許多學生都說從國中到高中，化學跨出了很大的一步，高中的化學學習有一定的學習難度，大量的知識點等著我們去理解。下面是本站小編為大家整理的高中化學必備的知識，希望對大家有用!
1. 羥基就是氫氧根
看上去都是OH組成的一個整體，其實，羥基是一個基團，它只是物質結構的一部分，不會電離出來。而氫氧根是一個原子團，是一個陰離子，它或強或弱都能電離出來。所以，羥基不等於氫氧根。
例如：C2H5OH中的OH是羥基，不會電離出來;硫酸中有兩個OH也是羥基，眾所周知，硫酸不可能電離出OH-的。而在NaOH、Mg(OH)2、Fe(OH)3、Cu2(OH)2CO3中的OH就是離子，能電離出來，因此這裡叫氫氧根。
2. Fe3+離子是黃色的
眾所周知，FeCl3溶液是黃色的，但是不是意味著Fe3+就是黃色的呢?
不是。Fe3+對應的鹼Fe(OH)3是弱鹼，它和強酸根離子結合成的鹽類將會水解產生紅棕色的Fe(OH)3。因此濃的FeCl3溶液是紅棕色的，一般濃度就顯黃色，歸根結底就是水解生成的Fe(OH)3導致的。真正Fe3+離子是淡紫色的而不是黃色的。將Fe3+溶液加入過量的酸來抑制水解，黃色將褪去。
3. AgOH遇水分解
我發現不少人都這麼說，其實看溶解性表中AgOH一格為“—”就認為是遇水分解，其實不是的。
而是AgOH的熱穩定性極差，室溫就能分解，所以在複分解時得到AgOH後就馬上分解，因而AgOH常溫下不存在。和水是沒有關係的。如果在低溫下進行這個操作，是可以得到AgOH這個白色沉澱的。
4. 多元含氧酸具體是幾元酸看酸中H的個數
多元酸究竟能電離多少個H+，是要看它結構中有多少個羥基，非羥基的氫是不能電離出來的。如亞磷酸(H3PO3)，看上去它有三個H，好像是三元酸，但是它的結構中，是有一個H和一個O分別和中心原子直接相連的，而不構成羥基。
構成羥基的O和H只有兩個。因此H3PO3是二元酸。當然，有的還要考慮別的因素，如路易斯酸H3BO3就不能由此來解釋。
5. 酸式鹽溶液呈酸性嗎?
表面上看，“酸”式鹽溶液當然呈酸性啦，其實不然。到底酸式鹽呈什麼性，要分情況討論,當其電離程度大於水解程度時,呈酸性,當電離程度小於水解程度時, 則成鹼性。
如果這是強酸的酸式鹽，因為它電離出了大量的H+，而且陰離子不水解，所以強酸的酸式鹽溶液一定呈酸性。而弱酸的酸式鹽，則要比較它電離出H+ 的能力和陰離子水解的程度了。
如果陰離子的水解程度較大(如NaHCO3，NaHS，Na2HPO4)，則溶液呈鹼性;反過來，如果陰離子電離出H+的能力較強(如NaH2PO4，NaHSO3)，則溶液呈酸性。
6. H2SO4有強氧化性
就這麼說就不對，只要在前邊加一個“濃”字就對了。濃H2SO4以分子形式存在，它的氧化性體現在整體的分子上，H2SO4中的S+6易得到電子，所以它有強氧化性。而稀H2SO4(或SO42-)的氧化性幾乎沒有(連H2S也氧化不了)，比H2SO3(或SO32-)的氧化性還弱得多。
這也體現了低價態非金屬的含氧酸根的氧化性比高價態的強，和HClO與HClO4的酸性強弱比較一樣。所以說H2SO4有強氧化性時必須嚴謹，前面加上“濃”字。
7. 鹽酸是氯化氫的俗稱
看上去，兩者的化學式都相同，可能會產生誤會，鹽酸就是氯化氫的俗稱。
其實鹽酸是混合物，是氯化氫和水的混合物;而氯化氫是純淨物，兩者根本不同的。氯化氫溶於水叫做氫氯酸，氫氯酸的俗稱就是鹽酸了。
8. 易溶於水的鹼都是強鹼，難溶於水的鹼都是弱鹼
從常見的強鹼NaOH、KOH、Ca(OH)2和常見的弱鹼Fe(OH)3、Cu(OH)2來看，似乎易溶於水的鹼都是強鹼，難溶於水的鹼都是弱鹼。其實鹼的鹼性強弱和溶解度無關，其中，易溶於水的鹼可別忘了氨水，氨水也是一弱鹼。
難溶於水的也不一定是弱鹼，學過高一元素週期率這一節的都知道，鎂和熱水反應後滴酚酞變紅的，證明Mg(OH)2不是弱鹼，而是中強鹼，但Mg(OH)2是難溶的。
還有AgOH，看Ag的金屬活動性這麼弱，想必AgOH一定為很弱的鹼。其實不然，通過測定AgNO3溶液的pH值近中性，也可得知AgOH也是一中強鹼。
9. 寫離子方程式時，"易溶強電解質一定拆"，弱電解質一定不拆
在水溶液中，的確，強電解質(難溶的除外)在水中完全電離，所以肯定拆;而弱電解質不能完全電離，因此不拆。但是在非水溶液中進行時，或反應體系中水很少時，那就要看情況了。
在固相反應時，無論是強電解質還是弱電解質，無論這反應的實質是否離子交換實現的，都不能拆。如：2NH4Cl+Ca(OH)2=△=CaCl2+2NH3↑+2H2O，這條方程式全部都不能拆，因此不能寫成離子方程式。
有的方程式要看具體的反應實質，如濃H2SO4和Cu反應，儘管濃H2SO4的濃度為98%，還有少量水，有部分分子還可以完全電離成H+和SO42-，但是這條反應主要利用了濃 H2SO4的強氧化性，能體現強氧化性的是H2SO4分子，所以實質上參加反應的是H2SO4分子，所以這條反應中H2SO4不能拆。
同樣，生成的 CuSO4因水很少，也主要以分子形式存在，所以也不能拆。(弱電解質也有拆的時候，因為弱電解質只是相對於水是弱而以，在其他某些溶劑中，也許它就變成了強電解質。
如CH3COOH在水中為弱電解質，但在液氨中卻為強電解質。在液氨做溶劑時，CH3COOH參加的離子反應，CH3COOH就可以拆。這點中學不作要求。)
10. 王水能溶解金是因為有比濃硝酸更強的氧化性
舊的說法就是，濃硝酸和濃鹽酸反應生成了NOCl和Cl2能氧化金。
現在研究表明，王水之所以溶解金，是因為濃鹽酸中存在高濃度的Cl-，能與Au配位生成 [AuCl4]-從而降低了Au的電極電勢，提高了Au的還原性，使得Au能被濃硝酸所氧化。
所以，王水能溶解金不是因為王水的氧化性強，而是它能提高金的還原性。
高中化學選修五知識一、同系物
結構相似，在分子組成上相差一個或若干個CH2原子團的物質物質。
同系物的判斷要點：
1、通式相同，但通式相同不一定是同系物。
2、組成元素種類必須相同
3、結構相似指具有相似的原子連線方式，相同的官能團類別和數目。結構相似不一定完全相同，如CH3CH2CH3和(CH3)4C，前者無支鏈，後者有支鏈仍為同系物。
4、在分子組成上必須相差一個或幾個CH2原子團，但通式相同組成上相差一個或幾個CH2原子團不一定是同系物，如CH3CH2Br和CH3CH2CH2Cl都是鹵代烴，且組成相差一個CH2原子團，但不是同系物。
5、同分異構體之間不是同系物。
二、同分異構體
化合物具有相同的`分子式，但具有不同結構的現象叫做同分異構現象。具有同分異構現象的化合物互稱同分異構體。
1、同分異構體的種類：
⑴ 碳鏈異構：指碳原子之間連線成不同的鏈狀或環狀結構而造成的異構。如C5H12有三種同分異構體，即正戊烷、異戊烷和新戊烷。
⑵ 位置異構：指官能團或取代基在在碳鏈上的位置不同而造成的異構。如1—丁烯與2—丁烯、1—丙醇與2—丙醇、鄰二甲苯與間二甲苯及對二甲苯。
⑶ 異類異構：指官能團不同而造成的異構，也叫官能團異構。如1—丁炔與1，3—丁二烯、丙烯與環丙烷、乙醇與甲醚、丙醛與丙酮、乙酸與甲酸甲酯、葡萄糖與果糖、蔗糖與麥芽糖等。
⑷ 其他異構方式：如順反異構、對映異構(也叫做映象異構或手性異構)等，在中學階段的資訊題中屢有涉及。
各類有機物異構體情況：
2、同分異構體的書寫規律：
⑴ 烷烴(只可能存在碳鏈異構)的書寫規律：主鏈由長到短，支鏈由整到散，位置由心到邊，排布由對到鄰到間。
⑵ 具有官能團的化合物如烯烴、炔烴、醇、酮等，它們具有碳鏈異構、官能團位置異構、異類異構，書寫按順序考慮。一般情況是碳鏈異構→官能團位置異構→異類異構。
⑶ 芳香族化合物：二元取代物的取代基在苯環上的相對位置具有鄰、間、對三種。
3、判斷同分異構體的常見方法：
⑴ 記憶法：
① 碳原子數目1~5的烷烴異構體數目：甲烷、乙烷和丙烷均無異構體，丁烷有兩種異構體，戊烷有三種異構體。
② 碳原子數目1~4的一價烷基：甲基一種(—CH3)，乙基一種(—CH2CH3)，丙基兩種(—CH2CH2CH3、—CH(CH3)2)，丁基四種(—CH2CH2CH2CH3、 、—CH2CH(CH3)2、—C(CH3)3)
③ 一價苯基一種、二價苯基三種(鄰、間、對三種)。
⑵ 基團連線法：將有機物看成由基團連線而成，由基團的異構數目可推斷有機物的異構體數目。
如：丁基有四種，丁醇(看作丁基與羥基連線而成)也有四種，戊醛、戊酸(分別看作丁基跟醛基、羧基連線而成)也分別有四種。
⑶ 等同轉換法：將有機物分子中的不同原子或基團進行等同轉換。
如：乙烷分子中共有6個H原子，若有一個H原子被Cl原子取代所得一氯乙烷只有一種結構，那麼五氯乙烷有多少種?假設把五氯乙烷分子中的Cl原子轉換為H原子，而H原子轉換為Cl原子，其情況跟一氯乙烷完全相同，故五氯乙烷也有一種結構。同樣，二氯乙烷有兩種結構，四氯乙烷也有兩種結構。
⑷ 等效氫法：等效氫指在有機物分子中處於相同位置的氫原子。等效氫任一原子若被相同取代基取代所得產物都屬於同一物質。其判斷方法有：
① 同一碳原子上連線的氫原子等效。
② 同一碳原子上連線的—CH3中氫原子等效。如：新戊烷中的四個甲基連線於同一個碳原子上，故新戊烷分子中的12個氫原子等效。
③ 同一分子中處於鏡面對稱(或軸對稱)位置的氫原子等效。如：分子中的18個氫原子等效。
高中選修四化學知識1、電子雲：用小黑點的疏密來描述電子在原子核外空間出現的機會大小所得的圖形叫電子雲圖。離核越近，電子出現的機會大，電子雲密度越大;離核越遠，電子出現的機會小，電子雲密度越小。
2、電子層(能層)：根據電子的能量差異和主要運動區域的不同，核外電子分別處於不同的電子層.原子由裡向外對應的電子層符號分別為K、L、M、N、O、P、Q.
3、原子軌道(能級即亞層)：處於同一電子層的原子核外電子，也可以在不同型別的原子軌道上運動，分別用s、p、d、f表示不同形狀的軌道，s軌道呈球形、p軌道呈紡錘形，d軌道和f軌道較複雜.各軌道的伸展方向個數依次為1、3、5、7。
4、原子核外電子的運動特徵可以用電子層、原子軌道(亞層)和自旋方向來進行描述.在含有多個核外電子的原子中，不存在運動狀態完全相同的兩個電子。
5、原子核外電子排布原理：
(1)能量最低原理:電子先佔據能量低的軌道，再依次進入能量高的軌道;
(2)泡利不相容原理:每個軌道最多容納兩個自旋狀態不同的電子;
(3)洪特規則:在能量相同的軌道上排布時，電子儘可能分佔不同的軌道，且自旋狀態相同。
洪特規則的特例:在等價軌道的全充滿(p6、d10、f14)、半充滿(p3、d5、f7)、全空時(p0、d0、f0)的狀態，具有較低的能量和較大的穩定性.如24Cr [Ar]3d54s1、29Cu [Ar]3d104s1
6、根據構造原理，基態原子核外電子的排布遵循圖⑴箭頭所示的順序。
根據構造原理，可以將各能級按能量的差異分成能級組如圖⑵所示，由下而上表示七個能級組，其能量依次升高;在同一能級組內，從左到右能量依次升高。基態原子核外電子的排布按能量由低到高的順序依次排布。
7、第一電離能：氣態電中性基態原子失去1個電子，轉化為氣態基態正離子所需要的能量叫做第一電離能。常用符號I1表示，單位為kJ/mol。
(1)原子核外電子排布的週期性
隨著原子序數的增加,元素原子的外圍電子排布呈現週期性的變化:每隔一定數目的元素，元素原子的外圍電子排布重複出現從ns1到ns2np6的週期性變化.
(2)元素第一電離能的週期性變化
隨著原子序數的遞增，元素的第一電離能呈週期性變化:
同週期從左到右，第一電離能有逐漸增大的趨勢，稀有氣體的第一電離能最大，鹼金屬的第一電離能最小;
同主族從上到下，第一電離能有逐漸減小的趨勢。
說明：
①同週期元素，從左往右第一電離能呈增大趨勢。電子亞層結構為全滿、半滿時較相鄰元素要大即第 ⅡA 族、第 ⅤA 族元素的第一電離能分別大於同週期相鄰元素。Be、N、Mg、P
②元素第一電離能的運用：
a.電離能是原子核外電子分層排布的實驗驗證
b.用來比較元素的金屬性的強弱。I1越小，金屬性越強，表徵原子失電子能力強弱。
(3)元素電負性的週期性變化
元素的電負性：元素的原子在分子中吸引電子對的能力叫做該元素的電負性。
隨著原子序數的遞增，元素的電負性呈週期性變化：同週期從左到右，主族元素電負性逐漸增大;同一主族從上到下，元素電負性呈現減小的趨勢。
電負性的運用:
a.確定元素型別(一般>1.8，非金屬元素;<1.8，金屬元素)。
b.確定化學鍵型別(兩元素電負性差值>1.7，離子鍵;<1.7，共價鍵)。
c.判斷元素價態正負(電負性大的為負價，小的為正價)。
