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>C

4、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↑+8H₂O

MnO₂+4HCl（浓） MnCl₂+Cl₂↑+2H₂O

氧化性：KMnO₄>MnO₂

6、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>S

7、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 （紫红色）、Cr₂O （橙色）等有色离子不能大量存在。

2、在强碱性溶液中，H⁺、NH 、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CO 、SO 、S^2—、HS^—、HCO 、HSO 、ClO^—、CH₃COO^—等）不能大量存在。

4、酸式弱酸根离子（如HCO 、HSO 、HS^—等）在强酸性或强碱性溶液中均不能大量存在。

5、AlO 与HCO 不能大量共存：AlO +HCO +H₂O=Al(OH)₃↓+CO

6、“NO +H⁺”组合具有强氧化性能与S^2-、Fe²⁺、I^-、SO 等发生氧化还原反应而不能大量共存。

7、NH 与CH₃COO^—、CO ，Mg²⁺与HCO 等组合中，虽然两种离子都能水解且水解相互促进，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）。

8、因发生复分解反应生成难溶物（如H⁺与SiO ，Ca²⁺与CO ，Ag⁺与Cl^—等），微溶物（如CaSO₄，Ag₂SO₄，MgCO₃，Ca(OH)₂等），弱酸（如HF、H₂CO₃、CH₂COOH、H₂SO₃、HClO苯酚等），弱碱（如NH₃·H₂O，）水，而不能大量共存。

9、因发生氧化还原反应而不能大量共存。

例如，MnO 与Fe²⁺，S^2—、I^—、SO ；ClO^—与Fe²⁺，S^2—、I^—、SO ；NO （H⁺）与Fe²⁺，S^2—、I^—；Fe³⁺与SO 、S^2—、I^—等。

10、因发生“双水解”而不能大量共存。

例如：Fe³⁺与CO 、HCO 、ClO^—；Al³⁺与AlO 、CO 、HCO 、S^2—、HS^—、ClO^—；AlO 与Fe³⁺、Fe²⁺、Ag⁺、NH 等。

11、因发生络合反应不能大量共存。

例如，Fe³⁺与SCN^—

三、常见元素或离子的结构特点

1、短周期元素原子结构的规律性

（1）稀有气体原子的电子层结构与同周期的非金属元素形成的阴离子，下一周期的金属元素形成的阴离子的电子层结构相同，如F^—、Ne、Na⁺的电子层结构相同。

（2）最外层电子数为1的原子有H、Li、Na。

（3）最外层电子数为2的原子有He、Be、Mg。

（4）最外层电子数是次外层电子数2倍的是C。

（5）最外层电子数是次外层电子数3倍的是O。

（6）次外层电子数是最外层电子数2倍的有Li、Si。

（7）内层电子总数是最外层电子数2倍的原子有Li、P。

（8）电子层数跟最外层电子数相等的原子有H、Be、Al。

（9）最外层电子数是电子层数2倍的有He、C、S。

（10）最外层电子数是电子层数3倍的是O。

2、核外电子数相同的微粒归纳

（1）10电子微粒

a.一核10电子微粒：Ne、N^3—、O^2—、F^—、Na⁺、Mg²⁺、Al³⁺；

b.二核10电子微粒：HF、OH^—。

c.三核10电子微粒：H₂O、NH 。

d.四核10电子微粒：NH₃、H₃O⁺。

e.五核10电子微粒：CH₄、NH 。

（2）18电子微粒

a.一核18电子微粒：Ar、K⁺、Ca²⁺、Cl^—、S^2—

b.二核18电子微粒：F₂、HCl、O 、HS^—

c.三核18电子微粒：H₂S

d.四核18电子微粒：PH₃、H₂O₂

e.五核18电子微粒：CH₃F、SiH₄

f.六核18电子微粒：CH₃OH、N₂H₄

g.七核18电子微粒：CH₃NH₂

h.八核18电子微粒：C₂H₆

四、粒子半径大小的比较

1、原子半径大小比较

（1）电子层数相同（即同周期时）原子序数越大，原子半径越小（“序大径大”）。

例如，Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl

（2）最外层电子数相同（即同主族）时，原子序数越大，原子半径越大（“序大径大”）。

例如，Li<Na<K

2、离子半径大小比较

（1）同种元素的离子半径：阴离子>原子>阳离子，低价态阳离子>高价态阴离子。

例如：Cl^—>Cl，Na⁺<Na，Fe²⁺>Fe³⁺

（2）电子层结构相同的离子，原子序数越大，半径越小（“序大径小”）

例如：O^2—>F^—>Na⁺>Mg²⁺>Al³⁺

（3）同主族带相同电荷的离子，电子层数越多，半径越大。

例如，Li⁺<Na⁺<K⁺

（4）所带电荷，电子层数不同的离子，可选一种离子参照比较。

例如，比较K⁺、Mg²⁺半径时，可选Na⁺半径为参照，可知K⁺>Na⁺>Mg²⁺

特别提醒：

“三看”法快速判断简单粒子半径大小的规律；

（1）“一看”电子层数：最外层电子数相同时，电子层数越多，半径越大。

（2）“二看”核电荷数：当电了层结构相同时，核电荷数越大，半径越小。

（3）“三看”核外电子数：当电子层数和核电核数均相同时，核外电子数越多，半径越大。

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