高中化学基础知识整理60101
高中化学知识点全总结
高中化学知识点全总结一、化学基本概念。
1. 物质的组成、性质和分类。
- 物质的组成。
- 宏观：物质由元素组成，如氧气由氧元素组成。
- 微观：物质由分子、原子、离子等微观粒子构成。
例如，水由水分子构成，金属铁由铁原子构成，氯化钠由钠离子和氯离子构成。
- 物质的性质。
- 物理性质：不需要发生化学变化就表现出来的性质，如颜色、状态、气味、熔点、沸点、硬度、密度等。
例如，铁是银白色固体，水是无色无味的液体。
- 化学性质：物质在化学变化中表现出来的性质，如可燃性、氧化性、还原性、酸碱性等。
例如，氢气具有可燃性，氧气具有氧化性。
- 物质的分类。
- 混合物：由两种或两种以上物质混合而成的物质，如空气、溶液等。
- 纯净物：由一种物质组成的物质，包括单质和化合物。
- 单质：由同种元素组成的纯净物，如氧气（O_2）、铁（Fe）等。
- 化合物：由不同种元素组成的纯净物，如二氧化碳（CO_2）、氯化钠（NaCl）等。
- 氧化物：由两种元素组成，其中一种元素是氧元素的化合物，如氧化铜（CuO）、水（H_2O）等。
2. 化学用语。
- 元素符号：表示元素的符号，如H表示氢元素。
- 化学式：用元素符号和数字的组合表示物质组成的式子。
例如，H_2O表示水的化学式。
- 化学方程式：用化学式表示化学反应的式子。
例如，2H_2 +O_2{longrightarrow}2H_2O表示氢气和氧气反应生成水的化学方程式。
- 离子符号：表示离子的符号，如Na^+表示钠离子，Cl^-表示氯离子。
二、化学基本理论。
1. 原子结构。
- 原子的构成。
- 原子由原子核和核外电子构成，原子核由质子和中子构成（氢原子无中子）。
- 原子序数 = 核电荷数 = 质子数 = 核外电子数。
- 核外电子排布。
- 分层排布，离核由近及远，能量由低到高，每层最多容纳2n^2个电子（n 为电子层数），最外层电子数不超过8个（K层为最外层时不超过2个）。
2. 元素周期律和元素周期表。
高中化学基础知识点汇总
高中化学基础知识点汇总
高中化学是许多学生感到头疼的一门学科，只要我们掌握了它的基础知识点，就能够轻松应对考试和日常实际问题。
下面，我将为大家汇总一些高中化学基础知识点，帮助大家更好地理解和掌握这门学科。
一、化学反应与化合物
1、化学反应按反应形式分为分解、化合、置换和复分解四大类型。
2、化合物按组成分为有机物和无机物，有机物包含烃、烃的衍生物以及糖类、脂类、蛋白质等。
3、电解质和非电解质，以及强电解质和弱电解质的概念
4、电解质的电离以及电离方程式的书写
5、酸、碱、盐的电离以及电离方程式的书写
二、化学键与化学平衡
1、化学键的分类以及离子键和共价键的概念
2、化学平衡的概念以及影响化学平衡的因素
3、勒夏特列原理以及其应用
4、化学反应速率的概念以及计算方法
5、影响化学反应速率的因素以及催化剂的作用机制
三、实际应用
1、有机化学中的重要反应类型，例如取代、加成、氧化等反应，以及反应机理的初步了解。
2、无机化学中的重要反应类型，例如置换、复分解等反应，以及反应机理的初步了解。
3、生物化学中的重要反应类型，例如糖类的代谢、蛋白质的合成等，以及反应机理的初步了解。
以上是高中化学的一些基础知识点，希望大家能够认真学习和掌握。
只有打好基础，才能在后续的学习中更加得心应手。
高中化学基础知识归纳大全
高中化学基础知识归纳大全基本概念和基本理论的学习在整个高中化学学习中起着奠基，支撑的重要作用，那么你想知道自己掌握了化学知识吗?下面是百分网小编为大家整理的高中化学重要的知识，希望对大家有用!一、氧化物1、al2o3的*质：氧化铝是一种白*难溶物，其熔点很高，可用来制造耐火材料如坩锅、耐火管、耐高温的实验仪器等。
al2o3是两*氧化物：既能与强*反应，又能与强碱反应：al2o3+6hcl=2alcl3+3h2o(al2o3+6h+=2al3++3h2o)al2o3+2naoh==2naalo2+h2o(al2o3+2oh-=2alo2-+h2o)2、铁的氧化物的*质：feo、fe2o3都为碱*氧化物，能与强*反应生成盐和水。
feo+2hcl=fecl2+h2ofe2o3+6hcl=2fecl3+3h2o二、*氧化物1、*氧化铝al(oh)3①al(oh)3是两**氧化物，在常温下它既能与强*，又能与强碱反应：al(oh)3+3hcl=alcl3+3h2o(al(oh)3+3h+=al3++3h2o)al(oh)3+naoh=naalo2+2h2o(al(oh)3+oh-=alo2-+2h2o)②al(oh)3受热易分解成al2o3：2al(oh)3==al2o3+3h2o(规律：不溶*碱受热均会分解)③al(oh)3的制备：实验室用可溶*铝盐和氨水反应来制备al(oh)3al2(so4)3+6nh3·h2o=2al(oh)3↓+3(nh4)2so4(al3++3nh3·h2o=al(oh)3↓+3nh4+)因为强碱(如naoh)易与al(oh)3反应，所以实验室不用强碱制备al(oh)3，而用氨水。
2、铁的*氧化物：*氧化亚铁fe(oh)2(白*)和*氧化铁fe(oh)3(红褐*)①都能与*反应生成盐和水：fe(oh)2+2hcl=fecl2+2h2o(fe(oh)2+2h+=fe2++2h2o)fe(oh)3+3hcl=fecl3+3h2o(fe(oh)3+3h+=fe3++3h2o)②fe(oh)2可以被空气中的氧气氧化成fe(oh)34fe(oh)2+o2+2h2o=4fe(oh)3(现象：白*沉淀→灰绿*→红褐*)③fe(oh)3受热易分解生成fe2o3：2fe(oh)3==fe2o3+3h2o3、*氧化*naoh：俗称烧碱、火碱、苛**，易潮解，有强腐蚀*，具有碱的通*。
高中化学重要知识点详细总结[完整版]
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高中化学重要知识点详细[完整版]本文旨在高中化学重要知识点，帮助读者快速了解并记忆这些知识。
以下是具体内容。
一、化学基础知识1. 元素与化合物元素是指由同一种原子组成的物质，化合物是由不同种原子化合而成的物质。
2. 原子结构与元素周期表原子由原子核和电子组成，核内有质子和中子。
元素周期表按元素原子序数排列，左边的元素原子核内的质子数较少，右边的元素原子核内质子数逐渐增加。
3. 化学键化学键是指原子间的相互作用力。
包括离子键、共价键、金属键等。
4. 酸碱与PH值酸和碱是指在水溶液中呈现出一定特性的化学物质。
PH值是表示酸碱程度的指标。
5. 氧化还原与化学反应氧化还原是化学反应中一类不可缺少的反应。
化学反应可分为物理性质变化和化学性质变化两类。
二、化学反应1. 化学反应类型化学反应按涉及物质分类包括合成反应、分解反应、置换反应等。
2. 反应物与生成物的摩尔关系在充分反应的条件下，化学反应中反应物和生成物的摩尔数与化学方程式中的系数成正比例关系。
3. 反应热与化学焓变反应热指化学反应中放出或吸收的热量，化学焓变是指反应物与产物之间的热变化量。
4. 动态平衡和化学平衡常数该知识点涉及了动态平衡、反应速率与化学平衡常数等三个方面。
其中化学平衡常数是一类很常见的化学计算题型。
5. 化学计量该知识点内容包括化学计量比例、摩尔分数、浓度等概念。
三、化学实验1. 常见实验室仪器常见实验室仪器包括量筒、烧杯、三角棱镜等。
2. 实验方法与步骤实验方法和步骤针对不同实验会有所不同。
例如，常见的酸碱滴定、配制溶液等实验方法和步骤。
3. 实验数据处理实验数据处理主要包括数据测量、数据记录和数据分析等。
4. 实验安全与环保化学实验存在一定的危险性，应注重实验安全与环保。
四、化学应用知识1. 化学在燃料中的应用该知识点主要介绍了化学燃烧中的一些基本概念，其中包括化学能、内能、外能等。
2. 化学在材料科学中的应用该知识点涉及到材料科学中的金属检测、合金的制备、聚合物材料等内容。
高中化学知识点总结完整
高中化学知识点总结完整一、基本概念与原理1. 物质的分类- 纯净物：由单一种类的分子或原子组成，具有固定的性质。
- 混合物：由两种或两种以上不同物质混合而成，各组成部分保持原有性质。
2. 物质的量- 摩尔（mol）：物质的量的单位，1摩尔代表6.022×10^23个基本单位。
- 阿伏伽德罗定律：在相同温度和压力下，相同体积的气体含有相同数量的分子。
3. 化学反应- 化学方程式：用化学符号表示化学反应的过程。
- 反应物与生成物：参与反应的物质称为反应物，反应后生成的物质称为生成物。
- 守恒定律：质量守恒、电荷守恒、能量守恒。
4. 溶液与浓度- 溶液：一种或几种物质以分子或离子形式分散在另一种物质中形成的均一混合物。
- 浓度：表示溶液中溶质的含量，常用单位有摩尔/升（mol/L）和质量/升（g/L）。
5. 酸碱理论- 布朗斯特-劳里酸碱理论：酸是质子（H+）的给予者，碱是质子的接受者。
- pH值：表示溶液酸碱性的量度，pH=-log[H+]。
二、元素化学1. 周期表- 元素周期表：按照原子序数排列所有已知元素的表格。
- 主族元素：周期表中第1族至第2族和第13族至第18族的元素。
- 过渡元素：周期表中第3族至第12族的元素。
2. 元素的性质- 金属与非金属：金属具有良好的导电性和延展性，非金属通常不导电。
- 半金属：具有金属和非金属特性的元素，如硅和锗。
3. 重要元素及其化合物- 氧、氢、碳、氮、硫、磷、氯、钠、钾等元素及其化合物的性质和反应。
三、化学键与分子结构1. 化学键- 离子键：正负离子间的静电吸引力。
- 共价键：两个原子共享一对电子形成的键。
- 金属键：金属原子间的电子共享形成的键。
2. 分子结构- 分子的几何形状：分子中原子的空间排列。
- 杂化轨道理论：解释分子几何形状的理论。
3. 晶体结构- 晶体：具有规则几何形状和固定熔点的固体。
- 晶格：晶体内部原子、离子或分子的排列方式。
高中化学必背基础知识点归纳
高中化学必背基础知识点归纳高中化学作为一门能够直接与人类生产、生活结合的自然科学，为我们的生活做出了巨大的贡献。
而在高中阶段，化学作为一门重要的学科被广泛的应用于教学之中。
为了帮助广大化学学习者更好地掌握化学基础知识，本文将介绍高中化学必背基础知识点的归纳。
一、化学元素、化合物及其性质1.元素和化合物的概念元素是指组成物质的最基本粒子，而化合物则是由不同元素按照一定比例结合形成的，具有独特性质的物质。
2.元素和化合物的分类元素可分为金属元素和非金属元素两种；化合物可分为离子化合物和共价化合物两种。
3.化学反应中的化学方程式化学方程式是用化学符号表示化学反应的化学式。
需要注意的是，在化学方程式中，化学反应的物质质量必须守恒。
4.常见的物理和化学性质物理性质包括颜色、形态、密度等，而化学性质则包括反应性、稳定性等。
二、通用化学反应1.酸碱反应酸和碱反应产生盐和水的反应称为酸碱反应。
2.氧化还原反应氧化还原反应是指物质的氧化态和还原态发生改变的反应，其中至少有一种物质发生氧化作用，至少有一种物质发生还原作用。
3.置换反应置换反应是指一个离子置换另一个离子时所发生的反应。
例：金属单质加上一种溶液，产生另一种金属离子和一种新颜色的气体。
三、离子反应1.电解和电沉积电解是指在电解质溶液中，使用直流电源或外加电势，将化学反应产生离子沉积于极板的现象。
而电沉积则是指在电化学反应中，阳极离子被氧化，在阴极形成电荷的负电子沉积少数溶液的单质离子，形成一个无电荷荷物质。
四、反应的速率1.因素影响反应速率影响反应速率的因素包括：物质的浓度、温度、催化剂等。
2.速率方程式速率方程式可以刻画反应速率与反应物浓度之间的关系，其描述方式可以写成：速率=自由度数(反应物)(反应物)…。
3.反应机理反应机理是指描述化学反应时，反应物之间的具体相互作用关系的模型。
五、气体和气体化学1.气体识别气体的识别主要有可燃气体、不可燃气体、氨等。
高中化学基础知识总结
高中化学基础知识总结化学作为一门重要的自然科学学科，是研究物质的结构、性质、变化规律以及能量转化的学科。
作为高中阶段的学子，掌握化学基础知识是十分重要的。
下面就对高中化学基础知识做一个总结。
一、物质的分类1. 纯净物质与混合物纯净物质是由一种化学元素或化合物组成，具有一定的化学成分和性质。
如金属铁、氧气等。
混合物是由两种或两种以上的纯净物质混合而成，没有一定的化学成分和性质。
如空气、海水等。
2. 物质的三态固态：分子间相互作用力强，分子排列有序。
液态：分子间相互作用力适中，分子排列无序。
气态：分子间相互作用力弱，分子自由活动。
二、化学方程式1. 反应物与生成物化学反应中，参与反应的物质称为反应物；反应产生的物质称为生成物。
2. 原子守恒与质量守恒化学反应中，原子数目守恒，质量守恒。
即反应物的总质量等于生成物的总质量。
三、原子结构1. 原子的构成原子由原子核和环绕原子核的电子组成，原子核由质子和中子组成。
2. 原子序数与周期表原子序数为元素的特征性质，周期表按原子序数排列。
四、化学键1. 离子键离子键是金属与非金属形成的化合物，通过正负离子间的引力相互结合。
2. 共价键共价键是非金属元素之间形成的化合物，通过共享电子使原子形成分子。
五、化学反应1. 化学反应类型酸碱反应、氧化还原反应、沉淀反应、复分解反应等。
2. 化学反应过程反应热、反应速率、反应平衡等是化学反应过程中常见的概念。
六、物质的性质1. 酸碱性PH值是衡量物质酸碱性的指标，PH值小于7为酸性，大于7为碱性，等于7为中性。
2. 氧化性与还原性氧化物是具有明显还原性的物质，还原物是具有明显氧化性的物质。
七、化学实验1. 化学实验安全做实验过程中，必须佩戴实验室眼镜、实验服等安全装备，注意实验用品的正确使用方法。
2. 常见实验仪器量筒、烧杯、试管、酒精灯等是化学实验中常用的实验仪器。
综上所述，高中化学基础知识是开展更深入学习的基础，通过对物质分类、化学方程式、原子结构、化学键、化学反应、物质性质、化学实验等方面的总结，可以帮助学生更好地理解化学知识，提升化学学习效果。
高中化学基础知识点总结
高中化学基础知识点总结化学作为一门自然科学，是研究物质的组成、结构、性质、变化规律以及能量变化的学科。
在高中化学学习过程中，有许多基础知识点是非常重要且必须掌握的。
下面将对高中化学基础知识点进行总结。
一、元素与化合物1. 元素的概念：元素是由同种原子组成的物质，是化学元素周期表中的基本单位，可通过化学反应进行转化。
2. 化合物的概念：化合物是由不同元素按照一定的化学组合方式形成的物质，具有独特的化学性质。
3. 元素符号与元素周期表：元素以符号表示，如氧元素为O，碳元素为C。
元素周期表是元素按照一定规律排列的表格，能够反映元素的特征与变化规律。
二、化学键与分子结构1. 化学键的类型：化学键是原子间的连接力，主要包括离子键、共价键和金属键。
离子键形成于金属和非金属元素之间，共价键形成于两个非金属元素之间，金属键形成于金属元素之间。
2. 分子结构：分子由两种或更多原子通过化学键结合而成，如H2O （水分子）、CO2（二氧化碳分子）等。
3. 构成分子的最基本理论：分子的构成遵循伽利略-阿伏伽德罗定律，即描述了等量不同物质在化学反应中发生的数量关系。
三、化学方程式与化学反应1. 化学方程式：化学方程式是描述化学反应过程的方式，由反应物、生成物以及反应中的能量变化等组成。
2. 化学反应类型：包括合成反应、分解反应、置换反应、氧化还原反应等不同类型，每种类型具有特定的特征和要求。
3. 反应的平衡：化学反应在特定条件下达到平衡状态，平衡常数描述了反应物质浓度在平衡时的关系。
四、酸碱中和与溶液浓度1. 酸碱中和反应：酸和碱在适当条件下进行中和反应，生成盐和水的反应，是一种重要的化学变化。
2. 溶液的浓度：溶液中溶质的质量与溶剂的质量之比称为溶液的浓度，可通过浓度计算公式进行计算。
3. 弱酸弱碱的性质：弱酸、弱碱是指在水中只部分离解产生H+、OH-离子的化合物，具有一定的酸碱性。
五、化学反应与能量变化1. 化学反应的放热与吸热：放热反应是释放能量的反应，吸热反应是吸收能量的反应，反应热描述了反应中的能量变化。
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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．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↑+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、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 ＋S Δ===Cu 2S Cu ＋Cl 2点燃===CuCl 2 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：(二)“18电子”的微粒注：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<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+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 OH H 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：O 2、H 2、Cl 2等。
举例： 只含非极性键的多原子分子如：O 3、P 4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：CO 2、CS 2（直线型）、CH 4、CCl 4（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：NH 3(三角锥型)、H 2O （折线型或V 型）、H 2O 2十、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1molH 2O 时的反应热。
中和热：强酸和强碱反应的中和热：H +(aq)+OH -(aq)=H 2O(l); △H=-57.3KJ·mol -弱酸弱碱电离要消耗能量，中和热 |△H|<57.3KJ·mol -1原理：断键吸热，成键放热。
反应热的微观解释：反应热=生成物分子形成时释放的总能量-反应物分子断裂时所吸收的总能量 化学反应的能意义：既表明化学反应中的物质变化，也表明了化学反应中的能量变化。
热化学①、要注明反应的温度和压强，若反应是在298K，1atm可不注明；方程式②、要注明反应物和生成物的聚集状态或晶型；书写方法③、△H与方程式计量数有关，注意方程式与△H对应，△H以KJ·mol-1单位，化学计量数可以是整数或分数。