1、内容

同温同压下，相同体积的气体所含分子数相等，即“三同”定“一同”。

2、推论

（1）同温同压时，V1/V2 = n1/n2

（2）同温同体积时，p1/p2 = n1/n2 = N1/N2

（3）同温同压且质量相等时，V1/V2 = M2/M1

（4）同温同压同体积时，M1/M2 = ρ1/ρ2

注意：

①阿伏加德罗定律同样适用于不反应的混合气体。

②利用气态方程PV = nRT有助于理解上述推论。

3、阿伏加德罗常数相关题目的解法

①状况条件：考查气体时常给出非标准状况，如常温常压下、1.01×10⁵Pa、25℃等情况。

②物质状态：考查气体摩尔体积时，常用标准状况下非气态的物质来迷惑考生，如H₂O、SO₃、己烷、辛烷、CHCl₃等。

③物质结构与晶体结构：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，常涉及稀有气体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、因发生复分解反应，离子不能大量共存。

（1）有气体生成。

像CO₃²⁻、SO₃²⁻、S²⁻、HCO₃⁻、HSO₃⁻、HS⁻等易挥发的弱酸的酸根与H⁺无法大量共存。

（2）有沉淀产生。

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）一些容易水解的离子，在溶液中的存在是有条件的。

像AlO₂⁻、S²⁻、CO₃²⁻、C₆H₅O⁻等必须在碱性条件下才能存在于溶液中；如Fe³⁺、Al³⁺等必须在酸性条件下才能存在于溶液中。这两类离子不能同时存在于同一溶液中，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反应不能共存。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Fe³⁺与SCN⁻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⁺。

③MnO₄⁻，在酸性条件下，NO3-等具备强氧化性。

④S2O32 - 在酸性环境下发生氧化还原反应：S2O32 - + 2H+ = S↓ + SO2↑ + H2O

⑤留意题目要求的是“大量共存”还是“不能大量共存”。

6、审题时还需特别留意以下几点：

（1）留意溶液的酸性对离子间氧化还原反应产生的影响。例如：Fe2+与NO3 - 能够共存，然而在强酸性条件下（即Fe2+、NO3 - 、H+相遇时）无法共存；MnO4 - 与Cl - 在强酸性条件下也不能共存；S2 - 与SO32 - 在钠、钾盐状态下可共存，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和强碱（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）符事实：离子反应要符合客观事实，不可臆造产物及反应。

（2）式合理：化学式与离子符号使用正确恰当。

（3）符实际：“=”“ ”“→”“↑”“↓”等符号符合实际情况。

（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）分类型：分清类型，注意少量、过量等情况。

（6）细检查：结合书写离子方程式过程中易出现的错误，细致检查。

四、氧化性、还原性强弱的判断

（1）依据元素的化合价

物质中元素处于最高价态，该元素仅有氧化性；物质中元素处于最低价态，该元素仅有还原性；物质中元素处于中间价态，该元素既有氧化性又有还原性。对于同一种元素而言，价态越高，其氧化性就越强；价态越低，其还原性就越强。

（2）依据氧化还原反应方程式

在同一氧化还原反应里，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）依据反应的难易程度

注意：①氧化还原性强弱仅与该原子得失电子的难易程度有关，而与得失电子数量的多少无关。得电子能力越强，其氧化性就越强；失电子能力越强，其还原性就越强。

②同一元素相邻价态之间不会发生氧化还原反应。

常见氧化剂：

①活泼的非金属，像Cl2、Br2、O2等；

②元素（如Mn等）处于高化合价的氧化物，像MnO2、KMnO4等；

③元素（如S、N等）处于高化合价时的含氧酸，像浓H2SO4、HNO3等；

④元素（如Mn、Cl、Fe等）处于高化合价时的盐，像KMnO4、KClO3、FeCl3、K2Cr2O7；

⑤过氧化物，像Na2O2、H2O2等。