中学化学规律性知识拾零一、离子大量共存的判断⒈若

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一、离子大量共存的判断
⒈若限定无色溶液，则Cu2+(蓝色)、Fe3+(黄色)、Fe2+(浅绿)、MnO4-(紫红色)、Cr2O72-(橙色)等有色离子不能大量存在。
⒉在强碱性溶液中， H+、NH4+、Al3+、Mg2+、Fe3+等不能大量存在。
OH-+H+=H2O
⒊在强酸性溶液中， OH-及弱酸根阴离子，如CO32-、SO32-、S2-、HS-、HCO3-、HSO3-、ClO-、CH3COO-等不能大量存在。
H++CO32-=HCO3-
H++HCO3-=CO2↑+H2O
⒋在强酸性或强碱性溶液中，酸式弱酸根离子如HCO3-、HSO3-、HS-等，不能大量存在。
H++HSO3-=SO2↑+H2O
⒌Al与HCO3-不能大量共存：
AlO2-+HCO3-+H2O=Al(OH)3↓
+CO2↑
⒍“NO3-+H+”组合具有强氧化性，能与S2-、Fe2+、I-、SO32-等发生氧化还原反应而不能大量共存。
NO3-+2H++Fe2+=NO2+H2O+Fe3+
⒎NH4+与CH3COO-、CO32- ， Mg2+与HCO3-等组合中，虽然两种离子都能水解且相互促进，但总的水解程度仍很小，它们在溶液中能大量共存， (加热就不同了) 。
⒏因发生复分解反应生成难溶物，
如H+与SiO32- ， Ca2+与CO32- ， Ag+与Cl-等，
微溶物如CaSO4、Ag2SO4、MgCO3、Ca(OH)2等，
生成弱酸如HF、H2CO3、CH3COOH、H2SO3、HClO、苯酚等，
生成弱碱如NH3·H2O ，水，而不能大量共存。
⒐因发生氧化还原反应而不能大量共存。
例如：MnO4-与Fe2+、S2-、I-、SO32-；
【中学化学规律性知识拾零】ClO-与Fe2+、S2-、I-、SO32-；
NO3-(H+)与Fe2+、S2-、I-；
Fe3+与SO32-、S2-、I-等。
⒑因发生“双水解”而不能大量共存。
例如：Fe3+与CO32-、HCO3-、ClO-；
Al3+与AlO2-、CO32-、HCO3-、S2-、HS-、ClO-；
AlO2-与Fe3+、Fe2+、Ag+、NH4+等。
⒒因发生络合反应不能大量共存。
例如：Fe3+与SCN-
Fe3++SCN-=Fe(SCN)2+

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二、化学键的存在规律及分子极性的判断
⒈物质中化学键的存在规律
⑴只含有非极性共价键的物质：非金属单质，如I2、N2、P4、金刚石、晶体硅等。
⑵既有极性键又有非极性键的物质：如H2O2、C2H2、CH3CH3等。
⑶只有离子键的物质：活泼金属与活泼非金属元素形成的化合物。如Na2S、CsCl、K2O、NaH等。
⑷既有离子键又有非极性共价键的物质，如：Na2O2、CaC2等。
⑸既有离子键又有极性键的物质，如：NH4Cl、NaOH等。
⑹只含共价键而无分子间力的物质，如：金刚石、二氧化硅等。
⑺无化学键的物质，如：稀有气体。
⒉键的极性与分子的极性
⑴A型：为非极性分子。如He、Ne、Ar等，无化学键。
⑵A2型：为非极性分子。如N2、O2、Cl2等，以非极性键形成。
⑶AB型：一定为极性分子。如HX、CO等，以极性键形成。
⑷AB2型：
CO2、CS2为直线型分子，属于以极性键形成的非极性分子；
H2O、SO2、H2S等属于以极性键形成的极性分子，其结构不对称。
⑸AB3型：
BF3、SO3等是正三角形，属于以极性键形成的非极性分子；
NH3、PCl3等，属于以极性键形成的极性分子，其结构不对称。
⑹AB4型：CH4、CCl4等正四面体结构的分子为以极性键形成的非极性分子。

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三、外界条件影响平衡移动的特殊情况
⒈其他条件不变时，若改变固体或纯液体反应物的用量，由于其浓度可视为定值，所以反应前后速率不变，平衡不移动。