高中化学与大学无机化学知识衔接的方式
摘 要 分析比较了基础教育课程改革之后高中化学与大学无机化学知识的衔接点,总结出了“生
长式”、“颠覆式”等知识衔接方式,并提出了相应的教学策略,以期促进大学化学教学质量的提高。
关键词 高中化学 无机化学 知识衔接 教学策略 教学质量
1 问题的提出
衔接是指同一事物在不同时期、不同阶段的相
互连接,或指不同事物在同一范畴内的相互沟通与
联系[ 1 ] 。事物之间关系错综复杂,作为反映客观世
界的化学学科,各知识点之间也必然关系密切、互相
衔接。同时,人类认识客观世界的过程是一个不断
深入、逐步逼近的过程,即使同一知识点,在不同历
史时期,在不同的研究层面,也会有不同的表现形
式,其衔接也普遍存在。
在化学学习中,由于受学生认知能力和心理发展
水平的限制,许多知识,尤其是抽象的化学概念和理
论,人们通常不会安排在同一时段集中学习,而会分散
在不同阶段的化学课程中螺旋式逐步进行,防止给学
生认知和学习情感带来障碍,因而知识间紧密的衔接
关系往往在教材中被打破。学生学习化学不仅要掌握
化学知识点的内涵与外延,而且必须了解和掌握知识
点彼此的衔接点和衔接方式,这样才能全面地掌握化
学知识,形成科学认识。因此,教师在教学设计过程
中,分析并准确把握遍布于同一教材或不同学习阶段
教材中有关知识之间的衔接点和衔接方式,在教学实
施中,引导学生关注和建构知识点之间的关系,对学生
建构完整而科学的知识结构具有很大的促进作用。
已有资料显示,有关知识点衔接的研究屈指可
数,这一研究现状与目前基础化学教育课程分为8
个教学模块、大中学知识交融度增大的现状是不相
吻合的。为此,笔者以高中化学课程标准及现行的
3 套高中化学教材(人教版、苏教版、山东科技版) 为
依据,立足于大学无机化学[2 ] ,尝试着总结出大学无
机化学与高中化学知识衔接的形式,并初步提出相
应的教学策略,以期为新的教育背景下大中学化学
教学改革一体化提供素材,为促进大学生顺利进行
知识建构提供帮助。
2 大中学化学知识的衔接方式
笔者将化学知识分为概念、理论、元素化合物和
专业技能等部分,统计出高中化学教材中涉及的相
应的知识点,然后在无机化学教材中寻找生长点。
结果表明,大中学化学知识的衔接点非常多,既有如
化合价、燃烧等概念内涵和外延的变化,原子结构等 理论知识的深化,也有氧、硫、铁等元素化合物知识 和计算技能等的拓展。这些相衔接的知识点中往往 有多种彼此交织在一起的衔接方式。笔者概括出了 其中2 种主要的形式,即:生长式和颠覆式,而生长
式中又包括循序渐进式、概括上升式、过程式3 种形 态。
2. 1 生长式
所谓生长式是指中学所涉及的知识点在大学阶 段进一步学习时,将在原有的基础上进一步扩大知 识点的外延,增加其内涵,使学生更全面地认识事物 各方面的属性,更深入地了解客观规律在各种情境下 的应用。或在原有的感性认识的基础上,进一步抽象 出更为本质的属性。它有3 种主要的表现形态。
2. 1. 1 循序渐进式
以拓展知识点内涵与外延为主的生长方式可称 之为循序渐进式。在中学阶段受学生认知能力、已 有知识经验和教学时数的限制,学生主要学习一些 物质的最基本的属性,掌握化学原理中最基本的规 律。随着学生认知能力的提高和已有化学知识经验 的丰富,在大学将进一步学习这些知识点的其他方 面的属性,更全面地了解化学原理的内涵。
如中学阶段学生已经知道原子由原子核以及核 外电子组成,知道电子在核外是分层排布的,大学阶 段将用量子力学的理论,引领学生进一步了解电子
云、定态、能级、4 个量子数等概念,使学生建立起原 子结构的量子力学模型;在中学阶段,学生已经学习 了元素周期律的初步知识,知道周期和族的概念,了
解到“构”、“位”、“性”之间的关系,在大学阶段,学生 将进一步学习“维尔纳式周期表”,对族的分类和性 质进一步深化,并进一步学习周期表中电离能、电子 亲和能、电负性的变化规律;在中学阶段,学生已经 学习过二氧化硫、三氧化硫的初步知识,而在大学阶 段,将会进一步学习硫的各种同素异形体、硫的氢化 物、多硫化物、金属硫化物等;中学阶段仅要求学生 简单地了解了原电池和电解池的工作原理,只要求 学生写出简单的电极反应和电池反应方程式,而在 大学阶段将进一步介绍电动势、能斯特方程和各种 类型的电池,让学生全面系统地了解电化学理论体 系,了解电化学原理的应用。
这种衔接方式在大学无机化学教材中非常普
遍,这种呈现方式既符合知识本身的逻辑顺序,又符 合学生的认知和心理发展顺序,因此利于学生对知 识的建构。
2. 1. 2 概括上升式
中学化学教材由于顾及学生的认知能力和心理 发展水平,并不完全根据知识的逻辑顺序编排知识 点,而是分散渗透,穿插编排。随着年龄的增长,学
生已具备了一定的分析归纳、整合知识、形成体系的 能力。为此,在大学教材中,会按照一定思路将分散 的知识点系统化,引导学生概括出相应的知识体系, 促进学生形成良好的知识结构。这种衔接形式即为 概括上升式。
如,初中阶段学生学习了溶液平衡,高中阶段,
在不同模块以及不同章节中又学习了有关电离平 衡、沉淀溶解平衡、盐类水解平衡等知识。大学阶 段,则将这些知识统一归于化学平衡原理知识体系 中。中学阶段,教材曾多处提及在探索原子结构过 程中一些科学家所做的工作,而大学阶段,则根据时 间顺序,将所有科学家的工作整合到了一起,让学生 能更清晰地了解探究物质结构的科学历程。 概括上升式的另外一种表现形式是,在大学阶
段,将会引导学生在已有的中学化学学习基础上,感 悟化学知识体系中蕴藏着的丰富而深邃的化学思 想,这些思想不仅是学生学习化学必须具备的思想 方法,而且对于学生人生观、价值观的形成,对于科 学本质的认识具有独特的作用。如引入的绿色化学 知识,将让学生了解如何在化学研究和化学工业中 实现化学与社会的和谐发展;教材中以理论推演与 实验论证相结合的呈现方式,将让学生了解现代化 学科学既是以实验为基础的归纳过程,又是以理论 为前提进行推演的过程,从而把握现代化学的特征; 现代物质结构知识的学习,将会引导学生深刻理解 微观粒子运动的特殊性,理解宏观和微观物质研究 方法与表征的不同??
2. 1. 3 过程式
中学是化学教育的基础阶段,很多概念或理论
仅仅介绍了其内涵与外延以及与其他概念、事物间 的相互关系,而对这些概念和理论的形成过程并没 有揭示。大学化学教材中,将进一步呈现这些概念、 理论的形成过程以及过程材料,其目的是促使学生 更深入地理解这些知识,学习科学家的思维过程,感 悟到科学是一个不断发展、不断探究的过程。这种 衔接方式可称为过程式衔接。
如“相对原子质量”,中学教材中仅给出了相关 的结论。大学无机化学教材中,不仅介绍了多核素 元素相对原子质量的计算公式,而且介绍了相对原 子质量的测量方法,说明了元素相对原子质量的测
量准确性与测量仪器精度、样品的来源以及取样方 法等有关。教材中还列出了道尔顿、贝采里乌斯和 当今相对原子质量的对照表。这些过程材料的呈 现,让学生进一步理解相对原子质量的内涵,感悟到 元素的相对原子质量并不是一成不变的,它与研究 方法、仪器设备等因素密切相关,也将有助于学生形 成科学是不断发展的理念。
2. 2 颠覆式
大、中学化学教材中还存在这种现象:同一个知 识点两阶段所阐述的内涵和外延不一致,这种将知 识点从内涵到外延都作出改变的衔接方式叫做颠覆 式。
如在中学阶段,学生通过金属活动性顺序的学 习,会得出铜不能与盐酸反应的结论。而在大学阶 段,学生将会进一步了解到铜在有空气存在时,可缓 慢溶解于稀盐酸中,还可与热浓盐酸作用;在中学阶 段,化合价有正负之分,而到大学阶段,则认为化合 价没有正负之分,有正负之分的是氧化数。在中学 阶段,学生已形成原子核外电子分层排布和有运动轨 道的认识,而在大学阶段,关于核外电子运动的描述 则发生革命性的改变:能量是量子化的,电子的运动 没有确定的轨迹,其运动状态可用波函数来描述。 这类知识非常容易引起学生认知上的混乱,已
形成的思维定势还会影响学生对大学基础化学知识 的内化,是无机化学教学的难点之一。
需要说明的是,以上各种衔接方式并不是孤立
的,往往一个知识点中交替地存在着多种衔接方式。 教师在分析教材时,要全面把握各种衔接方式,不要 以偏概全。
3 大中学衔接式知识点的教学策略
科学知识的再生产理论认为,科学研究过程是 科学知识的生产过程,科学教学过程是科学知识的 再生产过程。科学知识再生产过程应当以必然的形 式重演科学知识的生产过程。因此,注重学生的主 动认知和积极探究,是衔接式知识点教学的共同要 求。当然,重演不是重复,教师应根据学习内容和学 习者的不同,选择更为恰当的教学策略,引导学生进 行探究式学习。
3. 1 生长式知识点的教学策略
笔者在教学实践中发现,大学生在学习生长式知 识点时,会因为遗忘或已有知识经验模糊等问题而影 响进一步建构。为此,教师可采用课前提出问题让学 生自行复习、在课堂中有重点地帮助学生回忆、创设 情景引导学生回想再现的策略加以解决。当然,教学
中要避免将中学已学知识重复一遍的做法。 系统化知识的衔接,关键是要寻找一条主线,将
相关知识点“串联”起来。如元素化合物知识的“串 联”方法有:以结构为主线、以用途为主线、以具体物 质形态为主线、以物质变化类型为主线等;概念或原 理的“串联”则可按照化学发展史的线索、不同理论 流派、概念图等方式进行。尤其是化学概念图的绘 制有助于学生整理资料、整合知识,有助于学生在已 有知识结构中嵌入新概念、在长时记忆系统中固定 学习内容。借此形象化的表征方式,还能加深学习 者对某一化学主题的理解。
进行概括上升式衔接知识点教学时,首要的前
提是,教师应该对化学思想、认识论、科学发展史等 方面有足够的知识储备。其次,教学中可采用“呈现 素材—提出问题—分析思考”的策略引导学生感悟。 如原子结构知识的学习,教师首先展示原子内部微 粒的发现及应用如何影响着人类生活的事例,然后 回顾人类认识物质结构的历程,接着提出“科学技术 与生产力、与人类生活存在什么关系?”“你认为科学 探究过程有什么特征?”“人类探究物质结构过程中 所用方法有什么特点”等问题进行讨论,引导学生感 悟科学对人类生活和社会发展的巨大作用,认识科 学技术是第一生产力,认识到科学具有发展性的特 点,认识到人类揭示物质结构过程,就是科学家在大 量实验事实基础上,借助理论思维的力量提出假说, 然后再根据新发现的实验事实对原子结构模型进行 修正的过程。
在进行过程式知识的教学中,教师首先应该从 教学理念上改变自己的观念,认识到过程性知识在 提高学生整体素质中的作用。其次,引导学生对过 程性材料提供的信息进行分析,让学生体验到隐含 在过程性材料中的方法内涵,引导学生利用过程材 料来加深对有关概念和理论的理解。如在学习元素 周期律知识时,教师可讲解并展示不同历史时期人 们研制的元素周期表,引导学生分析为什么拉瓦锡 研制出的元素周期表中包括光和热? 门捷列夫研制 的元素周期表依据的是什么? 他确定元素周期表的 方法与拉瓦锡有什么区别? 现代元素周期表以及维 尔纳周期表是建立在什么基础上的? 你认为科学地 认识元素之间相互关系应从哪些角度进行? ??通 过这些问题的讨论,学生会领悟科学家的思维方法, 加深对元素周期律的认识。
需要关注的是,学生的模糊观念对该类知识学 习的影响。已有研究证明,模糊观念对化学学习的
影响深刻,难以消除[3 ] 。为此,在教学中教师可以通 过提问、作业和试卷分析、学后感、概念图等多种手 段了解学生存在的模糊概念;结合学生已有的经验 创设问题情境,引发学生的认知冲突,使学生产生对 原有认识的不满,在此基础上构建新的概念;用新的 概念来解决实际问题,在应用中巩固获得的科学认识; 最后通过比较新旧两种认识上的不同,反思观念转变 的过程,通过这种教学策略,消除模糊观念的影响。
3. 2 颠覆式知识的教学策略
由于已有的经验与新的知识之间产生了比较大 的落差,学生在学习颠覆式知识时,往往会产生一种 抗拒的心理。同时学生产生的思维定势,也会影响 概念新的内涵与外延的建构。因此,教师有必要深 入探究这类知识的有效教学策略。
笔者在教学实践中尝试着采用了这样的教学模
式:“展示事物发展中的矛盾—分析历史上解决这类 矛盾的过程—归纳得到新的结论—用新知识解决问 题,体现解决问题的成功快感—比较新旧知识,消除 认知冲突—评价学习结果”。如有关化合价和氧化 数的教学,教师可以在引导学生再现中学化合价概 念的基础上,提出“化合价中的正负表示什么含义” 的问题,引发学生产生认知冲突。然后教师描述历 史上从原子价演变到化合价、氧化数概念的过程,在 此基础上引导学生得出氧化数的概念,并要求学生 说出化合价和氧化数之间的区别。最后通过分析一 系列化合物中化合价和氧化数的练习,进一步巩固 所得到的新概念。教学实践证明,这种模式能取得 较好的教学效果。
大中学化学衔接知识的教学应该充分体现学生 的主体作用,积极引导学生自我建构。教学策略的 使用过程中还应该充分关注学生的个别差异性,教 师要尽可能采用多种方式、多种途径,使这种差异不 至于带来学生学习情感、学习效果上面的差异。
第二篇：高中化学复习资料--基础无机化学知识
高中课程复习专题——无机化学基础
1 高中化学之最
⑴ 常温下其单质有颜色的气体元素：F、Cl
⑵ 单质与水反应最激烈的非金属元素：F
⑶ 最高价氧化物的水化物酸性最强的元素：Cl
⑷ 氢化物沸点最高的非金属元素：O
⑸ 单质是最轻的金属元素：Li
⑹ 常温下其单质呈液态的非金属元素：Br
⑺ 熔点最低的金属元素：Hg
⑻ 其气态氢化物最易溶于水的元素：N
⑼ 导电性最强的金属元素：Ag
⑽ 相对原子量最小的元素：H
⑾ 人体中含量最多的元素：O
⑿ 日常生活中应用最广泛的金属：Fe
⒀ 组成化合物种类最多的元素：C
⒁ 天然存在的最硬的物质：金刚石（C）
⒂ 地壳中含量最多的金属元素：Al
⒃ 地壳中含量最多的非金属元素：O
⒄ 空气中含量最多的物质：氮气（N2）
⒅ 最简单的有机物：甲烷（CH4）
⒆ 相同条件下密度最小的气体：氢气（H2）
⒇ 相对分子量最小的氧化物：水（H2O）
2 高中化学中各种有色物质总结
⑴ 红色：单质铜、氧化亚铜（Cu2O）、品红溶液、酚酞试液在碱性溶液中、石蕊试液在酸性溶液中、液溴（深红棕色）、红磷（暗红）、苯酚被氧化、Fe2O3、Fe(SCN)2+（血红）
⑵ 橙色：溴水和溴的有机溶液
⑶ 黄色
ⅰ 淡黄色：硫单质、过氧化钠、溴化银、TNT、实验室制得的不纯净的硝基苯
ⅱ 黄色：碘化银、黄铁矿（FeS2）、磷酸银（Ag3PO4）、工业盐酸、久置的浓硝酸
ⅲ 棕黄色：FeCl3溶液、碘水
⑷ 棕色：固体FeCl3、CuCl2、NO2气体、溴蒸汽
⑸ 褐色：碘酒、氢氧化铁、刚制得的溴苯
⑹ 绿色：氯化铜溶液、碱式碳酸铜、硫酸亚铁溶液、绿矾晶体、氯气或氯水、氟气
⑺ 蓝色：胆矾、氢氧化铜、淀粉溶液遇碘、石蕊试液在碱性溶液中、硫酸铜溶液
⑻ 紫色：高锰酸钾溶液、碘及碘的有机溶液、碘蒸汽
3 中学无机化学方程式总表
3-1 非金属单质（F2、Cl2、O2、S、N2、P、C、Si）
⑴ 氧化性 ⑵ 还原性
F2 + H2 = 2HF (冷暗处、爆炸)
F2 + Xe(过量) = XeF2(产物为白色)
2F2 (过量)+ Xe = XeF4(产物为白色)
nF2 + 2M = 2MFn(表示大部分金属)
2F2 + 2H2O = 4HF + O2
F2 + 2NaX = 2NaF + X2(熔融状态，不能是溶液)
Cl2 + H2 = 2HCl(光照或点燃)
3Cl2 + 2P = 2PCl3(点燃)
Cl2 + PCl3 = PCl5(加热)
Cl2 + 2Na = 2NaCl(点燃)
3Cl2 + 2Fe = 2FeCl3(点燃)
Cl2 + 2FeCl2 = 2FeCl3
Cl2 + Cu = CuCl2(点燃)
Cl2 + 2NaBr = 2NaCl + Br2
Cl2 + 2NaI = 2NaCl + I2
5Cl2 + I2 + 6H2O = 2HIO3 + 10HCl
Cl2 + Na2S = 2NaCl + S↓
Cl2 + H2S = 2HCl + S↓
Cl2 + SO2 + 2H2O = H2SO4 + 2HCl
Cl2 + H2O2 = 2HCl + O2
2O2 + 3Fe = Fe3O4(点燃)
O2 + K = KO2(加热)
S + H2 = H2S(加热)
2S + C = CS2(加热)
S + Fe = FeS(加热)
S + 2Cu = Cu2S(加热)
3S + 2Al = Al2S3(加热)
S + Zn = ZnS(加热)
N2 + 3H2 = 2NH3(高温高压，有催化剂)
N2 + 3Mg = Mg3N2(加热)
N2 + 6Na = 2Na3N
P4 + 6H2 = 4PH3(加热)
S + O2 = SO2(点燃)
S + 6HNO3(浓) = H2SO4 + 6NO2↑+ 2H2O
3S + 4HNO3(稀) = 3SO2↑+ 4NO↑ + 2H2O
N2 + O2 = 2NO(放电)
4P + 5O2 = P4O10(点燃)
2P + 3X2 = 2PX3(X2代表Cl2、Br2、I2)
P4 + 20HNO3(浓) = 4H3PO4 + 20NO2↑+ 4H2O
C + 2F2 = CF4
C + 2Cl2 = CCl4
2C + O2(少量) = 2CO(点燃)
C + O2(足量) = CO2(点燃)
C + CO2 = 2CO(加热)
C + H2O = CO + H2(高温，生成水煤气的反应)
2C + SiO2 = Si + 2CO(高温，制取粗硅的反应)
Si(粗) + 2Cl2 = SiCl4(加热)
SiCl4 + 2H2 = Si + 4HCl(加热，制取纯硅的反应)
Si(粉) + O2 = SiO2(加热)
Si + C = SiC(加热，制金刚砂的反应)
Si + 2NaOH + H2O = Na2SiO3 +2H2↑
⑶ 歧化反应
Cl2 + H2O = HCl + HClO
(加酸抑制歧化，加碱或光照促进歧化)
Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO +H2O
3Cl2 + 6NaOH = 5NaCl + NaClO3 + 3H2O
2Cl2 + 2Ca(OH)2 = CaCl2 + Ca(ClO)2 + 2H2O
3Cl2 + 6KOH(热、浓) = 5KCl + KClO + 3H2O
3S + 6NaOH = 2Na2S + Na2SO3 + 3H2O(加热)
4P + 3KOH(浓) + 3H2O = PH3 + 3KH2PO2
11P+15CuSO4+24H2O=5Cu3P+6H3PO4+15H2SO4
3C + CaO = CaC2 + CO↑(电炉中高温加热)
3C + SiO2 = SiC + 2CO↑(电炉中高温加热)
3-2 金属单质(Na、Mg、Al、Fe)
还原性
2Na + H2 = 2NaH
4Na + O2 = 2Na2O
2Na2O + O2 = 2Na2O2
2Na + O2 = Na2O2
2Na + S = Na2S(爆炸)
2Na + 2H2O = 2NaOH + H2↑
2Na + 2NH3 = 2NaNH2 + H2
4Na + TiCl4(熔融) = 4NaCl + Ti
Mg + Cl2 = MgCl2(点燃)
Mg + Br2 = MgBr2(加热)
2Mg + O2 = 2MgO(点燃)
Mg + S = MgS
Mg + 2H2O = Mg(OH)2 + H2↑
2Mg + TiCl4(熔融) = Ti + 2MgCl2
Mg + 2RbCl(熔融) = MgCl2 + 2Rb
2Mg + CO2 = 2MgO + C(点燃)
2Mg + SiO2 = 2MgO + Si(点燃)
Mg + H2S = MgS + H2
Mg + H2SO4 = MgSO4 + H2↑
2Al + 3Cl2 = 2AlCl3(加热)
4Al + 3O2 = 2Al2O3(点燃)
2Al + Cr2O3 = Al2O3 + 2Cr(高温)
2Al + Cr2O3 = Al2O3 + 2Fe(高温)
2Al + 3FeO = Al2O3 + 3Fe(高温)
4Al(Hg) + 3O2 + 2xH2O = 2(Al2O3?H2O) + 4Hg
4Al + 3MnO2 = 2Al2O3 + 3Mn(高温)
2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2↑
2Al + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3H2↑
2Al + 6H2SO4(浓) = Al2(SO4)3 + 3SO2↑+6H2O
Al + 4HNO3(稀) = Al(NO3)3 + NO↑+ 2H2O
(Al、Fe、C在冷、浓的H2SO4、HNO3中钝化)
2Al + 2NaOH + 2H2O = 2NaAlO2 + 3H2↑
2Fe + 3Br2 = 2FeBr3
Fe + I2 = FeI2(加热)
Fe + S = FeS(加热)
3Fe + 4H2O(g) = Fe3O4 + 4H2
Fe + 2HCl = FeCl2 + H2↑
Fe + CuCl2 = FeCl2 + Cu
Fe + SnCl4 = FeCl2 + SnCl2
Fe + SnCl2 = FeCl2 + Sn
(铁在酸性条件下，不能把SnCl4完全还原成单质)
3-3 非金属氢化物
(HF、HCl、H2O、H2S、NH3)
⑴ 还原性
4HCl(浓) +MnO2 = MnCl2 + Cl2 + H2O(加热)
4HCl(g) + O2 = 2Cl2 + 2H2O
16HCl+ 2KMnO4= 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2↑+ 8H2O
14HC l+ K2Cr2O7 = 2KCl + 2CrCl3 + 3Cl2↑+ 7H2O
2H2O + 2F2 = 4HF + O2
2H2S + 3O2(足量) = 2SO2 + 2H2O
2H2S + O2(少量) = 2S + 2H2O
2H2S + SO2 = 3S↓+ 2H2O
H2S + H2SO4(浓) = S↓+ SO2 + 2H2O
3H2S + 2HNO3(稀) = 3S↓+ 2NO + 4H2O
5H2S + 2KMnO4 + 3H2SO4 =
2MnSO4 + K2SO4 + 5S + 8H2O
3H2S + K2Cr2O7 + 4H2SO4 =
Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 3S + 7H2O
H2S + 4Na2O2 + 2H2O = Na2SO4 + 6NaOH
2NH3 + 3CuO = 3Cu + N2 + 3H2O(加热)
2NH3 + 3Cl2 = N2 + 6HCl
8NH3 + 3Cl2 = N2 + 6NH4Cl
4NH3 + 3O2(纯氧) = 2N2 + 6H2O(点燃)
4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O(催化剂、加热)
4NH3 + 6NO = 5N2 + 6H2O(催化剂、加热)
NaH + H2O = NaOH + H2
4NaH + TiCl4 = Ti + 4NaCl + 2H2
CaH2 + 2H2O = Ca(OH)2 + 2H2↑
⑵ 酸性
4HF + SiO2 = SiF4 + 2H2O (此反应广泛应用于测定矿样或钢样中的SiO2的含量)
2HF + CaCl2 = CaF2↓+2HCl
H2S + Fe = FeS + H2↑
H2S + CuCl2 = CuS↓+ 2HCl
H2S + 2AgNO3 = Ag2S↓+ 2HNO3
H2S + HgCl2 = HgS↓+ 2HCl
H2S + Pb(NO3)2 = PbS↓+ 2HNO3
2NH3 + 2Na = 2NaNH2 + H2
NaNH2 + H2O = NaOH + NH3
⑶ 碱性
NH3 + HCl = NH4Cl(白烟)
NH3 + HNO3 = NH4NO3(白烟)
2NH3 + H2SO4 = (NH4)2SO4
NH3 + NaCl + H2O + CO2 = NaHCO3↓+ NH4Cl
(侯氏制碱法，用于工业制造小苏打、苏打)
⑷ 不稳定性
2HI = H2 + I2(加热)
2H2O = 2H2↑+ O2↑(通电)
2H2O2 = 2H2O + O2↑
H2S = H2 + S(加热)
3-4 非金属氧化物
⑴ 低价态的还原性
2SO2 + O2 = 2SO3(加热)
2SO2 + O2 + 2H2O = 2H2SO4
(这是大气中SO2发生的缓慢的环境化学反应)
SO2 + Cl2 + 2H2O = H2SO4 + 2HCl
SO2 + Br2 + 2H2O = H2SO4 + 2HBr
SO2 + I2 + 2H2O = H2SO4 + 2HI
SO2 + NO2 = SO3 + NO
2NO + O2 = 2NO2
NO + NO2 +2NaOH = 2NaNO2 + H2O
(用于制硝酸工业中吸收尾气中的NO和NO2)
2CO + O2 = 2CO2(点燃)
CO + CuO = Cu + CO2(加热)
3CO + Fe2O3 = 2Fe + 3CO2(加热)
CO + H2O = CO2 + H2(催化剂、加热)
⑵ 氧化性
SO3 + 2KI = K2SO3 + I2
NO2 + 2KI + H2O = NO + I2 + 2KOH
(不能用淀粉KI试纸鉴别溴蒸汽和NO2)
4NO2 + H2S = 4NO + SO3 + H2O
2Mg + CO2 = 2MgO + C(CO2不能用于扑灭Mg、Ca、Ba、Na、K等燃烧的火灾)
SiO2 + 2H2 = Si + 2H2O
SiO2 + 2Mg = Si + 2MgO
⑶ 与水的作用
SO2 + H2O = H2SO3
SO3 + H2O = H2SO4
3NO2 + H2O = 2HNO3 + NO
N2O5 + H2O = 2HNO3
P2O5 + H2O(冷) = 2HPO3
P2O5 + 3H2O(热) = 2H3PO4
(P2O5极易吸水，可用做气体的干燥剂)
P2O5 + 3H2SO4(浓) = 2H3PO4 + 3SO3
CO2 + H2O = H2CO3
⑷ 与碱性物质的作用
SO2 + 2NH3 + H2O = (NH4)2SO3
SO2 + (NH4)2SO3 + H2O = 2NH4HSO3
2NH4HSO3 + H2SO4 = (NH4)2SO4 + 2H2O + 2SO2↑(硫酸厂回收SO2的反应，先用氨水吸收SO2，再用硫酸处理，生成的硫酸铵作化肥，SO2循环利用)
SO2 + Ca(OH)2 = CaSO3↓+ H2O
(不能用澄清石灰水鉴别CO2和SO2，可用是否能使品红溶液褪色来鉴别)
SO3 + MgO = MgSO4
SO3 + Ca(OH)2 = CaSO4 + H2O
CO2 + 2NaOH(过量) = Na2CO3 + H2O
CO2(过量) + NaOH = NaHCO3
CO2 + Ca(OH)2(过量) = CaCO3↓+ H2O
2CO2(过量) + Ca(OH)2 = Ca(HCO3)2
CO2 + 2NaAlO2 + 3H2O = 2Al(OH)3↓+ Na2CO3
CO2 + C6H5ONa + H2O = C6H5ONa + NaHCO3
SiO2 + CaO = CaSiO3(高温)
SiO2 + 2NaOH = Na2SiO3 + H2O
(常温下强碱会缓慢的刻蚀玻璃)
SiO2 + Na2CO3 = Na2SiO3 + CO2↑
SiO2 + CaCO3 = CaSiO3 + CO2↑
3-5 金属氧化物
⑴ 低价态的还原性
6FeO + O2 = 2Fe3O4(加热)
FeO + 4HNO3 = Fe(NO3)3 + NO2↑+ 2H2O
⑵ 氧化性
Na2O2 + 2Na = 2Na2O(此反应用于制备Na2O)
MgO和Al2O3几乎没有氧化性，很难被还原为Mg、Al，一般通过点解熔融状态的MgCl2和Al2O3制备Mg和Al。
Fe2O3 + 3H2 = 2Fe + 3H2O(加热，制备还原铁粉)
Fe3O4 + 4H2 = 3Fe + 4H2O(加热)
⑶ 与水的作用
Na2O + H2O = 2NaOH
2Na2O2 + 2H2O = 4NaOH + O2↑(此反应实质分两步：Na2O2 + 2H2O = 2NaOH + H2O2 ；2H2O2 = 2H2O + O2↑)
BaO2 + H2SO4(稀) = BaSO4 + H2O2(制备H2O2)
MgO + H2O = Mg(OH)2(缓慢反应)
⑷ 与酸性物质作用
Na2O + SO3 = Na2SO4
Na2O + CO2 = Na2CO3
Na2O + 2HCl = 2NaCl + H2O
2Na2O2 + 2CO2 = 2Na2CO3 + O2
Na2O2 + H2SO4(冷、稀) = Na2SO4 + H2O2
MgO + SO3 = MgSO4
MgO + H2SO4 = MgSO4 + H2O
Al2O3 + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3H2O
Al2O3 + 2NaOH = 2NaAlO2 + H2O
(Al2O3为两性氧化物)
FeO + 2HCl = FeCl2 + H2O
Fe2O3 + 6HCl = 2FeCl3 + 3H2O
Fe3O4 + 8HCl(浓) = FeCl2 + 2FeCl3 + 4H2O
3-6 含氧酸
⑴ 氧化性
4HCIO3 + 3H2S = 3H2SO4 + 4HCl
HClO3 + HI = HIO3 + HCl
3HClO + HI = HIO3 + 3HCl
HClO + H2SO3 = H2SO4 + HCl
HClO + H2O2 = HCl + H2O + O2↑
(低浓度下，氧化性HClO>HClO2>HClO3>HClO4，但是浓、热的HClO4氧化性很强)
2H2SO4 + C = CO2↑+2SO2↑+ 2H2O(加热)
2H2SO4 + S = 3SO2↑+ 2H2O(加热)
6H2SO4(浓) +2Fe=Fe2(SO4)3 + 3SO2↑+6H2O(加热)
2H2SO4(浓) + Cu = CuSO4 + SO2↑+2H2O(加热)
H2SO4(浓) + 2HBr = SO2 + Br2 + 2H2O(加热)
H2SO4(浓) + 2HBI = SO2 + I2 + 2H2O(加热)
H2SO4(稀) + Fe = FeSO4 + H2↑
2H2SO3 + 2H2S = 3S↓ + 2H2O
4HNO3(浓) + C = CO2↑+ 4NO2↑+ 2H2O(加热)
6HNO3(浓) + S = H2SO4 + 6NO2↑+ 2H2O
5HNO3(浓) + P = H3PO4 + 5NO2↑+ H2O
6HNO3(浓) + Fe = Fe(NO3)3 + 3NO2↑+ 3H2O
4HNO3 + Fe = Fe(NO3)3 + NO↑+ 2H2O
30HNO3 + 8Fe = 8Fe(NO3)3 + 3N2O↑+ 15H2O
36HNO3 + 10Fe = 10Fe(NO3)3 + 3N2↑+ 18H2O
30HNO3 + 8Fe = 8Fe(NO3)3 + 3NH4NO3 + 9H2O
⑵ 还原性
H2SO3 + X2 + H2O = H2SO4 + 2HX
(X2代表Cl2、Br2、I2)
2H2SO3 + O2 = 2H2SO4
H2SO3 + H2O2 = H2SO4 + H2O
5H2SO3+2KMnO4=2MnSO4+K2SO4+2H2SO4+3H2O
H2SO3 + 2FeCl3 + H2O = H2SO4 + 2FeCl2 + 2HCl
⑶ 酸性
H2SO4(浓) + CaF2 = CaSO4 + 2HF↑
H2SO4(浓) + NaCl = NaHSO4 + HCl↑(加热)
H2SO4(浓) + 2NaCl = Na2SO4 + 2HCl↑(强热)
H2SO4(浓) + NaNO3 = NaHSO4 + HNO3↑(微热)
3H2SO4(浓) + Ca3(PO4)2 = 3CaSO4 + 2H3PO4
2H2SO4(浓) + Ca3(PO4)2 = 2CaSO4 + Ca(H2PO4)2
3HNO3 + Ag3PO4 = H3PO4 + 3AgNO3
2HNO3 + CaCO3 = Ca(NO3)2 + H2O + CO2↑
(用HNO3和浓H2SO4不能制备H2S、HI、HBr、SO2等还原性气体)
4H3PO4 + Ca3(PO4)2 = 3Ca(H2PO4)2(重钙)
H3PO4(浓) + NaBr = NaH2PO4 + HBr
H3PO4(浓) + NaI = NaH2PO4 + HI
⑷ 不稳定性
2HClO = 2HCl + O2↑(见光或受热分解)
4HNO3 = 4NO2↑+O2↑+ 2H2O(见光或受热分解)
H4SiO4 = H2SiO3 + H2O
3-7 碱
⑴ 低价态的还原性
4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3
⑵ 与酸性物质的作用
2NaOH + SO2(少量) = Na2SO3 + H2O
NaOH + SO2(足量) = NaHSO3
2NaOH + H2S(少量) = Na2S + 2H2O
NaOH + H2S(足量) = NaHS + H2O
NaOH + NH4Cl = NaCl + NH3↑+ H2O
Mg(OH)2 + 2NH4Cl = MgCl2 + 2NH3↑+ H2O
Al(OH)3 + NH4Cl = 不反应
⑶ 不稳定性
Mg(OH)2 = MgO + H2O
2Al(OH)3 = Al2O3 + 3H2O
2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O
Cu(OH)2 = CuO + H2O
3-8 盐
⑴ 氧化性
2FeCl3 + Fe = 3FeCl2
2FeCl3 + Cu = 2FeCl2 + CuCl2(雕刻线路板)
2FeCl3 + Zn = 2FeCl2 + ZnCl2
Fe2(SO4)3 + 2Ag = FeSO4 + Ag2SO4(较难反应)
Fe(NO3)3 + Ag =
(因为AgNO3可溶于水，所以二者不反应)
2FeCl3 + H2S = 2FeCl2 + 2HCl + S↓
2FeCl3 + 2KI = 2FeCl2 + 2KCl + I2↓
FeCl2 + Mg = Fe + MgCl2
⑵ 还原性
3Na2S+8HNO3(稀)=6NaNO3+2NO↑+3S↓+4H2O
3Na2SO3 + 2HNO3(稀) = 3Na2SO4 + 2NO↑+ H2O
2Na2SO3 + O2 = 2Na2SO4
⑶ 与碱性物质的作用
MgCl2 + 2NH3?H2O = Mg(OH)2↓+ NH4Cl
AlCl3 + 3NH3?H2O = Al(OH)3↓+ 3NH4Cl
FeCl3 + 3NH3?H2O = Fe(OH)3↓+ 3NH4Cl
⑷ 与酸性物质作用
Na3PO4 + HCl = Na2HPO4 + NaCl
Na2HPO4 + HCl = NaH2PO4 + NaCl
NaH2PO4 + HCl = H3PO4 + NaCl
Na2CO3 + HCl= NaHCO3 + NaCl
NaHCO3 + HCl = NaCl + CO2↑+ H2O
3Na2CO3 + 2AlCl3 + 3H2O =
2Al(OH)3↓+ 3CO2↑+ 6NaCl
3Na2CO3 + 2FeCl3 + 3H2O =
2Fe(OH)3↓+ 3CO2↑+ 6NaCl
3NaHCO3 + AlCl3 = Al(OH)3↓+ 3CO2↑
3NaHCO3 + FeCl3 = Fe(OH)3↓+ 3CO2↑
3Na2S + Al2(SO4)3 + 6H2O = 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑
3NaAlO2 + AlCl3 + 6H2O = 4Al(OH)3↓
⑸ 不稳定性
Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + S↓+ SO2↑+ H2O
NH4Cl = NH3 + HCl
NH4HCO3 = NH3↑+ H2O + CO2↑
2KNO3 = 2KNO2 + O2↑
2Cu(NO3)2 = 2CuO + 4NO2↑+ O2↑(加热)
2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2↑(加热)
2KClO3 = 2KCl + 3O2↑(加热)
2NaHCO3 = Na2CO3 + H2O + CO2↑(加热)
Ca(HCO3)2 = CaCO3 + H2O + CO2↑(加热)
CaCO3 = CaO + CO2↑(高温)
MgCO3 = MgO + CO2↑(高温)
2AgX = 2Ag + X2(见光或受热，X为Cl、Br、I)
3-9 其他方程式
Al4C3 + 12H2O = 4Al(OH)3↓+ 3CH4↑
(碳化物、氮化物的水解)
3K2MnO4 + 22CO2 = 2KMnO4 + MnO2↓+ 2K2CO3
2Br2 + 3Na2CO3 + H2O =
2NaHCO3 + 2NaBrO + 2NaBr + CO2↑
Br2 + NaHCO3 = NaBr + HBrO + CO2↑
2FeCl3 + SO2 + H2O = 2FeCl2 + H2SO4 + 2HCl
4KO2 + 2CO2 = 2K2CO3 + 3O2
SOCl2 + H2O = 2HCl + SO2↑
HIO + HCl = ICl + H2O
NH2Cl + H2O = NH3 + HClO
Cu2(OH)2CO3 + 4CH3COOH =
2(CH3COO)2Cu + CO2↑+ 3H2O
3BrF3 + 5H2O = 9HF + HBrO3 + O2↑+ Br2
As2O3 + 6Zn + 12HCl = 2AsH3↑+ 6ZnCl2 + 3H2O
3As2S3 + 28HNO3 + 4H2O =
6H3AsO4 + 9H2SO4 + 28NO↑
P2O5 + 2NaOH = 2NaPO3 + H2O
P2O5 + 6NaOH = 2Na3PO3 + 3H2O
3Na2S + As2S5 = 2Na3AsS4
Na2S + SnS2 = Na2SnS3
(SCN)2 + 2NaOH = NaSCN + NaSCNO + H2O
2HI + PbO = PbI2 + H2O
2NaCl + 2H2O = 2NaOH + H2↑+ Cl2↑(电解)
4 各种常见物质的俗名一览
4-1 常见物质的俗名一览
4-2 通常说的各种“气”的主要成分
⑴ 无机部分
爆鸣气(H2和O2的混合气) 水煤气(CO和H2的混合气) 碳酸气(CO2)
⑵ 有机部分
天然气(又叫沼气、坑气，主要成分是CH4) 液化石油气(以丙烷、丁烷为主)
裂解气(以CH2=CH2为主) 焦炉气(H2、CH4等)
电石气(CH≡CH，常含有H2S、PH3等)
4-3 通常说的各种“水”的主要成分
⑴ 纯净物：重水(D2O)、超重水(T2O)、双氧水(H2O2)、水银(Hg)、水晶(SiO2)
⑵ 混合物
ⅰ 氨水(分子：NH3、H2O、NH3?H2O，离子：NH4+、OH-)
ⅱ 氯水(分子：Cl2、H2O、HClO，离子：H+、Cl-、ClO-)
ⅲ 苏打水(Na2CO3的水溶液)
ⅳ 生理盐水(0.9%的NaCl溶液)
ⅴ 水玻璃(Na2SiO3的水溶液)
ⅵ 水泥(2CaO?SiO2、3CaO?SiO2、3CaO?Al2O3)
ⅶ 卤水(MgCl2、NaCl及少量MgSO4)
ⅷ 王水(由浓硝酸和浓盐酸以1:3体积比配置成的混合物)
5 化学中的“不一定”
(1) 原子核不一定都是由质子和中子组成。
如：氢元素的同位素1H中只有一个质子而没有中子。
(2) 含氧酸的酸酐不一定是非金属氧化物。
如：Mn2O7是HMnO4的酸酐，但是它是金属氧化物。
(3) 非金属氧化物不一定都是酸性氧化物。
如：CO、NO都不能与碱反应，是不成盐氧化物。
(4) 金属氧化物不一定都是碱性氧化物。
如：Mn2O7是酸性氧化物，Al2O3是两性氧化物。
(5) 电离出的阳离子都是氢离子的不一定是酸。
如：苯酚电离出的阳离子都是氢离子，但它属酚类，但不属于酸。
(6) 由同种物质组成的物质不一定是单质。
如：金刚石和石墨是由同种元素组成，但是它们的混合物不是单质，是混合物。
(7) 晶体中含有阳离子不一定含有阴离子。
如：金属晶体含有金属阳离子和自由电子，但是没有阴离子。
(8) 有单质参加或者生成的反应不一定是氧化还原反应。
如：金刚石→石墨，同素异形体间的转化前后都是单质，但是没有化合价变化。
(9) 离子化合物中不一定含有金属离子。
如：NH4NO3是离子化合物，但是不含金属离子。
(10) 与水反应生成酸的氧化物不一定是酸酐；与水反应生成碱的氧化物不一定是碱性氧化物。如：NO2能与水反应生成HNO3，但它不是硝酸的酸酐，硝酸的酸酐是N2O5；Na2O2能与水反应生成NaOH，但它不是碱性氧化物，它属于过氧化物。
(11) pH = 7的溶液不一定是中性溶液。
只有常温时，水的溶度积为1×10-14 ，此时pH = 7的溶液才是中性溶液。
(12) 测定溶液pH值时，试纸用蒸馏水润湿，测定结果不一定准确。
蒸馏水可吸收空气中含有的少量CO2，使测得的pH值偏低。
(13) 分子晶体不一定含有共价键。
如：稀有气体在固态时都是分子晶体，但不含有共价键。
(14) 能使品红溶液褪色的气体，不一定是SO2。
能使品红溶液褪色的气体还可能是Cl2或O3。
(15) 金属阳离子被还原不一定得到金属单质。
如：Fe3+被还原可以得到Fe2+。
(16) 某元素由化合态变为游离态时，不一定被还原。
如：电解水的反应2H2O = 2H2↑+O2↑，氧元素被氧化成氧气。
(17) 强氧化剂与强还原剂不一定能发生反应。
如：浓硫酸是强氧化剂，氢气是常见还原剂，但是二者不发生反应。
(18) 放热反应在常温下不一定很容易发生，吸热反应在常温下不一定不能发生。
如：碳和氧气的反应是放热反应，但是常温下不发生，必须点燃；Ba(OH)2?8H2O与NH4Cl的反应是吸热反应，但在常温下很容易发生。
(19) 含有金属元素的离子不一定是阳离子。
如：AlO2- 中含有金属元素，但它是阴离子。
(20) 最外层电子数大于4个的元素不一定是非金属元素。
如：第IVA、VA、VIA族都有金属元素，它们的最外层电子数大于4。
(21) 不能再酸性溶液中大量共存的离子，在碱性溶液中不一定能大量共存。
如：HCO3-、HS-等离子在酸性溶液和碱性溶液中都不能大量共存。
(22) 组成和结构相似的物质，相对分子量越大，熔沸点不一定越高。
一般情况下该结论是正确的，但因为H2O、HF、NH3等分子间能形成氢键，熔沸点均比同主族元素的氢化物高。
(23) 只有非金属元素组成的晶体不一定属于分子晶体。
如：NH4Cl属于离子晶体。
(24) 只有极性键的分子不一定是极性分子。
如：CCl4含有C-Cl极性键，CO2含有C=O极性键，但它们都是非极性分子。
(25) 铁与强氧化剂反应不一定生成三价铁的化合物。
若铁的量过多，则生成的三价铁会被还原为二价铁，则可以得到二价铁离子。
(26 ) 具有金属光泽而且能导电的单质不一定是金属。
如：石墨和硅都有金属光泽而且能导电，但是它们属于非金属单质。
(27) 失去电子难的原子获得电子能力不一定强。
如：稀有气体原子不容易失去电子，但是同样难以得到电子。
(28) 浓溶液不一定是饱和溶液，饱和溶液不一定是浓溶液。
如：KNO3的溶解度很高，所以其浓溶液也不一定饱和；而某些难溶物质的溶解度很低，就算达到饱和，溶液浓度也不高。
(29) 强电解质的导电能力不一定强。
溶液的导电性的强弱与溶液中自由离子的浓度大小有关，如果强电解质溶液的浓度很小，那么它的导电能力可以很弱。
(30) 弱电解质被稀释时，离子浓度不一定减小。
如：醋酸溶液在稀释时，H+和CH3COO-浓度先逐渐增大而后减小。
(31) 反应平衡向正反应方向移动，反应物的转化率不一定增大。
如：利用加入反应物的方式使反应平衡向正方向移动，反应物的转化率是降低的。
6反应物滴加次序不同，反应现象和历程也不同
6-1 AgNO3和NH3?H2O
AgNO3向NH3?H2O中滴加：开始无白色沉淀，后产生白色沉淀；
NH3?H2O向AgNO3中滴加：开始有白色沉淀，后白色沉淀消失。
6-2 NaOH和AlCl3
NaOH向AlCl3中滴加：开始有白色沉淀，后白色沉淀消失；
AlCl3向NaOH中滴加：开始无白色沉淀，后产生白色沉淀。
6-3 HCl和NaAlO2
HCl向NaAlO2中滴加：开始有白色沉淀，后白色沉淀消失；
NaAlO2向HCl中滴加：开始无白色沉淀，后产生白色沉淀。
6-4 Na2CO3和HCl
Na2CO3向HCl中滴加：开始有气泡，后不产生气泡；
HCl向Na2CO3中滴加：开始无气泡，后产生气泡。
7 物质的溶解性规律
⑴ 含氧酸的溶解性：主要的强酸都可溶，硅酸不溶于水。
⑵ 碱的溶解性：K、Na、Ba的氢氧化物可溶于水，Ca的氢氧化物微溶。
⑶ 盐的溶解性：K+、Na+、NH4+和NO3-的盐都可溶，常用的不溶的盐有
ⅰ 银盐：氯化银(AgCl)、溴化银(AgBr)、碘化银(AgI)；
ⅱ 硫酸盐：硫酸钡(BaSO4)；
ⅲ 碳酸盐：碳酸钙(CaCO3)、碳酸镁(MgCO3)、碳酸钡(BaCO3)。
8 关于晶体的一些规律
8-1 晶体的概念：通过结晶过程形成的具有规则几何外形的固体叫晶体。
8-2 常见的晶体类型
8-3 常见物质晶体类型的判断
⑴ 从组成上判断
ⅰ 看有无金属离子，有金属离子则为离子晶体；
ⅱ 是否是那四种常见的原子晶体；
ⅲ 前两种都不是的一般为分子晶体。
⑵ 从性质上判断
ⅰ 熔沸点和硬度：高——原子晶体，中——离子晶体，低——分子晶体；
ⅱ 熔融状态的导电性：导电——离子晶体；
ⅲ 状态：气态、液态——一般为分子晶体，固态——离子晶体或原子晶体。
8-4 关于晶体熔沸点的规律
⑴ 晶体的熔沸点：原子晶体 > 离子晶体 > 分子晶体；
⑵ 原子晶体和离子晶体：一般原子半径大的晶体熔沸点高；
⑶ 分子晶体：组成和结构相似的物质，一般来说分子量越大，熔沸点越高，含有氢键的物质例外。如：H2O、HF、NH3、Ch3CH2OH，分子间可形成氢键，熔沸点较高。
9 有关离子反应的问题
9-1 离子方程式
用实际参加反应的离子符号来表示反应的式子。它不仅表示一个具体的化学反应，而且表示同一类型的离子反应。书写离子方程式的方法为：
ⅰ 写：写出反应的具体的化学方程式；
ⅱ 拆：把易溶于水、易电离的物质拆成离子形式；
ⅲ 删：将不参加反应的离子从方程式两端消去；
ⅳ 查：查方程式两端原子个数和电荷数是否相等。
9-2 离子共存问题
所谓离子在同一溶液中大量共存，就是指离子之间不发生任何反应，若离子之间能发生反应，则不能大量共存。
ⅰ 结合生成难溶物质的的离子不能大量共存：如Ba2+和SO42-，Ag+和Cl-，CO32-和Ca2+
ⅱ 结合生成气体或易挥发物质的离子不能大量共存：如H+和CO32-，NH4+和OH-
ⅲ 结合生成难电离物质（如水）的离子不能大量共存：如H+ 和OH-
ⅳ 发生氧化还原反应和水解反应的离子不能大量共存。
ⅴ 发生络合反应的离子不能大量共存：如：Fe3+与F-、CN-、SCN-等
ⅵ 无色溶液中，有色离子不能存在：如Fe2+、Fe3+、Cu2+、MnO4-等
ⅶ 酸性溶液中，与H+不能共存的离子不能存在：如CO32-、SO32-、OH- 等
ⅷ 碱性溶液中，与OH-不能共存的离子不能存在：如NH4+、Cu2+、H+等
9-3 离子方程式书写正误的判断
ⅰ 看反应是否符合事实：主要看反应能否进行或反应产物是否正确；
ⅱ 看能否写成离子形式：纯固体之间的反应不能写成离子方程式；
ⅲ 看化学用语是否正确：化学式、离子符号、气体、沉淀符号、等号等的书写是否属实；
ⅳ 看离子配比是否正确；
ⅴ 看两遍原子个数和电荷数是否相等；
ⅵ 看与量有关的反应表达式是否正确（过量和不足量）。
10 关于氧化还原反应
10-1氧化还原反应中各概念的关系
氧化剂——被还原——化合价降低——得到电子——发生还原反应——物质具有氧化性
还原剂——被氧化——化合价升高——失去电子——发生氧化反应——物质具有还原性
10-2 常见的重要氧化剂和还原剂
10-3 反应条件对氧化还原反应的影响
⑴ 反应物浓度对反应产物的影响
ⅰ 6HNO3(浓) + Fe = Fe(NO3)3 + 3NO2↑+ 3H2O
4HNO3 + Fe = Fe(NO3)3 + NO↑+ 2H2O
30HNO3 + 8Fe = 8Fe(NO3)3 + 3N2O↑+ 15H2O
36HNO3 + 10Fe = 10Fe(NO3)3 + 3N2↑+ 18H2O
30HNO3 + 8Fe = 8Fe(NO3)3 + 3NH4NO3 + 9H2O
ⅱ 8HNO3(稀) + 3Cu = 2NO↑+2Cu(NO3)2 + 4H2O
4HNO3(浓) + Cu = 2NO2↑+Cu(NO3)2 + 2H2O
ⅲ 3S + 4HNO3(稀) = 3SO2↑+ 4NO↑+ 2H2O
S + 6HNO3(浓) = H2SO4 + 6NO2↑+ 2H2O
ⅳ Cu + H2SO4(稀) = 不反应
Cu + 2H2SO4(浓) = CuSO4 + SO2↑+ 2H2O
⑵ 温度对反应产物的影响
Cl2 + 2NaOH(冷) = NaCl + NaClO + H2O
3Cl2 + 6NaOH(高温) = 5NaCl + NaClO3 + 3H2O
⑶ 溶液的酸碱性
ⅰ S2-与SO32-，Cl-和ClO3-在酸性条件下发生反应，但是在碱性条件下可大量共存
2S2- + SO32- + 6H+ = 3S↓+ 3H2O 5Cl- + ClO3- + 6H+ = 3Cl2↑+ 3H2O
ⅱ Fe2+和NO3-在中性条件下可以共存，但在碱性条件下，Fe2+无法存在，酸性条件下二者发生氧化还原反应。 3Fe2+ + NO3- + 4H+ = 3Fe3+ + NO↑+ 2H2O
⑷ 反应物量的不同，生成物也可能不同
ⅰ 2P + 3Cl2(不足) = 2PCl3 2P + 5Cl2(过量) = 2PCl5
ⅱ 2H2S + O2(不足) = 2H2O + 2S↓ 2H2S + 3O2(过量) = 2H2O + 2SO2
ⅲ Ca(OH)2 + CO2(不足) = CaCO3↓+ H2O Ca(OH)2 + 2CO2(过量) = Ca(HCO3)2
ⅳ 2C + O2(不足) = 2CO C + O2(过量) = CO2
ⅴ AlCl3+3NaOH(不足)=Al(OH)3↓+3NaCl AlCl3+4NaOH(过量)=NaAlO2+3NaCl+2H2O
ⅵ NaAlO2 + HCl(不足) +H2O = NaCl + Al(OH)3↓
NaAlO2 + 4HCl(过量) = NaCl + AlCl3 + 2H2O
ⅶ Fe(不足) + 6HNO3(热、浓) = Fe(NO3)2 + 3NO2↑+ 3H2O
Fe(过量) + 4HNO3(热、浓) = Fe(NO3)2 + 2NO2↑+ 2H2O
ⅷ 6FeBr2 + 3Cl2(不足) = 4FeBr3 + 2FeCl3 2FeBr2 + 3Cl2(过量) = 2Br2 + 2FeCl3
⑸ 反应条件不同，生成物也可能不同
ⅰ 4Na + O2 = 2Na2O(缓慢氧化) 2Na + O2 = Na2O2(点燃)
ⅱ C2H5OH → CH2=CH2↑+ H2O(浓硫酸催化，170℃)
C2H5-OH + HO-C2H5 → C2H5-O-C2H5 + H2O(浓硫酸催化，140℃)
ⅲ C6H6(苯) + Cl2 → C6H5-Cl + HCl(Fe做催化剂，发生取代反应)
C6H6(苯) + 3Cl3 → C6H6Cl6(六氯环己烷)(光照条件下，发生加成反应)
ⅳ C2H5Cl + NaOH → C2H5OH + NaCl(水中反应，为取代反应)
C2H5Cl + NaOH → CH2=CH2↑+ NaCl + H2O(醇中反应，为消去反应)
10-4 氧化还原反应方程式的配平
ⅰ 标：标出化合价有变的元素反应前后的化合价；
ⅱ 列：列出反应前后化合价的变化；
ⅲ 找：找出化合价升降的最小公倍数，使化合价升降总数相等；
ⅳ 定：定出氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物的系数；
ⅴ 平：用观察法配平其他物质的系数；
ⅵ 查：检查反应式两端原子数和电荷数是否守恒。
11 具有漂白作用的物质
12 硫酸和硝酸
12-1 硫酸的“五性”
⑴ 酸性：硫酸可电离出氢离子，显示酸性。
⑵ 强氧化性：浓硫酸可氧化具有还原性的物质。
⑶ 吸水性：浓硫酸可作为吸水剂，作为某些气体的干燥剂。
⑷ 脱水剂：浓硫酸可以脱出有机物的水分子。
⑸ 难挥发性：可以制备某些挥发性的酸。
12-2 硝酸的“四性”
⑴ 酸性：硝酸可电离出氢离子，显示酸性。
⑵ 强氧化性：浓和稀的硝酸都可氧化具有还原性的物质。
⑶ 不稳定性：硝酸不稳定，遇热或者久置易分解。
⑷ 挥发性：硝酸具有很强的挥发性，挥发出HNO3气体。
13常用酸碱指示剂的变色范围
14 盐类的水解
14-1 盐的水解的规律
盐类的水解，是指弱酸或者弱碱盐的水解，其规律是：谁弱谁水解，谁强显谁性，两强不水解，两弱双水解，越弱越水解。
14-2 需要考虑盐的水解的情况
⑴ 分析和判断盐溶液的酸碱性时要考虑水解。
⑵ 确定盐溶液中离子的种类和浓度时要考虑盐的水解。
⑶ 配置某些弱酸或弱碱盐的溶液时要考虑盐的水解，要将溶质溶解在对应的酸或碱中。
⑷ 制备某些盐的时候要考虑盐的水解。Al2S3、MgS、Mg3N2等物质极易与水作用，它们在溶液中不能稳定存在，所以制取这些物质时，不能用复分解反应在溶液中制取，只能用干法制备。
⑸ 某些活泼金属与强酸弱碱盐溶液反应时要考虑水解，先水解，后反应，反应促进水解。
如Mg与AlCl3溶液反应：3Mg + 2AlCl3 + 6H2O = 3MgCl2 + 2Al(OH)3↓+ 3H2↑
⑹ 判断中和滴定终点时溶液的酸碱性，选择指示剂以及滴定终点酸或碱过量的判断等问题时，应考虑盐的水解。指示剂选择的总原则是，所选指示剂的的变色范围应该与滴定后所得盐溶液的pH值范围相一致，即强酸与弱碱互相滴定时应选择甲基橙，弱酸与强碱互相滴定时要选择酚酞。
⑺ 制备氢氧化铁胶体时要考虑水解。FeCl3 + 3H2O = Fe(OH)3(胶体) + 3HCl
⑻ 分析盐与盐反应时，要考虑水解，两种盐溶液反应时应分三个步骤分析：
ⅰ 能否发生氧化还原反应；
ⅱ 能否发生双水解互促反应；
ⅲ 以上两反应均不发生，则考虑能否发生复分解反应。
⑼ 加热蒸发和浓缩盐溶液时，对最后残留物的的判断应考虑盐的水解：
ⅰ 加热浓缩不水解的盐溶液时一般得原物质。
ⅱ 加热浓缩强碱弱酸盐时，一般得到原物质。
ⅲ 加热强酸弱碱盐时，最后得到原物质和碱。如加热浓缩FeCl3，得到FeCl3和Fe(OH)3
ⅳ 加热蒸干弱酸弱碱的氨盐时，最后得不到固体。
ⅴ 加热蒸干强碱弱酸酸式盐时，最后得到正盐。
ⅵ 加热蒸干Mg(HCO3)2、MgCO3时，得到的是Mg(OH)2。