很多同學在記憶必修一的化學知識時，都覺得知識點太亂，太多，不好記憶。我們不妨嘗試利用框架來記憶，會比較有效果。下面是本站小編為大家整理的高中化學知識，希望對大家有用!
一、物質的量的單位――摩爾
1.物質的量(n)是表示含有一定數目粒子的集體的物理量。
2.摩爾(mol): 把含有6.02 ×1023個粒子的任何粒子集體計量為1摩爾。
3.阿伏加德羅常數：把6.02 X1023mol-1叫作阿伏加德羅常數。
4.物質的量=物質所含微粒數目/阿伏加德羅常數 n =N/NA
5.摩爾質量(M)(1) 定義：單位物質的量的物質所具有的質量叫摩爾質量.(2)單位：g/mol 或 -1(3) 數值：等於該粒子的相對原子質量或相對分子質量.
6.物質的量=物質的質量/摩爾質量 ( n = m/M )
二、氣體摩爾體積
1.氣體摩爾體積(Vm)(1)定義：單位物質的量的氣體所佔的體積叫做氣體摩爾體積.(2)單位：L/mol
2.物質的量=氣體的體積/氣體摩爾體積n=V/Vm
3.標準狀況下, Vm = 22.4 L/mol
三、物質的量在化學實驗中的應用
1.物質的量濃度.
(1)定義：以單位體積溶液裡所含溶質B的物質的量來表示溶液組成的物理量，叫做溶質B的物質的濃度。(2)單位：mol/L(3)物質的量濃度=溶質的物質的量/溶液的體積 CB = nB/V
2.一定物質的量濃度的配製
(1)基本原理:根據欲配製溶液的體積和溶質的物質的量濃度，用有關物質的量濃度計算的方法，求出所需溶質的質量或體積，在容器內將溶質用溶劑稀釋為規定的體積,就得欲配製得溶液.
(2)主要操作
a.檢驗是否漏水.b.配製溶液 1計算.2稱量.3溶解.4轉移.5洗滌.6定容.7搖勻8貯存溶液.
注意事項：A 選用與欲配製溶液體積相同的容量瓶. B 使用前必須檢查是否漏水. C 不能在容量瓶內直接溶解. D 溶解完的溶液等冷卻至室溫時再轉移. E 定容時，當液麵離刻度線1―2cm時改用滴管，以平視法觀察加水至液麵最低處與刻度相切為止.
3.溶液稀釋：C(濃溶液)?V(濃溶液) =C(稀溶液)?V(稀溶液)
高中化學必修二知識判斷元素金屬性和非金屬性強弱的'方法：
(1)金屬性強(弱)——①單質與水或酸反應生成氫氣容易(難);②氫氧化物鹼性強(弱);③相互置換反應(強制弱)Fe+CuSO4=FeSO4+Cu。
(2)非金屬性強(弱)——①單質與氫氣易(難)反應;②生成的氫化物穩定(不穩定);③最高價氧化物的水化物(含氧酸)酸性強(弱);④相互置換反應(強制弱)2NaBr+Cl2=2NaCl+Br2。
同週期比較：
金屬性：Na＞Mg＞Al 與酸或水反應：從易→難 鹼性：NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3 | 非金屬性：Si＜P＜S＜Cl 單質與氫氣反應：從難→易 氫化物穩定性：SiH4＜PH3＜H2S＜HCl 酸性(含氧酸)：H2SiO3＜H3PO4＜H2SO4＜HClO4 |
同主族比較：
金屬性：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs（鹼金屬元素） 與酸或水反應：從難→易 鹼性：LiOH＜NaOH＜KOH＜RbOH＜CsOH | 非金屬性：F＞Cl＞Br＞I（鹵族元素） 單質與氫氣反應：從易→難 氫化物穩定：HF＞HCl＞HBr＞HI |
金屬性：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs 還原性(失電子能力)：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs 氧化性(得電子能力)：Li＋＞Na＋＞K＋＞Rb＋＞Cs＋ | 非金屬性：F＞Cl＞Br＞I 氧化性：F2＞Cl2＞Br2＞I2 還原性：F－＜Cl－＜Br－＜I－ 酸性(無氧酸)：HF＜HCl＜HBr＜HI |
比較粒子(包括原子、離子)半徑的方法：
(1)先比較電子層數，電子層數多的半徑大。
(2)電子層數相同時，再比較核電荷數，核電荷數多的半徑反而小。
高中化學基礎知識化學鍵
化學鍵是相鄰兩個或多個原子間強烈的相互作用。
1.離子鍵與共價鍵的比較
鍵型 | 離子鍵 | 共價鍵 |
概念 | 陰陽離子結合成化合物的靜電作用叫離子鍵 | 原子之間通過共用電子對所形成的相互作用叫做共價鍵 |
成鍵方式 | 通過得失電子達到穩定結構 | 通過形成共用電子對達到穩定結構 |
成鍵粒子 | 陰、陽離子 | 原子 |
成鍵元素 | 活潑金屬與活潑非金屬元素之間（特殊：NH4Cl、NH4NO3等銨鹽只由非金屬元素組成，但含有離子鍵） | 非金屬元素之間 |
離子化合物：由離子鍵構成的化合物叫做離子化合物。(一定有離子鍵，可能有共價鍵)
共價化合物：原子間通過共用電子對形成分子的化合物叫做共價化合物。(只有共價鍵)
2.電子式：
用電子式表示離子鍵形成的物質的結構與表示共價鍵形成的物質的結構的不同點：
(1)電荷：用電子式表示離子鍵形成的物質的結構需標出陽離子和陰離子的電荷;而表示共價鍵形成的物質的結構不能標電荷。
