在高考化學(xué)的復(fù)習(xí)過程中，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)知識點，相信這些文字對你會有所幫助的。

　　高考化學(xué)復(fù)習(xí)知識點(一)

　　常見的熱點問題：

　　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，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，微粒數(shù)目少于1 mol。

　　(9)此外，還應(yīng)注意由物質(zhì)的量濃度計算微粒時，是否告知了溶液的體積;計算的是溶質(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)計算時應(yīng)區(qū)分是微粒所含的電子總數(shù)還是價電子數(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+)會生成弱酸分子;遇強(qiáng)堿(OH–)會生成正鹽和水：HSO3–、HCO3–、HS–、H2PO4–、HPO42–等。

　　(4)若陰、陽離子能相互結(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)知識點(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)方程式用不同計量系數(shù)表示時，△H值不同;②熱化學(xué)方程式中計量系數(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計算1 mol物質(zhì)中所含化學(xué)鍵數(shù)目時，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P-P鍵，C60中含30個C=C鍵和60個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)歷的途徑無關(guān)(注意：進(jìn)行相關(guān)計算時，熱量應(yīng)帶“+”、“-”進(jìn)行運算)。

　　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+

　　③ 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：無論是金屬還是非金屬，無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要把陰陽離子分開。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離子半徑。例如：Na+