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高考化学无机化学基础知识清单一、元素及其周期表1. 周期表中的主要区域划分2. 周期表中元素的排列规律3. 周期表中元素的周期性变化二、离子反应1. 离子的概念及其特点2. 阳离子和阴离子的命名规则3. 离子反应的基本原理和化学方程式的书写三、化学键1. 化学键的概念及其类型2. 离子键、共价键和金属键的特点和区别3. 水的电离和配位键的形成四、氧化还原反应1. 氧化还原反应的基本概念和特点2. 氧化剂和还原剂的定义及其特征3. 氧化还原反应的判别方法和化学方程式的写法五、酸碱反应1. 酸碱的定义和性质2. 酸碱中的氢离子和氢氧根离子3. 酸碱反应的判别方法和化学方程式的书写六、无机化合物的命名和化学式1. 无机化合物的命名规则和规律2. 无机化合物中的正离子和负离子的命名方法3. 无机化合物的化学式的编写和解读七、酸碱滴定1. 酸碱滴定的基本原理和实验操作2. 酸碱滴定中的指示剂的选择和作用3. 酸碱滴定的计算及结果的表达八、化学计量1. 化学计量中的摩尔和摩尔质量的概念2. 化学反应中的物质的量之间的关系3. 化学计量在化学反应中的应用九、气体的性质和气体反应1. 气体的基本性质和理想气体的特征2. 理想气体状态方程的推导和应用3. 气体反应中的气体的摩尔比和体积比关系十、溶液与溶液反应1. 溶液的概念和溶解度的定义2. 溶液浓度的表达方式和计算方法3. 溶液体系中的溶液反应和离子的水解作用总结：本文通过整理高考化学无机化学基础知识清单，涵盖了元素及其周期表、离子反应、化学键、氧化还原反应、酸碱反应、无机化合物的命名和化学式、酸碱滴定、化学计量、气体的性质和气体反应以及溶液与溶液反应等内容。
对于高考化学备考的学生来说，掌握这些基础知识是非常重要的。
希望本文的清单能够帮助到大家，更好地理解和应用化学知识，取得优异的成绩。
化学无机知识点高考化学是高中阶段理科生必修的一门学科，其中无机化学作为化学的一个重要分支，占据了很大的比重。
在高考中，无机化学知识点是必考内容之一。
下面将围绕无机化学的知识点进行详细讲解。
一、基础概念1. 元素：构成物质的基本单位，可以通过化学方法分解为其他物质的物质。
2. 化合物：由两种或两种以上不同元素组成的纯物质，有固定的化学组成和特定的性质。
3. 离子：由于原子失去或获得电子而带电的粒子。
4. 原子序数：元素的特征性质，表示了元素核中的质子数，也是现代元素周期表中元素的排列依据。
二、化学键1. 离子键：由正、负离子间的静电作用力形成的化学键。
2. 共价键：两个非金属原子通过共享电子形成的化学键，具有共用电子对。
3. 金属键：金属元素形成的化学键，电子由金属原子自由移动。
三、物质的性质1. 酸碱性：酸呈酸性，能与碱中和；碱呈碱性，能与酸中和。
2. 氧化还原性：指物质中电子的转移过程，氧化物接受电子，还原物失去电子。
3. 稳定性：指物质在一定条件下能保持原有的化学性质而不发生变化的程度。
四、化学反应1. 氧化反应：物质与氧气反应，形成氧化物的反应。
2. 还原反应：物质与还原剂反应，失去氧或得到电子的反应。
3. 酸碱反应：酸与碱发生中和反应，生成盐和水。
4. 沉淀反应：溶液中两种物质反应生成不溶性物质的过程。
五、重要化合物1. 氯化钠（NaCl）：常见的食盐，具有无色结晶的特点。
2. 硝酸（HNO3）：常用的强酸，具有腐蚀性。
3. 二氧化碳（CO2）：常见的气体，对温室效应有一定影响。
4. 硫酸（H2SO4）：常用的强酸，具有强氧化性。
六、常用实验室操作1. 加热：通过加热可以引发化学反应或加快反应速率。
2. 过滤：分离固体和液体，或分离固体混合物中的不溶性物质。
3. 酸碱滴定：通过滴定试剂溶液来确定溶液的浓度。
4. 蒸馏：将混合物按照其沸点不同分离成组分。
以上是化学无机知识点的高考要求的概述，希望通过这些内容的学习，能够帮助广大考生顺利应对高考化学考试，取得优异的成绩。
无机化学-知识点总结关键信息项：1、化学元素周期表周期和族的特点元素的性质规律2、化学键离子键共价键金属键3、化学热力学热力学第一定律热力学第二定律热力学函数4、化学平衡酸碱平衡沉淀溶解平衡氧化还原平衡配位平衡5、化学反应速率影响反应速率的因素反应速率理论6、无机化合物酸碱盐配合物氧化物和氢氧化物7、主族元素碱金属和碱土金属卤素氧族元素氮族元素8、过渡金属元素铬、锰、铁、铜等元素的性质配合物的形成和性质11 化学元素周期表111 周期的特点周期表中的周期是指具有相同电子层数的元素按照原子序数递增的顺序排列的横行。
同一周期的元素从左到右，原子半径逐渐减小，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
112 族的特点族是指具有相似化学性质的元素纵列。
主族元素的族序数等于最外层电子数，副族元素的族序数与价电子排布有关。
113 元素的性质规律包括原子半径、电离能、电子亲和能、电负性等性质在周期表中的变化规律。
原子半径一般随原子序数的增大而呈现周期性变化；电离能反映元素原子失去电子的难易程度，呈周期性递增；电子亲和能表示原子获得电子的倾向，也有一定的周期性；电负性用于衡量原子在化合物中吸引电子的能力，同样具有周期性。
12 化学键121 离子键离子键是由阴阳离子之间的静电引力形成的化学键。
通常在活泼金属与活泼非金属之间形成。
离子键的特点是无方向性和饱和性。
122 共价键共价键是原子之间通过共用电子对形成的化学键。
分为极性共价键和非极性共价键。
共价键具有方向性和饱和性。
123 金属键金属键是金属阳离子与自由电子之间的相互作用。
金属键使得金属具有良好的导电性、导热性和延展性。
13 化学热力学131 热力学第一定律即能量守恒定律，在任何热力学过程中，能量的总量保持不变。
表达式为△U ＝ Q ＋ W，其中△U 为内能的变化，Q 为吸收或放出的热量，W 为做功。
132 热力学第二定律指出在孤立系统中，自发过程总是朝着熵增加的方向进行。
化学无机知识点高三总结无机化学是化学的一个重要分支，研究非生物领域中化学元素和化合物的性质、结构、组成和反应规律。
在高三阶段，我们学习了许多关于无机化学的知识点，本文将对其中的一些重要知识点进行总结。
一、离子反应离子反应是无机化学中最常见的一种反应类型。
它是指涉及到阳离子和阴离子之间的结合或分离的化学反应。
例如，酸和碱的中和反应就属于离子反应的范畴。
离子反应的反应物和产物都可以用离子方程式来表示，其中离子在溶液中以电荷形式存在。
二、氧化还原反应氧化还原反应也是无机化学中非常重要的一种反应类型。
氧化还原反应是指物质的氧化态和还原态发生变化的反应。
在氧化还原反应中，会涉及到电子的转移。
氧化剂是指在反应中接受电子的物质，而还原剂是指在反应中失去电子的物质。
氧化还原反应可以用半反应方程来表示，其中通过电子转移的过程被单独列出。
三、化学键化学键是由原子间的相互作用形成的。
在无机化学中，常见的化学键有离子键、共价键和金属键。
离子键是形成在金属离子和非金属离子之间的电荷吸引力。
在离子化合物中，正离子和负离子通过离子键结合在一起。
共价键是由两个非金属原子通过共享电子形成的。
共享电子对稳定了相邻原子之间的距离和角度。
金属键是金属中的原子通过电子云的相互吸引形成的。
金属键的存在使得金属具有良好的导电性和热导性。
四、化学平衡在无机化学反应中，化学平衡是一个重要的概念。
化学平衡指的是在一个封闭系统中，反应物和生成物浓度达到一定的比例关系，反应速率相等的状态。
在化学平衡中，正向反应和逆向反应同时发生，并且反应速率相等。
平衡常数被用来描述化学平衡体系中各种物质浓度之间的关系。
五、配位化合物配位化合物是由中心金属离子和周围配体形成的。
配体是指能够与金属离子形成配位键的物质，通常是有机物或无机阴离子。
配位化合物的性质由中心金属离子和周围配体的性质决定。
配位化合物在生物学和工业上有广泛的应用。
六、各类离子的性质在无机化学中，我们需要了解各种离子的性质。
高考化学无机知识点大全在高考化学考试中，无机化学是一个重要的知识点。
无机化学是化学中的一个分支，研究的是无机化合物和无机元素之间的相互关系。
掌握无机化学的核心知识点对于高考化学的学习和考试至关重要。
下面将为大家整理一份高考化学无机知识点的大全。
一、元素的相关性质元素是构成化合物的基本单位，是无机化学研究的基础。
在高考化学中，要对元素的一些相关性质进行掌握和记忆。
1. 元素的周期表位置：周期表是元素分类和性质预测的重要工具，掌握元素的周期表位置对于学习无机化学非常有帮助。
2. 元素的电子排布：元素的电子排布决定了元素的化学性质，了解元素的电子排布可以预测其化合价和氧化态。
3. 元素的周期趋势：周期表中，元素的一些性质会随着周期数的增加而发生规律性变化，这些变化被称为周期趋势，如电子亲和能、电离能、原子半径等。
二、离子反应和化合物的形成在无机化学中，离子反应和化合物的形成是重要的考点之一。
掌握离子反应的基本规律和化合物的命名方法是非常关键的。
1. 离子反应的基本规律：离子反应中，正离子和负离子以化学键结合形成离子化合物。
在离子反应中，正负离子的数量要平衡，且离子方程式要达到最简形式。
2. 化合物的命名：掌握化合物的命名方法，包括二价、三价及多价阳离子的命名，阴离子的命名以及酸、碱的命名。
三、酸碱和盐的相关知识酸碱和盐是无机化学中常见的化合物，对于高考化学也是重要的考点。
1. 酸和碱的性质：酸具有酸性、蓝色石蕊试剂变红等酸性指示剂变色的特点；碱具有碱性、红色酚酞试剂变色等碱性指示剂变色的特点。
2. 盐的形成和性质：盐是由阳离子和阴离子组成的化合物，可以通过酸碱反应或离子交换反应形成。
盐的性质可以通过化学式和离子组成来预测。
四、氧化还原反应氧化还原反应是无机化学中的重要反应类型，也是高考化学的重点考察内容。
1. 氧化还原反应的基本概念：氧化是指一种物质失去电子，还原是指一种物质获得电子。
氧化还原反应通过电子的转移实现。
化学高考必学知识点总结一、无机化学知识点总结1. 原子结构和元素周期表（1）介绍了原子结构和元素周期表的发展历史。
（2）了解了原子结构的基本构成，包括质子、中子和电子。
（3）掌握了元素周期表的排列规律，以及元素周期表中各元素的性质和周期规律。
2. 化学键和化合物（1）认识了离子键、共价键、金属键的形成及性质。
（2）了解了离子、分子、原子和离子晶体的区别。
（3）掌握了一些重要的化合物的命名和性质，如氧化物、碳酸盐和硫酸盐等。
3. 酸碱和盐类（1）了解了酸、碱和盐的定义，及其在化学反应中的作用。
（2）掌握了一些重要的酸、碱和盐的性质和应用，如硫酸、氢氧化钠、氯化钠等。
（3）了解了酸碱中和反应的基本原理和化学方程式。
4. 化学计量（1）掌握了摩尔的概念和计算方法，包括摩尔质量、摩尔容积、摩尔浓度等。
（2）了解了化学方程式中的物质的摩尔比和摩尔量之间的关系。
（3）掌握了物质的量在化学反应中的应用，包括计算反应物质的量、计算生成物质的量等。
二、有机化学知识点总结1. 烃类（1）了解了烃类的分类、结构和性质，包括烷烃、烯烃、炔烃和环烃等。
（2）掌握了一些重要的烃类的命名和化学性质，如甲烷、乙烷、乙烯、苯等。
2. 卤代烃（1）认识了卤代烃的结构和性质，包括卤代烃的分类、制备方法和化学性质。
（2）掌握了一些重要的卤代烃的命名和化学性质，如氯甲烷、溴乙烷、碘苯等。
3. 醇、醚、醛、酮、酸、酯等（1）了解了醇、醚、醛、酮、酸、酯等有机化合物的结构和性质。
（2）掌握了一些重要的醇、醚、醛、酮、酸、酯等的命名和化学性质，如乙醇、二甲醚、乙醛、丙酮、乙酸、甲酸乙酯等。
4. 脂肪族化合物和芳香族化合物（1）了解了脂肪族化合物和芳香族化合物的结构和性质，以及它们在生活和生产中的应用。
（2）掌握了一些重要的脂肪族化合物和芳香族化合物的命名和化学性质，如蜡烷、苯、苯酚、苯胺等。
三、物质变化和化学平衡知识点总结1. 物质的变化过程（1）了解了物质的物理变化和化学变化的特征和区别。
一、现象：1、铝片与盐酸反应是放热的，Ba(OH)2与NH4Cl反应是吸热的；2、Na与H2O（放有酚酞）反应，熔化、浮于水面、转动、有气体放出；(熔、浮、游、嘶、红)3、焰色反应：Na 黄色、K紫色（透过蓝色的钴玻璃）、Cu 绿色、Ca砖红、Na+（黄色）、K+（紫色）。
4、Cu丝在Cl2中燃烧产生棕色的烟；5、H2在Cl2中燃烧是苍白色的火焰；6、Na在Cl2中燃烧产生大量的白烟；7、P在Cl2中燃烧产生大量的白色烟雾；8、SO2通入品红溶液先褪色，加热后恢复原色；9、NH3与HCl相遇产生大量的白烟；10、铝箔在氧气中激烈燃烧产生刺眼的白光；11、镁条在空气中燃烧产生刺眼白光，在CO2中燃烧生成白色粉末（MgO），产生黑烟；12、铁丝在Cl2中燃烧，产生棕色的烟；13、HF腐蚀玻璃：4HF + SiO2 ＝SiF4 + 2H2O14、Fe(OH)2在空气中被氧化：由白色变为灰绿最后变为红褐色；15、在常温下：Fe、Al 在浓H2SO4和浓HNO3中钝化；16、向盛有苯酚溶液的试管中滴入FeCl3溶液，溶液呈紫色；苯酚遇空气呈粉红色。
17、蛋白质遇浓HNO3变黄，被灼烧时有烧焦羽毛气味；18、在空气中燃烧：S——微弱的淡蓝色火焰H2——淡蓝色火焰H2S——淡蓝色火焰CO——蓝色火焰CH4——明亮并呈蓝色的火焰S在O2中燃烧——明亮的蓝紫色火焰。
19．特征反应现象：20．浅黄色固体：S或Na2O2或AgBr21．使品红溶液褪色的气体：SO2（加热后又恢复红色）、Cl2（加热后不恢复红色）22．有色溶液：Fe2+（浅绿色）、Fe3+（黄色）、Cu2+（蓝色）、MnO4-（紫色）有色固体：红色（Cu、Cu2O、Fe2O3）、红褐色[Fe(OH)3]蓝色[Cu(OH)2] 黑色（CuO、FeO、FeS、CuS、Ag2S、PbS）黄色（AgI、Ag3PO4）白色[Fe(0H)2、CaCO3、BaSO4、AgCl、BaSO3]有色气体：Cl2（黄绿色）、NO2（红棕色）二、俗名无机部分：纯碱、苏打、天然碱、口碱：Ｎa2CO3 小苏打：NaHCO3 大苏打：Na2S2O3 石膏（生石膏）：CaSO4.2H2O熟石膏：2CaSO4·.H2O 莹石：CaF2 重晶石：BaSO4（无毒）碳铵：NH4HCO3 石灰石、大理石：CaCO3 生石灰：CaO 食盐：NaCl 熟石灰、消石灰：Ca(OH)2 芒硝：Na2SO4·7H2O (缓泻剂) 烧碱、火碱、苛性钠：NaOH 绿矾：FaSO4·7H2O 干冰：CO2 明矾：KAl (SO4)2·12H2O 漂白粉：Ca (ClO)2 、CaCl2（混和物）泻盐：MgSO4·7H2O 胆矾、蓝矾：CuSO4·5H2O 双氧水：H2O2 皓矾：ZnSO4·7H2O 硅石、石英：SiO2 刚玉：Al2O3 水玻璃、泡花碱、矿物胶：Na2SiO3 铁红、铁矿：Fe2O3 磁铁矿：Fe3O4 黄铁矿、硫铁矿：FeS2 铜绿、孔雀石：Cu2 (OH)2CO3 菱铁矿：FeCO3 赤铜矿：Cu2O 波尔多液：Ca (OH)2和CuSO4 石硫合剂：Ca (OH)2和S 玻璃的主要成分：Na2SiO3、CaSiO3、SiO2 过磷酸钙（主要成分）：Ca(H2PO4)2和CaSO4 重过磷酸钙（主要成分）：Ca (H2PO4)2 天然气、沼气、坑气（主要成分）：CH4 水煤气：CO和H2 硫酸亚铁铵（淡蓝绿色）：Fe (NH4)2 (SO4)2 溶于水后呈淡绿色光化学烟雾：NO2在光照下产生的一种有毒气体王水：浓HNO3：浓HCl按体积比1：3混合而成。
高三化学无机知识点化学是一门研究物质的性质、组成和变化规律的学科，其中无机化学是研究无机物质的性质和反应的学科。
在高三化学学习中，无机知识点是重要的部分。
下面将针对高三化学无机知识点做一些详细的介绍。
1. 元素的分类和性质元素是构成物质的基本单位，根据元素在周期表中的位置和性质，我们可以将元素分为主族元素和过渡元素。
主族元素指的是周期表中1A至7A族元素，具有相似的化学性质。
过渡元素指的是周期表中3B至12B族元素，具有特殊的电子结构和化学性质。
2. 氧化还原反应氧化还原反应是化学反应中常见的一种类型，涉及到物质的电子的转移。
氧化是指物质失去电子，还原是指物质获得电子。
在氧化还原反应中，存在着氧化剂和还原剂的概念。
氧化剂是指能够使其他物质氧化的物质，而还原剂则是指能够使其他物质还原的物质。
3. 金属的性质和反应金属是无机化学中非常重要的一类物质，具有特殊的性质和反应。
金属常常具有良好的导电性、导热性和延展性等特点，同时也容易失去电子形成阳离子。
金属在化学反应中常常与非金属发生反应，形成不同的化合物。
4. 酸碱反应和盐类的性质酸碱反应是无机化学中另一个重要的反应类型，涉及到酸和碱溶液之间的中和反应。
在酸碱反应中，酸溶液会与碱溶液反应，生成盐和水。
盐是一类离子化合物，由阳离子和阴离子组成。
不同的盐具有不同的性质，如溶解度、稳定性等。
5. 无机化合物的命名和化学式在学习无机化学时，了解无机化合物的命名和化学式是必不可少的。
根据无机化合物的成分和结构，我们可以采用不同的命名方法，如离子式命名法和双键命名法。
无机化学式是用化学符号表示无机化合物中元素的种类和比例关系的表达方式。
总结：高三化学无机知识点主要包括元素的分类和性质、氧化还原反应、金属的性质和反应、酸碱反应和盐类的性质以及无机化合物的命名和化学式等内容。
对于这些知识点的掌握，对于高三化学考试的准备和学习都具有重要的意义。
通过对这些知识点的理解和运用，我们能更加深入地了解化学的基本原理，为将来的学习和研究打下坚实的基础。
高考无机化学局部学问大盘点一、根本概念(一)阿伏加德罗定律及其推论1．内容在同温同压下，同体积的气体含有一样的分子数。
即"三同"定"一同"。
2．推论(1)同温同压下，V12＝n12(2)同温同体积时，p12＝n12＝N12(3)同温同压等质量时，V12＝M21(4)同温同压同体积时，W12＝M12＝ρ1/ρ2留意：①阿伏加德罗定律也适用于不反响的混合气体。
②运用气态方程＝有助于理解上述推论。
(二)氧化性、复原性强弱的推断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，该元素只有复原性；物质中元素具有中间价，该元素既有氧化性又有复原性。
对于同一种元素，价态越高，其氧化性就越强；价态越低，其复原性就越强。
2．根据氧化复原反响方程式强氧化剂＋强复原剂―→弱复原得到电子被复原产物＋弱氧化失去电子被氧化产物在同一氧化复原反响中，氧化性：氧化剂＞氧化产物复原性：复原剂>复原产物氧化剂的氧化性越强，则其对应的复原产物的复原性就越弱；复原剂的复原性越强，则其对应的氧化产物的氧化性就越弱。
3．根据金属活动性依次表在金属活动性依次表中，金属的位置越靠前，其复原性就越强(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，氧化性渐渐增加，复原性渐渐减弱。
同主族元素，随着核电荷数的递增，氧化性渐渐减弱，复原性渐渐增加。
5．根据反响的难易程度氧化复原反响越简洁进展(表现为反响所需条件越低)，则氧化剂的氧化性和复原剂的复原性就越强。
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复原剂的复原性就越强，反之则越弱。
留意：①氧化复原性的强弱只及该原子得失电子的难易程度有关，而及得失电子数目的多少无关。
得电子实力越强，其氧化性就越强；失电子实力越强，其复原性就越强。
②同一元素相邻价态间不发生氧化复原反响。
高中无机化学知识点总结一、基本概念与原理1. 物质的分类- 纯净物：单质和化合物- 混合物：由两种或两种以上物质组成2. 原子结构- 原子核与电子- 原子序数、同位素- 电子排布规律3. 化学式与化学方程式- 化学式的书写规则- 化学方程式的平衡4. 化学反应类型- 合成反应- 分解反应- 置换反应- 还原-氧化反应5. 化学计量- 摩尔概念- 物质的量与质量的关系- 气体定律（波义耳定律、查理定律、盖-吕萨克定律） - 理想气体状态方程二、元素与化合物1. 周期表- 周期与族的划分- 元素周期律2. 主族元素- 碱金属- 碱土金属- 硼族元素- 碳族元素- 氮族元素- 氧族元素- 卤素- 稀有气体3. 过渡金属- d区元素的特性- 金属的活性与金属活动性序列- 配合物4. 非金属元素- 氢、氧、氮的特性- 非金属的氧化物、酸、碱5. 无机化合物- 氧化物、硫化物、氯化物、硝酸盐 - 酸碱盐、基本盐、酸性盐- 矿物与矿石三、溶液与化学平衡1. 溶液的基本概念- 溶质与溶剂- 溶液的浓度表示方法2. 酸碱理论- 阿伦尼乌斯酸碱理论- 布朗斯特-劳里酸碱理论3. 酸碱平衡- 酸碱指示剂- pH值- 缓冲溶液4. 沉淀-溶解平衡- 溶度积（Ksp）- 沉淀的形成与溶解5. 氧化还原反应- 氧化数- 氧化还原反应的平衡四、热化学与电化学1. 热化学- 热化学方程式- 反应热与焓变2. 电化学基础- 电解质溶液- 电化学电池- 伏打电堆与电化学系列3. 电化学平衡- 标准电极电势- Nernst方程五、无机化学实验1. 常见无机化学实验操作 - 溶液的配制- 酸碱滴定- 氧化还原滴定2. 安全与环保- 实验室安全规则- 化学废料的处理六、无机化学的应用1. 材料科学- 金属与合金- 陶瓷与玻璃2. 环境科学- 水处理- 空气污染控制3. 生物无机化学- 酶的金属辅因子- 微量元素与健康本总结涵盖了高中无机化学的主要知识点，旨在为学生提供一个清晰的学习框架，帮助他们理解和掌握无机化学的基本概念、原理和应用。
高考无机化学部分知识大盘点一、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/V2＝n1/n2(2)同温同体积时，p1/p2＝n1/n2＝N1/N2(3)同温同压等质量时，V1/V2＝M2/M1(4)同温同压同体积时，W1/W2＝M1/M2＝ρ1/ρ2注意：①阿伏加德罗定律也适用于不反应的混合气体。
②使用气态方程pV＝nRT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：①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。
②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物，反之亦然。
如：H2S＋3H2SO4(浓，过量)===4SO2↑＋4H2O5．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Cl时，根据先后规律，Cl2首先将Fe2＋氧化，当Cl2足量时，2方可把Fe2＋、Br－一并氧化。
离子方程式可分别表示为：(1)2Fe2＋＋Cl2===2Fe3＋＋2Cl－(2)2Fe2＋＋4Br－＋3Cl2===2Fe3＋＋2Br2＋6Cl－二、基本理论(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Fe＋2H＋===Fe2＋＋H2↑，不能写成2Fe＋6H＋===2Fe3＋＋3H2↑。
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CO32－＋H＋，HSO4－通常应写成SO42－＋H＋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Fe3＋＋Cl2===Fe2＋＋2Cl －，而应写成2Fe2＋＋Cl===2Fe3＋＋2Cl－，同时两边各元素原子数也应相等。
26．看反应物或产物的配比是否正确。
例如，稀H 2SO 4与Ba(OH)2，溶液反应不能写成H ＋＋OH －＋SO 42－＋Ba 2＋===BaSO 4↓＋H 2O ，应写成2H ＋＋2OH －＋SO 42－＋Ba 2＋===BaSO 4↓＋2H 2O 。
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Cu 2＋、Fe 3＋、Fe 2＋、MnO 4－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(CO 32－、SO 32－、S 2－、CH 3COO －等)不能大量共存；在强碱性溶液中，H ＋和弱碱阳离子(如NH 4＋、Fe 2＋、Cu 2＋、Mg 2＋、Pb 2＋等)均不能大量共存；弱酸酸式根离子(HCO 3－、HSO 3－、HS －、H 2PO 4－、HPO 42－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 2－与HCO 3－不能大量共存(AlO 2－＋HCO 3－＋H 2O===Al(OH)3↓＋CO 32－)；(2)"NO 3－＋H ＋"和"ClO －"等代表的是强氧化性，能与S 2－、HS －、Fe 2＋、I －等发生氧化还原反应，所以不能大量共存；(3)NH 4＋与CH 3COO －、CO 32－，Mg 2＋与HCO 3－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 －、Cu 2＋和OH －等不能大量共存；氧化还原型离子反应，如Fe 3＋与I －，H ＋、NO 3－与Fe 2＋等不能共存；双水解型离子反应，如Fe 3＋、Al 3＋与CO 32－、HCO 3－、S 2－等不能共存；络合型离子反应，如Fe 3＋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：Na＞Mg＞Al＞Si；Na＋＞Mg2＋＞Al3＋。
2．同主族元素的原子或离子半径从上到下逐渐增大如：Li＜Na＜K；O＜S＜Se；Li＋＜Na＋＜K＋；F－＜Cl－＜Br－。
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O2－＞F－＞Na＋＞Mg2＋＞Al3＋(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Fe3＋＜Fe2＋＜Fe，Cl＜Cl－，H＋＜H＜H－。
(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1～20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：①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；②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同一半边的物质，只要物质的量的比值与原平衡相同，则两平衡等效。
3．在恒温恒压下，改变起始时加入物质的量，只要按化学计量数换算成同一半边的物质的物质的量之比与原平衡相同，则达平衡后与原平衡等效。
