高一必修1重點(diǎn)難點(diǎn)知識梳理

高一必修1重點(diǎn)難點(diǎn)知識梳理

基本理論基本概念部分

一、物質(zhì)的分離與提純

分離、

提純方法適用范圍儀器注意事項(xiàng)

漏斗，濾紙，一貼，二低，三靠

過濾不溶固體和液體的分離玻璃棒，燒杯，（若濾液混濁可將其再過濾一次）

鐵架臺（帶鐵圈）

（1）蒸發(fā)皿的液體不超過

蒸發(fā)可溶性固體和液體的分離蒸發(fā)嘰玻璃棒，容積的2/3

酒精燈，（2）加熱時，用玻璃棒不

鐵架臺（帶鐵圈）,斷攪拌

期期鉗（3）出現(xiàn)大量固體時時，

停止加熱,利用余熱蒸干

（1）蒸儲燒瓶中液體量在燒瓶

蒸儲分離沸點(diǎn)不同的互溶液體溫度計、蒸儲燒瓶、容積的1/3到2/3間。

混合物酒精燈、冷凝管、（2）溫度計的水銀球位于蒸儲

牛角管、錐形瓶、燒瓶支管口處。

?般沸點(diǎn)相差較大鐵架臺、石棉網(wǎng)（3）在蒸儲燒瓶中加沸石

（差大于20℃）或碎瓷片防暴沸。

（4）冷凝管中冷水下口進(jìn)，

上口出。

（5）先通冷凝水，再加熱。

萃取劑的選擇條件：

萃取溶質(zhì)在兩種互不相溶的分液漏斗、（1）萃取劑與原溶液中的溶劑互

溶劑中溶解度不同，把鐵架臺（帶鐵圈）、不相溶；

溶質(zhì)提取到萃取劑中燒杯（2）溶質(zhì)在萃取劑中溶解度大于

在原溶劑中的溶解度；

（3）溶質(zhì)與萃取劑不反應(yīng)

分液時要將玻璃塞打開或

分液分離互不相溶、密度不同分液漏斗、使塞上的凹槽對準(zhǔn)漏斗口上

的液體混合物鐵架臺（帶鐵圈）、的小孔，使漏斗內(nèi)外空氣相通，

燒杯以便漏斗里的液體順利流出。

下層液體下口流出，上層液體

上口倒出。

物質(zhì)的溶解性及，密度，顏色

①多數(shù)有機(jī)物不溶于水，有機(jī)物間一般能互溶。能溶于水的有機(jī)物常見的有：醋酸、

酒精、甲醛、乙醛、甘油等

②由2，I2易溶于有機(jī)物如：苯、四氯化碳（CCL,）、汽油等。

③苯、四氯化碳（CCI4）、汽油、植物油等不溶于水。苯、汽油、植物油的密度比水小,

四氯化碳（CCI4）的密度比水大。

④溟水顯橙黃色（稀到濃顏色從黃到橙到紅），溟在苯、CCI4中顯橙色；

碘水顯黃色，碘在苯、CCI4中顯紫色

以物質(zhì)的量為主線的計算

阿伏加特例氣體體X密度（g/D

德羅定,積cL標(biāo)<..—

律■狀況甲度（g/L）

X22.4L/mol+22.4L/mol

物質(zhì)的XN^/mol

啜粒數(shù)

4-HA/mol

（個）.、

XT?一

溶

溶

液

液

體

體

積

積

。4

物質(zhì)的量儂度

Gnol/L）

注：若系溶液，則指溶質(zhì)的物質(zhì)的量，g代表阿伏加德羅常數(shù)

注：物質(zhì)的量濃度計算中體積指溶液的體積而不是溶劑的體積，單位是L,1L=1000mL,1mL

=1cm?求物質(zhì)的量濃度時，對一些特殊情況下溶液的溶質(zhì)要掌握清楚（即如果能夠與水發(fā)生

化學(xué)反應(yīng)的，以最終生成物為溶質(zhì)，結(jié)晶水合物溶于水后溶質(zhì)以無水鹽，如Na、Na2O、Na2C>2

溶于水后所得溶液的溶質(zhì)為NaOH；CuSO4,5H2。溶于水后所得溶液溶質(zhì)為CuSC）4；從一定

的物質(zhì)的量濃度溶液中取出任意體枳的溶液，物質(zhì)的量濃度不變，若體積不同，所含溶質(zhì)的

物質(zhì)的量也不同；體積相同、物質(zhì)的量濃度相同的溶液里所含有的溶質(zhì)的物質(zhì)的量相同，但

是物質(zhì)的微粒數(shù)不一定相等。這要根據(jù)溶質(zhì)能否電離，以及電離所產(chǎn)生的離子數(shù)目來確定。

利用化學(xué)方程式進(jìn)行計算的基本步驟

重要提示：在化學(xué)方程式中，物質(zhì)的量之比等于方程式的系數(shù)比，也等于各物

質(zhì)的微粒數(shù)之比。（要求：單位上下統(tǒng)一，左右相當(dāng)）

圜一設(shè)所求物質(zhì)的物質(zhì)的量或質(zhì)量、體積等

同一寫出相關(guān)的化學(xué)方程式

1在方程式中有關(guān)物質(zhì)的化學(xué)式下面標(biāo)出

向一已知物質(zhì)和所求物質(zhì)的有關(guān)物理量關(guān)

一系.并代人已知量和未知量

I

網(wǎng)一列出比例式

陶一根據(jù)比例式求解

圖一簡明地寫出答案

三.阿伏加德羅常數(shù)及定律

一、阿伏加德羅常數(shù)

物質(zhì)的量是以阿伏加德羅常數(shù)來計量的，0.012kg碳-12所含的碳原子數(shù)就是阿伏加德羅常

數(shù)（NA）。6.02X1023是它的近似值。

注意：敘述或定義摩爾時?般用“阿伏加德羅常數(shù)”，在具體計算時常取“6.02X1（）23，，。

二、氣體摩爾體積:一定條件下，1摩爾任何氣體所占的體積（VmL/mol）

標(biāo)準(zhǔn)狀況下，Vm=22.4L/mol

注意：命題者往往有意設(shè)置一些陷阱，陷阱的設(shè)置主要有以下幾個方面：

①狀況條件：考查氣體時經(jīng)常給非標(biāo)準(zhǔn)狀況如常溫常壓下等

②物質(zhì)狀態(tài)：考查氣體摩爾體積時，常用在標(biāo)準(zhǔn)狀況下非氣態(tài)的物質(zhì)來迷惑考生，如比0、

SO3、己烷、辛烷、苯、乙醇等；阿伏加德羅定律也適用于混合氣體。（要求混合后在通

常情況不發(fā)生化學(xué)反應(yīng)）

③物質(zhì)結(jié)構(gòu)和晶體結(jié)構(gòu)：考查一定物質(zhì)的量的物質(zhì)中含有多少微粒（分子、原子、電子、

質(zhì)子、中子等）時常涉及稀有氣體He、Ne等為單原子組成，Cl2.N2.O2,此為雙原子

分子（臭氧。3）等。晶體結(jié)構(gòu)：P4、金剛石、石墨、二氧化硅等結(jié)構(gòu)。

④氧化一還原反應(yīng)：考查指定物質(zhì)參加氧化一還原反應(yīng)時，常設(shè)置氧化一還原反應(yīng)中氧化

劑、還原劑、氧化產(chǎn)物、還原產(chǎn)物被氧化、被還原、電子轉(zhuǎn)移（得失）數(shù)目方面的陷阱。

如在不同反應(yīng)中，變價金屬鐵有可能失去2個電子或者3個電子；以及Na2O2+H2O電子

轉(zhuǎn)移數(shù)目：由于過氧化物中O為-1價變?yōu)椤?電子轉(zhuǎn)移數(shù)目比正常氧化物少一半。

⑤電離、水解：考查電解質(zhì)溶液中微粒數(shù)目或濃度時常涉及弱電解質(zhì)的電離，鹽類水解方

面的陷阱，如弱電解質(zhì)在溶液中不能完全電離，離子數(shù)目遠(yuǎn)小于完全電離的情況；某些原子

或原子團(tuán)在水溶液中能發(fā)生水解反應(yīng)，使其數(shù)目減少。

⑥注意常見的的可逆反應(yīng)（反應(yīng)不能進(jìn)行完全）：如NO?中存在著NO?與N2O4的平衡；

【強(qiáng)調(diào)】溫度和壓強(qiáng)條件只影響氣體的體枳，而不影響氣體的質(zhì)量和物質(zhì)的量，因此，如果

討論物質(zhì)的量、質(zhì)量和微粒數(shù)目的關(guān)系，則與是否標(biāo)準(zhǔn)狀況無關(guān)。

三、阿伏加德羅定律

1.內(nèi)容：在同溫同壓下，同體積的任何氣體含有相同的分子數(shù)。即“三同”定“一同”。

2.重要推論

推論一：在同溫同壓下，不同氣體的體積比等于分子數(shù)之比，也等于物質(zhì)的之比，即：

---------=------------=--------------O

v2n2N2

推論二：在同溫、同壓下，不同氣體的密度之比等于相對分子質(zhì)量之比，也等于摩爾質(zhì)

量之比,即：

旦=也=。（氣體1相對于氣體2的相對密度）

PiM]

推論三：同溫、同體積的各密閉容器中氣體的物質(zhì)的量之比等于其壓強(qiáng)之比，即：

生=之

〃202

四.化合價相關(guān)

1.定義：元素的化合價是元素的原子在相互化合時的數(shù)目。

注：不同元素的原子相互作用時，原子必須按一定數(shù)目相互化合，才能使生成的化合物分子

中的原子最外層電子數(shù)成為穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，從而形成穩(wěn)定的化合物。

2.遵循原則：（1）在化合物里正、負(fù)化合價的代數(shù)和為零。

注：根據(jù)化合物中各元素正、負(fù)化合價的代數(shù)和為零的原則，可以由化學(xué)式計算某元素的不

常見化合價；應(yīng)用化合價正確書寫化學(xué)式；檢查化學(xué)式的正誤等。

（2）在單質(zhì)里元素的化合價為零。

3.一般規(guī)律：（1）氫元素的化合價通常顯+1價，氧元素顯-2價。（2）金屬元素為正價。

（3）非金屬與氫或金屬化合時，非金屬顯負(fù)價：非金屬與氧元素化合時，非金屬顯正價。

（4）許多元素具有可變化合價（5）元素的化合價是在形成化合物時表現(xiàn)出來的一種性質(zhì)，

在單質(zhì)中元素的化合價為零。

4.表示方法：化合價用+1、+2、+3、-1、-2……表示，標(biāo)在元素符號的正上方，即+、

一符號在前，數(shù)值在后。如花、日、嬴、0

注：化合價與離子符號的表示法比較：（1）“+”、“一”號放置在元素的部位不同。如化合

+1

價Na,離子符號MT。（2）"+"一”號與數(shù)值順序不同。如N“C7中，鈉元素顯+1價,

鈉離子帶一個單位正電荷。（3）“1”的處理不同?；蟽r中“1”不能省略；而離子符號中

“1”省略不寫。（4）聯(lián)系：一般離子符號中數(shù)值與電荷種類可根據(jù)化合價的符號與數(shù)值來

判斷。即同種元素在化合物中所顯示的化合價與其形成的離子符號寫法：位置不同（化合價

正上方，離子電荷右上角），數(shù)值相等，寫法相反。

5.常見元素的化合價

堿金屬（如Na、K）、Ag、H：+1鹵素（如F、Cl、Br、I）：—1

Ca>Mg、Ba^Zn：+2Cl：—1f+1,+5,+7

Cu：+1,+2O：一2,一1

Fe：+2,+3S：—2,+4,+6

Al：+3P：是一3,+3,+5

Mn：+2,+4,+6,+7N：—3,+2,+4,+5

6.記憶方法：（1）口訣記憶：（初中）

一價鉀鈉氫氯銀，二價氧鈣鋼鎂鋅，三鋁四硅五氮磷，單質(zhì)零價要記清。

談變價也不難，二三鐵、二四碳，二四六硫都齊全，銅汞二價最常見.

負(fù)一硝酸（根）氫氧根，負(fù)二硫酸（根）碳酸根，負(fù)三記住磷酸根，正?價的錢根。

（2）理解記憶（高中）元素化合價的決定因素是其原子的最外層電子數(shù)（價電子）。（即可

通過原子結(jié)構(gòu)示意圖推導(dǎo)。以最外層電子數(shù)通過得失電子成為穩(wěn)定結(jié)構(gòu)為切入點(diǎn)，得到n

個電子顯一n價，失去n個電子顯+n價）

一般規(guī)律：金屬元素的化合價數(shù)值一般等于它的最外層電子數(shù)；非金屬元素的最高正價數(shù)值

等于它的最外層電子數(shù)，最低負(fù)化合價數(shù)值等于最外層電子數(shù)減8；同種非金屬元素的最高

正價絕對值+其最低負(fù)化合價絕對值=8

特殊規(guī)律：金屬無負(fù)價；0,F無正價；稀有氣體均為0價，尤其是He必須引起注意。負(fù)價

最低一4,正價最高+7.

過氧化物中O：—1,如.Na2O2..H2O2

五.氧化還原反應(yīng)

1.定義：有電子轉(zhuǎn)移（或者化合價升降）的反應(yīng)

2.本質(zhì)：電子轉(zhuǎn)移（包括電子的得失和偏移）

3.特征：化合價的升降

注：反應(yīng)前后有元素化合價升降也是判斷一個反應(yīng)是否屬于氧化還原反應(yīng)的依據(jù)

4.相關(guān)概念：

氧化劑（具有氧化性）——得電子——化合價下降——被還原

還原劑（具有還原性）——失電子——化合價上升——被氧化

注：氧化劑，還原劑一般是指具體物質(zhì)，而不是元素。

5.口訣：升，失，氧；降，得，還。若問劑，恰相反。

6.氧化還原反應(yīng)通式：氧化劑+還原劑一氧化產(chǎn)物+還原產(chǎn)物

注：即氧化劑，還原劑均屬于反應(yīng)物。（氧化產(chǎn)物，還原產(chǎn)物會考不作要求）在某些特殊反

△

應(yīng)類型中（如分解反應(yīng)），即氧化劑，還原劑可以屬于同一物質(zhì)，如2KC1O3：2KC1+3O2、

△電解

2KMnO4=K2MnO4+MnO2+O2t、2H2O2H2t+O2t。甚至可以屬于同一元素。如

C12+H2O=HCI+HC1O,3NO2+H2O-2HNO3+NO等等（自身氧化還原反應(yīng)）

7.氧化還原反應(yīng)一般規(guī)律：（1）電子得失守恒：氧化劑得電子數(shù)=還原劑失電子數(shù)。

（2）化合價升降與電子得失的關(guān)系：

化合價升高n價---失去n個電子，化合價降低n價----得到n個電子。

（3）價態(tài)規(guī)律：當(dāng)元素具有可變化合價時，一般處于最高價態(tài)時只具有氧化性，處于最低價

態(tài)時只具有還原性，處于中間價態(tài)時既具有氧化性又具有還原性。如：濃H2s04的S只具

有氧化性，H2S中的S只具有還原性，單質(zhì)S既具有氧化性又具有還原性。

注：金屬無負(fù)價，0價即為最高價；0,F無正價，0價即為最低價。稀有氣體只有0價；化

合物一般山2種元素或者2種以上元素組成，整體具有兩重性（即化合物中某一種元素具有

氧化性，另一種元素具有還原性，化合物整體即具有氧化性，又具有還原性）

8.電子轉(zhuǎn)移方向和數(shù)目的表示方法

1.雙線橋法的基本步驟

（1）標(biāo)價態(tài)

明確標(biāo)出各發(fā)生氧化還原反應(yīng)的元素化合價（即反應(yīng)前后化合價有升降的元素）。

（2）連雙線

連一條線由氧化劑中化合價降低的元素指向生成物中（還原產(chǎn)物）的相應(yīng)元素，

另一條線由還原劑中化合價升高的元素指向生成物中（氧化產(chǎn)物）的相應(yīng)元素。一律

在線上標(biāo)出升降變化，如“化合價升高”“化合價降低”，不可標(biāo)為“升價”或“降

價”。

（3）注得失

一律標(biāo)出“失去”或“得到”的電子數(shù)，格式為“得或失發(fā)生氧化還原反應(yīng)的

原子數(shù)X單位原子得失電子數(shù)”和該元素“被氧化”或“被還原”。

注：（1）箭頭，箭尾一律指向化合價變化的同種元素

⑵一律注明‘‘得"或"失"字樣

（3）還原劑失去電子總數(shù)和氧化劑得到電子數(shù)總數(shù)相等

六.離子反應(yīng)相關(guān)提升部分

1.電解質(zhì)和非電解質(zhì)的判斷

1.大多數(shù)無機(jī)物如酸，堿，鹽，金屬（過）氧化物（如CaO,Na2O2）都是電解質(zhì)。大多數(shù)

有機(jī)物如蔗糖，酒精，以及非金屬氧化物如C02.SO2,都是非電解質(zhì)。

注：醋酸屬于有機(jī)物，但是屬有機(jī)酸，仍然是（弱）電解質(zhì)；電解質(zhì)與水溶性無關(guān)，如CaCCh

不溶于水，但是屬鹽類，仍然是（強(qiáng)）電解質(zhì)；復(fù)雜?點(diǎn)的如某些物質(zhì)如C02NH3.Cl2,Na20

溶于水與水發(fā)生反應(yīng)所得溶液導(dǎo)電的，其生成物如H2CO3,NH3H2O這類屬于電解質(zhì)，但CO2

NH3屬于非電解質(zhì)，Cb單質(zhì)既不屬于電解質(zhì)，也不屬于非電解質(zhì)，Na2。屬于金屬氧化物,

是電解質(zhì)。

2.強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的判斷

強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)

電離程度兀至部分

過程表示

溶液中存在的微粒只有電離出的陰、陽離子，不存即有電離出的陰、陽離子（少部分），又

（水分子不計）在電解質(zhì)分子有電解質(zhì)分子（大部分）。

電離方程式=====2

H2SO42H*+SO4NH3?H20NHj+OH

2++2

CaCl2==Ca+2ClH2S^=^H*+HS,HSH+S

實(shí)例絕大多數(shù)的鹽（包括難溶性鹽）；弱酸：CH3coOH、H2SO3、HC10等；

強(qiáng)酸：H2so4、HC1>HCIO4等；弱堿：NH3H2O

強(qiáng)堿：Ba（0H）2、Ca（0H）2等。水：H2O

具體分類：強(qiáng)電解質(zhì)包括強(qiáng)酸（HCLH2so“HNO3），強(qiáng)堿（NaOH,KOH,Ba（OH）2）

大部分鹽（包括鏤鹽NHQL酸式鹽NaHSC>4,而且與鹽的水溶性無關(guān)），弱電解質(zhì)包括弱

酸，弱堿，水。排除三大強(qiáng)酸強(qiáng)堿后的所有酸堿一般可以認(rèn)為均為弱的，比如常見的弱酸

如醋酸CH3coOH,常見的弱堿為NH3H2OO注：Ca（OH）2為微溶性強(qiáng)堿，澄清石灰水為

其飽和水溶液；HCIO4（高氯酸）為最強(qiáng)酸；HX（鹵化氫）中的HBr（氫溟酸）和HI（氫

碘酸）是比HC1更強(qiáng)的強(qiáng)酸，但HF為弱酸。此外中強(qiáng)酸如H3P。4中強(qiáng)堿如Mg（OH）2一般

可以視為弱酸弱堿。

注意：多元強(qiáng)酸電離一步完成且完全

+n-

如HnA==nH+A

而多元弱酸的電離是分步進(jìn)行的，且第二步電離比第一步電離困難，第三步電離比第二

步電離更困難，但每步電離都存在相應(yīng)的電離平衡，因此應(yīng)分步書寫電離方程式。例如磷酸

的電離方程式應(yīng)寫三步：

+2+3

H3Po4^^H++H2Po4,H2PO4H+HPO4-H+PO4，不

+3

能合并成H3PO4^^3H+PO4^?山于磷酸溶液中的［H+］主要由第一步電離決定，因此磷

酸的電離方程式有時也可只寫第一步。

對HnA弱酸而言，電離方程式可只考慮：

+

HnAH+Hn.,A

想一想：為什么多元的酸電離下一步比上一步困難，電離程度小得多，甚至可忽略？

提示：多元弱酸上一步電離產(chǎn)生的H+作為下一步電離的生成物，相當(dāng)于增大了生成物濃度,

使平衡向逆反應(yīng)方向進(jìn)行，會抑制電離。

3.電離方程式

1.電離：電解質(zhì)溶于水或熔融狀態(tài)時，離解成自由移動的離子的過程叫做電離。

2電離方程式：用化學(xué)式和離子符號表示電離過程的式子

3電離方程式書寫的注意事項(xiàng)：

（1）遵循原子守恒定律和電荷守恒定律

（2）要正確書寫電離出的陽離子、陰離子符號。注意區(qū)分離子符號和化合價的書寫。

（3）酸堿鹽電離出的陰、陽離子的個數(shù)應(yīng)與其化學(xué)式中相應(yīng)原子或原子團(tuán)的個數(shù)相

同，電離出的離子所帶的電荷數(shù)應(yīng)與該元素或原子團(tuán)的化合價數(shù)值相等

（4）強(qiáng)電解質(zhì)的電離是完全電離，用“="表示，弱電解質(zhì)的電離是部分電離，用

“=金”表示。多元弱酸分步電離，以第一步為主，只寫第一步（多元弱酸的電離

是分步進(jìn)行的，每一步電離分別用一個電離方程式表示，不能連等，也不能合并寫總

式，因各步的電離程度不同，不能簡單相加抵消中間產(chǎn)物。多元弱酸分步電離呈現(xiàn)大

幅下降的趨勢，一般第?步電離程度最大，遠(yuǎn)遠(yuǎn)大于第二步，越往后電離程度越小，

可以忽略不計?，因此一般只寫第一步電離方程式即可）；多元弱堿一步電離（多元堿

實(shí)質(zhì)上也是分步電離的，但由于中間過程復(fù)雜，高中階段可寫成一步總式即可）。強(qiáng)

酸的酸式鹽一步電離。弱酸的酸式鹽分步電離，第一步不可逆，以后步步可逆

++

例如：HCI=H+crCH3COOHCH3COO+H

NaHC03=Na'+HCO；1（強(qiáng)中有弱）

NallSOi=Na'+H*+SO/（水溶液中）

NaHS0<=Na++HSO,（熔融態(tài)）

注：含離子鍵的化合物（（離子化合物主要包括活潑金屬氧化物，強(qiáng)堿，鹽）在水溶液和熔

融狀態(tài)均能完全電離，但活潑金屬氧化物在水中一般會與水發(fā)生反應(yīng)生成對應(yīng)的水化物

即氫氧化物強(qiáng)堿，水溶液中不存在獨(dú)立的O',因此活潑金屬氧化物屬于強(qiáng)電解質(zhì)，但是

一般只在熔融狀態(tài)完全電離；如CaO,Na2O,還包括金屬過氧化物Na2（）2

某些含極性共價鍵的化合物（主要包括非金屬氧化物，氣態(tài)氫化物，含氧酸）只能在水

溶液中部分或者完全電離，在熔融狀態(tài)（即液態(tài)）不能電離，但非金屬氧化物在水中一

般會與水發(fā)生反應(yīng)生成對應(yīng)的水化物即令氨喳，由生成的含氧酸發(fā)生電離，由于非金屬

氧化物本身在熔融狀態(tài)（即液態(tài)）不能電離，因此非金屬氧化物屬于非電解質(zhì)，如CO?.

SO3溶于水與水發(fā)生反應(yīng)所得溶液導(dǎo)電的，其生成物（水化物）如H2cCh，H2s。4這類屬

于電解質(zhì)，但CO*SO3屬于非電解質(zhì)，還包括NH3

4.離子方程式書寫

離子方程式的書寫正誤是歷年高考必出的試題。從命題的內(nèi)容上看，存在以下三個特點(diǎn)：

（1）所考查的化學(xué)反應(yīng)均為中學(xué)化學(xué)教材中的基本反應(yīng)，錯因大都屬于化學(xué)式能否拆分處

理不當(dāng)，電荷未配平，產(chǎn)物不合理和漏掉部分反應(yīng)等；

(2)所涉及的化學(xué)反應(yīng)類型以復(fù)分解反應(yīng)為主，溶液中氧化還原反應(yīng)所占比例較小。

(3)一些重要的離子反應(yīng)方程式，在歷年高考卷中多次重復(fù)。如：碳酸鹽與酸反應(yīng)，Na

與H20反應(yīng)，金屬A1或Fe與鹽酸或稀硫酸的反應(yīng)等。

離子方程式正誤的判斷是化學(xué)考試中常見的種題型。一般書寫離子方程式的基本步驟是一

“寫”：正確寫出反應(yīng)的化學(xué)方程式；二“拆”：把易溶于水且完全電離的物質(zhì)拆寫成離子形式;

可拆的物質(zhì)可以簡單理解為只有可溶性的強(qiáng)電解質(zhì)能夠?qū)懗呻x子形式即可。三"刪”：刪去方

程式中兩邊不參加反應(yīng)的離子，能夠約分的系數(shù)要約分，方程式系數(shù)應(yīng)當(dāng)最簡；四“查”：檢

查方程式兩邊各元素的原子個數(shù)和電荷總數(shù)是否相等。但在判斷離子方程式正誤的選擇題中

也按照這樣的方法進(jìn)行解答不僅所需時間比較長,而且學(xué)生自己在改寫過程中也可能出現(xiàn)許

多的錯誤。影響答題的正確率。由于判斷離子方程式正誤的選擇題大多數(shù)讓學(xué)生選擇“下列

離子方程式書寫正確的是“，而且學(xué)生往往選“錯”的容易，選“對”的難。所以我們可以運(yùn)用

一些基本原理和方法，找出題中所給的離子方程式的錯誤之處，輕松快速的用排除法完成判

斷離子方程式正誤的選擇題的解答。大多數(shù)的選擇題都可以通過以下四步走完成：

第一步；查看反應(yīng)生成物是否正確。

在判斷離子方程式是否正確的選項(xiàng)中常常會出現(xiàn)與反應(yīng)事實(shí)不相符的情況。例如鐵與稀

鹽酸反應(yīng)，寫成3Fe+6H+=2F?3++3H2T就錯了，因?yàn)樵摲磻?yīng)只能生成Fe?+；又如K2s的水

解，寫成S?-+2H2O=H2S+2OH-也錯了，因?yàn)镾?一是分步水解，第一步只能生成HS%

再如Ba(OH)2溶液與硫酸銅溶液反應(yīng)，如果離子方程式只寫成Ba2++SO42.=BaSO4j，那

么就是漏了Ci?+與OPT的反應(yīng)，也是不符合反應(yīng)事實(shí)的。這類情況一般比較容易判斷，一旦

遇到這種不符合客觀反應(yīng)事實(shí)的情況，我們就可以把該項(xiàng)排除。

而如果是由于參與反應(yīng)的反應(yīng)物量的不同導(dǎo)致的生成物不同的情況，很多同學(xué)就很難判

斷出來。例如:如把過量的NaHCO3溶液與Ca(OH)2溶液混合的離子方程式寫成:HCCh-+Ca2+

+0H-==CaCO,U+H2O,而NaHCC>3溶液與過量的Ca(OH)2溶液混合的離子方程式寫成

2+2

ZHCOj-+Ca+20H-=CaCO31+2H2O+CO3',其錯均在于未考慮正確反應(yīng)物中量的關(guān)

2+

系。又如若將過量的CO?通入漂白粉的離子方程式寫為C02+Ca+2C1O+H2O=

CaCCU+2HC10,顯然未考慮過量的CO2會繼續(xù)與CO?反應(yīng)生成Ca(HCO3)2。所以遇到

有可能因?yàn)榉磻?yīng)物的量不同導(dǎo)致生成物不同的情況時我們應(yīng)更加注意，同時也要加強(qiáng)平時的

經(jīng)驗(yàn)積累。

第二步：查看反應(yīng)物、生成物的離子拆分是否正確。

在查看反應(yīng)物、生成物的離子拆分是否正確時，只要記住只有強(qiáng)酸、強(qiáng)堿和可溶性的鹽

能夠拆寫。而遇到難溶物、難電離的物質(zhì)(包括水、弱酸、弱堿、多元弱酸的酸式酸根)和

2+

有機(jī)物時不能拆寫。例如石灰石與稀鹽酸反應(yīng)的離子方程式寫成：CO3-+2H=CO2T+H20

+

其錯在于CaCCh不溶，不可寫成CO??-形式；又如氯氣與水的反應(yīng)：Cl2+H20=2H+Cl+

CIO-,其錯在于HC1O是弱酸，不可寫成H+和CRT的形式。再如將金屬Na投入到乙醇中：

2Na+2H+==2Na++H2T這顯然是錯誤的。但還應(yīng)注意電解質(zhì)在非電離條件下的反應(yīng)。如濃

H2s與固體銅加熱下的反應(yīng)，就不可寫成的離子反應(yīng)方程式，因其不是離子反應(yīng)。一般情

況下對于生成物我們把微溶物當(dāng)作難溶物處理，即應(yīng)寫成化學(xué)。但作為反應(yīng)物，若為澄清的

稀溶液，應(yīng)寫成離子形式，如澄清石灰水中，Ca(OH)2應(yīng)寫成Ca?+和0田形式；若處于濁

液或固體中則寫化學(xué)式，如石灰乳、石灰漿中Ca(OH)2要寫成化學(xué)式Ca(OH)2。

除了可拆不可拆要注意外，我們還要注意某物質(zhì)有兩種離子同時參加反應(yīng)時，這兩種離

子的個數(shù)比應(yīng)與化學(xué)式中的組成一致。如硫酸溶液與氫氧化鋼溶液反應(yīng)，寫成Ba2++0H-

+2+

+H+=BaSO4+H2O,就違背了Ba(OH)2和H2s的組成，應(yīng)寫為Ba+2OH-2H=

BaSO41+2H2O

第三步：查看離子方程式質(zhì)量、電荷是否守恒。

在離子反應(yīng)方程式中要滿足反應(yīng)前后各元素的原子種類和數(shù)目不變的質(zhì)量守恒定律和

離子方程式兩邊的離子所帶的正負(fù)電荷的代數(shù)和相等的電荷守恒。如果離子方程式不符合這

兩個守恒，我們就可判定該離子方程式是錯誤的。如金屬鈉投入水中的反應(yīng)：Na+H2O==

Na++0H-+H2T其錯在于反應(yīng)前后H的數(shù)目不等,違反了質(zhì)量守恒原理。而Fe+Fe3+=2Fe2+,

2+3++

Fe+Cl2=Fe+2CF,A1+2H=A/+H2T這些反應(yīng)都違背了電荷守恒原理。這也是判

斷離子方程式正誤的選擇題中最常出現(xiàn)的情況，只要簡單計算一下就可以將它排除。

第四步：查看離子方程式的條件注明是否正確。

離子方程式的書寫要正確的標(biāo)明反應(yīng)條件，生成沉淀或氣體的符號，也要求化學(xué)符號，

化學(xué)式書寫的規(guī)范。所以在判斷離子方程式書寫是否正確時，我們也要考慮這一項(xiàng)。例如制

3+3+

取氫氧化鐵膠體，寫成：Fe+3H2O=Fe（0HH+3H+就是錯的，應(yīng)該寫為：Fe+3H2O

=Fe（0H）3（膠體）+3H+。

只要對上述四種情況進(jìn)行逐一的排查，相信能夠又快又正確的選出正確的選項(xiàng)

5.離子能否大量共存

一.實(shí)質(zhì)：離子間是否發(fā)生反應(yīng)，造成離子濃度減小。若在溶液中發(fā)生反應(yīng)，就不能共存。

注：離子共存一般指大量共存，微溶物如Ca（0H）2等在離子共存中一般視為沉淀處理

判斷方法：不反應(yīng)，就共存

三.離子反應(yīng)發(fā)生條件：（1）復(fù)分解反應(yīng)型：即能夠形成沉淀、易揮發(fā)性物質(zhì)（氣

體）、弱電解質(zhì)（如水、弱酸、弱堿等）的離子不能大量共存；

（2）氧化還原反應(yīng)型：強(qiáng)氧化性離子和強(qiáng)還原性離子發(fā)生氧化還原反應(yīng)不能大量共存

附：1.中學(xué)階段中涉及常見的強(qiáng)酸和強(qiáng)堿有：

強(qiáng)酸:、、、除此之外常見的酸均為弱酸

HC1HBrHIHNO3、H2SO4、HCIO4

強(qiáng)堿:LiOH、NaOH、KOH、RbOH、CsOH、Ca（OH）2、Ba（OH）2除此之夕卜常見堿均為弱堿

2.溶解性規(guī)律：所有的鉀鹽.鈉鹽.鐵鹽和硝酸鹽均溶于水；氯化物除了銀鹽不溶外,其它氯化物一

般均溶于水；硫酸鹽除了鋼鹽不溶外，鈣鹽微溶之外，其它硫酸鹽一般均溶于水；碳酸鹽除了其

鉀鹽.鈉鹽.筱鹽易溶外，其它碳酸鹽一般均不溶于水。

3.常見強(qiáng)氧化性離子:Fe3+>MnO4'（MnO4'在強(qiáng)酸性溶液中氧化性更強(qiáng)，通常使用酸性KMnCU

溶液就是加稀硫酸酸化以增強(qiáng)其氧化性）、H++NO/（NCV在強(qiáng)酸性溶液中有強(qiáng)氧化性，但在中

性和堿性溶液中不顯強(qiáng)氧化性，如在中性溶液中NOJFe?+可以共存，但有H，時不能共存，因?yàn)?/p>

此時H++NO3-相當(dāng)于HN0.3具有強(qiáng)氧化性。）和CRT（C10-在酸、堿性的溶液中都有強(qiáng)氧化性）

2+2

常見強(qiáng)還原性離子：「、FesS\HS-、SO3"、HSO3-?

4.具體實(shí)例：（1）離子間能直接結(jié)合生成難溶性物質(zhì)時，則這些離子不能大量共存

2+2+

相互結(jié)合生成沉淀.如:Ba?+和SO4'_Ag和Cl-.Cu和OH：

（2）離子間能結(jié)合生成揮發(fā)性物質(zhì)時，則這些離子不能大量共存。如:H’和S2'.HS-

22'

CO3'.HCO3'.SO3'.HSO3等

（3）離子間能結(jié)合生成難電圜物質(zhì)時，則這些圈子不能大量共存如：H卡與CH3co0一、

222+

CO3\.HCO3'S'\HS\SO3.HSO3.等生成弱酸；0H與NH4+、Cu\Fe3+等生成弱堿；H

和OIF生成水，這些離子不能大量共存。

（4）離子之間能發(fā)生氧化還原反應(yīng)時，則這些離子不能大量共存：具有較強(qiáng)氧化性離子的溶液

中，強(qiáng)還原性離子不能大量共存:如有MnO；離子大量存在的溶液中J、Fe2+、S2\和SC^一等

不能大量共存。

具有較強(qiáng)還原性離子的溶液中，強(qiáng)氧化性離子不能大量共存：如在有「離子大量存在的溶液

+

中,Fe'+、MnOJ、H+NO3'CIO'等不能大量共存。

注：溶液的酸堿性對離子間發(fā)生氧化還原反應(yīng)的影響。有《存在時，MnO4\CIO\NO3一的氧

2+3+

化性會增強(qiáng)。如：中性溶液Fe?+與NC>3能共存，但在強(qiáng)酸性條件下發(fā)生3Fe+NO3+4H'=3Fe

+NOt+2H2O而不能大量共存;「與NO?一能共存,但在強(qiáng)酸性條件下不能大量共存;MnOJ與

C1在強(qiáng)酸性條件下也不能大量共存；S?與SO3?一在堿性條件下可共存，但在酸性條件下不能大

量共存。CKY在中性或者堿性溶液中也能氧化SO./-等強(qiáng)還原性離子；Fe?+與Fe"可以共存（因

為它們之間不存在中間價態(tài)）

四.附加隱含條件的應(yīng)用規(guī)律：注意挖掘題目中隱含的信息，排除干擾信息，克服非智力因素

失分。

（1）溶液無色透明時，則溶液中肯定沒有有色離子。常見的有色離子是:Q?+（藍(lán)色）、Fe?+（淺

綠色）、Fe?+（棕黃色）、MnO,紫色）

（2）強(qiáng)酸性溶液中除題目所給離子外還應(yīng)有大量H，肯定不存在與才起反應(yīng)的離子，即不能大量

2222

存在弱酸根離子：如CO3\HCO；、S\HS\SO3\SiO3\A102\F\CH3coe）一、C6H5O-

（苯酚根）等，也不能有大量的OH。

（3）強(qiáng)堿性溶液中除題目所給離子外還應(yīng)有大量OK肯定不存在與OH起反應(yīng)的離子，即不能

大量存在弱堿金屬離子。如：Mg?f、Fe2\M3\Cd+及NH4+等，也不能大量存在H+及酸式根

離子：HCO3\HSCh、HS-

附：限制酸性溶液的隱含條件：

1.常溫PH=1的溶液；2.使紫色石蕊溶液呈紅色；3..加鎂粉（活潑金屬）放氫氣；4.C（OH>1.0

X10"mol/L;

限制堿性的隱含條件

1.常溫PH=14的溶液；2.使紅色石蕊變藍(lán);3.酚酬呈紅色;4.C（H+）=1.0X10"mol/L；

可酸可堿的隱含條件

1.水電離的C（H+）或者C（OH）濃度遠(yuǎn)遠(yuǎn)小于1.0X10%ol/L如常溫下，某溶液中由水電離出的

C（H+）為1.0X10-%ol/L,則該溶液可能是pH=2或者pH=12的溶液。該溶液為酸性或堿性，

有H.或者OH\；2.加入鋁粉有氧氣產(chǎn)生；3.HCCh一離子不能穩(wěn)定存在的溶液，即弱酸的酸式

根離子與H-、OH都不能共存,如HCO「、HS\HSOJ

（4）發(fā)生雙水解反應(yīng)使離子濃度降低.鹽溶液中，弱酸的陰離子和弱堿的陽離子容易發(fā)生水

解，某些離子相遇形成弱酸弱堿鹽時，陰陽離子相互促進(jìn)水解，使平衡向水解方向移動

而水解完全，使溶液中的離子濃度迅速降低。常見易發(fā)生雙水解的陽離子有（Fe3+或A嚴(yán)）

2

與（CO3\HCO3\A1O2"）的組合。

（5）.發(fā)生絡(luò)合反應(yīng)使離子濃度降低。

如Fe3+與SCN生成血紅色溶液

五.注意題目中的前提設(shè)置

特殊要求：如在XX離子存在下不能共存的；因發(fā)生氧化還原反應(yīng)，而不能大量共存的；

因加入XX物質(zhì)，而不能大量共存的；因生成沉淀和氣體而不能大量共存的等。

元素化合物部分

鈉的原子結(jié)構(gòu)及性質(zhì)知識梳理

結(jié)構(gòu)鈉原子最外層只有一個電子，化學(xué)反應(yīng)中易失去電子而表現(xiàn)出強(qiáng)還原性

物理性質(zhì)質(zhì)軟，銀白色，有金屬光澤的，有良好導(dǎo)電導(dǎo)熱性，密度比水小，比煤油大，熔點(diǎn)較低

化學(xué)性質(zhì)與非金鈉在常溫下切開后表面變暗：4Na+O2=2Na2O（灰白色）

屬單質(zhì)鈉在空氣中燃燒，生成過氧化鈉：2Na+Ch曜Na?。？（淡黃色粉末）

與水反應(yīng)，現(xiàn)象：浮，球，游，叫，（紅）2Na+2H2O=2NaOH+H2t

與化與酸反應(yīng)，現(xiàn)象比與水反應(yīng)更劇烈，發(fā)生爆炸（先酸后水）

與鹽溶液反應(yīng)：鈉先與水反應(yīng)，生成NaOH和H2,再考慮NaOH與溶液中的鹽

合物反應(yīng)。如：鈉投入CuSC）4溶液中，有氣體放出，生成藍(lán)色沉淀。（先水后鹽）

總式2Na+2H2O+CuSO4==Cu（OH）2+Na2sO4+H21

（不能從鹽溶液中置換出金屬，必須是無水熔融狀態(tài)才能置換出金屬）

存在自然界中只能以化合態(tài)存在

保存煤油，使之隔絕空氣和水

用途制備鈉的化合物，作強(qiáng)還原劑（無水熔融狀態(tài)），作電光源（黃光，即鈉的焰色）

過氧化鈉的反應(yīng)規(guī)律

1.結(jié)構(gòu)分析：過氧化鈉的結(jié)構(gòu)較特殊，它不屬于堿性氧化物，更不屬于酸性氧化物

Na2。?在反應(yīng)中一1價的“0”既得電子又得電子，既是氧化劑，又是還原劑：。2是氧

化產(chǎn)物。這是因?yàn)镹a?。?有較強(qiáng)的氧化性，它不可能使CO?、H2O的氧變成故放出的

。2應(yīng)來自Na2（）2?？梢园袾a2（）2看成Na2。?0,Na20它與CO2、比0分別反應(yīng)時生成

Na￡03和NaOH；0反應(yīng)后生成O2,2（Na20-0）-2Na20+02,故有2moiNa?。?-Oz反應(yīng)式:

2.NazOz與HzO及CO?反應(yīng)的的實(shí)質(zhì)：Na?。?與H20的反應(yīng)實(shí)際上分兩步進(jìn)行

Na202+H20=2Na0H+H202①2H。=2盟+02t②

①X2+②［消去中間產(chǎn)物HQJ：

2Na202+4H20=4Na0H+2H20+021

可知此反應(yīng)中生成的-2價的0進(jìn)入盟中，而不是進(jìn)入NaOH,在標(biāo)電子轉(zhuǎn)移時，若

用線橋表示，則左右兩邊的水不能消，若用單線橋表示，則左右兩邊的水可以消，此反應(yīng)的

電子轉(zhuǎn)移可用下式表示:

2g

失2xe-

噠呼T或2Na-C^O-Na+2HO=4NaOH+Of

2NasOz-b4HeO=4NaOH+2：zz

得2”，

在上述反應(yīng)中Na#?既是氧化劑，又是還原劑，氧化產(chǎn)物是Oz,還原產(chǎn)物是出0。

同理Na?。？與CO?的反應(yīng)為:

Na202+2H20=2Na0H+H202①2H2O2=2H2O+O2t@2NaOH+CO2=Na2CO3+H2O(3)

①X2+@+③X2[消去中間產(chǎn)物NaOH,HG]

失2xe

+4HeO+2COt=2NasCO3+2HE

得2xe-

在實(shí)際教學(xué)中我們發(fā)現(xiàn)許多教師用雙線橋表示，Na◎與％0,CO?反應(yīng)為:

得2xe"得2x『

2NJ+2%0=4Ma附地t2NaEOz+2COt=2NasC^-K)]

I_--——?

I__

失2xe-失2xe-2

這種表示方式從化學(xué)方程式來表面看是正確的，但從反應(yīng)的歷程來看這反應(yīng)是完全錯誤的。

3.規(guī)律：一定條件下，NazOz與最高價氧化物反應(yīng)的產(chǎn)物為對應(yīng)最高價含氧酸鹽和氧氣，若

不是最高價氧化物則被其氧化為對應(yīng)最高價（較高價）含氧鹽，但無氧氣產(chǎn)生。

4.過氧化鈉反應(yīng)前后固體質(zhì)量或氣體體積的變化差量

由反應(yīng)：2Na20i+2H2。=4NaOH+0212Na202+2C0z=2Na￡03+02t

2Na202+2HzO=4NaOH+02t2H2+02=2H20

2Na2O2+2cOz=2Na2C03+0212C0+0?=2coz

可得出：

O2

Na202+H2=====2NaOH

O

NazO?+CO==2===Na2cO3

可得出：①NazOz與CO2或40反應(yīng)時，放出的質(zhì)量，等于CO2或壓0的總質(zhì)量減去

固體質(zhì)量的增加量；②若CO?與水蒸氣的混合氣體（或單一氣體），通過足量的NaG反應(yīng),

放出小的物質(zhì)的量是反應(yīng)前氣體體積的1/2；③若NazOz與CO或壓反應(yīng)時，固體增加的質(zhì)

量就等于“CO"（28）或“4”（2）質(zhì)量

鎂鋁及其化合物知識梳理

1.認(rèn)識鎂，鋁單質(zhì)及其化合物的重要化學(xué)性質(zhì)

（1）了解在地殼中的含量前四位元素名稱，鎂，鋁單質(zhì)的強(qiáng)還原性（其中金屬活潑性鎂大

于鋁），掌握鎂在空氣中燃燒發(fā)出耀眼白光的現(xiàn)象：鎂與二氧化碳反應(yīng)（相似知識遷移：鎂

及其他極活潑金屬如鈉鉀鈣與其他非金屬氧化物如二氧化硫和二氧化硅反應(yīng)方程式，

2Mg+SCh建箜2MgO+S（淡黃色粉末）2Mg+Si（）2里^MgO+Si（黑色固體）

4Na+CO2^BZNa2O+C4Na+3CO2-^-2Na2CO3+C

鎂及其他極活潑金屬引起的火災(zāi)的相應(yīng)撲救方法：滅火不能用二氧化碳和水，因?yàn)闃O活潑金

屬與水反應(yīng)產(chǎn)生氫氣會爆炸，只能用干砂。co2不能助燃的說法是不全面的，co2對絕大

多數(shù)可燃物是良好的滅火劑，而對K、Ca、Na、Mg等可燃物卻是助燃劑），其中鎂在二氧

化碳中燃燒產(chǎn)生黑色固體；高溫下鎂與氮?dú)獾姆磻?yīng)。鎂在空氣中燃燒時有三個反應(yīng)發(fā)生：

2Mg+O2^B2MgO3Mg+N2^BjVIg3N22Mg+CO2^^2MgO+C

了解鋁熱反應(yīng)的實(shí)質(zhì)與應(yīng)用（要求氧化物中的金屬不如鋁活潑，實(shí)質(zhì)上是置換反應(yīng)，鋁將不如

鋁活潑的金屬從它們的軌化物中置換出來，同時是強(qiáng)烈放熱的反應(yīng)，可用于冶煉高價值高熔點(diǎn)

金屬以及野外作業(yè)焊接鐵軌）

（2）掌握鋁與強(qiáng)堿溶液反應(yīng)實(shí)質(zhì)：總式（實(shí)際上為簡化版）

2Al+2Na0H+2H20=2NaA102+3H21

化合價升高，被氧化，失6e-

-----N

(1)2A1（OH）3+3H2t

―A

化合價降低，被還原，得6e一

反應(yīng)的實(shí)質(zhì):分兩步進(jìn)行:

(2)AI(OH)3+NaOHNaAIO2+2H2O

失2X3e~*

2Al+6H2O+2NaOH=2Na^lO2+3H2\+4H2O

得6Xe1

Mg和冷水不反應(yīng)，但在加熱條件下（特別是沸水）與水可以反應(yīng)生成氫氧化物和氫氣

Mg+2H,O^=Mg（OHb+H2t,Mg（OH為是白色不溶于水的沉淀,是中強(qiáng)堿，無兩性,

可認(rèn)為Mg和冷的強(qiáng)堿溶液不反應(yīng)，加熱后只能與強(qiáng)堿溶液中的水緩慢反應(yīng)（比純水慢）

了解氧化鋁的熔點(diǎn)很高（常作耐火材料，還有MgO）,Al（0H）3是白色不溶于水的膠狀沉淀

（推斷）掌握氧化鋁和氫氧化鋁的兩性，能書寫相關(guān)的化學(xué)反應(yīng)方程式及離子方程式（與鹽

酸，氫氧化鈉反應(yīng)），

A1（OH）3具有兩性的原因：H++A102—+H2。