【正文】 中國(guó)校長(zhǎng)網(wǎng) 中國(guó)校長(zhǎng)網(wǎng)資源頻道 高中化學(xué)基礎(chǔ)知識(shí)整理 Ⅰ、基本概念與基礎(chǔ)理論： 一 、阿伏加德羅定律 1．內(nèi)容： 在同溫同壓下，同體積的氣體含有相同的分子數(shù)。即“三同”定“一同”。 2．推論 （ 1）同溫同壓下， V1/V2=n1/n2 同溫同壓下， M1/M2=ρ 1/ρ 2 注意：①阿伏加德羅定律也適用于不反應(yīng)的混合氣體。②使用氣態(tài)方程 PV=nRT 有助于理解上述推論。 阿伏加德羅常這類題的解法： ① 狀況條件：考查氣體時(shí)經(jīng)常給非標(biāo)準(zhǔn)狀況如常溫常壓下， 105Pa、 25℃ 時(shí)等。 ②物質(zhì)狀態(tài)：考查氣體摩爾 體積時(shí)，常用在標(biāo)準(zhǔn)狀況下非氣態(tài)的物質(zhì)來迷惑考生，如 H2O、SO已烷、辛烷、 CHCl3等。 ③物質(zhì)結(jié)構(gòu)和晶體結(jié)構(gòu)：考查一定物質(zhì)的量的物質(zhì)中含有多少微粒（分子、原子、電子、質(zhì)子、中子等）時(shí)常涉及希有氣體 He、 Ne 等為單原子組成和膠體粒子， Cl N O H2為雙原子分子等。晶體結(jié)構(gòu)： P金剛石、石墨、二氧化硅等結(jié)構(gòu)。 二、離子共存 1．由于發(fā)生復(fù)分解反應(yīng)，離子不能大量共存。 （ 1）有氣體產(chǎn)生。如 CO3 SO3 S HCO HSO HS等易揮發(fā)的弱酸的酸根與 H+不能大量共存。 （ 2）有沉淀生成。如 Ba2+、 Ca2+、 Mg2+、 Ag+等不能與 SO4 CO32等大量共存； Mg2+、 Fe2+、Ag+、 Al3+、 Zn2+、 Cu2+、 Fe3+等不能與 OH大量共存； Fe2+與 S Ca2+與 PO4 Ag+與 I不能大量共存。 （ 3）有弱電解質(zhì)生成。如 OH、 CH3COO、 PO4 HPO4 H2PO F、 ClO、 AlO SiO3CN、 C17H35COO、 等與 H+不能大量共存；一些酸式弱酸根如 HCO HPO4HS、 H2PO HSO3不能與 OH大量共存； NH4+與 OH不能大量共存。 （ 4）一些容易發(fā)生水解的離子，在溶液中的存在是有條件的。如 AlO S CO3 C6H5O等必須在堿性條件下才能在溶液中存在；如 Fe3+、 Al3+等必須在酸性條件下才能在溶液中存在。這兩類離子不能同時(shí)存在在同一溶液中，即離子間能發(fā)生“雙水解”反應(yīng)。如3AlO2+Al3++6H2O=4Al(OH)3↓等。 2．由于發(fā)生氧化還原反應(yīng)，離子不能大量共存。 （ 1）具有較強(qiáng)還原性的離子不能與具有較強(qiáng)氧化性的離子 大量共存。如 S HS、 SO3I和 Fe3+不能大量共存。 （ 2）在酸性或堿性的介質(zhì)中由于發(fā)生氧化還原反應(yīng)而不能大量共存。如 MnO Cr2ONO ClO與 S HS、 SO3 HSO I、 Fe2+等不能大量共存； SO32和 S2在堿性條件下可以共存，但在酸性條件下則由于發(fā)生 2S2+SO32+6H+=3S↓ +3H2O 反應(yīng)不能共在。 H+與 S2O32不能大量共存。 3．能水解的陽(yáng)離子跟能水解的陰離子在水溶液中不能大量共存（雙水解）。 例： Al3+和 HCO CO3 HS、 S AlO ClO等； Fe3+與 CO3 HCO AlO ClO等不能大量共存。 4．溶液中能發(fā)生絡(luò)合反應(yīng)的離子不能大量共存。 如 Fe2+、 Fe3+與 SCN不能大量共存； Fe3+與 不能大量共存。 中國(guó)校長(zhǎng)網(wǎng) 中國(guó)校長(zhǎng)網(wǎng)資源頻道 審題時(shí)應(yīng)注意題中給出的附加條件。 ①酸性溶液（ H+）、堿性溶液（ OH）、能在加入鋁粉后放出可燃?xì)怏w的溶液、由水電離出的 H+或 OH=11010mol/L 的溶液等。 ②有色離子 MnO4,Fe3+,Fe2+,Cu2+,Fe(SCN)2+。 ③ MnO4,NO3等在酸性條件下具有強(qiáng)氧化性。 ④ S2O32在酸性條件下發(fā)生氧化還原反應(yīng)： S2O32+2H+=S↓ +SO2↑ +H2O ⑤注意題目要求“大量共存”還是“不能大量共存”。 審題時(shí)還應(yīng)特別注意以下幾點(diǎn)： （ 1）注意溶液的酸性對(duì)離子間發(fā)生氧化還原反應(yīng)的影響。如： Fe2+與 NO3能共存，但在強(qiáng)酸性條件下（即 Fe2+、 NO H+相遇）不能共存； MnO4與 Cl在強(qiáng)酸性條件下也不能共存；S2與 SO32在鈉、鉀鹽時(shí)可共存，但在酸性條件下則不能共存。 （ 2）酸式鹽的含氫弱酸根離子不能與強(qiáng)堿（ OH）、強(qiáng)酸（ H+）共存。 如 HCO3+OH=CO32+H2O（ HCO3遇堿時(shí)進(jìn)一步電離）； HCO3+H+=CO2↑ +H2O 三、氧化性、還原性強(qiáng)弱的判斷 （ 1）根據(jù)元素的化合價(jià) 物質(zhì)中元素具有最高價(jià)，該元素只有氧化性；物質(zhì)中元素具有最低價(jià)，該元素只有還原性；物質(zhì)中元素具有中間價(jià)，該元素既有氧化性又有還原性。對(duì)于同一種元素，價(jià)態(tài)越高，其氧化性就越強(qiáng)；價(jià)態(tài)越低，其還原性就越強(qiáng)。 （ 2）根據(jù)氧化還原反應(yīng)方程式 在同一氧化還 原反應(yīng)中，氧化性：氧化劑 氧化產(chǎn)物 還原性：還原劑 還原產(chǎn)物 氧化劑的氧化性越強(qiáng)，則其對(duì)應(yīng)的還原產(chǎn)物的還原性就越弱；還原劑的還原性越強(qiáng)，則其對(duì)應(yīng)的氧化產(chǎn)物的氧化性就越弱。 （ 3）根據(jù)反應(yīng)的難易程度 注意：①氧化還原性的強(qiáng)弱只與該原子得失電子的難易程度有關(guān)，而與得失電子數(shù)目的多少無(wú)關(guān)。得電子能力越強(qiáng)，其氧化性就越強(qiáng)；失電子能力越強(qiáng)，其還原性就越強(qiáng)。 ②同一元素相鄰價(jià)態(tài)間不發(fā)生氧化還原反應(yīng)。 四、比較金屬性強(qiáng)弱的依據(jù) 金屬性：金屬氣態(tài)原子失去電子能力的性質(zhì)； 金屬 活動(dòng)性：水溶液中，金屬原子失去電子能力的性質(zhì)。 注：金屬性與金屬活動(dòng)性并非同一概念，兩者有時(shí)表現(xiàn)為不一致， 同周期中，從左向右，隨著核電荷數(shù)的增加，金屬性減弱； 同主族中，由上到下，隨著核電荷數(shù)的增加，金屬性增強(qiáng)； 依據(jù)最高價(jià)氧化物的水化物堿性的強(qiáng)弱；堿性愈強(qiáng)，其元素的金屬性也愈強(qiáng)； 依據(jù)金屬活動(dòng)性順序表（極少數(shù)例外）； 常溫下與酸反應(yīng)煌劇烈程度； 常溫下與水反應(yīng)的劇烈程度； 與鹽溶液之間的置換反應(yīng)； 高溫下與金屬氧化物間的置換反應(yīng)。 五、比較非 金屬性強(qiáng)弱的依據(jù) 同周期中，從左到右，隨核電荷數(shù)的增加，非金屬性增強(qiáng)； 同主族中，由上到下，隨核電荷數(shù)的增加，非金屬性減弱； 依據(jù)最高價(jià)氧化物的水化物酸性的強(qiáng)弱：酸性愈強(qiáng)，其元素的非金屬性也愈強(qiáng)； 依據(jù)其氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性：穩(wěn)定性愈強(qiáng)，非金屬性愈強(qiáng)； 中國(guó)校長(zhǎng)網(wǎng) 中國(guó)校長(zhǎng)網(wǎng)資源頻道 與氫氣化合的條件； 與鹽溶液之間的置換反應(yīng)； 其他，例： 2Cu＋ S Δ===Cu2S Cu＋ Cl2點(diǎn)燃 === CuCl2 所 以， Cl 的非金屬性強(qiáng)于 S。 六、“ 10 電子”、“ 18 電子”的微粒小結(jié) (一 )“ 10 電子”的微粒： 分子 離子 一核 10 電子的 Ne N3?、 O2?、 F?、 Na+、 Mg2+、 Al3+ 二核 10 電子的 HF OH?、 三核 10 電子的 H2O NH2? 四核 10 電子的 NH3 H3O+ 五核 10 電子的 CH4 NH4+ (二 )“ 18 電子”的微粒 分子 離子 一核 18 電子的 Ar K+、 Ca2+、 Cl￣、 S2? 二核 18 電子的 F HCl HS? 三核 18 電子的 H2S 四核 18 電子的 PH H2O2 五核 18 電子的 SiH CH3F 六核 18 電子的 N2H CH3OH 注：其它諸如 C2H N2H5+、 N2H62+等亦為 18 電子的微粒。 七、微粒半徑的比較： 判斷的依據(jù) 電子層數(shù)： 相同條件下，電子層越多，半徑越大。 核電荷數(shù) 相同條件下，核電荷數(shù)越多，半徑越小 。