在高考化學(xué)的復(fù)習(xí)過(guò)程中，我們要快速的提高自己的學(xué)習(xí)效率。下面是學(xué)習(xí)啦小編為大家收集整理的高考化學(xué)復(fù)習(xí)知識(shí)點(diǎn)，相信這些文字對(duì)你會(huì)有所幫助的。

　　高考化學(xué)復(fù)習(xí)知識(shí)點(diǎn)(一)

　　常見的熱點(diǎn)問題：

　　1.阿伏加德羅常數(shù)

　　(1)條件問題：常溫、常壓下氣體摩爾體積增大，不能使用22.4 L/mol。

　　(2)狀態(tài)問題：標(biāo)準(zhǔn)狀況時(shí)，H2O、N2O4、碳原子數(shù)大于4的烴為液態(tài)或固態(tài);SO3、P2O5等為固態(tài)，不能使用22.4L/mol。

　　(3)特殊物質(zhì)的摩爾質(zhì)量及微粒數(shù)目：如D2O、18O2、H37Cl等。

　　(4)某些特定組合物質(zhì)分子中的原子個(gè)數(shù)：如Ne、O3、P4等。

　　(5)某些物質(zhì)中的化學(xué)鍵數(shù)目：如白磷(31 g白磷含1.5 mol P-P鍵)、金剛石(12 g金剛石含2 mol C-C鍵)、晶體硅及晶體SiO2(60 g二氧化硅晶體含4 mol Si-O鍵)、Cn(1 mol Cn含n mol單鍵，n/2 mol 雙鍵)等。

　　(6)某些特殊反應(yīng)中的電子轉(zhuǎn)移數(shù)目：如Na2O2與H2O、CO2的反應(yīng)(1 mol Na2O2轉(zhuǎn)移1 mol電子;Cl2與H2O、NaOH的反應(yīng)(1 mol Cl2轉(zhuǎn)移1 mol電子。若1 mol Cl2作氧化劑，則轉(zhuǎn)移2 mol電子);Cu與硫的反應(yīng)(1 mol Cu反應(yīng)轉(zhuǎn)移1 mol電子或1 mol S反應(yīng)轉(zhuǎn)移2 mol電子)等。

　　(7)電解質(zhì)溶液中因微粒的電離或水解造成微粒數(shù)目的變化：如強(qiáng)電解質(zhì)HCl、HNO3等因完全電離，不存在電解質(zhì)分子;弱電解質(zhì)CH3COOH、HClO等因部分電離，而使溶液中CH3COOH、HClO濃度減小;Fe3+、Al3+、CO32–、CH3COO–等因發(fā)生水解使該種粒子數(shù)目減少;Fe3+、Al3+、CO32–等因發(fā)生水解反應(yīng)而使溶液中陽(yáng)離子或陰離子總數(shù)增多等。

　　(8)由于生成小分子的聚集體(膠體)使溶液中的微粒數(shù)減少：如1 mol Fe3+形成Fe(OH)3膠體時(shí)，微粒數(shù)目少于1 mol。

　　(9)此外，還應(yīng)注意由物質(zhì)的量濃度計(jì)算微粒時(shí)，是否告知了溶液的體積;計(jì)算的是溶質(zhì)所含分子數(shù)，還是溶液中的所有分子(應(yīng)考慮溶劑水)數(shù);某些微粒的電子數(shù)計(jì)算時(shí)應(yīng)區(qū)分是微粒所含的電子總數(shù)還是價(jià)電子數(shù)，并注意微粒的帶電情況(加上所帶負(fù)電荷總數(shù)或減去所帶正電荷總數(shù))。

　　離子共存問題：

　　(1)弱堿陽(yáng)離子只存在于酸性較強(qiáng)的溶液中：Fe3+、Al3+、Zn2+、Cu2+、NH4+、Ag+ 等均與OH–不能大量共存。

　　(2)弱酸陰離子只存在于堿性溶液中：CH3COO–、F–、CO32–、SO32–、S2–、PO43–、 AlO2–均與H+不能大量共存。

　　(3)弱酸的酸式陰離子在酸性較強(qiáng)或堿性較強(qiáng)的溶液中均不能大量共存。它們遇強(qiáng)酸(H+)會(huì)生成弱酸分子;遇強(qiáng)堿(OH–)會(huì)生成正鹽和水：HSO3–、HCO3–、HS–、H2PO4–、HPO42–等。

　　(4)若陰、陽(yáng)離子能相互結(jié)合生成難溶或微溶性的鹽，則不能大量共存：Ba2+、Ca2+與CO32–、SO32–、PO43–、SO42–等;Ag+與Cl–、Br–、I– 等;Ca2+與F–，C2O42–等。

　　(5)若陰、陽(yáng)離子發(fā)生雙水解反應(yīng)，則不能大量共存：Al3+與HCO3–、CO32–、HS–、S2–、AlO2–等;Fe3+與HCO3–、CO32–、AlO2–等。

　　(6)若陰、陽(yáng)離子能發(fā)生氧化還原反應(yīng)則不能大量共存：Fe3+與I–、S2–;MnO4–(H+)與I–、Br–、Cl–、S2–、SO32–、Fe2+等;NO3–(H+)與I–、S2–、SO32–、Fe2+等;ClO–與I–、S2–、SO32–等。

　　(7)因絡(luò)合反應(yīng)或其它反應(yīng)而不能大量共存：Fe3+與SCN–;Al3+與F–等(AlF63–)。

　　(8)此外，還有與Al反應(yīng)反應(yīng)產(chǎn)生氫氣的溶液(可能H+;可能OH–，含H+時(shí)一定不含NO3–);水電離出的c(H+)=10–13 mol/L(可能為酸溶液或堿溶液)等。

　　高考化學(xué)復(fù)習(xí)知識(shí)點(diǎn)(二)

　　熱化學(xué)方程式：

　　(1)△H=生成物總能量-反應(yīng)物總能量=反應(yīng)物中的總鍵能-生成物中的總鍵能

　　注意：①同一熱化學(xué)方程式用不同計(jì)量系數(shù)表示時(shí)，△H值不同;②熱化學(xué)方程式中計(jì)量系數(shù)表示物質(zhì)的量;③能量與物質(zhì)的凝聚狀態(tài)有關(guān)，熱化學(xué)方程式中需標(biāo)明物質(zhì)的狀態(tài);④△H中用“+”表示吸熱;用“-”表示放熱;⑤計(jì)算1 mol物質(zhì)中所含化學(xué)鍵數(shù)目時(shí)，應(yīng)首先區(qū)分晶體類型，分子晶體應(yīng)看其分子結(jié)構(gòu)(如P4中含6個(gè)P-P鍵，C60中含30個(gè)C=C鍵和60個(gè)C-C鍵)，原子晶體應(yīng)看其晶體結(jié)構(gòu)，特別注意化學(xué)鍵的共用情況(如1 mol SiO2中含4 mol Si-O鍵，1 mol 晶體Si中含2 mol Si-Si鍵);⑥在表示可燃物燃燒熱的熱化學(xué)方程式中，可燃物前系數(shù)為1，并注意生成的水為液態(tài)。

　　(2)物質(zhì)分子所含化學(xué)鍵的鍵能越大，則成鍵時(shí)放出的能量越多，物質(zhì)本身的能量越低，分子越穩(wěn)定。

　　(3)蓋斯定律：一定條件下，某化學(xué)反應(yīng)無(wú)論是一步完成還是分幾步完成，反應(yīng)的熱效應(yīng)相同。即反應(yīng)熱只與反應(yīng)的始態(tài)和終態(tài)有關(guān)，而與反應(yīng)所經(jīng)歷的途徑無(wú)關(guān)(注意：進(jìn)行相關(guān)計(jì)算時(shí)，熱量應(yīng)帶“+”、“-”進(jìn)行運(yùn)算)。

　　元素周期率與元素周期表：

　　(1)判斷金屬性或非金屬性的強(qiáng)弱

　　(2)比較微粒半徑的大小 ①核電荷數(shù)相同的微粒，電子數(shù)越多，則半徑越大：陽(yáng)離子半徑<原子半徑<陰離子半徑如：H+Fe2+>Fe3+;Na+

　　②電子數(shù)相同的微粒，核電荷數(shù)越多則半徑越小.即具有相同電子層結(jié)構(gòu)的微粒，核電荷數(shù)越大，則半徑越小。

　　如：① 與He電子層結(jié)構(gòu)相同的微粒：H–>Li+>Be2+

　?、?與Ne電子層結(jié)構(gòu)相同的微粒：O2–>F–>Na+>Mg2+>Al3+

　?、?與Ar電子層結(jié)構(gòu)相同的微粒： S2–>Cl–>K+>Ca2+

　?、垭娮訑?shù)和核電荷數(shù)都不同的微粒

　　同主族：無(wú)論是金屬還是非金屬，無(wú)論是原子半徑還是離子半徑從上到下遞增。

　　同周期：原子半徑從左到右遞減。

　　同周期元素的離子半徑比較時(shí)要把陰陽(yáng)離子分開。同周期非金屬元素形成的陰離子半徑大于金屬元素形成的陽(yáng)離子半徑。例如：Na+