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高考化學必記的規律與結論
必記的 35 條規律和結論
【化學基本概念版塊】
一、常用化學定理
化學定理 表述
（1）化學反應前后元素種類、原子個數、原子質
量都保持不變；
質量守恒定理
（2）反應前后催化劑質量不變；
（3）溶液稀釋前后溶質的質量不變。
在一切元素、化學變化前后，物質中各元素的物質
元素守恒定理 的量始終保持恒定。在復制的化學反應中可利用元
素守恒解題。
在氧化還原反應（包括電池反應和電解反應）中，
電子守恒定理 氧化劑得到的電子總數等于還原劑失去的電子總
數。
（1）任何電解質溶液中，陽離子所帶正電荷總數
等于陰離子所帶負電荷總數；
電荷守恒定理 （2）離子化合物中，陽離子所帶正電荷總數等于
陰離子所帶負電荷總數；
（3）在化合物中，元素正負化合價為零
同溫同壓同體積的任何氣體都含有相同數目的分
阿伏伽德羅
子。推論：
定理
（1）同溫同壓下,氣體分子數與其體積成正比；
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高考化學必記的規律與結論
（2）同溫同體積的氣體，壓強與分子數成正比；
（3）同壓同分子數的氣體，體積與溫度成正比；
（4）同溫同分子數的氣體，壓強與體積成反比；
（5）同溫同壓下，氣體密度與摩爾質量成正比；
（6）同溫同壓同體積的氣體，質量與摩爾質量成
正比；
（7）同溫同壓下，等質量的氣體相對分子質量與
體積成反比。
在任何溶液中，各種粒子濃度之間的關系滿足起始
投入物質中相關原子之間的定比關系。如等物質的
物料守恒定理
量濃度的HX 溶液與NaX 溶液等體積混合，必有如下
關系： c(HX ) c(X ) 2c(Na )
二、物質氧化性、還原性強弱的判斷規律
1． 在同一氧化還原反應中，氧化性：氧化劑氧化劑>氧化產物;還原性>還
原產物。
如：5Fe2 MnO 4 8H
5Fe3 Mn2 4H 2O
還原性：Fe2 Mn2 ；氧化性：MnO 4 Fe
3 。
2． 有金屬活動性順序判斷
在金屬活動性順序中，排在前面的金屬單質的還原性大于排在后面的金屬
單質的還原性；后面金屬離子的氧化性強于前面金屬你的氧化性（Fe3 除
外）。
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如：Fe3 Cu 2 H Fe2 Zn 2 Al 3 Mg 2
3． 根據金屬在元素周期表中的相對位置判斷
單質：同周期元素，從左至右氧化性逐漸增強，還原性逐漸減弱；同主族，
從上至下，氧化性逐漸減弱，還原性逐漸增強。
如：氧化性：N 2 O2 F2，F2 Cl2 Br2 I 2；
還原性：Na Mg Al，Li Na Rb Cs。
氣態氫化物：同一周期從左至元素的氣態氫化物的還原性逐漸減弱；同
一主族從上至下元素氣態氫化物的還原性逐漸增強。
4． 根據反應條件難易判斷
氧化還原反應越容易進行（反應條件越低），則氧化劑的氧化性和還原劑
的還原性越強。
如：二氧化錳與濃鹽酸在就熱條件下產生氯氣，而高錳酸鉀與濃硫酸在常
溫下反應生成氯氣，所以高錳酸鉀的氧化性強于二氧化錳的氧化性。
5． 根據電解反應判斷
原電池負極金屬的還原性一般比正極金屬的強，電解池中陰極優先析出的
金屬氧化性強。
6． 根據濃度、酸堿性判斷
同一氧化劑，濃度越大氧化性越強。
如：濃硝酸的氧化性強于稀硝酸；酸性條件下氧化劑的氧化性強于中性、
堿性條件下的氧化劑。
7． 根據同一物質反應物的價態判斷
同一還原劑與不同的氧化劑反應，氧化產物中元素化合價越高氧化劑氧化
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高考化學必記的規律與結論
性越強。
如：鐵分別于氯氣和硫反應。
三、化學反應是否發生的判斷規律
1． 強氧化劑與強還原劑相遇時，一般都會發生氧化還原反應。
如濃硫酸與金屬、硫化物、氫碘酸、氫溴酸、亞鐵鹽反應；氯氣與亞鐵鹽
反應、硫化氫亞硫酸反應；氧氣與金屬、硫化氫、氫碘酸、亞鐵鹽反應等。
2． 同種元素的不同價態相遇時，若無中間價態，不會發生反應，若發生
反應，則生成物中該元素的價態必介于反應物中兩種元素的價態之間（歸
中原理）。
如：硫酸與二氧化硫不反應，硫化氫與二氧化硫反應生成硫單質，次氯酸
鹽與濃鹽酸反應生成氯氣。
3． 較活潑的非金屬單質、一些中間價態的化合物與水和堿溶液反應能發
生自身的氧化還原反應。

如：Cl2 H 2O HClO HCl 3NaClO 2NaCl NaClO3
四、化學反應順序判斷規律
1． 同一還原劑與多種氧化劑反應，氧化劑的氧化性越強，反應越容易發
生。
如：在含等濃度的 Ag 、Cu 2 、Fe2 、Zn 2 的容易中，加入足量的鎂后析出金屬
的順序為： Ag Cu Fe Zn。
2． 同一氧化劑與多種還原劑反應，還原劑的還原性越強，越優先反應。
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如：含等物質的量的 I 、Br 、Fe2 溶液中，通入足量的氯氣后發生反應的順
序為
I Fe2 Br 。
3． 同種堿與多種陽離子反應，產物越難電離，越容易發生反應。
如：在等物質的量濃度的H 、Al 3 、NH 4 溶液中滴加氫氧化鈉發生反應的順
序為
H Al 3 NH 4 。
4． 同種酸雨多種陰離子反應，產物越難電離，越容易發生反應。
如：在含等物質的量濃度的OH 、CO 2 、HCO 3 3 溶液中滴加鹽酸，反應順序為
OH CO 2 3 HCO

3
五、常見的無機反應規律
1． 金屬與酸反應規律
①．根據金屬活動性順序表，排在氫前面的金屬可以與非氧化性酸發生置
換反應制得氫氣。
②．金屬與氧化性酸（濃硫酸、硝酸）發生氧化還原反應，不生成氫氣。
2． 金屬與鹽反應規律
按照金屬活動性順序表，排在前面的金屬能將后面的金屬從它的鹽溶液中
置換出來。但是某些活潑金屬如鈉、鉀等于鹽溶液反應時首先與水反應生
成堿，生成的見再與鹽反應。
3． 鹽與酸反應生成新鹽和新酸
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①．復分解反應：溶液中強酸制弱酸規律（如 2HCl Na2SiO3 H 2SiO3 2NaCl ）：

高沸點酸制低沸點酸（如H 2SO4 2NaCl Na2SO4 2HCl ）：特殊型：弱酸生成
強酸（H 2S CuSO4 CuS H 2SO4）。
②氧化還原反應：如NaClO H 2SO3 NaCl H 2SO4 。
4． 酸式鹽反應規律
①．酸式鹽與堿發生復分解反應時要根據量判斷產物
如Ca(HCO3 )2 NaOH (少量） CaCO3 NaHCO3 H 2O
Ca(HCO3 )2 (少量） 2NaOH CaCO3 Na2CO3 2H 2O
②．氧化還原反應
如 2H 2O 2NaHSO3 4FeCl3 Na2SO4 H 2SO4 4FeCl2 4HCl
③．強酸的酸式鹽與弱酸的酸式鹽反應
如NaHCO3 NaHSO4 Na2SO4 CO2 H 2O
NaHSO3 NaHSO4 Na2SO4 SO2 H 2O
【化學基本理論版塊】
六、簡單粒子半徑大小比較規律
簡單粒子：一種元素的陽離子、陰離子、原子等
1． 若電子層數相同，則質子數越多，半徑越小。如同周期從左至右把劍
逐漸減小。
2． 若電子數相同，則質子數越多，半徑越小。如 r(Na ) r(Mg 2 ) r(Al 3 )。
3． 若質子數，則電子數越多，半徑越大。如 r(Fe) r(Fe2 ) r(Fe3 )。
4． 若最外層電子數相同，則電子層數越多，半徑越大。如同主族元素的
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高考化學必記的規律與結論
原子或對應同價態的離子，隨核電荷數增加，粒子半徑逐漸增大。
注明：最外層電子數不同的原子，電子層數越多原子半徑不一定越大。如鋰
原子半徑為 0.152nm，而鋁原子的 半徑為 0.143nm。比較粒子半徑大小時，
先找相同點，再用規律進行判斷。
七、常見等電子體規律
核外電子
分子 陽離子 陰離子
數/粒子
2 H 2、He Li 、Be2 H
Na 、Mg 2 、Al 3 、 N 3 、O 2 、OH 、
Ne、HF、H O、
10 2 NH

4、H

3O NH 2
NH 3、CH 4
Ar、HCl、H 2S、PH 3、
18 SiH 4、F2、H 2O2、C2 H 6 K 、Ca 2 Cl 、S 2 、HS
CH 3OH、N 2 H 4、CH 3F
核外電子
總數及質 Na 、NH 與H O ，F 、OH 與HN ，Cl -、與HS 4 3 2 ，
N 2、CO、與C子總數均 2
H 2等
相等粒子
八、元素的金屬性和非金屬性強弱的判斷依據
1． 金屬性強弱的標志：①與水和酸反應置換出氫氣的難易；②最高價氧
化物對應的水化物堿性的強弱；③對應離子的氧化性強弱（鐵離子除外）；
④置換反應；⑤原電池反應的正、負極。
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高考化學必記的規律與結論
2． 非金屬強弱的標志：①與氫氣化合的難易及其氫化物的穩定性；②最
高價氧化物對應水化物的酸性的強弱；③置換反應；④簡單陰離子的還原
性強弱。
九、晶體類型的判斷方法
1． 根據構成晶體粒子和粒子之間的作用力類型判斷
分子通過分子間作用力形成的晶體屬于分子晶體；由原子通過共價鍵形成
的空間網狀結構的晶體屬于原子晶體；由陰、陽離子通過離子鍵形成的晶
體屬于離子晶體；由金屬陽離子和自由電子通過它們之間的較強作用形成
的今天屬于金屬晶體。
2． 根據晶體的特征性質判斷
低熔沸點的化合物或常溫下呈氣態或液態的物質為分子晶體；熔沸點較高
且在水溶液中或熔融狀態下能導電的化合物是離子晶體；熔沸點很高、不
導電、不溶于一般溶劑的物質是原子晶體；能導電、導熱、具有延展性的
晶體是金屬晶體。
3． 根據物質的分類判斷
金屬氧化物、強堿和絕大多數鹽類屬于離子晶體。大多數非金屬單質（除
金剛石、石墨、晶體硅、晶體硼外）、氣態氫化物、非金屬氧化物（二氧
化硅除外）、酸、絕大多數有機物（除有機鹽）是分子晶體。常見原子晶
體的單質有金剛石、晶體硅、晶體硼等。常見的原子晶體化合物有碳化硅、
二氧化硅等。金屬單質（汞在常溫下呈有液態）與合金是金屬晶體。
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高考化學必記的規律與結論
十、晶體熔沸點高低比較規律
1． 晶體熔化，之破壞分子間作用力和氫鍵。
2． 判斷晶體熔點高低的方法：先判斷晶體類型。一般說，原子晶體熔點
最高，販子晶體熔點最低，金屬晶體、離子晶體介于二者之間；同類晶體，
比較構成晶體的粒子間作用力，作用力越強，熔點越高。例如:離子晶體
中陰、陽離子所帶電荷數越多、半徑越小，離子鍵越強，熔點越高；對于
原子晶體，空間構型相似，原子半徑越小，共價鍵越強，熔點越高；對于
分子晶體，構型相似，相對分子質量越大，熔點越高；含有分子間氫鍵的
物質，其熔沸點反常。有機物晶體：①高級脂肪酸的不飽和度越大，熔沸
點越低。如硬脂酸（C17H35COOH）高于油酸（C17H33COOH）；②烴、鹵代
烴、醇、羧酸等有機物的同系物一般隨著分子的碳原子數增加，熔沸點升
高；③同分異構體：；鏈烴及其有衍生物的同分異構體一般隨著支鏈越多，
熔沸點降低。如：正戊烷>異戊烷>新戊烷。
十一、晶胞中實際具有粒子數的計算規則
1． 處于晶胞頂點上的粒子，同時被 8 個晶胞所共有，每個粒子只有 1/8
屬于該晶胞；
2． 處于晶包棱上的粒子，同時被 4 個晶胞所共有，每個粒子只有 1/4 屬
于該晶胞；
3． 處于晶包面上的粒子，同時被 2 個晶胞所共有，每個粒子只有 1/2 屬
于該晶胞；
4． 處于晶包內部的粒子，完全屬于該晶胞。
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十二、極性鍵、非極性鍵與極性分子、非極性分子
1． 共價鍵的極性和非極性是由形成共價鍵的元素性質決定的，相同元素
之間形成非極性鍵，不同元素之間形成極性鍵；分子極性不僅與共價鍵類
型有關，而且還與分子空間構型有關。掌握三類典型極性鍵形成鍵形成的
非極性分子：
AB2直線形 CO2、CS2等
AB3平面正三角形 BF3、BCl3、BBr3等
AB4正四面體形 CH 4、CCl4、SiH 4、SiCl4等
2． 另外還要熟悉三角錐形分子 NH 3、PH 3、PCl3、NF3等；V 或角形分子
H 2O、H 2S 等。
十三、可逆反應達到平衡的標志
1． 直接標志：①同一物質正反應速率與你反應速率相等；②各組分的物
質的量、濃度或質量不隨時間變化；③各組分的含量（質量分數或體積分
數）不隨時間變化。
2． 間接標志：恒溫恒壓下總體積不變或恒溫恒壓下中壓強不變（對于有
體積變化的反應）。混合氣體平均相對分子質量、密度要結合實際情況判
斷。
十四、等效平衡原理
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高考化學必記的規律與結論
1． 原理：在一定條件（恒溫恒容或恒溫恒壓）下，對同一可逆反應體系，
起始時，加入物質的物質的量不同，而達到平衡是。同物質的百分含量相
同。這樣的平衡稱為等效平衡。
2． 分類：①對于恒溫恒容條件下反應前后氣體分子數不相等的可逆反應：
如果按照化學方程式的計量關系轉化為化學方程式同一邊的物質，其物質
的量與對于組分②
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