第2章 元素与物质世界——【期末复习】高一化学单元复习知识点梳理（鲁科版2019必修第一册）

这是一份第2章 元素与物质世界——【期末复习】高一化学单元复习知识点梳理（鲁科版2019必修第一册），共16页。试卷主要包含了元素与物质的关系，物质分类与物质的性质，胶体在生产生活中的应用，氧化还原反应中电子转移及表示，氧化还原反应方程式的配平，氧化还原反应的计算，金属的冶炼等内容，欢迎下载使用。
第二章 元素与物质世界知识清单
考点1 元素与物质的分类
一、元素与物质的关系
1．根据元素的组成对物质进行分类
（1）单质：仅由一种元素组成的纯净物。
①金属单质：由金属元素组成的单质
②非金属单质：由非金属元素组成的单质
（2）化合物：由两种或两种以上元素组成的纯净物。
（3）物质的简单分类

【特别提醒】仅由一种元素组成的物质不一定是纯净物。如氧气和臭氧的化合物中只含氧元素一种元素。
2．元素的存在形态
（1）存在形态

（2）元素的化合价
①金属元素只有0价和正价，非金属元素一般有0价、负价和正价
②在不同的化合物中同一元素的化合价可以相同，也可以不相同。
③在化合物中各元素的化合价的代数和等于0。单质中元素的化合价为0。
（3）典型元素在自然界中的存在形态
①活泼金属和活泼非金属以化合态存在于自然界中，如钠、镁、铝、氯等。
②不活泼金属以游离态存在于自然界中，如金、铂等。
③在自然界中既存在游离态，又存在化合态的常见元素：氮、氧、碳、硫、铁等。
3．从化合价角度认识物质（碳元素的“价－类”二维图）

4．两种分类方法
（1）交叉分类法：对同一物质按照不同的标准分类。如：

（2）树状分类法：对同类物质按照某种标准再进行分类。

5．从不同角度对物质分类

【易错提醒】物质分类时应注意的事项
（1）纯碱叫碱不是碱。纯碱是Na2CO3的俗名，它是一种盐，不属于碱类。
（2）能电离出H+的不一定是酸，如NaHSO4能电离出H+，同时电离出的阳离子还有Na+，它是一种酸式盐。
二、物质分类与物质的性质
1．氧化物的分类及性质
（1）碱性氧化物
①定义：与酸反应只生成盐和水的氧化物
②判断：大多数金属氧化物，Na2O2和Al2O3除外
（2）酸性氧化物
①定义：与碱反应只生成盐和水的氧化物
②判断：大多数非金属氧化物，CO和NO除外
（3）对氧化物的理解
①酸性氧化物不一定是非金属氧化物，如Mn2O7。
②非金属氧化物不一定都是酸性氧化物，如CO、NO。
③碱性氧化物一定是金属氧化物。
④金属氧化物不一定是碱性氧化物，如Mn2O7是酸性氧化物。
2．物质间的转化关系

（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

【特别提醒】注意转化间关系的特殊性
（1）金属+酸盐+氢气，这里的“金属”是指氢前的活泼金属，但氢前的不活泼金属，如铜与盐酸就不反应。
（2）钾、钙、钠等特别活泼金属不能盐溶液中置换出比它们活泼性弱的金属。
（3）酸（碱）性氧化物与水发生化合反应，对产物要求：生成可溶性的酸或碱，Al2O3、Fe2O3、CuO、SiO2不能和水反应。
考点2 分散系 胶体
一、物质的分散系
1．分散系

2．溶液、胶体、浊液的比较
分散系
溶液
胶体
浊液
分散质粒子的直径
d＜1nm
1nm＜d＜100nm
d＞100nm
外观特征
均一、透明、稳定
较均一、较透明、较稳定
不均一、不透明、不稳定
分散质粒子
分子、离子
较多分子集合体或大分子
大量分子集合体（固体小颗粒或小液滴）
能否透过滤纸
能
能
不能
能否透过半透膜
能
不能
不能
鉴别方法
无丁达尔效应
有丁达尔效应
静置分层
【特别提醒】
（1）分散系中至少含有两种物质，都属于混合物，蒸馏水不属于分散系。
（2）透明不代表无色，如CuSO4溶液为蓝色溶液，Fe（OH）3胶体为红褐色液体。
（3）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。
二、胶体
1．胶体的性质和应用
（1）丁达尔效应
①定义：可见光束通过胶体时，在入射光侧面可观察到光亮的“通路”
②原因：胶体中分散质微粒对可见光散射而形成的
③应用：鉴别溶液和胶体
（2）电泳

①定义：在外电场的作用下胶体微粒发生定向移动
②原因：胶体微粒比表面积大，吸附能力强，吸附了带电离子而带电荷。
③规律：带正电荷的胶粒向阴极移动，带负电荷的胶粒向阳极移动
（3）聚沉
①定义：在一定条件下胶体形成沉淀析出
②条件：加入电解质溶液；加热、搅拌、加入带相反电荷胶粒的胶体
2．Fe（OH）3胶体的制备
（1）制备图示

（2）制备原理和操作
①操作：向沸水中滴加饱和FeCl3溶液，至液体呈透明的红褐色，停止加热
②反应：FeCl3+3H2OFe（OH）3（胶体）+3HCl
3．胶体与悬浊液、胶体与溶液的分离：
分离物质
胶体和悬浊液
胶体和溶液
方法
过滤
渗析
实验装置


操作要领
一贴：滤纸紧贴漏斗内壁
二低：
①滤纸边缘要低于漏斗边缘；
②液面要低于滤纸边缘
三靠：
①烧杯嘴紧靠倾斜的玻璃棒；
②玻璃棒下端靠在三层滤纸处；
③漏斗的下端紧靠接收器内壁
①半透膜不能破损，且袋口要扎紧；
②半透膜浸入流动的蒸馏水中或频繁更换
原理
悬浊液中的分散质微粒不能透过滤纸，而胶体分散质微粒可以透过滤纸
胶体分散质微粒不能透过半透膜，溶液中的溶质微粒能透过半透膜
三、胶体在生产生活中的应用
1．丁达尔效应
（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
2．电泳
（1）水泥和冶金工业中用高压电除去烟尘
（2）陶瓷工业精炼高岭土，通电除去氧化铁杂质
（3）医学上利用血清的纸上电泳来诊断某些疾病
（4）石油工业中，用电泳分离石油乳状液中的油水
3．聚沉
（1）江河入海口形成的沙洲、三角洲
（2）卤水（主要成分是MgCl2·6H2O、CaSO4）点豆腐
（3）同一钢笔同时使用不同牌号墨水易发生堵塞
（4）服用牛奶或鸡蛋清等缓解重金属盐中毒
（5）FeCl3溶液用于伤口止血
（6）盐碱地的土壤保肥力差
4．胶体的吸附性
（1）明矾、Fe2（SO4）3溶液净水
（2）Al（OH）3胶体作漂白剂
（3）NH4NO3的保肥作用差（土壤胶粒带负电荷）
【误区警示】
（1）丁达尔效应是物理变化而不是化学变化。
（2）明矾作净水剂是利用明矾溶于水生成Al（OH）3胶体，胶体具有吸附性；但胶体没有杀菌消毒的作用。
（3）胶体呈电中性，不带电荷。而胶粒可能带正电荷或负电荷或不带电荷。
考点3 电解质
一、电解质和非电解质
1．电解质
（1）概念：在水溶液中或熔融状态下能够导电的化合物。
（2）常见物质
①酸：HCl、H2SO4、HNO3、H2CO3、H2SO3、CH3COOH等
②碱：NaOH、Ba（OH）2、KOH、NH3·H2O、Fe（OH）3等
③盐：NaCl、CaCO3、NaHSO4等
④金属氧化物：Na2O、CaO、Al2O3等
⑤个别非金属氧化物：H2O
2．非电解质
（1）概念：在水溶液中和熔融状态下都不能导电的化合物。
（2）常见物质
①大多数非金属氧化物：SO2、SO3、CO2、CO、P2O5等
②大多数非金属氢化物：NH3、CH4等
③大部分有机物：蔗糖（C12H22O11）、酒精（CH3CH2OH）等
3．电解质的判断
（1）从物质分类角度：电解质与非电解质都属于化合物。单质、混合物既不是电解质，也不是非电解质。
（2）从物质性质角度：电解质导电的条件是电解质溶于水或熔融状态下，二者具备其一即可。
①有些电解质溶于水导电，但熔融状态下不导电，如HCl气体等。
②有些电解质只在熔融状态下才能导电，如BaSO4等。
（3）判断物质是否为电解质的方法：

二、电解质的电离
1．电解质的电离
（1）概念：电解质在溶于水或受热熔化时，解离成能够自由移动的离子的过程。
（2）电离方程式：用化学式和离子符号表示电解质电离过程的式子。
（3）变化类型：电离过程发生物理变化
2．从电离的角度认识酸、碱、盐
（1）酸
①定义：电离时产生的阳离子全部是H+的化合物
②实例：HCl、H2SO4、H2CO3等
（2）碱
①定义：电离时产生的阴离子全部是OH－的化合物
②实例：NaOH、KOH、NH3·H2O等
（3）盐
①定义：电离时能产生金属阳离子（或NH4+）和酸根阴离子的化合物
②实例：Na2SO4、KCl、BaCO3、NaHCO3等
三、强电解质和弱电解质
1．强电解质
（1）概念：在水溶液中或熔融状态下能够完全电离的电解质
（2）特点：完全电离，溶液中无溶质分子，但是有溶剂分子
（3）常见的强电解质
①强酸：HCl、H2SO4、HNO3、HBr、HI、HClO4
②强碱：KOH、Ca（OH）2、NaOH、Ba（OH）2
③大多数盐：Fe(SCN)3除外
④金属氧化物：如Na2O、Al2O3等（熔融态电离）
（4）电离方程式：用“”连接
①H2SO4：H2SO42H++SO42－
②Ba（OH）2：Ba（OH）2Ba2++2OH－
③Fe2（SO4）3：Fe2（SO4）32Fe3++3SO42－
④NaHCO3：NaHCO3Na++HCO3－
⑤NaHSO4：水溶液NaHSO4Na++H++SO42－，熔融NaHSO4Na++HSO4－
2．弱电解质
（1）概念：在水溶液中或熔融状态下不能完全电离的电解质
（2）特点：部分电离，溶液中溶质分子、溶质离子和溶剂分子共存
（3）常见弱电解质：弱酸、弱碱、少数盐和水
（4）电离方程式：用“”连接
①CH3COOH：CH3COOHCH3COO－+H+
②NH3·H2O：NH3·H2ONH4++OH－
③Fe（SCN）3：Fe（SCN）3Fe3++3SCN－
④H2O：H2OH++OH－
3．电解质溶液的导电性
（1）导电前提：水溶液或熔融状态
①盐中含有离子，但固态时离子不能自由移动，故固态盐不导电；而盐在熔融状态或水溶液中因发生了电离，产生了自由移动的离子，故导电。
②酸只有在水溶液中能电离，故液态酸不导电。
③类似于NaOH、KOH等强碱，在熔融状态或水溶液中均能电离产生自由移动的离子而导电。
④金属氧化物在熔融状态下能够导电
（2）决定因素：自由离子浓度越大，溶液的导电性越强
①电解质溶液的导电性与电解质的强弱没有必然关系
②电解质溶液的导电性与电解质的溶解度没有必然关系
考点4 离子反应
一、离子反应
1．离子反应
（1）概念：在溶液中有离子参加或生成参加或生成的化学反应
（2）实质：离子浓度的降低
（3）反应前提：在水溶液或熔融状态下进行
（4）离子互换型离子反应发生的条件

2．离子方程式
（1）概念：用实际参加反应的离子符号来表示离子反应的式子
（2）离子方程式的书写（以氯化钡溶液和硫酸钠溶液反应为例）

（3）意义
①表示某一个具体的化学反应的实质
Na2CO3+CaCl2CaCO3↓+2NaCl反应的实质：Ca2++CO32－＝CaCO3↓
②表示同一类型的离子反应
NaOH分别和HCl、H2SO4、HNO3反应的离子方程式均为H++OH－H2O
三、离子方程式的书写及正误判断
1．核心要点

2．离子方程式中的拆分规则
（1）可拆写成离子形式的物质
①强酸：HCl、H2SO4、HNO3等。
②强碱：KOH、NaOH、Ba（OH）2等。
③可溶性盐：NaCl、K2SO4、NaNO3等。
（2）不能拆成离子，仍用化学式表示的物质。
①难溶的物质：Cu（OH）2、BaSO4、AgCl等。
②难电离的物质：弱酸（如H2CO3）、弱碱（如NH3·H2O）和水。
③气体：CO2、SO2等。
④单质：H2、Na等。
⑤氧化物：Na2O、Fe2O3等。
3．离子方程式书写的特殊情况
特殊情况
处理方式
举例
微溶性反应物呈澄清溶液形式
拆写成离子
澄清石灰水和盐酸反应：
OH－+H+H2O
微溶性生成物或反应物呈悬浊液形式
仍写化学式
用石灰乳制漂白粉的反应：
Ca（OH）2+Cl2Ca2++Cl－+ClO－+H2O
氨水为反应物或不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：
Al3++3NH3·H2OAl（OH）3↓+3NH4+
氨水为加热条件或很浓溶液中的生成物
写成NH3↑+H2O
浓NaOH溶液中加入浓硫酸铵溶液并加热：
OH－+NH4+NH3↑+H2O
弱酸的酸式盐，不能将酸式酸根离子拆开
NaHCO3拆成Na+、HCO3－
NaHCO3溶液中加入盐酸：
NaHSO4在溶液中
拆成Na+、H+、SO42－
NaHSO4溶液和NaOH溶液反应：H++OH－H2O
NaHSO4在熔融状态下
拆成Na+、HSO4－
熔融的NaHSO4和熔融的NaOH混合：HSO4－+OH－H2O+SO42－
浓硫酸
保留化学式形式
铜和浓硫酸反应：Cu+2H2SO4（浓）CuSO4+SO2↑+2H2O
4．“六看”判断离子方程式的正误
（1）看是否符合反应的客观事实，如铁与稀硫酸反应。
2Fe+6H+＝2Fe3++3H2↑（×）
Fe+2H+＝Fe2++H2↑（√）
（2）看是否符合拆写原则，如碳酸钙与盐酸反应。
CO32－+2H+＝CO2↑+H2O（×）
CaCO3+2H+＝Ca2++CO2↑+H2O（√）
（3）看是否符合质量守恒，如钠与水的反应。
2Na+H2O＝2Na++2OH－+H2↑（×）
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↑（×）
2Al+6H+＝2Al3++3H2↑（√）
（5）看是否漏掉离子反应，如CuSO4和Ba（OH）2的反应。
Ba2++SO42－＝BaSO4↓（×）
Ba2++SO42－+Cu2++2OH－＝BaSO4↓+Cu（OH）2↓（√）
（6）看是否符合阴、阳离子配比，如氢氧化钡溶液与稀硫酸反应。
Ba2++OH－+H++SO42－＝BaSO4↓+H2O（×）
Ba2++2OH－+2H++SO42－＝BaSO4↓+2H2O（√）
二、离子大量共存问题
1．注意审题
（1）看清题目要求
①不能大量共存：离子组中有能够相互反应的离子
②能大量共存：离子组中所有离子相互都不反应
③可能大量共存：有多种可能的情况，其中一种离子组中所有离子相互都不反应即可
④一定不能大量共存：有多种可能的情况，所有情况下离子组中都有能够相互反应的离子
（2）“无色透明”溶液不存在有色离子。
Cu2+
Fe3+
Fe2+
MnO4－
蓝色
棕黄色
浅绿色
紫红色
（3）注意溶液的酸碱性限制

2．离子共存判断的“四种类型”
（1）离子之间反应生成沉淀
①Cl－能与Ag+反应生成沉淀
②SO42－能与Ba2+、Pb2+、Ca2+、Ag+反应生成沉淀
③OH－能与除K+、Na+、Ba2+外的其他金属阳离子反应生成沉淀
④CO32－能与除K+、Na+、NH4+外的其他金属阳离子反应生成沉淀
⑤PO43－能与除K+、Na+、NH4+外的其他金属阳离子反应生成沉淀
（2）离子之间反应生成气体：
①H+能够与CO32－、HCO3－、SO32－、HSO3－、S2－、HS－等弱酸阴离子生成气体
②OH－在加热条件下能与NH4+反应生成氨气
（3）离子之间反应生成弱电解质：
①H+能够与ClO－、CH3COO－反应生成弱酸
②OH－能够与H+及HCO3－、HSO3－、HS－等酸式酸根离子反应生成水
③OH－在常温条件下能与NH4+反应生成弱碱（NH3·H2O）
④Fe3+能够与SCN－反应生成弱电解质［Fe（SCN）3］
（4）离子之间发生氧化还原反应
①MnO4－（H+）和ClO－（H+）能够将S2－、HS－、SO32－、HSO3－、I－、Fe2+、Br－、Cl－氧化
②ClO－能够将S2－、HS－、SO32－、HSO3－、I－、Fe2+、Br－氧化
③NO3－（H+）：能够将S2－、HS－、SO32－、HSO3－、I－、Fe2+氧化
④Fe3+能够将S2－、HS－、SO32－、HSO3－、I－氧化
3．离子推断
（1）依据：离子反应所表现出的某“唯一性”的特征性质及现象。
（2）离子推断要坚持“四项原则”
①肯定性原则：据现象推断肯定存在或肯定不存在的离子。
②互斥性原则：如溶液中含有Ba2+，则不存在大量的CO32－、SO42－。
③进出性原则：要注意所加试剂引入什么离子，是否造成干扰。
④守恒原则（电中性原则）：阳离子和阴离子同时存在于溶液中且正、负电荷总量相等。
三、离子检验
1．几种常见离子的检验：
（1）氯离子（Cl－）的检验
①反应原理：Cl－+Ag+AgCl↓（白色）。
②试剂：AgNO3溶液、稀硝酸。
③可能存在的干扰离子：CO32－。因为CO32－+2Ag+Ag2CO3↓（白色），但Ag2CO3能跟硝酸反应而溶解：Ag2CO3+2HNO32AgNO3+CO2↑+H2O。
④检验方法：

（2）硫酸根离子（SO42－）的检验
①反应原理：Ba2++SO42－BaSO4↓。
②试剂：稀盐酸、BaCl2溶液。
③可能存在的干扰离子：CO32－、SO32－。因为Ba2++CO32－BaCO3↓、Ba2++SO32－BaSO3↓，但CO32－、SO32－均可用稀盐酸排除掉。
④检验方法：

考点5 氧化剂和还原剂
一、氧化还原反应的特征和本质
1．特征：反应前后元素的化合价是否发生了变化
（1）氧化还原反应：反应前后元素的化合价变化
（2）非氧化还原反应：反应前后元素的化合价不变
2．本质：反应过程中有电子的得失或偏移
3．氧化还原反应和四种基本反应类型的关系

（1）置换反应一定是氧化还原反应；
（2）复分解反应一定不是氧化还原反应；
（3）有单质参加的化合反应是氧化还原反应；
（4）有单质生成的分解反应是氧化还原反应。
【特别提醒】（1）有单质参加或生成的反应不一定是氧化还原反应，如3O2＝2O3。
（2）没有单质参加的化合反应也可能是是氧化还原反应，如H2O2+SO2＝H2SO4。
二、氧化还原反应的基本概念
1．氧化剂和还原剂
（1）氧化剂
①氧化还原反应中得到电子的反应物
②氧化还原反应中化合价降低的反应物
（2）还原剂
①氧化还原反应中失去电子的反应物
②氧化还原反应中化合价升高的反应物
2．氧化性和还原性
（1）氧化性：氧化剂具有的性质
①氧化还原反应中得到电子的性质
②氧化还原反应中化合价降低的性质
（2）还原性
①氧化还原反应中失去电子的性质
②氧化还原反应中化合价升高的性质
3．氧化产物和还原产物
（1）氧化产物
①物质失去电子后生成的物质
②所含元素化合价升高后生成的物质
（2）还原产物
①物质得到电子后生成的物质
②所含元素化合价降低后生成的物质
4．氧化反应和还原反应
（1）氧化反应
①物质失去电子时发生的反应
②物质所含元素化合价升高时发生的反应
（2）还原反应
①物质得到电子时发生的反应
②物质所含元素化合价降低时发生的反应
5．被氧化和被还原
（1）被氧化
①氧化还原反应中失去电子的过程
②氧化还原反应中化合价升高的过程
（2）被还原
①氧化还原反应中得到电子的过程
②氧化还原反应中化合价降低的过程
6．氧化还原反应概念之间的关系

【特别提醒】
（1）氧化反应和还原反应存在于在同一个反应中，它们同时发生、同时存在，是相互对立统一的。
（2）氧化剂和还原剂可以是不同的物质，也可以是同种物质
①2KMnO4K2MnO4+MnO2+O2↑，氧化剂是KMnO4，还原剂是KMnO4
②2F2+2H2OO2+4HF，氧化剂是F2，还原剂是H2O
（3）氧化产物和还原产物可以是不同的物质，也可以是同种物质
①3S+6NaOHNa2SO3+2Na2S+3H2O，氧化产物是Na2SO3，还原产物是Na2S
②NO+NO2+2NaOH2NaNO2+H2O，氧化产物是NaNO2，还原产物是NaNO2
（4）被氧化的元素和被还原的元素可以是不同的元素，也可以是同种元素
①4HCl（浓）+MnO2MnCl2+Cl2↑+2H2O，被还原的元素Mn，被氧化的元素Cl
②2H2S+SO22H2O+3S，被还原的元素S，被氧化的元素S
（5）可能有多种元素同时被氧化或被还原
①3Cu2S+22HNO36Cu（NO3）2+10NO↑+3H2SO4+8H2O，被还原的元素N，被氧化的元素Cu、S
②2KNO3+S+3CK2S+N2↑+3CO2↑，被还原的元素N、S，被氧化的元素C
（6）方程式中的系数与实际参加反应的氧化剂或还原剂的量不一定一致
①C+2H2SO4CO2↑+2SO2↑+2H2O，n（氧化剂）∶n（还原剂）＝2∶1
②Cu+2H2SO4CuSO4+SO2↑+2H2O，n（氧化剂）∶n（还原剂）＝1∶1
二、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）相互关系

①金属单质只有还原性
②非金属单质既有氧化性又有还原性，F2除外
③从理论上讲任何一种化合物既有氧化性又有还原性
（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
+7
+6
+5
+4
+1
最低价
－1
－2
－3
－4
－1
2．氧化还原反应中酸或碱的作用
（1）氧化性：所含元素的化合价降低
（2）还原性：所含元素的化合价升高
（3）酸或碱性：所含元素的化合价不变，有相应的盐生成
（4）具体反应分析
①Zn+2HClZnCl2+H2↑，盐酸表现酸性和氧化性
②CuO+2HClCuCl2+H2O，盐酸表现酸性
③MnO2+4HCl（浓）MnCl2+Cl2↑+2H2O，盐酸表现酸性和还原性
④2HClH2↑+Cl2↑，盐酸表现氧化性和还原性
⑤3Cl2+8NH3N2+6NH4Cl，NH3表现碱性和还原性
⑥Cu2O+6HNO3（浓）2Cu（NO3）2+2NO2↑+3H2O，硝酸表现酸性和氧化性
3．氧化还原反应中水的作用
（1）氧化性：有H2产生
（2）还原性：有O2产生
（3）氧化性和还原性：同时有H2和O2产生
（4）具体反应分析
①2F2+2H2O4HF+O2，水表现还原性
②3Fe+4H2OFe3O4+4H2，水表现氧化性
③2Na+2H2O2NaOH+H2↑，水表现氧化性
④2H2OO2↑+2H2↑，水表现还原性和氧化性
⑤2Na2O2+2H2O4NaOH+O2↑，水既不表现氧化性又不表现还原性
⑥Cl2+H2OHCl+HClO，水既不表现氧化性又不表现还原性
⑦3NO2+H2O2HNO3+NO，水既不表现氧化性又不表现还原性
4．常见的氧化剂和还原剂
（1）常见的氧化剂及还原产物

氧化剂
还原产物
含较高价态元素的含氧酸
浓硝酸、浓硫酸、稀HNO3
NO2、SO2、NO
含较高价态元素的盐
KMnO4、KClO3、FeCl3
Mn2+、Cl－、Fe2+
含高价态元素的氧化物
MnO2
Mn2+
（2）常见还原剂及氧化产物

还原剂
氧化产物
活泼金属单质
Al、Fe、Zn
Al3+、Fe2+、Zn2+
某些非金属单质
H2、C
H2O、CO2
三、氧化性、还原性强弱的比较
1．判断的本质依据：得失电子的难易程度
（1）氧化性或还原性的强弱与元素的化合价高低无必然关系
（2）氧化性或还原性的强弱与得失电子数多少无必然关系
2．根据元素的活动性顺序比较
（1）根据金属元素的活动性顺序比较

（2）根据非金属元素的活动性顺序比较

3．根据氧化还原反应的方向判断

（1）氧化性：氧化剂＞氧化产物
（2）还原性：还原剂＞还原产物
4．根据反应条件来判断
当不同的氧化剂（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）越强，反之越弱。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：Na＞Mg＞Al
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：同种物质被不同氧化剂氧化的价态越高，氧化剂的氧化性越强。
（2）实例：2Fe+3Cl22FeCl3，Fe+SFeS，氧化性：Cl2＞S。
6．强弱规律的两个应用
（1）氧化还原反应发生的先后顺序：强者优先
①向含多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向含多种氧化剂的溶液中，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：强制弱原理
强氧化剂+强还原剂→弱还原剂+弱氧化剂
四、氧化还原反应中电子转移及表示
1．转移电子数的计算
（1）N（e－）＝化合价升高总数＝化合价降低总数
（2）反应中转移电子数与各物质的化学计量数成正比
2．双线桥法
（1）基本步骤

（2）注意事项
①箭头、箭尾必须对应化合价发生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、失电子总数要相等。
（3）巧记口诀
先标化合价，再看价变化；起止同元素，桥上标变化。
3．单线桥法
（1）基本步骤

（2）注意事项
①单线桥表示反应物中变价元素原子得失电子（或电子对偏移）的情况；
②不需标明“得到”或“失去”，只标明电子转移的数目；
③箭头标明电子转移的方向；
④单线桥箭头从失去电子（或电子对偏离）的元素原子指向得到电子（或电子对偏向）的元素原子。
（3）巧记口诀
先确定变价元素，再计算价态变化；桥上标明电子数，箭头指向要正确。
4．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

六、氧化还原反应方程式的配平
1．配平原则：

2．配平步骤：

3．配平氧化还原反应的基本技能：
（1）全变从左边配：氧化剂、还原剂中某元素化合价全变的，一般从左边反应物着手配平。
（2）自变从右边配：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：先将得失电子数配平，再观察两边电荷。若反应物这边缺正电荷，一般加H+，生成物一边加水；若反应物这边缺负电荷，一般加OH－，生成物一边加水，然后进行两边电荷数配平。
（4）当方程式中有多个缺项时，应根据化合价的变化找准氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物。
4．缺项的氧化还原反应方程式的配平方法及原则：
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
①酸性条件下：缺H（氢）或多O（氧）补H+，少O（氧）补H2O（水）
②碱性条件下：缺H（氢）或多O（氧）补H2O（水），少O（氧）补OH－
七、氧化还原反应的计算
1．计算依据：电子守恒
（1）找出氧化剂、还原剂及相应的还原产物和氧化产物。
（2）找准一个原子或离子得失电子数（注意化学式中粒子的个数）。
（3）根据题中物质的物质的量和得失电子守恒列出等式。
2．计算公式

3．特别提醒
（1）列表达式时，只能列价态变化的物质与电子的关系
（2）依据电子守恒所求的化合价为平均化合价
（3）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，可直接找出起始物和最终产物，删去中间产物，建立二者之间的守恒关系，快速求解。
4．常见的计算类型
（1）计算“两剂”、“两产物”间的物质的量之比
（2）计算转移电子与各物质间的量的关系
（3）计算产物的化合价或化学式
（4）配平化学方程式或离子方程式
八、金属的冶炼
1．实质：金属阳离子得电子被还原为金属单质：Mn++ne－M。
2．金属活动性顺序与金属冶炼方法的关系

3．主要方法
（1）电解法
①电解熔融的氯化钠：2NaCl2Na+Cl2↑
②电解熔融的氯化镁：MgCl2Mg+Cl2↑
③电解熔融的氧化铝：2Al2O34Al+3O2↑
（2）热还原法
①工业上炼铁：Fe2O3+3CO2Fe+3CO2
②工业上炼钨：WO3+3H2W+3H2O
③铝热法炼铬：Cr2O3+2Al2Cr+Al2O3
④工业上炼铜：2CuO+C2Cu+CO2↑
⑤工业上炼钛：4Na+TiCl44NaCl+Ti
（3）热分解法
①工业上炼汞：2HgO2Hg+O2↑
②工业上炼银：2Ag2O4Ag+O2↑
（4）湿法炼铜：Fe+CuSO4FeSO4+Cu
考点6 科学使用含氯消毒剂
一、84消毒液的性质
1．预测性质
（1）从类别上看，NaClO是一种弱酸盐，类比于Na2CO3，其溶液应呈碱性，可以与其他酸反应生成次氯酸；
（2）从价态上看NaClO中的氯为“+1”价，降低变为“0”价或“－1”价而表现氧化性；
（3）从84消毒液的使用说明看，NaClO还有一定的漂白性。
2．实验探究
实验操作
实验现象
结论
用胶头滴管滴一滴84消毒液于pH试纸上
试纸先变蓝后褪色
消毒液具有碱性和漂白性
用胶头滴管滴一滴84消毒液于红纸上
红纸褪色
消毒液具有漂白性
用胶头滴管滴一滴84消毒液于淀粉碘化钾试纸上
试纸变蓝
消毒液具有强氧化性

试管1溶液为紫色
试管2溶液为蓝色短时间内无明显变化
试管3溶液先变蓝，滴2滴稀硫酸后快速褪色
NaClO与稀硫酸反应生成氧化性更强的HClO
二、常见含氯消毒剂的优缺点
1．次氯酸钠

2．常见含氯消毒剂

3．次氯酸作为消毒剂、漂白剂的优缺点
（1）优点：次氯酸有较好的消毒、漂白作用。
（2）缺点：HClO在光照条件下易分解，2HClO2HCl+O2↑，不宜直接用作消毒剂、漂白剂。
4．次氯酸的强氧化性
（1）－1价的氯：2H++Cl－+ClO－H2O+Cl2↑
（2）－2价的硫：ClO－+S2－+2H+S↓+H2O+Cl－
（3）＋4价的硫：SO32－+ClO－SO42－+Cl－
（4）＋2价的铁：2Fe2++2H++ClO－2Fe3+ +H2O+Cl－
（5）－1价的碘：ClO－+2I－+2H+I2+H2O+Cl－
（6）－1价的溴：ClO－+2Br－+2H+Br2+H2O+Cl－
三、消毒剂的使用误区
1．“混用更保险”：使用消毒剂一定要科学，使用前一定要认真了解各种消毒剂的成分及性质，有针对性地选择和使用，切不可混用，混用后有可能产生有毒物质或降低效果。
2．“越浓越保险”：消毒剂浓度并不是越浓效果越好，例如75%的酒精可以吸收细菌蛋白中的水分，使蛋白质脱水变性，而纯酒精或95%的酒精会使菌体表面形成保护膜，阻止乙醇分子进一步渗入，影响杀菌效果，使其效果降低。
3．同一时期使用消毒剂“多样化更高效”：如果同一时期频繁使用多种消毒剂，有可能使消毒剂消毒效果大大降低，还可能产生意想不到的严重后果，如先用84消毒液消毒，再用洁厕灵消毒，就有可能产生严重污染空气的氯气。
4．漂白粉是固体物质，制取原料是石灰乳而不是石灰水。制备漂白粉的反应不能改成离子方程式形式。
5．可以用相同质量的漂白剂转移的电子的物质的量衡量漂白能力，n（e－）＝N（e－）
6．Ca（ClO）2与盐酸反应，浓度不同，反应不同
（1）稀盐酸：Ca（ClO）2+2HCl（稀）CaCl2+2HClO（复分解反应）
（2）浓盐酸：Ca（ClO）2+4HCl（浓）CaCl2+2H2O+2Cl2↑（氧化还原反应）