高考化學知識點
在平平淡淡的學習中，說起知識點，應該沒有人不熟悉吧？知識點也不一定都是文字，數學的知識點除了定義，同樣重要的公式也可以理解為知識點。掌握知識點是我們提高成績的關鍵！下面是小編收集整理的高考化學知識點，僅供參考，歡迎大家閱讀。
高考化學知識點1
磷及其重要化合物
（1）紅磷與白磷
（2）磷的化合物的.性質
①P2O5磷酸（H3PO4）偏磷酸（HPO3）的酸酐
P2O5 H2O（冷）=2HPO3（有毒溶于水）
P2O5 3H2O（熱）=2H3PO4（無毒、晶體、易溶于水）P2O5吸浸性強可作干燥劑。
②磷酸的性質
純凈的磷酸是無色晶體，有吸濕性，藏躲畏水以任意比例混溶。濃H3PO4為無色黏稠液體，較穩定，不揮發。具有酸的通性。磷酸為三元酸，與堿反應時，當堿的用量不同時可生成不同的鹽。磷酸和NaOH反應，1：1生成NaH2PO4；1：2生成Na2HPO4；1：3生成Na3PO4。介于1：1和1：2之間生成NaH2PO4和Na2HPO4的混合物。介于1：2和1：3之間生成Na2HPO4幫Na3PO4的混合物。
高考化學知識點2
一、掌握必要知識點
落實每一個知識點，通過學生的自學，解決知識的覆蓋面，盡管高考試題考查的不是所有知識點，但常見的知識點是常考不衰，而且該考的知識點都考到位了。
高考以能力立意進行命題，但是能力的考查，必須結合具體的知識點和技能點進行，因此掌握必要的知識和技能是前提條件。以下是高考常見的考點：
1、阿伏加德羅常數;
2、氧化還原反應;
3、離子反應、離子方程式;
4、溶液、離子濃度及其轉化;
5、“位一構—性”，即元素在周期表中的位置、原子結構和性質，核外電子排布，電子式
6、化學鍵、晶體類型及性質、特點;
7、代表物質的重要性質——元素及其化合物;
8、化學反應速率、化學平衡——要求巧解;
9、陰、陽離子的鑒定、鑒別——涉及實驗評估，物質的除雜、凈化、分離、確認;
10、鹽類水解——離子濃度關系(包括大小比較);
11、離子共存;
12、溶液的pH及其計算;
13、電化學：原電池、電解池;
14、有機化學思想：官能團化學、官能團的`確定、同分異構、同系物;
15、有機物燃燒規律;
16、十大反應類型——有機合成;
17、有機聚合體和單體的相互反饋及簡單計算;
18、實驗儀器的洗滌;
19、實驗裝置(儀器組裝)、基本操作;
20、藥品的存放;
21、原子量(相對原子質量)、分子量(相對分子質量)、化合價的計算;
22、化學計算——注意單位和解題規范;
23、混合物的計算;
24、化學史、環境保護、能源、化工;
25、信息、新情景題的模仿思想。
二、培養實驗能力
重做課本中的演示實驗和學生實驗部分;實驗復習組成“三套專題”：①化學實驗的基本操作，常見物質的分離、提純和鑒別;②常見氣體的實驗制備;③實驗設計與綜合實驗，包括實驗評價;要注意實驗與基本概念原理、元素化合物知識、有機化合物知識、化學計算等方面的綜合。
三、學會處理信息題先看問題再讀題
信息綜合題特點是：信息新、閱讀量大、隱蔽性強，一般提供的內容有：
1、匯總、概括元素及其化合物的結構和性質等知識;
2、給出某些實驗現象、數據、圖表等;
3、敘述某些討論對象的合成路線、制取方法、發展史料、應用前景;
4、結合新的科技動態、社會熱點問題、環保問題等與化學相關的內容。
對于大多數信息給予題而言，有用的信息一般隱含于其中，關鍵在于如何摘取、重組和加工，由于所給材料冗長、陌生，從上到下逐字逐句讀完不僅費時耗力、主次不分，而且常常云里霧里前看后忘。
對于這種題目，建議先看問題后看正文，做到每題心中有數，相關信息隨手畫出。全力尋找突破口，由點到面擴大成果，針對題目可能會給出的或平行或階梯形的信息，找出其中的聯系。
復習建議：
1、根據課本挖掘知識，總結規律。
2、適當給學生增加信息，使學生在解信息題時，心中有數，充滿信心。
3、注意媒體，如：中國科技的“十大”成就，神舟飛船，可燃冰，納米材料，水稻基因的檢驗等，讀懂圖表、資料也是解題的關鍵。
同時，掌握解答信息題的方法也是很重要的：
1、先看問題后看正文;
2、針對問題，全力尋找突破口;
3、由點到面，擴大成果，每一個信息給予題一般會提出若干問題，它們彼此間或許是平行的，或許是階梯形的，有的可能是連環網絡式的，要看清題與題的關系，逐步攻克;
4、復檢結果和信息之間的相關矛盾，表達是否符合題意及一般規范，避免低級錯誤。
四、總對策
1、注重主干知識，進行網絡化歸納復習;
2、適當降低難度，要多從學生的角度考慮;
3、控制講，加強練;
4、將主干知識組成專題;
5、不同層次的學生要用不同方法指導高考備考，夯實基礎面向大多數同學。建議：優生采用引導的方法，教學復習中面向中等學生，對困難學生加強個別輔導和指導;
6、研究春季高考試題，進行有目的的模擬訓練，培養學生的應試能力和應試技巧。
高考化學知識點3
1、可使溴水褪色的物質如下，但褪色的原因各自不同：烯、炔等不飽和烴(加成褪色)、苯酚(取代褪色)、乙醇、醛、甲酸、草酸、葡萄糖等(發生氧化褪色)、有機溶劑[CCl4、氯仿、溴苯、CS2(密度大于水)，烴、苯、苯的同系物、酯(密度小于水)]發生了萃取而褪色。
2、能發生銀鏡反應的有：醛、甲酸、甲酸鹽、甲酰銨(HCNH2O)、葡萄溏、果糖、麥芽糖，均可發生銀鏡反應。(也可同Cu(OH)2反應)計算時的關系式一般為：—CHO——2Ag
注意：當銀氨溶液足量時，甲醛的氧化特殊：HCHO——4Ag↓+H2CO3
反應式為：HCHO+4[Ag(NH3)2]OH=(NH4)2CO3+4Ag↓+6NH3↑+2H2O
3、膠體的`聚沉方法：
(1)加入電解質;
(2)加入電性相反的膠體;
(3)加熱。
常見的膠體：液溶膠：Fe(OH)
AgI、牛奶、豆漿、粥等;氣溶膠：霧、云、煙等;固溶膠：有色玻璃、煙水晶等。
4、污染大氣氣體：SO2、CO、NO2、NO，其中SO2、NO2形成酸雨。
5、環境污染：大氣污染、水污染、土壤污染、食品污染、固體廢棄物污染、噪聲污染。工業三廢：廢渣、廢水、廢氣。
6、在室溫(20C。)時溶解度在10克以上——易溶;大于1克的——可溶;小于1克的——微溶;小于0.01克的——難溶。
7、人體含水約占人體質量的2/3。地面淡水總量不到總水量的1%。當今世界三大礦物燃料是：煤、石油、天然氣。石油主要含C、H地元素。
8、生鐵的含C量在：2%——4.3%鋼的含C量在：0.03%——2%。粗鹽：是NaCl中含有MgCl2和CaCl2，因為MgCl2吸水，所以粗鹽易潮解。濃HNO3在空氣中形成白霧。固體NaOH在空氣中易吸水形成溶液。
9、氣體溶解度：在一定的壓強和溫度下，體積水里達到飽和狀態時氣體的體積。
10、短周期中離子半徑大的元素：P。
高考化學知識點4
1.鋁箔在氧氣中劇烈燃燒
4Al+3O22Al2O3
2.鋁片與稀鹽酸反應
2Al+6HCl=2AlCl3+3H2↑
2Al+6H+=2Al3++3H2↑
3.鋁與氫氧化鈉溶液反應
2Al+2NaOH+2H2O=2NaAlO2+3H2↑
2Al+2OH-+2H2O=2AlO2-+3H2↑
4.鋁與三氧化二鐵高溫下反應(鋁熱反應)
2Al+Fe2O32Fe+Al2O3
(引發條件、反應現象?)
5.鎂在二氧化碳中燃燒
2Mg+CO22MgO+C(現象?)
6.氧化鋁溶于氫氧化鈉溶液
Al2O3+2NaOH2NaAlO2+H2O
Al2O3+2OH-===2AlO2-+H2O
7.硫酸鋁溶液中滴過量氨水
Al2(SO4)3+6NH3·H2O=2Al(OH)3↓+3(NH4)2SO4
Al3++3NH3·H2O=Al(OH)3↓+3NH4+
8.①、氫氧化鋁溶液中加鹽酸
Al(OH)3+3HCl=AlCl3+3H2O
Al(OH)3+3H+=Al3++3H2O
②、Al(OH)3與NaOH溶液反應：
Al(OH)3+NaOH(6)NaAlO2+2H2OAl(OH)3+OH-=AlO2-+2H2O
9.偏鋁酸鈉溶液中加入酸
NaAlO2+H2O+HCl=Al(OH)3↓+NaCl
AlO2-+H++H2O=Al(OH)3↓
NaAlO2+CO2+2H2O=Al(OH)3↓+NaHCO3(CO2足量)
高考化學知識點5
常錯點1
錯誤地認為酸性氧化物一定是非金屬氧化物，非金屬氧化物一定是酸性氧化物，金屬氧化物一定是堿性氧化物。
辨析酸性氧化物與非金屬氧化物是兩種不同的分類方式，酸性氧化物不一定是非金屬氧化物，如CrO3、Mn2O7是酸性氧化物;非金屬氧化物不一定是酸性氧化物，如CO、NO和NO2等。
堿性氧化物一定是金屬氧化物，而金屬氧化物不一定是堿性氧化物，如Al2O3是兩性氧化物，CrO3是酸性氧化物。
常錯點2
錯誤地認為膠體帶有電荷。
辨析膠體是電中性的，只有膠體粒子即膠粒帶有電荷，而且并不是所有膠體粒子都帶有電荷。如淀粉膠體粒子不帶電荷。
常錯點3
錯誤地認為有化學鍵被破壞的變化過程就是化學變化。
辨析化學變化的特征是有新物質生成，從微觀角度看就是有舊化學鍵的斷裂和新化學鍵的生成。只有化學鍵斷裂或只有化學鍵生成的過程不是化學變化，如氯化鈉固體溶于水時破壞了其中的離子鍵，離子晶體和金屬晶體的熔化或破碎過程破壞了其中的化學鍵，從飽和溶液中析出固體的過程形成了化學鍵，這些均是物理變化。
常錯點4
錯誤地認為同種元素的單質間的轉化是物理變化。
辨析同種元素的不同單質(如O2和O3、金剛石和石墨)是不同的物質，相互之間的轉化過程中有新物質生成，是化學變化。
常錯點5
錯誤地認為氣體摩爾體積就是22.4L·mol-1
辨析兩者是不同的，氣體摩爾體積就是1mol氣體在一定條件下占有的體積，在標準狀況下為22.4L，在非標準狀況下可能是22.4L，也可能不是22.4L
常錯點6
在使用氣體摩爾體積或阿伏加德羅定律時忽視物質的狀態或使用條件。
辨析氣體摩爾體積或阿伏加德羅定律只適用于氣體體系，既可以是純凈氣體，也可以是混合氣體。對于固體或液體不適用。氣體摩爾體積在應用于氣體計算時，要注意在標準狀況下才能用22.4L·mol-1
常錯點7
在計算物質的量濃度時錯誤地應用溶劑的體積。
辨析物質的量濃度是表示溶液組成的物理量，衡量標準是單位體積溶液里所含溶質的物質的量的多少，因此在計算物質的量濃度時應用溶液的體積而不是溶劑的體積。
常錯點8
在進行溶液物質的量濃度和溶質質量分數的換算時，忽視溶液體積的單位。
辨析溶液物質的量濃度和溶質質量分數的換算時，要用到溶液的密度，通常溶液物質的量濃度的單位是mol·L-1，溶液密度的單位是g·cm-3，在進行換算時，易忽視體積單位的不一致。
常錯點9
由于SO2、CO2、NH3、Cl2等溶于水時，所得溶液能夠導電，因此錯誤地認為SO2、CO2、NH3、Cl2等屬于電解質。
辨析(1)電解質和非電解質研究的范疇是化合物，單質和混合物既不是電解質也不是非電解質。
(2)電解質必須是化合物本身電離出陰、陽離子，否則不能用其水溶液的導電性作為判斷其是否是電解質的依據。如SO2、CO2、NH3等溶于水時之所以能夠導電，是因為它們與水發生了反應生成了電解質的緣故。
常錯點10
錯誤地認為其溶液導電能力強的電解質為強電解質。
辨析電解質的強弱與溶液的導電性強弱沒有必然的聯系，導電性的強弱與溶液中的離子濃度大小及離子所帶的電荷數有關;而電解質的強弱與其電離程度的大小有關。
常錯點11
錯誤地認為氧化劑得到的電子數越多，氧化劑的氧化能力越強;還原劑失去的電子數越多，還原劑的還原能力越強。
辨析氧化性的強弱是指得電子的難易程度，越容易得電子即氧化性越強，與得電子的數目無關。同樣還原劑的還原性強弱與失電子的難易程度有關，與失電子的數目無關。
常錯點12
錯誤認為同種元素的相鄰價態一定不發生反應。
辨析同種元素的相鄰價態之間不發生氧化還原反應，但能發生復分解反應，如Na2SO3+H2SO4===Na2SO4+SO2↑+H2O，此反應中H2SO4表現強酸性。
常錯點13
錯誤地認為所有的原子都是由質子、電子和中子構成的。
辨析所有的原子中都含有質子和電子，但是不一定含有中子，如1(1)H原子中就不含有中子。
常錯點14
錯誤地認為元素的種類數與原子的種類數相等。
辨析(1)同一種元素可能由于質量數的不同會有不同的核素(原子)，因此原子的種類數要大于元素的種類數。
(2)但是也有的'元素只有一種核素，如Na、F等。
常錯點15
錯誤地認為最外層電子數少于2的原子一定是金屬原子。
辨析最外層電子數少于2的主族元素有H，屬于非金屬元素。
常錯點16
錯誤地認為離子鍵的實質是陰陽離子的靜電吸引作用。
辨析離子鍵的實質是陰陽離子的靜電作用，包括靜電吸引和靜電排斥兩種作用，離子鍵是這兩種作用綜合的(平衡)結果。
常錯點17
錯誤地認為含有共價鍵的化合物一定是共價化合物。
辨析(1)只含有共價鍵的化合物才能稱為共價化合物;
(2)離子化合物中也可以含有共價鍵，如Na2O2中含有非極性共價鍵，NaOH中含有極性共價鍵。
常錯點18
錯誤地認為增大壓強一定能增大化學反應速率。
辨析(1)對于只有固體或純液體參加的反應體系，增大壓強反應速率不變。
(2)對于恒溫恒容條件的氣態物質之間的反應，若向體系中充入惰性氣體，體系的壓強增大，但是由于各物質的濃度沒有改變，故反應速率不變。
(3)壓強對反應速率的影響必須是引起氣態物質的濃度的改變才能影響反應速率。
常錯點19
錯誤地認為平衡正向移動，平衡常數就會增大。
辨析平衡常數K只與溫度有關，只有改變溫度使平衡正向移動時，平衡常數才會增大，改變濃度和壓強使平衡正向移動時，平衡常數不變。
常錯點20
錯誤地認為放熱反應或熵增反應就一定能自發進行。
辨析反應能否自發進行的判據是ΔG=ΔH-TΔS，僅從焓變或熵變判斷反應進行的方向是不準確的。
常錯點21
錯誤認為任何情況下，c(H+)和c(OH-)都可以通過KW=1×10-14進行換算。
辨析KW與溫度有關，25℃時KW=1×10-14，但溫度變化時KW變化，c(H+)和c(OH-)不能再通過KW=1×10-14進行換算。
常錯點22
錯誤認為溶液的酸堿性不同時，水電離出的c(OH-)和c(H+)也不相等。
辨析由水的電離方程式H2O==OH-+H+可知，任何水溶液中，水電離出的c(OH-)和c(H+)總是相等的，與溶液的酸堿性無關。
常錯點23
酸、堿、鹽溶液中，c(OH-)或c(H+)的來源混淆。
辨析(1)酸溶液中，c(OH-)水電離=c(OH-)溶液;
堿溶液中，c(H+)水電離=c(H+)溶液。
(2)鹽溶液中，若為強酸弱堿鹽，c(H+)水電離=c(H+)溶液;
若為強堿弱酸鹽，c(OH-)水電離=c(OH-)溶液。
常錯點24
錯誤認為只要Ksp越大，其溶解度就會越大。
辨析Ksp和溶解度都能用來描述難溶電解質的溶解能力。但是只有同種類型的難溶電解質才能直接用Ksp的大小來判斷其溶解度的大小;若是不同的類型，需要計算其具體的溶解度才能比較。
常錯點25
錯誤地認為原電池的兩個電極中，相對較活潑的金屬一定作負極。
辨析判斷原電池的電極要根據電極材料和電解質溶液的具體反應分析，發生氧化反應的是負極，發生還原反應的是正極。
如在Mg—Al—稀H2SO4組成的原電池中，Mg為負極，而在Mg—Al—NaOH溶液組成的原電池中，Al作負極，因為Al可與NaOH溶液反應，Mg不與NaOH溶液反應。
常錯點26
在電解食鹽水的裝置中，錯誤地認為陽極區顯堿性。
辨析電解食鹽水時，陰極H+放電生成H2，使水的電離平衡正向移動，OH-濃度增大，陰極區顯堿性。
常錯點27
錯誤地認為鈉在過量氧氣中燃燒生成Na2O2，在適量或少量氧氣中燃燒生成Na2O
辨析鈉與氧氣的反應產物與反應條件有關，將金屬鈉暴露在空氣中生成Na2O，在空氣或氧氣中燃燒生成Na2O2
常錯點28
錯誤地認為鈍化就是不發生化學變化，鋁、鐵與濃硫酸、濃硝酸不發生反應。
辨析鈍化是在冷的濃硫酸、濃硝酸中鋁、鐵等金屬的表面形成一層致密的氧化膜而阻止了反應的進一步進行，如果加熱氧化膜會被破壞，反應就會劇烈進行。所以鈍化是因發生化學變化所致;鋁、鐵等金屬只在冷的濃硫酸、濃硝酸中發生鈍化，加熱時會劇烈反應。
常錯點29
錯誤地認為，金屬的還原性與金屬元素在化合物中的化合價有關。
辨析在化學反應中，金屬的還原性強弱與金屬失去電子的難易程度有關，與失去電子的數目無關，即與化合價無關。
常錯點30
錯誤地認為可用酸性高錳酸鉀溶液去除甲烷中的乙烯。
辨析乙烯被酸性高錳酸鉀氧化后產生二氧化碳，故不能達到除雜目的，必須再用堿石灰處理。
常錯點31
錯誤地認為苯和溴水不反應，故兩者混合后無明顯現象。
辨析雖然兩者不反應，但苯能萃取水中的溴，故看到水層顏色變淺或褪去，而苯層變為橙紅色。
常錯點32
錯誤地認為用酸性高錳酸鉀溶液可以除去苯中的甲苯。
辨析甲苯被氧化成苯甲酸，而苯甲酸易溶于苯，仍難分離。應再用氫氧化鈉溶液使苯甲酸轉化為易溶于水的苯甲酸鈉，然后分液。
常錯點33
錯誤地認為苯酚酸性比碳酸弱，故苯酚不能與碳酸鈉溶液反應。
辨析苯酚的電離能力雖比碳酸弱，但卻比碳酸氫根離子強，所以由復分解規律可知：苯酚和碳酸鈉溶液能反應生成苯酚鈉和碳酸氫鈉。
常錯點34
錯誤地認為欲除去苯中的苯酚可在其中加入足量濃溴水，再把生成的沉淀過濾除去。
辨析苯酚與溴水反應后，多余的溴易被萃取到苯中，而且生成的三溴苯酚雖不溶于水，卻易溶于苯，所以不能達到目的。
常錯點35
錯誤地認為能發生銀鏡反應的有機物一定是醛。
辨析葡萄糖、甲酸、甲酸某酯可發生銀鏡反應，但它們不是醛。
常錯點36
錯誤地認為油脂是高分子化合物。
辨析高分子化合物有兩個特點：一是相對分子質量很大，一般幾萬到幾百萬;二是高分子化合物的各個分子的n值不同，無固定的相對分子質量。而油脂的相對分子質量是固定的，一般在幾百范圍內，油脂不屬于高分子化合物。
常錯點37
使用試管、燒瓶加熱液體時，忽視對液體量的要求，所加液體過多。
辨析用試管加熱液體時，液體不能超過試管容積的1/3。用燒瓶加熱液體時，液體不能超過燒瓶容積的1/2。
常錯點38
使用托盤天平稱量固體藥品時，記錯藥品和砝碼位置，稱量NaOH固體時，誤將藥品放在紙上。
辨析用托盤天平稱量藥品時，應是左物右碼。稱量NaOH固體時，應將NaOH放在小燒杯內或放在稱量瓶內。
常錯點39
混淆量筒和滴定管的刻度設置，仰視或俯視讀數時，將誤差分析錯誤。
辨析量筒無“0”刻度，且刻度值從下往上增大，滴定管的“0”刻度在上端，從上往下增大。觀察刻度時相同的失誤，誤差相反。
常錯點40
混淆試紙的使用要求，測pH時誤將pH試紙用蒸餾水潤濕。
辨析使用石蕊試紙、淀粉KI試紙時要先用蒸蒸餾水潤濕。
高考化學知識點6
一、化學實驗安全
1、(1)做有毒氣體的實驗時，應在通風廚中進行，并注意對尾氣進行適當處理(吸收或點燃等)。進行易燃易爆氣體的實驗時應注意驗純，尾氣應燃燒掉或作適當處理。
(2)燙傷宜找醫生處理。
(3)濃酸撒在實驗臺上，先用Na2CO3(或NaHCO3)中和，后用水沖擦干凈。濃酸沾在皮膚上，宜先用干抹布拭去，再用水沖凈。濃酸濺在眼中應先用稀NaHCO3溶液淋洗，然后請醫生處理。
(4)濃堿撒在實驗臺上，先用稀醋酸中和，然后用水沖擦干凈。濃堿沾在皮膚上，宜先用大量水沖洗，再涂上硼酸溶液。濃堿濺在眼中，用水洗凈后再用硼酸溶液淋洗。
(5)鈉、磷等失火宜用沙土撲蓋。
(6)酒精及其他易燃有機物小面積失火，應迅速用濕抹布撲蓋。
二.混合物的分離和提純
分離和提純的方法
過濾用于固液混合的分離一貼、二低、三靠如粗鹽的提純
蒸餾提純或分離沸點不同的液體混合物防止液體暴沸，溫度計水銀球的位置，如石油的蒸餾中冷凝管中水的流向如石油的蒸餾
萃取利用溶質在互不相溶的溶劑里的溶解度不同，用一種溶劑把溶質從它與另一種溶劑所組成的溶液中提取出來的方法選擇的萃取劑應符合下列要求：和原溶液中的溶劑互不相溶;對溶質的溶解度要遠大于原溶劑用四氯化碳萃取溴水里的溴、碘
分液分離互不相溶的液體打開上端活塞或使活塞上的凹槽與漏斗上的水孔，使漏斗內外空氣相通。打開活塞，使下層液體慢慢流出，及時關閉活塞，上層液體由上端倒出如用四氯化碳萃取溴水里的溴、碘后再分液
蒸發和結晶用來分離和提純幾種可溶性固體的混合物加熱蒸發皿使溶液蒸發時，要用玻璃棒不斷攪動溶液;當蒸發皿中出現較多的固體時，即停止加熱分離NaCl和KNO3混合物
三、離子檢驗
離子所加試劑現象離子方程式
Cl-AgNO3、稀HNO3產生白色沉淀Cl-+Ag+=AgCl↓
SO42-稀HCl、BaCl2白色沉淀SO42-+Ba2+=BaSO4↓
四.除雜
注意事項：為了使雜質除盡，加入的試劑不能是“適量”，而應是“過量”;但過量的試劑必須在后續操作中便于除去。
五、物質的量的單位摩爾
1.物質的量(n)是表示含有一定數目粒子的集體的物理量。
2.摩爾(mol):把含有6.02×1023個粒子的任何粒子集體計量為1摩爾。
3.阿伏加德羅常數：把6.02X1023mol-1叫作阿伏加德羅常數。
4.物質的量=物質所含微粒數目/阿伏加德羅常數n=N/NA
5.摩爾質量(M)(1)定義：單位物質的量的物質所具有的質量叫摩爾質量.(2)單位：g/mol或g..mol-1(3)數值：等于該粒子的相對原子質量或相對分子質量.
6.物質的量=物質的質量/摩爾質量(n=m/M)
六、氣體摩爾體積
1.氣體摩爾體積(Vm)(1)定義：單位物質的'量的氣體所占的體積叫做氣體摩爾體積.(2)單位：L/mol
2.物質的量=氣體的體積/氣體摩爾體積n=V/Vm
3.標準狀況下,Vm=22.4L/mol
七、物質的量在化學實驗中的應用
1.物質的量濃度.
(1)定義：以單位體積溶液里所含溶質B的物質的量來表示溶液組成的物理量，叫做溶質B的物質的濃度。(2)單位：mol/L(3)物質的量濃度=溶質的物質的量/溶液的體積CB=nB/V
2.一定物質的量濃度的配制
(1)基本原理:根據欲配制溶液的體積和溶質的物質的量濃度，用有關物質的量濃度計算的方法，求出所需溶質的質量或體積，在容器內將溶質用溶劑稀釋為規定的體積,就得欲配制得溶液.
(2)主要操作
a.檢驗是否漏水.b.配制溶液1計算.2稱量.3溶解.4轉移.5洗滌.6定容.7搖勻8貯存溶液.
注意事項：A選用與欲配制溶液體積相同的容量瓶.B使用前必須檢查是否漏水.C不能在容量瓶內直接溶解.D溶解完的溶液等冷卻至室溫時再轉移.E定容時，當液面離刻度線1?2cm時改用滴管，以平視法觀察加水至液面最低處與刻度相切為止.
3.溶液稀釋：C(濃溶液)?V(濃溶液)=C(稀溶液)?V(稀溶液)
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▲高考化學知識點小結
高中化學主要考以下知識點：
1、鹽的水解的本質及表示方法。
2、離子反應的本質、離子共存的分析、離子濃度的大小比較。
3、關于氧化還原反應的分析、簡單的配平與基本計算。
4、關于電化學的分析。
5、反應熱、熱化學方程式、蓋斯定律及應用。
6、同分異構體的分析與判斷。
7、重要官能團的結構、典型反應及相互轉化。
8、有機反應類型及典型例證。
9、有機物的合成與推斷。
10、以氯氣、氯水、次氯酸及其鹽、漂白粉為線索的鹵族元素。
11.以二氧化硫、濃硫酸為線索的氧族元素。
12.以氮的氧化物，硝酸，氨氣，氨水，銨鹽為線索的氮族元素。
13.以硅及其氧化物為線索的碳族元素。
14.以鈉及過氧化鈉為主線的堿金屬元素。
15.鋁、氧化鋁、鋁鹽及偏鋁酸鹽。
16.二價鐵和三價鐵的相互轉化及應用。
高考化學知識點7
1、守恒規律
守恒是氧化還原反應重要的規律。在氧化還原反應中，元素的化合價有升必有降，電子有得必有失。從整個氧化還原反應看，化合價升高總數與降低總數相等，失電子總數與得電子總數相等。此外，反應前后的原子個數、物質質量也都守恒。守恒規律應用非常廣泛，通常用于氧化還原反應中的計算問題以及方程式的配平問題。
2、價態規律
元素處于價，只有氧化性，如濃硫酸中的硫是+6價，只有氧化性，沒有還原性;元素處于，只有還原性，如硫化鈉的硫是-2價，只有還原性，沒有氧化性;元素處于中間價態，既有氧化性又有還原性，但主要呈現一種性質，如二氧化硫的硫是+4價，介于-2與+6之間，氧化性和還原性同時存在，但還原性占主要地位。物質大多含有多種元素，其性質體現出各種元素的綜合，如H2S，既有氧化性(由+1價氫元素表現出的性質)，又有還原性(由-2價硫元素表現出的性質)。
3、難易規律
還原性強的物質越易失去電子，但失去電子后就越難得到電子;氧化性強的物質越易得到電子，但得到電子后就越難失去電子。這一規律可以判斷離子的氧化性與還原性。例如Na還原性很強，容易失去電子成為Na+，Na+氧化性則很弱，很難得到電子。
4、強弱規律
較強氧化性的氧化劑跟較強還原性的還原劑反應，生成弱還原性的還原產物和弱氧化性的氧化產物。用這一性質可以判斷物質氧化性或還原性的強弱。如2HI+Br2=2HBr+I2，氧化物Br2的氧化性大于氧化產物I2的氧化性。還原劑HI的還原性大于還原產物HBr的還原性。
5、歧化規律
同一種物質分子內同一種元素同一價態的'原子(或離子)發生電子轉移的氧化還原反應叫歧化反應，歧化反應的特點：某元素的中間價態在適宜條件下同時向較高和較低的價態轉化。歧化反應是自身氧化還原反應的一種。如Cl2+H2O=HCl+HClO，氯氣中氯元素化合價為0，歧化為-1價和+1價的氯。
6、歸中規律
(1)同種元素間不同價態的氧化還原反應發生的時候，其產物的價態既不相互交換，也不交錯。
(2)同種元素相鄰價態間不發生氧化還原反應;當存在中間價態時，同種元素的高價態物質和低價態物質才有可能發生反應，若無中間價態則不能反應。如濃硫酸和SO2不能反應。
(3)同種元素的高價態氧化低價態的時候，遵循的規律可簡單概括為：高到高，低到低，可以歸中，不能跨越。
高考化學知識點8
化學鍵和分子結構
1、正四面體構型的分子一般鍵角是109°28‘，但是白磷(P4)不是，因為它是空心四面體，鍵角應為60°。
2、一般的物質中都含化學鍵，但是稀有氣體中卻不含任何化學鍵，只存在范德華力。
3、一般非金屬元素之間形成的化合物是共價化合物，但是銨鹽卻是離子化合物;一般含氧酸根的中心原子屬于非金屬，但是AlO2-、MnO4-等卻是金屬元素。
4、含有離子鍵的化合物一定是離子化合物，但含共價鍵的化合物則不一定是共價化合物，還可以是離子化合物，也可以是非金屬單質。
5、活潑金屬與活潑非金屬形成的'化合物不一定是離子化合物，如AlCl3是共價化合物。
6、離子化合物中一定含有離子鍵，可能含有極性鍵(如NaOH)，也可能含有非極性鍵(如Na2O2);共價化合物中不可能含有離子鍵，一定含有極性鍵，還可能含有非極性鍵(如H2O2)。
7、極性分子一定含有極性鍵，可能還含有非極性鍵(如H2O2);非極性分子中可能只含極性鍵(如甲烷)，也可能只含非極性鍵(如氧氣)，也可能兩者都有(如乙烯)。
8、含金屬元素的離子不一定都是陽離子。如AlO2-、MnO4-等都是陰離子。
9、單質分子不一定是非極性分子，如O3就是極性分子。
晶體結構
1、同主族非金屬元素的氫化物的熔沸點由上而下逐漸增大，但NH3、H2O、HF卻例外，其熔沸點比下面的PH3、H2S、HCl大，原因是氫鍵的存在。
2、一般非金屬氫化物常溫下是氣體(所以又叫氣態氫化物)，但水例外，常溫下為液體。
3、金屬晶體的熔點不一定都比分子晶體的高，例如水銀和硫。
4、堿金屬單質的密度隨原子序數的增大而增大，但鉀的密度卻小于鈉的密度。
5、含有陽離子的晶體不一定是離子晶體，，也可能是金屬晶體;但含有陰離子的晶體一定是離子晶體。
6、一般原子晶體的熔沸點高于離子晶體，但也有例外，如氧化鎂是離子晶體，但其熔點卻高于原子晶體二氧化硅。
7、離子化合物一定屬于離子晶體，而共價化合物卻不一定是分子晶體。(如二氧化硅是原子晶體)。
8、含有分子的晶體不一定是分子晶體。如硫酸銅晶體(CuSO4?5H2O)是離子晶體，但卻含有水分子。
氧化還原反應
1、難失電子的物質，得電子不一定就容易。比如：稀有氣體原子既不容易失電子也不容易得電子。
2、氧化劑和還原劑的強弱是指其得失電子的難易而不是多少(如Na能失一個電子，Al能失三個電子，但Na比Al還原性強)。
3、某元素從化合態變為游離態時，該元素可能被氧化，也可能被還原。
4、金屬陽離子被還原不一定變成金屬單質(如Fe3+被還原可生成Fe2+)。
5、有單質參加或生成的反應不一定是氧化還原反應，例如O2與O3的相互轉化。
6、一般物質中元素的化合價越高，其氧化性越強，但是有些物質卻不一定，如HClO4中氯為+7價，高于HClO中的+1價，但HClO4的氧化性卻弱于HClO。因為物質的氧化性強弱不僅與化合價高低有關，而且與物質本身的穩定性有關。HClO4中氯元素化合價雖高，但其分子結構穩定，所以氧化性較弱。
高考化學知識點9
1 .氧化還原相關概念和應用
(1)借用熟悉的H2還原CuO來認識5對相應概念。
(2)氧化性、還原性的相互比較。
(3)氧化還原方程式的書寫及配平。
(4)同種元素變價的氧化還原反應(歧化、歸中反應)。
(5)一些特殊價態的微粒如H、Cu、Cl、Fe、的氧化還原反應。
(6)電化學中的氧化還原反應。
2 .物質結構、元素周期表的認識
(1)主族元素的陰離子、陽離子、核外電子排布。
(2)同周期、同主族原子的半徑大小比較。
(3)電子式的正確書寫、化學鍵存在。
(4)建議能畫出短周期元素周期表的草表。
3 .阿伏伽德羅常數及推論
(1)利用克拉伯龍方程推導“阿氏4推論”，(P、V、T)條件下對“物質的量、摩爾質量、微粒數、體積比、密度比”。
(2)利用克拉伯龍方程計算不同溫度或壓強下的體積。
(3)熟悉NA常考查的微粒數目中固體、得失電子、中子數等內容。
4 .化學能量
(1)今年該內容被獨立地羅列于考試說明中，請多加注意。
(2)熱化學方程式的正確表達(狀態、計量數、能量關系)。
(3)化學變化中的能量交換關系。
5 .離子的鑒別、離子共存
(1)離子因結合生成沉淀而不能大量共存。
(2)因能反應生成氣體而不能大量共存。
(3)因能生成難電離的弱電解質。
(4)因相互發生氧化還原而不能大量共存。
(5)因雙水解、生成絡合物而不能大量共存。
(6)弱酸的酸式酸根離子不能與強酸、強堿大量共存。
(7)題設中的“酸堿性、顏色”等。
6 .溶液濃度、離子濃度的比較及計算
(1)善用微粒的守恒判斷。
(2)電荷守恒中的多價態離子處理。
(3)物料守恒中離子與水解產物的綜合考慮。
(4)濃度的計算請遵循定義(公式)規范表達。
7 . pH值的計算
(1)遵循定義(公式)規范自己的計算過程。
(2)理清題設所問的是“離子”還是“溶液”的濃度。
(3)酸過量或堿過量時pH的計算(酸時以H濃度計算，堿時以OH計算再換算)。
8 .化學反應速度、化學平衡
(1)能計算反應速率、理解各物質計量數與反應速率的關系。
(2)以“高則快”，“低則慢”來理解條件對反應速率的影響。
(3)理順“反應速率”的“改變”與“平衡移動”的“辯證關系”。
(4)遵循反應方程式規范自己的“化學平衡”相關計算過程。
(5)平衡移動中的“等效平衡”理解(難點)。
9 .電化學知識
(1)以家庭里的干電池為參照物理順“電極名稱”。
(2)能正確表明“原電池、電解電鍍池”及變形裝置的電極位置。
(3)能寫出各電極的電極反應方程式。
(4)了解常見離子的電化學放電順序。
(5)能準確利用“得失電子守恒”原則計算電化學中的定量關系。
10 .鹽類的水解
(1)鹽類能發生水解的原因。
(2)不同類型之鹽類發生水解的'后果(酸堿性、濃度大小等)。
(3)鹽類水解的應用或防止(膠體、水凈化、溶液制備)。
(4)對能發生水解的鹽類溶液加熱蒸干、灼燒的后果。
(5)能發生完全雙水解的離子反應方程式。
11 . Cl、S、N、X、P、Na、Mg、Al、Fe等元素的單質及化合物
(1)總體上借助價態變化的轉化反應來認識。
(2)容易在無機推斷題中出現，注意上述元素的特征反應。
(3)注意N中的與物質的反應，其體現的酸性、氧化性“兩作為”是考查的重點。
(4)有關Al的化合物中則熟悉其反應(定性、定量關系)。
(5)有關Fe的化合物則理解Fe2+和Fe3+之間的轉化、Fe3+的強氧化性。
12 .有機物的聚合及單體的推斷
(1)根據高分子的鏈節特點準確判斷加聚反應或縮聚反應歸屬。
(2)熟悉含C=C雙鍵物質的加聚反應或縮聚反應歸屬。
(3)熟悉含(-COOH、-OH)、(-COOH、-NH2)、酚醛之間的縮聚反應。
13 .同分異構體的書寫
(1)該內容的作答并不難，相信自己能很好地完成。
(2)請按官能團的位置異構、類別異構和條件限制異構順序一個不漏的找齊。
(3)本內容最應該做的是作答后，能主動進行一定的檢驗。
14 .有機物的燃燒
(1)能寫出有機物燃燒的通式。
(2)燃燒最可能獲得的是C和H關系。
15 .完成有機反應的化學方程式
(1)有機化學推斷題中，往往要求完成相互轉化的方程式。
(2)注意方程式中要求表示物質的結構簡式、表明反應條件、配平方程式。
16 .有機物化學推斷的解答
(1)一般出現以醇為中心，酯為結尾的推斷關系，所以復習時就熟悉有關“醇”和“酯”的性質反應(包括一些含其他官能團的醇類和酯)。
(2)反應條件體現了有機化學的特點，請同學們回顧有機化學的一般條件，從中歸納相應信息，可作為推斷有機反應的有利證據。
(3)從物質發生反應前后的官能團差別，推導相關物質的結構。
17 .化學計算
(1)近年來，混合物的計算所占的比例很大(90%)，務必熟悉有關混合物計算的一般方式(含討論的切入點)。
(2)回顧近幾次綜合考試的計算題，感受“守恒法”在計算題干中的暗示和具體計算時的優勢。
高考化學知識點10
化學性質
1、S02能作漂白劑。S02雖然能漂白一般的有機物，但不能漂白指示劑如石蕊試 液。S02 使品紅褪色是因為漂白作用，S02使溴水、高錳酸鉀褪色是因為還原性，S02使含酚酞的NaH溶液褪色是因為溶于不生成酸
2、S02與C12通入水中雖然都有漂白性，但將二者以等物質的'量混合后再通入水中則會失去漂白性。
3、往某溶液中逐滴加入稀鹽酸，出現渾濁的物質：第一種可能為與C1-生成難溶物。包括：①AgN03第二種可能為與H+反應生成難溶物。包括：①可溶性硅酸鹽(Si032-)，離子方程式為：Si032-+2H+=H2Si03②苯酚鈉溶液加鹽酸生成苯酚渾濁液。③S20xx-離子方程式：S20xx-+2H+=S+S02↑+H20④一些膠體如Fe(OH)3(先是由于Fe(OmH)3的膠粒帯負電荷與加入的H發生電荷中和使膠體凝聚，當然，若繼續滴加鹽酸至過量，該沉淀則會溶解。)若加HI溶液，最終會氧化得到I2。③A102-離子方程式：A102-+H++H20=A1(OH)3當然，若繼續謫加鹽酸至過量，該沉淀則會溶解
4、濃硫酸的作用：①濃硫酸與Cu反應一強氧化性、酸性②實驗室制取乙烯一催化性說水性③實驗室制取確基苯一催化劑、吸水劑國酯化反應一催化劑、吸水劑⑤蔵糖中倒入濃硫酸一脫水性、強氧化性、吸水性膽礬中加濃硫酸一吸水性。
5、能發生銀鏡反應的有機物不一定是醛.可能是：①;②甲酸：③甲酸鹽;④甲酸⑤葡萄糖;③麥芽糖(均在職性環境下進行)
高考化學知識點11
一、物質結構理論
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堿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。
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于課本的就幾種，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征，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。
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，酸堿中和反應中有關弱電解質參與的計算和酸堿中和滴定實驗原理，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，溶液酸堿性的判斷，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。
四、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并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后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綜合，電解原理與物理知識聯系緊密，學科間綜合問題。
高考化學知識點12
鐵：鐵粉是黑色的;一整塊的.固體鐵是銀白色的。Fe2+——淺綠色Fe3O4——黑色晶體
Fe(OH)2——白色沉淀Fe3+——黃色Fe(OH)3——紅褐色沉淀Fe(SCN)3——血紅色溶液
FeO——黑色的粉末Fe(NH4)2(SO4)2——淡藍綠色Fe2O3——紅棕色粉末FeS——黑色固體
銅：單質是紫紅色Cu2+——藍色CuO——黑色Cu2O——紅色CuSO4(無水)—白色CuSO4·5H2O——藍色Cu2(OH)2CO3—綠色Cu(OH)2——藍色[Cu(NH3)4]SO4——深藍色溶液
BaSO4、BaCO3、Ag2CO3、CaCO3、AgCl、Mg(OH)2、三溴苯酚均是白色沉淀
Al(OH)3白色絮狀沉淀H4SiO4(原硅酸)白色膠狀沉淀
Cl2、氯水——黃綠色F2——淡黃綠色氣體Br2——深紅棕色液體I2——紫黑色固體
HF、HCl、HBr、HI均為無色氣體，在空氣中均形成白霧
CCl4——無色的液體，密度大于水，與水不互溶KMnO4--——紫色MnO4-——紫色
Na2O2—淡黃色固體Ag3PO4—黃色沉淀S—黃色固體AgBr—淺黃色沉淀
AgI—黃色沉淀O3—淡藍色氣體SO2—無色，有剌激性氣味、有毒的氣體
SO3—無色固體(沸點44.80C)品紅溶液——紅色氫氟酸：HF——腐蝕玻璃
N2O4、NO——無色氣體NO2——紅棕色氣體NH3——無色、有剌激性氣味氣體
高考化學知識點13
1、溶解性規律——見溶解性表;
2、常用酸、堿指示劑的變色范圍： 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。
高考化學知識點14
(一)化學基本概念和基本理論(10個)
①阿伏加德羅常數及氣體摩爾體積和物質的'量濃度計算。
②氧化還原反應(電子轉移方向、數目及運用)。
③化學用語：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。
⑤元素周期律“位—構—性”，即元素在周期表中的位置、原子結構和性質。
⑥化學鍵、電子式。
⑦化學反應速率、化學平衡、平衡移動(重點是等效平衡)——要求巧解,近幾年都是等效平衡的解決。
⑧鹽類水解——離子濃度關系(包括大小比較，溶液PH值及酸堿性)
⑨電化學、原電池和電解池(現象、電極反應式，總反應式等)
⑩質量守恒定律的涵義和應用
高考化學知識點15
1化學基本概念和基本理論(10個)
①阿伏加德羅常數及氣體摩爾體積
②氧化還原反應(電子轉移方向、數目及運用)
③化學用語：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。
⑤元素周期律“位—構—性”，即元素在周期表中的位置、原子結構和性質。
⑥化學鍵、反應熱、蓋斯定律。
⑦化學反應速率、化學平衡、平衡移動(重點是等效平衡)——要求巧解,近幾年都是等效平衡的解決。
⑧鹽類水解——離子濃度關系(包括大小比較，溶液PH值及酸堿性)
⑨電化學、原電池和電解池(現象、電極反應式，總反應式等)
⑩質量守恒定律的涵義和應用
2常見元素的單質及其重要化合物(7個)
(以考查出現的概率大小為序)
①金屬元素：鐵、鋁、鈉、鎂、銅。
②金屬元素的化合物：
Al(OH)3Fe(OH)3、Fe(OH)2、Mg(OH)2、NaOH、
Cu(OH)2、Na2O2、Na2O、Al2O3、Fe2O3、
CuO、NaHCO3、Na2CO3
③非金屬元素：氯、氮、硫、碳、氧
④非金屬元素的化合物：NO、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
3有機化學基礎(4個)
⑥同分異構體
⑦化學式、結構式、結構簡式，化學反應方方程式
⑧幾個典型反應(特征反應)
⑨乙醇、乙酸等幾種特征有機化合物的性質
4化學實驗(7個)
①常用儀器的主要用途和使用方法(主要是原理)
②實驗的基本操作(主要是原理)
③常見氣體的實驗室制法(包括所用試劑、儀器、反應原理、收集方法)
④實驗室一般事故的預防和處理方法(安全意識培養)
⑤常見的物質(包括氣體物質、無機離子)進行分離、提純和鑒別
⑥運用化學知識設計一些基本實驗或評價實驗方案。(這一類型題遲早會考)
⑦根據實驗現象、觀察、記錄、分析或處理數據，得出正確結論。(分析處理數據這幾年沒考，但要關注這個問題)
5化學計算(7個)
①有關物質的量的計算
②有關溶液濃度的.計算
③氣體摩爾體積的計算
④利用化學反應方程式的計算
⑤確定分子式的計算
⑥有關溶液PH值與氫離子濃度、氫氧根離子濃度的計算
⑦混合物的計算
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