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高中化学基础知识整理
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 同温同压下，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。
2-2-2--等易挥发的弱酸的酸根与 H+不能大量共存。（1） 有气体产生。如 CO -、HSO -、HS 3 、SO 3 、S、HCO 3 3 （2） 有沉淀生成。如 Ba、Ca、Mg、Ag、CO Mg、Fe、Ag4 等大量共存；3
2+2+3+-大量共存；Fe2+2-2+3-+与 I-不能大量共存。Zn、Cu、Fe等不能与 OH与 S、Ca与 PO 、Ag 4 （ 3） 有弱电解质生成。 如 OHCOO3 、-+
-、 CH32+2+2++等不能与 SO 2-2-2+2++、Al3+、
-COO-、 PO 3-、 HPO 、 H PO -、 F4 4 4 2
2--、 ClO-、 AlO -、SiO 2-、CN、2C H
-、H PO -、HSO -等与 H不能大量共存；一些酸式弱酸根如 HCO 、HPO 、HS3
不能与 OH-大量共存；NH +与 OH-不能大量共存。 4 2 4 3 4
2-2-（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 AlO -、S、3 CO 、2 6 C H 5
- 3+3+
O等必须在碱性条件下才能在溶液中存在；如 Fe、Al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在同一溶液中，即离子间能发生“双水解”反应。如 3AlO 2 - 3+
+Al+6H2O=4Al(OH)3↓等。
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-2-2. 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 S、HS
2-2--、SO 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 MnO -4 、
-与 S2--、SO 2--、Fe2+2-2-Cr O -、HS、HSO -、I等不能大量共存；SO 和 S2 7 、NO -3 、ClO3 3 3 在碱性条件
2-2-++
下可以共存，但在酸性条件下则由于发生 2S+SO +6H反应不能共在。H与 3 =3S↓+3H O 2
2-S O 2 3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）。
、3 I-和 Fe3+例：Al和 HCO -3 、CO 3 、HS量共存。
3+2--、S2-、AlO -、ClO2
-等；Fe3+与 CO 、HCO -、AlO -、3 3 2 ClO2--等不能大4. 溶液中能发生络合反应的离子不能大量共存。
如 Fe、Fe与 SCN不能大量共存；Fe与5、审题时应注意题中给出的附加条件。
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2+3+-3+
不能大量共存。
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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+或 OH--10出的 H=1×10mol/L 的溶液等。
②有色离子 MnO4,Fe,Fe,Cu,Fe(SCN)。
--等在酸性条件下具有强氧化性。
③MnO4,NO3
2-2-+
④S2O3在酸性条件下发生氧化还原反应：S2O3+2H=S↓+SO2↑+H2O ⑤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：
2+
（1） 注意溶液的酸性对离子间发生氧化还原反应的影响。如：Fe与 NO3-能共存，但在强酸性条件下（即 Fe、NO3-、H
共存，但在酸性条件下则不能共存。
--2--2+
+相遇）不能共存；MnO
4
-3+2+2+2++--与 Cl
--在强酸性条件下也不能共存；S2-
与 SO3在钠、钾盐时可
2-
（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=CO3+H2O（HCO3遇碱时进一步电离）；HCO3+H=CO2↑+H2O 三、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。 四、比较金属性强弱的依据
金属性：金属气态原子失去电子能力的性质；
金属活动性：水溶液中，金属原子失去电子能力的性质。
注：金属性与金属活动性并非同一概念，两者有时表现为不一致， 1、同周期中，从左向右，随着核电荷数的增加，金属性减弱； 同主族中，由上到下，随着核电荷数的增加，金属性增强；
2、依据最高价氧化物的水化物碱性的强弱；碱性愈强，其元素的金属性也愈强； 3、依据金属活动性顺序表（极少数例外）；
4、常温下与酸反应煌剧烈程度；5、常温下与水反应的剧烈程度； 6、与盐溶液之间的置换反应；7、高温下与金属氧化物间的置换反应。 五、比较非金属性强弱的依据
1、同周期中，从左到右，随核电荷数的增加，非金属性增强； 同主族中，由上到下，随核电荷数的增加，非金属性减弱；
2、依据最高价氧化物的水化物酸性的强弱：酸性愈强，其元素的非金属性也愈强； 3、依据其气态氢化物的稳定性：稳定性愈强，非金属性愈强； 4、与氢气化合的条件；5、与盐溶液之间的置换反应；
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Δ 点燃
6、其他，例：2Cu＋S = = = Cu2S Cu＋Cl2 = = = CuCl2 所以，Cl 的非金属性强于 S。 六、“10 电子”、“18 电子”的微粒小结 (一)“10 电子”的微粒： 分子 一核 10 电子的 二核 10 电子的 三核 10 电子的 四核 10 电子的 五核 10 电子的 (二)“18 电子”的微粒 离子 N?、O?、F?、NaNH2 +H3O NH4 + ? 32+、Mg2+Ne HF H2O NH3 CH4 分子 、Al 3+OH?、 离子 K +、Ca2+一核 18 电子的 二核 18 电子的 三核 18 电子的 四核 18 电子的 五核 18 电子的 Ar F2、HCl H2S PH3、H2O2 SiH4、CH3F 、Cl￣、S? HS? 2 六核 18 电子的 N2H4、CH3OH +、N2+注：其它诸如 C2H6、N2H52H6等亦为 18 电子的微粒。 七、微粒半径的比较：
1、判断的依据 电子层数：
核电荷数
相同条件下，电子层越多，半径越大。 相同条件下，核电荷数越多，半径越小。
最外层电子数 相同条件下，最外层电子数越多，半径越大。
2、具体规律：1、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小（稀有气体除外）如：
Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl.
2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。如：Li --------3、同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增大。如：F -> 4、电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小。如： FNa+2+3+>Mg>Al 2+3+5、同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径越小。如 Fe>Fe>Fe 八、物质溶沸点的比较 （1） 不同类晶体：一般情况下，原子晶体>离子晶体>分子晶体 （2） 同种类型晶体：构成晶体质点间的作用大，则熔沸点高，反之则小。 ①离子晶体：离子所带的电荷数越高，离子半径越小，则其熔沸点就越高。 ②分子晶体：对于同类分子晶体，式量越大，则熔沸点越高。HF、H2O、NH3 等物质分子间存在氢键。 ③原子晶体：键长越小、键能越大，则熔沸点越高。 （3） 常温常压下状态 ①熔点：固态物质>液态物质 ②沸点：液态物质>气态物质 九、分子间作用力及分子极性 文案大全
高中化学知识点总结材料(可编辑修改word版)
