文档介绍：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
.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”。
.推论
(1)同温同压下，Vi/V2=ni/n2同温同压下，Mi/M2=pi/p2
注
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；
A点燃
6、其他，例：2Cu+S===Cu>S Cu+CI2 === CuC2 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
离于
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
NH3
_ +
H3O
五核10电子的
CH4
+
NH4
1、判断的依据
(二)“18电子”的微粒
分子
离于
一核18电子的
Ar
K+、Ca2+、Cl T S2-
二核18电子的
F2、HCl
HS-
三核18电子的
H2s
四核18电子的
PH3、H2O2
五核18电子的
SiHe CH3f
六核18电子的
N2H4、CH30H
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：
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:
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<Na<K<Rb<Cs
3、同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增大。如：F--<C「<Br-<「
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：F> Na+>M『>Al 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>Fe2+>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。
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
，定义：把分子聚集在一起的作用力
分子间作用力（范德瓦尔斯力） J影响因素：大小与相对分子质量有关。
I
作用：对物质的熔点、沸点等有影响。
①、
分子间相互作用《
③、
定义：分子之间的一种比较强的相互作用。
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、&O）
对物质性质的影响：使物质熔沸点升高。
氢键的形成及表小方式：F —H ,一F — H ,…F —H ,—一代表