高考化学有哪些常见知识点？
一、基本概念和基本理论:
一、阿沃伽德罗定律。
1.内容:在相同的温度和压力下，相同体积的气体含有相同数量的分子。即“三相似”即“在一起”。
推断
在(1)相同的温度和压力下，当V1/V2=n1/n2 (2)相同的温度和相同的体积时，p 1/P2 = n 1/N2 = n 1/N2。
(3)在相同温度和压强下，质量相等，V1/V2=M2/M1 (4)在相同温度和压强下，体积相等，M1/M2=ρ1/ρ2。
注:① Avon Gadereau定律也适用于非反应性混合气体。②利用气态方程PV=nRT有助于理解上述推论。
3、avo Gadereau经常解决这类问题:
①条件:检验气体时经常会给出常温常压、1.01×105Pa、25℃等非标准条件。
②物质的状态:在考查气体的摩尔体积时，考生常被H2O、SO3、己烷、辛烷、CHCl3等在标准条件下不是气态的物质所迷惑。
③物质结构和晶体结构:考察有多少粒子(分子、原子、电子、质子、中子等。)包含在一定量的物质中，通常涉及到稀有气体如He和Ne是单原子和胶体粒子，而Cl2、N2、O2和H2是双原子分子。晶体结构:P4、金刚石、石墨、二氧化硅等结构。
第二，离子* * *
1.由于复分解反应，离子不能大量存在。
(1)气体生成。挥发性弱酸如CO32-、SO32-、S2-、HCO3-、HSO3-和HS-的酸根和H+不能大量储存。
(2)有沉淀。比如Ba2+、Ca2+、Mg2+、Ag+等。不能与SO42-和CO32-等大量* *共存；Mg2+，Fe2+，Ag+，Al3+，Zn2+，Cu2+，Fe3+等。不能大量与OH-共存。Pb2+和Cl-、Fe2+和S2-、Ca2+和PO43-、Ag+和I-不能大量储存。
(3)生成弱电解质。例如OH-、CH3COO-、PO43-、HPO42-、H2PO4-、F-、ClO-、AlO2-、SiO32-、CN-、C17H35COO-等。不能用H+大量储存；一些酸性弱酸根如HCO3-、HPO42-、HS-、H2PO4-和HSO3-不能大量与OH-共存。NH4+和OH-不能大量存在。
(4)溶液中某些易水解离子的存在是有条件的。例如，AlO2-、S2-、CO32-和C6H5O-只能在碱性条件下存在于溶液中。例如，Fe3+和Al3+只能在酸性条件下存在于溶液中。这两种离子不能同时存在于同一溶液中，即离子之间可以发生“双水解”反应。如3AlO2-+3Al3++6H2O=4Al(OH)3↓等。
2.由于氧化还原反应，离子不能大量存在。
(1)还原性强的离子不能与氧化性强的离子大量存在。例如，S2-、HS-、SO32-、I-和Fe3+不能大量储存。
(2)由于氧化还原反应，不能在酸性或碱性介质中大量储存。例如MnO4-、Cr2O3-、NO3-、ClO-和S2-、HS-、SO32-、HSO3-、I-、Fe2+等。不能大量储存；SO32-和S2-在碱性条件下可以存在，但由于2S2-+SO32-+6h+= 3s+3H2O的反应，在酸性条件下不能存在。H+和S2O32-不能大量储存。
3.可水解阳离子和可水解阴离子不能大量存在于水溶液中(双重水解)。
例如:Al3+和HCO3-、CO32-、HS-、S2-、AlO2-、ClO-等。Fe3+和CO32-、HCO3-、AlO2-、ClO-不能大量储存。
4.溶液中能发生络合反应的离子不能大量存在。
比如Fe2+、Fe3+和SCN-不能大量储存；Fe3+并不能大量存在。
5.注意考题中给出的附加条件。
(1)酸性溶液(H+)、碱性溶液(OH-)、加入铝粉后能释放可燃气体的溶液、水电分离的H+或OH-= 1×10-10mol/L的溶液。
②有色离子MnO4-，Fe3+，Fe2+，Cu2+，Fe(SCN)2+。(3) MnO 4-、NO 3-等。在酸性条件下具有强氧化性。
④S2O32-在酸性条件下发生氧化还原反应:S2O32-+2h+= S ↓+SO2 = H2O。
⑤注意题目要求“大量* * *存储”还是“不大量* * *存储”。
6.在审查问题时，还应特别注意以下几点:
(1)注意溶液酸度对离子间氧化还原反应的影响。比如Fe2+和NO3-可以* *存在，但在强酸条件下(即Fe2+、NO3-和H+相遇时)不能* *存在；MnO _ 4-和Cl-在强酸性条件下不能存在；S2-和SO32-可以在钠盐和钾盐中存在，但不能在酸性条件下存在。
(2)酸盐的含氢弱酸根离子不能与强碱(OH-)和强酸(H+)共存。
如HCO3-+OH-=CO32-+H2O(HCO3-遇碱进一步电离)；HCO3-+H+=CO2↑+H2O
离子方程式书写的基本规律要求。
(1)真相:离子反应要符合客观事实，产物和反应不要捏造。
(2)公式正确:化学式和离子符号使用正确合理。
(3)实际:符号如“=”→“↑”和“↓”符合实际。
(4)两个守恒:两边的原子数和电荷数必须守恒(氧化还原反应离子方程式中氧化剂的电子总数等于还原剂失去的电子总数)。
(5)明确类型:区分类型，注意小额和超额。
(6)认真检查:结合离子方程式书写过程中容易出现的错误，认真检查。
四、氧化还原强度的测定
(1)根据元素的化合价
物质中的元素化合价最高，元素只是氧化性的；物质中的元素价格最低，元素只是在还原；一种物质中的元素有一个中值价格，既有氧化性又有还原性。对于同一种元素，价态越高，其氧化作用越强；价态越低，还原性越强。
(2)根据氧化还原反应方程式
在同一氧化还原反应中，氧化性:氧化剂>；氧化产物
还原性:还原剂>；还原沉积物
氧化剂的氧化性越强，其相应还原产物的还原性越弱；还原剂的还原性越强，其相应氧化产物的氧化性越弱。
(3)根据反应的难易程度
注:①氧化还原的强弱只与原子获得和失去电子的难易程度有关，与获得和失去的电子数无关。获得电子的能力越强，其氧化作用就越强；失去电子的能力越强，它的还原性就越强。
②同一元素相邻价态之间不发生氧化还原反应。
常见氧化剂:
(1)、活泼的非金属，如Cl2、Br2、O2等。；
(2)高价元素(如Mn)的氧化物，如MnO2、KMnO4等。
③高价元素(如硫、氮)的含氧酸，如浓H2SO4、HNO3。
④元素盐类(如锰、氯、铁等。)高价，如KMnO4、KClO3、FeCl3、K2Cr2O7。
⑤过氧化物，如Na2O2、H2O2。
普通还原剂
①活性金属，如钠、铝、锌、铁等。
(2)、元素(如C、S等。)中的低价氧化物，如CO、SO2等。
(3)、元素(如Cl、S等。)中的低价酸，如浓盐酸、H2S等。
④元素低价盐类(如硫、铁)，如Na2SO3、FeSO4。
⑤一些非金属元素，如H2、碳、硅等。
动词 （verb的缩写）元素氧化还原变化规律表
(1)常见金属活动顺序表(接触放电顺序)
K，Ca，Na，Mg，Al，Zn，Fe，Sn，Pb (H)，Cu，Hg，Ag，Pt，Au(还原能力-失去电子能力减弱)K+，Ca2+，Na+，Mg2+，Al3+，Zn2+，Fe2+，Sn2+等。
S2(增强的还原能力)
比较金属性强弱的依据
金属性质:金属的气态原子失去电子能力的性质；
金属迁移率:金属原子在水溶液中失去电子能力的性质。
注意:金属性和金属活性不是同一个概念，有时不一致。
1，同期，从左到右，随着核电荷的增加，金属性减弱；
同一家族，从上到下，随着核电荷的增加，金属性增加；
2.根据最高价氧化物的水合物的碱度，计算出最高价氧化物的含量；碱性越强，其元素的金属性越强；
3.根据金属活动序列表(极少例外)；
4.室温下与酸反应的强度；5、常温下与水反应的剧烈程度；
6.用盐溶液置换反应；7.高温下与金属氧化物的置换反应。
比较非金属强度的依据
1，同期，从左到右，随着核电荷的增加，非金属增强；
同一家族，从上到下，随着核电荷的增加，非金属性减弱；
2.根据最高价氧化物的水合物的酸性，酸性越强，其元素的非金属性越强；
3.根据其气态氢化物的稳定性，稳定性越强，非金属越强；
4.与氢结合的条件；5.用盐溶液置换反应；
6.其他的，比如:2cu+sδ = = cu2scu+Cl2着火===CuCl2因此，Cl比s更非金属。
“10电子”和“18电子”的粒子概要
(一)“10电子”粒子:
分子离子
N3东北部，一个核有10个电子