高考化学主要考哪些知识点 计算公式有哪些

　　化学基本概念和原理是高考化学的必考内容，包括物质的组成、性质和变化，原子结构、化学键、化学能与热能的转化等。考生需要深刻理解这些概念的内涵和外延，能够灵活运用它们解决实际问题。

　　高考化学元素化合物

　　1、常见金属元素

　　如钠、铝、铁等的性质、化合物的转化关系需要熟练掌握。

　　（1）钠

　　物理性质：质软，银白色金属光泽，密度比水小，比煤油大，熔点较低。

　　化学性质：

　　与非金属单质反应：切开后表面变暗，4Na+O₂==2Na₂O（白色）；在氯气中燃烧黄火、白烟，2Na+Cl₂===2NaCl。

　　与水反应：浮、熔、游、响、红，2Na+2H₂O==2NaOH+H₂↑。

　　与酸反应：钠遇酸，酸优先。

　　与盐反应：钠遇盐，水在前。如钠投入CuSO₄溶液中，有气体放出，生成蓝色沉淀，2Na+2H₂O+CuSO₄==Cu(OH)₂+Na₂SO₄+H₂↑。

　　存在与保存：化合态、煤油。

　　用途：制取钠的重要化合物；作为中子反应堆的热交换剂；冶炼钛、铌、锆、钒等金属；钠光源。

　　（2）铝

　　物理性质：银白色，较软的固体，导电、导热，延展性。

　　化学性质：

　　与非金属反应：4Al+3O₂==2Al₂O₃。

　　与酸反应：2Al+6HCl==2AlCl₃+3H₂↑，2Al+3H₂SO₄==Al₂(SO₄)₃+3H₂↑，常温常压下，铝遇浓硫酸或浓硝酸会发生钝化。

　　与强碱反应：2Al+2NaOH+2H₂O==2NaAlO₂+3H₂↑，大多数金属不与碱反应，但铝却可以。

　　铝热反应：2Al+Fe₂O₃===2Fe+Al₂O₃，铝具有较强的还原性，可以还原一些金属氧化物。

　　铝的化合物：

　　Al₂O₃（典型的两性氧化物）：与酸反应，Al₂O₃+6H⁺==2Al³⁺+3H₂O；与碱反应，Al₂O₃+2OH⁻==2AlO₂⁻+H₂O。

　　Al(OH)₃（典型的两性氢氧化物）：白色不溶于水的胶状物质，具有吸附作用。实验室制备，AlCl₃+3NH₃・H₂O==Al(OH)₃↓+3NH₄Cl，Al³⁺+3NH₃・H₂O==Al(OH)₃↓+3NH₄⁺；与酸反应，Al(OH)₃+3H⁺==Al³⁺+3H₂O；与碱反应，Al(OH)₃+OH⁻==AlO₂⁻+2H₂O。

　　KAl(SO₄)₂（硫酸铝钾）：KAl(SO₄)₂・12H₂O，俗名：明矾。KAl(SO₄)₂==K⁺+Al³⁺+2SO₄²⁻，Al³⁺会水解：Al³⁺+3H₂O⇌Al(OH)₃+3H⁺，因为Al(OH)₃具有很强的吸附型，所以明矾可以做净水剂。

　　（3）铁

　　Fe²⁺的性质：含有Fe²⁺的溶液呈浅绿色，既有氧化性又有还原性。

　　还原性：Fe²⁺→O₂、Cl₂、Br₂、HNO₃、KMnO₄（H⁺）、H₂O₂、HClO等→Fe³⁺，Fe²⁺的酸性溶液与H₂O₂反应的离子方程式：2Fe²⁺+H₂O₂+2H⁺===2Fe³⁺+2H₂O。

　　弱氧化性：Fe²⁺与Zn反应的离子方程式为Zn+Fe²⁺===Fe+Zn²⁺。

　　Fe³⁺的性质：含Fe³⁺的溶液呈棕黄色，Fe³⁺具有较强的氧化性。

　　Fe³⁺→Fe、Cu、S²⁻、SO₃²⁻、I⁻、SO₂、H₂S、HI等→Fe²⁺，写出下列转化的离子方程式：Fe³⁺+SO₃²⁻+H₂O===2Fe²⁺+SO₄²⁻+2H⁺；Fe³⁺+2I⁻===2Fe²⁺+I₂。

　　常见含铁元素的盐及其应用：绿矾(FeSO₄・7H₂O)用作补血剂及植物补铁剂；高铁酸钾(K₂FeO₄)用作水处理剂或制作高能电池；莫尔盐[(NH₄)₂SO₄・FeSO₄・6H₂O]用于冶金、电镀及织物媒染剂；赤血盐K₃[Fe(CN)₆]用于检验Fe²⁺。

　　Fe²⁺、Fe³⁺的检验方法：

　　用KSCN溶液和氯水：溶液加KSCN溶液无明显现象，加氯水溶液变红色，说明有Fe²⁺；溶液变红色，说明有Fe³⁺。

　　用NaOH溶液：溶液加NaOH溶液，白色沉淀灰绿色红褐色，说明有Fe²⁺；红褐色沉淀，说明有Fe³⁺。

　　2、常见非金属元素

　　氯、氮、硫等的性质、化合物的转化关系要重点复习。

　　化学计算公式

　　1、物质的量计算

　　物质的量是连接微观粒子和宏观物质的桥梁，在高考化学中占据重要地位。它涉及物质的量、浓度、化学反应等方面的计算。

　　物质的量的计算公式为n=m/M，其中n表示物质的量，m表示物质的质量，M表示物质的摩尔质量。已知某物质的质量为10g，摩尔质量为50g/mol，则该物质的物质的量为10g÷50g/mol=0.2mol。

　　在溶液中，物质的量浓度的计算公式为c=n/V，其中c表示物质的量浓度，n表示溶质的物质的量，V表示溶液的体积。已知某溶液中溶质的物质的量为0.5mol，溶液体积为0.5L，则该溶液的物质的量浓度为0.5mol÷0.5L=1mol/L。

　　在化学反应中，物质的量的计算也非常重要。根据化学方程式中各物质的化学计量数之比等于物质的量之比，可以进行相关计算。对于反应2A+B=3C，若已知A的物质的量为2mol，根据化学计量数之比2:1，可计算出B的物质的量为1mol。

　　2、巧解化学计算

　　在化学计算中，掌握一些巧妙的方法可以提高解题效率。其中，得失电子守恒法和元素守恒法是高考中常用的方法。

　　（1）得失电子守恒法

　　得失电子守恒法是根据氧化还原反应中氧化剂得电子总数等于还原剂失电子总数的原理进行计算的方法。具体步骤如下：

　　①标出发生变化的元素的氧化数，并确定氧化还原反应的配平方向。

　　②列出氧化数升降的变化情况。当升高或降低的元素不止一种时，需要根据不同元素的原子个数比，将氧化数变化的数值进行叠加。

　　③根据电子守恒配平氧化数变化的物质的计量数。

　　④根据质量守恒配平剩余物质的计量数。

　　在反应P+CuSO₄+H₂O→Cu₃P+H₃PO₄+H₂SO₄中，7.5molCuSO₄可氧化P的物质的量为多少？生成1molCu₃P时，参加反应的P的物质的量为多少？

　　分析反应中元素化合价的变化：Cu由+2价降为+1价，P一部分由0价降为-3价，一部分由0价升为+5价。

　　根据得失电子守恒，7.5molCuSO₄中Cu得电子的物质的量为7.5mol×1=7.5mol，设被氧化的P的物质的量为xmol，则P失电子的物质的量为5xmol，所以5x=7.5，解得x=1.5mol。

　　生成1molCu₃P时，Cu得电子的物质的量为3mol×1=3mol，P得电子的物质的量为1mol×3=3mol，共得电子6mol，设参加反应的P的物质的量为ymol，则P失电子的物质的量为5(y-1)mol，所以5(y-1)=6，解得y=2.2mol。

　　（2）元素守恒法

　　元素守恒法是根据化学反应前后元素的种类和原子的个数不变的原理进行计算的方法。在一些复杂的化学反应中，通过分析反应前后某种元素的存在形式，可以快速确定相关物质的物质的量。

　　在一定条件下，PbO与Cr³⁺反应，产物是Pb²⁺和Cr₂O₇²⁻，则与1molCr³⁺反应所需PbO₂的物质的量为多少？

　　根据元素守恒，Cr元素在反应前后的化合价变化为+3价到+6价，升高了3价；Pb元素在反应前后的化合价变化为+4价到+2价，降低了2价。根据得失电子守恒，设所需PbO₂的物质的量为xmol，则2x=1mol×3，解得x=1.5mol。