化學高考要點知識點總結(jié)歸納

　　對于化學高考，考前應把注意力集中在眼下能做好的事情上，要將基礎(chǔ)的知識點鞏固好，進行反復記憶。下面是百分網(wǎng)小編為大家整理的化學高考必備的知識點總結(jié)，希望對大家有用!

　　化學高考基礎(chǔ)知識點

　　1. 周期表中特殊位置的元素

　�、僮逍驍�(shù)等于周期數(shù)的元素：H、Be、Al、Ge

　�、谧逍驍�(shù)等于周期數(shù)2倍的元素：C、S

　�、圩逍驍�(shù)等于周期數(shù)3倍的元素：O

　�、苤芷跀�(shù)是族序數(shù)2倍的元素：Li、Ca

　�、葜芷跀�(shù)是族序數(shù)3倍的元素：Na、Ba

　�、拮罡哒齼r與最低負價代數(shù)和為零的短周期元素：C

　�、咦罡哒齼r是最低負價絕對值3倍的短周期元素：S

　　⑧除H外，原子半徑最小的元素：F

　�、岫讨芷谥须x子半徑最大的元素：P

　　2.常見元素及其化合物的特性

　�、傩纬苫�合物種類最多的元素、單質(zhì)是自然界中硬度最大的物質(zhì)的元素或氣態(tài)氫化物中氫的質(zhì)量分數(shù)最大的元素：C

　�、诳諝庵泻�量最多的元素或氣態(tài)氫化物的水溶液呈堿性的元素：N

　�、鄣貧ぶ泻�量最多的元素、氣態(tài)氫化物沸點最高的元素或氫化物在通常情況下呈液態(tài)的元素：O

　�、茏钶p的單質(zhì)的元素：H ;最輕的金屬單質(zhì)的元素：Li

　�、輪钨|(zhì)在常溫下呈液態(tài)的非金屬元素：Br ;金屬元素：Hg

　　⑥最高價氧化物及其對應水化物既能與強酸反應，又能與強堿反應的元素：Be、Al、Zn

　�、咴�素的氣態(tài)氫化物和它的最高價氧化物對應水化物能起化合反應的元素：N;能起氧化還原反應的元素：S

　�、嘣�素的氣態(tài)氫化物能和它的氧化物在常溫下反應生成該元素單質(zhì)的元素：S

　�、嵩�素的單質(zhì)在常溫下能與水反應放出氣體的短周期元素：Li、Na、F

　�、獬Ｒ姷哪苄纬赏�素異形體的元素：C、P、O、S

　　化學高易錯知識點

　　常錯點1 錯誤地認為酸性氧化物一定是非金屬氧化物，非金屬氧化物一定是酸性氧化物，金屬氧化物一定是堿性氧化物。

　　辨析：酸性氧化物與非金屬氧化物是兩種不同的分類方式，酸性氧化物不一定是非金屬氧化物，如CrO3、Mn2O7是酸性氧化物;非金屬氧化物不一定是酸性氧化物，如CO、NO和NO2等。

　　堿性氧化物一定是金屬氧化物，而金屬氧化物不一定是堿性氧化物，如Al2O3是兩性氧化物，CrO3是酸性氧化物。

　　常錯點2 錯誤地認為膠體帶有電荷。

　　辨析：膠體是電中性的，只有膠體粒子即膠粒帶有電荷，而且并不是所有膠體粒子都帶有電荷。如淀粉膠體粒子不帶電荷。

　　常錯點3 錯誤地認為有化學鍵被破壞的變化過程就是化學變化。

　　辨析：化學變化的特征是有新物質(zhì)生成，從微觀角度看就是有舊化學鍵的斷裂和新化學鍵的生成。只有化學鍵斷裂或只有化學鍵生成的過程不是化學變化，如氯化鈉固體溶于水時破壞了其中的離子鍵，離子晶體和金屬晶體的熔化或破碎過程破壞了其中的化學鍵，從飽和溶液中析出固體的過程形成了化學鍵，這些均是物理變化。

　　常錯點4 錯誤地認為同種元素的單質(zhì)間的轉(zhuǎn)化是物理變化。

　　辨析：同種元素的不同單質(zhì)(如O2和O3、金剛石和石墨)是不同的物質(zhì)，相互之間的轉(zhuǎn)化過程中有新物質(zhì)生成，是化學變化。

　　常錯點5 錯誤地認為氣體摩爾體積就是22.4L·mol-1

　　辨析：兩者是不同的，氣體摩爾體積就是1 mol氣體在一定條件下占有的體積，在標準狀況下為22.4 L，在非標準狀況下可能是22.4 L，也可能不是22.4 L

　　常錯點6 在使用氣體摩爾體積或阿伏加德羅定律時忽視物質(zhì)的狀態(tài)或使用條件。

　　辨析：氣體摩爾體積或阿伏加德羅定律只適用于氣體體系，既可以是純凈氣體，也可以是混合氣體。對于固體或液體不適用。氣體摩爾體積在應用于氣體計算時，要注意在標準狀況下才能用22.4 L·mol-1

　　常錯點7 在計算物質(zhì)的量濃度時錯誤地應用溶劑的體積。

　　辨析：物質(zhì)的量濃度是表示溶液組成的物理量，衡量標準是單位體積溶液里所含溶質(zhì)的物質(zhì)的量的多少，因此在計算物質(zhì)的量濃度時應用溶液的體積而不是溶劑的體積。

　　常錯點8 在進行溶液物質(zhì)的量濃度和溶質(zhì)質(zhì)量分數(shù)的換算時，忽視溶液體積的單位。

　　辨析：溶液物質(zhì)的量濃度和溶質(zhì)質(zhì)量分數(shù)的換算時，要用到溶液的密度，通常溶液物質(zhì)的量濃度的單位是mol·L-1，溶液密度的單位是g·cm-3，在進行換算時，易忽視體積單位的不一致。

　　常錯點9 由于SO2、CO2、NH3、Cl2等溶于水時，所得溶液能夠?qū)щ�，因此錯誤地認為SO2、CO2、NH3、Cl2等屬于電解質(zhì)。

　　辨析：

　　(1)電解質(zhì)和非電解質(zhì)研究的范疇是化合物，單質(zhì)和混合物既不是電解質(zhì)也不是非電解質(zhì)。

　　(2)電解質(zhì)必須是化合物本身電離出陰、陽離子，否則不能用其水溶液的導電性作為判斷其是否是電解質(zhì)的依據(jù)。如SO2、CO2、NH3等溶于水時之所以能夠?qū)щ姡�是因為它們與水發(fā)生了反應生成了電解質(zhì)的緣故。

　　常錯點10 錯誤地認為其溶液導電能力強的電解質(zhì)為強電解質(zhì)。

　　辨析：電解質(zhì)的強弱與溶液的'導電性強弱沒有必然的聯(lián)系，導電性的強弱與溶液中的離子濃度大小及離子所帶的電荷數(shù)有關(guān);而電解質(zhì)的強弱與其電離程度的大小有關(guān)。

　　常錯點11 錯誤地認為氧化劑得到的電子數(shù)越多，氧化劑的氧化能力越強;還原劑失去的電子數(shù)越多，還原劑的還原能力越強。

　　辨析：氧化性的強弱是指得電子的難易程度，越容易得電子即氧化性越強，與得電子的數(shù)目無關(guān)。同樣還原劑的還原性強弱與失電子的難易程度有關(guān)，與失電子的數(shù)目無關(guān)。

　　常錯點12 錯誤認為同種元素的相鄰價態(tài)一定不發(fā)生反應。

　　辨析：同種元素的相鄰價態(tài)之間不發(fā)生氧化還原反應，但能發(fā)生復分解反應，如Na2SO3+H2SO4=Na2SO4+SO2↑+H2O，此反應中H2SO4表現(xiàn)強酸性。

　　常錯點13 錯誤地認為所有的原子都是由質(zhì)子、電子和中子構(gòu)成的。

　　辨析：所有的原子中都含有質(zhì)子和電子，但是不一定含有中子。

　　化學高考知識難點

　　化學平衡

　　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(zhì)的正逆反應速率相等)

　　動(動態(tài)平衡)

　　定(各物質(zhì)的濃度與質(zhì)量分數(shù)恒定)

　　變(條件改變，平衡發(fā)生變化)

　　3、判斷平衡的依據(jù)

　　判斷可逆反應mA(g)+nB(g)⇋ C(g)+qD(g)達到平衡狀態(tài)的方法和依據(jù)

　　混合物體系中各成分的含量

　�、俑魑镔|(zhì)的物質(zhì)的量或各物質(zhì)的物質(zhì)的量的分數(shù)一定⇒平衡

　�、诟魑镔|(zhì)的質(zhì)量或各物質(zhì)質(zhì)量分數(shù)一定⇒平衡

　�、鄹鳉怏w的體積或體積分數(shù)一定⇒平衡

　�、芸傮w積、總壓力、總物質(zhì)的量一定⇒不一定平衡

　　正、逆反應速率的關(guān)系

　�、僭趩挝粫r間內(nèi)消耗了mmolA同時生成mmolA，V(正)=V(逆)⇒平衡

　�、谠趩挝粫r間內(nèi)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(nèi)生成nmolB，同時消耗了qmolD，因均指V(逆)⇒不一定平衡

　　壓強

　�、賛+n≠p+q時，總壓力一定(其他條件一定)⇒平衡

　�、趍+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(zhì)量Mr

　�、費r一定時，只有當m+n≠p+q時⇒平衡

　�、贛r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(jié)果是化學平衡向反應方程式中化學計量數(shù)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(zhì)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(shù)

　　(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(shù)比值。符號：K

　　(二)使用化學平衡常數(shù)K應注意的問題：

　　1、表達式中各物質(zhì)的濃度是變化的濃度，不是起始濃度也不是物質(zhì)的量。

　　2、K只與溫度(T)關(guān)，與反應物或生成物的濃度無關(guān)。

　　3、反應物或生產(chǎn)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(guān)系式中。

　　(三)化學平衡常數(shù)K的應用:

　　1、化學平衡常數(shù)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(zhuǎn)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

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