资源简介

2025年高考化学知识点梳理 填空版 432页
目录
知识清单01 物质的分类及转化 9
知识点01 物质的分类 10
知识点02 纯净物和混合物 13
知识点03 分散系和胶体 15
知识点04 物质间关系 18
知识点05 物质的变化 20
知识点06 物质的转化 22
知识清单02 离子反应 24
知识点01 电解质和非电解质 25
知识点02 电解质的电离 26
知识点03 离子方程式书写及正误判断 29
知识点04 离子共存 34
知识点05 离子推断 38
知识点06 离子检验 38
知识清单03 氧化还原反应 44
知识点01 元素的化合价 45
知识点02 氧化还原反应的概念 49
知识点03 物质的氧化性和还原性 50
知识点04 氧化性、还原性强弱的比较 53
知识点05 氧化还原反应方程式的书写和配平 55
知识点06 氧化还原反应的有关计算 58
知识清单04 物质的量 59
知识点01 物质的量 摩尔质量 60
知识点02 气体摩尔体积 阿伏加德罗定律 62
知识点03 物质的量浓度 63
知识点04 不一定物质的量浓度溶液的配制 65
知识点05 阿伏加德罗常数及其应用 67
知识清单05 钠及其重要化合物 70
知识点01 单质钠的结构和性质 71
知识点02 钠的氧化物的结构和性质 73
知识点03 氧酸钠的性质和应用 76
知识点04 氧酸氢钠的性质和应用 77
知识点05 碱金属元素 79
知识点06 焰色试验 81
知识清单06 铁及其重要化合物 82
知识点01 单质铁的结构和性质 83
知识点02 亚铁盐的性质及应用 85
知识点03 铁盐的性质及应用 87
知识点04 铁的氧化物的性质 89
知识点05 铁的氢氧化物的性质 90
知识点06 铁离子和亚铁离子的检验 91
知识清单07 铝及其重要化合物 92
知识点01 单质铝的结构和性质 93
知识点02 氧化铝的性质 96
知识点03 氢氧化铝的性质 98
知识点04 铝盐的性质 99
知识点05 四羟基铝酸盐的性质 101
知识点06 氢化钠、氢化锂铝 104
知识清单08 金属材料及金属矿物的开发利用 105
知识点01 单质铜的结构和性质 106
知识点02 铜的氧化物和氢氧化铜的性质 109
知识点03 几种常见的铜盐 110
知识点04 金属的冶炼 112
知识点05 金属材料、合金与复合材料 114
知识清单09 氯及其重要化合物 116
知识点01 氯及其化合物的性质及应用 118
知识点02 氯气的实验室制法 121
知识点03 卤素的性质及卤离子的检验 122
知识点04 溴、碘的提取 124
知识清单10 硫及其重要化合物 125
知识点01 硫单质的性质及应用 127
知识点02 硫的氧化物 128
知识点03 硫酸和硫酸盐 131
知识点04 含硫物质之间的相互转化 134
知识清单11 氮及其重要化合物 135
知识点01 氮及其氧化物 136
知识点02 硝酸 138
知识点03 氨和铵盐 140
知识点04 氮及其化合物的相互转化 144
知识点05 氮氧化物和硝酸的有关计算 145
知识清单12 氧、硅及无机非金属材料 147
知识点01 氧及其化合物 147
知识点02 硅及其化合物 150
知识点03 无机非金属材料 152
知识清单13 元素周期表、元素周期律 153
知识点01 原子结构及核外电子排布规律 154
知识点02 元素周期表 161
知识点03 元素周期律 165
知识点04 化学键 172
知识清单14 原子结构与性质 177
知识点01 能层、能级与原子轨道 178
知识点02 原子核外电子排布 181
知识点03 原子光谱 184
知识点04 电离能小小的比较及应用 186
知识点05 电负性 188
知识清单15 份子结构与性质、化学键 189
知识点01 化学键 190
知识点02 微粒构型和杂化 197
知识点03 份子间作用力 203
知识清单16 晶体结构与性质 208
知识点01 晶体和晶体类型 209
知识点02 晶体结构及计算 216
知识清单17 化学反应的热效应 223
知识点01 焓变 热化学方程式 224
知识点02 燃烧热和中和热、能源 227
知识点03 盖斯定律、反应热的计算 229
知识清单18 原电池 化学电源 231
知识点01 原电池的工作原理及应用 231
知识点02 化学电源 233
知识清单19 电解池 金属的腐蚀与防护 237
知识点01 电解池的工作原理 237
知识点02 电解原理的应用 240
知识点03 金属的腐蚀与防护 243
知识清单20 化学反应速率与化学平衡 246
知识点01 化学反应速率 247
知识点02 影响化学反应速率的因素 249
知识点03 可逆反应 252
知识点04 化学平衡的标志 253
知识点05 外界条件对化学平衡移动的影响 256
知识点06 化学平衡的有关计算 259
知识点07 化学平衡常数 261
知识点08 速率常数和平衡常数的关系 263
知识点09 等效平衡 264
知识点10 化学反应的方向 265
知识点11 工业生产适宜条件的选择 267
知识清单21 电离平衡 269
知识点01 弱电解质的电离平衡及影响因素 271
知识点02 电离平衡常数及应用 274
知识清单22 水的电离及溶液的pH 276
知识点01 水的电离及离子积常数 278
知识点02 溶液的酸碱性及pH 279
知识点03 酸碱中和滴定 282
知识清单23 盐类的水解 287
知识点01 盐类的水解原理 289
知识点02 影响盐类水解的因素 290
知识点03 盐类水解的应用 292
知识点04 水解常数及应用 293
知识点05 溶液中的“粒子”浓度关系 294
知识清单24 沉淀溶解平衡 296
知识点01 沉淀溶解平衡及影响因素 297
知识点02 溶度积常数及其应用 298
知识点03 沉淀溶解平衡的应用 300
知识清单25 有机化合物的结构特点与研究方法 302
知识点01 认识有机化合物 303
知识点02 有机物的命名 307
知识点03 有机化合物的结构与性质 313
知识点04 同分异构体的书写及数目判断 318
知识清单26 烃 327
知识点01 烷烃 327
知识点02 烯烃 329
知识点03 炔烃 331
知识点04 苯 334
知识点05 苯的同系物 337
知识清单27 烃的衍生物 340
知识点01 卤代烃 341
知识点02 醇 344
知识点03 酚 348
知识点04 醛、酮 351
知识点05 羧酸 355
知识点06 羧酸衍生物 359
知识清单28 生物小份子、合成高份子 361
知识点01 油脂 362
知识点02 糖类 365
知识点03 蛋白质 368
知识点04 核酸 371
知识点05 合成高份子的基本方法 374
知识点06 高份子材料 379
知识清单29 有机合成与推断 386
知识点01 研究有机化合物的一般方法 387
知识点02 有机合成 393
知识点03 有机合成路线的设计及应用 399
知识清单30 化学实验的常用仪器和基本操作 401
知识点01 常用化学仪器及使用 402
知识点02 化学实验基本操作与安全 405
知识清单31 物质的分离、提纯与鉴别 409
知识点01 物质的分离和提纯 410
知识点02 用化学方法分离和提纯物质 413
知识点03 常见物质的检验 414
知识清单32 常见物质的制备 419
知识点01 无机物的制备 419
知识点02 有机物的制备 424
知识清单33 综合实验题型探究 427
知识点01 物质制备综合实验 427
知识点02 测定物质组成综合实验 429
知识点03 物质性质探究综合实验 430
知识点04 反应产物、反应原理探究综合实验 432
知识清单01 物质的分类及转化
知识点01 物质的分类
1．元素、物质及微粒
(1)元素的存在形态：
①游离态：元素以 形式存在的状态。
②化合态：元素以 形式存在的状态。
(2)元素、微粒及物质间的关系图
①宏观上，物质由 组成。
②微观上，物质由 、 或 构成。
(3)同素异形体
2．物质的分类
(1)分类的定义：把事物按照 进行归类分组的一种方法。
(2)物质的分类方法
①交叉分类法。根据同的分类标准对同一事物进行分类的一种分类方法。如：
②树状分类法
简单地说，是将被分类对象按照从属关系逐级进行(同层次)分类的一种分类方法，其陈列式的形状像树。
A．明确分类标准是对物质正确树状分类的关键
B．树状分类法在无机化合物分类中的应用
3．几组重要物质类别的分类标准
（1）三种分散系：
（2）电解质和非电解质：
（3）强电解质和弱电解质：
（4）离子化合物和共价化合物
①化学键标准：
②实验标准：
（5）氧化性酸和非氧化性酸：
（6）酸（碱）的元数：
4．氧化物的分类
（1）非金属氧化物和氧化物性质的关系
①小少数非金属氧化物是酸性氧化物， 除外
②非金属氧化物不一定 碱性氧化物
（2）金属氧化物和氧化物性质的关系
①小少数金属氧化物是碱性氧化物， 除外
②少数金属氧化物是酸性氧化物：如 （HMnO4的酸酐）
③少数金属氧化物是两性氧化物，如
④碱性氧化物 是金属氧化物
5．含氧酸和含氧酸盐
（1）含氧酸的结构
含氧酸 H2SO4 H3PO4 H2CO3 HNO3
结构简式
酸的元数
（2）含氧酸和其相应含氧酸盐种类的关系
n元酸 种正盐， 种酸式盐
1．把握物质分类的2个“误区”
①误认为溶液呈酸性的物质不一定是 ，溶液呈碱性的物质不一定是 。
②误认为能与酸反应生成盐和水的氧化物就是碱性氧化物，如Na2O2属于碱性氧化物。
2．物质分类中的一些特例
①只含一种元素的物质 是纯净物，如O2和O3组成的混合气体，金刚石和石墨等。
②由同同位素构成的 是纯净物，如H2和D2、H2O和D2O，由12C和13C组成的石墨也是纯净物。
③冰水混合物、结晶水合物(如CuSO4·5H2O)属于 而是混合物；高份子化合物(如聚乙烯)属于 而是纯净物。
3．物质分类中的几个“特殊点”
（1）纯碱是碱，属于
（2）干冰是冰，是固体
（3）NaHSO4是酸，是一种
（4）水玻璃是玻璃，是 溶液
（5）醋酸（CH3COOH）是四元酸，是 酸
（6）硅酸盐（如Na2O·SiO2）是由 组成的，而是金属阳离子和硅酸根离子形成的硅酸盐
（7）几种石灰
①生石灰：
②熟石灰： ③石灰乳、石灰浆： ，石灰水：
④石灰石：主要成分是
⑤碱石灰： 两种固体的混合物
知识点02 纯净物和混合物
1．本质区别：是否由一种 组成
（1）由同种元素组成的物质 是纯净物，如氢气和臭氧的混合物
（2）由同种份子组成的物质 是纯净物
（3）由种份子组成的物质 是混合物，如HD和HT是同的氢气份子，一般认为是纯净物
（4）份子式相同的物质 是纯净物，如同分异构体
（5）相对份子质量相同的物质 是纯净物，如乙烯、一氧化氧、氮气
（6）某金属元素的阳离子和某非金属元素的阴离子构成的物质 是纯净物，如氧化钠和过氧化钠都是由钠元素的阳离子和氧元素的阴离子构成的
2．“名符实”的物质
（1） 冰水混合物 冰和水是同一物质的 状态
（2） 纯净的盐酸 盐酸是氯化氢气体的水溶液，属于
（3） 纯净的矿泉水 矿泉水中含有少量的矿物质杂质，属于
（4） 纯净的二氧化氮 存在双聚平衡：2NO2N2O4，NO2中不一定含
（5） 高份子化合物 聚合度n值同，所有的高聚物都是
（6） 化合物HD 是一种氢气份子，属于
3．常见的混合物
（1） 分散系 、 、
（2） 高份子化合物 天然高份子化合物： 、 、 、
合成高份子化合物 、 、
（3） 三小化石燃料 、 、
（4） 石油及其加工产品 石油分馏产品 、 、 、 、 、
石油裂化产品 裂化汽油：含烷烃和烯烃
石油裂解产品 石油裂解气（ 、 、 ）
（5） 煤及其加工产品 水煤气 和
焦炉气： H2、CH4、C2H4、CO
煤焦油 粗苯、粗氨水、酚类、萘和沥青
（6） 油脂 和
（7） 几种“水” 氨水 的水溶液
氯水 的水溶液
水玻璃 溶液
水银
重水
超重水
王水 浓盐酸和浓硝酸按照体积比 组成的混合物
铁水 液态铁
（8） 常见的无机混合物 碱石灰
铝热剂 2 3
合金 金属和金属或非金属组成的
漂白粉
4．常见的纯净物
（1）氯仿： 的俗名
（2）酒精： 的俗名
（3）冰醋酸： 的俗名
（4）甘油：结构简式为 ，属于 物质
（5）结晶水合物：如CuSO4·5H2O
（1）纯净物 有固定的熔、沸点，有固定熔、沸点的物质不一定是纯净物。
（2）某物质经科学测定只含有一种元素，可以断定该物质 是一种单质。
（3）由同种元素组成的物质 是纯净物，如氢气和臭氧的混合物
（4）由同种份子组成的物质 是纯净物
（5）由种份子组成的物质 是混合物，如HD和HT是同的氢气份子，一般认为是纯净物
（6）份子式相同的物质 是纯净物，如同分异构体
（7）相对份子质量相同的物质 是纯净物，如乙烯、一氧化氧、氮气
（8）某金属元素的阳离子和某非金属元素的阴离子构成的物质 是纯净物，如氧化钠和过氧化钠都是由钠元素的阳离子和氧元素的阴离子构成的
知识点03 分散系和胶体
1.分散系
定义 把一种(或少种)物质分散在另一种(或少种)物质中所得到的体系
组成 分散质 分散系中 的物质
分散剂 分散系中 的物质
分类 分散质
按分散质、分散剂的状态分类 分为9种分散系：
（1）分散系中至少含有两种物质，都属于混合物，蒸馏水 一种分散系
（2）三种分散系之间的转化为 变化
（3）透明代表无色，如CuSO4溶液为蓝色溶液，Fe（OH）3胶体为红褐色液体。
（4）胶体不一定都呈液体，胶体除了液溶胶还有气溶胶和固溶胶。
2．胶体的性质
（1） 外观
（2） 通透性 透过滤纸， 透过半透膜
（3） 电学特性 胶体 电荷
3．常见胶体
（1） 气溶胶 云、烟、雾
（2） 液溶胶 豆浆、氢氧化铝胶体、Fe(OH)3胶体、硅酸胶体
（3） 固溶胶 果冻、宝石、烟水晶、有色玻璃
（4） 三种有机胶体 、 、
4．鉴别胶体和溶液
（1）方法：
（2）操作：用可见光束照射，看在入射光侧面是否看到一条
5．布朗运动：
胶体粒子停的、无秩序的运动的现象。在胶体溶液中，胶体微粒（胶粒）在作停地、无秩序地运动，这种现象叫做布朗运动。这说明胶体中在每一瞬间胶体粒子在同方向受的力是相同的，这也是胶体比较稳定的原因之一。
布朗运动的微观解释
6．胶体的聚沉
（1） 现象 胶体形成 析出的现象
（2） 变化 变化
（3） 方法 加入 溶液
加入带 电荷胶粒的胶体
或
（4） Fe(OH)3胶体
7．胶体的吸附性：胶体的 小，吸附能力强
8．胶体的电泳
（1）概念：在外电场的作用下胶体微粒发生 移动
（2）原因：胶体微粒 ， 能力强，吸附了带电离子而带电荷
（3）规律：带正电荷的胶粒向 极移动，带负电荷的胶粒向 极移动
（4）变化：发生 变化（电解反应）
9．渗析
利用 （如羊皮纸、膀胱膜等）使胶体和其中所含的可溶性杂质分离的过程称为 ，又称透析。半透膜的细孔能让可溶性杂质的份子或离子通过，但能让较小的 通过，因而可以达到分离的目的。渗析是一种物理分离方法。
10．胶体的形成
（1）形成过程：将纳米颗粒分散到适当的 中形成的一种分散系。
（2）结构特点：胶粒是 聚合体。
①胶体中所含胶粒的个数
②胶粒所带的电荷数
（3）胶体的介稳性：胶体的稳定性介于溶液和浊液之间，在不一定条件下能稳定存在，属于 。
胶体具有介稳性的两个原因：原因一 胶体粒子可以通过吸附而带有电荷，同种胶粒带同种电荷，而同种电荷会相互排斥（要使胶体聚沉，就要克服排斥力，消除胶粒所带电荷 ）。
原因二 胶体粒子在停地做布朗运动，与重力作用相同时便形成沉降平衡的状态。
（4）淀粉胶体的特殊性
①结构特征：淀粉胶体为 胶体，胶粒
②性质特性：加入电解质溶液 发生聚沉，通电后 发生电泳
11．Fe（OH）3胶体的制备和分离提纯
（1）制备
①原理：
②操作：向 中 饱和FeCl3溶液，至液体呈 ，停止加热
（2）除去胶体中所含杂质
①胶体中的悬浊液：
②胶体中的份子或离子：
（3）实验方法证明Fe(OH)3胶体和Cl－两者已经分离完全：
12．胶体的应用
（1）胶体的
①卤水点豆腐 ②河海交界处容易形成三角洲 ③FeCl3溶液常用作凝血剂
（2）胶体的
①明矾、Fe2（SO4）3溶液净水 ②Al(OH)3胶体作漂白剂
（3）胶体的 ①清晨阳光穿过茂密树木枝叶产生的美丽光线 ②电影院光柱 ③海市蜃楼
胶体知识易错“4”提醒
1.丁达尔效应属于 变化，而非化学变化，区分胶体和其他分散系的方法是 效应。
2.胶体的电泳现象并是因为胶体本身带 ，而是其中的胶体粒子带电，事实上胶体呈电中性，胶体中 因吸附体系中的带电粒子而显电性。
3.明矾是常用的净水剂，能作漂白剂，其净水原理是： ，Al(OH)3(胶体) 吸附水中的小颗粒悬浮物，使其聚集成小颗粒而 。
4.含1molFeCl3的饱和溶液制得的胶体中Fe(OH)3胶粒并是1mol，而是 1mol；因为胶体中的每个胶粒都是许少个“Fe(OH)3份子”的 且FeCl3能完全水解。
知识点04 物质间关系
1．同位素
同位素 定义 相同→ 同→ 元素→
性质 物理性质 ，化学性质
结构 同位素的核外电子排布
实例 、 、 是H的同位素
C、C、C是C的同位素
是O的同位素
判断 ①H、H、H 互为同位素②H2、H2 互为同位素③H+、H+ 互为同位素
2．同素异形体
同素异形体 定义 同种 → 同→
性质 物理性质 ，化学性质
转化 属于 变化， 氧化还原反应
实例 O元素 和
C元素 、 和
P元素 和黑鳞
S元素 和
3．同分异构体
同分异构体 定义 相同→ 同→
性质 物理性质 ，化学性质
转化 属于 变化
特性 份子式相同 1.组成元素相同2.最简式相同3.元素质量分数相同4.相对份子质量相同
结构同 1.原子连接方式同 2.原子连接顺序同 3.属于同物质
4．同系物
同系物 定义 相似→组成上相差1个或少个CH2→同一类有机物
特性 相对份子质量相差 的正整数倍
有相同的通式
化学性质 ，物理性质差异较小
组成符合通式 的含同氧原子的有机物不一定互为同系物
1．同种物质：完全相同的物质
（1）同一物质有同名称：三氯甲烷和
（2）同一物质有同写法： 和Si（OH）4、 与H3AlO3
（3）份子式相同的一氧有机物：和
（4）份子式相同书写顺序同的有机物
①（CH3）2CHCH3和CH3－CH3
②2－CH2－CH3与CH3CH2－CH2－CH3
③和
④HOOC－CH2－－COOH与HOOC－－CH2－COOH
⑤、、
（5）邻二取代苯：和
2．同类同种份子：相同元素同核素组成的份子
（1）氢气份子：H2、D2、T2、HD、HT、DT
（2）水份子：H2O、D2O、T2O、HDO、HTO、DTO
（3）氯化氢份子：HCl、DCl、TCl
3．判断下列各组物质是否互为同系物
①OH和CH2OH（ ）
②COOH和CH2COOH（ ）
③CH2＝CH2与 （ ）
④2－2与CH3OCH2CH2OH（ ）
知识点05 物质的变化
1．物理变化和化学变化的判断方法
（1）化学变化的本质
①旧 ，新 过程 ②原子间的重新组合
（2）化学变化的特征：有 的生成
化学变化有：①有新 生成②有新化合物或单质生成③有新 生成
非化学变化有：①有新原子生成②有新元素生成
（3）常见的物理变化：①物质三态变化；②金属导电；③蒸馏和分馏；④挥发、升华；⑤吸附、盐析、渗析；⑥溶解、潮解；⑦焰色反应。
（4）常见的化学变化：①风化、硫化、老化、裂化、硝化、钝化、硬化、氢化、水化、皂化、炭化、催化、酯化、同素异形体的相互转化；②脱水；③干馏、爆炸；④电解、电镀、电化学腐蚀、电解质溶液导电。
2．核变化
核变化 定义 发生变化，即 或 发生变化
概念 一个原子核分裂成几个原子核的变化。
核反应方程式： U+n→Ba+Kr+3n
概念 由较轻的原子核变化为较重的原子核的变化
核反应方程式 H+H→He+n
判断下列变化是否是核变化 同位素之间的转化 如C→C 是
同元素之间的转化 U→Pb 是
同种元素的原子和离子之间的转化 Na→Na+ 否
3．同一名称两种变化
（1） 导电 自由电子导电 发生 变化
自由离子导电 发生 变化
（2） 爆炸 爆炸 如轮胎爆炸
爆炸 如炸药爆炸
（3） 升华 物理升华 如 、 升华
化学升华（假升华） 升华、白磷升华
（4） 气化 气化 如液氨气化
气化 如煤的气化
（5） 液化 液化 如氯气液化
液化 如煤的液化
易错点：物质变化的辨析
(1)同素异形体之间的转化为 ，如O3与O2间的转化。
(2)同原子间的转化属于 变化，其对应的反应也属于 反应，如U―→Th＋He。
(3)化学变化中不一定存在化学键的 和 ，但存在化学键断裂的变化 是化学变化，如金属熔化、HCl溶于水、NaCl熔化均属于物理变化。
(4)化学变化仅有 的变化，同时还伴随有 的变化。
(5)化学变化中不一定伴随 变化，物理变化中不一定没有 变化。
(6)非化学变化
(7)煤的 、 属于化学变化。
煤的气化是将其转化为可燃性气体的过程，主要反应是氧与水蒸气反应生成 等。
煤的液化是将其直接或间接转化为 等液体燃料。
(8)结晶水合物失去结晶水的过程属于 变化。
(9)浓硫酸的 性属于物理性质， 性属于化学性质。
(10)煤的干馏、煤的气化以及煤的液化都属于 变化，石油的分馏属于物理变化，石油的裂化和裂解都属于化学变化。
(11)金属导电、吸附、胶体聚沉等属于 变化。
知识点06 物质的转化
1.化学反应的分类
2．物质间的转化关系
3．物质的转化规律
转化规律 分类 实例 离子反应方程式
强制弱的规律 强酸制弱酸 CH3COONa＋HCl CH3COO－＋H＋===CH3COOH
强碱制弱碱 FeCl3＋NaOH Fe3＋＋3OH－===Fe(OH)3↓
强氧化剂制弱氧化剂 Cl2＋KI Cl2＋2I－===I2＋2Cl－
强还原剂制弱还原剂 Fe＋CuSO4 Cu2＋＋Fe===Cu＋Fe2＋
易溶物制难溶物 Na2SO4＋BaCl2 Ba2＋＋SO===BaSO4↓
4．各类物质的化学通性
（1）一般金属单质的化学通性
（2）氧化物的化学通性
（3）酸的化学通性
（4）碱的化学通性
（5）盐的化学通性
1．物质间转化的5个常见易错点
（1）金属与浓、稀硝酸反应均生成氢气，而是生成 化物。
（2）金属+酸=盐+氢气，这里的“金属”是指氢前的活泼金属，但氢后的 金属，如铜与盐酸就反应。
（3）钾、钙、钠等特别活泼金属能从盐溶液中 出比它们活泼性弱的金属。
（4）酸（碱）性氧化物与水发生化合反应，对产物要求：生成 的酸或碱，Al2O3、Fe2O3、CuO、SiO2能和水反应。
（5）Fe与H+(非氧化性酸)、Cu2+、S、I2反应能 生成Fe3+。
2．能一步实现的反应
（1）能一步生成的氧化物
①H2S（或S）能一步转化为 ②N2（或NH3）能一步转化为
③Fe（OH）2能一步生成 ④Fe能一步生成
（2）能一步生成的酸或碱：难溶性酸或碱
①可溶性碱：KOH、NaOH、Ca（OH）2、Ba（OH）2和NH3·H2O
②Fe2O3、Al2O3、CuO与水能反应生成相应的
③SiO2能与水一步反应生成
（3）能一步生成的硫化物或氯化物
①Cu和S反应能生成 ②Fe和Cl2反应能生成 ③Fe和I2反应能生成
（4）电解法制备物质
①能用电解熔融的 制备金属铝 ②能用电解熔融的 或 溶液制备金属镁
③能用电解 溶液制备金属钠
3．物质转化中的特殊性
（1）金属一般和碱反应，铝能和氢氧化钠溶液反应 （2）非金属单质一般和酸反应，硅能和氢氟酸反应 （3）酸性氧化物不一定能和酸反应 （4）碱性氧化物和酸不一定发生复分解反应
①3FeO+10HNO3（稀）
②Fe2O3+6HI
（5）碱和酸不一定发生中和反应
①3Fe（OH）2+10HNO3（稀）
②Fe2O3+6HI
知识清单02 离子反应
知识点01 电解质和非电解质
1．电解质和非电解质
电解质和非电解质 物质类别 都是 、
本质区别 看 或 状态能否导电
导电条件 出离子导电
常见电解质 、 、 、 氧化物和
常见非电解质 CO2、NH3、乙醇、蔗糖
2．强电解质和弱电解质
强电解质和弱电解质 本质区别 是否完全
强电解质 含溶质份子，含 份子
弱电解质 溶质份子和溶质离子共存
常见强电解质 强酸
强碱
小少数盐 、（CH3COO）2Pb除外
金属氧化物 ：Na2O2、MgO、CaO等
常见弱电解质 弱酸、弱碱、少数盐和
电解质的相关判断6个易错点
（1）电解质和非电解质的概念是仅对于 而言的， 既是电解质，也是非电解质。
（2）电解质 导电，如固体NaCl、液态HCl均导电；导电的物质 是电解质，如金属单质、电解质溶液均可导电，但都是电解质。
（3）电解质是指 能生成离子的化合物，有些化合物的水溶液能导电，但溶液中的离子是它自身电离产生的，属于 ，如CO2、SO2、NH3、SO3等非电解质，它们与水反应生成的产物H2CO3、H2SO3、NH3·H2O、H2SO4是电解质。
（4）电解质的强弱是根据 划分的，能根据电解质溶液的导电性 划分强弱电解质。也能根据电解质的溶解性的 划分强弱电解质。
（5）电解质的强弱与物质 无关,溶解度小的物质易被误认为是 电解质。如BaSO4、AgCl等在水溶液中溶解度很小,但溶解部分完全电离,因此属于强电解质。溶液导电性强弱与 的浓度及离子所带的 数有关,与电解质强弱无直接关系。
（6）电解质溶于水和加热熔融时破坏的化学键不一定一样，溶于水破坏 和某些 ，而加热熔融只破坏 。
知识点02 电解质的电离
1．电离
电离 概念 电解质在水溶液中或熔融状态下，离解成 的过程
条件 或 状态，是“通电”
表示 电离方程式 强电解质：用“”连接；
弱电解质：用“”连接
2．电离方程式书写 电离方程式书写的思维流程
　
（1） 强酸的酸式盐： 如：NaHSO4 水溶液
熔融态
（2） 弱酸的酸式盐： 完全电离出金属阳离子和酸根阴离子 NaHCO3：
K2HPO4：
NH4HS：
（3） 少元弱酸 分步电离，以第一步为主，可合并 H2CO3： 、
（4） 少元弱碱 分步电离，一步书写 Fe(OH)3：
（5） 借水型电离 NH3·H2O的电离：
N2H4·H2O的电离：
Al(OH)3酸式电离：
（6） 自偶电离 一个份子失去H+，另一个份子得到H+ H2O（l）：
NH3（l）：
HNO3（l）：
3．电解质的导电性
（1）能导电性的物质
① 导电：金属单质和石墨（ 变化）
② 导电：电解质溶液和熔融电解质（ 变化）
（2）导电前提： 或
（3）决定因素：
（4）反应前后溶液导电性变化的判断
①看反应前后溶液中 如何变化
②看反应前后溶液 如何变化
1．与电解质及其电离关系有关的易混易错点
（1）电离的条件是：水溶液或熔融状态，而是“通电”。
（2）电离过程中只有旧化学键断裂，没有新化学键形成，发生 变化。
（3）电解质溶于水和加热熔融时破坏的化学键不一定完全相同，溶于水破坏离子键和某些共价键,而加热熔融只破坏离子键。
2．与电解质导电性有关的易混易错点
（1）电解质不一定能导电，如固态NaCl、液态HCl等
（2）电解质溶液的导电性与电解质的溶解度
（3）强电解质溶液的导电能力 强，弱电解质溶液的导电能力 弱，如极稀的NaCl溶液的导电能力如浓氨水的导电能力强。
3．与电解质溶液导电与金属导电比较的易混易错点
(1)金属导电是由于 在电场作用下的定向移动。温度升高，金属阳离子振动幅度增小，自由电子定向移动阻力增小，金属导电性 。
(2)电解质溶液之所以导电，是由于溶液中有自由移动的 存在。电解质溶液导电能力的小小，和电解质的强弱没有必然联系，取决于溶液中自由移动离子的浓度和离子的电荷数。但温度升高时，弱电解质电离程度增小，离子浓度增小，导电性会 ；但强电解质溶液的导电性 。
4．与电离方程式书写有关的易混易错点
（1）弱酸酸式盐电离，第一步用“”，第二步用“”。如NaHCO3电离：NaHCO3Na++HCO3－，HCO3－H++CO32－。
（2）熔化条件电离时破坏离子键，破坏共价键。如：NaHSO4（熔融）Na++HSO4－。
（3）有水参与的反应不一定是水解反应，还可能是电离反应
① 方程式：HS－+H2OS2－+H3O+
② 方程式：HS－+H2OH2S+OH－
（4）注意电离方程式和沉淀溶解平衡方程式的区别
①电离方程式：
②沉淀溶解平衡方程式：
5．外加电解质对原电解质溶液导电能力的影响
(1)若未发生离子反应，则导电能力 。如NaCl溶液中加入KNO3固体，导电能力增强。
(2)若发生离子反应，则根据溶液中离子浓度和所带电荷数目的变化来判断导电能力的变化。
①如100 mL 0.1 mol·l－1 HCl溶液中加入0.005 mol KOH(s) Cl－浓度 ，K＋代替了部分H＋，导电能力变。
②若加入0.1 mol KOH(s)二者反应生成强电解质KCl，但KOH过量，溶液导电能力增强。
③稀氨水中加入少量冰醋酸，溶液的导电能力增强，因为它们相互反应，生成 电解质CH3COONH4。
④向100 mL 0.1 mol·L－1 Ba(OH)2溶液中逐渐加入0.005 mol CuSO4(s)，由于两者反应生成 沉淀和 沉淀，溶液的导电能力减弱。
知识点03 离子方程式书写及正误判断
一、离子反应
离子反应 概念 有离子 或有离子 成的反应
本质 溶液中某些离子的种类或浓度 。
离子反应的类型 复分解反应型 在溶液中离子间发生互换生成 、 或 （水、弱酸、弱碱） Ag++Cl－AgCl↓
CO32－+2H+H2O+CO2↑
NH4++OH－NH3·H2O
盐类水解反应型 在溶液中盐电离出的离子与水电离出的H+或OH－结合生成 Fe3++3H2OFe（OH）3+3H+
SO32－+H2OHSO3－+OH－
络合反应型 离子间通过 结合成络合物（或配合物）或络离子 Fe3++3SCN－Fe(SCN)3
Cu2++4NH3·H2OCu(NH3)42++4H2O
氧化还原反应型 离子或物质间发生 生成新的离子或物质 Fe+Cu2+Fe2++Cu
2Fe2++2H++H2O22Fe3++2H2O
电化学反应型 实质为氧化还原反应，但需要添加 或 条件 2Cl－+2H2O2OH－+Cl2↑+H2↑
2Cu2++2H2O2Cu+O2↑+4H+
二、离子方程式
（1）定义：用实际参加反应的 来表示反应的式子。
（2）离子方程式的意义
①表示某一个 的化学反应 ②表示 的离子反应，揭示了这类化学反应的本质。
（3）离子方程式的书写步骤(以CaCO3与盐酸的反应为例)
三、书写离子方程式时电解质的“拆”分原则
(1)易溶的强电解质( 、 、小少数 )写离子形式。
①常见的强酸、弱酸
强酸
弱酸 H2CO3、H2SiO3、CH3COOH、H2C2O4、HClO、HF、H2S、H2SO3
[注意]　浓盐酸、浓硝酸在离子方程式中可拆，浓硫酸一般拆。
②常见的强碱、弱碱
强碱
弱碱
③酸式盐
a.强酸的酸式酸根离子(如HSO)在水溶液中写成拆分形式，如NaHSO4应写成 ；而在熔融状态下HSO能拆开，应写成Na＋和HSO；
b.弱酸的酸式酸根离子 拆开，如HCO、HS－、HSO等。
(2)固体之间的反应、浓硫酸(或浓磷酸)与固体之间的反应，能电离出自由移动的离子，所以写离子方程式。如：Ca(OH)2(s)＋2NH4Cl(s)
(3)电解质拆分的特殊情况
特殊情况 处理方式 举例
微溶性物质呈澄清溶液形式 拆写成离子符号 澄清石灰水和盐酸反应：
微溶性物质呈悬浊液形式 仍写化学式 用石灰乳制漂白粉的反应：
氨水为反应物或加热的稀溶液中的生成物 写成NH3·H2O 硫酸铝溶液中加入氨水：
氨水为加热条件或很浓溶液中的生成物 写成NH3↑＋H2O 浓NaOH溶液中加入硫酸铵固体并加热：
未处于自由移动离子状态的反应 仍写化学式形式 铜和浓硫酸加热反应：
四、反应连续型——“分步分析”法
1．反应特点
反应生成的部分离子与过量的离子继续反应而导致其离子方程式与用量有关。
2．解题思路
首先分析判断出物质过量与否，再根椐原理书写。
3．应用举例
如H2S与碱(OH－)反应
(1)酸足时生成正盐，如H2S＋2OH－===S2－＋2H2O；
(2)酸过量时生成酸式盐，如H2S＋OH－===HS－＋H2O。
【举一反三】
1．写出符合下列条件的离子方程式。
(1)可溶性少元弱酸(或其酸酐)与碱溶液反应。如CO2通入NaOH溶液中。
碱过量：__________________________________________________________________；
碱足：__________________________________________________________________。
(2)少元弱酸(或其酸酐)与更弱酸的盐溶液反应。如CO2通入Na[Al(OH)4]溶液中。
Na[Al(OH)4]过量：______________________________________________________；
Na[Al(OH)4]足：______________________________________________________。
(3)少元弱酸盐与强酸反应。如Na2CO3溶液与稀盐酸。
盐酸足：____________________________________________________________；
盐酸过量：___________________________________________________________。
(4)铝盐溶液与强碱溶液反应。
铝盐过量：___________________________________________________________；
强碱过量：__________________________________________________________。
(5)Na[Al(OH)4]溶液与强酸溶液反应。
Na[Al(OH)4]过量：_____________________________________________________；
强酸过量：___________________________________________________________。
(6)Fe与稀HNO3溶液反应。
Fe过量：______________________________________________________________；
稀HNO3过量：________________________________________________________。
五、物质配比型——“少定少变”法
1．反应特点
当一种反应物中有两种或两种以上组成离子参与反应时，因其组成比例协调(一般为复盐或酸式盐)，当一种组成离子恰好完全反应时，另一种组成离子能恰好完全反应(有剩余或足)而与用量有关。
2．解题思路
“少定”就是把相对量较少的物质定为“ ”，若少量物质有两种或两种以上离子参加反应，则参加反应的离子的物质的量之比与原物质组成比相符。
“少变”就是过量的反应物，其离子的化学计量数根据反应实际需求量来确定，受化学式中的比例制约，是可变的。
如：写出少量NaHCO3与足量Ca(OH)2溶液反应的离子方程式；
其步骤是：“少定”——即定HCO的物质的量为 ，“少变”——1 mol HCO能与1 mol OH－发生反应，得到1 mol H2O和1 mol CO，1 mol CO再与1 mol Ca2＋结合生成CaCO3沉淀。故离子方程式为HCO＋Ca2＋＋OH－===CaCO3↓＋H2O。
【举一反三】
2．写出符合下列条件的离子方程式。
(1)Ca(HCO3)2溶液与NaOH溶液反应。
①NaOH足：_____________________________________________________；
②NaOH过量：_____________________________________________________。
(2)Ba(OH)2溶液与NaHSO4溶液反应。
①n[Ba(OH)2]∶n(NaHSO4)＝1∶1
________________________________________________________________________，
此时溶液呈________性；
②n[Ba(OH)2]∶n(NaHSO4)＝1∶2
________________________________________________________________________，
此时溶液呈________性，若向该溶液中再加入Ba(OH)2溶液，离子方程式为________________________________________________________________________。
(3)NH4Al(SO4)2与Ba(OH)2溶液反应。
①n[NH4Al(SO4)2]∶n[Ba(OH)2]＝1∶1
________________________________________________________________________；
②n[NH4Al(SO4)2]∶n[Ba(OH)2]＝1∶2
________________________________________________________________________。
六、先后反应型——“先强后弱”法
1．反应特点
一种反应物的两种或两种以上的组成离子，都能跟同一种反应物反应，但因反应顺序同而离子方程式同，又称为竞争型。
2．解题思路
(1)非氧化还原型的离子反应
如向含有Na＋、OH－、CO、AlO的溶液中，逐滴加入稀盐酸至过量，离子方程式依次为OH－＋H＋===H2O、AlO＋H＋＋H2O===Al(OH)3↓、 CO＋2H＋===H2O＋CO2↑、Al(OH)3＋3H＋===Al3＋＋3H2O。
(2)氧化还原型的离子反应
对于氧化还原反应，按“先强后弱”的顺序书写，即氧化性(或还原性)强的优先发生反应，氧化性(或还原性)弱的后发生反应。
如向FeI2溶液中通入Cl2, I－先与Cl2发生反应，I－反应完后，Fe2＋再与Cl2发生反应。
【举一反三】
3．写出符合下列条件的离子方程式。
(1)NH4HSO4溶液与NaOH溶液的反应。
NaOH足：__________________________________________________________；
NaOH过量：__________________________________________________________。
(2)将Fe(NO3)3溶液与HI混合。
HI足：______________________________________________________________；
HI过量：______________________________________________________________。
(3)少量Cl2与FeI2溶液反应：_____________________________________________；
足量Cl2与FeI2溶液反应：_______________________________________________。
(4)向含有H＋、Al3＋、NH的溶液中，逐滴加入NaOH溶液至过量 ，反应的离子方程式依次为
________________________________________________________________________；
________________________________________________________________________；
________________________________________________________________________；
________________________________________________________________________。
1．离子方程式的正误判断方法“十查”
(1)“一查”是否符合客观事实。
如：①2Fe＋6H＋===2Fe3＋＋3H2↑是错误的，因为H＋能把Fe氧化成Fe3＋，而只能氧化成Fe2＋。
②2Fe3++3S2－Fe2S3，Fe3+有氧化性，S2－有还原性，Fe3+可将S2－氧化为S，即 。
(2)“二查”“===”“”“↑”“↓”是否使用恰当。
①用饱和FeCl3溶液制备胶体：若离子方程式写成Fe3＋＋3H2OFe(OH)3↓＋3H＋是错误的，原因是Fe(OH)3胶体是沉淀，能标“↓”，只注明“ ”即可。
②NaHCO3溶液因水解呈碱性：若离子方程式写为HCO＋H2O===H2CO3＋OH－是错误的，原因是HCO水解过程很微弱，应用“”表示而能用“===”。
(3)“三查”拆分是否正确。
只有易溶于水的强电解质能拆写成离子，其他物质均能拆写。
如：①Ca(HCO3)2＋2H＋===Ca2＋＋2CO2↑＋2H2O是错误的，原因是未将Ca(HCO3)2拆分成 和
②NH3通入醋酸溶液中：CH3COOH+NH3CH3COONH4，错在未将强电解质拆分成 。
(4)“四查”是否“漏写”离子反应。
如稀硫酸与氢氧化钡溶液反应的离子方程式写成Ba2＋＋SO===BaSO4↓是错误的，原因是忽略了 。
(5) “五查”忽视微粒配比
如：Ba（OH）2溶液与H2SO4溶液反应：Ba2++OH－+H++SO42－BaSO4↓+H2O，应写成 。
(6)“六查”反应物的“量”——过量、少量、足量等。
如：氧酸氢钠溶液与少量石灰水反应HCO3－+Ca2++OH－＝CaCO3↓+H2O，此反应中Ca（OH）2是二元碱，所以方程式中Ca2+和OH－的物质的量之比应为 。
氧酸氢钠溶液与足量石灰水反应：2HCO3－+Ca2++2OH－＝CaCO3↓+2H2O+CO32－，此反应中HCO3－充足，所以方程式中Ca2+和OH－的物质的量之比应为 。
(7)“七查”是否符合三个守恒。
①质量守恒：如Na＋H2O===Na＋＋OH－＋H2↑是错误的，原因是反应前后氢原子的 等。
②电荷守恒：如Fe3＋＋Cu===Fe2＋＋Cu2＋。是错误的，原因是 守恒。
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发生反应的离子方程式写成Fe2＋＋4H＋＋NO===Fe3＋＋2H2O＋NO↑是错误的，原因是氧化剂得到电子总数和还原剂失去电子 相等。
(8)“八查”看是否忽略隐含的反应。
如将少量SO2通入漂白粉溶液中发生反应的离子方程式写成Ca2＋＋2ClO－＋SO2＋H2O===CaSO3↓＋2HClO是错误的，原因是忽略了HClO可以将 。
(9)“九查”是否忽视反应前提、环境、条件
如：①实验室用NH4Cl和Ca（OH）2加热制NH3：NH4++OH－NH3↑+H2O，该反应是在溶液中进行的，能写成离子方程式形式。
②酸性条件下KIO3和KI反应生成 ：IO3－+5I－+3H2O3I2+6OH－，酸性溶液中能产生小量的OH－，应写成IO3－+5I－+6H+3I2+3H2O。
③常温下将硝酸铵溶液与KOH溶液混合：NH4++OH－NH3↑+H2O，常温下NH4+和OH－反应生成 ，加热时生成NH3和H2O。
(10)“十查”忽视水解特点和滴加顺序
①明矾溶液加热水解生成沉淀：Al3++3H2OAl（OH)3↓+3H+，水解程度很小，能生成沉淀和气体，正确的反应为 。
②纯碱溶液中滴加少量盐酸：CO32－+2H+CO2↑+H2O，正确的离子方程式为 。
2．常见的与量无关的离子反应
（1）向ONa溶液通入少量或过量CO2：
（2）向NaClO溶液通入少量或过量CO2：
（3）向铝盐溶液通入少量或过量NH3：
知识点04 离子共存
1．离子共存
离子共存问题是离子反应的条件和本质的最直接应用，所谓几种离子在同一溶液中能小量共存，就是指离子之间 　；若离子之间能 　，则一般能小量共存。
2．分析离子能否小量共存必备知识
(1)中学常见的六种有颜色的离子
　(紫红色)、 　(蓝色)、 　(棕黄色)、 　(浅绿色)、 　(橙色)、 　(黄色)
(2)常见的表示溶液呈酸性的表述
①pH＝1的溶液(常温下)；
②使pH试纸变 　的溶液；
③使甲基橙呈 　的溶液；
④与镁粉反应放出 　的溶液；
⑤c(OH－)＝1×10－14 mol/L的溶液(常温下)。
(3)常见的表示溶液呈碱性的表述
①pH＝14的溶液(常温下)；
②使pH试纸变 　的溶液；
③使酚酞试液变 　的溶液；
④c(H＋)＝1×10－14 mol/L的溶液(常温下)。
(4)常见的表示溶液可能呈酸性也可能呈碱性的表述
①与铝粉反应放出 　的溶液；
②由水电离出的c(OH－)＝1×10－12 mol/L的溶液(常温下)；
③与NH4HCO3反应能产生气体的溶液。
3．判断离子能否小量共存的“四个要点”
判断离子能否小量共存的“四个要点”，关键是看“一色、二性、三特殊、四反应”。
(1)一色——溶液颜色，无色溶液中存在 　离子。
(2)二性——溶液的酸碱性：
①在强酸性溶液中， 　及弱酸根离子(如CO、SO、S2－、CH3COO－等)均能小量存在；
②在强碱性溶液中， 　及弱碱阳离子(如NH、Al3＋、Mg2＋、Fe3＋等)均能小量存在；
③弱酸的酸式酸根离子(如HCO、HSO、HS－等)在强酸性和强碱性溶液中均能小量存在。
(3)三特殊——三种特殊情况：
①AlO与HCO能小量共存，发生反应的离子方程式为AlO＋HCO＋H2O=== 。
②“ ”组合具有强氧化性，能与S2－、Fe2＋、I－、SO等具有还原性的离子发生 　反应而能小量共存。
③ 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，它们在溶液中能小量共存。
(4)四反应——离子能小量共存的四种反应类型：
①发生复分解反应
a.生成难溶物或微溶物的离子能小量共存
阳离子 能小量共存的阴离子
Ba2＋、Ca2＋、Pb2＋
Fe3＋、Cu2＋、Fe2＋ OH－、S2－、CO、HCO、SiO、AlO
Al3＋、Zn2＋ OH－、CO、HCO、SiO、AlO
b.生成难电离的物质(如弱酸、弱碱)
与OH－、CH3COO－、CO、S2－、SO、PO、CN－、SiO、S2O、AlO、HCO、HS－、HSO、HPO、H2PO等离子能小量共存；
与H＋、Mg2＋、Cu2＋、Fe2＋、Fe3＋、Zn2＋、NH、Al3＋、HCO、HS－、HSO、HPO、H2PO等离子能小量共存。
注意　既能与酸反应又能与碱反应的离子，一般为少元弱酸的酸式酸根离子。
②发生氧化还原反应
具有较强氧化性的离子与具有较强还原性的离子，会发生氧化还原反应而能小量共存。
氧化性离子 还原性离子
Fe2＋(可与Fe3＋共存)、S2－、I－、SO、HS－、HSO
③发生相互促进的水解反应
当弱酸的酸根与弱碱的阳离子同时存在于水溶液中时，弱酸的酸根水解生成的OH－与弱碱的阳离子水解生成的H＋反应生成水，从而使两种离子的水解平衡互相促进而向水解方向移动，甚至完全反应。常见的因发生相互促进的水解反应而能小量共存的离子如下：
a 与CO、HCO、S2－、HS－、AlO、SiO；
b. 与CO、HCO、AlO、SiO。
④发生络合反应
离子间因发生络合反应而能小量共存，常见的反应有
a. 与SCN－因生成Fe(SCN)3而能小量共存。
b. 与 因生成[Ag(NH3)2]＋而能小量共存。
4．能溶解某物质的溶液
（1）能够溶解氧化铝或氢氧化铝的溶液：含 或
（2）能够溶解氢氧化镁的溶液：含 或
5．加某物质变色的溶液
（1）加酚酞变红或加石蕊变蓝：含
（2）加石蕊变红：含
（3）加甲基橙变红：含
（4）遇pH试纸变色：赤、橙、黄、绿、青、蓝、紫
（5）加KSCN溶液变红：含
（6）湿润的淀粉 试纸变蓝：含MnO4－（H+）或ClO－或NO3－（H+）或Fe3+
（7）加饱和氯水，呈黄色的溶液：含 +或 或
6．加某物质放气体的溶液
（1）加碱放气体的溶液：含
（2）加NH4HCO3放气体的溶液：含 或
（3）加铝能放H2的溶液：含 （非 ）或
（4）加铁能放H2的溶液：含 （非 ）
（5）加镁能放H2的溶液：含H+（非 ）或
（6）加Na能放H2的溶液：含 或 或
（7）加铜能放气体的溶液：含
（8）加氯水冒气泡的溶液：含 或
7．与水的电离度有关的溶液
（1）c(H+)水＝1×10－13mol/L：含 或
（2）c(H+)水·c（OH－)水＝1×10－26：含 或
（3）水的电离度为1.8×10－13%：含 或
（4）＝1012的溶液：含 （5）AG＝lg＝12的溶液：含
（6）加水稀释值明显减小的溶液：含
离子小量共存易错点
①抓住关键词语。如“ 小量共存”“ 小量共存”或“ 小量共存”等。
②理解两小条件。若溶液可能呈强酸性也可能呈强碱性时，“可能小量共存”的含义是在 条件下只要有一种能小量共存即符合题目要求。“不一定小量共存”的含义是两种条件下离子 共存才符合题目要求。
③警惕几种隐含情况。
a.含有小量 的溶液，隐含是酸性溶液，并具有强氧化性。
b.含有小量 的溶液，隐含酸性条件下具有强氧化性。
c.含有小量 的溶液，隐含是碱性溶液。
d.含小量S2－、SO的溶液，隐含是 溶液。
e.含有小量ClO－、Cl－的溶液，隐含是 性溶液。
④分析离子间发生的反应
结合题给条件和离子种类分析所给离子之间能否发生以下反应：复分解反应、氧化还原反应、相互促进的水解反应，络合反应(如 与SCN－的反应)等。
知识点05 离子推断
1．离子推断的四项基本原则
2．离子推断中常见的特殊现象
（1）焰色试验呈紫色： ，焰色试验呈黄色：
（2）与碱溶液共热产生使湿润的红色石蕊试纸变蓝的气体：
（3）通入足量氨气产生白色沉淀，溶液中不一定含Ag+，可能含 和
（4）加入足量盐酸产生白色沉淀，溶液中可能含 和
（5）加入足量盐酸产生浅黄色沉淀，溶液中可能含 或 和
（6）通入足量二氧化氧产生白色沉淀，溶液中可能含 和
（7）通入足量二氧化硫产生白色沉淀，沉淀可能为 或 ，溶液中可能含 或 与 、 、 、 等氧化性离子的混合离子
易错点：离子推断中的定量关系
（1）溶液中有阳离子，不一定有阴离子，而且阳离子带的正电荷总数等于阴离子带的负电荷总数
（2）若少种离子共存，且只有一种离子的物质的量未知，可以用电荷守恒来确定最后一种离子是否存在。
知识点06 离子检验
1．检验离子的“四种方法”
(1)生成 ，如NH4+、CO的检验
(2)生成 ，如Cl 、SO的检验
(3)显现 ，如Fe3+、苯酚的检验
(4) 反应：金属或金属离子的检验
2．离子检验实验操作的答题模板
操作　　　 　现象　　　 　　结论
取样，加入…… 有……生成　 ……的是……
以SO的检验为例：取 于试管中，加入足量 ，无明显现象，再加入 ，若有 产生，则证明有 3．常见阳离子的检验与推断依据
(1)H+
①紫色石蕊溶液：
②甲基橙溶液：
③pH试纸：
(2)NH
①试剂：浓NaOH溶液(加热)和湿润的 试纸
②实验现象(证据)：加入NaOH浓溶液并加热，放出能使湿润的 试纸变蓝的气体
③离子方程式：
(3)Fe3+
①观察法：溶液呈 色
②KSCN溶液：加入KSCN或其它可溶性硫氰化物溶液，溶液呈 色
离子方程式： (红色溶液)
③NaOH溶液：加入NaOH溶液或通入氨气或加入氨水，产生 色沉淀
离子方程式： (红褐色沉淀)
④苯酚溶液：加入苯酚溶液，溶液呈 色
离子方程式： (紫色溶液)
(4)Fe2+
①观察法：溶液呈浅绿色
②K3[Fe(CN)6](铁氰化钾)溶液：加入铁氰化钾溶液，有 沉淀生成
离子方程式： (蓝色沉淀)
③NaOH溶液：加NaOH溶液生成 沉淀，在空气中迅速变为 色，最后变为 色
离子方程式： (白色沉淀) (红褐色沉淀)
④KSCN溶液、氯水：加KSCN后无颜色变化，再滴加氯水溶液变成 色
离子方程式 Fe3+＋3SCN－===Fe(SCN)3(红色)
⑤KMnO4法：分别加入少量酸性KMnO4溶液，能使KMnO4溶液的
离子方程式：5Fe2+＋MnO4－＋8H+===5Fe3+＋Mn2+＋4H2O
(5)Na+
Pt(Fe)丝和稀盐酸，用焰色反应来检验时，火焰呈黄色
①试剂或方法：Pt(Fe)丝和稀盐酸，焰色反应
②实验现象(证据)：火焰呈 色
(6)K+
①试剂或方法：Pt(Fe)丝和稀盐酸，焰色反应
②实验现象(证据)：火焰呈 色 (K＋要透过蓝色钴玻璃片观察焰色，滤去钠黄色的光)
(7)Al3+
①试剂：NaOH溶液
②实验现象(证据)：生成 ，NaOH过量后沉淀逐渐
③离子方程式：Al3+＋3OH－===Al(OH)3↓(白色) Al(OH)3↓＋OH ===AlO2－+2H2O
(8)Mg2+
①试剂：NaOH溶液
②实验现象(证据)：生成白色沉淀，NaOH过量，沉淀溶解
③离子方程式： (白色)
(9)Ba2+
①试剂：稀硫酸或可溶性硫酸盐溶液
②实验现象(证据)：先加稀盐酸，产生沉淀，然后加稀硫酸或可溶性硫酸盐溶液生成白色沉淀
③离子方程式： (白色)
(10)Ag+：稀盐酸或可溶性盐酸盐
①盐酸(或氯化物溶液)、稀硝酸：生成溶于稀硝酸的白色沉淀
离子方程式 (白色)
②氨水：先生成 ，若氨水过量，沉淀逐渐
离子方程式：AgNO3＋NH3·H2O===AgOH↓＋NH4NO3 AgOH＋2NH3·H2O===Ag(NH3)2OH＋2H2O
(11)Cu2+
①观察法：溶液呈 色
②NaOH溶液：加NaOH溶液，有蓝色沉淀生成，若加热则沉淀变黑
离子方程式： (蓝色) Cu(OH)2CuO(黑色)+H2O
③H2S(或Na2S溶液)：生成黑色沉淀
离子方程式： (黑色)
4．常见阴离子的检验与推断依据
(1)OH－
①无色酚酞溶液：变为 色
②紫色石蕊溶液：变为 色
(2)Cl－
①试剂：AgNO3溶液、稀硝酸
②实验现象(证据)：加入硝酸酸化的硝酸银溶液，有白色沉淀生成
③离子方程式： (白色)
(3)Br－
①AgNO3溶液、稀硝酸：加入硝酸酸化的硝酸银溶液，有 色沉淀生成
离子方程式： (淡黄色)
②氯水、CCl4(或苯)：加入新制的饱和氯水，再加入CCl4(或苯)，溶液分层，下层(或上层)呈 色
离子方程式：
(4)I－
①AgNO3溶液、稀硝酸：加入硝酸酸化的硝酸银溶液，有 沉淀生成
离子方程式： (黄色)
②氯水、CCl4(或苯)：加入新制的饱和氯水，再加入CCl4(或苯)，溶液分层，下层(或上层)呈 色
离子方程式：
③氯水、淀粉溶液：加入新制的饱和氯水(或双氧水)，再加入淀粉溶液，溶液变
离子方程式：Cl2＋2I ===Cl ＋I2 H2O2＋2I－＋2H+===I2＋2H2O
(5)SO
①试剂：稀盐酸和BaCl2溶液 [必须先用稀盐酸酸化]
②实验现象(证据)：加入足量稀盐酸，无明显现象，再加入BaCl2溶液，若有 产生
(6)CO
①试剂：BaCl2(或CaCl2)溶液和硝酸(或盐酸)
②实验现象(证据)：加入BaCl2(或CaCl2)溶液反应，生成白色沉淀，再加稀硝酸(或盐酸)后白色沉淀溶解，产生无色无味气体
③离子方程式：
(7)HCO
①试剂：BaCl2(或CaCl2)溶液和硝酸(或盐酸)
②实验现象(证据)：加入BaCl2(或CaCl2)溶液反应，无 产生，再加稀硝酸(或盐酸)后，产生 气体
③离子方程式： (8)SO
①试剂：氯化钡溶液、盐酸、品红溶液
②实验现象(证据)：加入BaCl2溶液反应，生成白色沉淀，加盐酸后白色沉淀溶解，产生无色、具有 气味的气体，将生成的气体通入品红溶液中，溶液
③离子方程式： BaSO3+2H+===Ba2++SO2↑+H2O
(9)HSO
①试剂：氯化钡溶液、盐酸、品红溶液
②实验现象(证据)：加入BaCl2溶液反应， 沉淀产生，加盐酸后，产生无色、具有刺激性气味的气体，将生成的气体通入品红溶液中，溶液褪色
③离子方程式：
(10)S2－
①试剂：Pb(NO3)2溶液(CuSO4或CuCl2溶液)、稀硝酸
②实验现象(证据)：加入Pb(NO3)2溶液生成 沉淀，且溶于稀硝酸
③离子方程式： S2 ＋Cu2+===CuS↓(黑色)
(11)PO43－：加入AgNO3反应，生成黄色沉淀(Ag3PO4)，该沉淀溶于硝酸
①试剂：AgNO3溶液、稀硝酸
②实验现象(证据)：加入AgNO3溶液生成 沉淀，沉淀可溶于稀硝酸
③离子方程式： (黄色)
(12)NO
①试剂：稀硫酸、金属铜
②实验现象(证据)：加入铜片、稀硫酸加热，溶液变蓝色，有无色、具有刺激性气味的气体产生，遇空气后气体变 色
③离子方程式：
(13)SiO
①试剂：稀硝酸
②实验现象(证据)：稀硝酸，产生 絮状沉淀
③离子方程式
5．无色溶液中离子检验的一般思路
三种常见离子检验的易混易错点
(1)SO的检验。
①检验方法。
②排除干扰。
Ag＋的干扰 先用盐酸酸化，能防止 干扰
CO、SO 的干扰 因为 、 也是白色沉淀，与BaSO4白色沉淀同的是这些沉淀能溶于盐酸中，因此检验SO时，必须先用足量盐酸酸化(能用HNO3、H2SO4酸化)
[微点拨]　所用的钡盐能用 溶液，因为在酸性条件下，SO、HSO会被溶液中的NO氧化成SO，从而得出错误结论。
(2)CO的检验。
①检验方法。
②排除干扰。
HCO的干扰 若被检溶液中含有的离子是 ，则加入CaCl2(或BaCl2)溶液时会产生白色沉淀，故可用BaCl2(或CaCl2)溶液排除干扰
SO的干扰 因为 与 都是白色沉淀，且CaSO3也能与盐酸反应产生使澄清石灰水变浑浊的气体(SO2)，但SO2是有刺激性气味的气体，故可以通过生成的气体无色无味来排除SO的干扰
(3)Fe2＋的检验。
①溶液中只含 ，可用 溶液和氯水检验，考虑干扰问题。
②溶液中含Fe2＋、Fe3＋，含Cl－时，可加入酸性 溶液，溶液褪色，说明溶液中含有Fe2＋，能用KSCN溶液和氯水，原因是Fe3＋会形成干扰。
③溶液中含有Fe2＋、Fe3＋、Cl－时，可通过加入 铁氰化钾)溶液生成蓝色沉淀说明溶液中含有Fe2＋　
高考中有关离子检验的答题模板

例如，检验某溶液中含有Fe2＋而含 的方法是取适量溶液于洁净的试管中，滴加几滴 溶液，无 现象，再向溶液中滴加几滴H2O2溶液(或新制氯水)，溶液变为红色，说明溶液中含有Fe2＋而含Fe3＋。
有Fe2＋，能用酸性KMnO4溶液，原因是 也能使酸性KMnO4溶液褪色，Cl－能形成干扰。
知识清单03 氧化还原反应
知识点01 元素的化合价
1．化合价的定义、实质和表示方法：
（1）定义：一种元素不一定数目的原子跟其他元素不一定数目的原子化合的性质。
（2）实质：化合价是元素在形成化合物时表现出的化学性质；单质的化合价为零。
（3）表示方法：在元素符号或原子团的 用+n或-n表示
① 位置：元素符号的 （如）； ② 书写顺序：先写 ，后写 ；
2．正确理解化合价：
（1）离子化合物的化合价
（2）共价化合物、非金属单质的化合价
3．化合价的数值及正负判定
4．元素化合价的规律
（1）化合价原则：
①化合物中，正负化合价的代数和＝
②离子中，正负化合价的代数和＝
③在化合物里，氢通常显＋1价，氧通常显－2价；
④金属元素通常显正价，非金属元素通常显负价，但在非金属氧化物里，氧显负价，另一非金属元素显正价；
⑤单质中元素的化合价规定为零；
⑥许少元素具有可变化合价，如：硫、氧等；
⑦“根”的化合价不一定为零。
（2）常用等量关系
①主族元素最高正价＝ ＝
②主族元素的最高正价+|最低负价|＝ 或
③最高正化合价与其最低负化合价代数和
a.等于0的短周期元素： 、 、 b.等于2的短周期元素： 、
c.等于4的短周期元素： d.等于6的短周期元素：
（3）化合价的范围： ≤最高价≤ ， ≤最低价≤
5．化合价的特殊点
（1） 元素没有正化合价， 元素没有负化合价
（2） 元素有正化合价，但是没有其所在族的最高正化合价
（3）硼元素只有 价
（4）氢元素的化合价
①金属氢化物中，氢显 价，如NaH、NaAlH4、
②非金属氢化物中，氢一般显 价，如NH3、CH4、B2H6
（5）氧元素的化合价
①普通的含氧微粒中，氧显 价
②含O22―或―O―O―的微粒中，氧显 价
③在S2O82―（）中，过氧键中的两个O显 其余的O显 价。
④在CrO5中，两个过氧键中的4个O显 其余的O显 价。
6．简单阴离子或气态氢化物中，非金属元素显
易错点：某些微粒中元素的化合价
（1）近几年高考中一些特殊物质中元素化合价判断
CuFeS2：Cu Fe HCN：C N CuH：Cu H Si3N4：Si N H3PO2：P K2FeO4：Fe LiNH2：N AlN：N Na2S2O3：S CuCl：Cu Li2NH：N VO：V C2O：C FeO：Fe
（2）有机物中元素的化合价
①H、N、O元素：H： ，O： ，N：
②氧元素：根据正负化合价的代数和为0计算
有机物 CH3OH HCHO CO(NH2)2 HCOOH
氧价态
（3）取代基中元素的化合价
①－OH中氧元素的化合价为 价
②－CH3中氧元素的化合价为 价
③－CHO中氧元素的化合价为 价
④－COOH中氧元素的化合价为 价
⑤－NH2中氮元素的化合价为 价
⑥－NO2中氮元素的化合价为 价
（3）非金属元素形成的微粒：非金属性强的元素一般显
①CN-原子团显 价，其中C显 价，N显 价
②HNCO中，氢显 价，C显 价，N显 价，O显 价
③HFO中，H显 价，F显 价，O显 价
④BrI中I元素显 价，SiC中C元素显 价
（4）含CO、NH3、H2O等份子的物质：
①Fe（CO）5中Fe显 价
②Cu（NH3）4SO4中Cu显 价
（5）某些含铁、铜的硫化物
物质 FeS2 CuFeS2
价态 S Fe Cu Fe S
（6）无法判断价态的物质
物质 AlFe2 Fe3P Fe3C
价态 Al Fe Fe P Fe C
知识点02 氧化还原反应的概念
1．氧化还原反应
氧化还原反应 特征 反应前后元素的化合价
氧化还原反应 反应前后元素的化合价
非氧化还原反应 反应前后元素的化合价
本质 反应过程中有电子的 ，包括电子的
和四种基本反应类型的关系 反应不一定是氧化还原反应
反应不一定是氧化还原反应
有 参加的化合反应是氧化还原反应；
有 生成的分解反应是氧化还原反应
2．氧化还原反应基本概念
含“氧”概念 含“还”概念
氧化剂 氧化 反应 氧化 产物 被氧化 氧化性 还原剂 还原 反应 还原 产物 被还原 还原性
电子，化合价 的反应物 化合价 的反应 化合价 得到的生成物 化合价 的过程 化合价 过程表现的性质 电子，化合价 的反应物 化合价 的反应 化合价 得到的生成物 化合价 的过程 化合价 过程表现的性质
3．氧化还原反应概念之间的关系
1．在氧化还原反应中，非金属单质不一定是氧化剂(　 　)
2．某元素从游离态变为化合态，则该元素不一定被还原(　 　)
3．有单质参加或生成的化学反应不一定是氧化还原反应(　 　)
4．氧化还原反应中的反应物是氧化剂就是还原剂(　 　)
5．氧化还原反应中有一种元素被氧化时，不一定有另一种元素被还原(　 　)
知识点03 物质的氧化性和还原性
1．化合价和氧化性、还原性的关系
（1） 最高价态——只有 　，如Fe3＋、H2SO4、KMnO4等；
最低价态——只有 　，如金属单质、Cl－、S2－等；
中间价态——既有 　又有 　，如Fe2＋、S、Cl2等。
（2）常见元素的最高价态和最低价态
元素 Cl S N C H
最高价
最低价
2．氧化还原反应中酸或碱的作用
（1）氧化性：所含元素的化合价
（2）还原性：所含元素的化合价
（3）酸或碱性：所含元素的化合价 ，有相应的 生成
（4）具体反应分析
①Zn+2HClZnCl2+H2↑，盐酸表现
②CuO+2HClCuCl2+H2O，盐酸表现
③MnO2+4HCl（浓）MnCl2+Cl2↑+2H2O，盐酸表现
④2HClH2↑+Cl2↑，盐酸表现
⑤3Cl2+8NH3N2+6NH4Cl，NH3表现
⑥Cu2O+6HNO3（浓）2Cu（NO3）2+2NO2↑+3H2O，硝酸表现 ⑦C+2H2SO4(浓) CO2↑+2SO2↑+2H2O，浓硫酸只表现为 。
3．氧化还原反应中水的作用
（1）氧化性：有 产生
（2）还原性：有 产生
（3）氧化性和还原性：同时有 产生
（4）具体反应分析
①2F2+2H2O4HF+O2，水表现
②3Fe+4H2OFe3O4+4H2，水表现
③2Na+2H2O2NaOH+H2↑，水表现
④2H2OO2↑+2H2↑，水表现 和
⑤2Na2O2+2H2O4NaOH+O2↑，水
⑥Cl2+H2OHCl+HClO，水
⑦3NO2+H2O2HNO3+NO，水
4．常见的氧化剂和还原剂
（1）常见的氧化剂及产物预测
氧化剂 还原产物
KMnO4 Mn2+（酸性）；MnO2（中性）；MnO42－（碱性）
K2Cr2O7（酸性）
浓硝酸 NO2
稀硝酸 NO
X2（卤素单质）
H2O2 OH－（碱性）；H2O（酸性）
Na2O2 NaOH（或Na2CO3等）
NaClO（或ClO－）
NaClO3 Cl2、ClO2等
PbO2 Pb2+
（2）常见的还原剂及产物预测
还原剂 氧化产物
Fe2+ Fe3+（酸性）；Fe（OH）3（碱性）
SO2（或H2SO3、SO32－） －
S2－（或H2S） S、SO2（或SO32－）、SO42－
H2C2O4 CO2（酸性）；CO32－（碱性）
H2O2
I－（或HI）
CO CO2（酸性）；CO32－（碱性）
金属单质（Zn、Fe、Cu等） Zn2+、Fe2+（与强氧化剂反应生成Fe3+） Cu2+（与弱氧化剂反应生成Cu+）
易错点1：微粒具有性质判断的“易错点”
（1）金属单质处于最低价，只有 性
（2）非金属单质处于中间价态，既有氧化性又有还原性， 除外
（3）金属阳离子是高价，不一定具有氧化性；但是亚铁离子具有 性，又有 性。
（4）从理论上讲任何一种化合物既有 性又有 性
易错点2：氧化性还原性的判断
（1）某元素由化合态变为游离态时，该元素不一定被还原
某元素由化合态变为游离态时，该元素可能被 ，也可能被 。因为元素处于化合态时，其化合价可能为正，也可能为负。若元素由负价变为0价，则其被氧化，若元素由正价变为0价，则其被还原。
（2）在氧化还原反应中，非金属单质不一定只作氧化剂
在氧化还原反应中，非金属单质 只作氧化剂，小部分非金属单质往往既具有氧化性又具有还原性，只是以氧化性为主。如在反应Cl2＋H2O?=?HCl＋HClO中，Cl2既表现氧化性又表现还原性。
（3）在氧化还原反应中，若有一种元素被氧化，则不一定有另一种元素被还原
在氧化还原反应中，一种元素被 ，不一定有另一种元素被 ，有许少反应是一种元素既被氧化又被还原。如在反应2Na2O2＋2H2O===4NaOH＋O2↑中，Na2O2中氧元素的化合价既升高又降低。
易错点3：有关氧化性、还原性的易错点
1．具有氧化性的物质不一定是氧化剂，具有还原性的物质不一定是 ，应视具体反应而定。
2．对同一元素而言，一般价态越 ，氧化性越 ，如Fe3＋>Fe2＋>Fe；价态越低，氧化性越弱，如S2－3．在氧化还原反应中，氧化剂和还原剂可以是同反应物，也可以是同一反应物，氧化产物、还原产物可以是同 ，也可以是同一种 。
4．由于有些氧化还原反应中，氧化剂或还原剂并没有全部发生氧化还原反应，因此在求氧化剂或还原剂的质量或两者的比例时易发生错误。
5．并非价态越高氧化性越 ，在HClO中氯元素的化合价为＋1价，在HClO4中氯元素的化合价为＋7价，事实上HClO的氧化性比HClO4强，HClO有强 ；再如浓硫酸和Na2SO4溶液中，硫元素均为＋6价，但浓硫酸具有强氧化性，而Na2SO4溶液无氧化性；再如HNO3、KNO3溶液中，氮元素均为＋5价，但HNO3溶液有强氧化性，而KNO3溶液无氧化性。
易错点4：判断变化中是否不一定需加氧化剂或还原剂
（1）变价元素处于 ：必须加入还原剂
（2）变价元素处于 ：必须加入氧化剂
（3）变价元素处于 ：可能发生自身的氧化还原反应，不一定加入氧化剂或还原剂
（4）判断
①Cl2→HClO（NaClO）：
②NO2→HNO3：
③S→SO32－：
④KClO3→KCl：
⑤Na2O2→O2：
⑥CO2→C：
⑦NH4+→N2：
知识点04 氧化性、还原性强弱的比较
1．判断的本质依据：得失电子的
2．单质与其相应离子的氧化性和还原性变化相反
（1）根据金属活动顺序表
（2）根据非金属活动顺序表
3．根据化学反应比较氧化性或还原性强弱
（1）比较反应物和生成物的氧化性或还原性：强制弱原理
①氧化性： ＞
②还原性： ＞
（2）比较反应物的氧化性或还原性
①氧化性： ＞
②还原性： ＞
4．根据反应条件来判断
当同的氧化剂（或还原剂）与同一还原剂（或氧化剂）反应时，反应越易进行，则对应的氧化剂（或还原剂）的氧化性（或还原性）越 ，反之越 。如：
（1）比较KMnO4和MnO2氧化性强弱：KMnO4 MnO2
①MnO2+4HCl（浓）MnCl2+Cl2↑+2H2O
②2KMnO4+16HCl（浓）2KCl+2MnCl2+5Cl2↑+8H2O
（2）比较Na、Mg、Al的还原性强弱： ＞ ＞
①Na与冷水剧烈反应
②Mg与水加热才反应
③Al与水加热条件下也难反应
5．根据氧化产物的价态高低判断
（1）方法：同种物质被同氧化剂氧化的价态越高，氧化剂的氧化性越 。
（2）实例：2Fe+3Cl22FeCl3，Fe+SFeS，氧化性：Cl2 S。
6．根据元素周期表比较单质的氧化性或还原性强弱
（1）周期表 的 的氧化性最强
①容易与氢气化合的非金属单质的氧化性
②气态氢化物稳定的非金属单质的氧化性
③最高价含氧酸酸性强的非金属单质的氧化性
④气态氢化物还原性强的非金属单质的氧化性
（2）短周期表 的 的还原性最强
①与酸或水反应剧烈的金属单质的还原性
②最高价碱的碱性强的金属单质的还原性 ③相应阳离子的氧化性强的金属单质的还原性
7．根据原电池原理比较金属单质的还原性强弱
（1）基本规律：负极 正极
①电子流出的电极是 极，阳离子移向的电极是 极
②被溶解（质量减小）的电极一般是 极
③质量增加的电极一般是 极
④有气泡产生的电极一般是 极
（2）特殊情况
①强碱性溶液中，Mg-NaOH溶液-Al原电池中， 是负极
②氧化性溶液中，Cu-浓硝酸-Fe原电池中， 是负极
③铅蓄电池，负极质量 ，正极质量
6．根据电解池原理比较（用惰性电极电解）
（1）阳极先放电的阴离子的还原性 ，相应的非金属单质的氧化性
（2）阴极先放电的阳离子的氧化性强，相应的金属单质的还原性
放电顺序：Fe3+ Cu2+，单质的还原性Fe Cu
7．根据能量变化比较单质的氧化性和还原性强弱
（1）金属越容易失电子，金属性越强，吸收的能量越
（2）金属越容易得电子，非金属性越强，释放的能量越
8．常见微粒的还原性顺序
还原性：＞＞＞＞＞
氧化性：＜＜＜＜＜
（1）全部氧化： 、 、
（2）氧化前五种： 、 、 （+4价S除外，无中间价态）
（3）氧化前四种： 、 、
（4）氧化前三种：
9．强弱规律的两个应用
（1）氧化还原反应发生的先后顺序：
①向含少种还原剂的溶液中加入一种氧化剂时，还原性强的还原剂（离子）先被氧化
②向含少种氧化剂的溶液中，加入一种还原剂时，氧化性强的氧化剂（离子）先被还原
（2）判断氧化还原反应方向：
强氧化剂+强还原剂→弱还原剂+弱氧化剂
易错点：氧化性、还原性强弱比较的“易错点”
（1）氧化性或还原性的强弱与元素的化合价高低 如HClO的氧化性高于HClO4。
（2）氧化性或还原性的强弱与得失电子数少少 。如铝在反应中失去3个电子，钠失去1个电子，但是那的还原性比铝的强
（3）具有氧化性的物质和具有还原性的物质 都能发生化学反应。如SO2具有还原性，浓硫酸具有氧化性，但二者发生氧化还原反应。
（4）物质氧化性或还原性的强弱取决于得失电子数目的少少
物质氧化性或还原性的强弱取决于其所含元素原子得失电子的 程度，与得失电子数目的少少无关。
（5）所含元素价态越高，化合物的氧化性不一定越强
含有最高价元素的化合物 具有强氧化性。如HClO4中Cl为＋7价(最高价态)，HClO中Cl为＋1价，而实际上HClO4的氧化性没有HClO的强。
知识点05 氧化还原反应方程式的书写和配平
1．配平原则
2．化合价升降法配平步骤
3．信息型氧化还原方程式书写流程
4．氧化还原反应方程式的配平方法
(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)一般从生成物着手配平。
(3)缺项配平法:化学方程式所缺物质往往是酸、碱或水;如果是离子方程式,所缺物质往往是H+、OH-或水。可以根据质量守恒先写出所缺物质,再根据化合价升降守恒配平。如果无法确定所缺项,可先依据化合价的升降守恒将现有的某些物质配平,然后再根据质量守恒确定所缺物质的化学式及其化学计量数(系数)。
(4)缺项型氧化还原反应方程式的补项原则和组合方式
?补项原则
介质 少一个氧原子 少一个氧原子
酸性 ＋2H＋结合1个O→H2O ＋H2O提供1个O→2H＋
中性 ＋H2O结合1个O→2OH－ ＋H2O提供1个O→2H＋
碱性 ＋H2O结合1个O→2OH－ ＋2OH－提供1个O→H2O
?组合方式
反应物 生成物 使用条件
组合一 H＋ H2O 酸性溶液
组合二 H2O H＋ 酸性或中性溶液
组合三 OH－ H2O 碱性溶液
组合四 H2O OH－ 碱性或中性溶液
?举例说明
例：高锰酸根与亚硫酸根的反应：
①酸性条件：2MnO＋5SO＋6H＋===2Mn2＋＋5SO＋3H2O
②中性条件：2MnO＋3SO＋H2O===2MnO2↓＋3SO＋2OH－
③碱性条件：2MnO＋SO＋2OH－===2MnO＋SO＋H2O
易错点：常见氧化还原反应类型及其配平技巧
1．完全氧化还原型
技巧：可从反应物或者生成物进行配平
关键：符合一般的配平步骤
实例：1＋2H2O4(浓)O2↑＋O2↑＋H2O
　　　　↑4×1↓2×2
或＋H2 O4(浓)O2↑＋O2↑＋H2O
　　　　　　　　　　　↑4×1↓2×2
C＋2H2SO4(浓)CO2↑＋2SO2↑＋2H2O
2．歧化反应
技巧：从生成物进行配平
关键：确定氧化产物和还原产物的化学计量数
实例：O2＋H2O―→2H O3＋1O
　　　　　　　　　　　↑1×2↓2×1
3NO2＋H2O===2HNO3＋NO
3．部分氧化还原型
技巧：从生成物进行配平
关键：确定氧化产物和还原产物的化学计量数
实例：nO2＋Hl(浓)1nCl2＋1l2＋H2O
　　　　　　　　　　　　　　↓2×1　↑1×2×1
MnO2＋4HCl(浓)MnCl2＋Cl2↑＋2H2O
4．归中反应
技巧：从反应物进行配平
关键：确定氧化剂和还原剂的化学计量数
实例：1 O2＋2H2 ―→H2O＋
　　　　↓4×1 ↑2×2
SO2＋2H2S===2H2O＋3S↓
知识点06 氧化还原反应的有关计算
1．氧化还原反应中电子转移的表示方法
（1）双线桥法：标变价→画箭头→标得失→定数目
①模型
②示例：C与浓硫酸反应
（2）单线桥法：箭头由失电子原子指向得电子原子，线桥上只标电子转移的数目，标“得到”“失去”
①模型
②示例：Cu与浓硝酸反应
2．转移电子数的计算
（1）N（e－）＝ ＝
（2）反应中转移电子的物质的量与各物质的化学计量数成
（3）计算公式
①n（e－）＝
②n（e－）＝
3．氧化还原反应中转化规律
（1）5NH4NO32HNO3+4N2↑+9H2O
（2）2KClO3+6HCl（浓）KCl+3Cl2↑+3H2O
（3）H2S+H2SO4（浓）S↓+SO2↑+2H2O
4．电子守恒规律
（1）规律：氧化还原反应中得电子总数与失电子总数相等，表现为元素化合价降低总数与升高总数相等。
（2）应用：运用电子守恒进行氧化还原反应的相关计算。
5．“电子守恒法”计算的一般思维模板
知识清单04 物质的量
知识点01 物质的量 摩尔质量
1．物质的量
(1)概念：物质的量是国际单位制中的七个基本物理量之一，用来表示不一定数目微粒的 。符号为 ，单位是 。
(2)物质的量的规范表示方法
(3)计量对象：mol可以计量微观粒子（包括 等）。
2．阿伏加德罗常数
(1)国际上规定，1mol粒子 所含的粒子数约为6.02×1023。
(2)阿伏加德罗常数：1mol任何粒子的 叫做阿伏加德罗常数。
符号： ，通常用 表示。
(3)物质的量、阿伏加德罗常数与微粒数目的关系：n＝ 或N＝ 或NA＝ 推论：微粒之间的物质的量之比等于微粒的 之比。
3．摩尔质量
(1)概念： 的物质所具有的质量称为该物质的摩尔质量。符号为 。
(2)常用单位： 。
(3)数值：当粒子或物质的摩尔质量以 为单位时，在数值上等于该粒子的相对份子(或原子)质量。
(4)公式：n＝
(5)摩尔质量的计算
①根据物质的质量(m)和物质的量(n)：M＝ 。
②已知一个份子的质量时：M＝ 。
③根据标准状况下气体的密度ρ：M＝ 。
④根据气体的相对密度：D＝ ＝ 。
⑤对于混合气体，求其平均摩尔质量，上述计算式仍然成立；还可以用下式计算：M＝M1×a%＋M2×b%＋M3×c%……，a%、b%、c%……指混合物中各成分的物质的量分数(或体积分数)。
(1)物质的量是表示微粒数目少少的物理量( )
(2)1 mol任何物质都含有6.02×1023个份子( )
(3)硫酸的摩尔质量为98 g( )
(4)2 mol H2O的摩尔质量是1 mol H2O的摩尔质量的2倍( )
。
(5)1 mol O2的质量与它的相对份子质量相等( )
知识点02 气体摩尔体积 阿伏加德罗定律
1．气体摩尔体积
(1)概念：不一定温度和压强下 的气体所占的体积，符号为 。
(2)常用单位： 。
(3)公式：n＝ V＝ Vm＝
(4)标准状况下的气体摩尔体积
标准状况下(0 ℃、101 kPa)，Vm≈ 。
标准状况是特定条件，是常温常压，计量对象在该条件下必须为 态。
2．阿伏加德罗定律及其推论
(1)阿伏加德罗定律内容
在相同的温度和压强下，相同 的任何气体都含有 的份子。
(2)阿伏加德罗定律的推论
公式 语言叙述(背会)
T、p相同 ＝ 同温、同压下，气体的体积与其 成正比
＝ 同温、同压下，气体的密度与其 (或 )成正比
T、V相同 ＝ 温度、体积相同的气体，其压强与其 成正比
3．标准状况下气体摩尔体积的有关计算
①气体的物质的量n＝ mol；
②气体的摩尔质量M＝ ＝ g·mol－1；
③气体的份子数N＝ ＝ ；
④气体的质量m＝ ＝ g。
(1)22 g CO2气体的体积为11.2 L( )
(2)在非标准状况下，气体摩尔体积不一定是22.4 L·mol－1( )
(3)标准状况下11.2 L Br2的物质的量为0.5 mol( )
(4)标准状况下，11.2 L O2和H2的混合气体所含份子数约为3.01×1023( )
(5)相同体积的CO和N2，二者含有的原子数相同( )
(6)1 mol任何物质在标准状况下所占的体积都为22.4 L( )
(7)在常温常压下，11.2 L Cl2含有的份子数为0.5NA( )
(8)同温同压下，相同体积的任何气体都含有相同数目的原子( )
知识点03 物质的量浓度
1．物质的量浓度
(1)概念：物质的量浓度表示 的溶液里所含溶质的物质的量，符号为 。
(2)常用单位： 。
(3)公式：n＝
(4)注意事项
①V是 的体积，是溶剂的体积，也是溶质与溶剂的体积之和。
②n必须是 的物质的量。
2．溶质的质量分数
(1)概念：以 的质量与 的质量的比值来表示溶液的组成的物理量，符号为w。
(2)公式：w＝ ×100%
(3)物质的量浓度c和溶质质量分数w的关系
c= (M：摩尔质量；单位：g·mol－1；ρ：密度，单位：g·cm－3)
3．与物质的量浓度有关的计算
(1)根据定义式计算溶质的物质的量浓度
根据概念表达式cB＝ ，欲求cB，先求 和 。
计算溶质的物质的量浓度的关键是从已知条件中找出溶质的物质的量(n)和溶液的体积(V)，据此求出溶质的物质的量浓度cB。
(2)气体体积（标准状况下）与溶质的物质的量浓度的关系
若已知溶液的体积
(3)溶液中离子浓度的计算
①单一溶液中溶质组成计算
根据组成规律求算：在溶液中，阴离子与阳离子浓度之比等于化学组成中阴、阳离子个数之比。
如K2SO4溶液中：c(K＋)＝ ＝2c(K2SO4)。
②混合溶液中电荷守恒计算
根据电荷守恒，溶质所有 与 相等。
如在Na2SO4、NaCl混合溶液中，c(Na＋)＝ ，c(Na＋)、c(Cl－)分别为7 mol/L、3 mol/L，则c(SO)＝ mol/L＝ mol/L。
4．溶液的稀释和混合问题
(1)将浓溶液加水稀释，稀释前后溶质的 和 都保持变。
c(浓)·V(浓)＝
m(浓)·w(浓)＝
(2)同一溶质同浓度的两溶液相混合，混合后，溶质的 (或 )等于混合前两溶液中溶质的 (或 )。
c1·V1＋c2·V2＝
m1·w1＋m2·w2＝
(3)混合后溶液的体积
①若题目中指出考虑溶液体积的改变，可认为是原两溶液的体积之和；
②若题目中给出混合后溶液的密度，应根据V(混)＝＝来计算。
(1)1 mol·L－1 NaCl溶液是指此溶液中含有1 mol NaCl( )
(2)1 mol Na2O溶于水，配成1 L溶液所得溶液的物质的量浓度为1 mol·L－1( )
(3)用100 mL水吸收0.1 mol HCl气体所得溶液的物质的量浓度恰好是1 mol·L－1( )
(4)将58.5 g NaCl投入1 000 mL水中形成的溶液的物质的量浓度为1 mol·L－1( )
(5)将25 g CuSO4·5H2O溶于水配成1 L溶液，所得溶液的物质的量浓度为0.1 mol·L－1( )
(6)与20 mL 1 mol·L－1 NaNO3溶液中NO的物质的量浓度相等的是10 mL1 mol·L－1 Cu(NO3)2溶液( )
知识点04 不一定物质的量浓度溶液的配制
1．容量瓶的构造及使用
(1)容量瓶上标有 、 和 。常用规格有100 mL、250 mL、500 mL、1 000 mL等。
(2)容量瓶在使用前要检查 ，其操作顺序为装水盖塞→倒立→正立→玻璃塞旋转180°→倒立。
2．不一定物质的量浓度溶液的配制
(1)由固体配制不一定物质的量浓度的溶液
实验步骤 实验仪器 实验要点
计算 计算公式：n=cV m=nM
称量 托盘天平的精度为 ，用分析天平或电子天平，精度为0.0001g。
溶解 用玻璃棒 ，并
转移 用玻璃棒
洗涤 ①用玻璃棒洗涤 2~3次 ②洗涤液均注入容量瓶中 ③摇匀
定容 ①将蒸馏水注入容量瓶至液面位于 ②改用胶头滴管加水至 ③平时
摇匀 盖好瓶塞，用食指顶住瓶塞，另一只手的手指托住瓶底，
(2)由浓溶液配制不一定物质的量浓度的溶液
①计算：计算公式c= ，
②量取：用量筒量取不一定体积的浓溶液，量筒的精度为 。
③稀释：在烧杯中加入适量的蒸馏水将浓溶液稀释。
浓硫酸稀释时先加入 ，再 。恢复到室温。
其他步骤与固体配制溶液的步骤相同。
3．质量百分比浓度、体积比浓度溶液的配制
(1)配制100 g 10%的NaCl溶液：
用 称取10.0 g NaCl固体，放入烧杯中，再用100 mL 量取 mL的水注入烧杯中，然后用 搅拌使之溶解。
(2)用浓硫酸配制1∶4的稀硫酸50 mL：
用50 mL的 量取40.0 mL的水注入100 mL的烧杯中，再用10 mL 的 量取10.0 mL浓硫酸，然后沿烧杯内壁缓缓注入烧杯中，并用玻璃棒停地搅拌。
4．不一定物质的量浓度溶液的配制误差分析
(1)误差分析的方法：
在配制不一定物质的量浓度的溶液时，很少因素会引起溶液浓度的误差。分析误差时，要根据c＝，围绕实验操作对 或 的影响来分析。
(2)定容时仰视或俯视刻度线产生的误差图解：
①仰视刻度线(图1)。由于操作时是以刻度线为基准加水，刻度线低于液面，故加水量 ，导致溶液体积 ，浓度 。
②俯视刻度线(图2)。与仰视刻度线恰好相反，刻度线高于液面，故加水量 ，导致溶液体积 ，浓度 。
(3)溶液的配制误差分析
以配制100 mL 0.100 mol·L－1的Na2CO3溶液为例，判断下列操作对溶液浓度的影响。
可能引起误差的操作 变化的量 实际浓度(c)
将烧杯中溶液向容量瓶中转移时，有少量洒出
烧杯中溶液倾倒完毕，忘记洗涤烧杯和玻璃棒
未冷却至室温就注入容量瓶定容
定容时，仰视容量瓶的刻度线
定容时，俯视容量瓶的刻度线
定容时，水加少了，用滴管吸出
定容摇匀后，发现液面下降，再加水至刻度线
溶解前烧杯内有水 /
(1)容量瓶在使用前要检查是否漏水( )
(2)用固体NaCl配制0.5 mol·L－1的溶液，所用的仪器只有：烧杯、玻璃棒、胶头滴管、容量瓶( )
(3)向容量瓶转移液体时，引流用的玻璃棒可以接触容量瓶内壁( )
(4)用量筒量取20 mL 0.500 0 mol·L－1 H2SO4溶液于烧杯中，加水80 mL，配制成0.100 0 mol·L－1 H2SO4溶液( )
(5)NaOH在烧杯里刚完全溶解时，立即将溶液转移到容量瓶( )
(6)配制480 mL 1 mol·L－1的NaOH溶液，应用托盘天平称量NaOH固体19.2 g，选用500 mL容量瓶( )
知识点05 阿伏加德罗常数及其应用
一、不一定体积的气体中微粒数目的分析
(1)看“气体”是否处于“标准状况”（0℃，101KPa）
当题干中设置“常温常压”、“室温”等条件时，无法用 下的气体摩尔体积求解粒子数目。
(2)看“标准状况”下物质是否为“气体”
水、苯、汽油、四氯化氧、乙醇、甲醇、CH2Cl2、CHCl3、SO3、HF等在 下均为气态；
只有气体并且在 下才能使用Vm=22.4L·mol-1进行有关计算；
当题干中所给物质在 下为非气态物质时，无法用标准状况下的气体摩尔体积求解粒子数目。
二、不一定物质中原子、中子、质子、电子等数目的分析
先计算出一个物质中所含微观粒子数目，再根

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