高中三年级的同学已经距离高考考试愈加近了，同学们已经进入了化学全方位复习阶段，这个时候大家就应该有所侧重的来复习。纵览近几年高考考试命题，一直以基础题为主，所以要学会更多的高考考试化学的核心考点及入门知识，因此，记者梳理了近几年高考考试化学的核心考点，期望能帮助广大的高考考试生。 高考考试化学核心考点如下 Ⅰ、基本定义与基础理论： 1、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)同温同压等水平时，V1/V2=M2/M1(4)同温同压同体积时，M1/M2=1/2注意：①阿伏加德罗定律也适用于不反应的混合气体。②用气态方程PV=nRT能够帮助理解上述推论。 3、阿伏加德罗常这种题的解法： ①情况条件：考查气体时常常给非标准情况如常温常压下，1.01105Pa、25℃时等。 ②物质状况：考查气体摩尔体积时，常用在标准情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：考查肯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。 2、离子共存 1.因为发生复分解反应，离子不可以很多共存。 (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+不可以很多共存。 (2)有沉淀生成。如Ba2+、Ca2+、Mg2+、Ag+等不可以与SO42-、CO32-等很多共存;Mg2+、Fe2+、Ag+、Al3+、Zn2+、Cu2+、Fe3+等不可以与OH-很多共存;Pb2+与Cl-，Fe2+与S2-、Ca2+与PO43-、Ag+与I-不可以很多共存。 (3)有弱电解质生成。如OH-、CH3COO-、PO43-、HPO42-、H2PO4-、F-、ClO-、AlO2-、SiO32-、CN-、C17H35COO-、等与H+不可以很多共存;一些酸式弱酸根如HCO3-、HPO42-、HS-、H2PO4-、HSO3-不可以与OH-很多共存;NH4+与OH-不可以很多共存。 (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-等需要在碱性条件下才能在溶液中存在;如Fe3+、Al3+等需要在酸性条件下才能在溶液中存在。这两类离子不可以同时存在在同一溶液中，即离子间能发生双水解反应。如3AlO2-+3Al3++6H2O=4Al(OH)3等。 2.因为发生氧化还原反应，离子不可以很多共存。 (1)具备较强还原性的离子不可以与具备较强氧化性的离子很多共存。如S2-、HS-、SO32-、I-和Fe3+不可以很多共存。 (2)在酸性或碱性的介质中因为发生氧化还原反应而不可以很多共存。如MnO4-、Cr2O7-、NO3-、ClO-与S2-、HS-、SO32-、HSO3-、I-、Fe2+等不可以很多共存;SO32-和S2-在碱性条件下可以共存，但在酸性条件下则因为发生2S2-+SO32-+6H+=3S+3H2O反应不可以共在。H+与S2O32-不可以很多共存。 3.能水解的阳离子跟能水解的阴离子在水溶液中不可以很多共存(双水解)。 例：Al3+和HCO3-、CO32-、HS-、S2-、AlO2-、ClO-等;Fe3+与CO32-、HCO3-、AlO2-、ClO-等不可以很多共存。 4.溶液中能发生络合反应的离子不可以很多共存。 如Fe2+、Fe3+与SCN-不可以很多共存;Fe3+与不可以很多共存。 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-=110-10mol/L的溶液等。 ②有色离子MnO4-,Fe3+,Fe2+,Cu2+,Fe(SCN)2+。③MnO4-,NO3-等在酸性条件下具备强氧化性。 ④S2O32-在酸性条件下发生氧化还原反应：S2O32-+2H+=S+SO2+H2O⑤注意题目需要很多共存还是不可以很多共存。 6、审题时还应特别注意以下几个方面： (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)不可以共存;MnO4-与Cl-在强酸性条件下也不可以共存;S2-与SO32-在钠、钾盐时可共存，但在酸性条件下则不可以共存。 (2)酸式盐的含氢弱酸根离子不可以与强碱(OH-)、强酸(H+)共存。 如HCO3-+OH-=CO32-+H2O(HCO3-遇碱时进一步电离);HCO3-+H+=CO2+H2O 3、离子方程式书写的基本规律需要 (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：化学式与离子符号用正确合理。 (3)号实质：=等符号符合实质。 (4)两守恒：两边原子数、电荷数需要守恒(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)明种类：分清种类，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，仔细检查。 4、氧化性、还原性强弱的判断 (1)依据元素的化合价 物质中元素具备最高价，该元素只有氧化性;物质中元素具备最底价，该元素只有还原性;物质中元素具备中间价，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)依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)依据反应的难易程度 注意： ①氧化还原性的强弱只与该原子得失电子的难易程度有关，而与得失电子数目的多少无关。得电子能力越强，其氧化性就越强;失电子能力越强，其还原性就越强。 ②同一元素相邻价态间不发生氧化还原反应。 容易见到氧化剂： ①、活泼的非金属，如Cl2、Br2、O2等; ②、元素(如Mn等)处于高化合价的氧化物，如MnO2、KMnO4等③、元素(如S、N等)处于高化合价时的含氧酸，如浓H2SO4、HNO3等④、元素(如Mn、Cl、Fe等)处于高化合价时的盐，如KMnO4、KClO3、FeCl3、K2Cr2O7⑤、过氧化物，如Na2O2、H2O2等。
