2025年高一化學寒假銜接講練 (人教版)專題01 物質及其變化（學生版）

專題01物質及其變化考點聚焦：復習要點+知識網(wǎng)絡，有的放矢重點專攻：知識點和關鍵點梳理，查漏補缺難點強化：難點內容標注與講解，能力提升提升專練：真題感知+提升專練，全面突破一、物質的組成與分類1.元素、物質及微粒間的關系（1）宏觀上物質是由元素的，微觀上物質是由分子、原子或離子的。①分子：保持物質化學性質的最小微粒。②原子：化學變化中的最小微粒。③離子：帶電荷的原子或原子團。④原子團：在許多化學反應里，作為一個整體參加反應，如同一個原子一樣的原子集團。（2）元素：具有相同核電荷數(shù)的一類原子的總稱。元素在自然界的存在形式有游離態(tài)和化合態(tài)。①游離態(tài)：元素以形式存在的狀態(tài)。②化合態(tài)：元素以形式存在的狀態(tài)。（3）元素與物質的關系元素eq\o(→,\s\up7(組成))eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(單質：只由一種元素組成的純凈物。,化合物：由多種元素組成的純凈物。))（4）原子與物質的關系2.同素異形體(1)概念：同種元素形成的不同叫同素異形體。(2)形成方式①原子不同，如O2和O3；②原子不同，如金剛石和石墨。(3)性質差異物理性質，化學性質，同素異形體之間的轉化屬于變化。3.混合物和純凈物（1）純凈物：由單質或化合物組成的物質。（2）混合物：由的單質或化合物組成的物質。（3）純凈物和混合物的區(qū)別純凈物混合物有固定的組成和結構無固定的組成和結構有一定的熔、沸點無一定的熔、沸點保持一種物質的性質保持原有物質各自的性質4.元素、微粒及物質間的關系圖【特別提醒】①物質的組成可概括為“宏觀一素(元素)、微觀六子(原子、分子、離子、質子、中子、電子)”。②由原子或離子構成的單質和化合物均用化學式表示。③幾乎所有的酸都是共價化合物，都有確定的分子式。④只含一種元素的物質不一定是單質，如如O2和O3組成的混合物，只含一種元素的純凈物才是單質。二、物質的分類方法1．簡單分類法—交叉分類法和樹狀分類法（1）交叉分類法—從不同對物質進行分類。（2）明確是對物質正確樹狀分類的關鍵(3)樹狀分類法在無機化合物分類中的應用按不同對物質進行逐級分類，各層之間屬于關系。2.正確理解幾個“一定”“不一定”(1)酸性氧化物和堿性氧化物a．堿性氧化物一定是金屬氧化物，但金屬氧化物不一定是堿性氧化物(如Mn2O7為酸性氧化物、Al2O3為兩性氧化物、Na2O2為過氧化物)。b．酸性氧化物不一定是非金屬氧化物(如Mn2O7)；非金屬氧化物也不一定是酸性氧化物(如CO、NO)。c．酸性氧化物、堿性氧化物不一定都能與水反應生成相應的酸、堿(如SiO2、Fe2O3)。d.酸性氧化物都是對應酸的酸酐，但酸酐不一定都是酸性氧化物，如乙酸酐[(CH3CO)2O]。e.溶于水生成酸的氧化物不一定是酸性氧化物，如NO2；溶于水生成堿的氧化物不一定是堿性氧化物，如Na2O2。(2)共價化合物和離子化合物a．由非金屬元素組成的化合物不一定是共價化合物，如銨鹽。b．由金屬元素和非金屬元素組成的化合物不一定是離子化合物，如AlCl3。(3)純凈物和混合物a．只含一種元素的物質不一定是純凈物，也可能是混合物，如O2和O3，金剛石和石墨，正交硫和單斜硫。b．結晶水合物屬于純凈物，如CuSO4·5H2O、KAl(SO4)2·12H2O等物質。c．同位素形成的單質或化合物是純凈物，如H2與D2、H2O與D2O。d.分子式為C5H10的物質存在多種同分異構體，可能是純凈物也可能是混合物。3.對氧化物的深刻認識(1)金屬氧化物不一定是堿性氧化物，如Mn2O7是酸性氧化物，Al2O3是兩性氧化物。(2)非金屬氧化物不一定是酸性氧化物，如NO、CO是不成鹽氧化物。(3)酸性氧化物、堿性氧化物不一定能與水反應生成相應的酸或堿，如SiO2、Fe2O3都不溶于水，也不與水反應。(4)與堿反應生成鹽和水的氧化物不一定是酸性氧化物，如2NO2＋2NaOH=NaNO3＋NaNO2＋H2O，NO2不是酸性氧化物。三、分散系和膠體1.分散系（1）概念：一種(或多種)物質分散到另一種(或多種)物質中所得到的體系。被分散的物質稱為質，起容納分散質作用的物質稱為劑，分散系都是物。（2）分類：①按照分散質粒子的大小，分為三種分散系②按照分散質和分散劑的狀態(tài)，分為9種分散系如屬于氣固分散系；屬于氣液分散系；屬于液固分散系；屬于固固分散系。（3）三種分散系比較分散系溶液膠體濁液分散質粒子直徑分散質微粒成分離子或小分子大分子或離子集合體巨大分子或離子集合體外觀特征均勻、透明均勻、透明或半透明不均勻、不透明穩(wěn)定性穩(wěn)定，靜置無沉淀較穩(wěn)定不穩(wěn)定，靜置有沉淀或分層分散質能否透過濾紙分類飽和溶液、不飽和溶液固溶膠、液溶膠、氣溶膠懸濁液、乳濁液實例食鹽水、蔗糖溶液Fe(OH)3膠體泥水2.膠體（1）常見的膠體（1）氣溶膠云、煙、霧（2）液溶膠豆?jié){、氫氧化鋁膠體、Fe(OH)3膠體、硅酸膠體（3）固溶膠果凍、寶石、煙水晶、有色玻璃（2）膠體的性質①丁達爾效應:可見光束通過膠體時，在入射光側面可看到一條光亮的通路，這是膠體粒子對光線散射而形成的，可用此性質來溶液和膠體。②布朗運動：膠粒永不停息地做無規(guī)則運動的現(xiàn)象叫做布朗運動，是膠體穩(wěn)定的次要原因。③電泳：由于膠體粒子帶有電荷，在電場作用下，膠體粒子在分散劑中作定向移動的現(xiàn)象。此性質可用于工業(yè)上的靜電除塵。（3）Fe(OH)3膠體的制備①制備原理：FeCl3＋3H2Oeq\o(,\s\up8(△))Fe(OH)3(膠體)＋3HCl②具體操作：用燒杯取少量蒸餾水，加熱至；向沸水中逐滴加入適量的FeCl3溶液；繼續(xù)煮沸至溶液呈色，加熱，即得Fe(OH)3膠體。③除去膠體中所含雜質a.膠體中的懸濁液：b.膠體中的分子或離子：④實驗方法證明Fe(OH)3膠體和Cl－兩者已經(jīng)分離完全：取最后一次滲析液與潔凈的試管中，加入硝酸銀溶液，若無白色沉淀產生，則說明兩者已經(jīng)完全分離。四、酸、堿、鹽的性質及轉化1.轉化關系圖2.不同類別的無機物之間轉化的一般規(guī)律（1）金屬單質及其化合物的轉化金屬單質eq\o(→,\s\up7(O2))堿性氧化物eq\o(→,\s\up7(H2O))堿eq\o(→,\s\up7(酸))鹽如：Naeq\o(→,\s\up7(O2))Na2Oeq\o(→,\s\up7(H2O))NaOHeq\o(→,\s\up7(H2SO4))Na2SO4符合上述轉化關系的常見金屬有Na、K、Ca、Ba等，但Mg、Fe、Al、Cu等不符合上述轉化關系。（2）非金屬單質及其化合物的轉化非金屬單質eq\o(→,\s\up7(O2))酸性氧化物eq\o(→,\s\up7(H2O))酸eq\o(→,\s\up7(堿))鹽如：Seq\o(→,\s\up7(O2))SO2eq\o(→,\s\up7(H2O))H2SO3eq\o(→,\s\up7(NaOH))Na2SO3符合上述轉化關系的常見非金屬有C、S、P等，但N、Si等不符合上述轉化關系。五、電解質及其電離1.電解質和非電解質（1）電解質是在水溶液中或熔融狀態(tài)下能夠導電的化合物，酸、堿、鹽屬于電解質。（2）非電解質是在水溶液中和熔融狀態(tài)下都不能導電的化合物，如蔗糖、乙醇等。（3）電解質與非電解質的比較電解質非電解質研究對象均為分類標準（是否導電）水溶液或熔融狀態(tài)導電水溶液和熔融狀態(tài)都導電本質區(qū)別在水溶液或熔融狀態(tài)下能發(fā)生電離在水溶液中和熔融狀態(tài)下發(fā)生電離所含物質類型酸：如H2SO4、HCl、HNO3等非金屬氧化物：如SO2、SO3、CO2、CO、P2O5等堿：如NaOH、Ca(OH)2等鹽：如NaCl、KNO3、NaHSO4、CaCO3等非酸性氣態(tài)氫化物：如NH3等金屬氧化物：如Na2O、CaO、MgO等水部分有機物：如蔗糖、酒精等【易錯警示】①電解質和非電解質均是化合物，單質和混合物既不是電解質，也不是非電解質。②電解質不一定導電，如固態(tài)NaCl、液態(tài)HCl等；導電物質不一定是電解質，如鐵、鋁等金屬單質。③電解質一定是指自身電離生成離子的化合物，有些化合物的水溶液能導電，但溶液中的離子不是它自身電離產生的，不屬于電解質，如CO2、SO2、NH3、SO3等非電解質。它們與水反應生成的產物H2CO3、H2SO3、NH3·H2O、H2SO4自身能電離，是電解質。2.強電解質和弱電解質（1）強電解質：在溶液中能夠電離的電解質。則強電解質溶液中電離平衡。（2）弱電解質：在溶液中只是電離的電解質。則弱電解質溶液中電離平衡。（3）強電解質與弱電解質的比較：強電解質弱電解質化合物類型化合物及具有鍵的化合物某些具有鍵的化合物。電離程度幾乎100％電離只有電離電離過程過程，電離平衡過程，電離平衡溶液中存在的微粒（水分子不計）電離出的陰陽離子，電解質分子電離出的陰陽離子，電解質分子實例絕大多數(shù)的鹽（包括難溶性鹽）強酸：H2SO4、HCl、HClO4等強堿：Ba(OH)2Ca(HO)2等弱酸：H2CO3、CH3COOH等。弱堿：NH3·H2O、Cu(OH)2Fe(OH)3等電離方程式KNO3=K++NOeq\o\al(－,3)H2SO4=2H++SOeq\o\al(2－,4)NH3·H2ONHeq\o\al(＋,4)+OH-H2SH++HS-HS-H++S2-3.電解質的電離（1）電離及其條件①電離的概念：電解質在水溶液中或熔化狀態(tài)下，離解成離子的過程。②電離的條件：離子化合物溶于或或共價化合物溶于。③電離的結果：產生離子，具有性。（2）電離方程式的書寫①強電解質：完全電離，用“”表示。如H2SO4、NaOH、(NH4)2SO4的電離方程式分別為H2SO4=2H＋＋SOeq\o\al(2－,4)、NaOH=Na＋＋OH－、(NH4)2SO4=2NHeq\o\al(＋,4)＋SOeq\o\al(2－,4)。②弱電解質：部分電離，用“”表示。多元弱酸電離，且電離程度逐步，以電離為主。如H2S的電離方程式為；。多元弱堿電離，但寫出。如。③酸式鹽：強酸酸式鹽電離，寫出。如NaHSO4在水溶液中的電離方程式為在熔融狀態(tài)下的電離方程式為。多元弱酸酸式鹽，第一步電離，其余電離。如，。4.電解質溶液的導電性（1）電解質的導電原理熔融電解質或電解質溶液中的導電微粒是的陰、陽離子，它們在外電場作用下能產生移動從而導電。（2）電解質溶液導電能力大小的影響因素①電解質溶液導電能力的大小取決于溶液中自由移動離子的和離子的。②溫度升高時，弱電解質電離程度，離子濃度，導電性會；但強電解質溶液的導電性。（3）電解質導電性與導電能力強弱的判斷六、離子反應1.離子反應的概念：凡有參加或生成的反應都是離子反應。2.離子反應的本質：溶液中某些離子的物質的量的或子種類發(fā)生。3.離子反應發(fā)生的條件：①復分解反應類型：a.生成的物質b.生成的物質c.生成的物質②氧化還原反應類型：氧化性物質＋還原性物質=氧化性物質＋還原性物質。如FeCl3溶液與Cu反應的離子方程式為2Fe3＋＋Cu=2Fe2＋＋Cu2＋。③絡合反應：生成穩(wěn)定的絡合物或絡合離子。如向FeCl3溶液中滴入KSCN溶液時反應的離子方程式為Fe3＋＋3SCN－=Fe(SCN)3。④鹽類的水解反應：在溶液中鹽電離出的離子與水電離出的H＋或OH－結合生成弱電解質。如NH4Cl水解離子方程式為NHeq\o\al(＋,4)＋H2ONH3·H2O＋H＋。⑤電化學反應：實質為氧化還原反應，但需要添加電解或通電條件。七、離子方程式1.離子方程式的概念：用實際參加反應的來表示離子反應的式子．所謂實際參加反應的離子，即是在反應前后數(shù)目的離子。2.離子方程式的意義：離子方程式不僅表示一定物質間的反應，而且可以表示同一類型的離子反應。如：H＋+OH－＝H2O可以表示強酸與強堿反應生成可溶性鹽的中和反應。3.離子方程式書寫步驟書寫離子方程式按照“”的步驟書寫。應注意的是，第二步“拆”是：把易溶于水、易電離的物質拆寫成離子形式，、難電離、、單質、等仍用化學式表示。4.離子方程式書寫的基本方法(以CaCO3溶于鹽酸為例)（1）根據(jù)離子反應的實質直接寫第1步：分析反應物在溶液中電離產生的大量離子，CaCO3難溶于水，不能以大量離子的形式存在，鹽酸中大量存在的離子為H＋和Cl－。第2步：分析反應的本質CaCO3溶于鹽酸的本質是CaCO3與H＋反應生成CO2氣體和水。第3步：根據(jù)離子反應發(fā)生的條件或現(xiàn)象寫出反應物和生成物的離子符號或物質(單質、氧化物、難溶物質、弱電解質、氣體等)的化學式，并配平。CaCO3＋2H＋=Ca2＋＋CO2↑＋H2O第4步：檢查方程式兩邊是否符合電荷守恒和原子守恒。（2）根據(jù)化學方程式改寫為離子方程式八、離子共存1.離子共存的實質幾種離子在同一溶液中能大量共存，就是指離子之間；若離子之間能，則不能大量共存。2.離子不能大量共存的原因（1）離子之間相互結合生成或。如Ca2+和CO32?生成CaCO3，H+和SiO32?生成H2SiO3，Cu2+和OH陽離子不能大量共存的陰離子Ba2＋、Ca2＋、Pb2＋、Ag＋COeq\o\al(2－,3)、SOeq\o\al(2－,3)、SOeq\o\al(2－,4)、SiOeq\o\al(2－,3)、POeq\o\al(3－,4)Cu2＋、Fe2＋OH－、S2－、COeq\o\al(2－,3)、SiOeq\o\al(2－,3)Mg2＋、Zn2＋OH－、COeq\o\al(2－,3)、AlOeq\o\al(－,2)、SiOeq\o\al(2－,3)H＋SiOeq\o\al(2－,3)、AlOeq\o\al(－,2)（2）離子之間相互結合生成及。如H+和S2-生成H2S，H+和HCO3-生成CO離子不能大量共存的離子H＋S2Oeq\o\al(2－,3)、SOeq\o\al(2－,3)、HSOeq\o\al(－,3)、COeq\o\al(2－,3)、HCOeq\o\al(－,3)、S2－、HS－OH－NHeq\o\al(＋,4)（3）離子之間相互結合生成。如H+與CH3COO-、OH-、PO43?等分別結合生成弱電解質CH3COOH、H2O、H3PO（4）離子之間彼此。①常見的因發(fā)生相互促進的水解反應而不能大量共存的離子如下：a．Al3＋與COeq\o\al(2－,3)、HCOeq\o\al(－,3)、S2－、HS－、AlOeq\o\al(－,2)、SiOeq\o\al(2－,3)。b．Fe3＋與COeq\o\al(2－,3)、HCOeq\o\al(－,3)、AlOeq\o\al(－,2)、SiOeq\o\al(2－,3)。②NHeq\o\al(＋,4)與CH3COO－、COeq\o\al(2－,3)、HCOeq\o\al(－,3)、S2－等能發(fā)生相互促進的水解反應，但反應程度仍較小，能大量共存。（5）離子之間發(fā)生。如Fe2+、S2-、I-、SO32?分別與NO3-(H+)、ClO-因發(fā)生氧化還原反應而不能大量共存；Fe3+與S氧化性離子還原性離子ClO－、MnOeq\o\al(－,4)(H＋)、NOeq\o\al(－,3)(H＋)、Fe3＋、Cr2Oeq\o\al(2－,7)、FeOeq\o\al(2－,4)Fe2＋(可與Fe3＋共存)、S2－、I－、SOeq\o\al(2－,3)、HS－、HSOeq\o\al(－,3)（6）離子之間能發(fā)生。如Fe3+和SCN-不能大量共存。3.常見的離子共存題限定條件（1）溶液無色說明溶液中不存在大量的Cu2＋、Fe2＋、Fe3＋、MnOeq\o\al(－,4)、Cr2Oeq\o\al(2－,7)、CrOeq\o\al(2－,4)等。（2）常見表示溶液呈酸性的描述①常溫下pH=1的溶液；②使pH試紙變紅的溶液；③使甲基橙呈紅色的溶液；④c(H＋)=0.1mol·L－1的溶液。（3）常見表示溶液呈堿性的描述①常溫下pH＝14的溶液；②使pH試紙變藍的溶液；③使酚酞變紅的溶液；④c(OH－)=0.1mol·L－1的溶液。（4）常見表示溶液既可能呈酸性又可能呈堿性的描述①與鋁粉反應放出氫氣的溶液；②常溫下，水電離出的c(OH－)=1×10－12mol·L－1的溶液；③與NH4HCO3反應能產生氣體的溶液。九、離子的檢驗與推斷1.離子的檢驗（1）常見離子的檢驗方法根據(jù)離子性質不同而在實驗中所表現(xiàn)出的現(xiàn)象不同，可以把檢驗離子的方法歸納為三種類型：①生成；②生成；③顯現(xiàn)顏色。離子試劑現(xiàn)象注意Cl－、Br－、I－AgNO3溶液和稀HNO3AgCl(白色)、AgBr(色)、AgI(黃色)SOeq\o\al(2－,4)稀鹽酸和BaCl2溶液白色沉淀先用稀鹽酸酸化Fe2＋NaOH溶液白色沉淀→色沉淀→紅褐色沉淀Fe3＋NaOH溶液紅褐色沉淀NHeq\o\al(＋,4)濃NaOH溶液和濕潤的紅色石蕊試紙產生有刺激性氣味的氣體，且該氣體能使?jié)駶櫟氖镌嚰堊兯{需加熱COeq\o\al(2－,3)稀鹽酸和澄清石灰水產生無色無味氣體，且該氣體能使澄清石灰水變SOeq\o\al(2－,3)、HSOeq\o\al(－,3)、HCOeq\o\al(－,3)有干擾SOeq\o\al(2－,3)稀H2SO4和品紅溶液產生有刺激性氣味的氣體，且該氣體能使品紅溶液HSOeq\o\al(－,3)有干擾I－氯水(少量)，CCl4下層為色H＋紫色石蕊溶液溶液變Fe2＋①KSCN溶液和氯水②鐵氰化鉀溶液K3[Fe(CN)6]①先是無變化，滴加氯水后變色②生成沉淀Fe3[Fe(CN)6]2先加KSCN溶液，無變化，再加氯水Fe3＋KSCN溶液色苯酚溶液色Na＋、K＋Pt(Fe)絲和稀鹽酸火焰分別呈色、色K＋要透過色鈷玻璃片觀察焰色（2）離子檢驗中的常見干擾離子以及排除措施待檢離子干擾離子排除措施Cl－SOeq\o\al(2－,4)加過量的溶液COeq\o\al(2－,3)加酸化OH－SOeq\o\al(2－,4)COeq\o\al(2－,3)加酸化SOeq\o\al(2－,3)Ag＋SOeq\o\al(2－,3)COeq\o\al(2－,3)加鹽酸后將產生的氣體通入溶液中COeq\o\al(2－,3)SOeq\o\al(2－,3)加后將產生的無色無味氣體通入澄清石灰水，變渾濁【易錯提醒】

①向某溶液中加入BaCl2溶液后生成白色沉淀，再加入稀鹽酸沉淀不消失，不能判斷原溶液中一定存在SOeq\o\al(2－,4)，若原溶液中存在Ag＋，也有相同的現(xiàn)象。②向某溶液中加入Ca(OH)2溶液，有白色沉淀生成，不能判斷原溶液中一定存在COeq\o\al(2－,3)，若原溶液中存在SOeq\o\al(2－,3)、HSOeq\o\al(－,3)、HCOeq\o\al(－,3)等，也有相同的現(xiàn)象。③向某溶液中滴入稀鹽酸，產生能使澄清石灰水變渾濁的氣體，不能判斷原溶液中一定存在COeq\o\al(2－,3)，若原溶液中存在HCOeq\o\al(－,3)、SOeq\o\al(2－,3)、HSOeq\o\al(－,3)等，也有相同的現(xiàn)象。④向某溶液中滴入BaCl2溶液，產生白色沉淀，再加入稀HNO3，白色沉淀不溶解，不能確定原溶液中一定存在SOeq\o\al(2－,4)，若原溶液中存在SOeq\o\al(2－,3)和Ag＋，也有相同的現(xiàn)象。⑤向某溶液中滴加氯水，再加入KSCN溶液，溶液變紅色，原溶液中不一定存在Fe2＋，檢驗Fe2＋時，應先加KSCN，再加氯水，否則，F(xiàn)e3＋干擾結果的判斷。⑥做某溶液的焰色反應實驗，火焰呈黃色，溶液中一定存在Na＋，也可能存在K＋，因為鉀的焰色反應必須透過藍色鈷玻璃才能觀察到。2.離子的推斷（1）物質檢驗的一般步驟eq\x(觀察物理性質)→eq\x(取少量樣品)→eq\x(加入某種試劑)→eq\x(加熱、振蕩等操作)→eq\x(根據(jù)現(xiàn)象)→eq\x(得出結論)（2）物質檢驗的一般依據(jù)任何具有明顯實驗現(xiàn)象差異的物理性質、化學性質都可作為物質檢驗的依據(jù)。在物質鑒定過程中常常是根據(jù)顏色的變化、是否有氣體產生、能否溶解、有無沉淀、有無吸熱或放熱等現(xiàn)象來判斷；還可以根據(jù)能不能產生某個現(xiàn)象來判斷，也可以根據(jù)產生某個現(xiàn)象的快慢進行判斷。【特別提醒】必須注意兩點：①所加試劑引入的離子對后續(xù)實驗的影響；②用電荷守恒判斷溶液中還可能含有的離子時要將定性與定量的方法相結合。（3）電荷守恒在定量型離子推斷試題中的應用離子定量推斷試題常根據(jù)離子的物質的量(或濃度)定量推斷最后一種離子的存在：如果多種離子共存，且只有一種離子的物質的量未知，可以用電荷守恒來確定最后一種離子是否存在，即陽離子所帶的正電荷總數(shù)等于陰離子所帶的負電荷總數(shù)。十、氧化還原反應的相關概念及其表示方法1.從化合價變化和電子轉移的角度認識氧化還原反應（1）氧化還原反應的本質和特征（2）基于雙線橋理解氧化還原反應概念之間的關系（3）氧化還原反應的相關概念之間的關系可概括為“氧、氧、得、降、還、還、還”。（4）電子轉移的表示方法請分別用單線橋法和雙線橋法表示Cu與稀硝酸反應中電子轉移的方向和數(shù)目：①雙線橋法：①標變價②畫箭頭(反應物指向生成物)③算數(shù)目④說變化。如銅和稀硝酸反應：【特別提醒】a．箭頭指向反應前后有元素化合價變化的同種元素的原子，且需注明“得到”或“失去”。b．箭頭的方向不代表電子轉移的方向，僅表示電子轉移前后的變化。c．失去電子的總數(shù)等于得到電子的總數(shù)。②單線橋法：①標變價②畫箭頭(由失電子原子指向得電子原子)③算數(shù)目（線橋上只標電子轉移的總數(shù)目，不標“得”“失”字樣），如銅和稀硝酸反應：【特別提醒】a．箭頭從失電子元素的原子指向得電子元素的原子。b．不標“得到”或“失去”，只標明電子轉移的總數(shù)。c．線橋只出現(xiàn)在反應物中。（5）氧化還原反應與四種基本類型反應間的關系【特別提醒】（1）有單質參與的化合反應是氧化還原反應。（2）有單質生成的分解反應是氧化還原反應。（3）有單質參加或生成的化學反應，不一定是氧化還原反應，如3O2eq\o(=====,\s\up8(放電),\s\do3())2O3。（4）所有的置換反應都是氧化還原反應。（5）所有的復分解反應都不是氧化還原反應。2.從元素價態(tài)和物質結構的角度認識氧化劑和還原劑（1）常見氧化劑常見氧化劑包括某些非金屬單質、含有高價態(tài)元素的化合物、過氧化物等。如：【特別提醒】①O2、O3在水溶液中的還原產物，其中酸性條件下是H2O，中性、堿性條件下是OH－；而當還原產物為固態(tài)時是O2－或Oeq\o\al(2－,2)。②濃硝酸的還原產物是NO2，稀HNO3的還原產物是NO。（2）常見還原劑常見還原劑包括活潑的金屬單質、非金屬陰離子及含低價態(tài)元素的化合物、低價金屬陽離子、某些非金屬單質及其氫化物等。如：（3）元素化合價處于中間價態(tài)的物質既有氧化性，又有還原性其中：Fe2＋、SOeq\o\al(2－,3)主要表現(xiàn)還原性，H2O2主要表現(xiàn)氧化性。【易錯提醒】①根據(jù)化合價的高低可判斷物質是否具有氧化性或還原性，但不能判斷氧化性或還原性的強弱。元素處于最高價態(tài)時只有氧化性，但不一定有強氧化性，如Na＋、SOeq\o\al(2－,4)；同理，元素處于最低價態(tài)時也不一定具有強還原性。②非金屬陰離子不一定只具有還原性，如Oeq\o\al(2－,2)既有氧化性又有還原性。金屬陽離子不一定只具有氧化性，如Fe2＋既有還原性又有氧化性。3.氧化還原反應概念的“五個誤區(qū)”誤區(qū)一：某元素由化合態(tài)變?yōu)橛坞x態(tài)時，該元素不一定被還原，也不一定被氧化。因為元素處于化合態(tài)時，其化合價可能為正，也可能為負。若元素由負價變?yōu)?價，則其被氧化，若元素由正價變?yōu)?價，則其被還原。誤區(qū)二：在氧化還原反應中，非金屬單質不一定只作氧化劑，大部分非金屬單質往往既具有氧化性又具有還原性，只是以氧化性為主。如在反應Cl2＋H2OHCl＋HClO中，Cl2既表現(xiàn)氧化性又表現(xiàn)還原性。誤區(qū)三：物質的氧化性或還原性的強弱取決于元素原子得失電子的難易程度，與得失電子數(shù)目的多少無關。誤區(qū)四：氧化還原反應中的反應物不一定都是氧化劑或還原劑，有的反應物可能既不是氧化劑也不是還原劑。如Cl2＋H2OHCl＋HClO，H2O既不是氧化劑，也不是還原劑。誤區(qū)五：在氧化還原反應中，一種元素被氧化，不一定有另一種元素被還原，也可能是同一元素既被氧化又被還原。如：2Na2O2＋2H2O===4NaOH＋O2↑中，Na2O2既是氧化劑又是還原劑，氧元素一部分化合價升高，一部分化合價降低。十一、氧化性、還原性強弱的比較1.氧化性、還原性的概念（1）氧化性是指物質得電子的性質(或能力)；還原性是指物質失電子的性質(或能力)。（2）氧化性、還原性的強弱取決于得、失電子的難易程度，與得、失電子數(shù)目的多少無關。如：Na－e－=Na＋，Al－3e－=Al3＋，但根據(jù)金屬活動性順序表，Na比Al活潑，更易失去電子，故Na比Al的還原性強。（3）從元素的價態(tài)考慮：最高價態(tài)——只有氧化性，如：Fe3＋、H2SO4、KMnO4等；最低價態(tài)——只有還原性，如：金屬單質、Cl－、S2－等；中間價態(tài)——既有氧化性又有還原性，如：Fe2＋、S、Cl2等。2.氧化性、還原性強弱的比較方法（1）依據(jù)氧化還原反應方程式判斷氧化性：氧化劑>氧化產物還原性：還原劑>還原產物（2）依據(jù)反應條件及反應的劇烈程度判斷當不同的氧化劑(或還原劑)與同一還原劑(或氧化劑)反應時，反應越易進行，則對應的氧化劑(或還原劑)的氧化性(或還原性)越強，反之越弱。如：MnO2＋4HCl(濃)eq\o(=,\s\up7(△))MnCl2＋Cl2↑＋2H2O2KMnO4＋16HCl(濃)=2KCl＋2MnCl2＋5Cl2↑＋8H2OO2＋4HCl(濃)eq\o(=,\s\up11(催化劑),\s\do4(△))2Cl2＋2H2O氧化性：KMnO4>MnO2>O22Na＋2H2O=2NaOH＋H2↑Mg＋2H2Oeq\o(=,\s\up7(△))Mg(OH)2＋H2↑還原性：Na>Mg（3）依據(jù)被氧化還原的程度判斷相同條件下：a.不同氧化劑作用于同一種還原劑，氧化產物價態(tài)高的其氧化性強。例如：Fe＋Seq\o(=,\s\up7(△))FeS，2Fe＋3Cl2eq\o(=,\s\up8(點燃))2FeCl3，可以得出氧化性：Cl2>Sb.不同還原劑作用于同一種氧化劑，還原產物價態(tài)低的其還原性強。例如：eq\b\lc\\rc\](\a\vs4\al\co1(Cu＋2Fe3＋=Cu2＋＋2Fe2＋,3Zn＋2Fe3＋=3Zn2＋＋2Fe))→eq\x(\a\al(還原性,Zn>Cu))（4）依據(jù)“三表”判斷a.根據(jù)元素周期表判斷b.根據(jù)金屬活動順序表c.根據(jù)非金屬活動性順序表判斷eq\o(,\s\up7(F2Cl2O2Br2I2S),\s\do7(得電子能力逐漸減弱，氧化性逐漸減弱))eq\o(,\s\up7(F－Cl－Br－I－S2－),\s\do7(失電子能力逐漸增強，還原性逐漸增強))十二、氧化還原反應的基本規(guī)律及應用1.守恒規(guī)律及其應用（1）規(guī)律氧化還原反應遵循以下三個守恒規(guī)律：①守恒：反應前后元素的種類和質量不變。②守恒：即氧化劑得電子的總數(shù)等于還原劑失電子的總數(shù)，這是配平氧化還原反應方程式的依據(jù)，也是有關氧化還原反應計算的依據(jù)。（2）應用eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(①直接計算反應物與產物或與轉移電子的數(shù)量關系。如用銅電極電解Na2SO4溶液，其陽、陰極產物及轉移,電子關系式為：Cu2＋～2e－～H2～2OH－,②配平氧化還原反應方程式))2.價態(tài)規(guī)律及其應用（1）高低規(guī)律元素在物質中所處的價態(tài)，決定該元素的氧化性或還原性，一般來說，元素處于時，只有氧化性(如KMnO4、HNO3等)；元素處于最低價態(tài)時，只有(如S2－、I－等)；元素處于時，既有氧化性又有還原性(如Fe2＋、SO2等)。（2）價態(tài)歸中規(guī)律內容：同種元素不同價態(tài)之間發(fā)生氧化還原反應時，高價態(tài)＋低價態(tài)―→，即“只靠攏，不交叉”“就近變價”。（3）歧化反應規(guī)律氧化還原反應中，有元素化合價升高，必然有元素化合價。歧化反應時，某元素的中間價態(tài)→態(tài)＋低價態(tài)。3.強弱規(guī)律及其應用（1）物質氧化性或還原性的強弱決定于得失電子的難易程度，與得失電子的數(shù)目無關。（2）根據(jù)氧化還原反應方程式進行判斷還原劑＋氧化劑=氧化產物＋還原產物(強還原性)(強氧化性)(弱氧化性)(弱還原性)還原性：還原劑>還原產物；氧化性：氧化劑>氧化產物。（3）應用①判斷有氧化性和還原性的物質在一定條件下能否反應：以Zn為例，Zn可以與Fe2＋、Sn2＋、H＋、Cu2＋等發(fā)生置換反應，但不能與Mg2＋、Al3＋等反應。②同一氧化劑與多種還原劑混合時，的先被氧化。例如，已知還原性：I－>Fe2＋>Br－，當把氯氣通入FeBr2溶液時，氯氣的量不足時首先氧化；把氯氣通入FeI2溶液時，氯氣的量不足時首先氧化I－。同一還原劑與多種氧化劑混合時，的先被還原。例如，在含有Fe3＋、Cu2＋、H＋的溶液中加入鐵粉，因為氧化性：Fe3＋>Cu2＋>H＋，所以鐵粉先與反應，然后再依次與反應。4.先后規(guī)律及其應用（1）規(guī)律①同時含有幾種還原劑時eq\o(→,\s\up7(加入氧化劑))將按照還原性由到的順序依次反應。如：在FeBr2溶液中通入少量Cl2時，因為還原性Fe2＋>Br－，所以先與Cl2反應。②同時含有幾種氧化劑時eq\o(→,\s\up7(加入還原劑))將按照氧化性由到的順序依次反應。如：在含有Fe3＋、Cu2＋、H＋的溶液中加入鐵粉，因為氧化性Fe3＋>Cu2＋>H＋，所以鐵粉先與反應，然后依次為Cu2＋、H＋。（2）應用eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(①可判斷物質發(fā)生氧化還原反應的先后順序,②判斷某氧化還原反應中物質氧化性、還原性的相對強弱,③判斷某氧化還原反應能否正常進行))（3）常見的強弱順序氧化性：MnOeq\o\al(－,4)(H＋)>Cl2>Br2>Fe3＋>I2>稀H2SO4>S，還原性：Mn2＋<Cl－<Br－<Fe2＋<I－<SO2(SOeq\o\al(2－,3))<S2－。十三、氧化還原反應方程式的配平1．氧化還原方程式配平的基本原則——配平三大原則（1）電子守恒：氧化劑和還原劑得失電子總數(shù)相等，化合價總數(shù)=化合價總數(shù)；（2）質量守恒：反應前后原子的和不變；（3）電荷守恒：離子反應前后，陰、陽離子所帶電荷總數(shù)。2．“五步驟”配平氧化還原反應方程式（1）標變價：標明反應前后變價元素的；（2）列得失：根據(jù)化合價的變化值，列出變價元素；（3）求總數(shù)：通過求最小公倍數(shù)使得失電子總數(shù)；（4）配系數(shù)：確定氧化劑、還原劑、氧化產物、還原產物的數(shù)，觀察法配平其他物質的數(shù)；（5）查守恒：檢查、、是否守恒。3．氧化還原反應配平的思維模型第一步：根據(jù)元素化合價的升降，判斷氧化劑、劑、產物、還原產物；第二步：按“氧化劑+劑→還原產物+產物”寫出方程式，根據(jù)得失電子守恒配平上述物質；第三步：根據(jù)電荷守恒和反應物的性，在方程式左邊或右邊補充、或等；第四步：根據(jù)質量守恒配平反應方程式；第五步：檢查、、是否守恒。4．配平方法（1）正向配平法（2）逆向配平法適用于一種元素的化合價既升高又降低的反應和分解反應中的氧化還原反應。先確定生成物的化學計量數(shù)，然后再確定反應物的化學計量數(shù)。由于S的化合價既升又降，而且升降總數(shù)要相等，所以K2S的化學計量數(shù)為2，K2SO3的化學計量數(shù)為1，然后確定S的化學計量數(shù)為3。（3）缺項型氧化還原反應方程式的配平缺項方程式是指某些反應物或生成物的分子式?jīng)]有寫出來，一般為水、酸或堿。①配平方法先用“化合價升降法”配平含有變價元素的物質的化學計量數(shù)，然后由原子守恒確定未知物，再根據(jù)原子守恒進行配平。②補項原則條件補項原則酸性條件下缺H(氫)或多O(氧)補H＋，少O(氧)補H2O(水)堿性條件下缺H(氫)或多O(氧)補H2O(水)，少O(氧)補OH－十四、氧化還原反應的計算1.計算原理對于氧化還原反應的計算，要根據(jù)氧化還原反應的實質——反應中氧化劑的電子總數(shù)與還原劑的電子總數(shù)相等，即電子守恒。利用守恒思想，可以拋開繁瑣的反應過程，可不寫化學方程式，不追究中間反應過程，只要把物質分為始態(tài)和終態(tài)，從電子與電子兩個方面進行整體思維，便可迅速獲得正確結果。2.守恒法解題的思維流程（1）“一找各物質”：找出氧化劑、劑及相應的產物和氧化產物。（2）“二定得失數(shù)”：確定一個原子或離子電子數(shù)(注意化學式中粒子的個數(shù))。（3）“三列恒等式”：根據(jù)題中物質的物質的量和電子守恒列出等式。n(氧化劑)×原子個數(shù)×化合價變化值(高價－低價)＝n(劑)×變價原子個數(shù)×化合價變化值(高價－低價)。3.電子守恒在氧化還原反應計算中的應用得失電子守恒是指在發(fā)生氧化還原反應時，氧化劑得到的電子總數(shù)一定還原劑失去的電子總數(shù)。得失電子守恒法常用于氧化還原反應中氧化劑、還原劑、氧化產物、還原產物的有關計算及電解過程中電極產物的有關計算等。（1）直接計算反應物與產物或反應物與反應物之間的關系。（2）對于多步連續(xù)的氧化還原反應則可根據(jù)“電子傳遞”，找出反應物與生成物之間的關系進行計算，忽略反應過程。（3）以電子守恒為核心，建立起“等價代換”，找出有關物質之間的關系進行計算等。4.氧化還原反應計算的常用方法得失電子守恒是指在發(fā)生氧化還原反應時，氧化劑得到的電子總數(shù)一定等于還原劑失去的電子總數(shù)。得失電子守恒法常用于氧化還原反應中氧化劑、還原劑、氧化產物、還原產物的有關計算及電解過程中電極產物的有關計算等。（1）應用電子守恒解題的一般步驟——“一、二、三”。①“一找各物質”：找出氧化劑、還原劑及相應的還原產物和氧化產物。②“二定得失數(shù)”：確定一個原子或離子得失電子數(shù)(注意化學式中原子的個數(shù))。③“三列關系式”：根據(jù)題中物質的物質的量和電子守恒列出等式。n(氧化劑)×變價原子個數(shù)×化合價變化值＝n(還原劑)×變價原子個數(shù)×化合價變化值。（2）多步連續(xù)進行的氧化還原反應的有關計算：對于多步連續(xù)進行的氧化還原反應，只要中間各步反應過程中電子沒有損耗，可直接找出起始物和最終產物，刪去中間產物，建立二者之間的電子守恒關系，快速求解。應用以上方法解答有關氧化還原反應的計算題時，可化難為易，化繁為簡。強化點一“七看法”判斷離子方程式的正誤1.看是否符合客觀事實。如Fe和稀鹽酸反應的離子方程式寫成2Fe＋6H＋=2Fe3＋＋3H2↑是錯誤的，F(xiàn)e和稀鹽酸反應生成Fe2＋?！咎貏e提醒】“客觀事實”陷阱：離子反應應符合客觀事實，而命題者往往設置不符合“反應原理”的陷阱，如Fe和非氧化性酸反應應生成Fe2＋，金屬和氧化性酸反應不生成H2，應注意隱含反應，“=”“”使用是否正確以及反應條件等。2.看化學式拆寫是否正確。這是書寫離子方程式時最關鍵的一步，應注意以下幾點：①易溶于水的強電解質均寫成離子形式，如強酸、強堿和大多數(shù)鹽。其他物質均用化學式表示，如單質、氣體、弱電解質(弱酸、弱堿、水等)及難溶性鹽。②微溶物的寫法。一般來說，微溶于水的強電解質的澄清溶液(如澄清石灰水)中微溶物寫成離子形式，濁液中的微溶物寫成化學式。③可溶性多元弱酸的酸式酸根一律寫成酸式酸根離子的形式(如HCOeq\o\al(－,3))。④非溶液狀態(tài)下的反應，一般不用離子方程式表示。如實驗室中制備氨氣的反應?！咎貏e提醒】“拆分”陷阱：離子方程式的正誤判斷中，常常設置物質是否能“拆分”陷阱，氧化物、弱電解質、沉淀、多元弱酸的酸式酸根(HSOeq\o\al(－,4)除外)在離子方程式中均不能拆分。在復習時，應熟記常見的弱電解質、溶解度表及常見多元弱酸的酸式酸根。3.看符號使用是否正確。要注意“=”“”“↓”“↑”等符號的正確使用。4.看是否遵循原子守恒、電荷守恒和得失電子守恒。如Fe3＋＋Cu=Fe2＋＋Cu2＋不符合電荷守恒及得失電子守恒，是錯誤的?！咎貏e提醒】“守恒”陷阱：離子方程式除符合質量守恒外，還應符合電荷守恒，做題時往往只注意質量守恒，而忽略電荷守恒，這也是命題者經(jīng)常設置的“陷阱”。5.看是否漏掉離子反應。如Ba(OH)2溶液與CuSO4溶液反應，既要寫B(tài)a2＋與SOeq\o\al(2－,4)生成BaSO4沉淀的反應，又不能漏掉Cu2＋與OH－生成Cu(OH)2沉淀的反應。6.看反應物或產物的配比是否正確。如稀硫酸與Ba(OH)2溶液反應，不能寫成H＋＋OH－＋SOeq\o\al(2－,4)＋Ba2＋=BaSO4↓＋H2O，應寫成2H＋＋2OH－＋SOeq\o\al(2－,4)＋Ba2＋=BaSO4↓＋2H2O?！咎貏e提醒】“量比”陷阱：在離子方程式正誤判斷中，做題時往往忽略相對量的影響，命題者往往設置“離子方程式正確，但不符合相對量”的陷阱。突破“陷阱”的方法一是審準“相對量”的多少，二是看離子反應是否符合該量。7.看是否符合題設條件的要求。如過量、少量、等物質的量、適量、任意量以及滴加順序等對反應產物的影響。如向溴化亞鐵溶液中通入少量Cl2的離子方程式為2Fe2＋＋Cl2=2Fe3＋＋2Cl－；向溴化亞鐵溶液中通入過量Cl2的離子方程式為2Fe2＋＋4Br－＋3Cl2=2Fe3＋＋6Cl－＋2Br2。強化點二與“量”有關的離子方程式的書寫技巧離子方程式的書寫是高考的重點和難點，特別是與用量有關的反應方程式的書寫、正誤的判斷及其應用。解決此類問題的難點在量的關系及進行的配平。1.連續(xù)型反應指反應生成的離子因又能跟剩余(過量)的反應物繼續(xù)反應而跟用量有關。（1）可溶性多元弱酸(或其酸酐)與堿溶液反應。如CO2通入NaOH溶液中，先生成碳酸鹽，再生成酸式鹽：①堿過量（CO2少量）：CO2＋2OH－=COeq\o\al(2－,3)＋H2O；②堿不足（CO2過量）：CO2＋OH－=HCOeq\o\al(－,3)。（2）多元弱酸(或其酸酐)與更弱酸的鹽溶液。如CO2通入NaAlO2溶液中，先生成碳酸鹽，再生成酸式鹽：①NaAlO2過量（CO2少量）：2AlOeq\o\al(－,2)＋CO2＋3H2O=2Al(OH)3↓＋COeq\o\al(2－,3)；②NaAlO2不足（CO2過量）：AlOeq\o\al(－,2)＋CO2＋2H2O=Al(OH)3↓＋HCOeq\o\al(－,3)。（3）多元弱酸鹽與強酸反應。如Na2CO3溶液與稀鹽酸，先反應生成酸式鹽，然后生成二氧化碳：①鹽酸不足：COeq\o\al(2－,3)＋H＋=HCOeq\o\al(－,3)；②鹽酸過量：COeq\o\al(2－,3)＋2H＋=CO2↑＋H2O。（4）鋁鹽溶液與強堿溶液，如在鋁鹽中滴入強堿，先生成氫氧化鋁沉淀，然后溶解生成偏鋁酸根：①鋁鹽過量（NaOH少量）：Al3＋＋3OH－=Al(OH)3↓；②強堿過量（NaOH過量）：Al3＋＋4OH－=AlOeq\o\al(－,2)＋2H2O。（5）NaAlO2溶液與強酸溶液，在偏鋁酸鹽中滴加強酸，先生存氫氧化鋁，然后溶解，生成鋁離子：①NaAlO2過量：AlOeq\o\al(－,2)＋H＋＋H2O=Al(OH)3↓；②強酸過量：AlOeq\o\al(－,2)＋4H＋=Al3＋＋2H2O。（6）Fe與稀HNO3溶液，在硝酸中逐漸加入鐵，先生存三價鐵，鐵過量，生成二價鐵：①Fe過量：3Fe＋2NOeq\o\al(－,3)＋8H＋=3Fe2＋＋2NO↑＋4H2O；②HNO3過量：Fe＋NOeq\o\al(－,3)＋4H＋=Fe3＋＋NO↑＋2H2O。2.先后型反應：一種反應物的兩種或兩種以上的組成離子，都能跟另一種反應物的組成離子反應，但因反應次序不同而跟用量有關。又可稱為競爭型。（1）非氧化還原型的離子反應如：向含有Na＋、OH－、COeq\o\al(2－,3)、AlOeq\o\al(－,2)的溶液中，逐滴加入鹽酸，因為結合質子的能力：OH－＞AlOeq\o\al(－,2)＞COeq\o\al(2－,3)，故反應的先后順序為：①H＋＋OH－=H2O②H＋＋AlOeq\o\al(－,2)＋H2O=Al(OH)3↓③COeq\o\al(2－,3)＋H＋=HCOeq\o\al(－,3)④HCOeq\o\al(－,3)＋H＋=CO2↑＋H2O⑤最后生成Al(OH)3沉淀進一步與H＋反應：Al(OH)3＋3H＋=Al3＋＋3H2O（2）氧化還原型的離子反應對于氧化還原反應，按“先強后弱”的順序書寫，即氧化性(或還原性)強的優(yōu)先發(fā)生反應，氧化性(或還原性)弱的后發(fā)生反應，該類型離子方程式的書寫步驟如下：第一步：確定反應的先后順序：(氧化性：HNO3＞Fe3＋，還原性：I－＞Fe2＋＞Br－)。如向FeI2溶液中通入Cl2，I－先與Cl2發(fā)生反應。第二步：根據(jù)用量判斷反應發(fā)生的程度，如少量Cl2與FeI2溶液反應時只有I－與Cl2反應：2I－＋Cl2=2Cl－＋I2。足量Cl2與FeI2溶液反應時溶液中的I－和Fe2＋均與Cl2發(fā)生反應：2Fe2＋＋4I－＋3Cl2=2Fe3＋＋2I2＋6Cl－。第三步：用“少量定1法”書寫離子方程式，即將“量”少物質的化學計量數(shù)定為“1”進行書寫。3.配比型反應：當一種反應物中有兩種或兩種以上組成離子參與反應時，因其組成比例不協(xié)調(一般為復鹽或酸式鹽)，當一種組成離子恰好完全反應時，另一種組成離子不能恰好完全反應(有剩余或不足)而跟用量有關。書寫方法為“少定多變”法（1）“少定”就是把相對量較少的物質定為“1mol”，若少量物質有兩種或兩種以上離子參加反應，則參加反應的離子的物質的量之比與原物質組成比相符。（2）“多變”就是過量的反應物，其離子的化學計量數(shù)根據(jù)反應實際需求量來確定，不受化學式中的比例制約，是可變的。如：①少量NaHCO3與足量Ca(OH)2溶液的反應：“少定”——即定HCOeq\o\al(－,3)的物質的量為1mol，“多變”——1molHCOeq\o\al(－,3)能與1molOH－發(fā)生反應，得到1molH2O和1molCOeq\o\al(2－,3)、1molCOeq\o\al(2－,3)再與1molCa2+反應生成CaCO3沉淀：HCOeq\o\al(－,3)+OH－+Ca2+=CaCO3↓+H2O；②NaHSO4溶液與Ba(OH)2溶液反應，同理可得：溶液呈中性時：2H＋＋SOeq\o\al(2－,4)＋2OH－＋Ba2＋=BaSO4↓＋2H2O；SOeq\o\al(2－,4)完全沉淀時：H＋＋SOeq\o\al(2－,4)＋Ba2＋＋OH－=H2O＋BaSO4↓。強化點三“五看”突破溶液中離子能否大量共存1.一色——溶液顏色幾種常見離子的顏色：離子Cu2＋Fe3＋Fe2＋MnOeq\o\al(－,4)溶液顏色藍色棕黃色淺綠色紫紅色2.二性——溶液的酸堿性（1）在強酸性溶液中，OH－及弱酸根陰離子(如AlOeq\o\al(－,2)、ClO－、CH3COO－、SOeq\o\al(2－,3)、COeq\o\al(2－,3)、S2－等)不能大量存在。（2）在強堿性溶液中，H＋及弱堿陽離子(如NHeq\o\al(＋,4)、Mg2＋、Al3＋、Cu2＋、Ag＋、Fe3＋、Fe2＋等)不能大量存在?！咎貏e提醒】（1）常見表示呈酸性的溶液：①常溫下，pH＜7的溶液；②使pH試紙變紅的溶液；③使甲基橙呈紅色的溶液；④與鎂粉反應放出氫氣的溶液；⑤常溫下，c(OH－)＜1×10－7mol·L－1的溶液。（2）常見表示呈堿性的溶液：①常溫下，pH＞7的溶液；②使pH試紙變藍的溶液；③使酚酞溶液變紅的溶液；④常溫下，c(H＋)＜1×10－7mol·L－1的溶液。（3）常見表示可能呈酸性也可能呈堿性的溶液①與鋁粉反應放出氫氣的溶液；②常溫下水電離出的c(OH－)＝1×10－12mol·L－1的溶液；③與NH4HCO3反應能產生氣體的溶液。（附：常見既與酸反應又與堿反應的離子：HCOeq\o\al(－,3)、HS－、HSOeq\o\al(－,3)、H2POeq\o\al(－,4)。）3.三特殊——三種特殊情況：（1）AlOeq\o\al(－,2)與HCOeq\o\al(－,3)不能大量共存：AlOeq\o\al(－,2)＋HCOeq\o\al(－,3)＋H2O=Al(OH)3↓＋COeq\o\al(2－,3)。（2）“NOeq\o\al(－,3)＋H＋”組合具有強氧化性，能與S2－、Fe2＋、I－、SOeq\o\al(2－,3)等還原性的離子發(fā)生氧化還原反應而不能大量共存。（3）NHeq\o\al(＋,4)與CH3COO－、COeq\o\al(2－,3)，Mg2＋與HCOeq\o\al(－,3)等組合中，雖然兩種離子都能水解且水解相互促進，但總的水解程度仍很小，它們在溶液中仍能大量共存。4.四反應——四種反應類型四反應是指離子間通常能發(fā)生的四種類型的反應，能相互反應的離子顯然不能大量共存。（1）復分解反應：如Ba2＋與SOeq\o\al(2－,4)，NHeq\o\al(＋,4)與OH－，H＋與CH3COO－等。（2）氧化還原反應：如Fe3＋與I－、S2－，NOeq\o\al(－,3)(H＋)與Fe2＋等。（3）相互促進的水解反應：如Al3＋與COeq\o\al(2－,3)、HCOeq\o\al(－,3)或AlOeq\o\al(－,2)等。（4）絡合反應：如Fe3＋與SCN－等。5.注意特定情況下的隱含因素充分考慮指定微粒或物質對溶液酸堿性、氧化性和還原性的影響，如：（1）含有大量Fe3＋的溶液，隱含溶液呈酸性，并具有較強氧化性。（2）含有大量NOeq\o\al(－,3)的酸性溶液，隱含溶液具有強氧化性。（3）含有大量S2－、SOeq\o\al(2－,3)的溶液，隱含不是酸性溶液。（4）含有大量AlOeq\o\al(－,2)的溶液，隱含是堿性溶液。強化點四離子推斷的“四項基本原則”1.肯定性原則：根據(jù)實驗現(xiàn)象推出溶液中肯定存在或肯定不存在的離子(記住幾種常見的有色離子：Fe2＋、Fe3＋、Cu2＋、MnOeq\o\al(－,4)、CrOeq\o\al(2－,4)、Cr2Oeq\o\al(2－,7))。2.互斥性原則：在肯定某些離子存在的同時，結合離子共存規(guī)律，否定一些離子的存在(注意題目中的隱含條件，如酸性、堿性、指示劑的顏色變化、與鋁反應產生H2、水的電離情況等)。3.電中性原則：溶液呈電中性，溶液中有陽離子，必有陰離子，且溶液中陽離子所帶正電荷總數(shù)與陰離子所帶負電荷總數(shù)相等(這一原則可幫助我們確定一些隱含的離子)。4.進出性原則：通常是在實驗過程中使用，是指在實驗過程中反應生成的離子或引入的離子對后續(xù)實驗的干擾。真題感知1.（2024·浙江6月卷）按物質組成分類，KAl(SO4)2?12H2O屬于（）A．酸 B．堿 C．鹽 D．混合物2.（2024·浙江卷）下列物質不屬于電解質的是（）A．CO2 B．HCl C．NaOH D．BaSO43.（2024·浙江卷）在溶液中能大量共存的離子組是（）A． B．C． D．4.（2024·浙江卷）汽車尾氣中的NO和CO在催化劑作用下發(fā)生反應：，下列說法不正確的是(NA為阿伏加德羅常數(shù)的值)（）A．生成1molCO2轉移電子的數(shù)目為2NA B．催化劑降低NO與CO反應的活化能C．NO是氧化劑，CO是還原劑 D．N2既是氧化產物又是還原產物5.（2024·重慶卷）常溫下，下列各組離子在指定溶液中能大量共存的是A．氨水中： B．稀硫酸中：C．溶液中： D．溶液中：6.（2024·海南卷）下列化學應用實例與方程式不匹配的是選項應用實例方程式A海上油氣1工平臺?？惶柕匿摎ね獗阡佈b鋅錠減緩腐蝕B用硫磺粉減少破損水銀體溫計灑落的Hg的危害C用濃溶液洗除實驗服上的黑色銀斑D烘焙糕點時，以食品級作膨松劑7.（2024·廣西卷）化學與生活息息相關。下列離子方程式書寫正確的是A．用溶液處理水垢中的B．明礬用于凈水：C．抗酸藥中的可治療胃酸過多：D．用酸化的KI淀粉溶液檢驗加碘鹽中的8.（2024·貴州卷）下列離子方程式書寫錯誤的是A．用氫氟酸雕刻玻璃：B．用綠礬處理酸性廢水中的C．用泡沫滅火器滅火的原理：D．工業(yè)電解飽和食鹽水制燒堿和氯氣：9.（2024·北京卷）下列方程式與所給事實不相符的是A．海水提溴過程中，用氯氣氧化苦鹵得到溴單質：B．用綠礬()將酸性工業(yè)廢水中的轉化為C．用溶液能有效除去誤食的D．用溶液將水垢中的轉化為溶于酸的：10.（2024·湖南卷）下列過程中，對應的反應方程式錯誤的是A《天工開物》記載用爐甘石()火法煉鋅B用作野外生氫劑C飽和溶液浸泡鍋爐水垢D綠礬()處理酸性工業(yè)廢水中的11.（2024·浙江卷）下列離子方程式正確的是A．用溶液除氣體：B．溶液中滴加溶液：C．溶液中通入少量：D．用溶液刻蝕覆銅板制作印刷電路板：12.（2024·全國新課標卷）下列過程對應的離子方程式正確的是A．用氫氟酸刻蝕玻璃：B．用三氯化鐵溶液刻制覆銅電路板：C．用硫代硫酸鈉溶液脫氯：D．用碳酸鈉溶液浸泡鍋爐水垢中的硫酸鈣：13.（2024·北京卷）不同條件下，當KMnO4與KI按照反應①②的化學計量比恰好反應，結果如下。反應序號起始酸堿性KIKMnO4還原產物氧化產物物質的量/mol物質的量/mol①酸性0.001nMn2+I2②中性0.00110nMnO2已知：的氧化性隨酸性減弱而減弱。下列說法正確的是A．反應①，B．對比反應①和②，C．對比反應①和②，的還原性隨酸性減弱而