中学化学知识规律总结

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1、中学化学知识规律总结一、氧化性、还原性强弱判断规律1、金属性越强，单质的还原性越强，对应阳离子的氧化性越弱。如还原性：Na>Mg>Cu>Ag，氧化性：Ag+>Cu2+>Mg2+>Na+2、非金属性越强，单质的氧化性越强，对应阴离子的还原性越弱。如氧化性：F2>Cl2>Br2>I2，还原性：F—H2SO4>H3PO4>H2CO3，氧化性：Cl2>S>P>C4、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。5、当不同的氧化

2、剂作用于同于还原剂时，若氧化产物价态相同，可根据反应条件判断，条件越高，氧化剂氧化性越弱。例如，2KMnO4+16HCl=2KCl+2MnCl2+5Cl2↑+8H2OMnO2+4HCl（浓）MnCl2+Cl2↑+2H2O氧化性：KMnO4>MnO26、当变价的还原剂在相似的条件下，与不同氧化剂反应时，将还原剂变为高价态者氧化性较强。例如，2Fe+3Cl22FeCl3Fe+SFeS氧化性：Cl2>S7、两种不同的金属构成的原电池的两极，一般是较活泼的金属作负极，不活泼的金属做正极。还原性：负极>正极，用惰性电极电解质溶液时，阴极先放电的阳离子的氧

3、化性较强，在阳极先放电的阴离子的还原性较强。8、具有氧化性（或还原性）的物质，浓度越大，其氧化性（或还原性）越强。二、离子大量共存的判断1、若限定无色溶液，则Cu2+（蓝色）、Fe3+（黄色）、Fe2+（浅绿色）、MnO（紫红色）、Cr2O（橙色）等有色离子不能大量存在。2、在强碱性溶液中，H+、NH、Al3+、Mg2+、Fe3+等不能大量存在。3、在强酸性溶液中，OH—及弱酸根阴离子（如CO、SO、S2—、HS—、HCO、HSO、ClO—、CH3COO—等）不能大量存在。4、酸式弱酸根离子（如HCO、HSO、HS—等）在强酸性或强碱性溶液中均

4、不能大量存在。5、AlO与HCO不能大量共存：AlO+HCO+H2O=Al(OH)3↓+CO6、“NO+H+”组合具有强氧化性能与S2-、Fe2+、I-、SO等发生氧化还原反应而不能大量共存。7、NH与CH3COO—、CO，Mg2+与HCO等组合中，虽然两种离子都能水解且水解相互促进，但总的水解程度仍很小，它们在溶液中能大量共存（加热就不同了）。8、因发生复分解反应生成难溶物（如H+与SiO，Ca2+与CO，Ag+与Cl—等），微溶物（如CaSO4，Ag2SO4，MgCO3，Ca(OH)2等），弱酸（如HF、H2CO3、CH2COOH、H2SO

5、3、HClO苯酚等），弱碱（如NH3·H2O，）水，而不能大量共存。9、因发生氧化还原反应而不能大量共存。例如，MnO与Fe2+，S2—、I—、SO；ClO—与Fe2+，S2—、I—、SO；NO（H+）与Fe2+，S2—、I—；Fe3+与SO、S2—、I—等。10、因发生“双水解”而不能大量共存。例如：Fe3+与CO、HCO、ClO—；Al3+与AlO、CO、HCO、S2—、HS—、ClO—；AlO与Fe3+、Fe2+、Ag+、NH等。11、因发生络合反应不能大量共存。例如，Fe3+与SCN—三、常见元素或离子的结构特点1、短周期元素原子结构的

6、规律性（1）稀有气体原子的电子层结构与同周期的非金属元素形成的阴离子，下一周期的金属元素形成的阴离子的电子层结构相同，如F—、Ne、Na+的电子层结构相同。（2）最外层电子数为1的原子有H、Li、Na。（3）最外层电子数为2的原子有He、Be、Mg。（4）最外层电子数是次外层电子数2倍的是C。（5）最外层电子数是次外层电子数3倍的是O。（6）次外层电子数是最外层电子数2倍的有Li、Si。（7）内层电子总数是最外层电子数2倍的原子有Li、P。（8）电子层数跟最外层电子数相等的原子有H、Be、Al。（9）最外层电子数是电子层数2倍的有He、C、S。

7、（10）最外层电子数是电子层数3倍的是O。2、核外电子数相同的微粒归纳（1）10电子微粒a.一核10电子微粒：Ne、N3—、O2—、F—、Na+、Mg2+、Al3+；b.二核10电子微粒：HF、OH—。c.三核10电子微粒：H2O、NH。d.四核10电子微粒：NH3、H3O+。e.五核10电子微粒：CH4、NH。（2）18电子微粒a.一核18电子微粒：Ar、K+、Ca2+、Cl—、S2—b.二核18电子微粒：F2、HCl、O、HS—c.三核18电子微粒：H2Sd.四核18电子微粒：PH3、H2O2e.五核18电子微粒：CH3F、SiH4f.六核

8、18电子微粒：CH3OH、N2H4g.七核18电子微粒：CH3NH2h.八核18电子微粒：C2H6四、粒子半径大小的比较1、原子半径大小比较（1）电子