1.高三化学的一些考试经常考到的常识有哪些
1、理解平衡移动原理：
(1)“减弱”的双重含义
定性角度：平衡移动的方向为减弱外界改变的方向
定量角度：移动的结果只是减弱了外界条件的变化，而不能完全抵消外界条件的变化量
(2)分清“三个变化量”：
A.条件改变时的量变
B.平衡移动过程中的量变
C.原平衡与新平衡的量变。
(3)适应其他体系。
(4)不能用勒沙特列原理解释：
A.催化剂的使用
B. ΔV(g)=0的可逆反应
C.外界条件的改变对平衡的影响与生产要求不完全一致（如合成氨温度选用）
2. 化学平衡常数的理解
平衡常数的数学表达式及单位：
如对于达到平衡的一般可逆反应：aA + bB pC + qD反应物和生成物平衡浓度表示为C(A) 、C (B)、C(C) 、C(D)
化学平衡常数：Kc= cp(C)·cq(D)/ca(A)·cb(B)。K的单位为（mol·L-1）Dn
3. 影响化学平衡常数的因素：
(1)化学平衡常数只与温度有关，升高或降低温度对平衡常数的影响取决于相应化学反应的热效应情况；反应物和生成物的浓度对平衡常数没有影响。
(2)反应物和生成物中只有固体和纯液体存在时，由于其浓度可看作“1”而不代入公式。
(3)化学平衡常数是指某一具体反应的平衡常数。若改变反应方向，则平衡常数改变；
若方程式中的化学计量系数等倍扩大或缩小，尽管是同一反应，平衡常数也会发生改变。
4.解答图象题的方法与思路是：
⑴看懂图象：一看面（即看清横坐标和纵坐标），二看线（即看线的走向、变化的趋势），三看点（即看线是否通过原点，两条线的交点及线的拐点），四看要不要作辅助线（如等温线、等压线），五看定量图象中有关量的多少 高考资源网
⑵联想规律：即联想外界条件对化学反应速率即化学平衡影响规律、且熟练准确。
⑶作出判断：依题意仔细分析作出正确判断 高考资源网
5. 判断转化率大小变化
(1)增大某一反应物浓度可使其它反应物转化率增大，而自身下降。降低它的浓度依然。
(2)恒容容器中增大某一反应物浓度可使其它反应物浓度减小生成物浓度增大，化学平衡向正向移动；降低某一反应物浓度可使其它反应物浓度增大生成物浓度减小，化学平衡移动向逆向移动。改变生成物浓度与上述情况类似 高考资源网
因此，转化率的变化可能是化学平衡向正向移动的结果，也可能是化学平衡向逆向移动的结果。
5. 等效平衡
(1)恒温恒容条件下的等效平衡
在恒温、恒容的情况下，对于同一可逆反应，不论各反应物的起始量是多少，也不管反应物是一次加入或分几次加入，或是加入后分一次取出或分几次取出，只要各物质的起始量（质量、物质的量、浓度、体积等）按化学计量数换算成方程式左右两边同一边后对应相同，则就可以达到等效平衡 高考资源网
这种情况下建立的等效平衡，不但平衡混合物中各组分的质量分数（物质的量分数、体积分数）对应相等，而且各组分的质量、体积、物质的量、浓度等也分别对应相等。
(2)恒温恒压条件下的等效平衡
在恒温恒压的情况下，对于有气体物质参加的可逆反应，改变反应物的起始状态，只要各起始反应物之间的物质的量之比按化学计量数换算成化学方程式左右两边同一边后对应相等，即可达到等效平衡 高考资源在这种情况下建立的等效平衡，平衡混合物中各成份的质量、体积、物质的量、浓度并不一定相等 高（3）特例
在恒温恒容的情况下，对于反应前后气体分子数不变的可逆反应，其实在到达平衡的过程中压强也一直保持不变，因此只要反应物（或生成物）的物质的量的比例与原平衡相同，则二平衡等效。
2.高考化学常考的知识点有哪些
有很多 ，没写完。
以后学了 高三就会系统复习。 高考化学常考知识点Ⅰ、基本概念与基础理论：一、阿伏加德罗定律1.内容：在同温同压下，同体积的气体含有相同的分子数。
即“三同”定“一同”。2.推论（1）同温同压下，V1/V2=n1/n2 (2)同温同体积时，p1/p2=n1/n2=N1/N2(3)同温同压等质量时，V1/V2=M2/M1 (4)同温同压同体积时，M1/M2=ρ1/ρ2注意：①阿伏加德罗定律也适用于不反应的混合气体。
②使用气态方程PV=nRT有助于理解上述推论。3、阿伏加德罗常这类题的解法：①状况条件：考查气体时经常给非标准状况如常温常压下，1.01*105Pa、25℃时等。
②物质状态：考查气体摩尔体积时，常用在标准状况下非气态的物质来迷惑考生，如H2O、SO3、已烷、辛烷、CHCl3等。③物质结构和晶体结构：考查一定物质的量的物质中含有多少微粒（分子、原子、电子、质子、中子等）时常涉及希有气体He、Ne等为单原子组成和胶体粒子，Cl2、N2、O2、H2为双原子分子等。
晶体结构：P4、金刚石、石墨、二氧化硅等结构。二、离子共存1.由于发生复分解反应，离子不能大量共存。
（1）有气体产生。如CO32-、SO32-、S2-、HCO3-、HSO3-、HS-等易挥发的弱酸的酸根与H+不能大量共存。
（2）有沉淀生成。如Ba2+、Ca2+、Mg2+、Ag+等不能与SO42-、CO32-等大量共存；Mg2+、Fe2+、Ag+、Al3+、Zn2+、Cu2+、Fe3+等不能与OH-大量共存；Pb2+与Cl-,Fe2+与S2-、Ca2+与PO43-、Ag+与I-不能大量共存。
（3）有弱电解质生成。如OH-、CH3COO-、PO43-、HPO42-、H2PO4-、F-、ClO-、AlO2-、SiO32-、CN-、C17H35COO-、等与H+不能大量共存；一些酸式弱酸根如HCO3-、HPO42-、HS-、H2PO4-、HSO3-不能与OH-大量共存；NH4+与OH-不能大量共存。
（4）一些容易发生水解的离子，在溶液中的存在是有条件的。如AlO2-、S2-、CO32-、C6H5O-等必须在碱性条件下才能在溶液中存在；如Fe3+、Al3+等必须在酸性条件下才能在溶液中存在。
这两类离子不能同时存在同一溶液中，即离子间能发生“双水解”反应。如3AlO2-+3Al3++6H2O=4Al(OH)3↓等。
2.由于发生氧化还原反应，离子不能大量共存。（1）具有较强还原性的离子不能与具有较强氧化性的离子大量共存。
如S2-、HS-、SO32-、I-和Fe3+不能大量共存。（2）在酸性或碱性的介质中由于发生氧化还原反应而不能大量共存。
如MnO4-、Cr2O7-、NO3-、ClO-与S2-、HS-、SO32-、HSO3-、I-、Fe2+等不能大量共存；SO32-和S2-在碱性条件下可以共存，但在酸性条件下则由于发生2S2-+SO32-+6H+=3S↓+3H2O反应不能共在。H+与S2O32-不能大量共存。
3.能水解的阳离子跟能水解的阴离子在水溶液中不能大量共存（双水解）。例：Al3+和HCO3-、CO32-、HS-、S2-、AlO2-、ClO-等；Fe3+与CO32-、HCO3-、AlO2-、ClO-等不能大量共存。
4.溶液中能发生络合反应的离子不能大量共存。如Fe2+、Fe3+与SCN-不能大量共存；Fe3+与 不能大量共存。
5、审题时应注意题中给出的附加条件。 ①酸性溶液（H+）、碱性溶液（OH-）、能在加入铝粉后放出可燃气体的溶液、由水电离出的H+或OH-=1*10-10mol/L的溶液等。
②有色离子MnO4-,Fe3+,Fe2+,Cu2+,Fe(SCN)2+。③MnO4-,NO3-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↑+H2O⑤注意题目要求“大量共存”还是“不能大量共存”。6、审题时还应特别注意以下几点：（1）注意溶液的酸性对离子间发生氧化还原反应的影响。
如：Fe2+与NO3-能共存，但在强酸性条件下（即Fe2+、NO3-、H+相遇）不能共存；MnO4-与Cl-在强酸性条件下也不能共存；S2-与SO32-在钠、钾盐时可共存，但在酸性条件下则不能共存。（2）酸式盐的含氢弱酸根离子不能与强碱（OH-）、强酸（H+）共存。
如HCO3-+OH-=CO32-+H2O(HCO3-遇碱时进一步电离)；HCO3-+H+=CO2↑+H2O三、离子方程式书写的基本规律要求 （1）合事实：离子反应要符合客观事实，不可臆造产物及反应。 （2）式正确：化学式与离子符号使用正确合理。
（3）号实际：“=”“ ”“→”“↑”“↓”等符号符合实际。 （4）两守恒：两边原子数、电荷数必须守恒（氧化还原反应离子方程式中氧化剂得电子总数与还原剂失电子总数要相等）。
（5）明类型：分清类型，注意少量、过量等。（6）检查细：结合书写离子方程式过程中易出现的错误，细心检查。
四、氧化性、还原性强弱的判断（1）根据元素的化合价物质中元素具有最高价，该元素只有氧化性；物质中元素具有最低价，该元素只有还原性；物质中元素具有中间价，该元素既有氧化性又有还原性。对于同一种元素，价态越高，其氧化性就越强；价态越低，其还原性就越强。
（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>还原产物氧化剂的氧化性越强，则其对应的还原产物的还原性就越弱；还原剂的还原性越强，则其对应的氧化产物的氧化性就越弱。（3）根据反应的难易程度 注意：①氧化还原性的强。
3.高考化学常考的知识点有哪些
1 概念的辨析（类似有机物与无机物的区分，电解质的区分）
2同位素的相对原子质量与元素平均相对原子质量
3 微粒中质子，中子数，电子数的求算
4同位素形成分子种类的计算
5四同定义的辨析（同位素，同系物等）
6元素周期律
7电子式，核外电子排布
8晶体的定义，类型，物理性质，作用力，键的极性。
8阿伏加德罗常数，及定律
9化学反应速率及化学平衡
10溶液中的平衡，导电性强弱判断，酸碱性计算
11 盐类水解规律
12离子共存，离子方程，溶液中离子浓度大小比较
13 胶体
14氧化反映及产物判定，方程配平
15电化学
16一些基本常识（例如人体骨骼中主要成分之类）
17守恒法，极值法的计算，溶解度计算，分段函数类型的计算，综合计算
18实验基本操作
19离子检验
20气体的制取，干燥，收集，尾气处理
21鉴别，分离，检验物质
22实验综合
23物质性质，组成成分分析
24反映先后判断
25化工生产
26根据有机物结构式判断有机物的性质
27加聚反映产物单体的分析
28有机综合
4.高考化学知识清单（详细）
高考化学知识点（我的个人看法仅供参考） 1.氢离子的氧化性属于酸的通性，即任何可溶性酸均有氧化性。
2.不是所有的物质都有化学键结合。如：稀有气体。
3.不是所有的正四面体结构的物质键角为109。28， 如：白磷。
5.电解质溶液导电，电解抛光，等都是化学变化。 6.常见气体溶解度大小：NH3>HCL>SO2>H2S>CL2>CO2 7.相对分子质量相近且等电子数，分子的极性越强，熔点沸点越高。
如：CO>N2 8.有单质参加或生成的反应不一定为氧化还原反应。如：氧气与臭氧的转化。
9.氟元素既有氧化性也有还原性。 F-是F元素能失去电子具有还原性。
10.HCL ,SO3,NH3的水溶液可以导电，但是非电解质。 11.全部由非金属元素组成的物质可以使离子化合物。
如：NH4CL。 12.ALCL3是共价化合物，熔化不能导电。
13.常见的阴离子在水溶液中的失去电子顺序： F-7强酸，m=7中强酸，m=4~6弱酸 m=2~3两性，m=1弱酸，m=0中强碱，mSiO2 45.歧化反应 非金属单质和化合物发生歧化反应，生成非金属的负价的元素化合物 和最低稳定正化合价的化合物. 46.实验中胶头滴管要伸入液面下的有制取Fe(OH)2，温度计要伸入液面下的有乙醇的催化氧化.还有一个是以乙醇制取乙烯. 不能伸到液面下的有石油的分馏.47.C7H8O的同分异构体有5种，3种酚，1种醇，1种醚。（记住这个结论对做选择题有帮助）48.一般情况下，酸与酸，碱与碱之间不发生反应， 但也有例外如：氧化性酸和还原性酸（HNO4+H2S）等； AgOH+NH4.OH等 49.一般情况下，金属活动性顺序表中H后面的元素不能和酸反应发出氢气； 但也有例外如：Cu+H2S==CuS（沉淀）+H2（气体）等~ 50.相同条件下通常碳酸盐的溶解度小于相应的碳酸氢盐溶解度； 但也有例外如：Na2CO3>NaHCO3， 另外，Na2CO3+HCl为放热反应；NaHCO3+HCL为吸热反应51. 弱酸能制强酸在复分解反应的规律中，一般只能由强酸制弱酸。
但向 溶液中滴加氢硫酸可制盐酸： ，此反应为弱酸制强酸的反常规情况。其原因为 难溶于强酸中。
同理用 与 反应可制 ，因为 常温下难与 反应。52. 还原性弱的物质可制还原性强的物质氧化还原反应中氧化性还原性的强弱比较的基本规律如下：氧化性强弱为：氧化剂>氧化产物还原性强弱为：还原剂>还原产物但工业制硅反应中： 还原性弱的碳能制还原性强的硅，原因是上述规则只适用于溶液中，而此反应为高温下的气相反应。
又如钾的还原性比钠强，但工业上可用 制K： ，原因是K的沸点比Na低，有利于K的分离使反应向正方向进行。53. 氢后面的金属也能与酸发生置换反应一般只有氢前面的金属才能置换出酸或水中的氢。
但Cu和Ag能发生如下反应：原因是 和 溶解度极小，有利于化学反应向正方向移动。54. 锡铅活动性反常根据元素周期律知识可知：同主族元素的金属性从上至下逐渐增强，即 。
但金属活动顺序表中 。原因是比较的条件不同，前者指气态原子失电子时铅比锡容易，而后者则是指在溶液中单质锡比单质铅失电子容易。
55. 溶液中活泼金属单质不能置换不活泼金属一般情况下，在溶液中活泼金属单质能置换不活泼金属。但Na、K等非常活泼的金属却不能把相对不活泼的金属从其盐溶液中置换出来。
如K和CuSO4溶液反应不能置换出Cu，原因为：56. 原子活泼，其单质不活泼一般情况为原子越活泼，其单质也越活泼。但对于少数非金属原子及其单质活泼性则表现出不匹配的关系。
如非金属性 ，但 分子比 分子稳定，N的非金属性比P强，但N2比磷单质稳定得多，N2甚至可代替稀有气体作用，原因是单质分子中化学键结合程度影响分子的性质。57. Hg、Ag与O2、S反应反常一般为氧化性或还原性越强，反应越强烈，条件越容易。
例如：O2、S分别与金属反应时，一般O2更容易些。但它们与Hg、Ag反应时出现反常，且硫在常温下就能发生如下反应：58. 卤素及其化合物有关特性卤素单质与水反应通式为： ，而F2与水的反应放出O2， 难溶于水且有感光性，而AgF溶于水无感光性， 易溶于水，而 难溶于水，F没有正价而不能形成含氧酸。
59. 硅的反常性质硅在常温下很稳定，但自然界中没有游离态的硅而只有化合态，原因是硅以化合态存在更稳定。一般只有氢前面活泼金属才能置换酸或水中的氢。
而非金属硅却与强碱溶液反应产生H2。原因是硅表现出一定的金属性，在碱作用下还原水电离的H+而生成H2。
60. 铁、铝与浓硫酸、浓硝酸发生钝化常温下，铁、铝分别与稀硫酸和稀硝酸反应，而浓硫酸或浓硝酸却能使铁铝钝化，原因是浓硫酸、浓硝酸具有强氧化性，使它们表面生成了一层致密的氧化膜。61. 酸性氧化物与酸反应一般情况下，酸性氧化物不与酸反应，但下面反应却反常：前者是发生氧化还原反应，后者是生成气体 ，有利于反应进行。
62. 酸可与酸反应一般情况下，酸不与酸反应，但氧化性酸与还原性酸能反应。例如：硝酸、浓硫酸可与氢碘酸、氢溴酸及氢硫酸等反应。
63. 碱可与碱反应一般情况下，碱与碱不反应，但络合能力较强的一些难溶性碱却可能溶解在弱碱氨水中。如 溶于氨水生成 溶于氨水生成 。
64. 改变气体压强平衡不移动对于反应体系中有气体参与的可逆。
5.高中化学 常识
1、溶解性规律——见溶解性表； 2、常用酸、碱指示剂的变色范围： 指示剂 PH的变色范围 甲基橙 酚酞 石蕊 3、在惰性电极上，各种离子的放电顺序： 阴极（夺电子的能力）：Au3+ >Ag+>Hg2+ >Cu2+ >Pb2+ >Fa2+ >Zn2+ >H+ >Al3+>Mg2+ >Na+ >Ca2+ >K+ 阳极（失电子的能力）：S2- >I- >Br– >Cl- >OH- >含氧酸根 注意：若用金属作阳极，电解时阳极本身发生氧化还原反应（Pt、Au除外） 4、双水解离子方程式的书写：（1）左边写出水解的离子，右边写出水解产物； （2）配平：在左边先配平电荷，再在右边配平其它原子；（3）H、O不平则在那边加水。
例：当Na2CO3与AlCl3溶液混和时： 3 CO32- + 2Al3+ + 3H2O = 2Al(OH)3↓ + 3CO2↑ 5、写电解总反应方程式的方法：（1）分析：反应物、生成物是什么；（2）配平。 例：电解KCl溶液：2KCl + 2H2O == H2↑+ Cl2↑+ 2KOH 配平：2KCl + 2H2O == H2↑+ Cl2↑+ 2KOH 6、将一个化学反应方程式分写成二个电极反应的方法：（1）按电子得失写出二个半反应式；（2）再考虑反应时的环境（酸性或碱性）；（3）使二边的原子数、电荷数相等。
例：蓄电池内的反应为：Pb + PbO2 + 2H2SO4 = 2PbSO4 + 2H2O 试写出作为原电池（放电）时的电极反应。 写出二个半反应： Pb –2e- → PbSO4 PbO2 +2e- → PbSO4 分析：在酸性环境中，补满其它原子： 应为： 负极：Pb + SO42- -2e- = PbSO4 正极： PbO2 + 4H+ + SO42- +2e- = PbSO4 + 2H2O 注意：当是充电时则是电解，电极反应则为以上电极反应的倒转： 为： 阴极：PbSO4 +2e- = Pb + SO42- 阳极：PbSO4 + 2H2O -2e- = PbO2 + 4H+ + SO42- 7、在解计算题中常用到的恒等：原子恒等、离子恒等、电子恒等、电荷恒等、电量恒等，用到的方法有：质量守恒、差量法、归一法、极限法、关系法、十字交法 和估算法。
（非氧化还原反应：原子守恒、电荷 平衡、物料平衡用得多，氧化还原反应：电子守恒用得多）8、电子层结构相同的离子，核电荷数越多，离子半径越小； 9、晶体的熔点：原子晶体 >离子晶体 >分子晶体 中学学到的原子晶体有： Si、SiC 、SiO2=和金刚石。 原子晶体的熔点的比较是以原子半径为依据的： 金刚石 > SiC > Si （因为原子半径：Si> C> O）. 10、分子晶体的熔、沸点：组成和结构相似的物质，分子量越大熔、沸点越高。
11、胶体的带电：一般说来，金属氢氧化物、金属氧化物的胶体粒子带正电，非金属氧化物、金属硫化物 的胶体粒子带负电。 12、氧化性：MnO4- >Cl2 >Br2 >Fe3+ >I2 >S=4(+4价的S) 例： I2 +SO2 + H2O = H2SO4 + 2HI 13、含有Fe3+的溶液一般呈酸性。
14、能形成氢键的物质：H2O 、NH3 、HF、CH3CH2OH 。 15、氨水（乙醇溶液一样）的密度小于1，浓度越大，密度越小，硫酸的密度大于1，浓度越大，密度越大，98%的浓硫酸的密度为：1.84g/cm3。
16、离子是否共存：（1）是否有沉淀生成、气体放出；（2）是否有弱电解质生成；（3）是否发生氧化还原反应；（4）是否生成络离子[Fe(SCN)2、Fe(SCN)3、Ag(NH3)+、[Cu(NH3)4]2+ 等]；（5）是否发生双水解。 17、地壳中：含量最多的金属元素是— Al 含量最多的非金属元素是—O HClO4（高氯酸）—是最强的酸 18、熔点最低的金属是Hg (-38.9C。
)，；熔点最高的是W（钨3410c）；密度最小（常见）的是K；密度最大（常见）是Pt。 19、雨水的PH值小于5.6时就成为了酸雨。
20、有机酸酸性的强弱：乙二酸 >甲酸 >苯甲酸 >乙酸 >碳酸 >苯酚 >HCO3- 21、有机鉴别时，注意用到水和溴水这二种物质。 例：鉴别：乙酸乙酯（不溶于水，浮）、溴苯（不溶于水，沉）、乙醛（与水互溶），则可用水。
22、取代反应包括：卤代、硝化、磺化、卤代烃水解、酯的水解、酯化反应等； 23、最简式相同的有机物，不论以何种比例混合，只要混和物总质量一定，完全燃烧生成的CO2、H2O及耗O2的量是不变的。恒等于单一成分该质量时产生的CO2、H2O和耗O2量。
24、可使溴水褪色的物质如下，但褪色的原因各自不同：烯、炔等不饱和烃（加成褪色）、苯酚（取代褪色）、乙醇、醛、甲酸、草酸、葡萄糖等（发生氧化褪色）、有机溶剂[CCl4、氯仿、溴苯、CS2（密度大于水），烃、苯、苯的同系物、酯（密度小于水）]发生了萃取而褪色。 25、能发生银镜反应的有：醛、甲酸、甲酸盐、甲酰铵（HCNH2O）、葡萄溏、果糖、麦芽糖，均可发生银镜反应。
（也可同Cu(OH)2反应） 计算时的关系式一般为：—CHO —— 2Ag 注意：当银氨溶液足量时，甲醛的氧化特殊： HCHO —— 4Ag ↓ + H2CO3 反应式为：HCHO +4[Ag(NH3)2]OH = (NH4)2CO3 + 4Ag↓ + 6NH3 ↑+ 2H2O 26、胶体的聚沉方法：（1）加入电解质；（2）加入电性相反的胶体；（3）加热。 常见的胶体：液溶胶：Fe(OH)3、AgI、牛奶、豆浆、粥等；气溶胶：雾、云、烟等；固溶胶：有色玻璃、烟水晶等。
27、污染大气气体：SO2、CO、NO2、NO，其中SO2、NO2形成酸雨。 28、环境污染：大气污染、水污染、土壤污染、食品污染、固体废弃物污染、噪声污染。
