強堿的中和反應其實質是H+和OH-反應，其熱化學方程式為：
H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l)
ΔH=-57.3kJ/mol
3.弱酸或弱堿電離要吸收熱量，所以它們參加中和反應時的中和熱小于57.3kJ/mol。
【高考化學重點知識點小結】相關文章：
高考化學必備的知識點小結01-09
政治高考重點知識點小結01-02
高考歷史重點知識點的小結01-10
初二化學重點知識點小結06-20
廣東高考歷史重點知識點小結01-03
江蘇高考歷史重點知識點小結01-10
高考化學重點知識點歸納歸總12-01
江蘇高考化學重點知識點歸納01-09
上海高考化學重點知識點歸納11-18