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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．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，V/V=n/n同温同压下，M/M=P/p
21212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。
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、依据最髙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、髙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、依据最髙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
6、其他，例：2Cu＋S===CuS
2
Cu+Cl点燃CuCl
22
所以，Cl的非金属性强于s。
六、“10电子”、“18电子”的微粒小结
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（一）“10电子”的微粒：
分子
离子
一核10电子的
Ne
N3-、O2-、F-、Na+、Mg2+、AI3+
二核10电子的
HF
OH-、
三核10电子的
HO
2
NH-
2
四核10电子的
NH
HO+（水合氢离子）
五核10电子的
CH
^41
NH+
2^41
（二）“18电子”的微粒
分子
离子
一核18电子的
Ar
K+、Ca2+、Cl、S2-
二核18电子的
F、HCl
2
HS-
三核18电子的
HS
2
四核18电子的

322
五核18电子的
SiH、CHF
六核18电子的
NH、CHOH
2-^3
注：其它诸如C2%、%叮N2H62+等亦为I8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：
Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl.
、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
、同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增大。如：F--〈Cl-〈Br-〈I-
、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+>Mg2+>Al3+
、同一元素不同价态的微粒半径，价态越髙离子半径越小。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，则熔沸点髙，反之则小。
离子晶体：离子所带的电荷数越髙，离子半径越小，则其熔沸点就越髙。
分子晶体：对于同类分子晶体，式量越大，则熔沸点越髙°HF、气0、NH3等物质分子间存在氢键。
原子晶体：键长越小、键能越大，则熔沸点越髙。
（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：把分子聚集在一起的作用力
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•分子间作用力（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。
，①、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（NH、HO）
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、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-—代表氢键。
'氢键彳O\/O\
HH
⑤、说明：氢键是一种分子间静电作用；它