高考化學必考知識點
高考化學必考知識點：離子反應常見類型
2、置換反應型：例：Zn+2H+=Zn2++H2 ↑ Cl2+2I-=2Cl-+I2
3、鹽類水解型：例：NH4++H2O==NH3·H2O+H+ CH3COO-+H2O ==CH3COOH+0H-
4、復雜的氧化還原型：例：MnO4-+5Fe2++8H+=5Fe3++Mn2++4H2O 另外還有生成物中有絡合物時的離子反應等。
高考化學必考知識點：離子方程式書寫規則
1、只能將強電解質(指溶于水中的強電解質)寫出離子形式，其它(包括難溶強電解質)一律寫成分子形式。如碳酸鈣與鹽酸的反應：CaCO3+2H+=Ca2++CO2↑+H2O 因此熟記哪些物質是強電解質、哪些強電解質能溶于水是寫好離子方程式的基礎和關鍵。
2、不在水溶液中反應的離子反應，不能書寫離子方程式。如銅與濃H2SO4的反應，濃H2SO4與相應固體物質取HCI、HF、HNO3的反應，以及Ca(OH)2與NH4Cl制取NH3的反應。
3、堿性氧化物雖然是強電解質，但它只能用化學方程式寫在離子方程式中。如CuO與鹽酸的反應：CuO+2H+=Cu2++H2O
4、有酸式鹽參加的離子反應，對于弱酸酸式根離子不能拆成H+和酸根陰離子(HSO4-除外)。 如NaHCO3溶液和NaOH溶液混合：HCO3-+OH-=CO32-+H2O不能寫成：H++OH-=H2O
5、書寫氧化還原反應的離子方程式時，首先寫好參加反應的離子，然后確定氧化產物和還原產物，再用觀察配平并補齊其它物質即可;書寫鹽類水解的離子方程式時，先寫好發生水解的離子，然后確定產物，再配平并補足水分子即可。
6、必須遵守質量守恒和電荷守恒定律，即離子方程式不僅要配平原子個數，還要配平離子電荷數和得失電子數。如在FeCl2溶液中通入Cl2，其離子方程式不能寫成：Fe2++Cl2=Fe3++2Cl-，因反應前后電荷不守恒，應寫成：2Fe2++Cl2=Fe3++2Cl-。
高考化學必考知識點：金屬化學反應
金屬性——金屬原子在氣態時失去電子能力強弱(需要吸收能量)的性質，失電子能力越強的粒子所屬的元素金屬性就越強;反之越弱，而其非金屬性就越強。
金屬活動性——金屬原子在水溶液中失去電子能力強弱的性質
金屬活動性指金屬單質在水溶液中失去電子生成金屬陽離子的傾向，屬于熱力學范疇。利用金屬活動性，我們可以比較金屬在水中的還原性強弱與其對應的陽離子的氧化性強弱，預測水中一系列的置換反應的方向。
鉀KK+鈣CaCa2+鈉NaNa+
與水迅速反應，放出氫氣，部分金屬可能會有爆炸現象;
與非氧化性酸反應激烈;
由于存在與水的反應，不能置換活動性較弱的金屬的離子;
對應的金屬陽離子基本不具有氧化性。
氫氧化物可以電離出氫氧根離子，使溶液呈堿性。
鎂MgMg2+鋁AlAl3+鋅ZnZn2+鐵FeFe2+錫SnSn2+鉛PbPb2+
與水緩慢反應放出氫氣，或者加熱時與水蒸氣反應生成氫氣或者不反應;
與非氧化性酸反應，放出氫氣;
在水中可置換出表中位置下方的金屬離子;
對應的金屬陽離子基本沒有或只有較弱的氧化性。
一般情況下，氫氧化物為沉淀。
銅CuCu2+汞HgHg2+銀AgAg+
與水不反應;
與非氧化性酸不反應，與氧化性酸反應，不生成氫氣;
在水中可置換出表中位置下方的金屬離子;
對應的金屬陽離子具有中等的氧化性。
一般情況下，氫氧化物為沉淀。
鉑PtPt2+金AuAu3+
與水不反應;
與氧化性酸不反應，與王水反應;
對應的金屬陽離子具有較強的氧化性。
氫氧化物為沉淀。
☆注：“金屬性”與“金屬活動性”并非同一概念，兩者有時表示為不一致，如Cu和Zn：金屬性是：Cu>Zn，而金屬活動性是：Zn>Cu。
1.在一定條件下金屬單質與水反應的難易程度和劇烈程度。一般情況下，與水反應越容易、越劇烈，其金屬性越強。
2.常溫下與同濃度酸反應的難易程度和劇烈程度。一般情況下，與酸反應越容易、越劇烈，其金屬性越強。
3.依據最高價氧化物的水化物堿性的強弱。堿性越強，其元素的金屬性越強。
4.依據金屬單質與鹽溶液之間的置換反應。一般是活潑金屬置換不活潑金屬。但是ⅠA族和ⅡA族的金屬在與鹽溶液反應時，通常是先與水反應生成對應的強堿和氫氣，然后強堿再可能與鹽發生復分解反應。
5.依據金屬活動性順序表(極少數例外)。
6.依據元素周期表。同周期中，從左向右，隨著核電荷數的增加，金屬性逐漸減弱;同主族中，由上而下，隨著核電荷數的增加，金屬性逐漸增強。
7.依據原電池中的電極名稱。做負極材料的金屬性強于做正極材料的金屬性。
8.依據電解池中陽離子的放電(得電子，氧化性)順序。優先放電的陽離子，其元素的金屬性弱。
9.氣態金屬原子在失去電子變成穩定結構時所消耗的能量越少，其金屬性越強。