高三化學有多少個高考知識點

① 高中化學有多少知識點

高中化學每一種化學物質都有很多的知識點；
所以高中化學的知識點非常多，這就是化學學科的特點：知識點多，相互之間聯系很緊密。
要想學好化學，就要掌握好基礎知識，上課認真聽，課後認真寫作業，還有不斷的復習和總結。

② 化學高考必背知識點有哪些

如下：

（1） 分析空氣成分的第一位科學家——拉瓦錫。

（2） 近代原子學說的創立者——道爾頓（英國）。

（3） 提出分子概念——何伏加德羅（義大利）。

（4） 候氏制鹼法——候德榜。

（5） 金屬鉀的發現者——戴維（英國）。

（6）Cl2的發現者——舍 勒（瑞典）。

（7） 在元素相對原子量的測定上作出了卓越貢獻的我國化學家——張青蓮。

（8） 元素周期律的發現。

（9） 元素周期表的創立者——門捷列夫（俄國）。

（10）1828年首次用無機物氰酸銨合成了有機物尿素的化學家——維勒（德國）。

（11） 苯是在1825年由英國科學家——法拉第首先發現。

（12） 德國化學家——凱庫勒定為單雙健相間的六邊形結構。

（13） 鐳的發現人——居里夫人。

③ 高考化學卷中各大知識點都各佔多少分

這個有交叉現象，不好劃分，總的來說，高考是要把主幹知識全考到的，從模塊角度來說，必修部分0.8，有機和化學反應原理佔0.15，結構要佔0.05，但注意並不是說有機化學最多隻考15分，因為必修部分也有有機化學的其他內容也是類似的。從知識點上說，元素化合物知識要佔0.6以上，但在逐漸下降，特別是客觀題中元素化合物方面以後還會近一步下降，實驗的比例要提高，理論方面是滲透在各題中的，不好說比例問題，再說具體點，氧化還原反應，離子反應，各類化學用語，化學平衡，電化學這些都是必考的

④ 高考化學常考的知識點有哪些

有很多 ，沒寫完。以後學了 高三就會系統復習。 高考化學常考知識點
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。
常見還原劑
①、活潑的金屬，如Na、Al、Zn、Fe 等；
②、元素（如C、S等）處於低化合價的氧化物，如CO、SO2等
③、元素（如Cl、S等）處於低化合價時的酸，如濃HCl、H2S等
④、元素（如S、Fe等）處於低化合價時的鹽，如Na2SO3、FeSO4等
⑤、某些非金屬單質，如H2 、C、Si等。
五、元素氧化性,還原性變化規律表
(1)常見金屬活動性順序表（聯系放電順序）
K,Ca,Na,Mg,Al,Zn,Fe,Sn,Pb(H),Cu,Hg,Ag,Pt,Au(還原能力-失電子能力減弱)K+,Ca2+,Na+,Mg2+,Al3+,Zn2+,Fe2+,Sn2+,Pb2+(H+),Cu2+,Hg2+,Ag+(氧化能力-得電子能力增強)(2)非金屬活動順序表
F O Cl Br I S(氧化能力減弱)F- Cl- Br- I- S2-(還原能力增強)
比較金屬性強弱的依據
金屬性：金屬氣態原子失去電子能力的性質；
金屬活動性：水溶液中，金屬原子失去電子能力的性質。
註：金屬性與金屬活動性並非同一概念，兩者有時表現為不一致，
1、同周期中，從左向右，隨著核電荷數的增加，金屬性減弱；
同主族中，由上到下，隨著核電荷數的增加，金屬性增強；
2、依據最高價氧化物的水化物鹼性的強弱；鹼性愈強，其元素的金屬性也愈強；
3、依據金屬活動性順序表（極少數例外）；
4、常溫下與酸反應煌劇烈程度；5、常溫下與水反應的劇烈程度；
6、與鹽溶液之間的置換反應；7、高溫下與金屬氧化物間的置換反應。
比較非金屬性強弱的依據
1、同周期中，從左到右，隨核電荷數的增加，非金屬性增強；
同主族中，由上到下，隨核電荷數的增加，非金屬性減弱；
2、依據最高價氧化物的水化物酸性的強弱：酸性愈強，其元素的非金屬性也愈強；
3、依據其氣態氫化物的穩定性：穩定性愈強，非金屬性愈強；
4、與氫氣化合的條件；5、與鹽溶液之間的置換反應；
6、其他，例：2Cu＋SΔ===Cu2S Cu＋Cl2點燃===CuCl2 所以，Cl的非金屬性強於S。
「10電子」、「18電子」的微粒小結
(一)「10電子」的微粒：
分子 離子
一核10電子的 Ne N3

⑤ 高三化學知識點總結

高一化學第一學期知識點梳理
復習：初高銜接
1．理解分子、原子、離子、元素；
理解物質分類：混合物和純凈物、單質和化合物、金屬和非金屬等概念；
理解同素異形體和原子團的概念；
理解酸、鹼、鹽、氧化物的概念及其相互聯系；（見高中第一節課筆記）
2．掌握有關溶液的基本計算；有關化學方程式的基本計算；根據化學式計算等；（用物質的量進行計算）
3．常見氣體（氧氣、氫氣、二氧化碳）的發生、乾燥、收集裝置；（見鹽酸補充提綱）
常見物質酸（鹽酸、硫酸）、鹼（氫氧化鈉、氫氧化鈣）、鹽（碳酸鈉、氯化鈉）檢驗與鑒別；
過濾、蒸發等基本操作。（見2.1提綱中粗鹽提純）

第一章 打開原子世界的大門
1．1從葡萄乾麵包模型到原子結構的行星模型
1．2原子結構和相對原子質量
1．3揭開原子核外電子運動的面紗
1．對原子結構認識的歷程：
古典原子論：惠施、墨子、德謨克利特；
近代原子論：道爾頓；
葡萄乾麵包模型：湯姆孫；
原子結構行星模型：盧瑟福；
電子雲模型：波爾。——了解
2．重要人物及成就：
道爾頓（原子論）、湯姆孫（發現電子及葡萄乾麵包模型）、倫琴（X射線）、貝克勒爾（元素的放射放射性現象）、盧瑟福（α粒子的散射實驗及原子結構行星模型）。
3．原子的構成；（看第一章例題）
原子核的組成：質子數、中子數、質量數三者關系；原子、離子中質子數和電子數的關系；
①原子 原子核 質子（每個質子帶一個單位正電荷）——質子數決定元數種類
AZ X （+） 中子（不帶電） 質子與中子數共同決定原子種類
核外電子（-）（帶一個單位負電荷）
對中性原子：核電荷數 = 質子數 = 核外電子數 = 原子序數
對陽離子： 核電荷數 = 質子數＞核外電子數，
∴電子數=質子數-陽離子所帶電荷數
如：ZAn+ e=Z-n， Z=e+n
對陰離子： 核電荷數 = 質子數＜核外電子數，
∴電子數=質子數+陰離子所帶電荷數
如：ZBm+ e=Z+m， Z=e-m
②質量數（A）= 質子數（Z）+ 中子數（N）。即 A = Z + N
質量數（A） （原子核的相對質量取整數值被稱為質量數）。
——將原子核內所有的質子和中子相對質量取近似整數值，加起來所得的數值叫質量數。
4．知道同位素的概念和判斷；同素異形體；（看第一章例題）
同位素——質子數相同而中子數不同的同一元素的不同原子互稱為同位素。
①同位素討論對象是原子。②同位素原子的化學性質幾乎完全相同。
③在天然存在的某種元素里，不論是游離態還是化合態，也不論其來源如何不同，各種同位素所佔的原子個數百分比保持不變。（即豐度不變）
（見1.2提綱）
5．相對原子質量：原子的相對原子質量、元素的相對原子質量（簡單計算）；
a （設某原子質量為a g）
①同位素原子的相對原子質量 m12c×1/2 此相對質量不能代替元素的相對質量。
②元素的相對原子質量 （即元素的平均相對原子質量）
——是某元素各種天然同位素的相對原子質量與該同位素原子所佔的原子個數百分比（豐度）的乘積之和。
即：M = Ma×a% + Mb×b% + Mc×c% +
③元素的近似相對原子質量——用質量數代替同位素的相對原子質量計算，所得結果為該元素的近似相對原子質量。
（看第一章例題）
6．核外電子排布規律：能量高低；理解電子層（K、L、M、N、O、P、Q）表示的意義；
①電子按能量由低到高分層排布。②每個電子層上最多填2n2個電子。
③最外層不超過8個電子，次外層不超過18個電子，依次類推，（第一層不超過2個）
④最外層電子數為8或第一層為2的原子為穩定結構的稀有氣體元素。
7．理解原子結構示意圖（1~18號元素）、電子式的含義；
原子、離子的結構示意圖；
原子、離子、分子、化合物的電子式。（見1~20號元素和第三章提綱）

第一章 拓展知識點 P173
常用的稀型離子有氖型微粒（電子層結構相同微粒的含義）：
氖型離子：原子核外為10電子，包括N3、O2－ 、F－、Na+、Mg2+、Al3+。NH4+；
常見10電子微粒：分子（CH4、NH3、H2O、HF）；原子（Ne）；離子（N3、O2－ 、F－、OH-、Na+、Mg2+、Al3+、NH4+ 、H3O+）

第二章 開發海水中的化學資源
2．1以食鹽為原料的化工產品
2．2海水中的氯
2．3從海水中提取溴和碘
1．海水利用：
海水曬鹽：原理、方法、提純；（見2.1提綱）
海水提溴：主要原理和步驟，三個步驟——濃縮、氧化、提取；（見2.3提綱）
海帶提碘：簡單流程步驟、儀器操作、原理；（見2.3提綱）
2．以食鹽為原料的化工產品（氯鹼工業）：
電解飽和食鹽水：化學方程式、現象，氯氣的檢驗；氫氧化鈉用途
制HCl和鹽酸：氯化氫的物理性質、化學性質；鹽酸的用途；（見2.1提綱）
漂粉精：主要成分、製法和漂白原理；制「84」消毒液（見2.2提綱）
漂粉精漂白、殺菌消毒原理：Ca（ClO）2+2CO2+2H2O—→Ca（HCO3）2 +2HClO
2HClO—→2HCl+O2↑
3．氯氣的性質：（見2.2提綱及鹵素中的有關方程式）
物理性質：顏色、狀態、水溶性和毒性；
化學性質：①與金屬反應、②與非金屬反應、③與水反應、④與鹼反應、⑤置換反應
4．溴、碘鹵素單質的性質；（見2.3提綱）
溴的特性：易揮發
碘的特性：升華、澱粉顯色、碘與人體健康
5．結構、性質變化規律：（見2.3提綱中幾個遞變規律）
Cl2、Br2、I2單質的物理性質、化學性質遞變規律；
Cl—、Br—、I—離子及其化合物的化學性質遞變規律；
6．氧化還原反應：概念；根據化合價升降和電子轉移判斷反應中的氧化劑與還原劑；氧化還原反應方程式配平（基本）（見2.1提綱）
氧化還原反應——凡有電子轉移（電子得失或電子對偏移）的反應叫化還原反應。
反應特徵：有元素化合價升降的反應。

氧化劑： 降 得 還 還原劑：失 高 氧
具有 化合價 得到 本身被還原 具有 失去 化合價 本身被氧化
氧化性： 降低 電子 發生還原反應 還原性：電子 升高 發生氧化反應
（特徵）（實質） （實質）（特徵）
（注意：最高價只有氧化性，只能被還原；最低價只有還原性，只能被氧化）（中間價：既有氧化性，又有還原性；既能被還原，又能被氧化）
氧化性強弱：氧化劑＞氧化產物（還原劑被氧化後的產物）
還原劑強弱：還原劑＞還原產物（氧化劑被還原後的產物）
7．電離方程式：
①電解質——在水溶液中或者熔化狀態下能夠導電的化合物叫做電解質；反之不能導電的（化合物） 化合物稱為非電解質。
②電離——電解質在水分子作用下，離解成自由移動的離子過程叫做電離。
③強電解質——在水溶液中全部電離成離子的電解質。（強酸6個、強鹼4個、大部分鹽）
弱電解質——在水溶液中部分電離成離子的電解質。（弱酸、弱鹼）
④電離方程式——是表示電解質如酸、鹼、鹽在溶液中或受熱熔化時離電成自由移動離子的式子。強電解質電離用「→」表示，弱電解質電離用「 」表示
H2SO4 → 2H++SO42- H2SO4 H++HSO3- HSO3- H++SO32-
（多元弱酸電離時要寫分步電離方程式，幾元酸寫幾步電離方程式。）
⑤電荷守恆——在溶液中或電離方程式，陽離子帶的電荷總數等於陰離子帶的電荷總數。
⑥離子方程式——用實際參加反應的離子符號來表示離子反應的式子叫做離子方程式。
離子方程式：置換反應與復分解反應的離子方程式書寫
（凡是①難溶性物質②揮發性物質③水及其弱電解質④單質⑤氧化物⑥非電解質⑦濃H2SO4均寫化學式）離子共存問題，出現①沉澱②氣體③弱電解質④氧化還原反應不能共存。
第二章 拓展知識點 P181
1．Cl2與還原性物質反應：H2S、SO2（H2SO3）、HBr、 HI
2．氧還反應有關規律：
①電子守恆規律； ②性質強弱規律；③價態轉化規律；④反應先後規律；
3．氧化性或還原性強弱比較：
①相同條件下，不同的氧化劑與同一種還原劑反應，使還原劑氧化程度大的(價態高的)氧化性強。
例如：2Fe+3Br2△2FeBr3 , Fe+S△FeS，由於相同條件下，Br2將Fe氧化為Fe3+�，而S將Fe氧化為Fe2+，說明Br2的氧化性大於S的氧化性。
②依據反應式中的反應物和生成物之間的關系（一般的規律）：
氧化劑的氧化性〉氧化產物的氧化性；還原劑的還原性〉還原產物的還原
③依據反應條件，條件要求越高說明氧化劑或還原劑的氧化性或還原性越弱。
第三章 探索原子構建物質的奧秘（見1~20號元素和第三章提綱）
3．1原子間的相互作用
3．2離子鍵
3．3共價鍵
1．常見物質的硬度：
自然界最硬的物質——金剛石；
2．化學鍵的概念、分類（離子鍵、共價鍵、金屬鍵）、分子間作用力；
離子鍵、共價鍵、金屬鍵概念；
化學鍵——相鄰兩個或多個原子（或離子）之間存在的較強的相互作用叫化學鍵。
離子鍵——陰陽離子間強烈的相互作用。
共價鍵——原子間通過共用電子對而形成的化學鍵。（化學反應的過程，本質上就是舊化學鍵斷裂新化學鍵形成的過程）
離子鍵、共價鍵的形成原理；（看提綱）
判斷存在離子鍵、共價鍵、金屬鍵的代表物質；
3．知道四大晶體：
分類：離子晶體、原子晶體、分子晶體、金屬晶體；
構成：離子晶體（離子）、原子晶體（原子）、分子晶體（分子）；
典型：離子晶體（氯化鈉）、原子晶體（金剛石、水晶）、分子晶體（乾冰）、金屬晶體（銅、鐵）；
晶體——通過結晶形成的具有規則幾何外形的固體，有固定的熔點。（看提綱：晶體的分類）（金屬晶體很難放在一起比較）（離子晶體：熔沸點較高，硬度較大；原子晶體：熔沸點高，硬度大；分子晶體：熔沸點低，硬度小）
離子晶體中陰陽離子數之比（氯化鈉，教材P63）；
典型代表物；構成晶體的微粒、作用力；硬度、熔沸點高低，物理特性等。
4．離子化合物與共價化合物的判斷和區別。
5．電子式書寫分子（HCl、H2O）、化合物（NaCl、CaCl2）的形成過程。

第四章 剖析物質變化中的能量變化
4．1物質在溶解過程中有能量變化嗎（見4.1提綱）
能量守恆定律和轉化：溶解過程中能量的轉化；溶解平衡、結晶過程；
晶體、結晶、結晶水合物；風化與潮解。

化學實驗
重要的化學實驗：
1．常見物質分離提純：過濾、蒸餾、萃取、蒸發結晶、冷卻結晶；
重要常見儀器的使用：漏斗、分液漏斗、玻璃棒等；
2．常見氣體（H2、O2、CO2、HCl、Cl2）實驗室製法：反應原理、發生裝置、操作原理；
除雜乾燥（凈化）原理和裝置選擇；尾氣吸收原理和裝置；氣體的檢驗；
3．海水提溴、海帶提碘實驗步驟、流程、操作；
4．物質檢驗：
Cl—、Br—、I—離子的檢驗；Cl2、Br2、I2單質的檢驗；
5．關於裝置：
儀器的排列連接；儀器氣密性檢查；吸收氣體防倒吸；實驗結果的評價；實驗方案的分析、設計。

化學計算
1．有關物質的量計算（以物質的量為中心的基本計算是具有中學化學學科特點的計算）
物質的量與微粒數、阿伏加德羅常數之間的換算；
物質的量與摩爾質量、物質質量之間的換算；
物質的量與氣體摩爾體積、氣體體積之間的換算；
化學中的計算問題——有關物質的量的計算等
公式 n = m n = 微粒數 S.T.P下 n = V（S） n = CV（aq）
M NA 22.4
有關化學反應的計算（根據化學方程式計算，有關過量計算，教材P50）。
掌握有關相對原子質量、相對分子質量及確定分子式的計算（式量的計算）；
* 化學計算中要注意「單位」的化學含義，要重視單位的規范使用。
常見的有顏色物質：
1．紅色：銅、品紅溶液、酚酞在鹼性溶液中、石蕊在酸性溶液中、液溴（深棕紅）；
2．橙色：溴水及溴的有機溶液（視濃度，黃—橙）
3．黃色（1）淡黃色：溴化銀；
（2）黃色：碘化銀；
（3）棕黃：碘水（黃棕→褐色）；
4．棕色：固體FeCl3、CuCl2（銅與氯氣生成棕色煙）、溴蒸氣（紅棕色）；
5．褐色：碘酒；
6．綠色：氯化銅溶液、氯氣或氯水（黃綠色） 、氟氣（淡黃綠色）；
7．藍色：膽礬、氫氧化銅沉澱（淡藍）、澱粉遇碘、石蕊遇鹼性溶液、硫酸銅溶液；
8．紫色：高錳酸鉀溶液（紫紅）、碘（紫黑）、碘的四氯化碳溶液（紫紅）、碘蒸氣；
9．黑色固體——CuO、MnO2、Fe3O4；

⑥ 高考化學必考知識點及題型歸納有哪些

1、相對分子質量最小的氧化物是水【考點衍生：氮氣及其氧化物知識點 | 酸和對應的氧化物的反應】

2、單質與水反應最劇烈的非金屬元素是F【考點衍生：水參與的非氧化還原反應 | 有關水的反應小結 】

3、其最高價氧化物的水化物酸性最強的元素是Cl【考點衍生：含氧酸酸性方程式】

4、其單質是最易液化的氣體的元素是Cl

5、其氫化物沸點最高的非金屬元素是O【考點衍生：熔沸點大小比較規律】

6、其單質是最輕的金屬元素是Li【考點衍生：鹼金屬元素知識點】

7、常溫下其單質呈液態的非金屬元素是Br【考點衍生：非金屬及其化合物知識點】

8、熔點最小的金屬是Hg【考點衍生：金屬及其化合物所有知識點】

9、其氣態氫化物最易溶於水的元素是N【考點衍生：非金屬氫化物化學方程式】

10、導電性最強的金屬是Ag

11、相對原子質量最小的原子是H【考點衍生：原子結構專項知識點 | 相對原子質量知識點】

12、人體中含量最多的元素是O

13、日常生活中應用最廣泛的金屬是Fe

14、組成化合物種類最多的元素是C【考點衍生：有機化合物重要知識點| 非金屬及其化合物知識點】

15、天然存在最硬的物質是金剛石【考點衍生：化學物質的結構易錯知識點 | 常見物質的重要用途必考知識點】

16、金屬活動順序表中活動性最強的金屬是K【考點衍生：元素周期表考點分析 | 元素周期律和元素周期表 】

17、地殼中含量最多的金屬元素是Al

18、地殼中含量最多的非金屬元素是O

19、空氣中含量最多的物質是氮氣【考點衍生：氮氣及其氧化物知識要點】

20、最簡單的有機物是甲烷【考點衍生：甲烷、乙烯、苯的主要特性，甲烷知識點】

(6)高三化學有多少個高考知識點擴展閱讀

化學實驗現象總結

1．鎂條在空氣中燃燒：發出耀眼強光，放出很多的熱，生成白煙同時生成一種白色物質。

2．木炭在氧氣中燃燒：發出白光，放出熱量。

3．硫在氧氣中燃燒：發出明亮的藍紫色火焰，放出熱量，生成一種有刺激性氣味的氣體。

4．鐵絲在氧氣中燃燒：劇烈燃燒，火星四射，放出熱量，生成黑色固體物質。

5．加熱試管中碳酸氫銨：有刺激性氣味氣體生成，試管上有液滴生成。

6．氫氣在空氣中燃燒：火焰呈現淡藍色。

7．氫氣在氯氣中燃燒：發出蒼白色火焰，產生很多的熱。

8．在試管中用氫氣還原氧化銅：黑色氧化銅變為紅色物質，試管口有液滴生成。

⑦ 高中化學知識點有哪些

1、電子層結構相同的離子，核電荷數越多，離子半徑越小。

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

例：I2 +SO2 + H2O = H2SO4 + 2HI。

3、有Fe3+的溶液一般呈酸性。

4、能形成氫鍵的物質：H2O、NH3、HF、CH3CH2OH。

5、鎂條在空氣中燃燒：發出耀眼強光，放出大量的熱，生成白煙同時生成一種白色物質。

6、木炭在氧氣中燃燒：發出白光，放出熱量。

7、硫在氧氣中燃燒：發出明亮的藍紫色火焰，放出熱量，生成一種有刺激性氣味的氣體。

8、鐵絲在氧氣中燃燒：劇烈燃燒，火星四射，放出熱量，生成黑色固體物質。

⑧ 高三化學復習知識點有哪些

你好！全國各地的高考題目是不一樣的，這里我就歸納一點，其它的平時老師講過的基本上已經涵蓋了高考的所有重點，你掌握好了就基本沒問題的，主要是方法！
中學化學基礎理論包括：物質結構和元素周期律理論、反應速率和化學平衡理論、電解質理論、電化學理論。物質結構理論、化學平衡理論、電解質理論三大理論是重點，結構理論是化學理論的基礎，它貫穿於整個中學化學教材，指導著元素化合物知識和其它理論知識的學習。[來源:Ks5u.com.Com]
一、物質結構理論
化學結構理論知識點多。重要的內容：原子、分子和晶體結構、化學鍵理論、元素周期律理論等。物質結構、元素周期律是中學化學的基本理論之一，也是高考的必考內容之一。要求理解並熟記主族元素的原子結構，同周期、同主族元素的性質遞變規律及元素周期表的結構，理解三者之間的內在聯系，晶體的類型和性質等。在體現基礎知識再現的同時，側重於觀察、分析、推理能力的考查。近年來，高考題中主要以元素推斷題出現，旨在考查考生的分析推理能力，往往從學科前沿或社會熱點立意命題，引導學生關注科技發展，關注社會熱點。
1．用原子半徑、元素化合價周期性變化比較不同元素原子或離子半徑大小
2．用同周期、同主族元素金屬性和非金屬性遞變規律判斷具體物質的酸鹼性強弱或氣態氫化物的穩定性或對應離子的氧化性和還原性的強弱。[來源:Ks5u.com]
3．運用周期表中元素「位--構--性」間的關系推導元素。
4．應用元素周期律、兩性氧化物、兩性氫氧化物進行相關計算或綜合運用，對元素推斷的框圖題要給予足夠的重視。
5．晶體結構理論
⑴晶體的空間結構：對代表物質的晶體結構要仔細分析、理解。在高中階段所涉及的晶體結構就源於課本的就幾種，高考在出題時，以此為藍本，考查與這些晶體結構相似的沒有學過的其它晶體的結構。
⑵晶體結構對其性質的影響：物質的熔、沸點高低規律比較。
⑶晶體類型的判斷及晶胞計算。
二 、化學反應速率和化學平衡理論
化學反應速率和化學平衡是中學化學重要基本理論，也是化工生產技術的重要理論基礎，是高考的熱點和難點。考查主要集中在：掌握反應速率的表示方法和計算，理解外界條件（濃度、壓強、溫度、催化劑等）對反應速率的影響。考點主要集中在同一反應用不同物質表示的速率關系，外界條件對反應速率的影響等。化學平衡的標志和建立途徑，外界條件對化學平衡的影響。運用平衡移動原理判斷平衡移動方向，及各物質的物理量的變化與物態的關系,等效平衡等。
1．可逆反應達到化學平衡狀態的標志及化學平衡的移動
主要包括：可逆反應達到平衡時的特徵，條件改變時平衡移動知識以及移動過程中某些物理量的變化情況，勒夏特列原理的應用。
對特殊平衡移動問題要善於歸納、總結，如：
反應物用量的改變對平衡轉化率的影響
⑴在溫度、體積不變的容器中加入某種氣體反應物（或生成物）平衡移動問題
解題關鍵：對於：aA（g） bB（g）+cC（g）或bB（g）+cC（g） aA（g）,當T、V不變時，加入A氣體，平衡移動的結果由壓強決定。相當於增大壓強。而加入B或C，則平衡的移動由濃度決定。因此，在此條件下加入A氣體，對於：aA（g） bB（g）+cC（g），相當於增大壓強，平衡最終結果與氣態物質的系數有關，若a>b+c,則A的轉化率增大,若a<b+c,則,A的轉化率減少,若a=b+c,則A的轉化率不變。其它物理量變化也通過壓強可以判斷。對於：bB（g）+cC（g） aA（g）加入B或C，B或C的濃度增大，平衡正向移動，但要注意，加入哪物質，哪個物質的轉化率減小，另一個物質的轉化率增大。
⑵在溫度、壓強不變的體系中加入某種氣體反應物（或生成物）平衡移動問題
解題關鍵：對於：aA（g） bB（g）+cC（g）或bB（g）+cC（g） aA（g）,當T、P不變時，加入A氣體，平衡移動的結果是不移動。而加入B或C，則平衡的移動由濃度決定。
2．等效平衡和等效假設問題是化學平衡問題中的難點
等效平衡的判斷和等效平衡之間各物理量的比較結果
條件 等效的條件 結果
恆溫恆容
(△n(g)≠0) 投料換算成相同物質表示時量相同[來源:高&考%資(源#網] 兩次平衡時各組分百分量、n、c均相同
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
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

一定要從三個方面（外界條件、等效的條件、等效後的比較結果）去理解，但最重要的是結果的判斷。
3．化學平衡的有關計算以及化學平衡的有關圖像問題
4．用反應速率和化學平衡理論解釋在日常實際生活、工農業生產中遇到的化學問題。
三、電解質理論
電解質理論重點考查弱電解質電離平衡的建立，電離方程式的書寫，外界條件對電離平衡的影響，酸鹼中和反應中有關弱電解質參與的計算和酸鹼中和滴定實驗原理，水的離子積常數及溶液中水電離的氫離子濃度的有關計算和pH的計算，溶液酸鹼性的判斷，不同電解質溶液中水的電離程度大小的比較，鹽類的水解原理及應用，離子共存、離子濃度大小比較，電解質理論與生物學科之間的滲透等。重要知識點有：
1．弱電解質的電離平衡及影響因素，水的電離和溶液的pH及計算。
2．鹽類的水解及其應用，特別是離子濃度大小比較、離子共存問題。
3．酸鹼中和滴定及相關計算。
四、不能忽視的電化學理論
電化學理論包括原電池理論和電解理論。原電池理論的主要內容：判斷某裝置是否是原電池並判斷原電池的正負極、書寫電極反應式及總反應式；原電池工作時電解質溶液及兩極區溶液的pH的變化以及電池工作時溶液中離子的運動方向；新型化學電源的工作原理。特別注意的是高考關注的日常生活、新技術內容有很多與原電池相關，還要注意這部分內容的命題往往與化學實驗、元素與化合物知識、氧化還原知識伴隨在一起。同時原電池與生物、物理知識相互滲透如生物電、廢舊電池的危害、化學能與電能的轉化、電池效率等都是理綜命題的熱點之一。電解原理包括判斷電解池、電解池的陰陽極及兩極工作時的電極反應式；判斷電解池工作中和工作後溶液和兩極區溶液的pH變化；電解原理的應用及電解的有關計算。命題特點與化學其它內容（如實驗、電解質理論、環境保護）綜合，電解原理與物理知識聯系緊密，學科間綜合問題。

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。
（4）常見氧化劑
①、活潑的非金屬，如Cl常見氧化劑： 2、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
（5）化合價口訣
一價氫氯鉀鈉銀；二價氧鈣鋇鎂鋅，

三鋁四硅五氮磷；二三鐵二四碳，

二四六硫都齊；銅汞二價最常見。
。。。。。。。。。。還有很多。。。。。。希望我能拋磚引玉 朋友，高考加油哦

⑨ 高中化學新課標有多少個考點

我的網路空間有新課標（上海）