化学规律总结
化学规律归纳总结
九年级化学规律归纳总结
一、化合价规律
1．化合物中，H元素通常显+1价，O 元素通常显-2价；
2．化合物中，K，Na，Ag +1价，Al +3，亚铁+2，铁+3，其余金属通常显+2价；
3．硫酸根（SO4）、碳酸根（CO3）-2价；硝酸根（NO3）、氢氧根（OH）-1价，铵根（NH4）+1价
4．化合物中，元素正负化合价的代数和为0；
5．氯化物中，Cl元素显-1价；6．单质中，元素化合价为0。
二、金属活动性顺序
1．两种金属活动性顺序的判断的方法：
（1）根据金属能否与酸反应或与酸反应产生气体的速率来判断。
（2）根据金属能否与盐溶液反应来判断。
2．探究三种金属活动性顺序的方法：以活动性居中的金属为标尺。
方案一：选择中间的金属和两边的盐溶液；
方案二：选择中间的盐溶液和两边的金属；
方案三：选择前两种金属与稀酸反应，再用较不活泼金属与后一种金属的盐溶液反应。
三、常见酸碱盐溶解性规律
1．（一般情况下）所有的酸均可溶；
2．碱中可溶氢氧化钠（NaOH）、氢氧化钾（KOH）、氢氧化钡[（Ba(OH)2]和氨水（NH3·H2O），氢氧化钙[（Ca(OH)2]微溶，其余的碱均难溶；
3．（1）所有的钾盐、钠盐、铵盐和硝酸盐均可溶；
（2）盐酸盐（氯化物）中不溶AgCl；
（3）硫酸盐中不溶BaSO4，微溶CaSO4和Ag2SO4，其余均可溶；
（4）碳酸盐只溶钾、钠、铵，微溶MgCO3，其余的均难溶。
考试中常用的高中化学32条规律总结
考试中常用的高中化学32条规律总结1、溶解性规律——见溶解性表;2、常用酸、碱指示剂的变色范围：指示剂ph的变色范围甲基橙<3.1红色3.1——4.4橙色>4.4黄色酚酞<8.0无色8.0——10.0浅红色>10.0红色石蕊<5.1红色 5.1——8.0紫色>8.0蓝色3、在惰性电极上，各种离子的放电顺序：阴极(夺电子的能力)：au3+ >ag+>hg2+>cu2+ >pb2+>fa2+>zn2+ >h+>al3+>mg2+ >na+>ca2+ >k+阳极(失电子的能力)：s2- >i- >br–>cl- >oh- >含氧酸根注意：若用金属作阳极，电解时阳极本身发生氧化还原反应(pt、au除外)4、双水解离子方程式的书写：(1)左边写出水解的离子，右边写出水解产物;(2)配平：在左边先配平电荷，再在右边配平其它原子;(3)h、o不平则在那边加水。
例：当na2co3与alcl3溶液混和时：3 co32- + 2al3+ + 3h2o = 2al(oh)3↓ + 3co2↑5、写电解总反应方程式的方法：(1)分析：反应物、生成物是什么;(2)配平。
例：电解kcl溶液：2kcl + 2h2o == h2↑ + cl2↑ + 2koh配平：2kcl + 2h2o == h2↑ + cl2↑ + 2koh6、将一个化学反应方程式分写成二个电极反应的方法：(1)按电子得失写出二个半反应式;(2)再考虑反应时的环境(酸性或碱性);(3)使二边的原子数、电荷数相等。
化学规律总结
化学规律总结一、金属活动性顺序：金属活动性顺序由强至弱：K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au(按顺序背诵) 钾钙钠镁铝锌铁锡铅(氢) 铜汞银铂金1.金属位置越靠前的活动性越强，越易失去电子变为离子，反应速率越快。
2.排在氢前面的金属能置换酸里的氢，排在氢后的金属不能置换酸里的氢，跟酸不反应。
3.排在前面的金属，能把排在后面的金属从它们的盐溶液里置换出来。
排在后面的金属跟排在前面的金属的盐溶液不反应。
4.混合盐溶液与一种金属发生置换反应的顺序是“先远”“后近”。
注意：_单质铁在置换反应中总是变为+2 价的亚铁二、金属+酸—盐+H2↑中：1.等质量金属跟足量酸反应，放出氢气由多至少的顺序：Al>Mg>Fe>Zn。
2.等质量的不同酸跟足量的金属反应，酸的相对分子质量越小放出氢气越多。
3.等质量的同种酸跟足量的不同金属反应，放出的氢气一样多。
三、干冰不是冰是固态二氧化碳水银不是银是汞;铅笔不是铅是石墨；纯碱不是碱是盐(碳酸钠);塑钢不是钢是塑料。
四、物质的检验1.酸(H+)检验方法 1：将紫色石蕊试液滴入盛有少量待测液的试管中，振荡，如果石蕊试液变红，则证明H+存在。
方法 2：用干燥清洁的玻璃棒蘸取未知液滴在蓝色石蕊试纸上，如果蓝色试纸变红，则证明H+的存在。
方法 3：用干燥清洁的玻璃棒蘸取未知液滴在 pH 试纸上，然后把试纸显示的颜色跟标准比色卡对照，便可知道溶液的 pH，如果 pH 小于 7，则证明 H+的存在。
2.碱(OH-)的检验方法 1：将紫色石蕊试液滴入盛有少量待测液的试管中，振荡，如果石蕊试液变蓝，则证明OH-的存在。
方法 2：用干燥清洁的玻璃棒蘸取未知液滴在红色石蕊试纸上，如果红色石蕊试纸变蓝，则证明 OH-的存在。
方法 3：将无色的酚酞试液滴入盛有少量待测液的试管中，振荡，如果酚酞试液变红，则证明 OH-的存在。
化学中的规律总结
化学中的“一定”和“不一定”1、化学变化中一定有物理变化，物理变化中不一定有化学变化。
2、金属常温下不一定都是固体（如Hg是液态的），非金属不一定都是气体或固体（如Br2是液态的）注意：金属、非金属是指单质，不能与物质组成元素混淆3、原子团一定是带电荷的离子，但原子团不一定是酸根（如NH4+、OH-）；酸根也不一定是原子团．．．．．．．．．．（如Cl--叫氢氯酸根）4、缓慢氧化不一定会引起自燃。
燃烧一定是化学变化。
爆炸不一定是化学变化。
（例如高压锅爆炸是物理变化。
）5、原子核中不一定都会有中子（如H原子就无中子）。
6、原子不一定比分子小（不能说“分子大，原子小”）分子和原子的根本区别是在化学反应中分子可分原子不可分7、同种元素组成的物质不一定是单质，也可能是几种单质的混合物。
8、最外层电子数为8的粒子不一定是稀有气体元素的原子，也可能是阳离子或阴离子。
9、稳定结构的原子最外层电子数不一定是8。
（第一层为最外层2个电子）10、具有相同核电荷数的粒子不一定是同一种元素。
（因为粒子包括原子、分子、离子，而元素不包括多原子所构成的分子或原子团）只有具有相同核电荷数的单核粒子．．．．（一个原子一个核）一定属于同种元素。
11、（1）浓溶液不一定是饱和溶液；稀溶液不一定是不饱和溶液。
（对不同溶质而言）（2）同一种物质的饱和溶液不一定比不饱和溶液浓。
（因为温度没确定，如同温度则一定）（3）析出晶体后的溶液一定是某物质的饱和溶液。
饱和溶液降温后不一定有晶体析出。
（4）一定温度下，任何物质的溶解度数值一定大于其饱和溶液的溶质质量分数数值，即S．一定大于．．．．C．。
13、有单质和化合物参加或生成的反应，不一定就是置换反应。
但一定有元素化合价的改变。
14、分解反应和化合反应中不一定有元素化合价的改变；置换反应中一定有元素化合价的改变；复分解反应中一定没有元素化合价的改变。
（注意：氧化还原反应，一定有元素化合价的变化．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．）15、单质一定不会发生分解反应。
精选-化学元素周期表的规律总结-word文档
化学元素周期表的规律总结(1)序差“左上右下”规律：元素周期表中上下相邻两元素的原子序数之差，取决于它们所在周期表中的位置，如果它们位于元素周期表ⅢB元素之左(或右)，它们的原子序数之差就是上(或下)面的元素所在周期的元素个数(2)“阴前阳下，径小序大”规律：与稀有气体元素同周期的阴离子，该稀有气体元素下周期的元素的阳离子以及该稀有气体元素的原子，三者具有相同的电子层结构，原子序数大者，粒子的半径小.例如：r(Ca2+)(3)“定性”规律：若主族元素族数为，周期数为n，则：①<1时为金属，值越小，金属性越强;②>1时是非金属，越大非金属性越强;③=1时多为两性元素例如：Na是第一主族第三周期元素，=<1为金属，Cl 是第七主族第三周期元素为非金属(4)主族中非金属元素个数规律：除ⅠA族外，任何一主族中，非金属元素个数=族序数-2.(5)“对角”规律.对角规律，包括以下两点内容：①沿表中金属与非金属分界线方向()，对角相邻的两主族元素(都是金属或非金属)性质(金属性或非金属性)相近.②元素周期表中左上右下()相邻的两金属元素的离子半径相近.(6)“相邻相似”规律：元素周期表中，上下左右相邻的元素性质差别不大，俗称相邻相似规律.(7)“奇偶数”规律：元素周期表中，原子序数为奇(或偶)数的元素，元素所在族序数及主要化合价也为奇(或偶)数(第Ⅷ族元素除外).(8)“序位互定”规律：若n为奇数，则第n周期最多容纳的元素种数为;若n为偶数，则第n周期最多容纳元素种数为.应用这一规律，不仅可求出任一周期所含元素种数(第七周期未排满除外)，进而还可进行“序位互定”，即已知某元素的原子序数，可确定其在表中的位置;已知某元素在表中的位置，也可确定出其原子序数(9)“分界”规律：①表中金属与非金属间有一分界线，分界线左边元素(金属元素)的单质为金属晶体，化合物多为离子晶体.分界线右边元素(非金属元素)的单质及其相互间的化合物，固态时多为分子晶体.分界线附近的金属大都有两性，非金属及其某些化合物大都为原子晶体(如晶体硼、晶体硅、二氧化硅晶体、碳化硅晶体等).另外，在分界线附近可找到半导体材料.②若从表中第ⅤA与ⅥA之间左右分开，则左边元素氢化物的化学式，是将氢的元素符号写在后边(如SiH4、PH3、CaH2等);而右边元素氢化物的化学式，是将氢的元素符号写在前边(如H2O、HBr等)。
化学反应规律知识点总结
化学反应规律知识点总结一、化学反应的基本概念化学反应是指物质之间发生相互作用，形成新的物质的过程。
化学反应包括化学变化和化学平衡两个基本过程。
1. 化学变化化学变化是指化学反应中发生的物质的性质和组成的改变。
常见的化学变化包括氧化、还原、电离、水解、酸碱中和等。
2. 化学平衡化学平衡是指化学反应中反应物和生成物的浓度或物质的量处于一种相对稳定的状态。
在化学平衡状态下，反应物和生成物之间的浓度或物质的量保持一定的比例关系。
二、化学反应的类型化学反应包括合成反应、分解反应、置换反应和双替换反应等不同类型。
1. 合成反应合成反应是指两种或两种以上的物质在一定条件下结合成一种新的物质的化学反应。
例如，2H2 + O2 → 2H2O，氢气和氧气生成水。
2. 分解反应分解反应是指一种物质在一定条件下分解成两种或两种以上的物质的化学反应。
例如，2H2O → 2H2 + O2，水分解成氢气和氧气。
3. 置换反应置换反应是指一种物质中的原子或离子与另一种物质中的原子或离子交换位置，形成新的物质的化学反应。
例如，2Na + 2H2O → 2NaOH + H2，钠和水反应生成氢气和氢氧化钠。
4. 双替换反应双替换反应是指两种物质中的离子相互交换，形成新的物质的化学反应。
例如，HCl + NaOH → NaCl + H2O，盐酸和氢氧化钠反应生成氯化钠和水。
三、化学反应的速率化学反应的速率是指单位时间内反应物消耗或生成物产生的量。
化学反应的速率与反应物的浓度、温度、压力等因素有关。
1. 反应物的浓度反应物的浓度越高，化学反应的速率越快。
反之，反应物的浓度越低，化学反应的速率越慢。
2. 温度温度越高，化学反应的速率越快。
高温会增加分子的随机热运动，使分子之间的碰撞频率增加，从而加快化学反应的速率。
3. 压力在气相反应中，压力越高，化学反应的速率越快。
高压会减小气体分子之间的距离，增加分子之间的碰撞频率，从而加快化学反应的速率。
化学平衡移动规律总结
化学平衡移动规律总结化学反应是物质转化的过程，而化学平衡则是在反应物和生成物浓度达到一定比例时的状态。
化学平衡的移动规律是指在一定条件下，平衡位置如何随着外界条件的改变而发生变化的规律。
下面将从温度、压力、浓度和催化剂四个方面来总结化学平衡的移动规律。
一、温度影响在化学反应中，温度的改变会影响反应物和生成物的速率以及平衡位置。
根据Le Chatelier定律，当温度升高时，反应速率会增加。
对于吸热反应，升高温度会使平衡位置向右移动，生成物浓度增加；而对于放热反应，升高温度会使平衡位置向左移动，生成物浓度减少。
二、压力影响在气相反应中，压力的改变对平衡位置有一定影响。
根据Le Chatelier定律，当压力增加时，平衡位置会向反应物浓度较小的一侧移动，以减少压力。
对于反应物和生成物摩尔数相等的反应，压力的改变不会影响平衡位置。
而对于摩尔数不相等的反应，压力的增加会使平衡位置向摩尔数较小的一侧移动。
三、浓度影响在溶液中的反应中，溶液浓度的改变会导致平衡位置的移动。
根据Le Chatelier定律，当浓度增加时，平衡位置会向生成物浓度较小的一侧移动，以减少浓度差。
而当浓度减少时，平衡位置会向生成物浓度较大的一侧移动，以增加浓度差。
四、催化剂影响催化剂可以加速化学反应的速率，但不参与反应。
催化剂的加入不会改变平衡位置，因为它同样影响反应物和生成物的速率。
催化剂提供了一个更低的活化能路径，使反应更容易进行，但并不改变反应的平衡位置。
化学平衡的移动规律可以通过调节温度、压力和浓度来实现。
根据Le Chatelier定律，当这些条件发生改变时，平衡位置会向着减少影响的一侧移动，以达到新的平衡状态。
催化剂的加入可以提高反应速率，但不会改变平衡位置。
这些规律的理解和应用对于理解和控制化学反应过程具有重要意义。
高中化学的归纳有机化学与配位化学的重要规律总结
高中化学的归纳有机化学与配位化学的重要规律总结化学作为一门科学，涉及到了众多的分支和领域。
在高中化学的学习中，有机化学和配位化学是两个重要的方向。
通过归纳，我们可以总结出许多在这两个领域中的重要规律。
本文将针对高中化学的有机化学和配位化学，分别进行总结归纳。
一、有机化学的重要规律总结高中有机化学主要涉及有机化合物的结构、命名、性质和反应等方面的内容。
在学习中，我们归纳出了以下几个有机化学的重要规律：1. 碳原子的四价性：有机化合物中的碳原子通常是四个键的饱和原子。
它可以形成单键、双键或三键，从而构建出不同的有机分子结构。
2. 基团的作用：有机化合物中的基团对于化合物的性质和反应至关重要。
例如，羟基（-OH）使化合物具有醇的性质，氨基（-NH2）使化合物具有胺的性质等。
3. 稳定性的影响因素：有机化合物的稳定性受到分子结构的影响，如烷烃比烯烃稳定，芳香烃稳定性较高等。
此外，分子中的其他作用力，如范德华力、静电作用力等也会影响分子的稳定性。
4. 反应类型和机理：有机化学的反应类型多种多样，例如取代反应、加成反应、消除反应等。
每种反应都有其特定的反应机理，要求学生熟悉并掌握。
以上只是有机化学中的一些重要规律，还有很多其他的规律和知识需要我们深入学习和探索。
二、配位化学的重要规律总结在高中化学中，配位化学是有机化学之外的一个重要的方向，主要研究配位键的形成、配合物的性质和反应等。
以下是配位化学中的重要规律总结：1. 配位键的形成：配位键是由一个中心金属离子通过共价键与配体结合而形成的。
中心金属离子可以有不同的价态，配体也有不同的配位方式，例如双电子对给体、单电子对给体等。
2. 配合物的性质：配合物的性质受到中心金属离子和配体的影响，例如配合物的颜色、稳定性等取决于配体的电子结构和配位方式。
3. 配位反应：配位反应是指配合物中的配体发生取代反应或背景反应。
不同的配体可以通过这些反应来改变配位物的性质和结构。
化学规律知识点总结
化学规律知识点总结化学规律是指在化学反应和化学现象中，物质的特定性质和变化规律所遵循的定律或规律。
这些规律是通过大量实验和观察所得到的总结和归纳，它们帮助我们理解和解释化学现象，并且可以用来预测化学反应和物质的性质。
在化学学科中，化学规律是基础知识，对于理解和掌握化学知识具有非常重要的意义。
在本文中，我将对一些常见的化学规律进行总结和介绍，希望能够帮助读者更好地理解和掌握化学知识。
一、周期表和元素周期律周期表是一种用来组织元素的工具，它将元素按照其原子序数和化学性质进行了分类和排列。
周期表中的水平行被称作周期，垂直列被称为族。
周期表的绝大多数版本都是由门捷列夫提出的形式。
周期表的排列依据是原子序数增加的规律性重复。
即元素的周期函数性质随着原子序数的增加呈现周期性变化。
根据化学性质的周期律规律，门捷列夫创制了周期表。
门捷列夫制表时，把元素按原子量升序排列，并且对第一周期元素类似性的定则认为是首要的，在之后其他元素也可以用广泛性来排列。
而且，门捷列夫发现，每个周期表中的特定种类族是具有类似性的。
这样就提出了门捷列夫周期表的立足，吼[转过来以至于找men17可以]假发此致都元素的[转过来自述上]按重子扁慷究酸及盛[转回来然]本等性进行了分析种族。
至于列向三[持转三做准一块]单列化合啊按列元素则是[málléiç及化上文士湾及]一种[转回來nl称的有无]的和离散排列。
周期表按原子量的大小排列，周期函数性质有奇偶性和周期性。
德波尔理论可以解释周期表的规律性（现代量子化学）。
经典周期表元素是由门捷列夫发现的，周期表按原子序数的增长规律性、所示周期函数性质的基本原理。
根据周期表的特点，人们构建了不同的周期表，用以总结和归纳元素的性质和规律。
二、阿氏体和马氏体的转变和规律阿氏体和马氏体是固体相变的两种形态，在金属学中有着重要的意义。
阿氏体是钢经过淬火后所得到的一种组织，而马氏体是一种在一定条件下产生的新的金相组织。
化学元素周期表的规律总结
化学元素周期表规律化学元素周期表的规律总结1、同一周期内，从左到右，元素核外电子层数相同，最外层电子数依次递增，原子半径递减，其中0族元素除外。
2、同一族中，由上而下，最外层电子数相同，核外电子层数逐渐增多，原子半径增大，原子序数也会随之递增，元素金属性递增，非金属性则递减。
元素周期表规律1、原子半径的规律(1)除了第1周期外，其他周期元素(惰性气体元素除外)的原子半径随原子序数的递增而减小；(2)同一族的元素从上到下，随着电子层数增多，原子的半径也会随之增大。
2、元素化合价的规律(1)除第1周期外，同周期从左到右，元素最高正价由碱金属+1递增到+7，非金属元素负价由碳族-4递增到-1(氟无正价，氧无+6价，除外)；(2)同一主族的元素的最高正价、负价均相同。
3、单质的熔点规律(1)同一周期元素随原子序数的递增，元素组成的金属单质的熔点递增，非金属单质的熔点递减；(2)同一族元素从上到下，元素组成的金属单质的熔点递减，非金属单质的熔点递增。
4、元素的金属性与非金属性规律(1)同一周期的元素从左到右金属性递减，非金属性递增；(2)同一主族元素从上到下金属性递增，非金属性递减。
5、最高价氧化物和水化物的酸碱性规律元素的金属性越强，其最高价氧化物的水化物的碱性越强;元素的非金属性越强，最高价氧化物的水化物的酸性越强。
6、非金属气态氢化物规律元素非金属性越强，气态氢化物越稳定。
同周期非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液一般酸性越强;同主族非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液的酸性越弱。
7、单质的氧化性、还原性规律一般元素的金属性越强，其单质的还原性越强，其氧化物的氧离子氧化性越弱;元素的非金属性越强，其单质的氧化性越强，其简单阴离子的还原性越弱。
8、热稳定性规律同一周期自左向右依次增加，同一族自上而下减少，与非金属元素电负性变化规律一样。
高考化学知识规律总结
高中化学知识规律总结一、中学化学中提及的“化”名目繁多．要判别它们分属何种变化，必须了解其过程.请你根据下列知识来指出每一种“化”发生的是物理变化还是化学变化．1.风化——结晶水合物在室温和干燥的空气里失去部分或全部结晶水的过程．注意：自然条件．2.催化——能改变反应速度，本身一般参与反应但质量和化学性质不变．应了解中学里哪些反应需用催化剂．如8.氢化(硬化)——液态油在一定条件下与H2发生加成反应生成固态脂肪的过程．作用：植物油转变成硬化油后，性质稳定，不易变质，便于运输等．9.皂化——油脂在碱性条件下发生水解反应的过程．产物——高级脂肪酸钠＋甘油10.老化——橡胶、塑料等制品露置于空气中，因受空气氧化、日光照射而使之变硬发脆的过程．11.硫化——向橡胶中加硫，以改变其结构(双键变单键)来改善橡胶的性能，减缓其老化速度的过程．12.裂化——在一定条件下，分子量大、沸点高的烃断裂为分子量小、沸点低的烃的过程．目的--提高汽油的质量和产量.13.酯化——醇与酸生成酯和水的过程．14.硝化(磺化)——苯环上的H被—NO2或—SO3Ｈ取代的过程．二、基本反应中，有一些特别值得注意的反应或规律．现分述如下：1.化合反应：思考：化合反应是指单质间生成化合物的反应吗?结论：不一定!化合反应即“多合一”的反应，根据反应物和生成物的种类，化合反应又可分为三种．(1)单质＋单质→化合物(2)单质＋化合物1 →化合物22FeCl2＋Cl2 ＝2FeCl34Fe(OH) 2 ＋O2 ＋2H2O ＝４Fe(OH)32Na2SO3 ＋O2 ＝2Na2SO4(3)化合物1 ＋化合物2 →化合物3①酸性氧化物＋水→可溶性酸碱性氧化物＋水→可溶性碱稳定性：碳酸正盐＞碳酸酸式盐＞碳酸分解条件：(高温) (加热) (常温)3.置换反应判断：有单质参与或生成的反应一定是置换反应吗?结论：反应物或生成物各两种且其中一种必定是单质的反应才称作置换反应．分类：可有多种分类方法，如根据两种单质是金属或非金属来分；也可根据反应物状态来分；还可以根据两单质的组成元素在周期表中的位置来分．注意：下列置换反应特别值得重视．①2Na ＋2H2O ＝2NaOH ＋H2↑②3Fe ＋4H2O Fe3O4 ＋4H2↑③F2 ＋2H2O ＝4HF ＋O2④Cl2 ＋H2S ＝S ＋2HCl⑤2H2S ＋O2 ＝2S ＋2H2O ⑥2C ＋SiO2Si ＋2CO⑦2Mg ＋CO22MgO ＋C ⑧2Al ＋Fe2O32Fe ＋Al2O3⑨C ＋H2O CO ＋H2⑩3Cl2 ＋2NH3N2 ＋6HCl⑾Si ＋4HF SiF4＋2H24.复分解反应(1)本质：通过两种化合物相互接触，交换成份，使溶液中离子浓度降低．(3)基本类型：①酸＋碱→盐＋水(中和反应)②酸＋盐→新酸＋新盐③碱＋盐→新碱＋新盐④盐＋盐→两种新盐⑤碱性氧化物＋酸→盐＋水思考题：(1)酸与碱一定能发生反应吗?若能，一定是发生中和反应吗?(2)复分解反应中的每一类反应物必须具备什么条件?(3)盐与盐一定发生复分解反应吗?(4)有盐和水生成的反应一定是中和反应吗?提示：(1)酸与碱不一定能发生中和反应．联系中和反应的逆反应是盐的水解知识．如：酸与碱发生的反应也不一定是中和反应．如：2Fe(OH) 3 ＋6HI ＝2FeI2 ＋I2 ＋6H2O2Fe(OH)2 ＋10HNO3（稀) ＝3Fe(NO3)3＋NO↑＋8H2O故特别要注意氧化性酸(碱)与还原性碱(酸)很可能发生的是氧化—还原反应．(2)复分解反应中反应物的条件：①盐＋盐、盐＋碱的反应物一般要可溶且在溶液中进行或加热时进行．如②盐1＋酸1→盐2＋酸2一般只需满足以下两条中的各一条：i)强酸制弱酸即酸性：酸1＞酸2ii)难挥发酸制易挥发酸，即挥发性：酸1＜酸2原因：上述三种金属硫化物溶解度特小，满足离子反应朝离子浓度降得更低的方向进行．(3)盐与盐可能发生的反应有：①复分解②双水解③氧化—还原④络合反应现列表比较如下：(4)生成盐和水的反应有：三、常见的重要氧化剂、还原剂氧化剂还原剂活泼非金属单质：X2、O2、S活泼金属单质：Na、Mg、Al、Zn、Fe某些非金属单质：C、H2、S高价金属离子：Fe3+、Sn4+不活泼金属离子：Cu2+、Ag+其它：［Ag(NH3)2］+、新制Cu(OH)2低价金属离子：Fe2+、Sn2+非金属的阴离子及其化合物：S2-、H2S、I -、HI、NH3、Cl-、HCl、Br-、HBr含氧化合物：NO2、N2O5、MnO2、Na2O2、H2O2、HClO、HNO3、浓H2SO4、NaClO、Ca(ClO)2、KClO3、KMnO4、王水低价含氧化合物：CO、SO2、H2SO3、Na2SO3、Na2S2O3、NaNO2、H2C2O4、含-CHO的有机物：醛、甲酸、甲酸盐、甲酸某酯、葡萄糖、麦芽糖等既可作氧化剂又可作还原剂的有：S、SO32-、HSO3-、H2SO3、SO2、NO2-、Fe2+等，及含-CHO 的有机物四、总结①在酸性介质中的反应，生成物中可以有H+、H2O，但不能有OH -；②在碱性介质中的反应，生成物中无H+；③在近中性条件，反应物中只能出现H2O，而不能有H+或OH -，生成物方面可以有H+或OH –现把H+、OH -、H2O在不同条件下的相互关系列于下表：条件反应物中余O 反应物中缺O 酸性溶液O + 2H+ →H2O H2O →O + 2H+近中性溶液O + H2O →2OH -H2O →O + 2H+碱性溶液O + H2O →2OH -2OH - →O + H2O五、物质内发生的氧化－还原反应反应类型实例同一物质不同元素的原子间光４ＨＮＯ３４ＮＯ2↑＋Ｏ2↑＋２Ｈ2Ｏ或热光２ＨＣlＯ２ＨＣl＋Ｏ２↑加热２ＫＭnＯ４Ｋ2ＭnＯ４＋ＭnＯ２＋Ｏ２↑２ＡgＮＯ３２Ａg＋２ＮＯ２↑＋Ｏ２↑２ＫＣlＯ３２ＫＣl＋３Ｏ２↑同一物质同一元素不同价态原子间５ＮＨ４ＮＯ３＝４Ｎ２↑＋２ＨＮＯ３＋９Ｈ２ＯＮa2Ｓ２Ｏ３＋Ｈ２ＳＯ４＝Ｎa2ＳＯ４＋Ｈ２Ｏ＋ＳＯ2↑＋Ｓ↓同一物质同一元素同一价态原子间（歧化反应）Ｃl2＋２ＮaＯＨ＝NaCl＋ＮaＣlＯ＋Ｈ２Ｏ３ＮＯ２＋Ｈ２Ｏ２ＨＮＯ３＋ＮＯ２Ｎa2Ｏ２＋２Ｈ２Ｏ４ＮaＯＨ＋Ｏ２↑２Ｎa２Ｏ２＋２ＣＯ２＝２Ｎa２ＣＯ３＋Ｏ２↑２Ｈ２Ｏ２２Ｈ２Ｏ＋Ｏ２↑ＣaＯ＋３Ｃ(电炉) CaＣ２＋ＣＯ↑ＳiＯ２＋３ＳＳiＣ＋２ＣＯ↑浓硫酸Ｈ２Ｃ２Ｏ４Ｈ２Ｏ＋ＣＯ２↑＋ＣＯ↑六、反应条件对氧化－还原反应的影响．１.浓度：可能导致反应能否进行或产物不同3.溶液酸碱性.2S2-＋SO32-＋6H+＝3S↓＋3H2O5Cl-＋ClO3-＋6H+＝3Cl2↑＋3H2OS2-、SO32-，Cl-、ClO3-在酸性条件下均反应而在碱性条件下共存.Fe2+与NO3-共存,但当酸化后即可反应.3Fe2+＋NO3-＋4H+＝3Fe3+＋NO↑＋2H2O 一般含氧酸盐作氧化剂时,在酸性条件下,氧化性比在中性及碱性环境中强.故酸性KMnO4溶液氧化性较强.七、离子共存问题离子在溶液中能否大量共存，涉及到离子的性质及溶液酸碱性等综合知识。
中学化学知识规律总结
中学化学知识规律总结一、氧化性、还原性强弱判断规律1、金属性越强，单质的还原性越强，对应阳离子的氧化性越弱。
如还原性：Na>Mg>Cu>Ag，氧化性：Ag+>Cu2+>Mg2+>Na+2、非金属性越强，单质的氧化性越强，对应阴离子的还原性越弱。
如氧化性：F2>Cl2>Br2>I2，还原性：F—<Cl—<Br—<I—.3、元素最高价氧化物对应的水化物酸性越强，单质的氧化性越强。
如，酸性：HClO4>H2SO4>H3PO4>H2CO3，氧化性：Cl2>S>P>C4、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。
5、当不同的氧化剂作用于同于还原剂时，若氧化产物价态相同，可根据反应条件判断，条件越高，氧化剂氧化性越弱。
例如，2KMnO4+16HCl=2KCl+2MnCl2+5Cl2↑+8H2OMnO2+4HCl（浓）=MnCl2+Cl2↑+2H2O氧化性：KMnO4>MnO26、当变价的还原剂在相似的条件下，与不同氧化剂反应时，将还原剂变为高价态者氧化性较强。
例如，2Fe+3Cl2=2FeCl3 Fe+S= FeS 氧化性：Cl2>S7、两种不同的金属构成的原电池的两极，一般是较活泼的金属作负极，不活泼的金属做正极。
还原性：负极>正极，用惰性电极电解质溶液时，阴极先放电的阳离子的氧化性较强，在阳极先放电的阴离子的还原性较强。
8、具有氧化性（或还原性）的物质，浓度越大，其氧化性（或还原性）越强。
二、离子大量共存的判断1、若限定无色溶液，则Cu2+（蓝色）、Fe3+（黄色）、Fe2+（浅绿色）、MnO-4（紫红色）、Cr2O72—、（橙色）等有色离子不能大量存在。
2、在强碱性溶液中，H+、NH4+、Al3+、Mg2+、Fe3+等不能大量存在。
3、在强酸性溶液中，OH—及弱酸根阴离子（如CO32-、SO2-3、S2—、HS—、HCO3—、HSO3、ClO—、CH3COO—等）不能大量存在。
大学化学之10大找规律方法总结
大学化学之10大找规律方法总结
在研究大学化学时，找规律是非常重要的一步。
以下是总结出的10大找规律方法：
1. 周期表法则：基于周期表上元素的位置和特定的属性之间的关系来进行预测。
2. 填写电子皮层法则：电子收容原则和Hund定则可预测离子层和价层构成。
3. 电负性规律：通过比较元素的电负性来预测它们在化合物中出现的位置。
4. 价电子对排斥理论：通过确定分子中所有原子的每个电子对的排斥和互斥关系来确定分子的形状。
5. 关键键长法则：分子中相邻非氢原子之间的最短距离趋于一种独特的大小。
如果键长比这个值长，那么这个分子中的相邻原子不太可能直接相互作用。
6. 变价法则：确定元素可以成为多种离子的可能性。
7. 阴离子规则：由于不同的酸和碱有不同的阴离子，因此可以根据阴离子规则预测酸碱反应的方向。
8. 分子电荷规则：通过计算给定分子化学键的键级来预测该分子的总电荷。
9. 反应平衡定律：描述化学反应中不同物质浓度变化的关系。
10. 动态描述：通过分析分子构象的运动来预测化学物质的反应过程。
通过掌握这些方法，可以帮助我们更好地理解和解决大学化学中的各种问题。
初中化学重要规律总结
初中化学重要规律总结一、金属活动性顺序：金属活动性顺序由强至弱：K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au(按顺序背诵) 钾钙钠镁铝锌铁锡铅(氢) 铜汞银铂金1.金属位置越靠前的活动性越强，越易失去电子变为离子，反应速率越快。
2.排在氢前面的金属能置换酸里的氢，排在氢后的金属不能置换酸里的氢，跟酸不反应。
3.排在前面的金属，能把排在后面的金属从它们的盐溶液里置换出来。
排在后面的金属跟排在前面的金属的盐溶液不反应。
4.混合盐溶液与一种金属发生置换反应的顺序是“先远”“后近”。
注意：*单质铁在置换反应中总是变为+2价的亚铁离子。
二、金属+酸→盐+H2↑中：1.等质量金属跟足量酸反应，放出氢气由多至少的顺序：Al>Mg>Fe>Zn。
2.等质量的不同酸跟足量的金属反应，酸的相对分子质量越小放出氢气越多。
3.等质量的同种酸跟足量的不同金属反应，放出的氢气一样多。
三、干冰不是冰是固态二氧化碳水银不是银是汞；铅笔不是铅是石墨；纯碱不是碱是盐(碳酸钠)；塑钢不是钢是塑料。
四、物质的检验1.酸(H+)检验方法1：将紫色石蕊试液滴入盛有少量待测液的试管中，振荡，如果石蕊试液变红，则证明H+存在。
方法2：用干燥清洁的玻璃棒蘸取未知液滴在蓝色石蕊试纸上，如果蓝色试纸变红，则证明H+的存在。
方法3：用干燥清洁的玻璃棒蘸取未知液滴在pH试纸上，然后把试纸显示的颜色跟标准比色卡对照，便可知道溶液的pH，如果pH小于7，则证明H+的存在。
2.碱(OH-)的检验方法1：将紫色石蕊试液滴入盛有少量待测液的试管中，振荡，如果石蕊试液变蓝，则证明OH-的存在。
方法2：用干燥清洁的玻璃棒蘸取未知液滴在红色石蕊试纸上，如果红色石蕊试纸变蓝，则证明OH-的存在。
方法3：将无色的酚酞试液滴入盛有少量待测液的试管中，振荡，如果酚酞试液变红，则证明OH-的存在。
方法4：用干燥清洁的玻璃棒蘸取未知液滴在pH试纸上，然后把试纸显示的颜色跟标准比色卡对照，便可知道溶液的pH，如果pH大于7，则证明OH-的存在。
高中有机化学重要规律总结与考试注意事项
高中有机化学重要规律总结与考试注意事项一、有机物的通式规律随C原子个数的递增，找出其中的“重复单元”从而得出通式。
烷烃:重复单元为“CH 2 ”,n个CH 2 ,再加2个H，即C n H 2n+2烯烃：在烷烃的基础出少2个H,即C n H 2n环烷：去掉烷两端的H，形成一个环，即C n H 2n炔烃：在烷烃的基础出少4个H,相当于形成2个双键，即C n H 2n-2苯环：相当于已烷去掉6个H,形成三个C=C双键，再去掉2H形成个环，因此苯的同系物为C n H 2n-6，苯的同系数物也为C n H 2n-6如下各种烃的通式找法：二、烃中C、H的百分含量烃的通式为Cn H2n ±X ，因此，n趋近于无穷大量，极值均为Cn H2n .即：烷烃越大，含C数越高，含氢量越低；烯烃不变；炔烃或芳烃，含C数越多，含C量越少，含H越高，极值均为烯。
即：含碳规律：小烷<大烷<烯<大炔<小炔；含H反之同理。
CH 4 :C%=75% H%=25C 2 H 4 : C%=85.7 H%=14.3%C 2 H 2 : C%=92.3 H%=7.7% 各种烃的n增大的C%趋近于烯CH 2三、不饱和度计算及应用不饱和度：即与烷烃（饱和烃）相比的缺H对数。
由于O是2价元素，形成两个键，-O-可插入链中，不影响不饱和度；卤素形成一个键，-X认为是代替的一个H,因此有卤素原子按H计算；由于N原子形成三键-N=,因此有N原子时，相当于插入时代入一个H，因此有N时应加一个H,同时注意-NO2 有一双键。
不饱和度的分子式计算如下：有机物结构与不饱和度关系：Ω=0，烷烃；Ω=1，双键（包括C=C、C=0、C=N-）或单环Ω=2，说明分子中有两个双键或一个三键；或一个双键和一个环；或两个环；其余类推Ω≥4，一般认为是苯环。
当然也可是双键、环、三键等组合。
说明：立体环状烷不饱和度Ω=所有立体环数-1.四、有机物燃烧耗氧通式为1、摩耗氧量：C x H y →(x＋y/4)O 2C X H Y O Z →(x＋y/4-z/2)O 2C X H Y Cl Z →[x＋(y-z)/4]O 2 , 保证Cl先生成HClC X H Y S Z →[x＋y/4+z]O 2 , 此时视S生成SO 22.烃单位质量耗氧量：由于C(12克)→CO 2 →1mol O 24H(4克)→2H 2 O→1mol O 2因此，单位质量耗氧情况为含H越高，耗氧越多。
高中化学元素周期表六大常考规律与特征
高中化学元素周期表六大常考规律与特征一、电子排布规律最外层电子数为1或2的原子可以是IA族、ⅡA族或副族元素的原子；最外层电子数是3～8的原子一定是主族元素的原子，且最外层电子数等于主族的族序数。
二、序数差规律（1）同周期相邻主族元素的“序数差”规律①除第ⅡA族和第ⅢA族外，其余同周期相邻元素序数差为1。
②同周期第ⅡA族和第ⅢA族为相邻元素，其原子序数差为：第二、第三周期相差1，第四、第五周期相差11，第六、第七周期相差25。
（2）同主族相邻元素的“序数差”规律①第二、第三周期的同族元素原子序数相差8。
②第三、第四周期的同族元素原子序数相差有两种情况：第IA族和第ⅡA族相差8，其它族相差18。
③第四、第五周期的同族元素原子序数相差18。
④第五、第六周期的同族元素原子序数镧系之前相差18，镧系之后相差32。
⑤第六、第七周期的同族元素原子序数相差32。
三、奇偶差规律元素的原子序数与该元素在周期表中的族序数和该元素的主要化合价的奇偶性一致。
若原子序数为奇数时，主族族序数、元素的主要化合价均为奇数，反之则均为偶数（但要除去N元素，它有多种价态，Cl元素也有ClO2）。
零族元素的原子序数为偶数，其化合价视为0。
四、元素金属性、非金属性的强弱规律（1）金属性（原子失电子）强弱比较①在金属活动性顺序中位置越靠前，金属性越强。
②单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强。
③单质还原性越强或离子氧化性越弱，金属性越强。
④最高价氧化物对应的水化物碱性越强，金属性越强。
⑤若X+Yn+→Xm++Y，则X 比Y的金属性强。
（2）非金属性（原子得电子）强弱比较①与H2化合越容易，气态氢化物越稳定，非金属性越强。
②单质氧化性越强，阴离子还原性越弱，非金属性越强。
③最高价氧化物对应的水化物酸性越强，非金属性越强。
④若X+Yn－→Xm－+Y，则X比Y的非金属性越强。
需要补充的是，除了这些常规的判据之外，还有一些间接的判断方法：如在构成原电池时，一般来说，负极金属的金属性更强。
(完整版)化学元素周期表的规律总结
化学元素周期表的规律总结？比如金属性非金属性等元素周期表中元素及其化合物的递变性规律1 原子半径（1）除第1周期外，其他周期元素（惰性气体元素除外）的原子半径随原子序数的递增而减小；（2）同一族的元素从上到下，随电子层数增多，原子半径增大。
2 元素化合价（1）除第1周期外，同周期从左到右，元素最高正价由碱金属+1递增到+7，非金属元素负价由碳族-4递增到-1（氟无正价，氧无+6价，除外）；（2）同一主族的元素的最高正价、负价均相同(3) 所有单质都显零价3 单质的熔点（1）同一周期元素随原子序数的递增，元素组成的金属单质的熔点递增，非金属单质的熔点递减；（2）同一族元素从上到下，元素组成的金属单质的熔点递减，非金属单质的熔点递增4 元素的金属性与非金属性（1）同一周期的元素电子层数相同。
因此随着核电荷数的增加，原子越容易得电子，从左到右金属性递减，非金属性递增；（2）同一主族元素最外层电子数相同，因此随着电子层数的增加，原子越容易失电子，从上到下金属性递增，非金属性递减。
5 最高价氧化物和水化物的酸碱性元素的金属性越强，其最高价氧化物的水化物的碱性越强；元素的非金属性越强，最高价氧化物的水化物的酸性越强。
6 非金属气态氢化物元素非金属性越强，气态氢化物越稳定。
同周期非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液一般酸性越强；同主族非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液的酸性越弱。
7 单质的氧化性、还原性一般元素的金属性越强，其单质的还原性越强，其氧化物的阳离子氧化性越弱；元素的非金属性越强，其单质的氧化性越强，其简单阴离子的还原性越弱。
一、原子半径同一周期（稀有气体除外），从左到右，随着原子序数的递增，元素原子的半径递减；同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素原子半径递增。
二、主要化合价（最高正化合价和最低负化合价）同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素的最高正化合价递增（从+1价到+7价），第一周期除外，第二周期的O、F元素除外；最低负化合价递增（从-4价到-1价）第一周期除外，由于金属元素一般无负化合价，故从ⅣA族开始。
化学平衡规律总结
化学平衡规律总结
红安一中高三化学组：熊跃兵
化学反应速率发生改变，化学平衡不一定发生移动。
关键看：△V是否变化，而不是看V变化
增大浓度
增大压强新平衡的反应速率总大于原平衡的反应速率。
升高温度
在其它条件不变时，无论正反应是吸热还是放热，也无论正反应是气体增大还是缩小的反应，高温高压总比低温低压先达到平衡。
P1、P1
、P22、P2
2
t
先拐先平：T1>T2、P1 >P2T2>T1、P2 >P1
加入催化剂或对等体积的反应加压，会促使反应早达到平衡，但不能
使化学平衡发生移动。
平衡体系中加入“惰性气体”（指与组分不反应的气体）：（1）恒容（等T、V）时：压强增大，浓度不变，V正、V逆不变，
平衡不发生移动。
（2）恒压（等T、P）时：体积增大，浓度改变，V正、V逆改变，
平衡向体积增大的方向移动。
（3）对等体积的反应，无论等T、V还是等T、P下充入惰性气体，V正、V逆改变程度一样，总相等平衡不发生移动。
分析平衡移动，必须在原平衡的基础上来分析（在平衡点以后而不能在平衡点以前来分析）
T P
影响化学平衡的条件——勒夏特列原理及图示
一般化学方程式：mA(g) + nB(g) pC(g) + qD(g)； △H
另：加入催化剂 对等体积的反应
t t t
加压 减压。
化学原子性质规律总结(必备5篇)
化学原子性质规律总结第1篇1、主要化合价：最高正价=最外层电子数=主族序数负化合价= 最外层电子数－82、元素的金属性、非金属性：金属性左下；非金属性右上3、原子半径：层数、质子数4、电离能：气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能。
用符号I1表示.衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。
第一电离能数值越小，原子越容易失去一个电子；反之越难同周期从左往右越来越大(二五族反常)，同主族从上往下越来越小5、电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。
电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。
同周期从左往右越来越大，同主族从上往下越来越小电负性越大，元素的非金属性越强，电负性越小，元素的非金属性越弱，金属性越强一般：非金属＞金属＜类金属≈电负性相差很大的元素化合通常形成离子键，电负性相差不大的两种非金属元素化合，通常形成共价键。
成键元素原子的电负性差＞，离子键成键元素原子的电负性差＜，共价键化学原子性质规律总结第2篇Na：1s22s22p63s1试书写N、Cl、K、26Fe原子的核外电子排布式注意：24Cr：1s22s22p63s23p63d54s129Cu：1s22s22p63s23p263d104s1离子电子排布式书写——先失去最外层电子与能量最低原则无关1)、能量最低原理2)、每个原子轨道上最多能容纳2个电子，且自旋方向相反(泡利不相容原理)3)、当电子排布在同一能级时，总是首先单独占一个轨道，而且自旋方向相同。
(洪特规则)4)、补充规则：全充满(p6，d10，f14)和半充满(p3，d5，f7)更稳定2.简化电子排布式15P:[Ne]3s23p3(表示内层电子与Ne相同。
与上层稀有气体的核外电子排布相同)29Cu:[Ar]3d104s13.外围电子(价电子)价电子层：电子数在化学反应中可发生变化的能级主族元素的性质由最外层电子决定过渡元素的性质由最外层电子和次外层电子决定化学原子性质规律总结第3篇1.原子的组成：原子核、核外电子2.原子的特点：原子不显电性，体积小，质量小，质量主要集中在原子核上，原子核的密度非常大3.核外电子排布规律(1)能量最低原理(2)每一层最多容纳电子数：2n2个(3)最外层电子数不超过8个(K层为最外层时不超过2个)(4)次外层电子数不超过18个，倒数第三层不超过32个化学原子性质规律总结第4篇周期数=电子层数主族序数=外围电子数=最外层电子数大多数副族序数=外围电子数=(n－1)d＋ns的电子数区的划分除ds区外，区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号s区元素：结构特点：ns1和ns2包括ⅠA族和ⅡA族除氢外均为金属p区元素：结构特点：ns2np1－6包括ⅢA族－ⅦA族和0族绝大多数为非金属d区元素：结构特点：(n－1)d1－9ns1－2包括ⅢB族－ⅦB族和第Ⅷ族全部是金属ds区元素：结构特点：(n－1)d10ns1－2包括ⅠB族和ⅡB族全部是金属f区元素：包括镧系和锕系d区、ds区和F区元素称过渡元素化学原子性质规律总结第5篇能量最低原理:原子的电子排布遵循能使整个原子的能量处于最低状态基态原子:处于最低能量的原子1.能层:核外电子的能量是不同的，按电子能量差异，可以将核外电子分成不同的能层——电子层同一能层的电子，能量也可能不同，还可以分成不同能级能级数2.能级：s、p、d、f····以s、p、d、f····排序的各能级可容纳的最多电子数依次为1、3、5、7、······的二倍。
高中化学的归纳化学反应与化学方程式的重要规律总结
高中化学的归纳化学反应与化学方程式的重要规律总结化学是一门研究物质性质、组成和变化的科学，其中化学反应和化学方程式是化学研究中非常重要的概念和工具。
在高中化学学习中，通过对化学反应和化学方程式的归纳总结，可以揭示出一些重要的规律和原理。
本文将就高中化学中的归纳化学反应和化学方程式的重要规律进行总结。
一、原子守恒定律化学反应反映了物质的组成和性质变化，而在化学反应中，原子的质量和数量必须保持不变。
这就是原子守恒定律。
根据原子守恒定律，化学方程式中所有元素的原子数在反应前后必须相等。
化学方程式中的系数表示了每种物质的摩尔比例，通过调整化学方程式中的系数，可以满足原子守恒定律。
例如，在氢氧化钠与硫酸反应的化学方程式中，反应物和生成物的原子数分别为：Na 1个, H 2个, O 1个, S 1个, H 2个。
反应后，氢氧化钠和硫酸生成硫酸钠和水。
通过调整化学方程式中的系数，使得反应物和生成物的原子数相等：2NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + 2H2O。
二、氧化还原反应的规律氧化还原反应是一类重要的化学反应，涉及到电子的转移。
在氧化还原反应中，原子的氧化态（电价）发生变化，根据电子转移的方向，化学物质可以分为氧化剂和还原剂。
氧化反应是指物质失去电子，氧化态增加，称为氧化剂；还原反应是指物质获得电子，氧化态减少，称为还原剂。
化学方程式中通常会用电子（e-）来平衡氧化还原反应，使得反应前后电子数匹配。
例如，在铁与硫化氢反应的氧化还原反应中，铁的氧化态由0变为+2，硫的氧化态由-2变为0：Fe + H2S → FeS + H2三、酸碱中和反应的规律酸碱中和反应是指酸和碱反应生成盐和水的化学反应。
在酸碱中和反应中，氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-）结合生成水。
酸中和反应的化学方程式中，酸和碱的摩尔比例决定了生成物的形成。
例如，盐酸和氢氧化钠的酸碱中和反应：HCl + NaOH → NaCl + H2O四、沉淀反应与配位反应的规律沉淀反应是一类通过生成不溶于溶液的沉淀物的反应，而配位反应是指配位和配位体之间的反应。
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初中化学规律总结
1.金属活动性顺序
金属活动性顺序由强至弱：K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au
（按顺序背诵）钾钙钠镁铝锌铁锡铅（氢）铜汞银铂金
①金属位置越靠前的活动性越强，越易失去电子变为离子，反应速率越快
②排在氢前面的金属能置换酸里的氢，排在氢后的金属不能置换酸里的氢，跟酸不反应；
③排在前面的金属，能把排在后面的金属从它们的盐溶液里置换出来。
排在后面的金属跟排在前面的金属的盐溶液不反应。
④混合盐溶液与一种金属发生置换反应的顺序是“先远”“后近”。
注意：＊单质铁在置换反应中总是变为＋2价的亚铁。
2.干冰不是冰是固态二氧化碳；水银不是银是汞；铅笔不是铅是石墨；纯碱不是碱是盐（碳酸钠）；塑钢不是钢是塑料。
3.影响物质溶解的因素
①搅拌或振荡。
搅拌或振荡可以加快物质溶解的速度。
②升温。
温度升高可以加快物质溶解的速度。
③溶剂。
选用的溶剂不同物质的溶解性也不同。
4.原子结构知识中的八种决定关系
①质子数决定原子核所带的电荷数（核电荷数）：因为原子中质子数＝核电荷数。
②质子数决定元素的种类
③质子数、中子数决定原子的相对原子质量：因为原子中质子数＋中子数＝原子的相对原子质量。
④电子能量的高低决定电子运动区域距离原子核的远近
因为离核越近的电子能量越低，越远的能量越高。
⑤原子最外层的电子数决定元素的类别
因为原子最外层的电子数＜4为金属，＞或＝4为非金属，＝8（第一层为最外层时＝2）为稀有气体元素。
⑥原子最外层的电子数决定元素的化学性质
因为原子最外层的电子数＜4为失电子，＞或＝4为得电子，＝8（第一层为最外层时＝2）为稳定。
⑦原子最外层的电子数决定元素的化合价
原子失电子后元素显正价，得电子后元素显负价，化合价数值＝得失电子数
⑧原子最外层的电子数决定离子所带的电荷数
原子失电子后为阳离子，得电子后为阴离子，电荷数＝得失电子数
5初中化学实验中的“先”与“后”
（1）使用托盘天平使用托盘天平时，首先要调节平衡。
调节平衡时，先把游码移到零刻度，然后转动平衡螺母到达平衡。
（2）加热使用试管或烧瓶给药品加热时，先预热，然后集中加热。
（3）制取气体制取气体时，必须先检查装置的气密性，然后装药品。
（4）固体和液体的混合固体液体相互混合或反应时，要先加入固体，然后加入液体。
（5）试验可燃性气体在试验氢气等的可燃性时，要先检验氢气等气体的纯度，然后试验其可燃性等性质。
（6）氧化还原反应用还原性的气体（如H2、CO）还原氧化铜等固体物质时，一般需要加热。
实验时，要先通一会儿气体，然后再加热。
实验完毕，继续通氢气，先移去酒精灯直到试管冷却，然后再移去导气管。
（7）稀释浓硫酸稀释浓硫酸时，先往烧杯里加入蒸馏水，然后沿烧杯壁慢慢注入浓硫酸，并用玻璃棒不断搅拌，冷却后装瓶。
（8）分离混合物用重结晶的方法分离食盐和硝酸钾的混合物，当食盐占相当多量时，可以先加热蒸发饱和溶液，析出食盐晶体，过滤，然后再冷却母液析出硝酸钾晶体；当硝酸钾占相当多量时，可以先冷却热饱和溶液，析出硝酸钾晶体，过滤，然后再蒸发母液，析出食盐晶体。
（9）中和滴定在做中和滴定的实验时，待测溶液一般选用碱溶液，应先向待测溶液中加入酚酞试剂，使之显红色，然后逐滴加入酸溶液，搅拌，直至红色恰好退去。
（10）除去混合气体中的二氧化碳和水蒸气除去混合气体中的二氧化碳和水蒸气时，应把混合气体先通过盛有浓氢氧化钠溶液的洗气瓶，然后接着通过盛有浓硫酸的洗气瓶。
（11）检验混合气体中是否混有二氧化碳和水蒸气在检验混合气体中是否混有二氧化碳和水蒸气时，应把混合气体先通过盛有无水硫酸铜的干燥管，然后再通过盛有石灰水的洗气瓶。
（12）金属和盐溶液的置换反应混合溶液与一种金属发生置换反应的顺序是“先远”“后近”；金属混合物与一种盐溶液发生置换反应的顺序也是“先远”“后近”。
6.反应中的一些规律
（1）跟盐酸反应产生能澄清石灰水变浑浊的气体的一定是CO32－（也可能为HCO3－离子，但一般不予以考虑）◆凡碳酸盐与酸都能反应产生CO2气体。
（2）跟碱反应能产生使湿润红色石蕊试纸变蓝的气体（NH3）的，一定为NH4+（即为铵盐）。
●溶于水显碱性的气体只有NH3（NH3+H2O=NH3·H2O）
（3）可溶性的碳酸盐加热不能分解，只有不溶性碳酸盐受热才能分解。
CaCO3=CaO+CO2↑酸式碳酸盐也不稳定，受热易分解：2NaHCO3=Na2CO3+H2O+CO2↑
7.实验中的规律
①凡用固体加热制取气体的都选用高锰酸钾制O2装置（固固加热型）；
凡用固体与液体反应且不需加热制气体的都选用双氧水制O2装置（固液不加热型）。
②凡是给试管固体加热，都要先预热，试管口都应略向下倾斜。
③凡是生成的气体难溶于水（不与水反应）的，都可用排水法收集。
凡是生成的气体密度比空气大的，都可用向上排空气法收集。
凡是生成的气体密度比空气小的，都可用向下排空气法收集。
④凡是制气体实验时，先要检查装置的气密性，导管应露出橡皮塞1－2ml，铁夹应夹在距管口1/3处。
⑤凡是用长颈漏斗制气体实验时，长颈漏斗的末端管口应插入液面下。
⑥凡是点燃可燃性气体时，一定先要检验它的纯度。
⑦凡是使用有毒气体做实验时，最后一定要处理尾气。
⑧凡是使用还原性气体还原金属氧化物时，一定是“一通、二点、三灭、四停”
8.实验基本操作中的数据
（1）向酒精灯里添加酒精要使用漏斗，但酒精量不得超过灯身容积的2/3。
（2）用试管给液体加热时，还应注意液体体积不宜超过试管容积的1/3。
加热时试管宜倾斜，约与台面成45°角。
（3）用试管盛装固体加热时，铁夹应夹在距管口的1/3处。
（4）托盘天平只能用于粗略的称量，能称准到0.1克。
（5）用蒸发皿盛装液体时，其液体量不能超过其容积的1/3。
（6）如果不慎将酸溶液沾到皮肤或衣物上，立即用较多的水冲洗(如果是浓硫酸，必须迅速用抹布擦拭，然后用水冲洗)，再用溶质质量分数为3~5%的碳酸氢钠溶液来冲洗。
（7）在实验时取用药品，如果没有说明用量，一般应该按最少量取用：液体取1~2毫升，固体只需盖满试管底部。
（8）使用试管夹时，应该从试管的底部往上套，固定在离试管口的1/3处。
初中化学元素的单质及化合物（一）
【知识点精析】
表1 空气和水的比较
（2）金属+ 盐→另一种盐+ 另一种金属
4.复分解反应发生的条件：
生成物起码具备下列三个条件之一：①有沉淀析出；②有气体放出；③有水生成。
初中化学总复习——化学实验综合
1.常见物质的名称、化学式、俗称及主要物理性质
（7）溶解法
（8）吸收法
7. 课本上的重点实验
（1）空气中氧气含量的测定
（2）燃烧的条件
（3）分子的运动
（4）水的组成
（5）验证质量守恒定律
八、物质的除杂
1、CO2（CO）：把气体通过灼热的氧化铜，
2、CO（CO2）：通过足量的氢氧化钠溶液
3、H2（水蒸气）：通过浓硫酸/通过氢氧化钠固体
4、CuO(C):在空气中（在氧气流中）灼烧混合物
5、Cu(Fe) :加入足量的稀硫酸
6、Cu(CuO):加入足量的稀硫酸
7、FeSO4(CuSO4): 加入足量的铁粉
8、NaCl(Na2CO3):加入足量的盐酸
9、NaCl(Na2SO4):加入足量的氯化钡溶液
10、NaCl(NaOH):加入足量的盐酸
11、NaOH（Na2CO3）：加入足量的氢氧化钙溶液
12、NaCl（CuSO4）：加入足量的氢氧化钡溶液
13、NaNO3(NaCl):加入足量的硝酸银溶液
14、NaCl(KNO3):蒸发溶剂
15、KNO3（NaCl）：冷却热饱和溶液。
16、CO2（水蒸气）：通过浓硫酸。
初中总复习——化学计算综合
【知识点精析】
1. 有关化学式的计算：
基本公式：
（1）相对分子质量=（化学式中各原子的相对原子质量×化学式中该元素原子个数）之和（2）化合物中某元素质量分数=
（3）元素质量=物质质量×该元素的质量分数
2. 有关溶液的计算
溶液质量=溶质质量+溶剂质量
溶液质量=溶液体积×密度
溶质的质量分数
饱和溶液溶质的质量分数
稀释公式：浓溶液质量×稀释前浓度=稀溶液质量×稀释后浓度
浓溶液质量×大浓度+稀溶液质量×小浓度=混合溶液×中浓度
注意：溶液质量守恒而体积不守恒，当溶液稀释时，
3. 有关化学方程式的计算
设各物质的相对分子质量为M，质量为m。
则有：
4. 有关化学方程式和溶液的综合计算
反应后所得溶液的质量=原溶液的质量＋新溶解的物质的质量－反应生成的气体或沉淀的质量。