高考化学 基础知识整理
高考化学分析化学基础知识清单
高考化学分析化学基础知识清单化学分析学基础知识清单一、物质的组成和性质1. 原子与分子- 原子的结构与性质- 元素与化合物的区别- 分子的构成与命名规则2. 化学键和分子结构- 离子键和共价键- 单质的晶体结构与性质- 分子的空间结构与化学性质3. 化学反应- 反应类型与方程式的表示- 平衡常数和平衡原理- 化学反应速率与速率常数二、溶液的性质和平衡1. 溶液的组成和浓度- 溶质和溶剂的概念- 摩尔浓度和质量浓度的计算 - 饱和溶液和溶度的关系2. 溶液的性质- 酸碱指示剂和酸碱滴定- 氧化还原反应和电极电势- 配位化合物和络合反应3. 溶液的平衡- 平衡常数和离子积的计算- 酸碱中和与溶解度平衡- 氧化还原反应的电极电势三、分析化学方法和技术1. 分析化学基础- 定量分析和定性分析的概念 - 分析样品的预处理和处理方法 - 分析结果的统计处理2. 常用的分析方法- 酸碱滴定和沉淀滴定- 电化学分析和光谱分析- 质谱和色谱的应用3. 分析仪器的原理与应用- 原子吸收光谱和荧光光谱 - 红外光谱和核磁共振光谱 - 质谱仪和电化学分析仪器四、质量守恒和能量转化1. 化学反应的质量守恒- 遗失烧杯和损失火焰的原因 - 反应物和生成物的质量关系 - 气体反应中的质量守恒2. 化学反应的能量转化- 热力学第一定律和焓变- 反应热和热功效应- 反应焓和焓变的计算3. 化学反应速率和平衡- 反应速率的定义和计算方法- 反应速率与反应物浓度的关系- 平衡态和平衡常数以上是高考化学分析化学基础知识的清单，希望能对你的学习有所帮助。
祝你在高考中取得优异的成绩！。
2024年高考化学复习大纲
2024年高考化学复习大纲一、基础知识复习1. 元素周期表- 了解主要元素的基本信息，包括原子序数、原子量等。
- 熟悉元素周期表的布局和组成，掌握周期和族的概念。
- 掌握元素的周期性规律，如原子半径、电子亲和能、电离能等。
2. 化学键- 熟悉离子键、共价键和金属键的形成条件和特点。
- 掌握离子键的特性，如电导性、溶解度等。
- 理解共价键的键长、键能和极性的概念。
3. 化学反应- 理解化学反应的基本概念，如反应物、生成物和化学方程式。
- 熟悉氧化还原反应和酸碱中和反应的特点和应用。
- 掌握化学反应的平衡条件及影响平衡的因素。
二、无机化学复习1. 酸碱盐- 熟悉酸碱盐的定义和性质，了解酸碱中和反应的规律。
- 掌握常见酸碱盐的名称、化学式和性质。
2. 有机化合物- 理解有机化合物的基本概念和特点。
- 熟悉不饱和烃、醇、醛、酮、羧酸等有机化合物的结构和性质。
- 掌握有机化合物的命名规则和化学反应。
三、物质与能量转化复习1. 燃烧与能量- 理解燃烧的过程和能量转化。
- 熟悉燃烧反应的特点和燃烧热的计算方法。
2. 化学能与化学反应- 了解化学能的定义和计量单位。
- 掌握化学反应中的能量变化和化学反应的焓变计算。
四、化学元素周期律与资源利用1. 元素的周期性- 熟悉元素周期表的布局和规律。
- 掌握周期表上元素性质的周期性变化规律。
2. 化学元素与人类生活- 了解常见化学元素在人类生活中的应用和重要性。
- 掌握化学元素的提取、分离和利用的方法与原理。
五、化学实验操作与技巧1. 基本实验操作- 熟悉实验室常用的基本仪器、玻璃器皿和实验操作规范。
- 掌握实验中的物质称量、溶解、过滤、加热等基本操作技巧。
2. 实验数据处理与分析- 掌握实验数据的记录、整理和处理方法。
- 熟悉常用的化学计算方法，如浓度计算、反应产率计算等。
六、化学领域的新进展1. 纳米材料与纳米技术- 了解纳米材料的基本概念和特点。
- 掌握纳米材料在生物医学、环境保护等领域的应用。
高考化学基础知识点全面汇编
高考化学基础知识点全面汇编化学作为高考中的重要科目，掌握扎实的基础知识对于取得好成绩至关重要。
以下是为大家精心汇编的高考化学基础知识点。
一、化学基本概念1、物质的组成和分类物质由元素组成，元素分为金属元素和非金属元素。
物质可分为混合物和纯净物，纯净物又包括单质和化合物。
化合物包括无机化合物和有机化合物。
无机化合物包括氧化物、酸、碱、盐等。
2、化学用语（1）元素符号：用来表示元素的符号，如 H 表示氢元素。
（2）化学式：用元素符号表示物质组成的式子，如 H₂O 表示水。
（3）化学方程式：用化学式表示化学反应的式子，要遵循质量守恒定律。
3、物质的量（1）物质的量（n）：表示含有一定数目粒子的集合体，单位是摩尔（mol）。
（2）阿伏加德罗常数（NA）：1 mol 任何粒子的粒子数，约为602×10²³。
（3）摩尔质量（M）：单位物质的量的物质所具有的质量，单位是 g/mol。
4、分散系（1）溶液：一种或几种物质分散到另一种物质里形成均一、稳定的混合物。
（2）胶体：分散质粒子直径在 1 100 nm 之间的分散系，具有丁达尔效应等特性。
（3）浊液：包括悬浊液和乳浊液，分散质粒子直径大于 100 nm，不稳定。
二、化学反应与能量1、化学反应类型（1）化合反应：由两种或两种以上物质生成一种物质的反应。
（2）分解反应：一种物质生成两种或两种以上物质的反应。
（3）置换反应：一种单质和一种化合物反应生成另一种单质和另一种化合物的反应。
（4）复分解反应：两种化合物相互交换成分生成另外两种化合物的反应。
2、氧化还原反应（1）特征：有元素化合价的升降。
（2）本质：电子的转移（得失或偏移）。
（3）氧化剂：在反应中得到电子（化合价降低）的物质。
（4）还原剂：在反应中失去电子（化合价升高）的物质。
3、化学反应中的能量变化（1）吸热反应：反应物总能量低于生成物总能量的反应。
（2）放热反应：反应物总能量高于生成物总能量的反应。
高考化学常考基础知识归纳
高考化学常考基础知识归纳化学作为高考中的重要科目，其基础知识的掌握对于取得好成绩至关重要。
以下是对高考化学常考基础知识的归纳。
一、化学用语1、元素符号要牢记常见元素的符号，如氢（H）、氧（O）、氮（N）、碳（C）、钠（Na）、镁（Mg）、铝（Al）、硅（Si）、磷（P）、硫（S）、氯（Cl）、钾（K）、钙（Ca）、铁（Fe）、铜（Cu）、锌（Zn）等。
2、化学式能正确书写单质、化合物的化学式。
例如氧气（O₂）、二氧化碳（CO₂）、水（H₂O）、氯化钠（NaCl）、硫酸（H₂SO₄）等。
3、化学方程式化学方程式是化学变化的表达方式，要熟练掌握常见化学反应的化学方程式。
如氢气燃烧（2H₂＋ O₂点燃 2H₂O）、铁与硫酸铜反应（Fe ＋ CuSO₄＝ FeSO₄＋ Cu）等。
同时要注意配平、反应条件和气体、沉淀符号的标注。
二、物质的组成和性质1、原子结构了解原子的构成，包括质子、中子和电子。
知道质子数决定元素的种类，质子数和中子数共同决定原子的质量数。
2、元素周期表和周期律熟悉元素周期表的结构，掌握同一周期和同一主族元素性质的递变规律。
例如，同一周期从左到右，原子半径逐渐减小，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同一主族从上到下，原子半径逐渐增大，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
3、化学键化学键包括离子键、共价键和金属键。
离子键存在于离子化合物中，共价键存在于共价化合物和单质分子中。
4、物质的分类能对物质进行分类，如混合物、纯净物；单质、化合物；无机物（氧化物、酸、碱、盐）、有机物等。
三、化学反应1、氧化还原反应理解氧化还原反应的本质是电子的转移，会判断氧化剂、还原剂，氧化产物和还原产物。
能根据化合价的变化进行电子转移的分析和计算。
2、离子反应掌握离子反应发生的条件，能正确书写离子方程式。
要注意拆分原则，弱电解质、难溶物、气体等不能拆分。
3、化学反应速率和化学平衡了解化学反应速率的表示方法和影响因素，如浓度、温度、压强、催化剂等。
四川高考化学知识点归纳总结
四川高考化学知识点归纳总结化学是一门研究物质组成、性质、结构和变化规律的自然科学。
在四川高考中，化学是一门非常重要的科目，占据学生总分的一部分。
为了帮助广大学生更好地备考化学，下面将对四川高考化学知识点进行归纳总结。
一、基础概念与理论1. 基本概念：元素、化合物、分子、离子、原子核等基本概念是化学研究的基石。
2. 原子结构：原子核由质子和中子组成，电子围绕原子核运动，原子核的相对质量决定元素的质量。
3. 元素周期表：元素周期表按照原子序数、周期、族进行排列，周期表能帮助我们了解元素的性质。
4. 化学键：离子键、共价键和金属键是原子间相互作用的三种主要类型。
5. 化学方程式：化学反应的过程和物质变化可以通过化学方程式进行描述。
6. 功能官能团：含有特定官能团的化合物具有相似的化学性质。
7. 反应速率：反应速率是描述化学反应进行快慢的指标，可以通过实验方法进行测定。
二、无机化学1. 离子反应：离子溶液中离子间的相互作用，如酸碱中和反应、盐类析出反应等。
2. 化学平衡：反应物和生成物的浓度达到一定比例时，化学反应将达到平衡状态。
3. 电化学反应：如电解质溶液的电离、金属的氧化还原反应等。
4. 配位化学：金属离子与亲电性配体形成配合物的过程。
5. 化学分析：通过实验方法分析物质化学组成和性质的过程。
三、有机化学1. 有机物基础知识：认识有机物特有的碳骨架结构和化学键的构成。
2. 烃类化合物：烷烃、烯烃和炔烃是最基本的有机化合物。
3. 卤代烃：卤素取代碳原子上的氢，增加化合物的活性。
4. 醇与酚：氧原子连接碳骨架上羟基的有机化合物。
5. 醛与酮：含有碳骨架上羰基的有机化合物。
6. 羧酸与酯：含有碳骨架上羧基的有机化合物。
7. 胺类化合物：含有氨基的有机化合物。
8. 生物有机化学：如蛋白质、核酸、糖类等生物大分子的结构和功能。
四、化学反应与能量变化1. 性质和变化：物质的性质和变化是研究化学反应的核心内容。
2024年总结高考化学必考知识点
2024年总结高考化学必考知识点（____字）1. 化学基础知识原子与元素：原子结构、元素周期表、元素的性质与分类。
化学键与化合物：离子键、共价键、金属键，化合物的命名与化学式写法。
化学反应：化学反应的基本类型、化学平衡、化学方程式的平衡写法与判定。
2. 物质的组成与结构基本粒子：质子、中子、电子，质子数、中子数、电子数的关系。
原子结构：原子核、电子壳层结构，电子的排布规律（阿布居尔定律）。
元素周期表：元素周期表的组成、元素周期表的特点，周期表中的周期性规律。
化学键与分子结构：离子键、共价键、金属键，分子的形状与性质。
3. 化学变化与能量化学反应的能量变化：焓变、吸热反应与放热反应，化学反应中的能量守恒原理。
化学反应速率：反应速率与反应条件的关系，影响反应速率的因素。
化学平衡：平衡常数、平衡常数与温度的关系，影响平衡位置的因素。
4. 酸碱与盐酸碱理论：酸碱的定义、酸碱中离子的生成与反应。
酸碱性与pH值：酸碱的判定、酸碱溶液的浓度及pH值。
盐与酸碱中性化反应：盐的命名与性质，酸碱中性化反应的判定与计算。
5. 化学反应的平衡平衡态的表达与判定：化学平衡的判定、平衡常数的计算。
化学平衡条件：化学平衡的条件、平衡常数与温度的关系。
化学反应的平衡常数：平衡常数的定义、计算方法与应用。
6. 电化学与电解质电解质溶液：电解质的概念、强电解质与弱电解质。
离子在溶液中的行为：离子的迁移、电解质的电解。
电化学电池：电化学电池的基本概念、电动势的计算和性质。
7. 化学反应动力学化学反应速率：化学反应速率的概念、速率定律，速率与浓度的关系。
催化剂：催化作用的原理与应用。
反应平衡与速率：平衡与速率的关系，平衡与速率的偏离与调节。
8. 化学材料科学材料的种类与性质：金属材料、聚合物材料、无机非金属材料。
材料的制备与应用：金属的提取、聚合物的合成、合成材料的应用。
化学材料的特殊性质：超导性、光电性、磁性等特殊性质的材料。
9. 化学与人类社会化学史与化学进展：化学的起源与发展，化学技术对社会的影响与进展。
高考化学必学基础知识点总结
高考化学必学基础知识点总结化学是研究物质的组成、结构、性质以及变化规律的基础自然科学。
高考化学试题主要考查学生对基础知识的掌握和运用能力。
为了帮助大家更好地备战高考，本文将总结高考化学必学的基础知识点。
一、物质的组成与结构1.元素与化合物•元素的分类及性质•常见元素的原子结构•化合物的命名规则•化合物的化学式书写2.原子与分子•原子的结构与性质•原子核外电子的排布•分子间作用力与化学键•分子的极性与非极性3.晶体结构•晶体的分类与性质•晶体的空间结构•晶体的物理性质与化学性质二、化学反应与化学平衡1.化学反应类型•复分解反应•氧化还原反应2.化学反应速率与影响因素•化学反应速率的概念与计算•影响化学反应速率的因素（浓度、温度、压强、催化剂等）3.化学平衡•化学平衡的概念与计算•平衡常数与影响因素•化学平衡移动原理（勒夏特列原理）三、溶液与浓度1.溶液的分类与性质•溶液的定义与特点•溶液的分类（均相溶液、非均相溶液）•溶液的性质（稳定性、均一性、透明度等）2.物质的量浓度•物质的量浓度的概念与计算•浓度单位（mol/L、mol·L⁻¹）•溶液的稀释与浓缩3.质量分数与物质的量分数•质量分数的概念与计算•物质的量分数的概念与计算•质量分数与物质的量分数的关系四、氧化还原反应1.氧化还原反应的基本概念•氧化还原反应的定义•氧化还原反应的实质•氧化剂与还原剂•氧化还原反应的分类（自发的与非自发的）2.电子转移与电极电势•电子转移的概念与类型•电极电势的定义与计算•标准电极电势表•电极电势的应用（原电池、电解池等）3.氧化还原反应的配平•氧化还原反应配平的方法•配平过程中的电子守恒•配平实例分析五、物质性质与变化1.非金属元素及其化合物•氢、氧、氮、卤族、硫等非金属元素的性质•非金属氧化物、酸、碱、盐的性质2.金属元素及其化合物•碱金属、碱土金属、过渡金属等金属元素的性质•金属氧化物、酸、碱、盐的性质3.有机化合物•烃、卤代烃、醇、酚、醚、酮等有机化合物的结构与性质•有机反应（取代反应、加成反应、消除反应等）六、实验操作与技能1.基本实验操作•仪器的使用与洗涤•溶液的制备与浓度测定•气体的制备与收集•滴定、光谱、色谱等分析方法2.实验设计与评价•实验目的与原理•实验步骤与方法•实验结果的评价与分析3.化学实验安全与环保•化学实验安全常识•危险化学品的管理与处理•化学实验废物的处理与环保通过上面所述六个方面的总结，希望同学们能够掌握高考化学必学的基础知识点。
高考化学基础知识的系统整理
高考化学基础知识的系统整理化学，作为高考中的重要学科，其基础知识的掌握对于取得优异成绩至关重要。
以下将为大家系统整理高考化学的基础知识。
一、化学基本概念1、物质的组成物质由元素组成，元素是具有相同质子数（即核电荷数）的一类原子的总称。
原子由原子核和核外电子构成，原子核又由质子和中子组成。
2、物质的分类物质可以分为混合物和纯净物。
纯净物又分为单质和化合物。
单质分为金属单质和非金属单质；化合物包括无机化合物和有机化合物。
无机化合物又有氧化物、酸、碱、盐等。
3、化学用语（1）元素符号：用来表示元素的符号，如 H 表示氢元素。
（2）化学式：用元素符号表示物质组成的式子，如 H₂O 表示水。
（3）化学方程式：用化学式表示化学反应的式子，要遵循质量守恒定律。
二、化学基本理论1、原子结构理论了解原子的核外电子排布规律，能根据电子排布判断元素的性质。
2、化学键理论化学键包括离子键、共价键和金属键。
离子键存在于离子化合物中，共价键分为极性共价键和非极性共价键。
3、化学反应速率和化学平衡化学反应速率是用来衡量化学反应进行快慢的物理量。
化学平衡是指在一定条件下，可逆反应中正逆反应速率相等，各物质的浓度不再改变的状态。
4、电解质溶液理论电解质分为强电解质和弱电解质。
在溶液中，存在着电离平衡和水解平衡。
三、元素及其化合物1、金属元素常见的金属元素如钠、镁、铝、铁、铜等，要掌握它们的单质、氧化物、氢氧化物以及盐的性质和相互转化关系。
例如，钠在空气中燃烧生成过氧化钠，铝既能与酸反应又能与碱反应。
2、非金属元素包括氢、碳、氮、氧、硫、氯等元素。
了解它们的单质、氧化物、酸、盐的性质。
比如，氮气在一定条件下可以和氢气反应生成氨气，二氧化硫具有漂白性等。
四、有机化学1、有机物的分类按官能团分类，有烃（烷烃、烯烃、炔烃、芳香烃）、醇、酚、醛、羧酸、酯等。
2、有机物的结构要掌握有机物的同分异构现象，能够书写简单有机物的同分异构体。
3、有机反应类型包括取代反应、加成反应、消去反应、氧化反应、还原反应等。
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高考化学基础知识整理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 （2）同温同体积时，p1/p2=n1/n2=N1/N2（3）同温同压等质量时，V1/V2=M2/M1 （4）同温同压同体积时，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；Pb2+与Cl-，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-+3Al3++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↑+H2O⑤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、离子方程式书写的基本规律要求（1）合事实：离子反应要符合客观事实，不可臆造产物及反应。
（2）式正确：化学式与离子符号使用正确合理。
（3）号实际：“=”“”“→”“↑”“↓”等符号符合实际。
（4）两守恒：两边原子数、电荷数必须守恒（氧化还原反应离子方程式中氧化剂得电子总数与还原剂失电子总数要相等）。
（5）明类型：分清类型，注意少量、过量等。
（6）检查细：结合书写离子方程式过程中易出现的错误，细心检查。
四、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。
常见氧化剂：①、活泼的非金属，如Cl2、Br2、O2等；②、元素（如Mn等）处于高化合价的氧化物，如MnO2、KMnO4等③、元素（如S、N等）处于高化合价时的含氧酸，如浓H2SO4、HNO3等④、元素（如Mn、Cl、Fe等）处于高化合价时的盐，如KMnO4、KClO3、FeCl3、K2Cr2O7⑤、过氧化物，如Na2O2、H2O2等。
常见还原剂①、活泼的金属，如Na、Al、Zn、Fe 等；②、元素（如C、S等）处于低化合价的氧化物，如CO、SO2等③、元素（如Cl、S等）处于低化合价时的酸，如浓HCl、H2S等④、元素（如S、Fe等）处于低化合价时的盐，如Na2SO3、FeSO4等⑤、某些非金属单质，如H2、C、Si等。
五、元素氧化性,还原性变化规律表(1)常见金属活动性顺序表（联系放电顺序）K,Ca,Na,Mg,Al,Zn,Fe,Sn,Pb(H),Cu,Hg,Ag,Pt,Au(还原能力-失电子能力减弱)K+,Ca2+,Na+,Mg2+,Al3+,Zn2+,Fe2+,Sn2+,Pb2+ (H+),Cu2+,Hg2+,Ag+(氧化能力-得电子能力增强)(2)非金属活动顺序表F O Cl Br I S(氧化能力减弱)F-Cl-Br-I-S2-(还原能力增强)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。
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＋SΔ===Cu2S Cu＋Cl2点燃===CuCl2所以，Cl的非金属性强于S。
“10电子”、“18电子”的微粒小结(一)“10(二)“18注：其它诸如C2H6、N2H5+、N2H62+等亦为18电子的微粒。
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<Cs3、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--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+>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+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 OH H HOH H⑤、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。