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【第1篇 高考生高考化學知識點總結
2017年高考生50句高考化學知識點總結
導語：
2017年的準高考生們，你們在暑假主動去總結學過的知識了嗎?如果你還沒有主動總結學過的知識的學習習慣，那么趁著暑假剩下的時間馬上去把這個習慣培養(yǎng)起來吧，這將是你在高三逆襲的重要途徑之一。
不知道如何總結的，可以從這篇“50句話總結高考化學知識點”中參考總結方式。其實總結可以很簡單，只需要把學過的知識集中到一起，或者你可以加上自己的理解，這樣就更完美了。
1、掌握一圖(原子結構示意圖)、五式(分子式、結構式、結構簡式、電子式、最簡式)、六方程(化學方程式、電離方程式、水解方程式、離子方程式、電極方程式、熱化學方程式)的正確書寫。
2、最簡式相同的有機物：①ch：c2h2和c6h6②ch2：烯烴和環(huán)烷烴③ch2o：甲醛、乙酸、甲酸甲酯④cnh2no：飽和一元醛(或飽和一元酮)與二倍于其碳原子數和飽和一元羧酸或酯;舉一例：乙醛(c2h4o)與丁酸及其異構體(c4h8o2)
3、一般原子的原子核是由質子和中子構成，但氕原子(1h)中無中子。
4、元素周期表中的每個周期不一定從金屬元素開始，如第一周期是從氫元素開始。
5、ⅲb所含的元素種類最多。碳元素形成的化合物種類最多，且ⅳa族中元素組成的晶體常常屬于原子晶體，如金剛石、晶體硅、二氧化硅、碳化硅等。
6、質量數相同的原子，不一定屬于同種元素的原子，如18o與18f、40k與40ca
7.ⅳa~ⅶa族中只有ⅶa族元素沒有同素異形體，且其單質不能與氧氣直接化合。
8、活潑金屬與活潑非金屬一般形成離子化合物，但alcl3卻是共價化合物(熔沸點很低，易升華，為雙聚分子，所有原子都達到了最外層為8個電子的穩(wěn)定結構)。
9、一般元素性質越活潑，其單質的性質也活潑，但n和p相反，因為n2形成叁鍵。
10、非金屬元素之間一般形成共價化合物，但nh4cl、nh4no3等銨鹽卻是離子化合物。
11、離子化合物在一般條件下不存在單個分子，但在氣態(tài)時卻是以單個分子存在。如nacl。
12、含有非極性鍵的化合物不一定都是共價化合物，如na2o2、fes2、cac2等是離子化合物。
13、單質分子不一定是非極性分子，如o3是極性分子。
14、一般氫化物中氫為+1價，但在金屬氫化物中氫為-1價，如nah、cah2等。
15、非金屬單質一般不導電，但石墨可以導電，硅是半導體。
16、非金屬氧化物一般為酸性氧化物，但co、no等不是酸性氧化物，而屬于不成鹽氧化物。
17、酸性氧化物不一定與水反應：如sio2。
18、金屬氧化物一般為堿性氧化物，但一些高價金屬的氧化物反而是酸性氧化物，如：mn2o7、cro3等反而屬于酸性氧物，2koh+mn2o7==2kmno4+h2o。
19、非金屬元素的最高正價和它的負價絕對值之和等于8，但氟無正價，氧在of2中為+2價。
20、含有陽離子的晶體不一定都含有陰離子，如金屬晶體中有金屬陽離子而無陰離子。
21、離子晶體不一定只含有離子鍵，如naoh、na2o2、nh4cl、ch3coona等中還含有共價鍵。
22.稀有氣體原子的電子層結構一定是穩(wěn)定結構，其余原子的電子層結構一定不是穩(wěn)定結構。
23.離子的電子層結構一定是穩(wěn)定結構。
24.陽離子的半徑一定小于對應原子的半徑，陰離子的半徑一定大于對應原子的半徑。
25.一種原子形成的高價陽離子的半徑一定小于它的低價陽離子的半徑。如fe3+
26.同種原子間的共價鍵一定是非極性鍵，不同原子間的.共價鍵一定是極性鍵。
27.分子內一定不含有離子鍵。題目中有“分子”一詞，該物質必為分子晶體。
28單質分子中一定不含有極性鍵。
29共價化合物中一定不含有離子鍵。
30含有離子鍵的化合物一定是離子化合物，形成的晶體一定是離子晶體。
31.含有分子的晶體一定是分子晶體，其余晶體中一定無分子。
32.單質晶體一定不會是離子晶體。
33.化合物形成的晶體一定不是金屬晶體。
34.分子間力一定含在分子晶體內，其余晶體一定不存在分子間力(除石墨外)。
35.對于雙原子分子，鍵有極性，分子一定有極性(極性分子);鍵無極性，分子一定無極性(非極性分子)。
36、氫鍵也屬于分子間的一種相互作用，它只影響分子晶體的熔沸點，對分子穩(wěn)定性無影響。
37.微粒不一定都指原子，它還可能是分子，陰、陽離子、基團(如羥基、硝基等)。例如，具有10e-的微粒：ne;o2-、f-、na+、mg2+、al3+;oh-h3o+、ch4、nh3、h2o、hf。
38.失電子難的原子獲得電子的能力不一定都強，如碳，稀有氣體等。
39.原子的最外電子層有2個電子的元素不一定是ⅱa族元素，如he、副族元素等。
40.原子的最外電子層有1個電子的元素不一定是ⅰa族元素，如cr、ⅰb族元素等。
41.ⅰa族元素不一定是堿金屬元素，還有氫元素。
42.由長、短周期元素組成的族不一定是主族，還有0族。
43.分子內不一定都有化學鍵，如稀有氣體為單原子分子，無化學鍵。
44.共價化合物中可能含非極性鍵，如過氧化氫、乙炔等。
45.含有非極性鍵的化合物不一定是共價化合物，如過氧化鈉、二硫化亞鐵、乙酸鈉、cac2等是離子化合物。
46.對于多原子分子，鍵有極性，分子不一定有極性，如二氧化碳、甲烷等是非極性分子。
47.含有陽離子的晶體不一定是離子晶體，如金屬晶體。
48.離子化合物不一定都是鹽，如mg3n2、金屬碳化物(cac2)等是離子化合物，但不是鹽。
49.鹽不一定都是離子化合物，如氯化鋁、溴化鋁等是共價化合物。
50.固體不一定都是晶體，如玻璃是非晶態(tài)物質，再如塑料、橡膠等。
【第2篇 2023高考化學知識點總結
1、 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(tài)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
2、 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”
3、 熟悉阿伏加德羅常數na常考查的微粒數目中固體、得失電子、中子數等內容。
4、 熱化學方程式的正確表達(狀態(tài)、計量數、能量關系)
5、 離子的鑒別、離子共存
(1) 離子因結合生成沉淀、氣體、難電離的弱電解質而不能大量共存
(2) 因相互發(fā)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) 題設中的其他條件“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 (電荷守衡、物料守衡、質子守衡)
(2) 電荷守恒中的多價態(tài)離子處理
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)。
8、 化學反應速度、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(guī)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
9、 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
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方程式
11、 c、 n、o、s、cl、p、na、mg、al、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
12、有機物的聚合及單體的推斷
(1)根據高分子的鏈節(jié)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
13、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
14、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
15、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
16、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，可作為推斷有機反應的有利證據
(3)從物質發(fā)生反應前后的官能團差別，推導相關物質的結構
17.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
18、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(guī)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(yōu)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
【第3篇 高二學生必讀：話總結高考化學知識點
高二學生必讀：50句話總結高考化學知識點
不知道如何總結的，可以從這篇“50句話總結高考化學知識點”中參考總結方式。其實總結可以很簡單，只需要把學過的知識集中到一起，或者你可以加上自己的理解，這樣就更完美了。
1、掌握一圖(原子結構示意圖)、五式(分子式、結構式、結構簡式、電子式、最簡式)、六方程(化學方程式、電離方程式、水解方程式、離子方程式、電極方程式、熱化學方程式)的正確書寫。
2、最簡式相同的有機物：①ch：c2h2和c6h6②ch2：烯烴和環(huán)烷烴③ch2o：甲醛、乙酸、甲酸甲酯④cnh2no：飽和一元醛(或飽和一元酮)與二倍于其碳原子數和飽和一元羧酸或酯;舉一例：乙醛(c2h4o)與丁酸及其異構體(c4h8o2)
3、一般原子的原子核是由質子和中子構成，但氕原子(1h)中無中子。
4、元素周期表中的每個周期不一定從金屬元素開始，如第一周期是從氫元素開始。
5、ⅲb所含的元素種類最多。碳元素形成的化合物種類最多，且ⅳa族中元素組成的晶體常常屬于原子晶體，如金剛石、晶體硅、二氧化硅、碳化硅等。
6、質量數相同的原子，不一定屬于同種元素的原子，如18o與18f、40k與40ca
7.ⅳa~ⅶa族中只有ⅶa族元素沒有同素異形體，且其單質不能與氧氣直接化合。
8、活潑金屬與活潑非金屬一般形成離子化合物，但alcl3卻是共價化合物(熔沸點很低，易升華，為雙聚分子，所有原子都達到了最外層為8個電子的穩(wěn)定結構)。
9、一般元素性質越活潑，其單質的性質也活潑，但n和p相反，因為n2形成叁鍵。
10、非金屬元素之間一般形成共價化合物，但nh4cl、nh4no3等銨鹽卻是離子化合物。
11、離子化合物在一般條件下不存在單個分子，但在氣態(tài)時卻是以單個分子存在。如nacl。
12、含有非極性鍵的化合物不一定都是共價化合物，如na2o2、fes2、cac2等是離子化合物。
13、單質分子不一定是非極性分子，如o3是極性分子。
14、一般氫化物中氫為+1價，但在金屬氫化物中氫為-1價，如nah、cah2等。
15、非金屬單質一般不導電，但石墨可以導電，硅是半導體。
16、非金屬氧化物一般為酸性氧化物，但co、no等不是酸性氧化物，而屬于不成鹽氧化物。
17、酸性氧化物不一定與水反應：如sio2。
18、金屬氧化物一般為堿性氧化物，但一些高價金屬的氧化物反而是酸性氧化物，如：mn2o7、cro3等反而屬于酸性氧物，2koh+mn2o7==2kmno4+h2o。
19、非金屬元素的最高正價和它的負價絕對值之和等于8，但氟無正價，氧在of2中為+2價。
20、含有陽離子的晶體不一定都含有陰離子，如金屬晶體中有金屬陽離子而無陰離子。
21、離子晶體不一定只含有離子鍵，如naoh、na2o2、nh4cl、ch3coona等中還含有共價鍵。
22.稀有氣體原子的電子層結構一定是穩(wěn)定結構，其余原子的`電子層結構一定不是穩(wěn)定結構。
23.離子的電子層結構一定是穩(wěn)定結構。
24.陽離子的半徑一定小于對應原子的半徑，陰離子的半徑一定大于對應原子的半徑。
25.一種原子形成的高價陽離子的半徑一定小于它的低價陽離子的半徑。如fe3+
26.同種原子間的共價鍵一定是非極性鍵，不同原子間的共價鍵一定是極性鍵。
27.分子內一定不含有離子鍵。題目中有“分子”一詞，該物質必為分子晶體。
28單質分子中一定不含有極性鍵。
29共價化合物中一定不含有離子鍵。
30含有離子鍵的化合物一定是離子化合物，形成的晶體一定是離子晶體。
31.含有分子的晶體一定是分子晶體，其余晶體中一定無分子。
32.單質晶體一定不會是離子晶體。
33.化合物形成的晶體一定不是金屬晶體。
34.分子間力一定含在分子晶體內，其余晶體一定不存在分子間力(除石墨外)。
35.對于雙原子分子，鍵有極性，分子一定有極性(極性分子);鍵無極性，分子一定無極性(非極性分子)。
36、氫鍵也屬于分子間的一種相互作用，它只影響分子晶體的熔沸點，對分子穩(wěn)定性無影響。
37.微粒不一定都指原子，它還可能是分子，陰、陽離子、基團(如羥基、硝基等)。例如，具有10e-的微粒：ne;o2-、f-、na+、mg2+、al3+;oh-h3o+、ch4、nh3、h2o、hf。
38.失電子難的原子獲得電子的能力不一定都強，如碳，稀有氣體等。
39.原子的最外電子層有2個電子的元素不一定是ⅱa族元素，如he、副族元素等。
40.原子的最外電子層有1個電子的元素不一定是ⅰa族元素，如cr、ⅰb族元素等。
41.ⅰa族元素不一定是堿金屬元素，還有氫元素。
42.由長、短周期元素組成的族不一定是主族，還有0族。
43.分子內不一定都有化學鍵，如稀有氣體為單原子分子，無化學鍵。
44.共價化合物中可能含非極性鍵，如過氧化氫、乙炔等。
45.含有非極性鍵的化合物不一定是共價化合物，如過氧化鈉、二硫化亞鐵、乙酸鈉、cac2等是離子化合物。
46.對于多原子分子，鍵有極性，分子不一定有極性，如二氧化碳、甲烷等是非極性分子。
47.含有陽離子的晶體不一定是離子晶體，如金屬晶體。
48.離子化合物不一定都是鹽，如mg3n2、金屬碳化物(cac2)等是離子化合物，但不是鹽。
49.鹽不一定都是離子化合物，如氯化鋁、溴化鋁等是共價化合物。
50.固體不一定都是晶體，如玻璃是非晶態(tài)物質，再如塑料、橡膠等。
【第4篇 2023高考化學知識點總結：反應速率和化學平衡
化學反應速率知識點總結
⑴ 定義：用來衡量化學反應的快慢，單位時間內反應物或生成物的物質的量的變化
⑵ 表示方法：單位時間內反應濃度的減少或生成物濃度的增加來表示
⑶ 計算公式：v=δc/δt(υ：平均速率，δc：濃度變化，δt：時間)單位：mol/(l·s)
⑷ 影響因素：
① 決定因素(內因)：反應物的性質(決定因素)
② 條件因素(外因)：反應所處的條件
外因對化學反應速率影響的變化規(guī)律
外因對化學反應速率影響的變化規(guī)律
條件變化活化分子的量的變化反應速率的變化
反應物的濃度增大單位體積里的總數目增多，百分數不變增大
減小單位體積里的總數目減少，百分數不變減小
氣體反應物的壓強增大單位體積里的總數目增多，百分數不變增大
減小單位體積里的總數目減少，百分數不變減小
反應物的溫度升高百分數增大，單位體積里的總數目增多增大
降低百分數減少，單位體積里的總數目減少減小
反應物的催化劑使用百分數劇增，單位體積里的總數目劇增劇增
撤去百分數劇減，單位體積里的總數目劇減劇減
其他光、電磁波超聲波、固體反應物顆粒的大小溶劑等有影響
注意：
(1)參加反應的物質為固體和液體，由于壓強的變化對濃度幾乎無影響，可以認為反應速率不變。
(2)惰性氣體對于速率的影響
①恒溫恒容時：充入惰性氣體→總壓增大，但是各分壓不變，各物質濃度不變→反應速率不變
②恒溫恒體時：充入惰性氣體→體積增大→各反應物濃度減小→反應速率減慢
化學平衡知識點總結
1、定義：
化學平衡狀態(tài)：一定條件下，當一個可逆反應進行到正逆反應速率相等時，更組成成分濃度不再改變，達到表面上靜止的一種“平衡”，這就是這個反應所能達到的限度即化學平衡狀態(tài)。
2、化學平衡的特征
逆(研究前提是可逆反應)
等(同一物質的正逆反應速率相等)
動(動態(tài)平衡)
定(各物質的濃度與質量分數恒定)
變(條件改變，平衡發(fā)生變化)
3、判斷平衡的依據
判斷可逆反應達到平衡狀態(tài)的方法和依據
例舉ma(g)+nb(g)c(g)+qd(g)
混合物體系中各成分的含量①各物質的物質的量或各物質的物質的量的分數一定平衡
②各物質的質量或各物質質量分數一定平衡
③各氣體的體積或體積分數一定平衡
④總體積、總壓力、總物質的量一定不一定平衡
正、逆反應速率的關系①在單位時間內消耗了mmola同時生成mmola，v(正)=v(逆)平衡
②在單位時間內消耗了nmolb同時消耗了pmolc，v(正)=v(逆)平衡
③v(a):v(b):v(c):v(d)=m:n:p:q，v(正)不一定等于v(逆)不一定平衡
④在單位時間內生成nmolb，同時消耗了qmold，因均指v(逆)不一定平衡
壓強①m+n≠p+q時，總壓力一定（其他條件一定）平衡
②m+n=p+q時，總壓力一定（其他條件一定）不一定平衡
混合氣體平均相對分子質量mr①mr一定時，只有當m+n≠p+q時平衡
②mr一定時，但m+n=p+q時不一定平衡
溫度任何反應都伴隨著能量變化，當體系溫度一定時（其他不變）平衡
體系的密度密度一定不一定平衡
其他如體系顏色不再變化等平衡
4、影響化學平衡移動的因素
(一)濃度對化學平衡移動的影響
(1)影響規(guī)律：在其他條件不變的情況下，增大反應物的濃度或減少生成物的濃度，都可以使平衡向正方向移動;增大生成物的濃度或減小反應物的濃度，都可以使平衡向逆方向移動
(2)增加固體或純液體的量，由于濃度不變，所以平衡不移動
(3)在溶液中進行的反應，如果稀釋溶液，反應物濃度減小，生成物濃度也減小， v正減小，v逆也減小，但是減小的程度不同，總的結果是化學平衡向反應方程式中化學計量數之和大的方向移動。
(二)溫度對化學平衡移動的影響
影響規(guī)律：在其他條件不變的情況下，溫度升高會使化學平衡向著吸熱反應方向移動，溫度降低會使化學平衡向著放熱反應方向移動。
(三)壓強對化學平衡移動的影響
影響規(guī)律：其他條件不變時，增大壓強，會使平衡向著體積縮小方向移動;減小壓強，會使平衡向著體積增大方向移動。
注意：
(1)改變壓強不能使無氣態(tài)物質存在的化學平衡發(fā)生移動
(2)氣體減壓或增壓與溶液稀釋或濃縮的化學平衡移動規(guī)律相似
(四)催化劑對化學平衡的影響：
由于使用催化劑對正反應速率和逆反應速率影響的程度是等同的，所以平衡不移動。但是使用催化劑可以影響可逆反應達到平衡所需的_時間_。
(五)勒夏特列原理(平衡移動原理)：
如果改變影響平衡的條件之一(如溫度，壓強，濃度)，平衡向著能夠減弱這種改變的方向移動。
5、化學平衡常數
(一)定義：
在一定溫度下，當一個反應達到化學平衡時，生成物濃度冪之積與反應物濃度冪之積的比值是一個常數比值。 符號：k
(二)使用化學平衡常數k應注意的問題：
1、表達式中各物質的濃度是變化的濃度，不是起始濃度也不是物質的量。
2、k只與溫度(t)關，與反應物或生成物的濃度無關。
3、反應物或生產物中有固體或純液體存在時，由于其濃度是固定不變的，可以看做是“1”而不代入公式。
4、稀溶液中進行的反應，如有水參加，水的濃度不必寫在平衡關系式中。
(三)化學平衡常數k的應用:
1、化學平衡常數值的大小是可逆反應進行程度的標志。k值越大，說明平衡時生成物的濃度越大，它的正向反應進行的程度越大，即該反應進行得越完全，反應物轉化率越高。反之，則相反。
2、可以利用k值做標準，判斷正在進行的可逆反應是否平衡及不平衡時向何方進行建立平衡。(q：濃度積)q〈k：反應向正反應方向進行;q=k：反應處于平衡狀態(tài) ;q〉k：反應向逆反應方向進行。
3、利用k值可判斷反應的熱效應
若溫度升高，k值增大，則正反應為吸熱反應 若溫度升高，k值減小，則正反應為放熱反應。
【第5篇 2023高考早復習：高考化學知識點總結
1、 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(tài)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
2、 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”
3、 熟悉阿伏加德羅常數na常考查的微粒數目中固體、得失電子、中子數等內容。
4、 熱化學方程式的正確表達(狀態(tài)、計量數、能量關系)
5、 離子的鑒別、離子共存
(1) 離子因結合生成沉淀、氣體、難電離的弱電解質而不能大量共存
(2) 因相互發(fā)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) 題設中的其他條件“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 (電荷守衡、物料守衡、質子守衡)
(2) 電荷守恒中的多價態(tài)離子處理
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)。
8、 化學反應速度、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(guī)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
9、 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
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方程式
11、 c、 n、o、s、cl、p、na、mg、al、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
12、有機物的聚合及單體的推斷
(1)根據高分子的鏈節(jié)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
13、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
14、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
15、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
16、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，可作為推斷有機反應的有利證據
(3)從物質發(fā)生反應前后的官能團差別，推導相關物質的結構
17.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
18、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(guī)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(yōu)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
【第6篇 高考化學知識點總結
2017高考化學知識點總結
1、 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(tài)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
2、 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”
3、 熟悉阿伏加德羅常數na?？疾榈奈⒘的恐泄腆w、得失電子、中子數等內容。
4、 熱化學方程式的正確表達(狀態(tài)、計量數、能量關系)
5、 離子的鑒別、離子共存
(1) 離子因結合生成沉淀、氣體、難電離的弱電解質而不能大量共存
(2) 因相互發(fā)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) 題設中的其他條件“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 (電荷守衡、物料守衡、質子守衡)
(2) 電荷守恒中的多價態(tài)離子處理
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)。
8、 化學反應速度、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(guī)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
9、 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
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方程式
11、 c、 n、o、s、cl、p、na、mg、al、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
12、有機物的聚合及單體的推斷
(1)根據高分子的鏈節(jié)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
13、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
14、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
15、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
16、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，可作為推斷有機反應的有利證據
(3)從物質發(fā)生反應前后的官能團差別，推導相關物質的結構
17.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
18、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(guī)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(yōu)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
【第7篇 2023年高考化學知識點解析：燃燒的總結
有關“燃燒”的總結
(一)“燃燒”的條件：
1.溫度達到著火點;2.有助燃劑(多指在反應中的氧化劑)
(二)鎂在哪些氣體中能燃燒?
1.鎂在空氣(氧氣)中燃燒：2mg+o2 2mgo 現象：產生白煙，發(fā)出耀眼的強光。
2.鎂在氯氣中燃燒：mg+cl2 mgcl2 現象：產生白煙。
3.鎂在氮氣中燃燒：3mg+n2 mg3n2 現象：產生灰黃色煙。
4.鎂在co2氣體中燃燒：2mg+co2 2mgo+c現象：產生白煙，瓶壁上有少許淡黃色物質。
(三)火焰顏色小結：
h2在空氣中燃燒(淡藍色);ch4在空氣中燃燒(淡藍色);c2h4在空氣中燃燒(火焰明亮，黑煙)
c2h2在空氣中燃燒(濃烈的黑煙);h2s在空氣中燃燒(淡藍色);c2h5oh在空氣中燃燒(淡藍色)
s在空氣中燃燒(淡藍色);s在純氧中燃燒(藍紫色);co在空氣中燃燒(淡藍色)
h2在cl2中燃燒(蒼白色)
此外：含鈉元素的物質焰色呈黃色;含鉀元素的物質焰色呈紫色(透過藍色鈷玻璃片)
【第8篇 高考必讀：話總結的高考化學知識點
高考必讀：50句話總結的高考化學知識點
不知道如何總結的，可以從這篇“50句話總結高考化學知識點”中參考總結方式。其實總結可以很簡單，只需要把學過的知識集中到一起，或者你可以加上自己的理解，這樣就更完美了。
1、掌握一圖(原子結構示意圖)、五式(分子式、結構式、結構簡式、電子式、最簡式)、六方程(化學方程式、電離方程式、水解方程式、離子方程式、電極方程式、熱化學方程式)的正確書寫。
2、最簡式相同的有機物：①ch：c2h2和c6h6②ch2：烯烴和環(huán)烷烴③ch2o：甲醛、乙酸、甲酸甲酯④cnh2no：飽和一元醛(或飽和一元酮)與二倍于其碳原子數和飽和一元羧酸或酯;舉一例：乙醛(c2h4o)與丁酸及其異構體(c4h8o2)
3、一般原子的原子核是由質子和中子構成，但氕原子(1h)中無中子。
4、元素周期表中的每個周期不一定從金屬元素開始，如第一周期是從氫元素開始。
5、ⅲb所含的元素種類最多。碳元素形成的化合物種類最多，且ⅳa族中元素組成的晶體常常屬于原子晶體，如金剛石、晶體硅、二氧化硅、碳化硅等。
6、質量數相同的原子，不一定屬于同種元素的原子，如18o與18f、40k與40ca
7.ⅳa~ⅶa族中只有ⅶa族元素沒有同素異形體，且其單質不能與氧氣直接化合。
8、活潑金屬與活潑非金屬一般形成離子化合物，但alcl3卻是共價化合物(熔沸點很低，易升華，為雙聚分子，所有原子都達到了最外層為8個電子的穩(wěn)定結構)。
9、一般元素性質越活潑，其單質的性質也活潑，但n和p相反，因為n2形成叁鍵。
10、非金屬元素之間一般形成共價化合物，但nh4cl、nh4no3等銨鹽卻是離子化合物。
11、離子化合物在一般條件下不存在單個分子，但在氣態(tài)時卻是以單個分子存在。如nacl。
12、含有非極性鍵的化合物不一定都是共價化合物，如na2o2、fes2、cac2等是離子化合物。
13、單質分子不一定是非極性分子，如o3是極性分子。
14、一般氫化物中氫為+1價，但在金屬氫化物中氫為-1價，如nah、cah2等。
15、非金屬單質一般不導電，但石墨可以導電，硅是半導體。
16、非金屬氧化物一般為酸性氧化物，但co、no等不是酸性氧化物，而屬于不成鹽氧化物。
17、酸性氧化物不一定與水反應：如sio2。
18、金屬氧化物一般為堿性氧化物，但一些高價金屬的氧化物反而是酸性氧化物，如：mn2o7、cro3等反而屬于酸性氧物，2koh+mn2o7==2kmno4+h2o。
19、非金屬元素的最高正價和它的負價絕對值之和等于8，但氟無正價，氧在of2中為+2價。
20、含有陽離子的晶體不一定都含有陰離子，如金屬晶體中有金屬陽離子而無陰離子。
21、離子晶體不一定只含有離子鍵，如naoh、na2o2、nh4cl、ch3coona等中還含有共價鍵。
22.稀有氣體原子的電子層結構一定是穩(wěn)定結構，其余原子的電子層結構一定不是穩(wěn)定結構。
23.離子的電子層結構一定是穩(wěn)定結構。
24.陽離子的半徑一定小于對應原子的半徑，陰離子的半徑一定大于對應原子的半徑。
25.一種原子形成的高價陽離子的半徑一定小于它的低價陽離子的半徑。如fe3+
26.同種原子間的共價鍵一定是非極性鍵，不同原子間的共價鍵一定是極性鍵。
27.分子內一定不含有離子鍵。題目中有“分子”一詞，該物質必為分子晶體。
28單質分子中一定不含有極性鍵。
29共價化合物中一定不含有離子鍵。
30含有離子鍵的化合物一定是離子化合物，形成的晶體一定是離子晶體。
31.含有分子的晶體一定是分子晶體，其余晶體中一定無分子。
32.單質晶體一定不會是離子晶體。
33.化合物形成的`晶體一定不是金屬晶體。
34.分子間力一定含在分子晶體內，其余晶體一定不存在分子間力(除石墨外)。
35.對于雙原子分子，鍵有極性，分子一定有極性(極性分子);鍵無極性，分子一定無極性(非極性分子)。
36、氫鍵也屬于分子間的一種相互作用，它只影響分子晶體的熔沸點，對分子穩(wěn)定性無影響。
37.微粒不一定都指原子，它還可能是分子，陰、陽離子、基團(如羥基、硝基等)。例如，具有10e-的微粒：ne;o2-、f-、na+、mg2+、al3+;oh-h3o+、ch4、nh3、h2o、hf。
38.失電子難的原子獲得電子的能力不一定都強，如碳，稀有氣體等。
39.原子的最外電子層有2個電子的元素不一定是ⅱa族元素，如he、副族元素等。
40.原子的最外電子層有1個電子的元素不一定是ⅰa族元素，如cr、ⅰb族元素等。
41.ⅰa族元素不一定是堿金屬元素，還有氫元素。
42.由長、短周期元素組成的族不一定是主族，還有0族。
43.分子內不一定都有化學鍵，如稀有氣體為單原子分子，無化學鍵。
44.共價化合物中可能含非極性鍵，如過氧化氫、乙炔等。
45.含有非極性鍵的化合物不一定是共價化合物，如過氧化鈉、二硫化亞鐵、乙酸鈉、cac2等是離子化合物。
46.對于多原子分子，鍵有極性，分子不一定有極性，如二氧化碳、甲烷等是非極性分子。
47.含有陽離子的晶體不一定是離子晶體，如金屬晶體。
48.離子化合物不一定都是鹽，如mg3n2、金屬碳化物(cac2)等是離子化合物，但不是鹽。
49.鹽不一定都是離子化合物，如氯化鋁、溴化鋁等是共價化合物。
50.固體不一定都是晶體，如玻璃是非晶態(tài)物質，再如塑料、橡膠等。
