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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
本文标题:中学化学知识规律总结
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