中学化学规律性知识拾零

一、离子大量共存的判断

⒈ 若限定无色溶液，则Cu2+(蓝色)、Fe3+(黄色)、Fe2+(浅绿)、MnO4-(紫红色)、Cr2O72-(橙色)等有色离子不能大量存在。

⒉ 在强碱性溶液中，H+、NH4+、Al3+、Mg2+、Fe3+等不能大量存在。

OH-+H+=H2O

⒊ 在强酸性溶液中，OH-及弱酸根阴离子，如CO32-、SO32-、S2-、HS-、HCO3-、HSO3-、ClO-、CH3COO-等不能大量存在。

H++CO32-=HCO3-

H++HCO3-=CO2↑+H2O

⒋ 在强酸性或强碱性溶液中，酸式弱酸根离子如HCO3-、HSO3-、HS-等，不能大量存在。

H++HSO3-=SO2↑+H2O

⒌ Al与HCO3-不能大量共存：

AlO2-+HCO3-+H2O=Al(OH)3↓+CO2↑

⒍ “NO3-+H+”组合具有强氧化性，能与S2-、Fe2+、I-、SO32-等发生氧化还原反应而不能大量共存。

NO3-+2H++Fe2+=NO2+H2O+Fe3+

⒎ NH4+与CH3COO-、CO32-，Mg2+与HCO3-等组合中，虽然两种离子都能水解且相互促进，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)。

⒏ 因发生复分解反应生成难溶物，如

H+与SiO32-，Ca2+与CO32-，Ag+与Cl-等，

微溶物如CaSO4、Ag2SO4、MgCO3、Ca(OH)2等，

生成弱酸如HF、H2CO3、CH3COOH、H2SO3、HClO、苯酚等，

生成弱碱如NH3·H2O，水，而不能大量共存。

⒐ 因发生氧化还原反应而不能大量共存。

例如：MnO4-与Fe2+、S2-、I-、SO32-；

ClO-与Fe2+、S2-、I-、SO32-；

NO3-(H+)与Fe2+、S2-、I-；

Fe3+与SO32-、S2-、I-等。

⒑ 因发生“双水解”而不能大量共存。

例如：Fe3+与CO32-、HCO3-、ClO-；

Al3+与AlO2-、CO32-、HCO3-、S2-、HS-、ClO-；

AlO2-与Fe3+、Fe2+、Ag+、NH4+等。

⒒ 因发生络合反应不能大量共存。

例如：Fe3+与SCN-

Fe3++SCN- =Fe(SCN)2+

二、化学键的存在规律及分子极性的判断

⒈ 物质中化学键的存在规律

⑴ 只含有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。

⑵ 既有极性键又有非极性键的物质：如H2O2、C2H2、CH3CH3等。

⑶ 只有离子键的物质：活泼金属与活泼非金属元素形成的化合物。如Na2S、CsCl、K2O、NaH等。

⑷ 既有离子键又有非极性共价键的物质，如：Na2O2、CaC2等。

⑸ 既有离子键又有极性键的物质，如：NH4Cl、NaOH等。

⑹ 只含共价键而无分子间力的物质，如：金刚石、二氧化硅等。

⑺ 无化学键的物质，如：稀有气体。

⒉ 键的极性与分子的极性

⑴ A型：为非极性分子。如He、Ne、Ar等，无化学键 。

⑵ A2型：为非极性分子。如N2、O2、Cl2等，以非极性键形成。

⑶ AB型：一定为极性分子。如HX、CO等，以极性键形成。

⑷ 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。

⑸ 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。

⑹ 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。

三、外界条件影响平衡移动的特殊情况

⒈ 其他条件不变时，若改变固体或纯液体反应物的用量，由于其浓度可视为定值，所以反应前后速率不变，平衡不移动。

⒉ 其他条件不变时，改变压强，对于反应前后气体体积不变的可逆反应，平衡不移动；对于无气体参加的可逆反应，改变压强，平衡不移动。

⒊ 恒容时，通入稀有气体，压强增大，但平衡不移动；恒压时，通入稀有气体，相当于减压，平衡向总体积增大的方向移动。

⒋ 同等程度地改变反应混合中各物质的浓度时，应视为压强的影响。

⒌ 恒容的容器，当改变其中一种物质的浓度时，必然引起压强改变，但判断平衡移动的方向时，应仍以浓度的影响去考虑。

⒍ 等效平衡的两个推论：

⑴ 定温和定容时，在容积不同的容器进行的同一个可逆反应，若满足初始时两容器加入的物质的数量之比等于容器的体积比，则建立的平衡等效。

⑵ 在定温、定容且容积相同的两个容器内进行的同一个可逆反应，若满足初始时两容器加入的物质的数量成一定的倍数，则数量多的容器内的平衡状态相当于对数量少的容器加压！

四、弱电解质的判断方法

⒈ 电离方面：不能全部电离，存在电离平衡。例如：

⑴ 0.1mol/LCH3COOH溶液的pH约为3；

⑵ 0.1mol/L的CH3COOH溶液的导电能力比相同条件下盐酸的弱；

⑶ 相同条件下，把锌粒投入等浓度的盐酸和醋酸中，前者的反应速率比后者的快；

⑷ pH=1的CH3COOH溶液与p=13NaOH等体积混合，混合溶液呈酸性；

⑸ 分别取等体积，等pH的CH3COOH溶液和盐酸进行中和滴定，达到终点时，CH3COOH溶液消耗的同浓度的NaOH溶液体积大；

⒉ 水解方面：电质越弱，对应离子水解能力越强。例如：

⑴ CH3COONa水溶液的pH＞7；

⑵ 0.1mol/L的CH3COONa溶液的pH比0.1mol/LNaCl溶液的大。

⒊ 稀释方面：

⑴ 对于强酸，每稀释10∧n倍，pH增大n个单位；

对于弱酸，每稀释10∧n倍，pH增大不足n个单位。

⑵ 对于强碱，每稀释10∧n倍，pH减小n个单位；

对于弱碱，每稀释10∧n倍，pH减小不足n个单位。

五、水的电离及水的离子积常数

⒈ 任何物质的水溶液中，H+与OH-是同时存在的，(不是大量共存),由水电离出的c(H+)与c(OH-)始终是相等的。

⒉ 25℃时，在稀的酸、碱或盐溶液中，始终存在

kw=c(H+)·c(OH-)=1×10∧-14

⒊ 酸溶液中由水电离出的c(H+)等于溶液中的c(OH-)；

碱溶液中由水电离出的c(H+)等于溶液中的c(H+)；

盐溶液(或纯水)中H+、OH-都是由水电离产生的。

但强酸弱碱盐中c(H+)代表水的电离程度，强碱弱酸盐中c(OH-)代表水的电离程度。

⒋ 某盐溶液中由水电离出的c(OH-)水=1.0×10∧-13mol/L，对该溶液的pH为1或13。

⒌ 某盐溶液中c(H+)水=1.0×10∧-5mol/L则该溶液的PH=5。

⒍ 某盐溶液中c(OH-)水=1.0×10∧-5mol/L则该溶液的pH=9。

六、盐类水解的规律

⒈ 谁弱谁水解，都弱都水解，无弱不水解，谁强显谁性，都强显中性。

⒉ 越弱越水解：

⑴ 弱碱越弱，其阳离子的水解程度越大，相应的盐溶液的酸性越强。

⑵ 弱酸越弱，其阴离子的水解程度越大，相应的盐溶液的碱性越强。

⒊ 多元弱酸根离子分步水解，以第一步为主；相同条件下，正盐的水解程度大于酸式盐的水解程度。

七、原电池

㈠ 原电池电极的判断

⒈ 根据电极材料判断。

一般活泼性较强的金属为负极，活泼性较弱或能导电的非金属为正极。

⒉ 根据电子流动方向判断。

在原池中，电子流出的一极为负极，电子流入的一极是正极。

⒊ 根据电解质溶液中离子的定向流动方向判断。

阳离子向正极移动，阴离子向负极移动。

⒋ 根据两极发生的变化来判断。

负极总是失去电子，发生氧化反应；正极总是得到电子，发生还原反应。

⒌ 根据现象判断。

溶解的一极为负极，质量增加或放出气体的一极为正极。

负极：活泼金属一极，失去电子的一极、阴离子移向的一极、发生氧化反应的一极、溶解的一极。

正极：较不活泼的一极、得到电子的一极、阳离子移向的一极、发生还原反应的一极、质量增加或放出气体的一极。

特别提醒

判断电极时，不能简单地依据金属的活泼性来判断，必须看电解质溶液的具体情况，如铁、铜、浓硝酸组成的原电池，虽然铁比铜活泼，但可与浓硝发生钝化，而铜与浓硝酸反应，因此，铜作负极，铁作正极；又如镁、铝和NaOH组成的原电池，作负极的是铝而不是镁，因为镁不与NaOH反应，而铝可以。

㈡ 原电池与电解池的区别

⒈ 原池是将化学能转变为电能的装置，电解池是将电能转变为化学能的装置。

⒉ 原电池的反应是自发发生的氧化还原反应，电解池是不能自发发生的氧化还原反应。

⒊ 原电池两个极的名称是负极和正极，电解池的两极名称是阳极和阴极。

⒋ 原电池负极上金属或还原性气体失去电子发生氧化反应，正极上溶液中的阴离子或氧化性气体得到电子发生还原反应；

电解池阳极上溶液中的阴离子或电极金属失去电子发生氧化反应，阴极上溶液中的阳离子得到电子发生还原反应。

⒌ 原电池外电路，电子是从负极经导线流向正极；

电解池外电路，电子从电源负极经导线流入阴极，又从阳极经导线流入电源正极。

⒍ 原电池无外接电源，电解池有外接直流电源。

八、金属腐蚀快慢的影响

⒈ 两极材料的活泼性差别越大，氧化还原反应速率大，活泼金属被腐蚀得越快。

⒉ 电解原理引起电解池阴极的腐蚀＞原电池原理引起原电池负极的腐蚀＞化学腐蚀＞表面涂有保护层的腐蚀＞有用原电池正极来作保护措施的腐蚀＞有用电解池阴极作保护措施的腐蚀。

⒊ 活泼金属在强电解质溶液中的腐蚀＞在弱电解质溶液中的腐蚀＞在非电解质溶液中的腐蚀。

九、中学阶段涉及“棉花团”的化学实验

⒈ KMnO4制O2：

棉花团在大试管口处，防止KMnO4粉末进入导管，引起堵塞。

⒉ 实验室制NH3：

把棉花团放在收集NH3的试管口，防止NH3与空气对流；把浸有稀硫酸的棉花团放在试管口处，吸收多余的NH3，以防止空气污染。

⒊ 干燥装置：

干燥管的出气口塞一团棉花，防止粉末堵塞干燥管。

⒋ 制乙炔：

在导管口堵一团棉花，防止反应产生的泡沫进入导管，堵塞导管。

十、中学化学中用到温度计的实验

⒈ 溶解度的测定：

温度计水银球应在溶液之中，随时测定所得饱和溶液的实际温度。

⒉ 中和热的测定：

温度计水银球应在溶液之中，测定酸、碱在混合前后的温度。

⒊ 制取乙烯的实验：

温度计水银球放在反应混合液面以下，但不与烧瓶内壁接触。（170℃）

⒋ 石油分馏实验(蒸馏)：

温度计放在蒸馏烧瓶的支管口附近，测量所收集馏分的沸点。

⒌ 硝基苯的制取：

温度计水银球放在烧杯的水中，测量水的温度，控制在60℃左右。

⒍ 乙酸乙酯的水解（70－80℃）

［说明］：

⑴ 凡需要准确控制温度者均需用温度计。

⑵ 注意温度计水银球的位置。

十一、中学化学中用水浴加热的实验

⒈ 制备硝基苯；

⒉ 银镜反应；

⒊ 乙酸乙酯的水解；

⒋ 纤维素的水解；

⒌ 溴乙烷的水解。

⒍ 糖的水解

⒎ 酚醛树脂的制取

⒏ 固体溶解度的测定

凡是在不高于100℃的条件下反应，均可用水浴加热，其优点：温度变化平稳，不会大起大落，有利于反应的进行。

十二、能使溴水褪色的物质

⒈ 含碳碳双键的物质(加成反应)；

⒉ 含碳碳叁键的物质(加成反应)；

⒊ 含醛基的物质(氧化、加成反应)；

⒋ 含酚羟基的物质(酚羟基邻或对位上取代反应)。

⒌ 碱性物质（如 NaOH、Na2CO3）（氧化还原――歧化反应）

⒍ 较强的无机还原剂（如 SO2、KI、FeSO4等）（氧化反应）

⒎ 有机溶剂（如苯和苯的同系物、四氯甲烷、汽油、已烷等，属于萃取，使水层褪色而有机层呈橙红色。）

十三、能使酸性高锰酸钾溶液褪色的物质

⒈ 含碳碳双键的物质；

⒉ 含碳碳叁键的物质；

⒊ 苯的同系物；

⒋ 含有羟基的化合物如醇和酚类物质；

⒌ 含醛基的物质。

⒍ 具有还原性的无机物（如SO2、FeSO4、KI、HCl、H2O2等）

以上反应都是氧化反应。

十四、有明显颜色变化的有机反应

⒈ 苯酚与三氯化铁溶液反应呈紫色；

⒉ KMnO4酸性溶液的褪色；

⒊ 溴水的褪色；

⒋ 淀粉遇碘单质变蓝色。

⒌ 蛋白质遇浓硝酸呈黄色（颜色反应）

十五、能与NaOH溶液发生反应的有机物：

⒈ 酚：

⒉ 羧酸：

⒊ 卤代烃（水溶液：水解；醇溶液：消去）

⒋ 酯：（水解，不加热反应慢，加热反应快）

⒌ 蛋白质（水解）

十六、燃烧规律：

除了F、Cl、Br、I、O、N这六种活泼非金属元素的单质及其负价元素的化合物（NH3除外）不能燃烧外，其他非惰性的非金属元素的单质及其化合物都能燃烧，且燃烧的火焰颜色与对应单质燃烧的火焰颜色相同或者相似。

燃烧必然伴随发光、放热的现象，但是不一定有火焰。如果是可燃性气体燃烧，就会产生火焰，如：氢气、一氧化碳、甲烷的燃烧，硫磺和蜡烛在燃烧时会产生硫蒸气和石蜡蒸气，也有火焰；但是木炭在燃烧过程中始终是固态，不能产生可燃性蒸气，所以没有火焰。

其中，爆炸较复杂，有两种情况。一种是由于燃烧放热散不掉，在有限空间内体积膨胀产生的爆炸，它是化学变化。例如：H2与O2混合点燃爆炸，爆竹爆炸等；另一种是由于气压引起的爆炸，例如：气球爆炸，轮胎爆炸等，是物理变化。

十七、气味规律：

⑴ 凡是可溶于水或者可跟水反应的气体都具有刺激性难闻气味；如卤化氢。

⑵ 凡是有很强的还原性而又溶于水或者能跟水起反应的气体都具有特别难闻的刺激性气味。如H2S。

十八、能量变化规律

化学变化过程中总伴随着物理变化。在化学变化过程中通常有发光、放热、也有吸热现象等。按照原子碰撞理论，分子间发生化学变化是通过碰撞完成的，要完成碰撞发生反应的分子需满足两个条件：

⑴ 具有足够的能量；

⑵ 正确的取向。

因为反应需克服一定的分子能垒，所以须具有较高的能量来克服分子能垒。两个相碰撞的分子须有正确的取向才能发生旧键断裂。

吸热反应和放热反应可通过反应条件判断。“点燃”为放热；“高温”为吸热。有些反应中条件还需“催化剂”才能进行，但不论什么反应，都必然遵守质量守恒定律。