第一章 物质及其变化 期末复习知识总结 2025-2026学年高一上学期化学人教版必修第一册

该高中化学知识清单系统梳理了“物质及其变化”单元核心内容，涵盖物质分类、分散系、胶体、电解质、离子反应及氧化还原反应六大知识范畴，搭建从概念辨析到实验制备再到规律应用的递进式学习支架。 清单通过表格对比、易错标注及实验步骤呈现知识体系，如用表格辨析溶液、胶体、浊液的性质差异，标注“胶体不带电，带电的是胶粒”等易错点，培养学生科学思维与探究能力。特别设计“离子方程式书写四步法”和“氧化还原反应规律口诀”，不同基础学生可高效掌握要点，教师能据此精准教学，提升复习实效。

第一章 物质及其变化 1.物质的分类方法 常见分类方法 （1）树状分类法 ①概念：按照同一标准（采用树状形式）对同类物质进行再分类的一种方法。 ②特点：树状分类法中同一层级的物质为并列关系，上下层级为包含关系，举例如 （2）交叉分类法 ①概念：根据不同的分类标准，对同一事物进行多种分类的一种分类方法。 ②特点：物质类别间有交叉的部分。 氧化物相关概念 （1）特殊氧化物：两种元素组成，其中一种元素是氧元素的化合物，如H2O。 （2）酸性氧化物：能与碱反应生成盐和水的氧化物叫酸性氧化物，如SO2，SO3，CO2。 （3）碱性氧化物：能与酸反应生成盐和水的氧化物叫碱性氧化物，如Na2O，CaO，CuO。 （4）两性氧化物：既能与酸反应又能和碱反应且都生成盐和水的氧化物叫两性氧化物，如Al2O3。 （5）不成盐氧化物：既不能与酸反应也不能和碱反应生成相应价态的盐和水的氧化物叫不成盐氧化物，不成盐氧化物不存在与其对应的水化物（酸和碱）和盐，如CO，NO。 （6）特殊氧化物：如Fe3O4、Na2O2。 2.分散系及其分类 分散系 （1）概念：把一种（或多种）物质（分散质）以粒子形式分散到另一种（或多种）物质中形成的混合物，叫做分散系。 （2）组成 ①分散质：分散系中被分散成粒子的物质叫作分散质。如雾中的液滴，NaCl溶液中的NaCl(或Na+或Cl-)，泥水中的泥土。 ②分散剂：起容纳分散质作用的物质叫作分散剂。如雾中的空气，NaCl溶液中的水，泥水中的水。 分类 分散系 溶液 胶体 浊液 分散质粒子直径 ＜1nm（10－9m） 1~100n（10－9m~10－7m） ＞100nm（10－7m） 光路示意图 对光的主要作用 透射 散射 反射或折射 3. Fe(OH)3胶体的制备与胶体的性质 制备 （1）原理：FeCl3＋3H2O ∆ Fe(OH)3（胶体）＋3HCl （2）方法：取一个100ml的烧杯，加入40ml蒸馏水，加热至沸腾，向沸水中逐滴加入5~6滴饱和FeCl3溶液。继续煮沸至液体呈红褐色，停止加热，即制得Fe(OH)3胶体。 性质 （1）光学性质—丁达尔效应 ①概念：光束通过胶体时有一条光亮的“通路”，原因是胶体粒子对光线散射（光波偏离原来的方向而分散传播）形成的。 ②应用：常用来鉴别溶液和胶体。 · 易错 ①胶体的电性：胶体不带电，带电的是胶粒，整个胶粒呈电中性。不是所有的胶体粒子都带电荷，有的胶体粒子不带电，如淀粉胶体粒子不带电。 ②胶粒的电性：一般金属氧化物，金属氢氧化物所形成的胶粒带正电荷，非金属氧化物，金属硫化物形成的胶粒带负电荷。 辨析 分散系 溶液 胶体 浊液 分散质粒子直径大小 ＜1nm 1~100nm ＞100nm 分散质粒子 分子、原子或离子 许多分子的集合体或 单个高分子 巨大数目分子的集合体 性质 外观 均一、透明 均一、有的透明 不均一、不透明 稳定性 稳定 介稳定体系 不稳定 外观 均一、透明 均一、有的透明 不均一、不透明 稳定性 稳定 介稳定体系 不稳定 透过滤纸 能 能 不能 透过半透膜 能 不能 不能 丁达尔效应 无 有 无 例 NaCl溶液 蛋白质胶体、淀粉胶体 油水混合物、泥浆水 4.电解质和非电解质 辨析 电解质 非电解质 概念 在水溶液里或溶融状态下能够导电的化合物 在水溶液里和溶融状态下均不能够导电的化合物 相同点 均为化合物 不同点 水溶液或熔融状态能导电 水溶液或熔融状态都不能导电 本质区别 在水溶液里或熔融状态下自身能发生电离 在水溶液里或熔融状态下自身不能发生电离 物质类型 酸：H2SO4、H3PO4 碱：NaOH、NH3•H2O 盐：NaCl、BaSO4 活泼金属氧化物：Na2O、水 非金属氧化物：CO2、SO2、SO3 非酸性气态氢化物：NH3 部分有机物：C2H5OH、C12H22O11 易错 （1）不是电解质的物质不一定是非电解质，单质和混合物既不是电解质也不是非电解质。 （2）水溶液能导电的物质不一定是电解质。氨气、二氧化硫、二氧化碳的水溶液能导电，是因为它们与水反应生成了电解质NH3·H2O、H2SO3 、H2CO3而氨气、二氧化硫、二氧化碳都是非电解质。 （3）BaSO4等难溶于水的盐，其水溶液导电能力很弱，但是其溶于水的部分完全电离，故属于电解质。 化合物是否属于电解质与溶解性无关。 （4）能导电的不一定是电解质，如石墨，金属能导电，但不属于电解质。 5电离和电离方程式 电离概念 电解质溶于水或受热熔化时，形成自由移动的离子的过程叫做电离 电离结果 （1）微观：产生能自由移动的离子 （2）宏观：在水溶液或熔融状态下能导电 表示方法 电离方程式 （1）概念：用化学式和离子符号表示电解质电离过程的式子 （2）举例 ①硫酸（H2SO4）：H2SO4===2H++SO ②氢氧化钠（NaOH）：NaOH===Na++OH－ ③硫酸钠（Na2SO4）：Na2SO4===2Na++SO （3）书写 ①左侧写化学式，右侧写离子符号。 ②符合客观事实，不能随意书写离子符号，要正确标注离子所带电荷“+”或“-”及数目。 ③质量守恒定律，即“===”两边元素的种类、原子或原子团的数目相等。 ④电荷守恒，即“===”两边的正、负电荷的代数和相等，溶液呈电中性。 6离子反应 概念 电解质在溶液中反应的实质是离子之间的反应，这种反应属于离子反应。 条件 （1）复分解反应 离子反应 生成难溶物（沉淀） 三者具备其一即可 生成难电离的物质（水、弱酸、弱碱） 生成挥发性物质（气体） （2）氧化还原反应：强氧化性离子和强还原性离子因发生氧化还原反应而使离子浓度发生变化 7离子方程式 概念 用实际参加反应的离子符号表示离子反应的式子叫做离子方程式。 书写原则 （1）以客观事实为依据，不能臆造事实上不存在的物质、离子及反应。 （2）必须符合质量守恒及离子电荷守恒 书写步骤 一写 化学方程式(必须根据实验事实) BaCl2＋Na2SO4===BaSO4↓＋2NaCl 二拆 把易溶于水且易电离的物质（如强酸、强碱和大部分可溶性盐）拆写成离子的形式，难溶的物质、气体、单质和水等仍用化学式 2Na＋＋SO＋Ba2＋＋2Cl－===BaSO4↓＋2Na＋＋2Cl－ 三删 删去方程式两边不参加反应的离子，并将方程式化为最简 SO＋Ba2＋===BaSO4↓ 四查 检查方程式两边各元素的原子个数和电荷总数是否相等、反应条件、沉淀符号、气体符号，得失电子等 该离子方程式符合两个守恒规律 意义 不仅可以表示某一个具体的化学反应，还可以表示同一类的反应。例如强酸与强碱发生中和反应的实质是强酸电离出来的H+与强碱电离出来的OH－结合生成H2O。H++OH－===H2O 拆不拆 需拆成离子的物质(写离子符号) ①强酸：HCl、H2SO4、HNO3、HBr、HI、HClO4等 ②强碱：KOH、NaOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2等 ③可溶性盐：NaCl、K2SO4、NaNO3等 不能拆成离子的物质(写化学式) ①单质：Na、Cl2、C、O2 ②气体：NH3 ③氧化物：CO2、SO2 ④难溶物：Cu(OH)2、BaSO4、AgCl等 ⑤难电离的物质：CH3COOH、NH3·H2O、H2O等 ⑥非电解质：C2H5OH等 ⑦浓硫酸 特别说明 （1）微溶物质处理方式由三种情况 ①出现在生成物中写化学式（标“↓”符号）。 ②作为反应物处于溶液状态时写离子符号。 ③作为反应物处于浊液或固态时写化学式。 （2）溶液中铵盐与碱反应，加热放出NH3，不加热写NH3·H2O。 （3）浓盐酸，浓硝酸，在离子方程式中写离子符号，浓硫酸，写化学式。 （4）、HS－、等弱酸酸根离子不能拆开写。 易错举例 “七看”判断离子方程式的正误 （1）看是否符合客观事实 如铁与稀硫酸反应：Fe+2H+===Fe3++H2↑（×）；反应不生成Fe3+； Fe+2H+===Fe2++H2↑（√） （2）看反应是否符合拆写原则 如碳酸钙与盐酸反应：CO＋2H＋===CO2↑＋H2O（×）；CaCO3难溶于水不能拆 CaCO3＋2H＋===Ca2＋＋CO2↑＋H2O（√） （3）看是否符合质量守恒（原子守恒） 如钠与水反应：2Na＋H2O===2Na++2OH－＋H2↑（×）；质量不守恒 2Na＋2H2O===2Na++2OH－＋H2↑（√） （4）看是否符合电荷守恒 如铝和盐酸反应：Al＋2H＋===Al3+＋H2↑（×）；电荷不守恒； 2Al＋6H＋===2Al3+＋3H2↑（√） （5）看是否漏掉离子反应 如硫酸铜和氢氧化钡溶液反应：Ba2＋＋SO===BaSO4↓（×）；漏掉离子反应 Ba2＋＋2OH－＋SO＋Cu2＋===BaSO4↓＋Cu(OH)2↓（√） （6）看是否符合物质中阴、阳离子个数比 如氢氧化钡和稀硫酸反应：Ba2＋＋OH－＋H＋＋SO===BaSO4↓＋H2O（×）；阴、阳离子个数比错 Ba2＋＋2OH－＋2H＋＋SO===BaSO4↓＋2H2O（√） （7）看是否符合题设条件及要求，如注意“过量”“少量”等 如向澄清石灰水中通入过量CO2：Ca2＋＋2OH－＋CO2===CaCO3↓＋H2O（×）；不符合CO2过量 OH－＋CO2===（√） 8离子共存问题 本质 离子在同一溶液中能大量共存，是指离子之间不发生任何化学反应。 两个易错点 （1）一色——溶液颜色 （2）二性——溶液的酸碱性 1 强酸性溶液中，OH－及弱酸阴离子（如CO、SO、S2－等）不能大量存在。 2 强碱性溶液中，H＋及弱碱阳离子（如、Al3+、Fe3+等）不能大量存在。 · 温馨提示 弱酸的酸式酸根离子在酸性和碱性条件下均不能大量共存，如HCO3-。 9氧化还原反应 得失、氧角度 化学反应过程中，有得氧、失氧的反应都是氧化还原反应。 元素化合价变化角度 化学反应过程中，有元素化合价变化的反应是氧化还原反应。 电子转移角度 化学反应过程中，有得失电子或共用电子对偏向和偏离的反应是氧化还原反应。 特征 有元素化合价变化 本质 本质是有电子转移 10四种基本类型的反应与氧化还原反应的关系 概念 反应类型和表达式 结论 化合反应：A+B==AB 有单质参加的化合反应一定是氧化还原反应 分解反应：AB==A+B 有单质生成的分解反应一定是氧化还原反应 置换反应：A+BC==AC+B 置换反应一定是氧化还原反应 复分解反应：AB+CD==AD+CB 复分解反应都不是氧化还原反应 关系图示 11氧化剂和还原剂 基本概念 1. 氧化剂：氧化还原反应中所含元素化合价降低，得到电子（或电子对偏向）的物质。 2. 还原剂：氧化还原反应中所含元素化合价升高，失去电子（或电子对偏离）的物质。 3. 氧化性：氧化剂→具有氧化性→得到电子→元素化合价降低 4. 还原性：还原剂→具有还原性→失去电子→元素化合价升高 5. 氧化产物：还原剂失去电子（或共用电子对偏离）生成的产物。 6. 还原产物：氧化剂得到电子（或共用电子对偏向）生成的产物。 注意：越容易得到电子的物质，氧化性越强；越容易失去电子的物质，还原性越强。 联系 口诀：升失氧化还原剂，降得还原氧化剂 升 元素化合价升高 降 元素化合价降低 失 失去电子 得 得到电子 氧 元素被氧化，发生氧化反应，生成氧化产物 还 元素被还原，还原反应，还原产物 还原剂 做还原剂 氧化剂 做氧化剂 常见举例 氧化剂 Cl2 浓H2SO4 HNO3 KMnO4（H+） Fe3+ Cr2O72－（H+） 还原产物 Cl－ SO2 NO或NO2 Mn2+ Fe2+或Fe Cr3+ 还原剂 Zn H2 CO Fe2+ H2S I－ 氧化产物 Zn2+ H+ CO2 Fe3+ S I2 中间价态物质 既有氧化性，又有还原性，即可做氧化剂、也可做还原剂 还原产物 Fe S H2O Fe2+、SO32－主要表现还原性；H2O2主要表现氧化性 氧化剂、还原剂 Fe2+ SO32－ H2O2 氧化产物 Fe3+ SO42－ O2 12氧化还原反应的表示方法 双线桥法 标价态 正确标出反应前后各元素的化合价 明确变价元素的化合价升降关系 连双线 一条线，始于被还原的物质中的降价元素，止于产物中的相应元素 另一条线，始于被氧化的物质中的升价元素，止于产物中的相应元素 注得失 标出“失去”或“得到”电子数（a×be－形式） 模型 其中 举例 说明 ①箭头、箭尾必须对应化合价变化的同种元素的原子 ②必须注明“得到”或“失去”。 ③被还原的物质和被氧化的物质得失电子总数相等。 ④电子转移数以“a×be－”形式表示，a表示发生氧化还原反应的原子个数，b表示每个原子得到或失去的电子数，当a=1或b=1时，省略不写。 ⑤箭头方向不代表电子转移的方向，仅表示电子转移前后的变化。 单线桥法 标价态 正确标出反应前后各元素的化合价 明确变价元素的化合价升降关系 连双线 一条线，始于被氧化的物质中的升价元素，止于被还原物质中化合价降低的元素 注数目 标出转移电子的总数 模型 举例 说明 ①不能写成“a×be－”形式，也不需要标明“得到”或“失去”，只标明电子转移数目。 ②要用箭头标明电子转移的方向。 ③箭头由反应物中失电子元素原子指向得电子元素原子。 12氧化还原反应的基本规律 守恒规律 （1）规律：氧化还原反应过程中，化合价有升高，必有降，电子有得必有失，并且化合价升高的总数与降低的总数相等，失电子总数与得电子总数相等。 （2）应用：有关氧化还原反应的计算与化学方程式的配平。 价态规律 （1）规律：一般情况下，元素处于最高价，只具有氧化性。最低价，只具有还原性。中间价，既具有还原性，又具有氧化性。 （2）应用：可对氧化还原反应中氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物进行分析和判断。 强弱规律 （1）规律：氧化还原反应过程中，氧化剂的氧化性强于氧化产物的氧化性，还原剂的还原性强于还原产物的还原性。 （2）应用：比较物质的氧化性或还原性的强弱，判断氧化还原反应能否发生。 （3）举例：2FeCl3+2HI==2FeCl2+2HCl+I2，则氧化性FeCl3>I2，还原性HI>FeCl2。 不交叉规律 （1）概念：同种元素不同价态之间若发生反应，元素的化合价只靠近，不交叉，相邻价态不发生氧化还原反应，即“高价态+低价态→中间价态”。 （2）应用：分析氧化产物和还原产物及电子的转移情况，判断氧化还原反应能否发生。 （3）举例： 先后规律 （1）概念：一种氧化剂同时与几种还原剂相遇时，还原性最强的还原剂优先发生反应。同理，一种还原剂与多种氧化剂相遇时，氧化性最强的氧化剂优先发生反应。（口诀：柿子先挑硬的捏） （2）举例：在足量AgNO3溶液中加热Fe粉，和Cu粉的混合物，Ag+先将还原性较强的Fe氧化为Fe2+，当Fe全部被氧化为Fe2+后，剩余的Ag+，再将Cu氧化为Cu2+； 13氧化还原反应方程式的配平 基本原则 （1）原子守恒：反应前后各元素的种类和原子的个数不变。 （2）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。 （3）电荷守恒：反应前后，阴阳离子所带电荷总数相等 一般步骤 （1）标变价：标明反应前后变价元素的化合价。 （2）列得失：列出元素化合价升高或降低的数值。 （3）求总数：求出最小公倍数使化合价升降数的总数相等。 （4）观配平：确定氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物的化学计量数、观察法配平其他物质的化学计量数。 2KMnO4+16HCl===2KCl+2MnCl2+5Cl2↑+8H2O （5）查守恒：检查原子、得失电子、电荷是否守恒。 基本方法 （1）正向配平法：氧化剂、还原剂中某元素化合价全部变化，一般从左边反应物着手配平。 （2）逆向配平法：自身氧化还原反应（包括分解、歧化）一般从右边着手配平。 （3）缺项配平法：①缺项为酸、碱和水时，一般酸性条件下不出现OH－，缺氢补H+，少氧补H2O；在碱性条件下不出现H+，缺氢补H2O，少氧补OH－。 ②所缺项为氧化剂、还原剂、还原产物、氧化产物中的一种时，通常用氧化还原反应的价态规律和转化规律确定未知物。 第 2 页 共 4 页 学科网（北京）股份有限公司 $ 第一章 物质及其变化 1.物质的分类方法 常见分类方法 （1）树状分类法 ①概念：按照 标准（采用树状形式）对同类物质进行再分类的一种方法。 ②特点：树状分类法中同一层级的物质为 关系，上下层级为 关系，举例如 （2）交叉分类法 ①概念：根据 分类标准，对同一事物进行多种分类的一种分类方法。 ②特点：物质类别间有交叉的部分。 氧化物相关概念 （1）特殊氧化物：两种元素组成，其中一种元素是氧元素的化合物，如H2O。 （2）酸性氧化物：能与碱反应生成盐和水的氧化物叫酸性氧化物，如SO2，SO3，CO2。 （3）碱性氧化物：能与酸反应生成盐和水的氧化物叫碱性氧化物，如Na2O，CaO，CuO。 （4）两性氧化物：既能与酸反应又能和碱反应且都生成盐和水的氧化物叫两性氧化物，如Al2O3。 （5）不成盐氧化物：既不能与酸反应也不能和碱反应生成相应价态的盐和水的氧化物叫不成盐氧化物，不成盐氧化物不存在与其对应的水化物（酸和碱）和盐，如CO，NO。 （6）特殊氧化物：如Fe3O4、Na2O2。 2.分散系及其分类 分散系 （1）概念：把一种（或多种）物质（分散质）以粒子形式分散到另一种（或多种）物质中形成的混合物，叫做分散系。 （2）组成 ①分散质：分散系中被分散成粒子的物质叫作分散质。如雾中的液滴，NaCl溶液中的NaCl(或Na+或Cl-)，泥水中的泥土。 ②分散剂：起容纳分散质作用的物质叫作分散剂。如雾中的空气，NaCl溶液中的水，泥水中的水。 分类 分散系 溶液 浊液 分散质粒子直径 ＜1nm（10－9m） 1~100n（10－9m~10－7m） ＞100nm（10－7m） 光路示意图 对光的主要作用 透射 散射 反射或折射 3. Fe(OH)3胶体的制备与胶体的性质 制备 （1）原理：FeCl3＋3H2O ∆ Fe(OH)3（胶体）＋3HCl （2）方法：取一个100ml的烧杯，加入40ml蒸馏水，加热至沸腾，向沸水中逐滴加入5~6滴饱和FeCl3溶液。继续煮沸至液体呈红褐色，停止加热，即制得Fe(OH)3胶体。 性质 （1）光学性质—丁达尔效应 ①概念：光束通过胶体时有一条光亮的“通路”，原因是胶体粒子对光线散射（光波偏离原来的方向而分散传播）形成的。 ②应用：常用来鉴别 和 。 · 易错 ①胶体的电性：胶体 电，带电的是胶粒，整个胶粒呈电中性。不是所有的胶体粒子都带电荷，有的胶体粒子不带电，如淀粉胶体粒子不带电。 ②胶粒的电性：一般金属氧化物，金属氢氧化物所形成的胶粒带 电荷，非金属氧化物，金属硫化物形成的胶粒带 电荷。 辨析 分散系 溶液 胶体 浊液 分散质粒子直径大小 ＜1nm 1~100nm ＞100nm 分散质粒子 分子、原子或离子 许多分子的集合体或 单个高分子 巨大数目分子的集合体 性质 外观 均一、透明 均一、有的透明 不均一、不透明 稳定性 稳定 介稳定体系 不稳定 外观 均一、透明 均一、有的透明 不均一、不透明 稳定性 稳定 介稳定体系 不稳定 透过滤纸 能 能 不能 透过半透膜 能 不能 不能 丁达尔效应 无 有 无 例 NaCl溶液 蛋白质胶体、淀粉胶体 油水混合物、泥浆水 4.电解质和非电解质 辨析 电解质 非电解质 概念 在 里或 下能够导电的化合物 在 里和 下均不能够导电的化合物 相同点 均为化合物 不同点 水溶液或熔融状态能导电 水溶液或熔融状态都不能导电 本质区别 在水溶液里或熔融状态下自身能发生电离 在水溶液里或熔融状态下自身不能发生电离 物质类型 酸：H2SO4、H3PO4 碱：NaOH、NH3•H2O 盐：NaCl、BaSO4 活泼金属氧化物：Na2O、水 非金属氧化物：CO2、SO2、SO3 非酸性气态氢化物：NH3 部分有机物：C2H5OH、C12H22O11 易错 （1）不是电解质的物质不一定是非电解质，单质和混合物既不是电解质也不是非电解质。 （2）水溶液能导电的物质不一定是电解质。氨气、二氧化硫、二氧化碳的水溶液能导电，是因为它们与水反应生成了电解质NH3·H2O、H2SO3 、H2CO3而氨气、二氧化硫、二氧化碳都是非电解质。 （3）BaSO4等难溶于水的盐，其水溶液导电能力很弱，但是其溶于水的部分完全电离，故属于电解质。 化合物是否属于电解质与溶解性无关。 （4）能导电的不一定是电解质，如石墨，金属能导电，但不属于电解质。 5电离和电离方程式 电离概念 电解质溶于水或受热熔化时，形成自由移动的离子的过程叫做电离 电离结果 （1）微观：产生能自由移动的离子 （2）宏观：在水溶液或熔融状态下能导电 表示方法 电离方程式 （1）概念：用化学式和离子符号表示电解质电离过程的式子 （2）举例 ①硫酸（H2SO4）：H2SO4===2H++SO ②氢氧化钠（NaOH）：NaOH===Na++OH－ ③硫酸钠（Na2SO4）：Na2SO4===2Na++SO （3）书写 ①左侧写化学式，右侧写离子符号。 ②符合客观事实，不能随意书写离子符号，要正确标注离子所带电荷“+”或“-”及数目。 ③质量守恒定律，即“===”两边元素的种类、原子或原子团的数目相等。 ④电荷守恒，即“===”两边的正、负电荷的代数和相等，溶液呈电中性。 6离子反应 概念 电解质在溶液中反应的实质是离子之间的反应，这种反应属于离子反应。 条件 （1）复分解反应 离子反应 生成 （沉淀） 三者具备其一即可 生成 的物质（水、弱酸、弱碱） 生成 物质（气体） （2）氧化还原反应：强氧化性离子和强还原性离子因发生氧化还原反应而使离子浓度发生变化 7离子方程式 概念 用实际参加反应的离子符号表示离子反应的式子叫做离子方程式。 书写原则 （1）以客观事实为依据，不能臆造事实上不存在的物质、离子及反应。 （2）必须符合质量守恒及离子电荷守恒 书写步骤 一 化学方程式(必须根据实验事实) BaCl2＋Na2SO4===BaSO4↓＋2NaCl 二 把易溶于水且易电离的物质（如强酸、强碱和大部分可溶性盐）拆写成离子的形式，难溶的物质、气体、单质和水等仍用化学式 2Na＋＋SO＋Ba2＋＋2Cl－===BaSO4↓＋2Na＋＋2Cl－ 三 删去方程式两边不参加反应的离子，并将方程式化为最简 SO＋Ba2＋===BaSO4↓ 四 检查方程式两边各元素的原子个数和电荷总数是否相等、反应条件、沉淀符号、气体符号，得失电子等 该离子方程式符合两个守恒规律 意义 不仅可以表示某一个具体的化学反应，还可以表示同一类的反应。例如强酸与强碱发生中和反应的实质是强酸电离出来的H+与强碱电离出来的OH－结合生成H2O。H++OH－===H2O 拆不拆 需拆成离子的物质(写离子符号) ①强酸：HCl、H2SO4、HNO3、HBr、HI、HClO4等 ② ：KOH、NaOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2等 ③ ：NaCl、K2SO4、NaNO3等 不能拆成离子的物质(写化学式) ① ：Na、Cl2、C、O2 ② ：NH3 ③ ：CO2、SO2 ④ ：Cu(OH)2、BaSO4、AgCl等 ⑤ ：CH3COOH、NH3·H2O、H2O等 ⑥ ：C2H5OH等 ⑦浓硫酸 特别说明 （1）微溶物质处理方式由三种情况 ①出现在生成物中写化学式（标“↓”符号）。 ②作为反应物处于溶液状态时写离子符号。 ③作为反应物处于浊液或固态时写化学式。 （2）溶液中铵盐与碱反应，加热放出NH3，不加热写NH3·H2O。 （3）浓盐酸，浓硝酸，在离子方程式中写离子符号，浓硫酸，写化学式。 （4）、HS－、等弱酸酸根离子不能拆开写。 易错举例 “七看”判断离子方程式的正误 （1）看是否符合客观事实 如铁与稀硫酸反应：Fe+2H+===Fe3++H2↑（ ）；反应不生成Fe3+； Fe+2H+===Fe2++H2↑（ ） （2）看反应是否符合拆写原则 如碳酸钙与盐酸反应：CO＋2H＋===CO2↑＋H2O（ ）；CaCO3难溶于水不能拆 CaCO3＋2H＋===Ca2＋＋CO2↑＋H2O（ ） （3）看是否符合质量守恒（原子守恒） 如钠与水反应：2Na＋H2O===2Na++2OH－＋H2↑（ ）；质量不守恒 2Na＋2H2O===2Na++2OH－＋H2↑（ ） （4）看是否符合电荷守恒 如铝和盐酸反应：Al＋2H＋===Al3+＋H2↑（ ）；电荷不守恒； 2Al＋6H＋===2Al3+＋3H2↑（ ） （5）看是否漏掉离子反应 如硫酸铜和氢氧化钡溶液反应：Ba2＋＋SO===BaSO4↓（ ）；漏掉离子反应 Ba2＋＋2OH－＋SO＋Cu2＋===BaSO4↓＋Cu(OH)2↓（ ） （6）看是否符合物质中阴、阳离子个数比 如氢氧化钡和稀硫酸反应：Ba2＋＋OH－＋H＋＋SO===BaSO4↓＋H2O（ ）；阴、阳离子个数比错 Ba2＋＋2OH－＋2H＋＋SO===BaSO4↓＋2H2O（ ） （7）看是否符合题设条件及要求，如注意“过量”“少量”等 如向澄清石灰水中通入过量CO2：Ca2＋＋2OH－＋CO2===CaCO3↓＋H2O（ ）；不符合CO2过量 OH－＋CO2===（ ） 8离子共存问题 本质 离子在同一溶液中能大量共存，是指离子之间不发生任何化学反应。 两个易错点 （1）一色——溶液颜色 （2）二性——溶液的酸碱性 1 强 性溶液中，OH－及弱酸阴离子（如CO、SO、S2－等）不能大量存在。 2 强 性溶液中，H＋及弱碱阳离子（如、Al3+、Fe3+等）不能大量存在。 · 温馨提示 弱酸的酸式酸根离子在酸性和碱性条件下均不能大量共存，如HCO3-。 9氧化还原反应 得失、氧角度 化学反应过程中，有得氧、失氧的反应都是氧化还原反应。 元素化合价变化角度 化学反应过程中，有元素化合价变化的反应是氧化还原反应。 电子转移角度 化学反应过程中，有得失电子或共用电子对偏向和偏离的反应是氧化还原反应。 特征 有 变化 本质 本质是有 10四种基本类型的反应与氧化还原反应的关系 概念 反应类型和表达式 结论 化合反应：A+B==AB 有单质参加的化合反应一定是氧化还原反应 分解反应：AB==A+B 有单质生成的分解反应一定是氧化还原反应 置换反应：A+BC==AC+B 置换反应一定是氧化还原反应 复分解反应：AB+CD==AD+CB 复分解反应都不是氧化还原反应 关系图示 11氧化剂和还原剂 基本概念 1. 氧化剂：氧化还原反应中所含元素化合价降低，得到电子（或电子对偏向）的物质。 2. 还原剂：氧化还原反应中所含元素化合价升高，失去电子（或电子对偏离）的物质。 3. 氧化性：氧化剂→具有氧化性→得到电子→元素化合价降低 4. 还原性：还原剂→具有还原性→失去电子→元素化合价升高 5. 氧化产物：还原剂失去电子（或共用电子对偏离）生成的产物。 6. 还原产物：氧化剂得到电子（或共用电子对偏向）生成的产物。 注意：越容易得到电子的物质， 性越强；越容易失去电子的物质， 性越强。 联系 口诀：升失氧化还原剂，降得还原氧化剂 升 元素化合价升高 降 元素化合价降低 失 失去电子 得 得到电子 氧 元素被氧化，发生氧化反应，生成氧化产物 还 元素被还原，还原反应，还原产物 还原剂 做还原剂 氧化剂 做氧化剂 常见举例 氧化剂 Cl2 浓H2SO4 HNO3 KMnO4（H+） Fe3+ Cr2O72－（H+） 还原产物 Cl－ SO2 NO或NO2 Mn2+ Fe2+或Fe Cr3+ 还原剂 Zn H2 CO Fe2+ H2S I－ 氧化产物 Zn2+ H+ CO2 Fe3+ S I2 中间价态物质 既有氧化性，又有还原性，即可做氧化剂、也可做还原剂 还原产物 Fe S H2O Fe2+、SO32－主要表现还原性；H2O2主要表现氧化性 氧化剂、还原剂 Fe2+ SO32－ H2O2 氧化产物 Fe3+ SO42－ O2 12氧化还原反应的表示方法 双线桥法 标价态 正确标出反应前后各元素的化合价 明确变价元素的化合价升降关系 连双线 一条线，始于被还原的物质中的降价元素，止于产物中的相应元素 另一条线，始于被氧化的物质中的升价元素，止于产物中的相应元素 注得失 标出“失去”或“得到”电子数（a×be－形式） 模型 其中 举例 说明 ①箭头、箭尾必须对应化合价变化的同种元素的原子 ②必须注明“得到”或“失去”。 ③被还原的物质和被氧化的物质得失电子总数相等。 ④电子转移数以“a×be－”形式表示，a表示发生氧化还原反应的原子个数，b表示每个原子得到或失去的电子数，当a=1或b=1时，省略不写。 ⑤箭头方向不代表电子转移的方向，仅表示电子转移前后的变化。 单线桥法 价态 正确标出反应前后各元素的化合价 明确变价元素的化合价升降关系 双线 一条线，始于被氧化的物质中的升价元素，止于被还原物质中化合价降低的元素 数目 标出转移电子的总数 模型 举例 说明 ①不能写成“a×be－”形式，也不需要标明“得到”或“失去”，只标明电子转移数目。 ②要用箭头标明电子转移的方向。 ③箭头由反应物中失电子元素原子指向得电子元素原子。 12氧化还原反应的基本规律 守恒规律 （1）规律：氧化还原反应过程中，化合价有升高，必有降，电子有得必有失，并且化合价升高的总数与降低的总数相等，失电子总数与得电子总数相等。 （2）应用：有关氧化还原反应的计算与化学方程式的配平。 价态规律 （1）规律：一般情况下，元素处于最高价，只具有氧化性。最低价，只具有还原性。中间价，既具有还原性，又具有氧化性。 （2）应用：可对氧化还原反应中氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物进行分析和判断。 强弱规律 （1）规律：氧化还原反应过程中，氧化剂的氧化性强于氧化产物的氧化性，还原剂的还原性强于还原产物的还原性。 （2）应用：比较物质的氧化性或还原性的强弱，判断氧化还原反应能否发生。 （3）举例：2FeCl3+2HI==2FeCl2+2HCl+I2，则氧化性FeCl3>I2，还原性HI>FeCl2。 不交叉规律 （1）概念： 不同价态之间若发生反应，元素的化合价 ，不交叉，相邻价态不发生氧化还原反应，即“高价态+低价态→中间价态”。 （2）应用：分析氧化产物和还原产物及电子的转移情况，判断氧化还原反应能否发生。 （3）举例： 先后规律 （1）概念：一种氧化剂同时与几种还原剂相遇时，还原性最强的还原剂优先发生反应。同理，一种还原剂与多种氧化剂相遇时，氧化性最强的氧化剂优先发生反应。（口诀：柿子先挑硬的捏） （2）举例：在足量AgNO3溶液中加热Fe粉，和Cu粉的混合物，Ag+先将还原性较强的Fe氧化为Fe2+，当Fe全部被氧化为Fe2+后，剩余的Ag+，再将Cu氧化为Cu2+； 13氧化还原反应方程式的配平 基本原则 （1） 守恒：反应前后各元素的种类和原子的个数不变。 （2） 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。 （3） 守恒：反应前后，阴阳离子所带电荷总数相等 一般步骤 （1） 变价：标明反应前后变价元素的化合价。 （2） 得失：列出元素化合价升高或降低的数值。 （3） 总数：求出最小公倍数使化合价升降数的总数相等。 （4） 配平：确定氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物的化学计量数、观察法配平其他物质的化学计量数。 2KMnO4+16HCl===2KCl+2MnCl2+5Cl2↑+8H2O （5） 守恒：检查原子、得失电子、电荷是否守恒。 基本方法 （1） 向配平法：氧化剂、还原剂中某元素化合价全部变化，一般从左边反应物着手配平。 （2） 向配平法：自身氧化还原反应（包括分解、歧化）一般从右边着手配平。 （3） 项配平法：①缺项为酸、碱和水时，一般酸性条件下不出现OH－，缺氢补H+，少氧补H2O；在碱性条件下不出现H+，缺氢补H2O，少氧补OH－。 ②所缺项为氧化剂、还原剂、还原产物、氧化产物中的一种时，通常用氧化还原反应的价态规律和转化规律确定未知物。 第 2 页 共 4 页 学科网（北京）股份有限公司 $