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<p>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。
（1）有气体产生。如CO32-、SO32-、S2-、HCO3-、HSO3-、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Ba2+、Ca2+、Mg2+、Ag+等不能与SO42-、CO32-等大量共存；Mg2+、Fe2+、Ag+、Al3+、Zn2+、Cu2+、Fe3+等不能与OH-大量共存；Fe2+与S2-、Ca2+与PO43-、Ag+与I-不能大量共存。
（3）有弱电解质生成。如OH-、CH3COO-、PO43-、HPO42-、H2PO4-、F-、ClO-、AlO2-、SiO32-、CN-、C17H35COO-、等与H+不能大量共存；一些酸式弱酸根如HCO3-、HPO42-、HS-、H2PO4-、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-、S2-、CO32-、C6H5O-等必须在碱性条件下才能在溶液中存在；如Fe3+、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S2-、HS-、SO32-、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-、SO32-、HSO3-、I-、Fe2+等不能大量共存；SO32-和S2-在碱性条件下可以共存，但在酸性条件下则由于发生2S2-+SO32-+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HCO3-、CO32-、HS-、S2-、AlO2-、ClO-等；Fe3+与CO32-、HCO3-、AlO2-、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Fe2+、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。
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、由水电离出的H+或OH-=1×10-10mol/L的溶液等。
②有色离子MnO4-,Fe3+,Fe2+,Cu2+,Fe(SCN)2+。
③MnO4-,NO3-等在酸性条件下具有强氧化性。
④S2O32-在酸性条件下发生氧化还原反应：S2O32-+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：
（1）注意溶液的酸性对离子间发生氧化还原反应的影响。如：Fe2+与NO3-能共存，但在强酸性条件下（即Fe2+、NO3-、H+相遇）不能共存；MnO4-与Cl-在强酸性条件下也不能共存；S2-与SO32-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-=CO32-+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；
6、其他，例：2Cu＋SCu2S Cu＋Cl2CuCl2 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
NH3
H3O+
五核10电子的
CH4
NH4+
(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
F2、HCl
HS−
三核18电子的
H2S
四核18电子的
PH3、H2O2
五核18电子的
SiH4、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：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--</p><cl--<br--<i-- f-="">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）：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 ②、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）
③、对物质性质的影响：使物质熔沸点升高。
④、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
⑤、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、CS2（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或吸收的热量；
符号：△H
单位：一般采用KJ·mol-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△H<0，用“-”表示；吸热反应△h>0，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|<57.3kj·mol-1 2="" 3="" 4="" 6="" :="" .="" ch2="CH2↑＋H2O" hno3="" so2="" na2o2="" cu="" 2ag="" br2="" s="" 2h2o="2NaAlO2" 2ch3cooh="=Zn2+＋2CH3COO‾＋H2↑" c="O双键不发生加成）" so22="" 6v="" 3fe3o44="" 9fe="" 3cl2="" 3br2="=2FeBr3＋2I2" x2="=S↓＋2H+＋2X‾" h2o="=HBr＋HBrO" 8nh3="=6NH4Cl＋N2" 2nh3="=6HCl＋N2" 5cl22="" o22na2o="" o2na2o2="" 6h2o="4" o22co="" 3cu="=2NO↑＋2Cu(NO3)2＋4H2O" 3naoh="=Al(OH)3↓＋3NaCl" alcl3="" 3h2o="" h2so4="" 4h2o="" c2h5oh="" c2h5="" cl="" cl2="" hcl="" naoh="" nacl="" 2fecl3="" 4oh-="AlO2-" 3alo2-="" al="" 2co2="" 2na2o2="4NaOH" o2="" m="4g" alo2-="" co2="" hco3-="" 2nacl="" mno2="" 3h2so4="" 2nahso4="" mnso4="" 2f2="" si="" 2naoh="" 2al="" a="" c6h6="" 2ox="" cnh2no="" cnh2no2="" h2="" 2febr3="" 2i2="" br2mgbr2="" na2co3="=NaBrO＋NaHCO3" agno3="">1）：卤代烃（CCl4、氯仿、溴苯等）、CS2；
下层变无色的（ρ<1）：直馏汽油、煤焦油、苯及苯的同系物、液态环烷烃、低级酯、液态饱和烃（如已烷等）等
能使酸性高锰酸钾溶液褪色的物质
（一）有机
1． 不饱和烃（烯烃、炔烃、二烯烃、苯乙烯等）；
2． 苯的同系物；※
3． 不饱和烃的衍生物（烯醇、烯醛、烯酸、卤代烃、油酸、油酸盐、油酸酯等）；
4． 含醛基的有机物（醛、甲酸、甲酸盐、甲酸某酯等）；
5． 酚类
6． 石油产品（裂解气、裂化气、裂化汽油等）；
7． 煤产品（煤焦油）；
8． 天然橡胶（聚异戊二烯）。
（二）无机
1． 氢卤酸及卤化物（氢溴酸、氢碘酸、浓盐酸、溴化物、碘化物）；
2． 亚铁盐及氢氧化亚铁；
3． －2价硫的化合物（H2S、氢硫酸、硫化物）；
4． ＋4价硫的化合物（SO2、H2SO3及亚硫酸盐）；
5． 双氧水（H2O2，其中氧为－1价）
※注：苯的同系物被KMnO4（H+）溶液氧化的规律：
侧链上与苯环直接相连的碳原子被氧化成羧基，其他碳原子则被氧化成CO2。
倘若侧链中与苯环直接相连的碳原子上没有氢，则不能被氧化。
CH2CH3
KMnO4（H+）
COOH
C(CH3)3
C(CH3)3
CH3
KMnO4（H+）
COOH
如：
Ⅳ、化学实验：
不宜长期暴露空气中的物质
1．由于空气中CO2的作用：生石灰、NaOH、Ca(OH)2溶液、Ba(OH)2溶液、NaAlO2溶液、水玻璃、碱石灰、漂白粉、苯酚钠溶液、Na2O、Na2O2；
2．由于空气中H2O的作用：浓H2SO4、P2O5、硅胶、CaCl2、碱石灰等干燥剂、浓H3PO4、无水硫酸铜、CaC2、面碱、NaOH固体、生石灰；
3．由于空气中O2的氧化作用：钠、钾、白磷和红磷、NO、天然橡胶、苯酚、－2价硫（氢硫酸或硫化物水溶液）、＋4价硫（SO2水溶液或亚硫酸盐）、亚铁盐溶液、Fe(OH)2。
4．由于挥发或自身分解作用：AgNO3、浓HNO3、H 2O2、液溴、浓氨水、浓HCl、Cu(OH)2。
化学实验设计思维模型：
实验中水的妙用
一、水封：在中学化学实验中，白磷、液溴需要水封，少量白磷放入盛有冷水的广口瓶中保存，通过水的覆盖，既可隔绝空气防止白磷蒸气逸出，又可使其保持在燃点之下；液溴极易 挥发有剧毒，它在水中溶解度较小，比水重，所以亦可进行水封减少其挥发。
二、水浴：酚醛树脂的制备、纤维素的水解需用沸水浴；硝基苯的制备(50—60℃)、乙酸乙
酯的水解(70～80℃)、硝酸钾溶解度的测定(室温～100℃)需用温度计来控制温度；银镜反应需用温水浴加热即可。
三、水集：排水集气法可以收集难溶或不溶于水的气体，中学阶段有02，N：，H2，C2H4， C2H2，CH4，NO。有些气体在水中有一定溶解度，但可以在水中加入某物质降低其溶解度，如：可用排饱和食盐水法收集氯气。
四、水洗：用水洗的方法可除去某些难溶气体中的易溶杂质，如除去NO气体中的N02杂质。
五、物质鉴别剂：可利用一些物质在水中溶解度或密度的不同进行物质鉴别，如：苯、乙醇 溴乙烷三瓶未有标签的无色液体，用水鉴别时浮在水上的是苯，溶在水中的是乙 醇，沉于水下的是溴乙烷。
六、查漏：气体发生装置连好后，可用水检查其是否漏气。
Ⅴ、化学计算
（一）有关化学式的计算
1．通过化学式，根据组成物质的各元素的原子量，直接计算分子量。
2．已知标准状况下气体的密度，求气体的式量：M=22.4ρ。
3．根据相对密度求式量：M=MˊD。
4．由气态方程求式量：M=
5．混合物的平均分子量：
6．原子量
① 原子的原子量=
② 质量数=质子数+中子数
③ 元素原子量：
A1、A2表示同位素原子量，a1%、a2%表示原子的摩尔分数
④ 元素近似原子量：
A1、A2表示同位素原子量，a1%、a2%表示原子的摩尔分数
②对气体使用体积时注意条件（温度及压强），否则气体体积无意义
(二) 溶液计算
基本公式及关系：
（1）物质的量浓度：
①。
②稀释过程中溶质不变：C1V1=C2V2。
③同溶质的稀溶液相互混合：C混=
④质量分数换算为物质的量浓度：C=
（2）溶质的质量分数。
①
②（饱和溶液，S代表溶质该条件下的溶解度）
③混合：m1a1%+m2a2%=(m1+m2)a%混
④稀释：m1a1%=m2a2%
(3)有关溶解度的计算：
① S=（饱和溶液：一定温度下）
② S=（a%：饱和溶液质量分数）
③ 有关pH值的计算：酸算H+，碱算OH—
Ⅰ. pH= —lg[H+]
Ⅱ. KW=[H+][OH-]=10-14（25℃下）
考试注意：
1． 要抓住关键字在题目的问题中，通常出现如下词：正确与错误、大与小、强与弱、能与否，由强到弱或由弱到强，名称与符号，分子式、结构简式、电子式，化学方程式与离子方程式等，即使题目会做，由于不注意上述词语，就有可能造成失分。
2． 注意各量的单位物质的量浓度（mol/L），摩尔质量（g/mol），深解度（g）、百分数、浓度互换时的体积易错等。
3． 题目中隐含性的限制条件如（1）酸性的无色透明溶液，（2）PH=0的溶液（3）水电离出的[OH-]=10-14mol/L的溶液等
4． 注意常见符号的应用如"="，可逆符号、"△H>0"、"△H<0"、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。
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