ⅰ．基本概念與基礎理論：
一、阿伏加德羅定律
1．內容：在同溫同壓下，同體積的氣體含有相同的分子數。即「三同」定「一同」。
2．推論
（1）同溫同壓下，v1/v2=n1/n22）同溫同體積時，p1/p2=n1/n2=n1/n2
（3）同溫同壓等質量時，v1/v2=m2/m1 （4）同溫同壓同體積時，m1/m2=ρ1/ρ2
注意：①阿伏加德羅定律也適用於相互不反應的混合氣體。②使用氣態方程pv=nrt有助於理解上述推論。
3．阿伏加德羅常數這類題的解法：
①狀況條件：考查氣體時經常給非標準狀況如常溫常壓下（1.01×105pa、25℃）。
②物質狀態：考查氣體摩爾體積時，常用在標準狀況下非氣態的物質來迷惑考生，如h2o、so3、已烷、辛烷、chcl3等。
③物質結構和晶體結構：考查一定物質的量的物質中含有多少微粒（分子、原子、電子、質子、中子等）時常涉及希有氣體he、ne等為單原子組成和膠體粒子，cl2、n2、o2、h2為雙原子分子等。晶體結構：
p4、金剛石、石墨、二氧化矽等結構。
二、離子共存
1．由於發生復分解反應，離子不能大量共存。
（1）有氣體產生。如co32－、hco3－、so32－、hso3－、s2－、hs－等易揮發的弱酸的酸根離子與h＋不能大量共存。
（2）有沉澱生成。如ba2＋、ca2＋、mg2＋、ag＋等不能與so42－、co32－等大量共存；mg2＋、fe2＋、ag＋、al3＋、zn2＋、cu2＋、fe3＋等不能與oh－大量共存；pb2＋與cl－，fe2＋與s2－、ca2＋與po43－、ag＋與i－不能大量共存。
（3）有弱電解質生成。例如oh—、ch3coo—、po43—、hpo42—、h2po4—、clo—、alo2—、sio32—、**—、f－、c17h35coo－、c6h5o－等與h＋不能大量共存；酸式弱酸根如hco3－、hpo42－、hs－、h2po4－、hso3－不能與oh－大量共存；nh4＋與oh－不能大量共存。
（4）一些容易發生水解的離子，在溶液中的存在是有條件的。如[al(oh)4]－、s2－、co32－、c6h5o－等必須在鹼性較強的條件下才能在溶液中大量存在； fe3＋、al3＋等必須在酸性條件下才能在溶液中大量存在。這兩類離子不能同時存在在同一溶液中，即離子間能發生「雙水解」反應，如3s2－＋2al3＋＋6h2o＝2al(oh)3↓＋3h2s↑等。
2．由於發生氧化還原反應，離子不能大量共存。
（1）具有較強還原性的離子不能與具有較強氧化性的離子大量共存。如s2－、hs－、so32－、hso3－、i—和fe3＋、clo－不能大量共存。
（2）在酸性或鹼性的介質中由於發生氧化還原反應而不能大量共存。 如cr2o72－、no3－、mno4－在酸性時與s2－、hs－、so32－、hso3－、i－、fe2＋等不能大量共存；so32－和s2－在鹼性條件下可以共存，但在酸性條件下則由於發生2s2－＋so32－＋6h＋＝3s↓＋3h2o反應不能共存。
3．能水解的陽離子跟能水解的陰離子在水溶液中不能大量共存（雙水解）。
例：al3＋和hco3－、co32－、hs－、s2－、alo2－、clo－、sio32－等；fe3＋與co32－、hco3－、alo2－、clo－、sio32－等不能大量共存。
4．溶液中能發生絡合反應的離子不能大量共存。 如fe3＋與s**－、c6h5o－不能大量共存。
5．審題時應注意題中給出的附加條件。
① 酸性溶液（h＋）、鹼性溶液（oh－）、能在加入鋁粉後放出可燃氣體的溶液、由水電離出的h＋或oh－＝1×10－10mol/l的溶液等。
② 有色離子mno4－、fe3＋、fe2＋、cu2＋、fe(s**)2＋。
③ mno4－、no3－等在酸性條件下具有強氧化性，clo－無論在酸性還是在鹼性條件下都具有強氧化性，能將s2－、i－、fe2＋、so32－等氧化。
④ s2o32－在酸性條件下發生氧化還原反應：s2o32－＋2h＋＝s↓＋so2↑＋h2o
⑤ 注意題目要求「大量共存」還是「不能大量共存」，是「一定大量共存」還是「可能大量共存」。
6．審題時還應特別注意以下幾點：
（1）注意溶液的酸性對離子間發生氧化還原反應的影響。如：fe2＋與no3－能共存，但在強酸性條件下（即fe2＋、no3－、h＋相遇）不能共存；mno4－與cl－在強酸性條件下也不能共存。
（2）酸式鹽的含氫弱酸根離子不能與強鹼（oh－）、強酸（h＋）共存。
如 hco3－＋oh－＝co32－＋h2o；hco3－＋h＋＝co2↑＋h2o
三、離子方程式書寫的基本規律要求
（1）合事實：離子反應要符合客觀事實，不可臆造產物及反應。
（2）式正確：化學式與離子符號使用正確合理。
（3）號實際等符號符合實際。
（4）兩守恆：兩邊原子數、電荷數必須守恆（氧化還原反應離子方程式中氧化劑得電子總數與還原劑失電子總數也要相等）。
（5）明型別：分清型別，注意少量、過量等。
（6）檢查細：結合書寫離子方程式過程中易出現的錯誤，細心檢查。
四、氧化性、還原性強弱的判斷
（1）根據元素的化合價
物質中元素具有最**，該元素只有氧化性；物質中元素具有最低價，該元素只有還原性；物質中元素具有中間價，該元素既有氧化性又有還原性。對於同一種元素，價態越高，其氧化性就越強；價態越低，其還原性就越強。
（2）根據氧化還原反應方程式
在同一氧化還原反應中，氧化性：氧化劑＞氧化產物 ；還原性：還原劑＞還原產物
氧化劑的氧化性越強，則其對應的還原產物的還原性就越弱；還原劑的還原性越強，則其對應的氧化產物的氧化性就越弱。
（3）根據反應的難易程度
一般乙個氧化還原反應越容易進行，說明該反應中氧化劑的氧化性或還原劑的還原性越強。
注意：① 氧化還原性的強弱只與該原子得失電子的難易程度有關，而與得失電子數目的多少無關。得電子能力越強，其氧化性就越強；失電子能力越強，其還原性就越強。
② 同一元素相鄰價態間不發生氧化還原反應。
常見氧化劑：
① 活潑的非金屬，如cl2、br2、o2 等；
② 元素（如mn等）處於高化合價的氧化物，如mno2、kmno4等
③ 元素（如s、n等）處於高化合價時的含氧酸，如濃h2so4、hno3等
④ 元素（如mn、cl、fe等）處於高化合價時的鹽，如kmno4、kclo3、fecl3、k2cr2o7
⑤ 過氧化物，如na2o2、h2o2等。
常見還原劑
① 活潑的金屬，如na、al、zn、fe 等；
② 元素（如c、s等）處於低化合價的氧化物，如co、so2等
③ 元素（如cl、s等）處於低化合價時的酸，如濃hcl、h2s等
④ 元素（如s、fe等）處於低化合價時的鹽，如na2so3、feso4等
⑤ 某些非金屬單質，如h2 、c、si等。
五、元素氧化性，還原性變化規律表
（1）常見金屬活動性順序表（聯絡放電順序）
k，ca，na，mg，al，zn，fe，sn，pb，(h)，cu，hg，ag，pt，au
（還原能力——失電子能力減弱）
k＋，ca2＋，na＋，mg2＋，al3＋，zn2＋，fe2＋，sn2＋，pb2＋，(h＋)，cu2＋，fe3＋，hg2＋，ag＋
（氧化能力——得電子能力增強）
（1）非金屬活動順序表
f o cl br i s（氧化能力減弱）
f－ cl－ br－ i－ s2－（還原能力增強）
比較金屬性強弱的依據
金屬性： 金屬氣態原子失去電子能力的性質；
金屬活動性： 水溶液中，金屬原子失去電子能力的性質。
注意：金屬性與金屬活動性並非同一概念，兩者有時表現為不一致。
1．同週期中，從左向右，隨著核電荷數的增加，金屬性減弱；
同主族中，由上到下，隨著核電荷數的增加，金屬性增強；
2．依據最**氧化物的水化物鹼性的強弱；鹼性愈強，其元素的金屬性也愈強；
3．依據金屬活動性順序表（極少數例外）；
4．常溫下與酸反應的劇烈程度5．常溫下與水反應的劇烈程度；
6．與鹽溶液之間的置換反應7．高溫下與金屬氧化物間的置換反應。
8．依據原電池中的電極名稱。做負極材料的金屬性強於做正極材料的金屬性。
9．依據電解池中陽離子的放電（得電子，氧化性）順序。優先放電的陽離子，其元素的金屬性弱。
比較非金屬性強弱的依據
1．同週期中，從左到右，隨核電荷數的增加，非金屬性增強；
同主族中，由上到下，隨核電荷數的增加，非金屬性減弱；
2．依據最**氧化物的水化物酸性的強弱：酸性愈強，其元素的非金屬性也愈強；
3．依據其氣態氫化物的穩定性：穩定性愈強，非金屬性愈強；
4．與氫氣化合的難易程度5．與鹽溶液之間的置換反應；
6．電解時，在陽極先產生的是非金屬性弱的單質；
7．將金屬氧化成**的是非金屬性強的單質，氧化成低價的是非金屬性弱的單質。例：2cu＋scu2s cu＋cl2cucl2 所以cl的非金屬性強於s。
六、「10電子」、「18電子」的微粒小結
(一)「10電子」的微粒：
(二)「18電子」的微粒
注意：其它諸如c2h6、n2h5＋、n2h62＋等亦為18電子的微粒。
七、微粒半徑的比較：
1．判斷的依據（一層二核三電子）
電子層數： 相同條件下，電子層越多，半徑越大。
核電荷數： 電子層數相同時，核電荷數越多，半徑越小。
最外層電子數： 電子層數和核電荷數均相同時，最外層電子數越多，半徑越大。
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