高考化學知識點歸納梳理

1、化學變化：生成了其它物質的變化

2、物理變化：沒有生成其它物質的變化

3、物理性質：不需要發生化學變化就表現出來的性質

(如：顏色、狀態、密度、氣味、熔點、沸點、硬度、水溶性等)

4、化學性質：物質在化學變化中表現出來的性質

(如：可燃性、助燃性、氧化性、還原性、酸堿性、穩定性等)

5、純凈物：由一種物質組成

6、混合物：由兩種或兩種以上純凈物組成，各物質都保持原來的性質

7、元素：具有相同核電荷數(即質子數)的一類原子的總稱

8、原子：是在化學變化中的最小粒子，在化學變化中不可再分

9、分子：是保持物質化學性質的最小粒子，在化學變化中可以再分

10、單質：由同種元素組成的純凈物

11、化合物：由不同種元素組成的純凈物

12、氧化物：由兩種元素組成的化合物中，其中有一種元素是氧元素

13、化學式：用元素符號來表示物質組成的式子

14、相對原子質量：以一種碳原子的質量的1/12作為標準，其它原子的質量跟它比較所得的值

某原子的相對原子質量=相對原子質量≈質子數+中子數(因為原子的質量主要集中在原子核)

15、相對分子質量：化學式中各原子的相對原子質量的總和

16、離子：帶有電荷的原子或原子團

注：在離子里，核電荷數=質子數≠核外電子數

17、四種化學反應基本類型：

①化合反應：由兩種或兩種以上物質生成一種物質的反應

如：A+B=AB

②分解反應：由一種物質生成兩種或兩種以上其它物質的反應

如：AB=A+B

③置換反應：由一種單質和一種化合物起反應，生成另一種單質和另一種化合物的反應

如：A+BC=AC+B

④復分解反應：由兩種化合物相互交換成分，生成另外兩種化合物的反應

如：AB+CD=AD+CB

18、還原反應：在反應中，含氧化合物的氧被奪去的反應(不屬于化學的`基本反應類型)

氧化反應：物質跟氧發生的化學反應(不屬于化學的基本反應類型)

緩慢氧化：進行得很慢的，甚至不容易察覺的氧化反應

自燃：由緩慢氧化而引起的自發燃燒

19、催化劑：在化學變化里能改變其它物質的化學反應速率，而本身的質量和化學性在化學變化前后都沒有變化的物質(注：2H2O2===2H2O+O2↑此反應MnO2是催化劑)

20、質量守恒定律：參加化學反應的各物質的質量總和，等于反應后生成物質的質量總和。

(反應的前后，原子的數目、種類、質量都不變;元素的種類也不變)

21、溶液：一種或幾種物質分散到另一種物質里，形成均一的、穩定的混合物

溶液的組成：溶劑和溶質。(溶質可以是固體、液體或氣體;固、氣溶于液體時，固、氣是溶質，液體是溶劑;兩種液體互相溶解時，量多的一種是溶劑，量少的是溶質;當溶液中有水存在時，不論水的量有多少，我們習慣上都把水當成溶劑，其它為溶質。)

22、固體溶解度：在一定溫度下，某固態物質在100克溶劑里達到飽和狀態時所溶解的質量，就叫做這種物質在這種溶劑里的溶解度

23、酸：電離時生成的陽離子全部都是氫離子的化合物

如：HCl==H++Cl-

HNO3==H++NO3-

H2SO4==2H++SO42-

堿：電離時生成的陰離子全部都是氫氧根離子的化合物

如：KOH==K++OH-

NaOH==Na++OH-

Ba(OH)2==Ba2++2OH-

鹽：電離時生成金屬離子和酸根離子的化合物

如：KNO3==K++NO3-

Na2SO4==2Na++SO42-

BaCl2==Ba2++2Cl-

24、酸性氧化物(屬于非金屬氧化物)：凡能跟堿起反應，生成鹽和水的氧化物

堿性氧化物(屬于金屬氧化物)：凡能跟酸起反應，生成鹽和水的氧化物

25、結晶水合物：含有結晶水的物質(如：Na2CO3.10H2O、CuSO4.5H2O)

26、潮解：某物質能吸收空氣里的水分而變潮的現象

風化：結晶水合物在常溫下放在干燥的空氣里，能逐漸失去結晶水而成為粉末的現象

高考化學復習知識點

1.物質的量濃度概念的理解

n(B)在公式c(B)=中V(B)

(1)溶質是用物質的量表示而不是質量表示;體積表示溶液的體積，而不表示溶劑的體積，并且體積單位為L。

(2)帶結晶水的物質溶于水后，溶質是不含結晶水的化合物，溶劑中的水包括結晶水。

(3)從一定物質的量濃度溶液中取出任意體積的溶液，物質的量濃度不變，但隨溶液體積的變化溶質的物質的量不同。

(4)氣體溶于一定體積的水中，溶液的體積不等于溶劑的體積而應根據溶液密度和溶液質量求算。

(5)若濃溶液稀釋或濃度差別較大的溶液混合，混合后溶液的總體積比原來的體積之和小。

2.辨析比較

物質的量濃度與溶液溶質的質量分數

(1)按所配溶液的體積選擇合適規格的容量瓶

選擇容量瓶必須指明規格，其規格應與所配溶液的體積相等。如果不等，應選擇略大于此體積的容量瓶，如配制500mL1mol·L-1的NaCl溶液應選擇500mL容量瓶，若需要480mL上述溶液，因無480mL容量瓶，也選擇500mL容量瓶，配500mL溶液所需溶質的物質的量應按配制500mL溶液計算。

(2)容量瓶使用前一定要檢驗是否漏液

方法是：向容量瓶中注入少量水，塞緊玻璃塞，用手指按住瓶塞，另一只手按住瓶底倒轉容量瓶，一段時間后觀察瓶塞處是否有液體滲出，若無液體滲出，將其放正，把玻璃塞旋轉180°，再倒轉觀察。

(3)不能將固體或濃溶液直接在容量瓶中溶解或稀釋，容量瓶不能作反應器，不能加熱，也不能久貯溶液。

(4)配制好的溶液應及時轉移到試劑瓶中，并貼上標簽。

高考化學必修知識點

1、化學反應的速率

(1)概念：化學反應速率通常用單位時間內反應物濃度的減少量或生成物濃度的增加量(均取正值)來表示。

①單位：mol/(Ls)或mol/(Lmin)

②B為溶液或氣體，若B為固體或純液體不計算速率。

③重要規律：速率比=方程式系數比

(2)影響化學反應速率的因素：

內因：由參加反應的物質的結構和性質決定的(主要因素)。

外因：

①溫度：升高溫度，增大速率

②催化劑：一般加快反應速率(正催化劑)

③濃度：增加C反應物的濃度，增大速率(溶液或氣體才有濃度可言)

④壓強：增大壓強，增大速率(適用于有氣體參加的反應)

⑤其它因素：如光(射線)、固體的表面積(顆粒大小)、反應物的狀態(溶劑)、原電池等也會改變化學反應速率。

2、化學反應的限度——化學平衡

(1)化學平衡狀態的特征：逆、動、等、定、變。

①逆：化學平衡研究的對象是可逆反應。

②動：動態平衡，達到平衡狀態時，正逆反應仍在不斷進行。

③等：達到平衡狀態時，正方應速率和逆反應速率相等，但不等于0。即v正=v逆≠0。

④定：達到平衡狀態時，各組分的濃度保持不變，各組成成分的含量保持一定。

⑤變：當條件變化時，原平衡被破壞，在新的條件下會重新建立新的平衡。

(2)判斷化學平衡狀態的標志：

①VA(正方向)=VA(逆方向)或nA(消耗)=nA(生成)(不同方向同一物質比較)

②各組分濃度保持不變或百分含量不變

③借助顏色不變判斷(有一種物質是有顏色的)

④總物質的量或總體積或總壓強或平均相對分子質量不變(前提：反應前后氣體的總物質的量不相等的反應適用，即如對于反應xA+yBzC，x+y≠z)

高考化學基礎知識點

元素在周期表中的位置由原子結構決定：原子核外的能層數決定元素所在的周期，原子的價電子總數決定元素所在的族。

(1)原子的電子層構型和周期的劃分

周期是指能層(電子層)相同，按照能級組電子數依次增多的順序排列的一行元素。即元素周期表中的一個橫行為一個周期，周期表共有七個周期。同周期元素從左到右(除稀有氣體外)，元素的金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強。

(2)原子的電子構型和族的劃分

族是指價電子數相同(外圍電子排布相同)，按照電子層數依次增加的順序排列的一列元素。即元素周期表中的一個列為一個族(第Ⅷ族除外)。共有十八個列，十六個族。同主族周期元素從上到下，元素的金屬性逐漸增強，非金屬性逐漸減弱。

(3)原子的電子構型和元素的分區

按電子排布可把周期表里的元素劃分成5個區，分別為s區、p區、d區、f區和ds區，除ds區外，區的名稱來自按構造原理最后填入電子的能級的符號。

高考化學必修知識點

一、物質的分類

金屬：Na、Mg、Al

單質

非金屬：S、O、N

酸性氧化物：SO3、SO2、P2O5等

氧化物堿性氧化物：Na2O、CaO、Fe2O3

氧化物：Al2O3等

純鹽氧化物：CO、NO等

凈含氧酸：HNO3、H2SO4等

物按酸根分

無氧酸：HCl

強酸：HNO3、H2SO4、HCl

酸按強弱分

弱酸：H2CO3、HClO、CH3COOH

化一元酸：HCl、HNO3

合按電離出的H+數分二元酸：H2SO4、H2SO3

物多元酸：H3PO4

強堿：NaOH、Ba(OH)2

物按強弱分

質弱堿：NH3?H2O、Fe(OH)3

堿

一元堿：NaOH、

按電離出的HO-數分二元堿：Ba(OH)2

多元堿：Fe(OH)3

正鹽：Na2CO3

鹽酸式鹽：NaHCO3

堿式鹽：Cu2(OH)2CO3

溶液：NaCl溶液、稀H2SO4等

混懸濁液：泥水混合物等

合乳濁液：油水混合物

物膠體：Fe(OH)3膠體、淀粉溶液、煙、霧、有色玻璃等

二、分散系相關概念

1、分散系：一種物質(或幾種物質)以粒子形式分散到另一種物質里所形成的混合物，統稱為分散系。

2、分散質：分散系中分散成粒子的物質。

3、分散劑：分散質分散在其中的物質。

4、分散系的分類：當分散劑是水或其他液體時，如果按照分散質粒子的大小來分類，可以把分散系分為：溶液、膠體和濁液。分散質粒子直徑小于1nm的分散系叫溶液，在1nm-100nm之間的分散系稱為膠體，而分散質粒子直徑大于100nm的分散系叫做濁液。

下面比較幾種分散系的不同：

分散系溶液膠體濁液

分散質的直徑

分散質粒子單個小分子或離子許多小分子集合體或高分子巨大數目的分子集合體

三、膠體

1、膠體的定義：分散質粒子直徑大小在10-9~10-7m之間的分散系。

2、膠體的分類：

①根據分散質微粒組成的狀況分類：

如：膠體膠粒是由許多等小分子聚集一起形成的微粒，其直徑在1nm～100nm之間，這樣的膠體叫粒子膠體。又如：淀粉屬高分子化合物，其單個分子的直徑在1nm～100nm范圍之內，這樣的膠體叫分子膠體。

②根據分散劑的狀態劃分：

如：煙、云、霧等的分散劑為氣體，這樣的膠體叫做氣溶膠;AgI溶膠、溶膠、溶膠，其分散劑為水，分散劑為液體的膠體叫做液溶膠;有色玻璃、煙水晶均以固體為分散劑，這樣的膠體叫做固溶膠。

3、膠體的制備

A.物理方法

①機械法：利用機械磨碎法將固體顆粒直接磨成膠粒的大小

②溶解法：利用高分子化合物分散在合適的溶劑中形成膠體，如蛋白質溶于水，淀粉溶于水、聚乙烯熔于某有機溶劑等。

B.化學方法

①水解促進法：FeCl3+3H2O(沸)=(膠體)+3HCl

②復分解反應法：KI+AgNO3=AgI(膠體)+KNO3Na2SiO3+2HCl=H2S增大膠粒之間的碰撞機會。如蛋思考：若上述兩種反應物的量均為大量，則可觀察到什么現象?如何表達對應的兩個反應方程式?提示：KI+AgNO3=AgI↓+KNO3(黃色↓)Na2SiO3+2HCl=H2SiO3↓+2NaCl(白色↓)