2026届高考化学一轮复习清单 第一章 化学物质及其变化

该高中化学单元复习讲义通过树状分类图、对比表格等工具系统梳理物质的分类、离子反应、氧化还原反应三大核心内容，从简单分类方法到单质化合物转化关系，从分散系粒子直径对比到胶体性质应用，清晰呈现知识内在逻辑与重难点分布。 讲义的亮点在于“方法指导+分层应用”的设计，如离子方程式正误判断的“六查”法，通过“查拆写是否正确”“查电荷守恒”等步骤培养科学思维，结合Ca(HCO3)2与过量/少量NaOH反应的离子方程式书写实例，引导学生掌握与量有关的反应规律。基础学生可通过模板掌握规范步骤，优秀学生能深入探究反应本质，教师可依托考点应用实施精准复习教学。

第一章 第一节 物质的分类 知识点总结 一、简单分类方法及其应用 1、 交叉分类法 NaCl酸式盐 钠盐 CaCO3 NaHCO3含氧酸盐 碳酸盐 Na2CO3 KHCO3 2、 树状分类法 请把下列物质的序号填写到下图的括号中:①硫磺 ②HClO ③苛性钠 ④铁 ⑤小苏打 ⑥过氧化钠 纯净物 单质 化合物 金属 非金属 酸 碱 盐 氧化物 …… （④） （①） （②） （③） （⑤） （⑥） 3、 单质、氧化物、酸、碱和盐的转化关系 金属 非金属 盐盐和 氢气 碱性氧化物 酸性氧化物盐和 金属 盐和水 碱 酸 碱和盐 酸和盐 两种新盐 盐 盐 根据Na、S单质及其化合物的类别，补上下列标号所表示的化学方程式 学科网（北京）股份有限公司 上述有关反应的化学方程式为 ①4Na+O2=2Na2O ②Na2O+H2O=2NaOH ③S+O2SO2 ④SO2+H2O⇋H2SO3 ⑤2NaOH+H2SO3=Na2SO3+2H2O ⑥Na2O+SO2=Na2SO3 ⑦2Na+SNa2S ⑧Na2SO3+2HCl=2NaCl+H2O+SO2↑ 二、分散系及其分类 1、分散系的分类 （1）把分散系分为溶液、胶体、和浊液的标准是：分散质粒子的大小。 可用如下方式直观的表示： 溶液 胶体 浊液 分散质粒子直径 0 1nm 100nm （2）若按分散质或分散剂的状态分类，可分为9种分散系，如图 如：烟属于固气分散系；雾属于液气分散系；悬浊液属于固液分散系；合金属于固固分散系 2、 胶体的性质 （1） 丁达尔效应：当可见光束通过胶体时，在胶体中出现一条光亮的“通路”。产生丁达尔效应的原因是胶体粒子对光线有散射作用。 （2） 电泳：胶体粒子可以通过吸附而带有电荷，在电场的作用下，胶体粒子在分散系里作定向移动。 （3） 聚沉：在一定条件下，胶体粒子聚集成较大的颗粒，形成沉淀从分散剂里析出。使胶体聚沉的常用方法有： ①加入电解质溶液； ②加入胶粒带相反电荷的胶体； ③加热 3、 Fe(OH)3胶体的制备 （1） 过程：将烧杯中的蒸馏水加热至沸腾，向沸腾水中逐滴加入1—2ml饱和氯化铁溶液，继续煮沸至溶液呈红褐色，停止加热，即制得Fe(OH)3胶体。 （2） 化学方程式： FeCl3+3H2OFe(OH)3(胶体)+3HCl。 考点应用 一、常见物质的分类 1、 物质的简单分类 金属单质（同种元素） 非金属纯净物（同种物质） 氢化物 氧化物无机化合物 酸物质（按成分） 碱 盐化合物（不同种元素） 烃有机化合物 烃的衍生物 糖类、油脂、蛋白质 溶液分散质粒子大小 分散系 胶体混合物（不同种物质） 浊液 2、氧化物的分类 非金属氧化物组成元素 金属氧化物 特殊氧化物：如Fe3O4、Na2O2成盐氧化物 氧化物 碱性氧化物，如K2O、CuO 两性氧化物，如Al2O3性质 酸性氧化物，如SO3、Mn2O7 不成盐氧化物：如NO、CO、H2O 注意： （1） 同种元素组成的物质不一定是纯净物，如O2和O3的混合气体、金刚石和石墨的混合物等。 （2） 胆矾（CuSO4·5H2O）、明矾[KAl(SO4)2·12H2O]等结晶水合物是纯净物。 （3） 碱性氧化物一定是金属氧化物，但金属氧化物不一定是碱性氧化物（如Mn2O7为酸性氧化物，Al2O3为两性氧化物，Na2O2为过氧化物）。 （4） 酸性氧化物不一定是非金属氧化物（如Mn2O7）；非金属氧化物也不一定是酸性氧化物（如CO、NO2）。 二、三种分散系的比较 1、 三种分散系的比较 分散系 溶液 胶体 浊液 分散质粒子 单个小分子或离子 高分子或多分子集合体 巨大数目的分子集合体 分散质粒子直径 小于1nm 1nm—100nm 大于100nm 性质 外观 均一、透明 均一 不均一、不透明 稳定性 稳定 较稳定 不稳定 能否透过滤纸 能 能 不能 能否透过半透膜 能 不能 不能 鉴别 无丁达尔效应 有丁达尔效应 静置分层或沉淀 2、胶体性质的“三个”应用 （1）丁达尔效应：鉴别溶液和胶体。 （2）聚沉：三角洲的形成；明矾、铁盐溶液净水；盐卤点豆腐、 （3）电泳：静电除尘。 注意： （1） 胶体区别于其他分散系的本质特征是胶体粒子直径介于1nm—100nm之间，而不是丁达尔效应。 （2） 丁达尔效应是物理变化，不是化学变化。 （3） 胶体不带电，胶体中的胶粒有些能够吸附体系中的带电粒子而使胶粒带电荷，但整个分散系仍是电中性的。即胶粒带电，分散剂与胶粒带相反电荷，整个胶体不显电性。 拓展： 胶体的介稳性和电泳 （1） 胶体的介稳性：胶体的稳定性介于溶液和浊液之间，在一定条件下能稳定存在，属于介稳体系，其原理是： ①胶体粒子所带电荷相同，相互排斥； ②胶体粒子的布朗运动。 （2）电泳：在电场作用下，胶体粒子在分散剂中作定向移动的现象称为电泳，如带正电荷的Fe(OH)3胶体粒子向阴极移动。原因是胶粒带有电荷，接通直流电后，胶粒会定向移动。 第一章 第二节 离子反应 知识点总结 1、 学科网（北京）股份有限公司 2、 电解质 1、 电解质 （1） 分类依据：根据在水溶液中能否全部电离 强电解质 弱电解质 电解质 化合物 非电解质 根据在水溶液中或熔融状态下能否导电 （2） 电解质的强弱与物质类别的关系： 强电解质—强酸、强碱、绝大多数盐，如HNO3、NaOH、 CaCO3等 弱电解质—弱酸、弱碱和水，如乙酸、一水合氨等 2、 电解质的电离 电离是指电解质在水溶液中或熔融状态下，离解成自由移动离子的过程。 3、 电离方程式的书写 （1） 强电解质的电离方程式中，用“=”连接，弱电解质（包括弱酸的酸式酸根）的电离方程式中，用“⇋”连接。如 Na2SO4：Na2SO4=2Na++SO42-， HClO：HClO⇋H++ClO-。 （2） 多元弱酸的电离分步书写，多元弱碱的电离一步写完。如 H2CO3：H2CO3⇋H++HCO3-, HCO3-⇋H++CO32-； Fe(OH)3：Fe(OH)3⇋Fe3++3OH-。 （3）酸式盐的电离：多元强酸酸式盐与多元弱酸酸式盐的阴离子不同。如NaHSO4溶液中：NaHSO4=Na++H++SO42- NaHCO3溶液中：NaHCO3=Na++HCO3-， HCO3-⇋H++CO32-。 二、离子反应 1、离子反应中某些离子的浓度减小。 2、离子方程式 （1）书写步骤：以CaCO3与盐酸的反应为例。 写—根据客观事实，写出正确的化学方程式 CaCO3+2HCl=CaCl2+H2O+CO2↑ 拆—把易溶解且易电离的物质写成离子形式，七种物质不能拆（沉淀、气体、水、弱酸、弱碱、氧化物、单质） CaCO3+2H++2Cl-=Ca2++2Cl-+H2O+CO2↑ 删—删去方程式两边不参加反应的离子 CaCO3+2H+=Ca2++H2O+CO2↑ 查—检查方程式两边是否符合原子守恒和电荷守恒 （2）意义：离子方程式不仅可以表示某一个具体的化学反应，还可以表示同一类型的离子反应，如氢氧化钠溶液和盐酸反应、氢氧化钙溶液和硝酸反应的离子方程式，都可以用H++OH-=H2O来表示。 3、 离子反应发生的条件 （1） 复分解反应类型： 生成难溶的物质，如Al(OH)3、BaSO4等 条件 生成难电离的物质，如弱酸、弱碱、水等 生成挥发性的物质，如CO2、SO2、NH3等 （2） 氧化还原反应类型： 强氧化性物质+强还原性物质→弱氧化性物质+弱还原性物质 如FeCl3溶液与Cu反应的离子方程式为 2Fe3++Cu=2Fe2++Cu2+。 考点应用 1、 一、离子方程式正误判断的“六查”反应物 →化学式及其配平 →拆写是否正确分析 判断 方法 →是否错误或漏写产物 →质量守恒 →电荷守恒三守恒 →得失电子守恒 1、 “一查”是否符合可观事实 如2Fe+6H+=2Fe3++3H2↑ 错因：H+不能把Fe氧化成Fe3+，而只能氧化成Fe2+ 正解：Fe+2H+=Fe2++H2↑ 2、 “二查”“=”“⇋”“↑”“↓”是否使用恰当 如用饱和FeCl3溶液制备胶体：Fe3++3H2OFe(OH)3↓+3H+ 错因：Fe(OH)3胶体不是沉淀，不能标“↓” 正解：Fe3++3H2OFe(OH)3（胶体）+3H+ 如NaHCO3溶液因水解呈碱性：HCO3-+H2O=H2CO3+OH- 错因：HCO3-水解过程很微弱，应用“⇋”表示而不能用“=” 正解：HCO3-+H2O⇋H2CO3+OH- 3、 “三查”拆分是否正确 只有易溶于水的强电解质能拆成离子，其他物质均不能拆写。 如Ca(HCO3)2+2H+=Ca2++2CO2↑+2H2O 错因：未将Ca(HCO3)2拆分成Ca2+和HCO3- 正解HCO3-+H+=CO2↑+H2O 如Cl2+H2O⇋2H++Cl-+ClO- 错因：将弱酸HClO拆分成了H+和ClO- 正解：Cl2+H2O⇋H++Cl-+HClO 4、 “四查”是否“漏写”离子反应 如稀硫酸与氢氧化钡溶液反应：Ba2++SO42-=BaSO4↓ 错因：忽略氢离子和氢氧根离子的中和反应 正解：Ba2++2OH-+2H++SO42-=BaSO4↓+2H2O 5、 “五查”反应物的“量”—过量、少量、足量等 如把过量的NaHCO3溶液与Ca(OH)2溶液混合：HCO3-+Ca2++OH-=CaCO3↓+H2O 错因：未考虑反应物中量的关系 正解：2HCO3-+Ca2++2OH-=CaCO3↓+2H2O+CO32- 6、“六查”是否符合三个守恒 （1）质量守恒： 如Na+H2O=Na++OH-+H2↑ 错因：反应前后氢原子的数目不等 正解：2Na+2H2O=2Na++2OH-+H2↑ （2）电荷守恒： 如Fe3++Cu=Fe2++Cu2+ 错因：电荷不守恒 正解：2Fe3++Cu=2Fe2++Cu2+ （3） 得失电子守恒：氧化还原反应型的离子方程式要符合得失电子守恒。 如将氯化亚铁溶液和稀硝酸混合：Fe2++4H++NO3-=Fe3++2H2O+NO↑ 错因：氧化剂得到电子总数和还原剂失去电子总数不相等 正解：3Fe2++4H++NO3-=3Fe3++2H2O+NO↑ 注意： （1） 离子方程式书写中，浓硫酸不能拆写成离子形式，而浓硝酸、浓盐酸要拆写成离子形式。 （2） 拆写时，微溶物的澄清溶液要写成离子形式；呈浑浊状态或沉淀时要写成化学式，如澄清石灰水表示为“Ca2++2OH-”，而石灰乳表示为“Ca(OH)2”。 （3） 多元弱酸的酸式酸根不能拆写成离子形式，如NaHCO3不能拆写成“Na++H++CO32-”。 （4） 氨水作为反应物写为NH3·H2O；作为生成物，若有加热条件或浓度很大时，写为“NH3↑+H2O”。 （5） 具有强氧化性的微粒与强还原性的微粒相遇时，首先考虑氧化还原反应，不能简单考虑复分解反应，如Fe3+和S2-。 拓展：与量有关的离子方程式 在物质发生化学反应时，有些反应会因操作顺序或反应物相对量的不同而发生不同的反应。 1、 酸式盐与碱反应涉及的“量” 例如：Ca(HCO3)2溶液与少量NaOH溶液反应：Ca2++HCO3-+OH-=CaCO3↓+H2O Ca(HCO3)2溶液与足量NaOH溶液反应：Ca2++2HCO3-+2OH-=CaCO3↓+2H2O+CO32- 此外，NaHSO4溶液与Ba(OH)2溶液，Ca(OH)2溶液与NaHCO3溶液等反应均与“量”有关。 NaHSO4少：H++SO42-+Ba2++OH-=BaSO4↓+H2O Ba(OH)2少：2H++SO42-+Ba2++2OH-=BaSO4↓+2H2O Ca(OH)2溶液与NaHCO3溶液见“五查”。 2、 酸性氧化物与碱溶液反应涉及的“量” 例如：NaOH溶液与少量CO2反应： CO2+2OH-=CO32-+H2O NaOH溶液与足量CO2反应： CO2+OH-=HCO3- 类似的还有SO2与碱的反应。 少量SO2：SO2+2OH-=SO32-+H2O 足量SO2：SO2+OH-=HSO3- 3、 反应物混合顺序涉及的“量” 例如：铝盐与强碱溶液反应 反应的离子方程式 向AlCl3溶液中逐滴滴加NaOH溶液至过量 Al3++3OH-=Al(OH)3↓ Al(OH)3+OH-=AlO2-+2H2O 向NaOH溶液中逐滴滴加AlCl3溶液至过量 Al3++4OH-=AlO2-+2H2O Al3++AlO2-+6H2O=4Al(OH)3↓ 此外，Na2CO3与盐酸、AgNO3与氨水、NaAlO2与盐酸反应也有类似情况。 Na2CO3溶液中滴加盐酸：CO32-+H+=HCO3- HCO3-+H+=H2O+CO2↑ 盐酸中滴加Na2CO3溶液：CO32-+2H+=H2O+CO2↑ NaAlO2溶液中滴加盐酸：AlO2-+H++H2O=Al(OH)3↓ Al(OH)3+3H+=Al3++3H2O 盐酸中滴加NaAlO2溶液：AlO2-+4H+=Al3++2H2O AgNO3溶液中滴加氨水：Ag++NH3·H2O=AgOH↓+NH4+ AgOH+2NH3·H2O=Ag(NH3)2OH+2H2O 氨水中滴加AgNO3溶液：Ag++3NH3·H2O=Ag(NH3)2OH+NH4++2H2O Ag(NH3)2OH+2Ag++2H2O=3AgOH↓+2NH4+ 4、氧化还原反应中涉及的“量” （1）FeBr2溶液与不同量的氯水混合： 当氯水足量时：2Fe2++4Br-+3Cl2=2Fe3++2Br2+6Cl- 当氯水少量时：2Fe2++Cl2=2Fe3++2Cl- 当FeBr2与Cl2物质的量为1:1时：2Fe2++2Br-+2Cl2=2Fe3++Br2+4Cl- （2） 铁和稀硝酸的反应： 铁不足：Fe+4H++NO3-=Fe3++NO↑+2H2O 铁过量：3Fe+8H++2NO3-=3Fe2++2NO↑+4H2O 2、 判断离子大量共存问题的“四个要点” 判断多种离子能否大量共存于同一溶液中，归纳起来就是：一色、二性、三特殊、四反应。 1、 一色——溶液颜色 几种常见离子的颜色 离子 Cu2+ Fe3+ Fe2+ MnO4- 溶液颜色 蓝色 棕黄色 浅绿色 紫红色 2、二性——溶液的酸碱性 （1）在强酸性溶液中，OH-及弱酸跟阴离子（如CO32-、SO32-、S2-、CH3COO-等）均不能大量存在； （2）在强碱性溶液中，H+及弱碱阳离子（如NH4+、Al3+、Fe3+等）均不能大量存在； （3）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能大量存在。 3、三特殊——三种特殊情况 （1）AlO2-与HCO3-不能大量共存：AlO2-+HCO3-+H2O=Al(OH)3↓+CO32-； （2）“NO3-+H+”组合具有强氧化性，能与S2-、Fe2+、I-、SO32-等还原性的离子因发生氧化还原反应而不能大量共存； （3）NH4+与CH3COO-、CO32-，Mg2+与HCO3-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。 4、四反应——四种反应类型 指离子间通常能发生的四种类型的反应，能相互反应的离子显然不能大量共存。 （1） 复分解反应：如Ba2+与SO42-，NH4+与OH-，H+与CHCOO-等； （2） 氧化还原反应：如Fe3+与I-、S2-，NO3-（H+）与Fe2+，MnO4-（H+）与Br-等； （3） 相互促进的水解反应：如Al3+与HCO3-，Al3+与AlO2-等； （4） 络合反应：如Fe3+与SCN-等 注意：审题时应注意题目中的隐含条件： ①由水电离产生的c(OH-)或c(H+)＜1×10-7mol/L，溶液可能呈酸性，也可能呈碱性。 ②与Al反应能发出氢气的溶液可能呈酸性（但酸性条件下不能含NO3-），也可能呈碱性。 ③“透明溶液”意味着无难溶物和微溶物，但并不意味着溶液无色。若为无色透明溶液，说明溶液中不含Cu2+、Fe3+、MnO4-等有色离子。 ④MnO4-、NO3-等在酸性条件下具有强氧化性，与还原性离子（如Fe2+、SO32-等）不能共存。 第一章 第三节 氧化还原反应 知识点总结 学科网（北京）股份有限公司 一、氧化还原反应 1、本质和特征 本质——电子转移（得失或偏移）氧化还原反应 特征——反应过程中元素的化合 价发生变化 2、反应关系 得电子，化合价降低，被还原 氧化剂 + 还原剂 = 还原产物 + 氧化产物 （氧化性）（还原性） 失电子，化合价升高，被氧化 例如：反应MnO2+4HCl(浓)MnCl2+Cl2↑+2H2O中，氧化剂是MnO2，氧化产物是Cl2，生成1molCl2时转移电子的物质的量为2mol，被氧化的HCl的物质的量是2mol。 3、氧化还原反应与其他反应间的关系 （1） 与四种基本类型的关系： 如图所示 （2） 与电极反应的关系： ①原电池： 负极—氧化反应， 正极—还原反应； ②电解池： 阳极—氧化反应， 阴极—还原反应。 二、氧化还原反应中电子转移的表示 1、双线桥法 得到ne- 氧化剂 + 还原剂 = 还原产物 + 氧化产物 失去ne- 请标出Cu与稀硝酸反应中电子转移的方向和数目： 失去3×2e- 3Cu+8HNO3（稀）＝3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O 得到2×3e- 2、 单线桥法 ne- 氧化剂 + 还原剂 = 还原产物 + 氧化产物 请标出Cu与稀硝酸反应中电子转移的方向和数目： 6e- 3Cu+8HNO3（稀）＝3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O 三、常见的氧化剂和还原剂 1、常见的氧化剂 常见的氧化剂 实例 还原产物 活泼的非金属单质 卤素单质X2 X- O2 O2-、O22-、OH- 元素处于高价时的物质 KMnO4 Mn2+ HNO3 NO或NO2 浓硫酸 SO2 Fe3+ Fe2+或Fe 某些氧化物和过氧化物 MnO2 Mn2+ H2O2 H2O Na2O2 H2O 2、常见还原剂 （1）活泼的金属单质，如Na、K、Zn、Fe等。 （2）某些活泼的非金属单质，如H2、C、Si等。 （3）元素处于低价态时的物质，如CO、SO2、SO32-、Fe2+、S2-、I-等. 3、 具有中间价态的物质既有氧化性，又有还原性 具有中间价态的物质 氧化产物 还原产物 Fe2+ Fe3+ Fe SO32- SO42- S H2O2 O2 H2O 其中：Fe2+、SO32-主要表现还原性，H2O2主要表现氧化性。 考点应用 2、 一、氧化还原反应中的“三大规律” 规律一：“三种守恒关系” （1） 质量守衡：反应前后元素的种类和质量不变。 （2） 电子守恒：即氧化剂得电子的总数等于还原剂失电子的总数。 （3） 电荷守恒：离子方程式中，反应物中各离子的电荷总数与产物中各离子的电荷总数相等。如：Fe3++Cu=Fe2++Cu2+（错误），2Fe3++Cu=2Fe2++Cu2+（正确） 规律二：“价态归中，互不交叉” 同种元素不同价态之间发生氧化还原反应时可总结为：价态相邻能共存，价态相间能归中，归中价态不交叉，价升价降只靠拢。如： 失6e- （错误） 得6e- 失2e- （正确） 得2e- 规律三：“强易弱难，先强后弱” 在浓度相差不大的溶液中： （1） 同时含有几种还原剂时加入氧化剂，将按照还原性由强到弱的顺序依次反应。 如：在FeBr2溶液中通入少量Cl2时，因为还原性Fe2+>Br-，所以Fe2+先与Cl2反应。 （2） 同时含有几种氧化剂时加入还原剂，将按照氧化性由强到弱的顺序依次反应。 如：在含有Fe3+、Cu2+、H+的溶液中加入铁粉，因为氧化性Fe3+>Cu2+>H+，所以铁粉先与Fe3+反应，然后依次为Cu2+、H+。 注意：电化学原理与氧化还原反应 （1） 原电池反应和电解池反应都是氧化还原反应，两极得失电子总数也相等。 （2） 判断电解池中电解质溶液中离子的放电顺序时，也要遵循“强易弱难，先强后弱”的规律。 二、氧化性、还原性强弱判断的方法 方法一：依据反应原理 失电子，化合价升高，被氧化 还原剂 + 氧化剂 = 氧化产物 + 还原产物 得电子，化合价降低，被还原 （还原性强）（氧化性强）（氧化性较弱）（还原性较弱） 氧化性：氧化剂>氧化产物 还原性：还原剂>还原产物 可总结为：比什么性，找什么剂，产物之性小于剂。 方法二：依据金属活动性顺序 K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb（H）Cu Hg Ag Pt Au 还原性逐渐减弱，对应离子的氧化性逐渐增强 注意：Fe对应的阳离子是Fe2+ 方法三：依据元素周期表从左至右 从 上 至 下 从 下 至 上 从右至左 金属单质的还原性增强 相应阳离子的氧化性减弱 非金属单质的氧化性增强 相应阳离子的还原性减弱 方法四：依据电化学原理 （1） 原电池：一般情况下，两种不同的金属构成原电池的两极，其还原性：负极>正极。 （2） 电解池：用惰性电极电解混合溶液时，在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。 方法五：依据反应条件及反应的剧烈程度 反应条件要求越低，反应越剧烈，对应物质的氧化性或还原性越强，如是否加热、反应温度高低、有无催化剂和反应物浓度大小等。例如： 依据2Na＋2H2O＝2H2O＋H2↑， Mg＋2H2OMg(OH)2+H2↑， 可以推知还原性Na>Mg。 方法六：依据氧化还原反应的程度 相同条件下：不同氧化剂作用于同一种还原剂，氧化产物价态高的其氧化性强。例如： 2Fe+3Cl22FeCl3，Fe＋SFeS，可以推知氧化性：Cl2>S。 注意： （1） 物质氧化性或还原性的强弱取决于得失电子的难易程度，与得失电子的数目无关。如，而， 但还原性Na>Al。 （2） 对于一种物质既作氧化剂又作还原剂的反应，如Cl2＋H2O = HCl＋HClO，不能根据反应方程式判断物质氧化性、还原性的强弱。 （3） 元素处于最高价态时只有氧化性，但不一定有强氧化性，如Na+、SO42-；同理，元素处于最低价态时也不一定具有强还原性。 三、氧化还原反应方程式的配平及有关计算 1、氧化还原反应方程式的配平方法 （1）一般氧化还原反应方程式的配平——化合价升降法： 标变价——标明反应前后元素化合价的变化 求总数——求最小公倍数使化合价升降总值相等 配系数——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 查守恒——检查质量、电荷、电子是否守恒 （2） 缺项氧化还原反应方程式的配平： 缺项方程式是指某些反应物或生成物的分子式没有写出来，一般为水、酸或碱。 ①方法 先用“化合价升降法”配平含有变价元素的物质的化学计量数，然后由原子守恒确定未知物，再根据原子守恒进行配平。 ②补项原则 条件 补项原则 酸性条件下 缺H（氢）或多O（氧）补H+，少O（氧）补H2O（水）； 碱性条件下 缺H（氢）或多O（氧）补H2O（水），少O（氧）补OH-； 2、 计算方法——电子守恒法 （1）应用电子守恒解题的一般步骤： ①找各物质 找出氧化剂、还原剂及相应的还原产物和氧化产物。 ②定得失数 确定一个原子或离子得失电子数（注意化学式中的原子个数）。 ③列关系式 根据题中物质的物质的量和得失电子守恒列出关系式。 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。 （2） 多步连续进行的氧化还原反应的有关计算：对于多步连续进行的氧化还原反应，只要中间各步反应过程中电子没有损耗，可直接找出起始物质和最终产物，删去中间产物，建立二者之间的电子守恒关系，快速求解。 注意：特殊物质中元素的化合价，如Na2O2中氧元素、FeS2中硫元素的化合价均为-1. 四、氧化还原反应方程式的配平技巧 1、自身反应，逆向配平 在氧化还原反应中，氧化剂和还原剂为同一种物质，配平时应首先确定氧化产物和还原产物的化学计量数，再根据元素守恒，确定反应物的化学计量数。 例： 3Cl2+6KOH(热、浓)=5KCl+KClO3+3H2O 2、 多种变价，合并计算 在一个氧化还原反应中，如果一种反应物中有多个原子化合价同时升高或同时降低，或者生成物中有多个原子是同时升高或同时降低得到的，则应计算出同种物质中升高或降低的化合价总数，作为一个整体，再计算化合价升降的最小公倍数进行配平。 例： 4FeS2+11O2=2Fe2O3+8SO2 高考一轮复习 选修五 第四章 生命中的基础有机化合物合成高分子化合物1 学科网（北京）股份有限公司 $