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1、高中化学基础知识整理 、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=1/2 注意：阿伏加德罗定律也适用于不反应的混合气体。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： 状况条件：考查气体时经常给非标准状况如常温常压下，1.01105Pa、25 时等。 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、 CHCl 3等。 物质结构和晶体结构： 考查一定
2、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。 （1）有气体产生。如CO32-、SO32-、S 2-、HCO 3 -、HSO 3 -、HS-等易挥发的弱酸的酸 根与 H+不能大量共存。 （2）有沉淀生成。如Ba 2+、Ca2+、Mg2+、Ag+等不能与 SO 4 2-、CO 3 2-等大量共存； Mg2+、Fe 2+、Ag+、Al3+、Zn2+、Cu2+、Fe3+等不能与 OH-
3、大量共存； Fe2+与 S2-、Ca2+ 与 PO 4 3-、Ag+与 I-不能大量共存。 （3）有弱电解质生成。 如 OH -、CH 3COO -、PO 4 3-、HPO 4 2-、H 2PO4 -、F-、ClO-、AlO 2 -、 SiO32-、CN -、C 17H35COO -、 等与 H+不能大量共存；一些酸式弱酸根如 HCO3-、HPO42-、HS -、H2PO 4-、HSO3-不能与 OH -大量共存； NH4+与 OH-不能大量共 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-、 S 2-、 CO 3 2-、 C6H5O-等必须在碱性条件下才能
4、在溶液中存在；如 Fe 3+、Al3+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 3AlO2-+Al3+6H2O=4Al(OH) 3等。 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 2-、 HS -、SO 3 2-、I-和 Fe3+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 MnO4-、Cr2O7-、NO3-、ClO -与 S2-、HS-、SO 3 2-、HSO 3-、I-、Fe 2+等不能大量共存； SO3 2-和 S2
5、-在碱性条件下可以共存， 但在酸性条件下则由于发生 2S 2-+SO 3 2-+6H+=3S +3H2O反应不能共在。 H+与 S2O32-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）。 例：Al3+和 HCO 3 -、CO 3 2-、HS-、S2-、AlO 2 -、ClO-等；Fe3+与 CO 3 2-、HCO 3 -、AlO 2 -、 ClO -等不能大量共存。 4溶液中能发生络合反应的离子不能大量共存。 如 Fe 2+、Fe3+与 SCN-不能大量共存； Fe3+与 不能大量共存。 5、审题时应注意题中给出的附加条件。 酸性溶液（ H +） 、碱性溶液
6、（ 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。 有色离子 MnO4 -,Fe3+,Fe2+,Cu2+,Fe(SCN)2+。 MnO4-,NO3-等在酸性条件下具有强氧化性。 S2O32-在酸性条件下发生氧化还原反应：S2O32-+2H +=S+SO 2+H2O 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： （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 2+与 NO 3-能共 存，但在强酸性条件下（即Fe 2+、NO 3 -、H+相遇）不能共存； MnO 4 -与 Cl-在
7、强酸 性条件下也不能共存； S 2-与 SO 3 2-在钠、钾盐时可共存，但在酸性条件下则不能 共存。 （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 -=CO 3 2-+H 2O（HCO3 -遇碱时进一步电离）；HCO 3 -+H+=CO 2+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
8、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：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。 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，
9、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
10、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； 6、其他，例：2CuS=Cu2S CuCl2点燃=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： 分子离子 一核 10 电子的Ne N3-、O2-、F - 、Na+、Mg2+、Al3+ 二核 10 电子的HF OH - 、 三核 10 电子的H2O NH2- 四核 10 电子的NH3H3O+ 五核 10 电子的CH4NH4+ (二)“18 电子”的微粒 分子离子 一核 18 电子的Ar K+、Ca 2+、Cl 、S2- 二核 18 电子的F2、
11、HCl HS - 三核 18 电子的H2S 四核 18 电子的PH3、H2O2 五核 18 电子的SiH 4、CH3F 六核 18 电子的N2H4、CH3OH 注：其它诸如 C2H6、N2H5+、N2H62+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：相同条件下，电子层越多，半径越大。 核电荷数相同条件下，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： NaMgAlSiPSCl. 2、 同 主族 元素 的 原子 半径 随核 电 荷 数 的 增 大
12、 而增 大。 如： Li Na +Mg2+Al3+ 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 FeFe 2+Fe3+ 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。 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。 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。 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 熔点：固态物质 液态物质 沸点：液态物质 气态物质 九、分子间作用力及分子极性 定义
13、：把分子聚集在一起的作用力 分子间作用力（范德瓦尔斯力）：影响因素：大小与相对分子质量有关。 作用：对物质的熔点、沸点等有影响。 、定义：分子之间的一种比较强的相互作用。 分子间相互作用、 形成条件：第二周期的吸引电子能力强的N、 O、 F 与 H 之间 （NH3、 H2O） 、对物质性质的影响：使物质熔沸点升高。 、氢键的形成及表示方式：F -H F-H F- H 代表氢键。 氢键O O H H H H O H H 、说明：氢键是一种分子间静电作用；它比化学键弱得多，但比分子 间作用力稍强；是一种较强的分子间作用力。 定义： 从整个分子看， 分子里电荷分布是对称的（正负电荷中心能重合） 的分
14、子。 非极性分子双原子分子：只含非极性键的双原子分子如：O2、H2、Cl2等。 举例：只含非极性键的多原子分子如：O3、P4等 分子极性多原子分子：含极性键的多原子分子若几何结构对称则为非 极性分子 如： CO2、CS 2（直线型）、CH4、CCl4（正四面 体型） 极性分子：定义：从整个分子看，分子里电荷分布是不对称的（正负电荷中心 不能重合）的。 举例双原子分子：含极性键的双原子分子如：HCl、NO、CO等 多原子分子：含极性键的多原子分子若几何结构不对称则为 极性分子 如：NH3(三角锥型 )、H2O （折线型或 V 型） 、 H2O2 十、化学反应的能量变化 定义：在化学反应过程中放出
15、或吸收的热量； 符号： H 单位：一般采用KJmol -1 测量：可用量热计测量 研究对象：一定压强下在敞开容器中发生的反应所放出或吸收的热量。 反应热：表示方法：放热反应H0，用“ +”表示。 燃烧热：在 101KPa下， 1mol 物质完全燃烧生成稳定氧化物时所放出的热量。 定义：在稀溶液中，酸跟碱发生反应生成1molH2O 时的反应热。 中和热： 强酸和强碱反应的中和热：H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l); H=-57.3KJ mol - 弱酸弱碱电离要消耗能量，中和热 | H| 1） ：卤代烃（ CCl 4、氯仿、溴苯等）、CS2； 下层变无色的（ 0“、“H0“、沉淀、气体符号， 电荷与价标、写电子式时 “ “的应用、物质的聚集状态、特殊的反应条件等 等。 5 实验填空题或简答题，注意文字要准确（1）不要用错别字：如脂与酯、铵 与氨、坩与甘、蘸与粘、蓝与兰、褪与退、溶与熔、戊与戌、催与崔、苯与 笨等。 （2） 不用俗语：如 a、打开分液漏斗的开关（活塞） ，b、将气体通进 （入）盛溴水的洗气瓶， c、酸遇石蕊变红色（酸使石蕊呈红色）等。