中学化学知识规律总结

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：NaMgCuAg，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：F2Cl2Br2I2，还原性：F—Cl—Br—I—.3、元素最高价氧化物对应的水化物酸性越强，单质的氧化性越强。如，酸性：HClO4H2SO4H3PO4H2CO3，氧化性：Cl2SPC4、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：KMnO4MnO26、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+3Cl2=2FeCl3Fe+S=FeS氧化性：Cl2S7、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-4（紫红色）、Cr2O72—、（橙色）等有色离子不能大量存在。2、在强碱性溶液中，H+、NH4+、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CO32-、SO2-3、S2—、HS—、HCO3—、HSO3、ClO—、CH3COO—等）不能大量存在。4、酸式弱酸根离子（如HCO3—、HSO3、HS—等）在强酸性或强碱性溶液中均不能大量存在。5、AlO-2与HCO3—不能大量共存：AlO-2+HCO3—+H2O=Al(OH)3↓+CO26、“NO-3+H+”组合具有强氧化性能与S2-、Fe2+、I-、SO2-3等发生氧化还原反应而不能大量共存。7、NH4+、与CH3COO—、CO32-，Mg2+与HCO3—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SiO2-3、，Ca2+与CO32-、，Ag+与Cl—等），微溶物（如CaSO4，Ag2SO4，MgCO3，Ca(OH)2等），弱酸（如HF、H2CO3、CH2COOH、H2SO3、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-4与Fe2+，S2—、I—、SO2-3；ClO—与Fe2+，S2—、I—、SO2-3；NO-3（H+）与Fe2+，S2—、I—；Fe3+与SO2-3、S2—、I—等。10、因发生“双水解”而不能大量共存。例如：Fe3+与CO32-、HCO3—、ClO—；Al3+与AlO-2、CO32-、HCO3—、S2—、HS—、ClO—；AlO-2与Fe3+、Fe2+、Ag+、NH4+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。（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）电子层数相同（即同周期时）原子序数越大，原子半径越小（“序大径大”）。例如，NaMgAlSiPSCl（2）最外层电子数相同（即同主族）时，原子序数越大，原子半径越大（“序大径大”）。例如，LiNaK2、离子半径大小比较（1）同种元素的离子半径：阴离子原子阳离子，低价态阳离子高价态阴离子。例如：Cl—Cl，Na+Na，Fe2+Fe3+（2）电子层结构相同的离子，原子序数越大，半径越小（“序大径小”）例如：O2—F—Na+Mg2+Al3+（3）同主族带相同电荷的离子，电子层数越多，半径越大。例如，Li+Na+K+（4）所带电荷，电子层数不同的离子，可选一种离子参照比较。例如，比较K+、Mg2+半径时，可选Na+半径为参照，可知K+Na+Mg2+特别提醒：“三看”法快速判断简单粒子半径大小的规律；（1）“一看”电子层数：最外层电子数相同时，电子层数越多，半径越大。（2）“二看”核电荷数：当电了层结构相同时，核电荷数越大，半径越小。（3）“三看”核外电子数：当电子层数和核电核数均相同时，核外电子数越多，半径越大。五、化学键的存在规律及分子极性判断1、物质中化学键的存在规律（1）只含非极性共价键的物质：非金属单质，如I2、N2、P4、金刚石，晶体硅等。（2）既有极性键有非极性键的物质：如H2O2、C2H2、CH3CH3等。（3）只有离子键的性质：活泼金属与活泼非金属元素形成的化合物。如Na2S、CSCl、K2O、NaH等。（4）既有离子键又有非极性共价键的物质：如Na2O2、CaC2等。（5）既有离子键，又有极性键的物质如：NH4Cl、NaOH等。（6）只含共价键而无分子间力的物质如：，金刚石、硅、二氧化硅等。（7）无化学键的物质如：稀有气体。2、键的极性与分子极性（1）A型：为非极性分子。如He、Ne、Ar等，无化学键。（2）A2型：为非极性分子。如N2、O2、Cl2等，以非极性键形成。（3）AB型：一定为极性分子。如HX、CO等，以极性键形成。（4）AB2型：CO2、CS2为直线型分子，属于以极性键形成的非极性分子；H2O、SO2、H2S等属于以极性键形成的极性分子，其结构不对称。（5）AB3型：BF3、SO3等是正三角形，属于以极性键形成的非极性分子；NH3、PCl3等，属于以极性键形成的极性分子，其结构不对称。（6）AB4型：CH4、CCl4等正四面体结构的分子为以极性键形成的非极性分子。六、晶体类型与熔沸点高低的判断1、晶体类型的判断（1）根据晶体内粒子和粒子间的作用力类别来判断。如：由阴阳离子通过离子键形成的晶体属于离子晶体；由原子通过共价键结合的晶体属于原子晶体；由分子通过分子间力结合而形成的晶体属于分子晶体；由金属阳离子与自由电子通过金属键结合的晶体属于金属晶体。（2）根据物质的分类来判断①金属氧化物（如K2O、Na2O2等），强碱（如NaOH、KOH等）和绝大多数盐是离子晶体。②大多数非金属单质（除金刚石、石墨、晶体硅、晶体硼外），气态氢化物、非金属氧化物（SiO2除外），酸，绝大多数有机物（除有机盐外）是分子晶体。③依据晶体的性质来判断熔沸点低的晶体为分子晶体；熔沸点较高，且熔融状态下能导电，固体时不导电的晶体是离子晶体；熔沸点很高，硬度很大，不导电，不溶于一般溶剂的晶体是原子晶体；具有延展性、导电性、导热性的晶体是金属晶体。（3）常见的原子晶体有：金刚石、晶体硅、晶体硼、碳化硅、二氧化硅、氮化硼、氮化铝等，金属单质与合金均为金属晶体。2、物质熔沸点高低规律（1）不同类别晶体：原子晶体离子晶体金属晶体（除少数外）分子晶体。（钨、铂熔沸点很高，汞、镓等很低）（2）同种晶体①原子晶体要比较原子半径，原子半径越小，熔沸点越高。如熔点，金刚石(c)水晶(SiO2)SiC晶体硅(Si)。②离子晶体与比较阴阳离子所带电荷及离子半径大小。一般来说，阴阳离子所带电荷越多，离子半径越小，金属键越牢固，熔沸点越高。如熔点：MgOMgCl2；NaClCSCl③分子晶体要比较分子量大小。一般来说，对于组成和结构相似的物质，分子量越大，分子间越大，熔沸点越高。如沸点：I2Br2Cl2F2；但有些受氢键的影响而有反常，如沸点H2OH2S特别提醒：对电子式的书写，要掌握常原子、离子、简单阴、阳离子以及OH—、O、C、NH等，单质（如H2、N2等），化合物（常见共价化合物如CH4、NH3、H2O、HF、HCl、H2S、H2O2、CO2、PCl3、HClO、CCl4等）；常见离子化合物如NaCl、K2S、MgCl2、CaF2、MgO、NaOH、Na2S、Ca(OH)2、CaC2、NaH、CaH2等），基，如—OH、—CH3、—NH2、—X等)等的电子式的书写。七、常见的能用于漂白的物质（1）利用强氧化性的物质，其漂白为不可逆的。如：氯水、次氯酸、次氯酸盐、过氧化钠、双氧水(H2O2)。（2）利用与有色物质生成无色物质，其漂白往往是可逆的。如SO2。（3）利用物质的吸附性将有色物质吸附掉，其漂白是不可逆的。如活性炭。八、H2SO4的作用1、制取物质（1）制氢气：Zn+H2SO4(稀)=ZnSO4+H2↑（2）制氯化氢：NaCl（固）+H2SO4(浓)NaHSO4+HCl↑（3）制二氧化硫：Na2SO3+H2SO4（浓）=Na2SO4+SO2↑+H2O（4）制硫化氢：FeS+H2SO4(稀)=FeSO4+H2S↑（5）制乙烯：C2H5OHCH2=CH2↑+H2O（催化剂、脱水剂）（6）制乙醚：2CH3CN2OHCH3CH2OCH2CH3（催化剂、脱水剂）（7）硝基苯：+HNO3+H2O（催化剂、吸水剂）O2N（8）制TNT：+3HNO3+3H2O（催化剂、吸水剂）（9）制乙酸乙酯：CaH5OH+CH3COOHCH3COOH+C2H5OH（催化剂、吸水剂）（10）酯的水解：CH3COOC2H5+H2OCH3COOH+C2H5OH（催化剂）（11）淀粉的水解：（C6H10O5）n+nH2OnC6H12O6淀粉葡萄糖（12）纤维素的水解：（C6H10O5）n+nH2OnC6H12O6纤维素葡萄糖（13）制化肥：2NH3+H2SO4=（NH4）2SO4Ca3(PO4)2+2H2SO4=2CaSO4+Ca(H2PO4)2（14）制硫酸亚铁：Fe（过量）+H2SO4（稀）=FeSO4+H2↑2、作干燥剂：浓H2SO4为酸性干燥剂，可干燥中性和酸性气体，如H2、O2、CH4、C2H4、C2H2、CO、Cl2、SO2、HCl等，但不能干燥碱性气体（如NH3）和还原性气体（如H2S、HI、HBr等）3、除铁锈：Fe2O3+H2SO4（稀）=Fe2(SO4)3+H2O九、常见的干燥剂1、酸性干燥剂（1）浓H2SO4（见上）（2）P2O5：可干燥酸性气体（如Cl2、HCl、SO2、H2S等）。2、中性干燥剂常见的是无水氯化钙，可干燥酸性气体。中性气体（如H2、O2、CH4、C2H4、C2H2等）、酸性气体（如Cl