理清考點是把握高考考試方向的重要前提之一。下面是學習啦小編為您帶來的高考化學必考考點，希望對大家有所幫助。

　　高考化學必考考點(一)

　　1、溶解性規(guī)律——見溶解性表;

　　2、常用酸、堿指示劑的變色范圍：

　　指示劑 PH的變色范圍

　　甲基橙 <3.1紅色 3.1——4.4橙色 >4.4黃色

　　酚酞 <8.0無色 8.0——10.0淺紅色 >10.0紅色

　　石蕊 <5.1紅色 5.1——8.0紫色 >8.0藍色

　　3、在惰性電極上，各種離子的放電順序：

　　陰極(奪電子的能力)：Au3+ >Ag+>Hg2+ >Cu2+ >Pb2+ >Fa2+ >Zn2+ >H+ >Al3+>Mg2+ >Na+ >Ca2+ >K+

　　陽極(失電子的能力)：S2- >I- >Br– >Cl- >OH- >含氧酸根

　　注意：若用金屬作陽極，電解時陽極本身發(fā)生氧化還原反應(Pt、Au除外)

　　4、雙水解離子方程式的書寫：

　　(1)左邊寫出水解的離子，右邊寫出水解產物;

　　(2)配平：在左邊先配平電荷，再在右邊配平其它原子;

　　(3)H、O不平則在那邊加水。 例：當Na2CO3與AlCl3溶液混和時：

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

　　5、寫電解總反應方程式的方法：

　　(1)分析：反應物、生成物是什么;

　　(2)配平。 例：電解KCl溶液： 2KCl + 2H2O == H2↑ + Cl2↑ + 2KOH

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

　　6、將一個化學反應方程式分寫成二個電極反應的方法：

(1)按電子得失寫出二個半反應式;

　　(2)再考慮反應時的環(huán)境(酸性或堿性);

(3)使二邊的原子數、電荷數相等。

　　例：蓄電池內的反應為：Pb + PbO2 + 2H2SO4 = 2PbSO4 + 2H2O 試寫出作為原電池(放電)時的電極反應。

　　寫出二個半反應： Pb –2e- → PbSO4 PbO2 +2e- → PbSO4

　　分析：在酸性環(huán)境中，補滿其它原子：

　　應為： 負極：Pb + SO4 -2e- = PbSO4

　　+2- 正極： PbO2 + 4H + SO4 +2e- = PbSO4 + 2H2O

　　注意：當是充電時則是電解，電極反應則為以上電極反應的倒轉：

　　為： 陰極：PbSO4 +2e = Pb + SO4

　　陽極：PbSO4 + 2H2O -2e- = PbO2 + 4H + SO4

　　7、在解計算題中常用到的恒等：原子恒等、離子恒等、電子恒等、電荷恒等、電量恒等，用到的方法有：質量守恒、差量法、歸一法、極限法、關系法、十字交法 和估算法。(非氧化還原反應：原子守恒、電荷平衡、物料平衡用得多，氧化還原反應：電子守恒用得多)

　　8、電子層結構相同的離子，核電荷數越多，離子半徑越小;

　　9、晶體的熔點：原子晶體 >離子晶體 >分子晶體 中學學到的原子晶體有： Si、SiC 、SiO2=和金剛石。原子晶體的熔點的比較是以原子半徑為依據的：

　　金剛石 > SiC > Si (因為原子半徑：Si> C> O).

　　10、分子晶體的熔、沸點：組成和結構相似的物質，分子量越大熔、沸點越高。

　　11、膠體的帶電：一般說來，金屬氫氧化物、金屬氧化物的膠體粒子帶正電，非金屬氧化物、金屬硫化物的膠體粒子帶負電。

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

　　例： I2 +SO2 + H2O = H2SO4 + 2HI

　　13、含有Fe3+的溶液一般呈酸性。

　　14、能形成氫鍵的物質：H2O 、NH3 、HF、CH3CH2OH 。

　　15、氨水(乙醇溶液一樣)的密度小于1，濃度越大，密度越小，硫酸的密度大于1，濃度越大，密度越大，98%的濃硫酸的密度為：1.84g/cm3。

　　16、離子是否共存：

　　(1)是否有沉淀生成、氣體放出;

　　(2)是否有弱電解質生成;

　　(3)是否+2+發(fā)生氧化還原反應;

　　(4)是否生成絡離子[Fe(SCN)2、Fe(SCN)3、Ag(NH3)、[Cu(NH3)4] 等];

　　(5)是否發(fā)生雙水解。

　　17、地殼中：含量最多的金屬元素是— Al 含量最多的非金屬元素是—O HClO4(高氯酸)—是最強的酸

　　18、熔點最低的金屬是Hg (-38.9C),;熔點最高的是W(鎢3410c);密度最小(常見)的是K;密度最大(常見)是Pt。

　　19、雨水的PH值小于5.6時就成為了酸雨。

　　20、有機酸酸性的強弱：乙二酸 >甲酸 >苯甲酸 >乙酸 >碳酸 >苯酚 >HCO3-

　　高考化學必考考點(二)

　　一 化學基本概念和基本理論(10個)

　?、侔⒎拥铝_常數及氣體摩爾體積

　?、谘趸€原反應(電子轉移方向、數目及運用)

　?、刍瘜W用語：化學式書寫、化學方程式書寫、離子反應，離子方程式、熱化學方程式。

　　④溶液、離子共存、非水解離子濃度大小比較及其轉變(守恒原理的運用)，中和滴定。

　?、菰刂芷诼?ldquo;位—構—性”，即元素在周期表中的位置、原子結構和性質。

　?、藁瘜W鍵、反應熱、蓋斯定律。

　?、呋瘜W反應速率、化學平衡、平衡移動。

　?、帑}類水解——離子濃度關系(包括大小比較，溶液PH值及酸堿性)

　?、犭娀瘜W、原電池和電解池(現象、電極反應式，總反應式等)

　?、赓|量守恒定律的涵義和應用

　　二 常見元素的單質及其重要化合物(7個)

　?、俳饘僭兀鸿F、鋁、鈉、鎂、銅。

　?、诮饘僭氐幕衔铮?/p>

　　Al(OH)3 、Fe(OH)3、Fe(OH)2、Mg(OH)2、 NaOH、

　　Cu(OH)2、 Na2O2、 Na2O、 Al2O3、 Fe2O3、

　　CuO、 NaHCO3、 Na2CO3

　?、鄯墙饘僭兀郝?、氮、硫、碳、氧

　?、芊墙饘僭氐幕衔铮篘O、NO2、SO2、CO2、HNO3、

　　H2SO4、H2SO3、H2S、HCl、NaCl、Na2SO4、

　　Na2SO3、Na2S2O3

　　⑤結構與元素性質之間的關系

　　三 有機化學基礎(6個)

　?、倩瘜W式、結構式、結構簡式，化學反應方方程式

　?、谝掖肌⒁宜岬葞追N特征有機化合物的性質

　?、蹘讉€典型反應(特征反應)

　?、芡之悩嬻w書寫(指定條件)

　?、莼瘜W信息給予題

　　⑥有機實驗

　　高考化學必考考點(三)

　　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：① CH：C2H2和C6H6② CH2：烯烴和環(huán)烷烴 ③ CH2O：甲醛、乙酸、甲酸甲酯 ④ CnH2nO：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。