化学常识题高中

1. 高中化学知识点归纳

高考化学知识点归纳Ⅰ、基本概念与基础理论：一、阿伏加德罗定律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，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。3、阿伏加德罗常这类题的解法：①状况条件：考查气体时经常给非标准状况如常温常压下，1.01*105Pa、25℃时等。

②物质状态：考查气体摩尔体积时，常用在标准状况下非气态的物质来迷惑考生，如H2O、SO3、已烷、辛烷、CHCl3等。③物质结构和晶体结构：考查一定物质的量的物质中含有多少微粒（分子、原子、电子、质子、中子等）时常涉及希有气体He、Ne等为单原子组成和胶体粒子，Cl2、N2、O2、H2为双原子分子等。

晶体结构：P4、金刚石、石墨、二氧化硅等结构。二、离子共存1.由于发生复分解反应，离子不能大量共存。

（1）有气体产生。如CO32-、SO32-、S2-、HCO3-、HSO3-、HS-等易挥发的弱酸的酸根与H+不能大量共存。

（2）有沉淀生成。如Ba2+、Ca2+、Mg2+、Ag+等不能与SO42-、CO32-等大量共存；Mg2+、Fe2+、Ag+、Al3+、Zn2+、Cu2+、Fe3+等不能与OH-大量共存；Pb2+与Cl-,Fe2+与S2-、Ca2+与PO43-、Ag+与I-不能大量共存。

（3）有弱电解质生成。如OH-、CH3COO-、PO43-、HPO42-、H2PO4-、F-、ClO-、AlO2-、SiO32-、CN-、C17H35COO-、等与H+不能大量共存；一些酸式弱酸根如HCO3-、HPO42-、HS-、H2PO4-、HSO3-不能与OH-大量共存；NH4+与OH-不能大量共存。

（4）一些容易发生水解的离子，在溶液中的存在是有条件的。如AlO2-、S2-、CO32-、C6H5O-等必须在碱性条件下才能在溶液中存在；如Fe3+、Al3+等必须在酸性条件下才能在溶液中存在。

这两类离子不能同时存在在同一溶液中，即离子间能发生“双水解”反应。如3AlO2-+3Al3++6H2O=4Al(OH)3↓等。

2.由于发生氧化还原反应，离子不能大量共存。（1）具有较强还原性的离子不能与具有较强氧化性的离子大量共存。

如S2-、HS-、SO32-、I-和Fe3+不能大量共存。（2）在酸性或碱性的介质中由于发生氧化还原反应而不能大量共存。

如MnO4-、Cr2O7-、NO3-、ClO-与S2-、HS-、SO32-、HSO3-、I-、Fe2+等不能大量共存；SO32-和S2-在碱性条件下可以共存，但在酸性条件下则由于发生2S2-+SO32-+6H+=3S↓+3H2O反应不能共在。H+与S2O32-不能大量共存。

3.能水解的阳离子跟能水解的阴离子在水溶液中不能大量共存（双水解）。例：Al3+和HCO3-、CO32-、HS-、S2-、AlO2-、ClO-等；Fe3+与CO32-、HCO3-、AlO2-、ClO-等不能大量共存。

4.溶液中能发生络合反应的离子不能大量共存。如Fe2+、Fe3+与SCN-不能大量共存；Fe3+与 不能大量共存。

5、审题时应注意题中给出的附加条件。 ①酸性溶液（H+）、碱性溶液（OH-）、能在加入铝粉后放出可燃气体的溶液、由水电离出的H+或OH-=1*10-10mol/L的溶液等。

②有色离子MnO4-,Fe3+,Fe2+,Cu2+,Fe(SCN)2+。 ③MnO4-,NO3-等在酸性条件下具有强氧化性。

④S2O32-在酸性条件下发生氧化还原反应：S2O32-+2H+=S↓+SO2↑+H2O⑤注意题目要求“大量共存”还是“不能大量共存”。6、审题时还应特别注意以下几点：（1）注意溶液的酸性对离子间发生氧化还原反应的影响。

如：Fe2+与NO3-能共存，但在强酸性条件下（即Fe2+、NO3-、H+相遇）不能共存；MnO4-与Cl-在强酸性条件下也不能共存；S2-与SO32-在钠、钾盐时可共存，但在酸性条件下则不能共存。（2）酸式盐的含氢弱酸根离子不能与强碱（OH-）、强酸（H+）共存。

如HCO3-+OH-=CO32-+H2O(HCO3-遇碱时进一步电离)；HCO3-+H+=CO2↑+H2O三、离子方程式书写的基本规律要求 （1）合事实：离子反应要符合客观事实，不可臆造产物及反应。 （2）式正确：化学式与离子符号使用正确合理。

（3）号实际：“=”“ ”“→”“↑”“↓”等符号符合实际。 （4）两守恒：两边原子数、电荷数必须守恒（氧化还原反应离子方程式中氧化剂得电子总数与还原剂失电子总数要相等）。

（5）明类型：分清类型，注意少量、过量等。（6）检查细：结合书写离子方程式过程中易出现的错误，细心检查。

四、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）根据反应的难易程度 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。

2. 化学常识题高中的

1.由于硅酸的溶解度很小，硅酸浓度较大时就形成软而透明的、胶冻状的硅酸凝胶，硅酸凝胶经干燥脱水就形成硅酸干胶，即通常所说的“硅胶”。硅胶是一种高活性吸附材料，属非晶态物质，其化学分子式为mSiO2•nH2O。不溶于水和任何溶剂，无毒无味，化学性质稳定，除强碱、氢氟酸外不与任何物质发生反应。硅胶与硅酸是完全不同的两种物质。

2、硅酸钠是无色固体，密度2.4g/cm3，熔点1321K(1088℃)。溶于水成粘稠溶液，俗称水玻璃、泡花碱。是一种无机粘合剂。水玻璃和玻璃是不同的。

3、金刚砂，SiC，又名碳化硅。纯的是无色晶体。密度3.06~3.20。硬度很大，大约是莫氏9.5度。一般的是无色粉状颗粒。磨碎以后，可以作研磨粉，可制擦光纸，又可制磨轮和砥石的摩擦表面。由砂和适量的碳放在电炉中加强热制得。 但不是多孔物质，故不能做吸附试剂。

综上原因，正确答案应该是第一个

3. 高中化学知识归纳整理

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高中化学口诀大全

1.化合价口诀：

(1)常见元素的主要化合价：

氟氯溴碘负一价；正一氢银与钾钠。氧的负二先记清；正二镁钙钡和锌。

正三是铝正四硅；下面再把变价归。全部金属是正价；一二铜来二三铁。

锰正二四与六七；碳的二四要牢记。非金属负主正不齐；氯的负一正一五七。

氮磷负三与正五；不同磷三氮二四。有负二正四六；边记边用就会熟。

一价氢氯钾钠银；二价氧钙钡镁锌，三铝四硅五氮磷；

二三铁二四碳，二四六硫都齐；全铜以二价最常见。

(2)常见根价的化合价

一价铵根硝酸根；氢卤酸根氢氧根。高锰酸根氯酸根；高氯酸根醋酸根。

二价硫酸碳酸根；氢硫酸根锰酸根。暂记铵根为正价；负三有个磷酸根。

2.燃烧实验现象口诀

氧气中燃烧的特点：

氧中余烬能复烯，磷燃白色烟子漫，铁烯火星四放射，硫蓝紫光真灿烂。

氯气中燃烧的特点：

磷燃氯中烟雾茫，铜燃有烟呈棕黄，氢燃火焰苍白色，钠燃剧烈产白霜。

3.氢气还原氧化铜实验口诀

口诀1：氢气早出晚归，酒精灯迟到早退。

口诀2：氢气检纯试管倾，先通氢气后点灯。黑色变红水珠出，熄灭灯后再停氢。

4.过滤操作实验口诀

斗架烧杯玻璃棒，滤纸漏斗角一样。过滤之前要静置，三靠两低不要忘。

5.托盘天平的使用操作顺序口诀

口诀1

先将游码拨到零，再调螺旋找平衡；

左盘物，右盘码，取用砝码用镊夹；

先放大，后放小，最后平衡游码找。

口诀2

螺丝游码刻度尺，指针标尺有托盘。调节螺丝达平衡，物码分居左右边。

取码需用镊子夹，先大后小记心间。**不能直接放，称量完毕要复原

6.酸碱中和滴定的操作步骤和注意事项口诀

酸管碱管莫混用，视线刻度要齐平。尖嘴充液无气泡，液面不要高于零。

莫忘添加指示剂，开始读数要记清。左手轻轻旋开关，右手摇动锥形瓶。

眼睛紧盯待测液，颜色一变立即停。数据记录要及时，重复滴定求平均。

误差判断看V（标），规范操作靠多练。

7.气体制备

气体制备首至尾，操作步骤各有位，发生装置位于头，洗涤装置紧随后，

除杂装置分干湿，干燥装置把水留；集气要分气和水，性质实验分先后，

有毒气体必除尽，吸气试剂选对头。

有时装置少几个，基本顺序不可丢，偶尔出现小变化，相对位置仔细求。

8.制氧气口诀

口诀1：二氧化锰氯酸钾；混和均匀把热加。制氧装置有特点；底高口低略倾斜。

口诀2：实验先查气密性，受热均匀试管倾。收集常用排水法，先撤导管后移灯。

9.集气口诀

与水作用用排气法；根据密度定上下。不溶微溶排水法； 所得气体纯度大。

10.电解水口诀

正氧体小能助燃；负氢体大能燃烧。

11.金属活动顺序表口诀

（初中）钾钙钠镁铝、锌铁锡铅氢、铜汞银铂金。

（高中）钾钙钠镁铝锰锌、铬铁镍、锡铅氢；铜汞银铂金。

12.盐类水解规律口诀

无“弱”不水解，谁“弱”谁水解；

愈“弱”愈水解，都“弱”双水解；

谁“强”显谁性，双“弱”由K定。

13.盐类溶解性表规律口诀

钾、钠铵盐都可溶，硝盐遇水影无踪；

硫（酸）盐不溶铅和钡，氯（化）物不溶银、亚汞。

14.化学反应基本类型口诀

化合多变一（A+B→C）， 分解正相逆（A→B+C）,

复分两交换（AB+CD→CB+AD），置换换单质（A+BC→AC+B）。

15.短周期元素化合价与原子序数的关系口诀

价奇序奇，价偶序偶。

16.化学计算

化学式子要配平，必须纯量代方程， 单位上下要统一，左右倍数要相等。

质量单位若用克，标况气体对应升， 遇到两个已知量，应照不足来进行。

含量损失与产量，乘除多少应分清。

4. 求高中化学知识重点

1。

的氢离子的氧化属于船体的酸，即，任何水溶性酸具有耐氧化性。 2。

不是所有的材料具有一个化学键。如：稀有气体。

3。并非所有的正四面体结构材料和键角为109.28，如：白磷。

5。电解质溶液的导电性，电解抛光，等的化学变化。

6。常见气体的溶解度大小：NH3>HCL>SO2,H2S>CL2 CO2 7。

类似的相对分子？？质量和数量的电子，分子的极性越强，较高的熔点沸点。如：CO>N2 8。

参与或由单一的质量产生的，该反应是不一定的氧化还原反应。如：氧和臭氧的转化率。

9。氟元素也有一个在两个耐氧化性和还原性。

FF元素失去电子具有还原性。 10。

HCL,SO 3,NH 3的水溶液可以是导电的，但非电解质。 11。

所有的物质组成的非金属元素，可以使离子化合物。如：NH4CL。

12。的ALCL3共价化合物熔体不导电。

13。常见阴离子在水溶液中失去电子的顺序如下： F-PO43-SO42-NO3-CO32-OH-CL- 14。

单质量位移从盐溶液中的金属，可以是单一的质量的金属，可以是非金属的。 ：铁+硫酸铜= FE + KHSO4 15。

所述金属氧化物是不一定的碱性氧化物，如氧化锰； 非金属氧化物不一定酸性氧化物如NO，等。16。

CL2,SO2，过氧化钠有漂白作用，但与石蕊反应现象： SO2溶液变成红色，CL2先红褪色，过氧化钠的第一个蓝色褪色。 17。

的氮分子的键能是双原子分子的键能。 18。

发烟硝酸，发烟硫酸“发烟”的原则是不一样的。 发烟硝酸发出的“烟硝酸与水蒸汽形成酸雾 发烟硫酸”硝烟弥漫“SO3 19的强酸，镁和铵盐溶液。

得到的氨和氢的反应。 20冰晶石作为一种溶剂中的铝金属的冶炼，继续添加碳块和氯化铝。

21氨，乙二醇，丙三醇可用于制冷剂的主要原料的纤维材料的二氧化硅。 22，房间温度，铁，铝，铬和其它金属成的浓硝酸，一种化学反应发生钝化。

23。钻石是最坚硬的物质C3N4硬度比钻石。

24。在相同条件下，同样的弱电解质，解决方案是更稀的，和离子化的程度越大，在溶液中的离子的浓度可能不增加，溶液的导电性可能不被增加。

25的稀硝酸的浓度具有氧化如：铁（过量）+铁（NO3）3 26。白磷是一种无色透明的水晶，逐渐变成黄色，当暴露在光线下。

白氧化性，但NO3-不一定。磷，也称为黄磷。

27，在正常情况下，反应物的浓度越？？大，反应速率增加； 但在室温下，浓硝酸铁箱子钝化，反应不如稀硝酸快。 28。

非金属氧化物不一定是酸酐，如：NO2 29，所产生的碱金属盐不一定是酸酐反应：CO + NaOH溶液（甲酸钠）（高温，高压） 30。少许盐是弱电解质，如：铅（AC）2，氯化汞 / a>31。

弱酸性，可以准备的酸，如：H2S +铜（NO4）2 32。铅稳定的化合价+2 +4其他碳族元素导致金属活性弱于锡（异常） 33。

无机材料也具有同分异构体的现象，如：一些配合物。 34。

Na3ALF6是不是双盐。 35。

经验公式来确定的酸性强度（有氧） M = A（主组）+ X（价）-N（周期数） 米的更大的酸性越强； m是更小的，更强碱性。米>7的强酸（）中，m = 7在强酸中，米= 4?6的弱酸性 米=两性2至3,m = 1的弱酸，m = 0时，在碱，米 36。

的条件是相同的，该物质的沸点是不一定高于熔点，如：乙炔。 37。

有机物可能无法燃烧。如：PTFE。

BR />38。有机物可以是难溶于有机，易溶于水。

如：烷基苯磺酸。 39。

量筒零刻度线 40硅烷（SiH4）H -1价格H CH4是1价泗电气负比H小 41有机化合物称为“酸”是不一定的有机羧酸，如：石炭酸。 BR />42。

分子双键的有机物质并不一定的酸性高锰酸钾溶液褪色。：醋酸。

43。酸和碱中和反应可能会或可能不会发生。

如： HCOOH +的Cu(OH)2 ==（加热） 44。离子晶体不一定低于原子晶体的熔点。

：氧化镁>二氧化硅 45。歧化反应 非单质金属和非金属的负价元素的化合物 和最低的稳定的正价化合物的化合物的歧化反应。

/>46胶头滴管以延伸到液体表面下制备的Fe(OH)2，温度计卡液面下用乙醇催化氧化的实验中，有一个基于乙醇使乙烯。不延伸下的液体的表面的油分馏。

47.C7H8O异构体，有5种3种酚类，醇类，醚类（请记住，这个结论是多项选择题） 48。一般情况下，酸和酸，碱，碱之间还没有反应过来 但是也有例外，如：氧化性酸和还原性酸（HNO4 + H2S）等； AgOH + NH4.OH如49的H后面的金属活动顺序表的一般要素不能发行氢酸反应； BR />但也有例外，如：铜的CuS（沉淀）+ H2S == + H2（气）？？ 50在同等条件下，通常碳酸盐溶解度小于相应的碳酸氢盐的溶解度； 但也有例外，如：碳酸钠碳酸氢钠，另外，碳酸钠+盐酸放热反应；碳酸氢钠+的HCL吸热反应 51。

弱酸可以使强酸 法律中的复分解反应，一般只由强酸系统弱酸。盐酸滴加硫酸到该溶液中，可以通过以下来制备：该反应是一个常规的弱酸的箱子系统强酸反其原因是不溶于强酸。

同样的反应可以是困难的，因为在室温下反应。 52。

减少弱的物质，可以制备通过降低强烈材料 氧化还原氧化反应的基本规律，降低强度比较如下：氧化的弱为：降低强度的氧化剂氧化产物 ：还原剂的还原产物 产业制造反应：硅减少弱碳系统强还原性硅，因为上面的规则只适用于该溶液中，该反应是在高。

5. 求高中化学知识总结

高中化学复习知识点 化学反应及其能量变化 化学反应及其能量变化总结 核心知识 氧化还原反应 核心知识 一、几个基本概念 1.氧化还原反应：凡有电子转移的反应，就是氧化还原反应.表现为元素的化合价发生变化. 2.氧化反应和还原反应：物质失去电子的反应（体现为元素化合价有升高）是氧化反应；物质得电子的反应（体现为元素化合价降低）是还原反应. 3.氧化产物和还原产物：还原剂在反应中失去电子后被氧化形成的生成物为氧化产物.氧化剂在反应中得电子被还原形成的生成物为还原产物. 4.氧化性和还原性：物质在反应中得电子为氧化剂，氧化剂具有氧化性；物质在反应中失电子为还原剂，还原剂具有还原性. 各概念间的关系为： 二、氧化还原反应的分析表示方法 ①双线桥法： 例1 它表示反应中电子得失情况和结果. 线桥由反应物指向生成物的同一元素上. ②单线桥法 例（上例） 它表示反应中电子转移情况. 线桥由还原剂失电子元素指向氧化剂的得电子元素. 三、四种基本反应类型同氧化还原反应间的关系 1.置换反应全都是氧化还原反应. 2.化合反应和分解反应有一部分为氧化还原反应. 3.复分解反应全都不是氧化还原反应. 四、元素的价态与氧化性、还原性的关系 一般常见的处于最低价态的元素不能再得到电子，只具有还原性.例如一切金属单质为O价Cl-1、S-2、O-2等，处于最高价态的元素 等不能再失去电子，只可能得到电子而具有氧化性.处于中间价态的元素，如 等既有氧化性，又有还原性，但还常以某一方面为主.如S、O2、Cl2以氧化性为主. 五、氧化性、还原性强弱比较 （1）氧化性：氧化剂>氧化产物 还原性：还原剂>还原产物 注：氧化性还原性强弱的比较一般需依据氧化还原反应而定. （2）根据金属活动顺序表判断 K,Ca,Na,Mg,Al,Zn,Fe,Sn,Pb,(H),Cu,Hg,Ag,Pt,Au (3)根据非金属活动顺序进行判断 六、氧化还原反应基本类型 1.全部氧化还原型：变价元素的所有原子的价态物发生变化 如：2H2+O2 2H2O Zn+2HCl H2↑+ZnCl2等 2.部分氧化还原型：变价元素的原子只有部分价态发生变化 如：MnO2+4HCl（浓） MnCl2+Cl2↑+2H2O 3.自身氧化还原型，同一物质中不同元素发生价态改变 如：2KClO3 2KCl+3O2↑ 2H2O 2H2↑+O2↑ 4.歧化反应型：同一物质中同一元素发生价态的改变 如：Cl2+2NaOH NaCl+NaClO+H2O 七、氧化还原反应的基本规律 1.两个守恒关系： 质量守恒和得失电子总数守恒. 2.归中律：即同种元素的不同价态反应遵循“可靠拢不相交”. 离子反应 离子反应方程式 核心知识 一、电解质和非电解质 1.电解质：在水溶液或受热熔化状态下能导电的化合物. 非电解质：在水溶或受热熔化状态下不能导电的化合物. 例1 CaO、SO3溶于水能导电，Fe能够导电，它们是否是电解质？ 解析 CaO本是电解质，但不能说是因为它溶于水能导电才是电解质.溶于水有以下反应：CaO+H2O=Ca(OH)2，此时为Ca(OH)2的导电；SO3本身不是电解质，溶于水有以下反应：SO3+H2O=H2SO4，此时为H2SO4的导电.电解质实际上指的是不与水反应，通过本身电离出自由移离子而导电的一类化合物.Fe不是化合物故不属于电解质与非电解质之列. 2.强电解质和弱电解质 二、离子反应 1.有离子参加的反应叫离子反应. 离子互换型 （复分解反应型） 2.类型 氧化还原型 三、离子方程式 1.用实际参加反应的离子的符号来表示离子之间反应的式子叫离子方程式. 2.意义：离子方程式表示同一类型的所有的离子反应. 3.书写离子方程式的方法： （1）“写”：写出正确的化学方程式 （2）“拆”：把易溶且易电离的物质拆写成离子形式，凡是难溶、难电离，以及气体物质均写成化学式. （3）“删”：删去反应前后不参加反应的离子. （4）“查”：检查离子方程式两边的原子个数是否相等，电荷总数是否相等. 四、判断离子方程式书写是否正确的方法 必须考虑以下五条原则： （1）依据物质反应的客观事实. 释例1：铁与稀盐酸反应： 2Fe+6H+=2Fe3++3H2↑（错误），正确的是：Fe+2H+=Fe2++H2↑. （2）必须遵守质量守恒定律. 释例2:Cl2+I-=Cl-+I2（错误），正确的是：Cl2+2I-=2Cl-+I2. (3)必须遵守电荷平衡原理. 释例3：氯气通入FeCl2溶液中：Fe2++Cl2=Fe3++2Cl-（错误），正确的是：2Fe2++Cl2=2Fe3++2Cl-. (4)氧化还原反应还必须遵守得失电子守恒原理.应注意判断氧化剂和还原剂转移电子数是否配平. （5）必须遵循定组成原理（即物质中阴、阳离子组成固定）. 释例4:Ba(OH)2溶液和稀H2SO4混合：Ba+OH-+H++SO42-=BaSO4↓+H2O（错误），正确的是：Ba2++2OH-+SO42-+2H+=BaSO4↓+2H2O. 五、判断溶液中离子能否大量共存 所谓几种离子在同一溶液中能大量共存，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. 1.同一溶液中若离子间符合下列任意一个条件就会发生离子反应，离子之间便不能在溶液中大量共存. （1）生成难溶物或微溶物：如Ba2+与CO32-、Ag+与Br-、Ca2+与SO42-和OH-、OH-与Cu2+等不能大量共存. （2）生成气体或挥发性物质：如NH4+与OH-,H+与CO32-、HCO3-、S2-、HSO3-、SO32-等不能大量共存. 2.生成难电离的物质。

6. 高中化学的重要知识点有哪些（人教版）

Ⅰ、基本概念与基础理论： 一、阿伏加德罗定律 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，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。 3、阿伏加德罗常这类题的解法： ①状况条件：考查气体时经常给非标准状况如常温常压下，1.01*105Pa、25℃时等。

②物质状态：考查气体摩尔体积时，常用在标准状况下非气态的物质来迷惑考生，如H2O、SO3、已烷、辛烷、CHCl3等。 ③物质结构和晶体结构：考查一定物质的量的物质中含有多少微粒（分子、原子、电子、质子、中子等）时常涉及希有气体He、Ne等为单原子组成和胶体粒子，Cl2、N2、O2、H2为双原子分子等。

晶体结构：P4、金刚石、石墨、二氧化硅等结构。 二、离子共存 1.由于发生复分解反应，离子不能大量共存。

（1）有气体产生。如CO32-、SO32-、S2-、HCO3-、HSO3-、HS-等易挥发的弱酸的酸根与H+不能大量共存。

（2）有沉淀生成。如Ba2+、Ca2+、Mg2+、Ag+等不能与SO42-、CO32-等大量共存；Mg2+、Fe2+、Ag+、Al3+、Zn2+、Cu2+、Fe3+等不能与OH-大量共存；Pb2+与Cl-,Fe2+与S2-、Ca2+与PO43-、Ag+与I-不能大量共存。

（3）有弱电解质生成。如OH-、CH3COO-、PO43-、HPO42-、H2PO4-、F-、ClO-、AlO2-、SiO32-、CN-、C17H35COO-、等与H+不能大量共存；一些酸式弱酸根如HCO3-、HPO42-、HS-、H2PO4-、HSO3-不能与OH-大量共存；NH4+与OH-不能大量共存。

（4）一些容易发生水解的离子，在溶液中的存在是有条件的。如AlO2-、S2-、CO32-、C6H5O-等必须在碱性条件下才能在溶液中存在；如Fe3+、Al3+等必须在酸性条件下才能在溶液中存在。

这两类离子不能同时存在在同一溶液中，即离子间能发生“双水解”反应。如3AlO2-+3Al3++6H2O=4Al(OH)3↓等。

2.由于发生氧化还原反应，离子不能大量共存。 （1）具有较强还原性的离子不能与具有较强氧化性的离子大量共存。

如S2-、HS-、SO32-、I-和Fe3+不能大量共存。 （2）在酸性或碱性的介质中由于发生氧化还原反应而不能大量共存。

如MnO4-、Cr2O7-、NO3-、ClO-与S2-、HS-、SO32-、HSO3-、I-、Fe2+等不能大量共存；SO32-和S2-在碱性条件下可以共存，但在酸性条件下则由于发生2S2-+SO32-+6H+=3S↓+3H2O反应不能共在。H+与S2O32-不能大量共存。

3.能水解的阳离子跟能水解的阴离子在水溶液中不能大量共存（双水解）。 例：Al3+和HCO3-、CO32-、HS-、S2-、AlO2-、ClO-等；Fe3+与CO32-、HCO3-、AlO2-、ClO-等不能大量共存。

4.溶液中能发生络合反应的离子不能大量共存。 如Fe2+、Fe3+与SCN-不能大量共存；Fe3+与 不能大量共存。

5、审题时应注意题中给出的附加条件。 ①酸性溶液（H+）、碱性溶液（OH-）、能在加入铝粉后放出可燃气体的溶液、由水电离出的H+或OH-=1*10-10mol/L的溶液等。

②有色离子MnO4-,Fe3+,Fe2+,Cu2+,Fe(SCN)2+。 ③MnO4-,NO3-等在酸性条件下具有强氧化性。

④S2O32-在酸性条件下发生氧化还原反应：S2O32-+2H+=S↓+SO2↑+H2O ⑤注意题目要求“大量共存”还是“不能大量共存”。 6、审题时还应特别注意以下几点： （1）注意溶液的酸性对离子间发生氧化还原反应的影响。

如：Fe2+与NO3-能共存，但在强酸性条件下（即Fe2+、NO3-、H+相遇）不能共存；MnO4-与Cl-在强酸性条件下也不能共存；S2-与SO32-在钠、钾盐时可共存，但在酸性条件下则不能共存。 （2）酸式盐的含氢弱酸根离子不能与强碱（OH-）、强酸（H+）共存。

如HCO3-+OH-=CO32-+H2O(HCO3-遇碱时进一步电离)；HCO3-+H+=CO2↑+H2O。