第一章 物质及其变化（期中知识清单）高一化学上学期人教版

期中知识清单（人教版第1章） 思维导图→考点清单（9大考点）→素养提升清单（5大易错点、6大方法） · 考点01 根据物质的组成分类 1.物质的元素组成 （1）金刚石、石墨和C60都是由碳元素形成的单质，是碳元素的同素异形体。氧元素也有两种同素异形体，它们分别是氧气(O2)和臭氧(O3)。 （2）碳和氧两种元素可形成两种化合物，其化学式分别是CO、CO2；氢和氧两种元素形成的化合物的化学式分别是H2O和H2O2。 2.根据物质的性质分类 （1）根据物质的性质对氧化物进行分类 氧化物 酸性氧化物 碱性氧化物 定义 能与碱反应生成盐和水的氧化物 能与酸反应生成盐和水的氧化物 实例 CO2、SO3等 CaO、Fe2O3等 属类 大多数非金属氧化物 大多数金属氧化物 （2）氧化物的交叉分类 氧化物按组成元素分为金属氧化物和非金属氧化物； 氧化物按性质分为酸性氧化物和碱性氧化物。 · 考点02 溶液、胶体、浊液的比较 分散系 溶液 胶体 浊液 分散质粒子种类 分子、离子 大量分子聚集体或大分子 大量粒子聚集体 分散质粒子直径 小于1 nm 1～100 nm 大于100 nm 外部特征 均一、透明、稳定 较均一、透明、较稳定 不均一、不透明、不稳定，久置沉淀(或分层) 能否透过滤纸 能 能 不能 鉴别方法 胶体(或溶液)和浊液通过静置鉴别；胶体和溶液可通过丁达尔效应鉴别 · 考点03 酸、碱、盐的性质 1.酸、碱、盐的化学通性 （1）酸的化学通性 酸 （2）碱的化学通性 碱 （3）盐的化学通性 盐 2.氧化物的化学通性 （1）酸性氧化物的化学通性 酸性氧化物 （2）碱性氧化物的化学通性 碱性氧化物 · 考点04 物质的转化 1.单质、氧化物、酸、碱、盐之间的转化关系 2.金属(或非金属)单质→盐的转化关系 （1）金属单质(Ca)→盐的转化关系 CaCaOCa(OH)2CaCO3CaCl2 ① 2Ca＋O22CaO； ② CaO＋H2O===Ca(OH)2； ③ Ca(OH)2＋CO2===CaCO3↓＋H2O； ④ CaCO3＋2HCl===CaCl2＋H2O＋CO2↑。 （2）非金属单质(C)→盐的转化关系 CCO2H2CO3Na2CO3 ① C＋O2CO2； ② CO2＋H2O===H2CO3； ③ H2CO3＋2NaOH===Na2CO3＋2H2O。 · 考点05 电解质的电离 1.电解质、非电解质的比较 — 电解质 非电解质 相同点 均为化合物 不同点 在水溶液里或熔融状态下能导电 在水溶液里和熔融状态下都不导电 本质区别 在水溶液里或熔融状态下自身能发生电离 在水溶液里和熔融状态下自身不发生电离 所含物质类型 酸：H2SO4、H2CO3等； 碱：NaOH、NH3·H2O等； 盐：NaCl、CaCO3等； 活泼金属氧化物：Na2O、CaO等；水 非金属氧化物：SO2、SO3、CO2等； 非酸性气态氢化物：NH3； 部分有机物：蔗糖、乙醇、CH4、CCl4等 2.电离方程式的书写方法 （1）强酸、强碱、大部分盐书写时用“===”连接，如HCl===H＋＋Cl－、NaCl===Na＋＋Cl－。 （2）酸式盐的电离方程式 ①强酸的酸式盐在水溶液中完全电离，如在水溶液中NaHSO4的电离方程式为NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO，熔融状态下NaHSO4的电离方程式为NaHSO4===Na＋＋HSO 。 ②弱酸的酸式盐在水溶液中电离生成酸式酸根阴离子和阳离子，如NaHCO3===Na＋＋HCO。 （3）电离方程式的书写注意事项 ①方程式左边书写化学式，表示电解质还未电离时的状态；右边书写离子符号，表示电解质电离产生的离子。 ②书写时要遵循质量守恒(即方程式两边原子种类、个数相等)和电荷守恒(即电离产生的阳离子所带正电荷总数等于阴离子所带负电荷总数)。 ③书写电离方程式必须以事实为依据，不能主观臆造。 3.电解质溶液的导电能力 （1）电解质溶液的导电能力与单位体积内电解质电离的离子数目及相应离子所带电荷多少有关，单位体积内电解质电离的离子数目越大，相应离子所带电荷越多，导电能力越强。 （2）判断电解质是否导电，关键要看电解质是否发生电离产生了自由移动的离子，还要看单位体积内电解质电离的离子数目的多少，如CaCO3在水中的溶解度很小，故认为其水溶液导电能力很弱。 · 考点06 离子方程式的书写 1.离子方程式的书写步骤（以Na2SO4溶液与BaCl2溶液的反应为例） 2.离子方程式书写的拆写原则 （1）拆成离子的物质：易溶、易电离的物质，如强酸、强碱、绝大部分可溶性盐。 （2）书写化学式的物质： a.单质；b.气体；c.氧化物；d.难溶性物质；e.难电离的物质；f.非电解质；g.浓硫酸。 （3）多元弱酸的酸式酸根离子不能拆写，如NaHCO3不能拆写成“Na＋＋H＋＋CO”，应写作“Na＋＋HCO”。 （4）微溶物（如Ca(OH)2）：a.作反应物时，澄清溶液中写成离子形式，悬浊液中写成化学式；b.作生成物时，写成化学式。 （5）有气体或沉淀生成的离子反应，要检查离子方程式中是否注明“↑”或“↓”。 （6）写出离子方程式并配平 将相互作用的微粒的符号写在等号左边，把微粒之间作用结果的符号写在等号右边，并根据电荷守恒以及原子种类和数量守恒配平离子方程式。 稀硫酸与Ba(OH)2溶液反应的离子方程式为2H＋＋2OH－＋Ba2＋＋SO===2H2O＋BaSO4↓。 · 考点07 离子共存的判断 1.判断离子能否大量共存，实际上是看离子之间能否反应，若反应，则不共存；若不反应，则大量共存。 2.离子不能大量共存的三种情况： 生成难溶性或微溶性物质的离子不能大量共存 生成难溶性的盐 如Ca2＋与CO，Ba2＋与CO、SO，Ag＋与Cl－等 生成难溶性的碱 如OH－与Cu2＋、Fe2＋、Fe3＋、Mg2＋、Al3＋等 生成气体的离子不能大量共存 如H＋与CO、HCO等 生成水或其他难电离物质的离子不能大量共存 如H＋与OH－、CH3COO－等 · 考点08 氧化还原反应 1.氧化还原反应的两组概念 （1）氧化反应与还原反应 反应类型 化合价变化 电子转移 氧化反应 物质所含元素化合价升高的反应 物质所含元素原子失去电子(或电子对偏离)的反应 还原反应 物质所含元素化合价降低的反应 物质所含元素原子得到电子(或电子对偏向)的反应 （2）氧化产物与还原产物 生成物 2.氧化还原反应概念间的关系 化合价升高→失去电子→被氧化→是还原剂。 化合价降低→得到电子→被还原→是氧化剂。 3.氧化还原反应的本质 （1）氧化反应：物质中有元素的原子失去电子(或电子对偏离)的反应。 （2）还原反应：物质中有元素的原子得到电子(或电子对偏向)的反应。 （3）氧化还原反应的本质：有电子转移(电子得失或电子对偏移)的反应。 4.四种基本反应类型之间的关系 （1）置换反应一定是氧化还原反应。 （2）复分解反应一定不是氧化还原反应。 （3）化合反应和分解反应不一定是氧化还原反应。 （4）有单质参加的化合反应一定是氧化还原反应。 （5）有单质生成的分解反应一定是氧化还原反应。 · 考点09 氧化剂和还原剂 1.氧化剂：在反应时，所含元素的化合价降低，即得到电子(或电子对偏向)的物质。 2.还原剂：在反应时，所含元素的化合价升高，即失去电子(或电子对偏离)的物质。 3.氧化产物：还原剂发生氧化反应后的生成物，即化合价升高的元素的产物。 4.还原产物：氧化剂发生还原反应后的生成物，即化合价降低的元素的产物。 5.氧化性：即得到电子的能力。在氧化还原反应中，氧化剂具有氧化性。 6.还原性：即失去电子的能力。在氧化还原反应中，还原剂具有还原性。 7.常见的氧化剂和还原剂 物质种类 常见物质 氧化剂 部分非金属单质 O2、Cl2等 含有高价态元素的化合物 浓硫酸、HNO3、KMnO4、MnO2、KClO3、K2Cr2O7等 某些金属活动性较弱的元素对应的高价态离子 Fe3＋、Ag＋、Pb4＋、Cu2＋等 过氧化物 Na2O2、H2O2等 还原剂 活泼的金属单质 Al、Zn等 某些非金属单质 C、H2等 非金属阴离子和氢化物 Cl－、Br－、I－、S2－、HI、NH3、H2S等 含有较低价态元素的化合物 CO、SO2、H2SO3、Na2SO3、FeSO4等 · 易错点01 根据物质的组成和性质分类 1.含结晶水的化合物为纯净物。纯净物是一种成分(分子)组成的物质，有化学式，有固定的熔、沸点。混合物是多种成分(分子)组成的物质，无化学式，无固定的熔、沸点。 2.非金属氧化物大多是酸性氧化物，但不一定全是，如NO、CO不是酸性氧化物；酸性氧化物也不一定是非金属氧化物，如Mn2O7是酸性氧化物，但却是金属氧化物。金属氧化物大多是碱性氧化物，但不一定全是，如Al2O3是金属氧化物，却是两性氧化物；碱性氧化物一定是金属氧化物。 【判断对错】 (1)纯净物一定由同种分子构成(　　) (2)只含一种元素的物质一定是单质(　　) (3)氯化钠属于盐，也属于化合物(　　) (4)树状分类法各级之间存在包含关系，如氧化物属于化合物(　　) (5)CuSO4·5H2O属于混合物(　　) (6)酸性氧化物能溶于水，和水化合生成酸(　　) (7)CH3COOH是多元酸(　　) 答案　(1)×　(2)×　(3)√　(4)√ (5)×　(6)× (7)× · 易错点02 分散系的组成 泥沙、淀粉、氯化钠与溶剂水分别形成悬浊液、胶体和溶液，由于三种分散质粒子直径的差异，悬浊液不能透过滤纸，而胶体和溶液能透过。 【判断对错】 (1)氯化钠溶液均一、稳定、透明，不是分散系(　　) (2)“冰水混合物”是一种分散系(　　) (3)分散系可以是固态、液态或气态(　　) (4)油水混合物属于乳浊液(　　) 答案　(1)×　(2)×　(3)√　(4)√ · 易错点03 电解质与非电解质 1.电解质与导电性的关系 ①有些电解质溶于水能导电，在熔融状态下不能导电，如HCl、H2SO4等。 ②有些电解质只在熔融状态下能导电，如BaSO4、CaCO3等。 ③能导电的物质不一定是电解质，如金属、石墨、盐酸等，电解质本身也不一定能导电，如NaCl固体、HCl气体等。 ④溶于水能导电的化合物本身不一定是电解质，如SO2、NH3等。 2.电解质与溶解性的关系 电解质不一定易溶于水(如硫酸钡等)，易溶于水的化合物不一定是电解质(如酒精等)。 【判断对错】 (1)能导电的物质一定是电解质，电解质不一定能导电(　　) (2)铜丝、氯化钾溶液能导电，所以两者都是电解质(　　) (3)CO2、NH3都溶于水，其水溶液都能导电，所以CO2、NH3是电解质(　　) (4)硫酸钡难溶于水，其水溶液几乎不导电，硫酸钡不是电解质(　　) 答案　(1)×　(2)×　(3)×　(4)× · 易错点04 从电离角度认识酸、碱、盐 分类 定义 实例 酸 电离时生成的阳离子全部是H+的化合物是酸 HCl 碱 电离时生成的阴离子全部是OH－的化合物是碱 NaOH 盐 电离时生成的金属阳离子（或NH4+)和酸根阴离子的化合物是盐 NaCl、NH4Cl 【判断对错】 (1)KHSO4在水溶液中可以电离出H+，所以KHSO4属于酸(　　) (2)化合物电离时有OH-生成的就是碱(　　) (3)化合物电离时，只有生成金属阳离子和酸根阴离子的才是盐(　　) (4)液态硫酸无法电离，只有在溶于水形成水溶液时才发生电离(　　) 答案　(1)×　(2)×　(3)×　(4)√ · 易错点05 氧化还原反应的判断 氧化还原反应的本质是电子转移(电子得失或共用电子对偏移)，氧化还原反应的特征是有元素化合价的升降。 【判断对错】 (1)氧化还原反应中所有元素的化合价一定都发生变化(　　) (2)一个反应中可以只有元素化合价升高，而无元素化合价降低(　　) (3)氧化还原反应中被氧化的物质与被还原的物质可以是同一种物质(　　) (4)有单质参加的反应一定是氧化还原反应(　　) 答案　(1)×　(2)×　(3)√　(4)× · 方法1 离子方程式的正误判断 1．看生成物是否与事实相符。如Fe与硫酸反应生成：Fe+2H+=Fe3++H2↑ 2．看反应在什么情况下进行，能否用离子方程式表示。如：Ca(OH)2+NH4Cl=CaCl2+H2O+NH3↑（氨气的制备）不在溶液中进行，不具有离子反应方程式。 3．看拆写是否正确。只有易溶的强电解质才能写成离子的形式，如CaCO3写成Ca2+，Mg(OH)2写成Mg2+都是错误的。 4．看所用连接符号与生成物状态符号是否正确。离子互换反应的方程式通常用“=”号连接，生成沉淀或气体则标出“↑”或“↓”符号。 5．看质量与电荷是否守恒。如：FeCl2溶液与Cl2反应写成Fe2++Cl2=Fe3++2Cl－，电荷不守恒。 6．看离子的配比数是否正确如：稀硫酸与强氧化钡反应不能写成：Ba2+ + OH －+ SO42－ + H+ =BaSO4 +H2O，应写成Ba2++2OH－+SO42－+2H+=BaSO4↓ + 2H2O。 7．看反应物的用量多少是否加以考虑。某些化学反应因反应物用量多少不同，生成 物也不同，甚至来源同一物质的阴、阳离子配比数也可能不同。如：“过量”、“少量”等都可能对反应产生影响。如：向NaOH溶液中通入少量CO2和足量CO2的离子反应方程式分别是：2OH－ + CO2=CO32－ + H2O、OH－+CO2=HCO3－。 · 方法2 离子共存的判断方法 （1）看“色”。即溶液颜色。若限定无色溶液，常见有色离子有Cu2＋(蓝色)、Fe3＋(棕黄色)、Fe2＋(浅绿色)、MnO4－(紫色)。 （2）看“性”。即溶液的酸碱性。在强酸性溶液中，OH－及弱酸根阴离子(如CO32－、SO32－、S2－、CH3COO－等)均不能大量存在；在强碱性溶液中，H＋及弱碱阳离子(如NH4＋、Al3＋、Mg2＋、Fe3＋等)均不能大量存在，酸式弱酸根离子(如HCO3－、HSO3－、HS－等)在强酸性或强碱性溶液中均不可能大量存在。 （3）看“反应”。即离子之间反应生成难溶物（沉淀）、弱电解质、气体、氧化还原反应的离子之间不能共存。 ①有气体生成：H+与CO32－、HCO3－生成CO2；H+与SO32－、HSO3－生成SO2；H+与S2－、HS－生成H2S。 ②有难溶物（沉淀）生成：Ca2+与CO32－生成CaCO3；Ag+与Cl－生成AgCl；Ba2+与SO42－生成BaSO4。Mg2+、Al3+、Fe2+、Fe3+、Cu2+与OH－生成Mg(OH)2、Al(OH)3、Fe(OH)2、Fe(OH)3、Cu(OH)2。 ③有弱电解质（弱酸、弱碱、水）生成。OH－与H+生成H2O；OH－与HCO3－生成H2O； HCO3－与H+生成H2CO3； OH－与NH4+生成NH3·H2O。 ④发生氧化还原反应而不能大量共存。 （4）限制溶液酸性的条件：pH<7的溶液；使紫色石蕊变红；加铁粉、镁粉、铝粉放出氢气。在酸性溶液中，OH－及弱酸根阴离子(如CO32－、SO32－、S2－、CH3COO－等)均不能大量存在。易错点：不能存在NO3-。因为有NO3-时，NO3-作氧化剂会产生氮氧化物，而不是氢气。 · 方法3 离子推断 1．根据实验现象判断一定含有的离子→根据离子共存判断一定不含有的离子→可能含有的离子。 2．离子推断的“常用原则” （1）肯定性原则：据现象推断肯定存在或肯定不存在的离子。 （2）互斥性原则：如溶液中含有Ag＋，则不存在大量的Cl-。 （3）进出性原则：要注意所加试剂引入什么离子，是否造成干扰。 （4）守恒原则(电中性原则)：阳离子和阴离子同时存在于溶液中且正负电荷总量相等。 · 方法4 氧化性、还原性强弱比较的方法 1.根据元素的活动性顺序比较 如：Fe＋CuSO4===FeSO4＋Cu 金属还原性：Fe>Cu 在反应中Fe是还原剂，Cu是还原产物。 2.根据氧化还原反应方程式比较 氧化性：氧化剂>氧化产物 还原性：还原剂>还原产物 · 方法5 氧化还原反应方程式的配平 1. 氧化还原反应的配平的三原则 （1）电子守恒：氧化剂和还原剂得失电子总数相等。化合价升高总数= 化合价降低总数。 （2）质量守恒：反应前后原子的种类和个数不变。 （3）电荷守恒：离子反应前后，所带电荷总数相等。 2．配平步骤： ①标出化合价发生变化的元素的化合价。如： ②根据元素存在的实际形式调整发生了氧化还原反应的物质的系数，使之成1：1的关系。 ③调整系数，使化合价升降总数相等。 ④根据化合价升降总数相等确定发生氧化还原反应的物质的化学计量数。 ⑤利用元素守恒，用观察方法配平没有参加氧化还原反应的其他物质的系数。 ⑥检查方程式两边各原子的个数是否相等，离子方程式还要检查方程式两边的离子所带的电荷数是否相等。 3.配平方法 (1)倒配法：氧化剂与还原剂是同一物质的反应可用倒配法。 (2)补加法：部分被氧化或被还原的反应可用补加法 即得：3Cu＋8HNO3===3Cu(NO3)2＋2NO↑＋4H2O (3)电荷守恒法：某些离子方程式可借助电荷守恒配平有关离子的化学计量数 即得 ：5Fe2＋＋MnO＋8H＋===5Fe3＋＋Mn2＋＋4H2O。 · 方法6 氧化还原反应的计算 1. 在氧化还原反应中的三个守恒： （1）电子守恒：电子守恒是指氧化剂得到电子的物质的量（或个数）和还原剂失去电子的物质的量（或个数）相等。反应前后氧化剂得到电子的总数等于还原剂失去电子的总数。 （2）质量守恒：质量守恒是指氧化还原反应中反应前后各元素的种类和相应的原子个数不变。 （3）电荷守恒：电荷守恒是指在离子反应中，所有阳离子所带正电荷总数等于所有阴离子所带的负电荷总数。即溶液呈电中性。 2．对于氧化还原反应的计算，要根据反应中氧化剂得到的电子总数与还原剂失去的电子总数相等。利用守恒思想，可以抛开繁琐的反应过程，可不写化学方程式，不追究中间反应过程，只要把物质分为始态和终态，从得电子与失电子两个方面进行整体思维，便可迅速获得正确结果。 3．守恒法解题的思维流程 (1)找出氧化剂、还原剂及对应的还原产物、氧化产物。 (2)标准确变价元素的化合价。 (3)找准每个氧化剂、还原剂中变价的原子个数。 (4)列出等式并计算： N(氧化剂)×变价原子个数×|化合价变化值|＝N(还原剂)×变价原子个数×|化合价变化值|。 学科网（北京）股份有限公司8 / 13 学科网（北京）股份有限公司 $ 期中知识清单（人教版第1章） 思维导图→考点清单（9大考点）→素养提升清单（5大易错点、6大方法） · 考点01 根据物质的组成分类 1.物质的元素组成 （1）金刚石、石墨和C60都是由碳元素形成的 ，是碳元素的 。氧元素也有两种同素异形体，它们分别是 (O2)和 (O3)。 （2）碳和氧两种元素可形成两种化合物，其化学式分别是CO、CO2；氢和氧两种元素形成的化合物的化学式分别是H2O和H2O2。 2.根据物质的性质分类 （1）根据物质的性质对氧化物进行分类 氧化物 酸性氧化物 碱性氧化物 定义 能与 反应生成盐和水的氧化物 能与 反应生成盐和水的氧化物 实例 CO2、SO3等 CaO、Fe2O3等 属类 大多数 氧化物 大多数 氧化物 （2）氧化物的交叉分类 氧化物按组成元素分为 和 ； 氧化物按性质分为 和 。 · 考点02 溶液、胶体、浊液的比较 分散系 溶液 胶体 浊液 分散质粒子种类 分散质粒子直径 外部特征 能否透过滤纸 鉴别方法 胶体(或溶液)和浊液通过静置鉴别；胶体和溶液可通过 鉴别 · 考点03 酸、碱、盐的性质 1.酸、碱、盐的化学通性 （1）酸的化学通性 酸 （2）碱的化学通性 碱 （3）盐的化学通性 盐 2.氧化物的化学通性 （1）酸性氧化物的化学通性 酸性氧化物 （2）碱性氧化物的化学通性 碱性氧化物 · 考点04 物质的转化 1.单质、氧化物、酸、碱、盐之间的转化关系 2.金属(或非金属)单质→盐的转化关系 （1）金属单质(Ca)→盐的转化关系 CaCaOCa(OH)2CaCO3CaCl2 ① ； ② ； ③ ； ④ 。 （2）非金属单质(C)→盐的转化关系 CCO2H2CO3Na2CO3 ① ； ② ； ③ 。 · 考点05 电解质的电离 1.电解质、非电解质的比较 — 电解质 非电解质 相同点 均为 不同点 在 或 下能导电 在 和 下都不导电 本质区别 在水溶液里或熔融状态下自身能发生 在水溶液里和熔融状态下自身不发生 所含物质类型 酸：H2SO4、H2CO3等； 碱：NaOH、NH3·H2O等； 盐：NaCl、CaCO3等； 活泼金属氧化物：Na2O、CaO等；水 非金属氧化物：SO2、SO3、CO2等； 非酸性气态氢化物：NH3； 部分有机物：蔗糖、乙醇、CH4、CCl4等 2.电离方程式的书写方法 （1）强酸、强碱、大部分盐书写时用“===”连接，如HCl===H＋＋Cl－、NaCl===Na＋＋Cl－。 （2）酸式盐的电离方程式 ①强酸的酸式盐在水溶液中 ，如在水溶液中NaHSO4的电离方程式为NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO，熔融状态下NaHSO4的电离方程式为NaHSO4===Na＋＋HSO 。 ②弱酸的酸式盐在水溶液中电离生成酸式酸根阴离子和阳离子，如NaHCO3===Na＋＋HCO。 （3）电离方程式的书写注意事项 ①方程式左边书写化学式，表示电解质还未电离时的状态；右边书写离子符号，表示电解质电离产生的离子。 ②书写时要遵循质量守恒(即方程式两边原子种类、个数相等)和电荷守恒(即电离产生的阳离子所带正电荷总数等于阴离子所带负电荷总数)。 ③书写电离方程式必须以事实为依据，不能主观臆造。 3.电解质溶液的导电能力 （1）电解质溶液的导电能力与单位体积内电解质电离的 及相应离子所带 多少有关，单位体积内电解质电离的离子 ，相应离子所带 ，导电能力越强。 （2）判断电解质是否导电，关键要看电解质是否发生电离产生了自由 ，还要看单位体积内电解质电离的离子数目的多少，如CaCO3在水中的溶解度很小，故认为其水溶液导电能力很弱。 · 考点06 离子方程式的书写 1.离子方程式的书写步骤（以Na2SO4溶液与BaCl2溶液的反应为例） 2.离子方程式书写的拆写原则 （1）拆成离子的物质：易溶、易电离的物质，如强酸、强碱、绝大部分可溶性盐。 （2）书写化学式的物质： a.单质；b.气体；c.氧化物；d.难溶性物质；e.难电离的物质；f.非电解质；g.浓硫酸。 （3）多元弱酸的酸式酸根离子不能拆写，如NaHCO3不能拆写成“Na＋＋H＋＋CO”，应写作“Na＋＋HCO”。 （4）微溶物（如Ca(OH)2）：a.作反应物时，澄清溶液中写成离子形式，悬浊液中写成化学式；b.作生成物时，写成化学式。 （5）有气体或沉淀生成的离子反应，要检查离子方程式中是否注明“↑”或“↓”。 （6）写出离子方程式并配平 将相互作用的微粒的符号写在等号左边，把微粒之间作用结果的符号写在等号右边，并根据电荷守恒以及原子种类和数量守恒配平离子方程式。 稀硫酸与Ba(OH)2溶液反应的离子方程式为2H＋＋2OH－＋Ba2＋＋SO===2H2O＋BaSO4↓。 · 考点07 离子共存的判断 1.判断离子能否大量共存，实际上是看离子之间能否反应，若反应，则不共存；若不反应，则大量共存。 2.离子不能大量共存的三种情况： 生成 或 物质的离子不能大量共存 生成 的盐 如Ca2＋与CO，Ba2＋与CO、SO，Ag＋与Cl－等 生成 的碱 如OH－与Cu2＋、Fe2＋、Fe3＋、Mg2＋、Al3＋等 生成 的离子不能大量共存 如H＋与CO、HCO等 生成 或其他 物质的离子不能大量共存 如H＋与OH－、CH3COO－等 · 考点08 氧化还原反应 1.氧化还原反应的两组概念 （1）氧化反应与还原反应 反应类型 化合价变化 电子转移 氧化反应 物质所含元素化合价 的反应 物质所含元素原子 电子(或电子对偏离)的反应 还原反应 物质所含元素化合价 的反应 物质所含元素原子 电子(或电子对偏向)的反应 （2）氧化产物与还原产物 生成物 2.氧化还原反应概念间的关系 化合价升高→失去电子→被氧化→是还原剂。 化合价降低→得到电子→被还原→是氧化剂。 3.氧化还原反应的本质 （1）氧化反应：物质中有元素的原子 电子(或电子对偏离)的反应。 （2）还原反应：物质中有元素的原子 电子(或电子对偏向)的反应。 （3）氧化还原反应的本质：有电子 (电子 或电子对 )的反应。 4.四种基本反应类型之间的关系 （1）置换反应一定是氧化还原反应。 （2）复分解反应一定不是氧化还原反应。 （3）化合反应和分解反应不一定是氧化还原反应。 （4）有单质参加的化合反应一定是氧化还原反应。 （5）有单质生成的分解反应一定是氧化还原反应。 · 考点09 氧化剂和还原剂 1.氧化剂：在反应时，所含元素的化合价 ，即得到电子(或电子对偏向)的物质。 2.还原剂：在反应时，所含元素的化合价 ，即失去电子(或电子对偏离)的物质。 3.氧化产物：还原剂发生氧化反应后的 ，即化合价升高的元素的产物。 4.还原产物：氧化剂发生还原反应后的 ，即化合价降低的元素的产物。 5.氧化性：即得到电子的能力。在氧化还原反应中，氧化剂具有 。 6.还原性：即失去电子的能力。在氧化还原反应中，还原剂具有 。 7.常见的氧化剂和还原剂 物质种类 常见物质 氧化剂 部分非金属单质 O2、Cl2等 含有高价态元素的化合物 浓硫酸、HNO3、KMnO4、MnO2、KClO3、K2Cr2O7等 某些金属活动性较弱的元素对应的高价态离子 Fe3＋、Ag＋、Pb4＋、Cu2＋等 过氧化物 Na2O2、H2O2等 还原剂 活泼的金属单质 Al、Zn等 某些非金属单质 C、H2等 非金属阴离子和氢化物 Cl－、Br－、I－、S2－、HI、NH3、H2S等 含有较低价态元素的化合物 CO、SO2、H2SO3、Na2SO3、FeSO4等 · 易错点01 根据物质的组成和性质分类 1.含结晶水的化合物为纯净物。纯净物是一种成分(分子)组成的物质，有化学式，有固定的熔、沸点。混合物是多种成分(分子)组成的物质，无化学式，无固定的熔、沸点。 2.非金属氧化物大多是酸性氧化物，但不一定全是，如NO、CO不是酸性氧化物；酸性氧化物也不一定是非金属氧化物，如Mn2O7是酸性氧化物，但却是金属氧化物。金属氧化物大多是碱性氧化物，但不一定全是，如Al2O3是金属氧化物，却是两性氧化物；碱性氧化物一定是金属氧化物。 【判断对错】 (1)纯净物一定由同种分子构成(　　) (2)只含一种元素的物质一定是单质(　　) (3)氯化钠属于盐，也属于化合物(　　) (4)树状分类法各级之间存在包含关系，如氧化物属于化合物(　　) (5)CuSO4·5H2O属于混合物(　　) (6)酸性氧化物能溶于水，和水化合生成酸(　　) (7)CH3COOH是多元酸(　　) · 易错点02 分散系的组成 泥沙、淀粉、氯化钠与溶剂水分别形成悬浊液、胶体和溶液，由于三种分散质粒子直径的差异，悬浊液不能透过滤纸，而胶体和溶液能透过。 【判断对错】 (1)氯化钠溶液均一、稳定、透明，不是分散系(　　) (2)“冰水混合物”是一种分散系(　　) (3)分散系可以是固态、液态或气态(　　) (4)油水混合物属于乳浊液(　　) · 易错点03 电解质与非电解质 1.电解质与导电性的关系 ①有些电解质溶于水能导电，在熔融状态下不能导电，如HCl、H2SO4等。 ②有些电解质只在熔融状态下能导电，如BaSO4、CaCO3等。 ③能导电的物质不一定是电解质，如金属、石墨、盐酸等，电解质本身也不一定能导电，如NaCl固体、HCl气体等。 ④溶于水能导电的化合物本身不一定是电解质，如SO2、NH3等。 2.电解质与溶解性的关系 电解质不一定易溶于水(如硫酸钡等)，易溶于水的化合物不一定是电解质(如酒精等)。 【判断对错】 (1)能导电的物质一定是电解质，电解质不一定能导电(　　) (2)铜丝、氯化钾溶液能导电，所以两者都是电解质(　　) (3)CO2、NH3都溶于水，其水溶液都能导电，所以CO2、NH3是电解质(　　) (4)硫酸钡难溶于水，其水溶液几乎不导电，硫酸钡不是电解质(　　) · 易错点04 从电离角度认识酸、碱、盐 分类 定义 实例 酸 电离时生成的阳离子全部是H+的化合物是酸 HCl 碱 电离时生成的阴离子全部是OH－的化合物是碱 NaOH 盐 电离时生成的金属阳离子（或NH4+)和酸根阴离子的化合物是盐 NaCl、NH4Cl 【判断对错】 (1)KHSO4在水溶液中可以电离出H+，所以KHSO4属于酸(　　) (2)化合物电离时有OH-生成的就是碱(　　) (3)化合物电离时，只有生成金属阳离子和酸根阴离子的才是盐(　　) (4)液态硫酸无法电离，只有在溶于水形成水溶液时才发生电离(　　) · 易错点05 氧化还原反应的判断 氧化还原反应的本质是电子转移(电子得失或共用电子对偏移)，氧化还原反应的特征是有元素化合价的升降。 【判断对错】 (1)氧化还原反应中所有元素的化合价一定都发生变化(　　) (2)一个反应中可以只有元素化合价升高，而无元素化合价降低(　　) (3)氧化还原反应中被氧化的物质与被还原的物质可以是同一种物质(　　) (4)有单质参加的反应一定是氧化还原反应(　　) · 方法1 离子方程式的正误判断 1．看生成物是否与事实相符。如Fe与硫酸反应生成：Fe+2H+=Fe3++H2↑ 2．看反应在什么情况下进行，能否用离子方程式表示。如：Ca(OH)2+NH4Cl=CaCl2+H2O+NH3↑（氨气的制备）不在溶液中进行，不具有离子反应方程式。 3．看拆写是否正确。只有易溶的强电解质才能写成离子的形式，如CaCO3写成Ca2+，Mg(OH)2写成Mg2+都是错误的。 4．看所用连接符号与生成物状态符号是否正确。离子互换反应的方程式通常用“=”号连接，生成沉淀或气体则标出“↑”或“↓”符号。 5．看质量与电荷是否守恒。如：FeCl2溶液与Cl2反应写成Fe2++Cl2=Fe3++2Cl－，电荷不守恒。 6．看离子的配比数是否正确如：稀硫酸与强氧化钡反应不能写成：Ba2+ + OH －+ SO42－ + H+ =BaSO4 +H2O，应写成Ba2++2OH－+SO42－+2H+=BaSO4↓ + 2H2O。 7．看反应物的用量多少是否加以考虑。某些化学反应因反应物用量多少不同，生成 物也不同，甚至来源同一物质的阴、阳离子配比数也可能不同。如：“过量”、“少量”等都可能对反应产生影响。如：向NaOH溶液中通入少量CO2和足量CO2的离子反应方程式分别是：2OH－ + CO2=CO32－ + H2O、OH－+CO2=HCO3－。 · 方法2 离子共存的判断方法 （1）看“色”。即溶液颜色。若限定无色溶液，常见有色离子有Cu2＋(蓝色)、Fe3＋(棕黄色)、Fe2＋(浅绿色)、MnO4－(紫色)。 （2）看“性”。即溶液的酸碱性。在强酸性溶液中，OH－及弱酸根阴离子(如CO32－、SO32－、S2－、CH3COO－等)均不能大量存在；在强碱性溶液中，H＋及弱碱阳离子(如NH4＋、Al3＋、Mg2＋、Fe3＋等)均不能大量存在，酸式弱酸根离子(如HCO3－、HSO3－、HS－等)在强酸性或强碱性溶液中均不可能大量存在。 （3）看“反应”。即离子之间反应生成难溶物（沉淀）、弱电解质、气体、氧化还原反应的离子之间不能共存。 ①有气体生成：H+与CO32－、HCO3－生成CO2；H+与SO32－、HSO3－生成SO2；H+与S2－、HS－生成H2S。 ②有难溶物（沉淀）生成：Ca2+与CO32－生成CaCO3；Ag+与Cl－生成AgCl；Ba2+与SO42－生成BaSO4。Mg2+、Al3+、Fe2+、Fe3+、Cu2+与OH－生成Mg(OH)2、Al(OH)3、Fe(OH)2、Fe(OH)3、Cu(OH)2。 ③有弱电解质（弱酸、弱碱、水）生成。OH－与H+生成H2O；OH－与HCO3－生成H2O； HCO3－与H+生成H2CO3； OH－与NH4+生成NH3·H2O。 ④发生氧化还原反应而不能大量共存。 （4）限制溶液酸性的条件：pH<7的溶液；使紫色石蕊变红；加铁粉、镁粉、铝粉放出氢气。在酸性溶液中，OH－及弱酸根阴离子(如CO32－、SO32－、S2－、CH3COO－等)均不能大量存在。易错点：不能存在NO3-。因为有NO3-时，NO3-作氧化剂会产生氮氧化物，而不是氢气。 · 方法3 离子推断 1．根据实验现象判断一定含有的离子→根据离子共存判断一定不含有的离子→可能含有的离子。 2．离子推断的“常用原则” （1）肯定性原则：据现象推断肯定存在或肯定不存在的离子。 （2）互斥性原则：如溶液中含有Ag＋，则不存在大量的Cl-。 （3）进出性原则：要注意所加试剂引入什么离子，是否造成干扰。 （4）守恒原则(电中性原则)：阳离子和阴离子同时存在于溶液中且正负电荷总量相等。 · 方法4 氧化性、还原性强弱比较的方法 1.根据元素的活动性顺序比较 如：Fe＋CuSO4===FeSO4＋Cu 金属还原性：Fe>Cu 在反应中Fe是还原剂，Cu是还原产物。 2.根据氧化还原反应方程式比较 氧化性：氧化剂>氧化产物 还原性：还原剂>还原产物 · 方法5 氧化还原反应方程式的配平 1. 氧化还原反应的配平的三原则 （1）电子守恒：氧化剂和还原剂得失电子总数相等。化合价升高总数= 化合价降低总数。 （2）质量守恒：反应前后原子的种类和个数不变。 （3）电荷守恒：离子反应前后，所带电荷总数相等。 2．配平步骤： ①标出化合价发生变化的元素的化合价。如： ②根据元素存在的实际形式调整发生了氧化还原反应的物质的系数，使之成1：1的关系。 ③调整系数，使化合价升降总数相等。 ④根据化合价升降总数相等确定发生氧化还原反应的物质的化学计量数。 ⑤利用元素守恒，用观察方法配平没有参加氧化还原反应的其他物质的系数。 ⑥检查方程式两边各原子的个数是否相等，离子方程式还要检查方程式两边的离子所带的电荷数是否相等。 3.配平方法 (1)倒配法：氧化剂与还原剂是同一物质的反应可用倒配法。 (2)补加法：部分被氧化或被还原的反应可用补加法 即得：3Cu＋8HNO3===3Cu(NO3)2＋2NO↑＋4H2O (3)电荷守恒法：某些离子方程式可借助电荷守恒配平有关离子的化学计量数 即得 ：5Fe2＋＋MnO＋8H＋===5Fe3＋＋Mn2＋＋4H2O。 · 方法6 氧化还原反应的计算 1. 在氧化还原反应中的三个守恒： （1）电子守恒：电子守恒是指氧化剂得到电子的物质的量（或个数）和还原剂失去电子的物质的量（或个数）相等。反应前后氧化剂得到电子的总数等于还原剂失去电子的总数。 （2）质量守恒：质量守恒是指氧化还原反应中反应前后各元素的种类和相应的原子个数不变。 （3）电荷守恒：电荷守恒是指在离子反应中，所有阳离子所带正电荷总数等于所有阴离子所带的负电荷总数。即溶液呈电中性。 2．对于氧化还原反应的计算，要根据反应中氧化剂得到的电子总数与还原剂失去的电子总数相等。利用守恒思想，可以抛开繁琐的反应过程，可不写化学方程式，不追究中间反应过程，只要把物质分为始态和终态，从得电子与失电子两个方面进行整体思维，便可迅速获得正确结果。 3．守恒法解题的思维流程 (1)找出氧化剂、还原剂及对应的还原产物、氧化产物。 (2)标准确变价元素的化合价。 (3)找准每个氧化剂、还原剂中变价的原子个数。 (4)列出等式并计算： N(氧化剂)×变价原子个数×|化合价变化值|＝N(还原剂)×变价原子个数×|化合价变化值|。 学科网（北京）股份有限公司8 / 13 学科网（北京）股份有限公司 $