高考化学 无机化学部分知识大盘点(一)学法指导

1、高考无机化学部分知识大盘点(一)一、基本概念（一)阿伏加德罗定律及其推论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/V2n1/n2(2)同温同体积时，p1/p2n1/n2N1/N2(3)同温同压等质量时，V1/V2M2/M1(4)同温同压同体积时，W1/W2M1/M21/2注意：阿伏加德罗定律也适用于不反应的混合气体。使用气态方程pVnRT有助于理解上述推论。(二)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

2、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 强氧化剂强还原剂弱还原得到电子被还原产物弱氧化失去电子被氧化产物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根据金属活动性顺序表 在金属活动性顺序表中，金属的位置越靠前，其还原性就越强(铂金除外)；金属的位置越靠后，其阳离子的氧化性就越弱。4根据元素周期表 同周期元素，随着核电荷数的递增，氧化性逐渐增强，还原性逐渐减弱。同主

3、族元素，随着核电荷数的递增，氧化性逐渐减弱，还原性逐渐增强。5根据反应的难易程度 氧化还原反应越容易进行(表现为反应所需条件越低)，则氧化剂的氧化性和还原剂的还原性就越强。6其他条件 一般溶液的酸性越强或温度越高，则氧化剂的氧化性和还原剂的还原性就越强，反之则越弱。注意：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。同一元素相邻价态间不发生氧化还原反应。(三)氧化还原反应计算、配平中的常用规律1相等规律 在一个氧化还原反应中，氧化剂得到电子的数目等于还原剂失去电子的数目，或者说氧化剂化合价降低总数等

4、于还原剂化合价升高总数。根据这个规律，我们可以进行氧化还原反应方程式的配平以及有关氧化还原反应的计算。2强弱规律 在一个氧化还原反应中，各物质的氧化性强弱为：氧化剂强于氧化产物强于还原剂；还原性强弱为：还原剂强于还原产物强于氧化剂。 根据这个规律，可判断各微粒的氧化性或还原性强弱；选择合适的氧化剂或还原剂；还可以判断一个氧化还原反应能否发生。3归中规律 同一元素不同价态原子间发生氧化还原反应：高价态低价态中间价态。也可归纳为：两相等、不相交。 根据这个规律，便于我们判断氧化产物和还原产物，标明电子转移关系。4跳位转移规律 当氧化剂为强的氧化剂或者氧化剂过量时，还原剂可转化成比其邻位价态更高的产

5、物，反之亦然。如： H2S3H2SO4(浓，过量)=4SO24H2O5先后规律 多种还原剂(或氧化剂)与一种氧化剂(或还原剂)相遇时，总是依照还原性(或氧化性)的强弱顺序先后被氧化(或被还原)。 根据这个规律，可判断氧化还原反应发生的先后次序，写出相应的化学方程式。例如：把Cl2通入FeBr2溶液中，Cl2的强氧化性可将Fe2、Br氧化，由于还原性Fe2>Br，所以，当通入有限量Cl2时，根据先后规律，Cl2首先将Fe2氧化，当Cl2足量时，方可把Fe2、Br一并氧化。离子方程式可分别表示为：(1)2Fe2Cl2=2Fe32Cl(2)2Fe24Br3Cl2=2Fe32Br26Cl二、基本

6、理论(一)离子方程式正误的判断1看离子反应是否符合客观事实，不可主观臆造产物及反应，如Fe与盐酸的反应为Fe2H=Fe2H2，不能写成2Fe6H=2Fe33H2。2看"="""""""等是否正确。3看表示各物质的化学式是否正确。例如，HCO3不能写成CO32H，HSO4通常应写成SO42H等。4看是否漏掉离子反应。例如，Ba(OH)2溶液与CuSO4溶液反应，既要写Ba2与SO42的离子反应，又要写Cu2与OH的离子反应。5看电荷是否守恒。例如，FeCl2溶液与Cl2反应，不能写成Fe3Cl2=Fe22Cl，而应写

7、成2Fe2Cl2=2Fe32Cl，同时两边各元素原子数也应相等。6看反应物或产物的配比是否正确。例如，稀H2SO4与Ba(OH)2，溶液反应不能写成HOHSO42Ba2=BaSO4H2O，应写成2H2OHSO42Ba2=BaSO42H2O。7看是否符合题设条件及要求，如"过量""少量""等物质的量""适量""任意量"以及滴加顺序等对反应方式或产物的影响。8看是否发生氧化还原反应。具有强氧化性的粒子与强还原性的粒子相遇时，首先要考虑氧化还原反应，不能只简单地考虑复分解反应。(二)判断溶液中离子能否

8、大量共存的几种方法溶液中离子是否大量共存，归纳起来就是一句话，即：一色二性三特四反应。1"一色"：即溶液颜色。若限定溶液无色，则Cu2、Fe3、Fe2、MnO4等有色离子不能存在。2"二性"：即溶液的酸性和碱性。在强酸性溶液中，OH和弱酸根离子(CO32、SO32、S2、CH3COO等)不能大量共存；在强碱性溶液中，H和弱碱阳离子(如NH4、Fe2、Cu2、Mg2、Pb2等)均不能大量共存；弱酸酸式根离子(HCO3、HSO3、HS、H2PO4、HPO42等)在强酸性或强碱性溶液中均不能大量共存。3"三特"：指三种特殊情况。(1)AlO

9、2与HCO3不能大量共存(AlO2HCO3H2O=Al(OH)3CO32)；(2)"NO3H"和"ClO"等代表的是强氧化性，能与S2、HS、Fe2、I等发生氧化还原反应，所以不能大量共存；(3)NH4与CH3COO、CO32，Mg2与HCO3等组合中，虽然存在弱的双水解，但因水解程度很小，在溶液中它们仍然可以大量共存。4"四反应"：指的是离子间通常进行的四种反应类型。复分解型离子反应，如Ag和Cl、Cu2和OH等不能大量共存；氧化还原型离子反应，如Fe3与I，H、NO3与Fe2等不能共存；双水解型离子反应，如Fe3、Al3与CO32

10、、HCO3、S2等不能共存；络合型离子反应，如Fe3与SCN等不能共存。(三)元素的金属性和非金属性判断依据1元素的金属性强弱的判断(1)与水或酸反应置换出氢的能力；(2)最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱；(3)相互之间置换反应；(4)原电池中正负极判断，较活泼者为负极；(5)金属阳离子的氧化性强弱。2元素非金属性判断(1)单质与氢气化合难易，以及生成气态氢化物的稳定性；(2)最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱；(3)相互之间置换反应；(4)非金属阴离子的还原性强弱。(四)微粒半径大小比较1同周期元素的原子或最高价阳离子半径从左到右逐渐减小(稀有气体除外)如：NaMgAlSi；NaMg2Al

11、3。2同主族元素的原子或离子半径从上到下逐渐增大如：LiNaK；OSSe；LiNaK；FClBr。3电子层结构相同(核外电子排布相同)的离子半径(包括阴、阳离子)随核电荷数增加而减小如：Na、Mg2、Al3、F、O2的离子半径大小为O2FNaMg2Al3(上一周期元素形成的阴离子与下一周期元素形成的阳离子有此规律)。4核电荷数相同(即同种元素)形成的粒子半径大小为：阳离子中性原子阴离子，价态越高的粒子半径越小，如Fe3Fe2Fe，ClCl，HHH。(五)常见元素化合价的一般规律1金属元素无负价。因为金属元素最外层电子数目少，易失去电子变为稳定结构，故金属无负价，除零价外，在反应中只显正价。2氟

12、无正价，氧无最高正价。氟、氧得电子能力特别强，尤其是氟元素，只能夺取电子而成为稳定结构，除零价外，只显负价。氧只跟氟结合时，才显正价，如在OF2中氧呈2价。3在120号元素中，除O、F外，元素的最高正价等于最外层电子数；元素的最低负价与最高正价的关系为：最高正价|最低负价|8。 既有正价又有负价的元素一定是非金属元素；所有元素都有零价。4除个别元素外(如氮元素)，原子序数为奇数的元素，其化合价也常见奇数价，原子序数为偶数的元素，其化合价也常呈偶数价，即价奇序奇，价偶序偶。 若原子的最外层电子数为奇数(m)，则元素的正常化合价为一系列连续的奇数，从1到m，若出现偶数则为非正常化合价，其氧化物是不

13、成盐氧化物，例如NO2、NO；若原子的最外层电子数为偶数(m)，则正常化合价为一系列连续的偶数，从2价到m。例如：S(2)、S(4)、S(6)。(六)分子极性的判断规律1只含有非极性键的单质分子是非极性分子。2含有极性键的双原子化合物分子都是极性分子。3含有极性键的多原子分子，空间结构对称的是非极性分子；空间结构不对称的为极性分子。注意：判断ABn型分子可参考使用以下经验规律：若中心原子A的化合价的绝对值等于该元素所在的主族序数，则为非极性分子，若不等则为极性分子；若中心原子有孤对电子(未参与成键的电子对)则为极性分子，若无孤对电子则为非极性分子。(七)等效平衡规律1在恒温、恒容条件下，对于反应前后气体分子数改变的可逆反应只改变起始时加入物质的物质的量，通过可逆反应的化学计量数比换算成同一半边的物质的物质的量与原平衡相同，则两平衡等效。2在恒温恒容情况下，对于反应前后气体分子数不变的可逆反应，只改变起始时加入物质的物质的量，通过可逆反应的化学计量数比换算成