高考化學知識零碎而繁雜，但化學的學習一定是有規律的，在此，小編綜合前幾年高考化學試卷來整理以下高考化學的重要考點，望對各屆考生有所幫助。

高考化學重要考點：化學用語

一、表示物質組成結構的化學用語、

1、化合價：它是一種元素一定數目的原子跟其它元素一定數目的原子化合的性質。其實質是元素的原子在形成化合物時，一個原子得失電子或共用電子對的數目。

2、元素符號：用元素的拉丁名稱的第一個大寫字母或附加一個小寫字母來表示

表示意義：(1)表示一種元素，(2)表示該元素的一個原子。

3、核素組成符號： X 式中各字母涵義是Z表示質子數，A表示質量數，X表示元素符號。

4、原子或離子的結構示意圖：

用 表示原子核及核內質子數，用弧線表示電子層，弧線上的數字代表該電子層上的電子數。

5、電子式：在原子周圍用“”或“×”表示原子最外層電子數。也可表示分子（或晶體）的形成過程和結構。

6、分子式：可表示(1)物質的組成（元素種類），(2)物質的量的組成（原子數比、質量比、百分比），(3)物質一個分子，(4)物質的相對分子質量、摩爾質量。

分子晶體中存在真實的分子、離子晶體、原子晶體晶體中不存在真正的分子，其分子式實質上是化學式。

7、結構式：原子在分子中的排列順序和結合方式,結構式不能表示分子的空間構型。結構簡式：以原子團形式表示結構式，CH3—CH2—OH或CH3CH2OH或C2H5OH。最簡式（實驗式）:原子個數最簡比的式子。

二、表示物質變化過程的化學用語

1、化學方程式：用化學式表示化學變化的式子，書寫化學方程式必須依據實驗事實和遵循質量守恒定律，并注明反應條件。

2、電離方程式：表示電解質在水溶液中或熔化狀態下電離成離子過程的式子。

3、離子方程式：用實際參加反應的離子符號表示離子反應的式子。離子方程式不僅表示某一個反應，而且能表示同一類型的離子反應。

4、熱化學方程式：能表明反應過程中放出或吸收熱量的化學方程式。其系數表示物質的量，可以是分數。由于物質的聚集狀態不同，反應熱效應有差異，所以書寫時應注明各物質的聚集狀態。

5、電極反應式：表示在原電池或電解池中發生的電極反應的式子。

高考化學重要考點：原子、離子的結構特征

我們將核外電子的運動區域分成不同的電子層，第一層最多只能填滿兩個電子，第二層最多8個，第三層最多填充8個，第一層填滿后，剩余的電子填充到第二層，第二層滿后，才填第三層：

比如氧原子：核外是8個電子，那么2個電子在第一層，6個電子在第二層；

鈉原子：核外11個電子，排布就是281；

氯原子：核外是17個電子，排布是287 ；

在原子中，最外層少于4個電子的，就容易失去電子，多于4個的就容易得到電子，鈉原子最外層只有一個電子，與核內的正電荷吸引力相對比較小，容易失去最外層的那個電子，以達到最外層的飽和狀態，形成鈉離子，氯原子最外層有7個電子，吸引力比較大，容易得到一個電子，形成氯離子，有相反電荷的鈉離子和氯離子之間相互作用，構成了氯化鈉。

我們把電中性的原子得到或失去電子后形成的帶電的微粒叫做離子。離子也是構成物質的一種微粒。

我們把失去電子形成的離子叫陽離子，如鈉離子，把得到電子形成的離子叫陰離子，如氯離子

即：各電子層結構、最外層電子數、半徑及性質(得失電子能力、氧化還原性)

高考化學重要考點：周期律的內涵

原子離子結構的周期性變化、原子離子得失電子能力的周期性變化、元素金屬性和非金屬性的周期性變化、元素單質的性質的周期性變化、元素化合物的性質的周期性變化。

高考化學重要考點：周期表的結構及構成規律

高考化學重要考點：反應速率的計算(表示、比較、換算等)及影響反應速率的各種因素(要求識別圖像和繪制圖像)

表達式：△v（A）=△c(A)/△t

單位：mol/(L·s)或mol/(L·min)

影響化學反應速率的因素：溫度,濃度,壓強,催化劑.

另外,x射線,γ射線,固體物質的表面積也會影響化學反應速率

一、化學反應的計算公式:

1、對于下列反應:

mA+nB=pC+qD

有v(A):v(B):v(C):v(D)=m:n:p:q

2、對于沒有達到化學平衡狀態的可逆反應:

v(正)≠v(逆)

二、影響化學反應速率的因素：

1、壓強：

對于有氣體參與的化學反應,其他條件不變時（除體積）,增大壓強,即體積減小,反應物濃度增大,單位體積內活化分子數增多,單位時間內有效碰撞次數增多,反應速率加快；反之則減小.若體積不變,加壓（加入不參加此化學反應的氣體）反應速率就不變.因為濃度不變,單位體積內活化分子數就不變.但在體積不變的情況下,加入反應物,同樣是加壓,增加反應物濃度,速率也會增加。

2、溫度：

只要升高溫度,反應物分子獲得能量,使一部分原來能量較低分子變成活化分子,增加了活化分子的百分數,使得有效碰撞次數增多,故反應速率加大（主要原因）.當然,由于溫度升高,使分子運動速率加快,單位時間內反應物分子碰撞次數增多反應也會相應加快（次要原因）。

3、催化劑：

使用正催化劑能夠降低反應所需的能量,使更多的反應物分子成為活化分子,大大提高了單位體積內反應物分子的百分數,從而成千上萬倍地增大了反應物速率.負催化劑則反之。

4、濃度：

當其它條件一致下,增加反應物濃度就增加了單位體積的活化分子的數目,從而增加有效碰撞,反應速率增加,但活化分子百分數是不變的。

高考化學重要考點：平衡狀態的特征與判斷、平衡移動的判斷

一、常考點高考化學題――化學平衡狀態和移動

化學平衡狀態的判斷和化學平衡移動是兩大常考點，而后者考題更多，范圍更廣。關鍵是要掌握平衡的特征，明白平衡狀態的一等六定；熟悉地掌握條件對化學平衡的影響及條件，以及勒沙特列原理。

二、高考化學點拔

該題型包括比較化學反應速率的大小，計算化學反應速率，以及條件對化學反應速率的影響。掌握化學反應速率的概念和公式，明白各種條件對化學反應速率的影響程度，才能解好此類問題。

即：濃度、轉化率、體積百分含量、平均相對分子質量、密度、壓強

高考化學重要考點：有關化學平衡常數的簡單計算

一、對于可逆化學反應 mA+nBpC+qD在一定溫度下達到化學平衡時，其平衡常數表達式如下圖：

二、高考化學中，化學平衡常數在書寫平衡常數表達式時，要注意以下問題：

1、 在應用平衡常數表達式時，稀溶液中的水分子濃度可不寫。因為稀溶液的密度接近于1 g/mL。水的物質的量濃度為55.6 mol/L。在化學變化過程中，水量的改變對水的濃度變化影響極小，所以水的濃度是一個常數，此常數可歸并到平衡常數中去。

對于不以水為溶劑的溶液中的反應，溶劑的濃度同樣是常數。

2、當反應中有固體物質參加時，分子間的碰撞只能在固體表面進行，固體的物質的量濃度對反應速率和平衡沒有影響，因此，固體的“濃度”作為常數，在平衡常數表達式中，就不寫固體的濃度。

3、化學平衡常數表達式與化學方程式的書寫方式有關。同一個化學反應，由于書寫的方式不同，各反應物、生成物的化學計量數不同，平衡常數就不同。但是這些平衡常數可以相互換算。

4、不同的化學平衡體系，其平衡常數不一樣。平衡常數大，說明生成物的平衡濃度較大，反應物的平衡濃度相對較小，即表明反應進行得較完全。因此，平衡常數的大小可以表示反應進行的程度。

5、一般認為K>10^5反應較完全（即不可逆反應），K<10^(-5)反應很難進行（即不反應）。

平衡常數的數值大小可以判斷反應進行的程度

高考化學重要考點：弱電解質(含水)的電離平衡移動的分析

一、命題規律：

1、弱電解質的電離平衡 電離平衡是化學平衡理論應用的范例，在化學中占有重要的地位在歷年高考均受到重視，近五年的高考題也承繼了這個傳統。 考查的主要內容集中點 比較某些物質導電性強弱； 外界條件對弱電解質電離平衡的影響； 依據電離平衡移動理論，解釋某些問題。 同濃度（或PH）強弱電解質的比較，如氫離子濃度大小，起始反應速率，中和堿的能力、稀釋后的PH的變化等。

2、水的電離與溶液的PH 以水的電離和溶液 pH 計算為考查內容的試題能有效地測試考生的判斷、推理、運算等思維能力，仍將是將來考試的熱點。

二、考試內容包括：

1、已知 pH 的強酸、強堿混合，或已知濃度的強酸、強堿混合，計算溶液的 pH

2、已知pH或c的強弱酸堿混合，分析溶液的酸堿性。

3、已知混合溶液的pH，推斷混合前的酸堿的各種可能，或已知溶液的pH及強酸、強堿的pH，求混合比例。

4、中和滴定接近終點時，溶液pH計算。

5、在新情景下，考查水電離平衡及Kw。

三、鹽類水解考查的內容有：

1、鹽對水的電離程度的影響做定性判斷或定量計算

2、鹽溶液蒸干灼燒后產物的判斷；

3、pH大小的比較；

4、離子濃度大小的比較等。

另外，判斷離子共存、配制溶液、試劑貯存、化肥的混用、物質鑒別推斷、某些鹽的分離除雜等內容在高考中也涉及到鹽的水解。其中命題的熱點是離子濃度大小的比較。在高考試題中，特別是選擇題，常常將鹽類水解與弱電解質的電離、酸堿中和滴定、pH等知識融合在一起，具有一定的綜合性

高考化學重要考點：溶液的酸堿性、pH(PH試紙及PH計的使用)及簡單計算、指示劑

一、酸、堿、鹽的組成

酸是由氫元素和酸根組成的化合物，如：硫酸（H2SO4）、鹽酸（HCl）、硝酸(HNO3)

堿是由金屬元素和氫氧根組成的化合物，如：氫氧化鈉、氫氧化鈣、氨水（NH3·H2O）

鹽是由金屬元素元素（或銨根）和酸根組成的化合物，如：氯化鈉、碳酸鈉

酸、堿、鹽的水溶液可以導電（原因：溶于水時離解形成自由移動的陰、陽離子）

二、酸

1、濃鹽酸、濃硫酸的物理性質、特性、用途

2、酸的通性（具有通性的原因：酸離解時所生成的陽離子全部是H+）

(1)與酸堿指示劑的反應：使紫色石蕊試液變紅色，不能使無色酚酞試液變色

(2)金屬 + 酸 → 鹽 + 氫氣

(3)堿性氧化物 + 酸 → 鹽 + 水

(4)堿 + 酸 → 鹽 + 水

(5)鹽 + 酸 → 另一種鹽 + 另一種酸（產物符合復分解條件）

3、三種離子的檢驗

三、堿

1、氫氧化鈉、氫氧化鈣的物理性質、用途

2、堿的通性（具有通性的原因：離解時所生成的陰離子全部是OH- ）

(1)堿溶液與酸堿指示劑的反應： 使紫色石蕊試液變藍色，使無色酚酞試液變紅色

(2)酸性氧化物+堿 → 鹽+水

(3)酸+堿 → 鹽+水

(4)鹽+堿 → 另一種鹽+另一種堿（反應物均可溶，產物符合復分解條件）

注：(1)難溶性堿受熱易分解（不屬于堿的通性）

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

(3)復分解反應的條件：當兩種化合物互相交換成分，生成物中有沉淀或有氣體或有水生成時，復分解反應才可以發生。

3、酸性氧化物與堿性氧化物

四、中和反應 溶液酸堿度的表示法——pH

1、定義：酸與堿作用生成鹽和水的反應

2、應用：

(1)改變土壤的酸堿性

(2)處理工廠的廢水

(3)用于醫藥

3、溶液酸堿度的表示法——pH

(1)

(2)pH的測定：最簡單的方法是使用pH試紙 用玻璃棒（或滴管）蘸取待測試液少許，滴在pH試紙上，顯色后與標準比色卡對照，讀出溶液的pH（讀數為整數）

(3)酸雨：正常雨水的pH約為5.6（因為溶有CO2） pH<5.6的雨水為酸雨

高考化學重要考點：鹽的水解的本質及表示方法

一、探究鹽溶液的酸堿性

強堿弱酸鹽的水溶液，呈堿性

強酸弱堿鹽的水溶液，呈酸性

強酸強堿鹽的水溶液，呈中性

二、鹽溶液呈現不同酸堿性的原因

1、鹽類水解(hydrolysis of salts)：在溶液中，由于鹽的離子與水電離出來的H+或OH-結合生成弱電解質的過程中。

2、鹽類水解的實質：是酸堿中和反應的逆反應

3、鹽類水解破壞了水的電離平衡，促進了水的電離

4、鹽類水解的類型及規律：

(1)有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解，都弱都水解；誰強顯誰性，同強顯中性。

(2) 組成鹽的酸越弱，水解程度越大

(3) 同濃度的正鹽與其酸式鹽相比，正鹽的水解程度比酸式鹽的水解程度大。

(4) 弱酸酸式鹽的酸堿性要看酸式酸根電離和水解的相對強弱。HCO3-,HS-,HPO42-在溶液中以水解為主，其溶液顯堿性；HSO3-,H2PO4-在溶液中以電離為主，其溶液顯酸性

5、鹽類水解離子方程式的書寫

(1) 寫法：誰弱寫誰，都弱都寫；陽離子水解生成H+，陰離子水解生成OH-；陰陽離子都水解，生成弱酸和弱堿。

(2) 注意的問題：

①水和弱電解質應寫成分子式，不能寫成相應的離子。

②水解反應是可逆過程，因此要用可逆符號，并不標“↑”、“↓” 符號。 （Al2S3、Al2(SO4)3例外）

③多元酸鹽的水解是分步進行的。 多元堿的鹽也是分步水解的，由于中間過程復雜，可寫成一步，

(3) 雙水解方程式的書寫：弱酸弱堿鹽中陰、陽離子相互促進水解，我們稱之為雙水解。

高考化學重要考點：離子反應的本質、離子共存的分析、離子濃度的大小比較

一、考綱解讀

1、能正確判斷電解質、非電解質、強電解質、弱電解質；能正確書寫電離方程式；正確判斷電解質溶液的導電能力強弱。

2、理解離子反應的本質；能正確書寫離子方程式，分析離子共存的先決條件，正確判斷溶液中的離子共存。

二、高考預測

離子方程式的書寫及正誤判斷、溶液中的離子共存都是高考的熱點，屬于每年高考必考的內容。在高考試題中，既可以以選擇、填空的形式獨立命題，直接考查離子方程式的書寫、溶液中的離子共存，也可以穿插到工業流程題、實驗題之中，以社會生活中的熱點問題為切入點，以新知識介紹為載體，考查學生對離子反應、離子方程式的掌握程度，考查學生用離子反應、離子方程式的知識去分析、解釋、處理新問題的能力。在復習中，要注意通過對比、歸納的方法，熟練掌握相應的知識規律，要注意提高運用知識分析處理新情景下問題的能力。

高考化學重要考點：關于氧化還原反應(無機、有機)的分析、簡單的配平與基本計算

一、化合價升降法 氧化還原反應的本質是參加反應原子間的電子轉移，包括電子得失和電子對的偏移。這種轉移的表現形式是元素化合價的升降。化合價升降法就是根據這個本質特征來配平氧化還原反應方程式的。具體做法是：

二、假設法 對于一些特殊的有機氧化還原反應，如三硝基甲苯爆炸反應，生成物有CO、N2、H2O、C等物質，特別是三硝基甲苯的碳元素化合價變化較難確定，若用化合價升降法來配平就相當困難，可采取假設法。

高考化學重要考點：關于電化學(原電池、電解池)的分析

一、分類

電化學分析系統根據不同的分類條件，電化學分析法有不同的分類，下面是幾種常見的分類：

1、根據在某一特定條件下，化學電池中的電極電位、電量、電流電壓及電導等物理量與溶液濃度的關系進行分析的方法。例如，電位測定法、恒電位庫侖法、極譜法和電導法等。

2、以化學電池中的電極電位、電量、電流和電導等物理量的：突變作為指示終點的方法。例如，電位滴定法、庫侖滴定法、電流滴定法和電導滴定法等。

3、將試液中某一被測組分通過電極反應，使其在工作電極上析出金屬或氧化物，稱量此電沉積物的質量求得被測得組分的含量。例如，電解分析法。

二、主要方法

1、電導法

是用電導儀直接測量電解質溶液的電導率的方法。

2、電位滴定法

是在用標準溶液滴定待測離子過程中，用指示電極的電位變化指示滴定終點的到達，是把電位測定與滴定分析互相結合起來的一種測試方法。

3、電解分析法

是將直流電壓施加于電解池的兩個電極上，根據電極增加的質量計算被測物的含量。

4、伏安法

根據電解過程中的電流電壓曲線（伏安曲線）來進行分析的方法。

5、溶出伏安法

將恒電位電解富集法與伏安法結合的一種極譜分析方法。它首先將欲測物質在適當電位下進行電解并富集在固定表面積的特殊電極上，然后反向改變電位，讓富集在電極上的物質重新溶出，同時記錄電流電壓曲線。根據溶出峰電流的大小進行定量分析。

6、電位溶出分析法

在恒電位下將被測物質電解富集在工作電極上，然后斷開恒電位電路，由電解液中的氧化劑將被富集的物質溶解出來，同時記錄溶出時的電位時間曲線，根據曲線上溶出階的長度進行定量，這種方法縮寫為P．S．A．。

電位溶出分析法與溶出伏安法之間主要區別在于前者在溶出時沒有電流流過工作電極，而后者具有背景電流，在某些情況下可能淹沒溶出峰。

高考化學重要考點：反應熱、熱化學方程式、蓋斯定律及應用

一、簡介

熱化學方程式是表示化學反應中的物質變化和焓變（或能量變化；熱量變化）。

例如熱化學方程式：

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

ΔH代表在標準態時，1molH2(g)和1molCl2(g)完全反應生成2 molHCl(g)，反應放熱183kJ。這是一個假想的過程，實際反應中反應物的投料量比所需量要多，只是過量反應物的狀態沒有發生變化，因此不會影響反應的反應熱。標準態時化學反應的摩爾焓變稱為標準摩爾焓，用符號ΔfHmO表示。

二、注意事項

1、書寫和應用熱化學方程式時必須注意以下幾點：

(1)反應熱與溫度和壓強等測定條件有關，所以書寫時指明反應時的溫度和壓強（25℃、101kPa時，可以不注明）

(2)各物質化學式右側用圓括弧（）表明物質的聚集狀態。可以用g、l、s分別代表氣態、液態、固態。固體有不同晶態時，還需將晶態注明，例如S（斜方），S（單斜），C（石墨），C（金剛石）等。溶液中的反應物質，則須注明其濃度，以aq代表水溶液，(aq，∝) 代表無限稀釋水溶液。

(3)熱化學方程式中化學計量數只表示該物質的物質的量，不表示物質分子個數或原子個數，因此，它可以是整數，也可以是分數。

(4)△H只能寫在化學方程式的右邊，若為放熱反應，則△H為“-”；若為吸熱反應，則△H為“+”。其單位一般為kJ/mol。同一化學反應，若化學計量數不同時△H的值不同。若化學計量數相同，當反應物、生成物狀態不同時，△H的值也不同。

(5)熱化學方程式是表示反應已完成的數量。由于△H與反應完成物質的量有關，所以方程式中化學式前面的化學計量數必須與△H相對應，當反應逆向進行時，其反應熱與正反應的反應熱數值相等，符號相反。

(6)不標“↑”或“↓”

(7)熱化學方程式一般不需要寫反應條件，例如：△（加熱），因為聚集狀態已標出。

(8)有機熱化學方程式用“=”，不用“→”

2、常見物體比熱容。

比熱表：常見物質的比熱容

物質 比熱容c

水 4.2

冰 2.1

酒精 2.1

煤油 2.1

蓖麻油 1.8

橡膠 1.7

砂石 0.92

干泥土 0.84

玻璃 0.67

鋁 0.88

鋼鐵 0.46

銅 0.39

汞 0.14

鉛 0.12

對上表中數值的解釋：

(1)比熱此表中單位為kJ/(kg·K)；

(2)水的比熱較大，金屬的比熱更小一些；

(3)c鋁>c鐵>c鋼>c鉛 (c鉛<c鐵<c鋼<c鋁)。

3、一些熱化學方程式

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

(6)P4(白磷、s)=4P(紅磷、s) △H=-29.2KJ/mol

三、蓋斯定律

講到熱力學方程式，不得不提起蓋斯定律。

1840年俄國的化學家蓋斯(Hess)在總結大量實驗事實（熱化學實驗數據）的基礎上提出：“定壓或定容條件下的任意化學反應，在不做其它功時，不論是一步完成的還是幾步完成的，其熱效應總是相同的（反應熱的總值相等）。”這叫作蓋斯定律。換句話說，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，而這可以看出，蓋斯定律實際上是“內能和焓是狀態函數”這一結論的進一步體現。利用這一定律可以從已經精確測定的反應熱效應來計算難于測量或不能測量的反應的熱效應。

由于熱力學能(U)和焓(H)都是狀態函數，所以ΔU和ΔH只與體系的始、末狀態有關而與“歷程”無關。可見，對于恒容或恒壓化學反應來說，只要反應物和產物的狀態確定了，反應的熱效應Qv或Qp也就確定了，反應是否有中間步驟或有無催化劑介入等均對Qv或Qp數值沒有影響。

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