❶ 高中化學的重點有哪些
Ⅰ、基本概念與基礎理論：
一、阿伏加德羅定律
1．內容：在同溫同壓下，同體積的氣體含有相同的分子數。即「三同」定「一同」。
2．推論
（1）同溫同壓下，V1/V2=n1/n2 （2）同溫同體積時，p1/p2=n1/n2=N1/N2
（3）同溫同壓等質量時，V1/V2=M2/M1 （4）同溫同壓同體積時，M1/M2=ρ1/ρ2
注意：①阿伏加德羅定律也適用於不反應的混合氣體。②使用氣態方程PV=nRT有助於理解上述推論。
3、阿伏加德羅常這類題的解法：
①狀況條件：考查氣體時經常給非標准狀況如常溫常壓下，1.01×105Pa、25℃時等。
②物質狀態：考查氣體摩爾體積時，常用在標准狀況下非氣態的物質來迷惑考生，如H2O、SO3、已烷、辛烷、CHCl3等。
③物質結構和晶體結構：考查一定物質的量的物質中含有多少微粒（分子、原子、電子、質子、中子等）時常涉及希有氣體He、Ne等為單原子組成和膠體粒子，Cl2、N2、O2、H2為雙原子分子等。晶體結構：P4、金剛石、石墨、二氧化硅等結構。
二、離子共存
1．由於發生復分解反應，離子不能大量共存。
（1）有氣體產生。如CO32-、SO32-、S2-、HCO3-、HSO3-、HS-等易揮發的弱酸的酸根與H+不能大量共存。
（2）有沉澱生成。如Ba2+、Ca2+、Mg2+、Ag+等不能與SO42-、CO32-等大量共存；Mg2+、Fe2+、Ag+、Al3+、Zn2+、Cu2+、Fe3+等不能與OH-大量共存；Pb2+與Cl-，Fe2+與S2-、Ca2+與PO43-、Ag+與I-不能大量共存。
（3）有弱電解質生成。如OH-、CH3COO-、PO43-、HPO42-、H2PO4-、F-、ClO-、AlO2-、SiO32-、CN-、C17H35COO-、 等與H+不能大量共存；一些酸式弱酸根如HCO3-、HPO42-、HS-、H2PO4-、HSO3-不能與OH-大量共存；NH4+與OH-不能大量共存。
（4）一些容易發生水解的離子，在溶液中的存在是有條件的。如AlO2-、S2-、CO32-、C6H5O-等必須在鹼性條件下才能在溶液中存在；如Fe3+、Al3+等必須在酸性條件下才能在溶液中存在。這兩類離子不能同時存在在同一溶液中，即離子間能發生「雙水解」反應。如3AlO2-+3Al3++6H2O=4Al(OH)3↓等。
2．由於發生氧化還原反應，離子不能大量共存。
（1）具有較強還原性的離子不能與具有較強氧化性的離子大量共存。如S2-、HS-、SO32-、I-和Fe3+不能大量共存。
（2）在酸性或鹼性的介質中由於發生氧化還原反應而不能大量共存。如MnO4-、Cr2O7-、NO3-、ClO-與S2-、HS-、SO32-、HSO3-、I-、Fe2+等不能大量共存；SO32-和S2-在鹼性條件下可以共存，但在酸性條件下則由於發生2S2-+SO32-+6H+=3S↓+3H2O反應不能共在。H+與S2O32-不能大量共存。
3．能水解的陽離子跟能水解的陰離子在水溶液中不能大量共存（雙水解）。
例：Al3+和HCO3-、CO32-、HS-、S2-、AlO2-、ClO-等；Fe3+與CO32-、HCO3-、AlO2-、ClO-等不能大量共存。
4．溶液中能發生絡合反應的離子不能大量共存。
如Fe2+、Fe3+與SCN-不能大量共存；Fe3+與 不能大量共存。
5、審題時應注意題中給出的附加條件。
①酸性溶液（H+）、鹼性溶液（OH-）、能在加入鋁粉後放出可燃氣體的溶液、由水電離出的H+或OH-=1×10-10mol/L的溶液等。
②有色離子MnO4-,Fe3+,Fe2+,Cu2+,Fe(SCN)2+。 ③MnO4-,NO3-等在酸性條件下具有強氧化性。
④S2O32-在酸性條件下發生氧化還原反應：S2O32-+2H+=S↓+SO2↑+H2O
⑤注意題目要求「大量共存」還是「不能大量共存」。
6、審題時還應特別注意以下幾點：
（1）注意溶液的酸性對離子間發生氧化還原反應的影響。如：Fe2+與NO3-能共存，但在強酸性條件下（即Fe2+、NO3-、H+相遇）不能共存；MnO4-與Cl-在強酸性條件下也不能共存；S2-與SO32-在鈉、鉀鹽時可共存，但在酸性條件下則不能共存。
（2）酸式鹽的含氫弱酸根離子不能與強鹼（OH-）、強酸（H+）共存。
如HCO3-+OH-=CO32-+H2O（HCO3-遇鹼時進一步電離）；HCO3-+H+=CO2↑+H2O
三、離子方程式書寫的基本規律要求
（1）合事實：離子反應要符合客觀事實，不可臆造產物及反應。
（2）式正確：化學式與離子符號使用正確合理。
（3）號實際：「=」「 」「→」「↑」「↓」等符號符合實際。
（4）兩守恆：兩邊原子數、電荷數必須守恆（氧化還原反應離子方程式中氧化劑得電子總數與還原劑失電子總數要相等）。
（5）明類型：分清類型，注意少量、過量等。
（6）檢查細：結合書寫離子方程式過程中易出現的錯誤，細心檢查。
四、氧化性、還原性強弱的判斷
（1）根據元素的化合價
物質中元素具有最高價，該元素只有氧化性；物質中元素具有最低價，該元素只有還原性；物質中元素具有中間價，該元素既有氧化性又有還原性。對於同一種元素，價態越高，其氧化性就越強；價態越低，其還原性就越強。
（2）根據氧化還原反應方程式
在同一氧化還原反應中，氧化性：氧化劑>氧化產物
還原性：還原劑>還原產物
氧化劑的氧化性越強，則其對應的還原產物的還原性就越弱；還原劑的還原性越強，則其對應的氧化產物的氧化性就越弱。
（3）根據反應的難易程度
注意：①氧化還原性的強弱只與該原子得失電子的難易程度有關，而與得失電子數目的多少無關。得電子能力越強，其氧化性就越強；失電子能力越強，其還原性就越強。
②同一元素相鄰價態間不發生氧化還原反應。
常見氧化劑：
①、活潑的非金屬，如Cl2、Br2、O2 等；
②、元素（如Mn等）處於高化合價的氧化物，如MnO2、KMnO4等
③、元素（如S、N等）處於高化合價時的含氧酸，如濃H2SO4、HNO3 等
④、元素（如Mn、Cl、Fe等）處於高化合價時的鹽，如KMnO4、KClO3、FeCl3、K2Cr2O7
⑤、過氧化物，如Na2O2、H2O2等。
❷ 高二化學第一章的重點是什麼
學會基本公式的應用，理解物質的量含義，難題不用管！
❸ 高中化學的重點知識有哪些
級別：一年級 氧化還原反應是核心,從高一到高三課本一直在逐步闡述他的原理,計算及應用.因為高中化學研究的是反映的本質:電子的得失或偏離.所以這是首要核心,其中包括氧化還原反映,離子反應,熱化學方程式.這是高中第一大原理.理論知識還包括重要的平衡理論:化學平衡研究可逆反應,電離平衡研究溶液中離子的關系,離子反應是他的基礎. 以上是理論知識,還一大是元素周期表元素周期律,就是研究元素中的遞變規律,這不僅在理論知識中重點講述,也通過元素與化合物的學習體現.整個高中會研究鹼金屬,鹵族元素,氧族元素,碳族元素,氮族元素,金屬(特別是鐵,鎂,鋁,鋁是兩性金屬,銅會穿插學習).所以化合物間的關系與推斷也相當重要. 有機化學也是一大塊,但只要學好他幾類物質就行了,高中對有機化學要求不太高.主要是烴(含碳氫有機物)包括:烷,烯,炔,苯等,烴的衍生物(除碳氫還有其他元素的有機物)包括醇,醛,氛,羧酸,酯.然後和有機物間的同分異構是一大重點!!!有機中的糖脂蛋白質及合成材料要求不高. 然後是計算.高中引入物質的量這一概念徹底優化了初中許多錯綜復雜的計算,其中阿伏加德羅定律很重要,其中老師會講到的克拉伯龍方程在物理熱學中也有應用.計算會慢慢講訴貫穿整個高中,逐步加難.這也是重點. 最後更重要的是實驗,這是高考中很不易得全分的部分.需要平時積累,在搞清課本實驗的基礎上多看一些拓展的實驗可以拓展思維有助於適應高考要求.實驗應該是最難的部分,也是最能體現差距的部分,這我深有體會. 最後說一下,以上是本人三年來的體會,這是高中化學很核心的東西,但也有許多許多細小的地方,化學不同其他學科地方在於他有很多很散很亂的知識點需要平時一點一點積累,但可以告訴你只要努力了,化學絕對是理科中最簡單的一門,因為他記憶的比較多,最後祝願你高中成績優異..本人已畢業了,希望這些對你有幫助...(打的累死我了~~~~~~~~~)
❹ 現在高二化學都學到哪裡了有哪些重點難點呢
現在肯定都在復習呀，全是重點。
❺ 高二化學重難點如何把握
書本的知識是最重要的，結合書本知識和老師課上講的擴展知識點，自己畫一個知識結構圖。無機的畫一個，有機的畫一個，然後無機和有機結合起來畫一個，各個知識融會貫通，就不會覺得高二化學是難題啦~~
相信我，我當時化學很好的，而且高二化學真的不難。
❻ 高二化學重點和考點 人教必修加選修
高二化學寒假專題復 習（2）人教實驗版
【本講教育信息】
一. 教學內容：
寒假專題復習（2）
1、熱化學方程式的書寫和蓋斯定律
2、化學平衡之化學平衡標志
3、化學平衡之等效平衡二. 復習重點：
（一）熱化學方程式和反應熱的計算
1、熱化學方程式的書寫
（1）正確書寫熱化學方程式的方法
①要註明反應物和生成物的聚集狀態，因為物質呈現哪一種聚集狀態，與它們所具有的能量有關．即：反應物的物質相同、狀態不同、ΔH也不同。
②要註明反應溫度和壓強（若為同素異形體，要註明名稱）．因為ΔH的大小和反應的溫度、壓強有關．如不特別註明，即表示在101 kPa和25℃。
③熱化學方程式中的化學計量數不表示分子個數，而是表示物質的量，故化學計量數可以是整數，也可以是分數，相同物質的化學反應，當化學計量數改變時，其ΔH也同等倍數地改變。
④ΔH的表示：在熱化學方程式中ΔH的「＋」與「－」一定要註明，「＋」代表吸熱，「－」代表放熱。
（2）熱化學方程式的書寫的解題策略
①定義法：熱化學方程式是表明反應放出或吸收的熱量的化學方程式．放熱的化學反應的發生，表明物質由高能態走向了低能態．而吸熱的化學反應的發生，則表明物質由低能態走向了高能態。
例1. 根據反應式：C（金剛石）C（石墨）；ΔH=－Q，能得出的正確結論是
A. 有單質參加或生成的反應並不都是氧化還原反應 B. 金剛石堅硬而石墨軟
C. 金剛石比石墨穩定 D. 石墨比金剛石穩定
分析：因為物質內部的能量越低，則該物質越穩定，故D是正確的，又因為此反應生成物和反應物都是單質，化合價無變化，不是氧化還原反應，所以A也正確，此題正確答案為A、D。答案為AD。
2、蓋斯定律和反應熱的計算
（1）蓋斯定律：不管化學反應是分一步完成或分幾步完成，其反應熱是相同的。即化學反應的反應熱只與反應體系的始態和終態有關，而與反應的途徑無關。用蓋斯定律確定方程式的步驟：確定待求的反應方程式；找出待求方程式中各物質出現在已知方程式的什麼位置；根據未知方程式中各物質計量數和位置的需要對已知方程式進行處理，或調整計量數，或調整反應方向；實施疊加並檢驗上述分析的正確與否。（二）化學平衡之化學平衡標志
化學平衡狀態就是指在一定條件下的可逆反應里，正反應和逆反應的速率相等，反應混合物中各組成成分的含量保持不變的狀態。
1、達到化學平衡的根本標志
（1）對同一物質而言，當在同一時刻生成該物質的量與消耗該物質的量相等，即Ｖ正＝Ｖ逆。
（2）反應混合物中各組成成分的（濃度）含量保持不變。
2、達到化學平衡的等價標志：這里所指的等價標志是指由化學平衡概念引伸出來，通過其它的條件也能間接判斷出一個可逆反應是否已達到平衡。
（1）對不同物質而言，若一種物質所代表的正反應速率和另一種物質所代表的逆反應速率的比值等於它們化學方程式中的計量系數之比。
（2）體系中各組分的物質的量、物質的量的濃度、體積分數、質量分數保持不變。
（3）對於有顏色參加或生成的可逆反應體系，顏色不隨時間發生變化。
（4）對同一物質而言，斷裂化學鍵的物質的量與形成化學鍵的物質的量相等；對不同物質而言，斷裂化學鍵的物質的量與形成化學鍵的物質的量的比值等於它們化學方程式中的計量系數之比。
（5）對於反應aA（g）+bB（g） cC（g）+dD（g），若a+b≠c+d，混合氣體的平均分子量保持不變。
（6）對於反應aA（g）+bB（g） cC（g）+dD（g），若a+b≠c+d，混合氣體的總壓、總物質的量不隨時間的延長而改變。
（7）對於體積要發生變化的容器，反應前後混合氣體的密度保持不變。（三）化學平衡之等效平衡
在一定條件（恆溫恆壓或恆溫恆容）下的可逆反應里，不管從正反應開始還是從逆反應開始，只是起始時加入物質的物質的量不同，最終達到平衡時各組分的百分含量相等，我們把這樣的平衡互稱為等效平衡。
1、恆溫恆容（定T、V）的等效平衡：
（1）對於反應前後氣體體積改變的反應：若改變起始加入情況，只要通過可逆反應的化學計量數比換算成平衡時左右兩邊同一邊物質的物質的量與原平衡相同，則二平衡等效。
（2）對於反應前後氣體體積不變的反應：只要反應物（或生成物）的物質的量的比例與原平衡相同，則二平衡等效。2、恆溫恆壓（定T、P）的等效平衡：在定T、P條件下：若改變起始加入情況，只要通過可逆反應的化學計量數比換算成平衡時左右兩邊同一邊物質的物質的量之比。即：對於反應前後氣體體積發生變化的可逆反應而言，恆容容器中要想達到同一平衡狀態，投料量必須相同；恆壓容器中要想達到同一平衡狀態，投料量可以不同，但投入的比例得相同。3、等效平衡小結
條件等效條件結果恆溫恆容
（△n（g）≠0）
投料換算成相同物質表示時量相同
兩次平衡時各組分百分量、n、c均相同
（全等平衡）
恆溫恆容
（△n（g）=0）
投料換算成相同物質表示時等比例
兩次平衡時各組分百分量相同，n、c同比例變化 （相似平衡）
恆溫恆壓
投料換算成相同物質表示時等比例
兩次平衡時各組分百分量、c相同，n同比例變化（相似平衡）
例15. 甲、乙兩容器，甲的容積固定，乙的容積可變。在一定溫度下，向甲中通入3mol N2和4mol H2，反應達到平衡時，生成NH3的物質的量為amol。
（1）相同溫度下，向乙中通入2molNH3，且保持容積與甲相同，當反應達到平衡時，各物質的濃度與甲平衡中相同。起始時乙中還通入了____mol N2和____mol H2。
（2）相同溫度下，若向乙中通入6mol N2和8mol H2，且保持壓強與甲相等，當反應達到平衡時，生成氨的物質的量為b mol，則a∶b______1∶2；若乙與甲的容積始終相等，達到平衡時，生成氨的物質的量為c mol，則a∶c_____1∶2（填「＞」、「＜」或「＝」）。
分析：（1）當乙的容積與甲保持相同時，要達到等效平衡，則應滿足乙中的投料量與甲中相等，將2mol NH3全部歸到平衡的左邊相當於1mol N2與3mol H2，因此還差2mol N2和1mol H2。（2）當乙的壓強與甲保持相同時，只要乙的投料方式中N2和H2的物質的量之比與甲中相等即可達到等效平衡。因此向乙中通入6mol N2和8mol H2，達到平衡時，生成氨的物質的量濃度與甲中相等，而氨的物質的量b＝2a，所以a∶b＝1∶2；若乙的容積與甲保持相等，則相當於在原平衡的基礎上使壓強增大2倍，則平衡要向右移動，所以平衡時氨的物質的量c＞2a，即a∶c＜1∶2。
❼ 高中化學重點有那些
高中化學大致可分是個模塊:1物質的分類和無機反應類型；2物質結構 元素周期律；3化學反應速率 化學平衡；4電解質溶液;5電化學原理;6重要金屬及其化合物；7重要的非金屬及其化合物；8有機物結構組成和性質；9化學實驗10化學計算
高考有機無機的推斷是重點一般都是大題，分值較重，偶爾會有一到選擇，但難度不大。其次化學實驗是重點，也需要重點關注，也容易出大題。有機化學只要掌握重點物質的性質，讀懂信息，就沒問題。
化學注重記憶，一定要從平時積累，關鍵還是回歸課本，在多加練習。
❽ 高中化學重點掌握哪幾塊
其實化學每塊都很重要。因為每塊都有差不多的分數，比較難的是實驗。平時要多做，就不怕了。靈感很強的，基本上我實驗沒多大問題。都是題目類型見得多了。
❾ 高中化學方面的重點是
可以說高中化學的重點有很多，我學的是人教版的，必修一二那是必須爛熟於心的東西，也是最基礎的，貫穿整個高中化學的學習，例如：必修一中，物質的量，可以說是化學上到處都用得到的。
選修中……個人覺得有難度的就是：選修四了，化學平衡移動，離子濃度，熱化學和電化學，所以這些地方你只有用心和努力學習，你才能很好的掌握它們，否則它們將是學習化學路上巨大的絆腳石，也是化學拉開分數的地方……也是化學中那些佼佼者和一般的學生的差距……
用心吧，相信你一定會成功的……
希望對你有幫助，望採納……