2016年高考化学核心考点（一）

高考化学知识零碎而繁杂，但化学的学习一定是有规律的，在此，小编综合前几年高考化学试卷来整理以下高考化学的重要考点，望对各届考生有所帮助。

高考化学重要考点：化学用语

一、表示物质组成结构的化学用语、

1、化合价：它是一种元素一定数目的原子跟其它元素一定数目的原子化合的性质。其实质是元素的原子在形成化合物时，一个原子得失电子或共用电子对的数目。

2、元素符号：用元素的拉丁名称的第一个大写字母或附加一个小写字母来表示

表示意义：(1)表示一种元素，(2)表示该元素的一个原子。

3、核素组成符号： X 式中各字母涵义是Z表示质子数，A表示质量数，X表示元素符号。

4、原子或离子的结构示意图：

用 表示原子核及核内质子数，用弧线表示电子层，弧线上的数字代表该电子层上的电子数。

5、电子式：在原子周围用“”或“×”表示原子最外层电子数。也可表示分子（或晶体）的形成过程和结构。

6、分子式：可表示(1)物质的组成（元素种类），(2)物质的量的组成（原子数比、质量比、百分比），(3)物质一个分子，(4)物质的相对分子质量、摩尔质量。

分子晶体中存在真实的分子、离子晶体、原子晶体晶体中不存在真正的分子，其分子式实质上是化学式。

7、结构式：原子在分子中的排列顺序和结合方式,结构式不能表示分子的空间构型。结构简式：以原子团形式表示结构式，CH3—CH2—OH或CH3CH2OH或C2H5OH。最简式（实验式）:原子个数最简比的式子。

二、表示物质变化过程的化学用语

1、化学方程式：用化学式表示化学变化的式子，书写化学方程式必须依据实验事实和遵循质量守恒定律，并注明反应条件。

2、电离方程式：表示电解质在水溶液中或熔化状态下电离成离子过程的式子。

3、离子方程式：用实际参加反应的离子符号表示离子反应的式子。离子方程式不仅表示某一个反应，而且能表示同一类型的离子反应。

4、热化学方程式：能表明反应过程中放出或吸收热量的化学方程式。其系数表示物质的量，可以是分数。由于物质的聚集状态不同，反应热效应有差异，所以书写时应注明各物质的聚集状态。

5、电极反应式：表示在原电池或电解池中发生的电极反应的式子。

高考化学重要考点：原子、离子的结构特征

我们将核外电子的运动区域分成不同的电子层，第一层最多只能填满两个电子，第二层最多8个，第三层最多填充8个，第一层填满后，剩余的电子填充到第二层，第二层满后，才填第三层：

比如氧原子：核外是8个电子，那么2个电子在第一层，6个电子在第二层；

钠原子：核外11个电子，排布就是281；

氯原子：核外是17个电子，排布是287 ；

在原子中，最外层少于4个电子的，就容易失去电子，多于4个的就容易得到电子，钠原子最外层只有一个电子，与核内的正电荷吸引力相对比较小，容易失去最外层的那个电子，以达到最外层的饱和状态，形成钠离子，氯原子最外层有7个电子，吸引力比较大，容易得到一个电子，形成氯离子，有相反电荷的钠离子和氯离子之间相互作用，构成了氯化钠。

我们把电中性的原子得到或失去电子后形成的带电的微粒叫做离子。离子也是构成物质的一种微粒。

我们把失去电子形成的离子叫阳离子，如钠离子，把得到电子形成的离子叫阴离子，如氯离子

即：各电子层结构、最外层电子数、半径及性质(得失电子能力、氧化还原性)

高考化学重要考点：周期律的内涵

原子离子结构的周期性变化、原子离子得失电子能力的周期性变化、元素金属性和非金属性的周期性变化、元素单质的性质的周期性变化、元素化合物的性质的周期性变化。

高考化学重要考点：周期表的结构及构成规律

高考化学重要考点：反应速率的计算(表示、比较、换算等)及影响反应速率的各种因素(要求识别图像和绘制图像)

表达式：△v（A）=△c(A)/△t

单位：mol/(L·s)或mol/(L·min)

影响化学反应速率的因素：温度,浓度,压强,催化剂.

另外,x射线,γ射线,固体物质的表面积也会影响化学反应速率

一、化学反应的计算公式:

1、对于下列反应:

mA+nB=pC+qD

有v(A):v(B):v(C):v(D)=m:n:p:q

2、对于没有达到化学平衡状态的可逆反应:

v(正)≠v(逆)

二、影响化学反应速率的因素：

1、压强：

对于有气体参与的化学反应,其他条件不变时（除体积）,增大压强,即体积减小,反应物浓度增大,单位体积内活化分子数增多,单位时间内有效碰撞次数增多,反应速率加快；反之则减小.若体积不变,加压（加入不参加此化学反应的气体）反应速率就不变.因为浓度不变,单位体积内活化分子数就不变.但在体积不变的情况下,加入反应物,同样是加压,增加反应物浓度,速率也会增加。

2、温度：

只要升高温度,反应物分子获得能量,使一部分原来能量较低分子变成活化分子,增加了活化分子的百分数,使得有效碰撞次数增多,故反应速率加大（主要原因）.当然,由于温度升高,使分子运动速率加快,单位时间内反应物分子碰撞次数增多反应也会相应加快（次要原因）。

3、催化剂：

使用正催化剂能够降低反应所需的能量,使更多的反应物分子成为活化分子,大大提高了单位体积内反应物分子的百分数,从而成千上万倍地增大了反应物速率.负催化剂则反之。

4、浓度：

当其它条件一致下,增加反应物浓度就增加了单位体积的活化分子的数目,从而增加有效碰撞,反应速率增加,但活化分子百分数是不变的。

高考化学重要考点：平衡状态的特征与判断、平衡移动的判断

一、常考点高考化学题――化学平衡状态和移动

化学平衡状态的判断和化学平衡移动是两大常考点，而后者考题更多，范围更广。关键是要掌握平衡的特征，明白平衡状态的一等六定；熟悉地掌握条件对化学平衡的影响及条件，以及勒沙特列原理。

二、高考化学点拔

该题型包括比较化学反应速率的大小，计算化学反应速率，以及条件对化学反应速率的影响。掌握化学反应速率的概念和公式，明白各种条件对化学反应速率的影响程度，才能解好此类问题。

即：浓度、转化率、体积百分含量、平均相对分子质量、密度、压强

高考化学重要考点：有关化学平衡常数的简单计算

一、对于可逆化学反应 mA+nBpC+qD在一定温度下达到化学平衡时，其平衡常数表达式如下图：

二、高考化学中，化学平衡常数在书写平衡常数表达式时，要注意以下问题：

1、 在应用平衡常数表达式时，稀溶液中的水分子浓度可不写。因为稀溶液的密度接近于1 g/mL。水的物质的量浓度为55.6 mol/L。在化学变化过程中，水量的改变对水的浓度变化影响极小，所以水的浓度是一个常数，此常数可归并到平衡常数中去。

对于不以水为溶剂的溶液中的反应，溶剂的浓度同样是常数。

2、当反应中有固体物质参加时，分子间的碰撞只能在固体表面进行，固体的物质的量浓度对反应速率和平衡没有影响，因此，固体的“浓度”作为常数，在平衡常数表达式中，就不写固体的浓度。

3、化学平衡常数表达式与化学方程式的书写方式有关。同一个化学反应，由于书写的方式不同，各反应物、生成物的化学计量数不同，平衡常数就不同。但是这些平衡常数可以相互换算。

4、不同的化学平衡体系，其平衡常数不一样。平衡常数大，说明生成物的平衡浓度较大，反应物的平衡浓度相对较小，即表明反应进行得较完全。因此，平衡常数的大小可以表示反应进行的程度。

5、一般认为K>10^5反应较完全（即不可逆反应），K<10^(-5)反应很难进行（即不反应）。

平衡常数的数值大小可以判断反应进行的程度

高考化学重要考点：弱电解质(含水)的电离平衡移动的分析

一、命题规律：

1、弱电解质的电离平衡 电离平衡是化学平衡理论应用的范例，在化学中占有重要的地位在历年高考均受到重视，近五年的高考题也承继了这个传统。 考查的主要内容集中点 比较某些物质导电性强弱； 外界条件对弱电解质电离平衡的影响； 依据电离平衡移动理论，解释某些问题。 同浓度（或PH）强弱电解质的比较，如氢离子浓度大小，起始反应速率，中和碱的能力、稀释后的PH的变化等。

2、水的电离与溶液的PH 以水的电离和溶液 pH 计算为考查内容的试题能有效地测试考生的判断、推理、运算等思维能力，仍将是将来考试的热点。

二、考试内容包括：

1、已知 pH 的强酸、强碱混合，或已知浓度的强酸、强碱混合，计算溶液的 pH

2、已知pH或c的强弱酸碱混合，分析溶液的酸碱性。

3、已知混合溶液的pH，推断混合前的酸碱的各种可能，或已知溶液的pH及强酸、强碱的pH，求混合比例。

4、中和滴定接近终点时，溶液pH计算。

5、在新情景下，考查水电离平衡及Kw。

三、盐类水解考查的内容有：

1、盐对水的电离程度的影响做定性判断或定量计算

2、盐溶液蒸干灼烧后产物的判断；

3、pH大小的比较；

4、离子浓度大小的比较等。

另外，判断离子共存、配制溶液、试剂贮存、化肥的混用、物质鉴别推断、某些盐的分离除杂等内容在高考中也涉及到盐的水解。其中命题的热点是离子浓度大小的比较。在高考试题中，特别是选择题，常常将盐类水解与弱电解质的电离、酸碱中和滴定、pH等知识融合在一起，具有一定的综合性

高考化学重要考点：溶液的酸碱性、pH(PH试纸及PH计的使用)及简单计算、指示剂

一、酸、碱、盐的组成

酸是由氢元素和酸根组成的化合物，如：硫酸（H2SO4）、盐酸（HCl）、硝酸(HNO3)

碱是由金属元素和氢氧根组成的化合物，如：氢氧化钠、氢氧化钙、氨水（NH3·H2O）

盐是由金属元素元素（或铵根）和酸根组成的化合物，如：氯化钠、碳酸钠

酸、碱、盐的水溶液可以导电（原因：溶于水时离解形成自由移动的阴、阳离子）

二、酸

1、浓盐酸、浓硫酸的物理性质、特性、用途

2、酸的通性（具有通性的原因：酸离解时所生成的阳离子全部是H+）

(1)与酸碱指示剂的反应：使紫色石蕊试液变红色，不能使无色酚酞试液变色

(2)金属 + 酸 → 盐 + 氢气

(3)碱性氧化物 + 酸 → 盐 + 水

(4)碱 + 酸 → 盐 + 水

(5)盐 + 酸 → 另一种盐 + 另一种酸（产物符合复分解条件）

3、三种离子的检验

三、碱

1、氢氧化钠、氢氧化钙的物理性质、用途

2、碱的通性（具有通性的原因：离解时所生成的阴离子全部是OH- ）

(1)碱溶液与酸碱指示剂的反应： 使紫色石蕊试液变蓝色，使无色酚酞试液变红色

(2)酸性氧化物+碱 → 盐+水

(3)酸+碱 → 盐+水

(4)盐+碱 → 另一种盐+另一种碱（反应物均可溶，产物符合复分解条件）

注：(1)难溶性碱受热易分解（不属于碱的通性）

(2)常见沉淀：AgCl↓ BaSO4↓ Cu(OH)2↓ F e(OH)3↓ Mg(OH)2↓ BaCO3↓ CaCO3↓

(3)复分解反应的条件：当两种化合物互相交换成分，生成物中有沉淀或有气体或有水生成时，复分解反应才可以发生。

3、酸性氧化物与碱性氧化物

四、中和反应 溶液酸碱度的表示法——pH

1、定义：酸与碱作用生成盐和水的反应

2、应用：

(1)改变土壤的酸碱性

(2)处理工厂的废水

(3)用于医药

3、溶液酸碱度的表示法——pH

(1)

(2)pH的测定：最简单的方法是使用pH试纸 用玻璃棒（或滴管）蘸取待测试液少许，滴在pH试纸上，显色后与标准比色卡对照，读出溶液的pH（读数为整数）

(3)酸雨：正常雨水的pH约为5.6（因为溶有CO2） pH<5.6的雨水为酸雨

高考化学重要考点：盐的水解的本质及表示方法

一、探究盐溶液的酸碱性

强碱弱酸盐的水溶液，呈碱性

强酸弱碱盐的水溶液，呈酸性

强酸强碱盐的水溶液，呈中性

二、盐溶液呈现不同酸碱性的原因

1、盐类水解(hydrolysis of salts)：在溶液中，由于盐的离子与水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的过程中。

2、盐类水解的实质：是酸碱中和反应的逆反应

3、盐类水解破坏了水的电离平衡，促进了水的电离

4、盐类水解的类型及规律：

(1)有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，都弱都水解；谁强显谁性，同强显中性。

(2) 组成盐的酸越弱，水解程度越大

(3) 同浓度的正盐与其酸式盐相比，正盐的水解程度比酸式盐的水解程度大。

(4) 弱酸酸式盐的酸碱性要看酸式酸根电离和水解的相对强弱。HCO3-,HS-,HPO42-在溶液中以水解为主，其溶液显碱性；HSO3-,H2PO4-在溶液中以电离为主，其溶液显酸性

5、盐类水解离子方程式的书写

(1) 写法：谁弱写谁，都弱都写；阳离子水解生成H+，阴离子水解生成OH-；阴阳离子都水解，生成弱酸和弱碱。

(2) 注意的问题：

①水和弱电解质应写成分子式，不能写成相应的离子。

②水解反应是可逆过程，因此要用可逆符号，并不标“↑”、“↓” 符号。 （Al2S3、Al2(SO4)3例外）

③多元酸盐的水解是分步进行的。 多元碱的盐也是分步水解的，由于中间过程复杂，可写成一步，

(3) 双水解方程式的书写：弱酸弱碱盐中阴、阳离子相互促进水解，我们称之为双水解。

高考化学重要考点：离子反应的本质、离子共存的分析、离子浓度的大小比较

一、考纲解读

1、能正确判断电解质、非电解质、强电解质、弱电解质；能正确书写电离方程式；正确判断电解质溶液的导电能力强弱。

2、理解离子反应的本质；能正确书写离子方程式，分析离子共存的先决条件，正确判断溶液中的离子共存。

二、高考预测

离子方程式的书写及正误判断、溶液中的离子共存都是高考的热点，属于每年高考必考的内容。在高考试题中，既可以以选择、填空的形式独立命题，直接考查离子方程式的书写、溶液中的离子共存，也可以穿插到工业流程题、实验题之中，以社会生活中的热点问题为切入点，以新知识介绍为载体，考查学生对离子反应、离子方程式的掌握程度，考查学生用离子反应、离子方程式的知识去分析、解释、处理新问题的能力。在复习中，要注意通过对比、归纳的方法，熟练掌握相应的知识规律，要注意提高运用知识分析处理新情景下问题的能力。

高考化学重要考点：关于氧化还原反应(无机、有机)的分析、简单的配平与基本计算

一、化合价升降法 氧化还原反应的本质是参加反应原子间的电子转移，包括电子得失和电子对的偏移。这种转移的表现形式是元素化合价的升降。化合价升降法就是根据这个本质特征来配平氧化还原反应方程式的。具体做法是：

二、假设法 对于一些特殊的有机氧化还原反应，如三硝基甲苯爆炸反应，生成物有CO、N2、H2O、C等物质，特别是三硝基甲苯的碳元素化合价变化较难确定，若用化合价升降法来配平就相当困难，可采取假设法。

高考化学重要考点：关于电化学(原电池、电解池)的分析

一、分类

电化学分析系统根据不同的分类条件，电化学分析法有不同的分类，下面是几种常见的分类：

1、根据在某一特定条件下，化学电池中的电极电位、电量、电流电压及电导等物理量与溶液浓度的关系进行分析的方法。例如，电位测定法、恒电位库仑法、极谱法和电导法等。

2、以化学电池中的电极电位、电量、电流和电导等物理量的：突变作为指示终点的方法。例如，电位滴定法、库仑滴定法、电流滴定法和电导滴定法等。

3、将试液中某一被测组分通过电极反应，使其在工作电极上析出金属或氧化物，称量此电沉积物的质量求得被测得组分的含量。例如，电解分析法。

二、主要方法

1、电导法

是用电导仪直接测量电解质溶液的电导率的方法。

2、电位滴定法

是在用标准溶液滴定待测离子过程中，用指示电极的电位变化指示滴定终点的到达，是把电位测定与滴定分析互相结合起来的一种测试方法。

3、电解分析法

是将直流电压施加于电解池的两个电极上，根据电极增加的质量计算被测物的含量。

4、伏安法

根据电解过程中的电流电压曲线（伏安曲线）来进行分析的方法。

5、溶出伏安法

将恒电位电解富集法与伏安法结合的一种极谱分析方法。它首先将欲测物质在适当电位下进行电解并富集在固定表面积的特殊电极上，然后反向改变电位，让富集在电极上的物质重新溶出，同时记录电流电压曲线。根据溶出峰电流的大小进行定量分析。

6、电位溶出分析法

在恒电位下将被测物质电解富集在工作电极上，然后断开恒电位电路，由电解液中的氧化剂将被富集的物质溶解出来，同时记录溶出时的电位时间曲线，根据曲线上溶出阶的长度进行定量，这种方法缩写为P．S．A．。

电位溶出分析法与溶出伏安法之间主要区别在于前者在溶出时没有电流流过工作电极，而后者具有背景电流，在某些情况下可能淹没溶出峰。

高考化学重要考点：反应热、热化学方程式、盖斯定律及应用

一、简介

热化学方程式是表示化学反应中的物质变化和焓变（或能量变化；热量变化）。

例如热化学方程式：

H2(g) + Cl 2(g) = 2HCl(g)△H = －183 kJ/mol

ΔH代表在标准态时，1molH2(g)和1molCl2(g)完全反应生成2 molHCl(g)，反应放热183kJ。这是一个假想的过程，实际反应中反应物的投料量比所需量要多，只是过量反应物的状态没有发生变化，因此不会影响反应的反应热。标准态时化学反应的摩尔焓变称为标准摩尔焓，用符号ΔfHmO表示。

二、注意事项

1、书写和应用热化学方程式时必须注意以下几点：

(1)反应热与温度和压强等测定条件有关，所以书写时指明反应时的温度和压强（25℃、101kPa时，可以不注明）

(2)各物质化学式右侧用圆括弧（）表明物质的聚集状态。可以用g、l、s分别代表气态、液态、固态。固体有不同晶态时，还需将晶态注明，例如S（斜方），S（单斜），C（石墨），C（金刚石）等。溶液中的反应物质，则须注明其浓度，以aq代表水溶液，(aq，∝) 代表无限稀释水溶液。

(3)热化学方程式中化学计量数只表示该物质的物质的量，不表示物质分子个数或原子个数，因此，它可以是整数，也可以是分数。

(4)△H只能写在化学方程式的右边，若为放热反应，则△H为“-”；若为吸热反应，则△H为“+”。其单位一般为kJ/mol。同一化学反应，若化学计量数不同时△H的值不同。若化学计量数相同，当反应物、生成物状态不同时，△H的值也不同。

(5)热化学方程式是表示反应已完成的数量。由于△H与反应完成物质的量有关，所以方程式中化学式前面的化学计量数必须与△H相对应，当反应逆向进行时，其反应热与正反应的反应热数值相等，符号相反。

(6)不标“↑”或“↓”

(7)热化学方程式一般不需要写反应条件，例如：△（加热），因为聚集状态已标出。

(8)有机热化学方程式用“=”，不用“→”

2、常见物体比热容。

比热表：常见物质的比热容

物质 比热容c

水 4.2

冰 2.1

酒精 2.1

煤油 2.1

蓖麻油 1.8

橡胶 1.7

砂石 0.92

干泥土 0.84

玻璃 0.67

铝 0.88

钢铁 0.46

铜 0.39

汞 0.14

铅 0.12

对上表中数值的解释：

(1)比热此表中单位为kJ/(kg·K)；

(2)水的比热较大，金属的比热更小一些；

(3)c铝>c铁>c钢>c铅 (c铅

3、一些热化学方程式

(1)2H2(g)+O2(g)=2H2O(g) △H=-484KJ/mol

(2)2H2(g)+O2(g)=2H2O(l) △H=-571.6KJ/mol

(3)H2O(g)=H2O(l) △H=-44.0KJ/mol

(4)P4(白磷、s)+5O2(g)=P4O10(s) △H=-2983.2KJ/mol

(5)4P(红磷、s)+5O2(g)=P4O10(s) △H=-2945KJ/mol

(6)P4(白磷、s)=4P(红磷、s) △H=-29.2KJ/mol

三、盖斯定律

讲到热力学方程式，不得不提起盖斯定律。

1840年俄国的化学家盖斯(Hess)在总结大量实验事实（热化学实验数据）的基础上提出：“定压或定容条件下的任意化学反应，在不做其它功时，不论是一步完成的还是几步完成的，其热效应总是相同的（反应热的总值相等）。”这叫作盖斯定律。换句话说，化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关，而这可以看出，盖斯定律实际上是“内能和焓是状态函数”这一结论的进一步体现。利用这一定律可以从已经精确测定的反应热效应来计算难于测量或不能测量的反应的热效应。

由于热力学能(U)和焓(H)都是状态函数，所以ΔU和ΔH只与体系的始、末状态有关而与“历程”无关。可见，对于恒容或恒压化学反应来说，只要反应物和产物的状态确定了，反应的热效应Qv或Qp也就确定了，反应是否有中间步骤或有无催化剂介入等均对Qv或Qp数值没有影响。

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