微精选

第一节    物质的分类

一、简单分类法及其应用

1、元素、微粒及物质间的关系

2、简单分类法

（1）分类是学习和研究化学物质及其变化的一种常用科学方法；

（2）分类的意义：同类中的事物在某些方面的相似性可以帮助我们做到举一反三；

3、交叉分类法

（1）含义：根据不同的分类标准，对同一事物进行多种分类的一种分类方法；

（2）举例：在不同物质和它们所属的类别之间进行连线，并确定分类标准；

4、树状分类法

（1）含义：按照同一标准对同类事物进行再分类的一种分类方法；

（2）特点：同一层次的物质类别间一般是相互独立、没有交叉的；

（3）举例说明

5、化学反应的分类

二、分散系 胶体

1、分散系

（1）概念

①分散系：把一种（或多种）物质分散在另一种物质中所得到的体系称为分散系；

②分散质：分散系中被分散的物质；

③分散剂：分散系中容纳分散物质的物质；

（2）分散系的分类

①按分散质或分散剂所处状态

分散质	分散剂	举例
气	气	空气
液	气	云、雾
固	气	烟、灰尘
气	液	泡沫
液	液	牛奶，酒精的水溶液
固	液	糖水、油漆
气	固	泡沫、塑料
液	固	珍珠
固	固	有色玻璃、合金

②按分散质粒子大小

0~1nm    溶液

1~100nm    胶体

100~∞nm    浊液

2、胶体的制备

（1）制备

将烧杯中的蒸馏水加热至沸腾，向沸水中逐滴加入5-6滴FeCl3饱和溶液，继续煮沸至溶液呈红褐色，停止加热；

化学方程式：FeCl3+3H2O=Fe(OH)3+3HCl（条件：加热）

（2）注意事项

①不能用自来水代替蒸馏水制备Fe(OH)3胶体。因为自来水中含有阴离子会使Fe(OH)3胶体粒子聚集成更大的颗粒，产生Fe(OH)3沉淀；

②当液体呈红褐色时立即停止加热，因为过度加热会破坏胶体，导致生成Fe(OH)3沉淀；

③制备过程中不能用玻璃棒搅拌，否则会使Fe(OH)3胶体粒子碰撞形成大颗粒，最后形成沉淀；

3、胶体的丁达尔效应

（1）含义：一束光束通过胶体时，在垂直于光线的方向上看到一条光亮的“通路”的现象；

（2）应用：用于鉴别胶体和溶液；

4、胶体的介稳性

（1）介稳性：胶体的稳定性处于溶液和浊液之间，相对稳定；

（2）应用：涂料、颜料、墨水的制造，洗涤剂、喷雾剂的应用等；

5、胶体的电泳

（1）含义：在电场的作用下，胶体粒子在分散剂中作定向移动的现象；

（2）实验：对Fe(OH)3胶体通电后，阴极附近红褐色加深；

（3）原因：电泳现象说明胶粒带电荷，如Fe(OH)3胶粒带正电荷；

（4）应用：工厂中的静电除尘装置就是利用胶体这种性质设计的；

6、聚沉的方法

（1）加入电解质

（2）带相反电荷的胶体粒子相混合

（3）加热胶体

应用：存在于污水中的胶体物质，常用投加明矾、硫酸铁等电解质的方法进行处理。

7、胶体的净化-渗析

（1）原理：胶体粒子较大，不能透过半透膜，而分子、离子较小，可以透过半透膜。

（2）应用：分离除去胶体中的分子或离子，血液透析等。

第二节    离子反应

一、电解质及其电离

1、电解质和非电解质

（1）电解质和非电解质的定义

①电解质：在水溶液或熔融状态下能够导电的化合物；

②非电解质：在水溶液和熔融状态下都不能导电的化合物；

（2）常见的电解质和非电解质

①电解质：酸、碱、盐、活泼金属氧化物、特殊氧化物H2O；

②非电解质：大多数有机物，部分气态氢化物，非金属氧化物；

（3）理解电解质和非电解质的注意事项

①不是电解质的物质不一定是非电解质

电解质和非电解质的基本前提是化合物，单质和混合物既不是电解质又不是非电解质；

②电解质是指在熔融状态和溶液中能直接给出离子的物质。而像SO2、NH3等溶于水后能电离出离子的物质是H2SO3、NH3·H2O。H2SO3、NH3·H2O是电解质，SO2、NH3不是电解质。

③不导电的物质不一定不是电解质

BaSO4、CaCO3等难溶于水的盐，其水溶液的导电能力很弱，但其溶于水的部分完全电离，因而它们属于电解质。

2、强电解质和弱电解质

项目	强电解质	弱电解质
物质类别	化合物	化合物
电离程度	完全电离	部分电离
溶液中存在的溶质微粒种类	只有电离出的阴、阳离子，不存在电解质分子	既有电离出的阴、阳离子，又有电解质分子
电离方程式	用“=”连接	用“⇄”连接

3、电解质的电离

（1）电离：电解质在水溶液里或熔融状态下产生自由移动离子的过程。

（2）电离方程式的书写

①强电解质的电离方程式中，用“=”连接，弱电解质的电离方程式中，用“⇄”连接；

Na2SO4=2Na+

+SO4^2-;

NH3·H2O⇄NH4⁺+OH^–；

②多元弱酸的电离分步书写，多元弱碱的电离一步写完

H2CO3⇄H⁺+HCO3^–，HCO3^–⇄H⁺+CO3^2-；

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。

NaHSO4=Na⁺+SO4^2-;

NaHCO3=Na⁺+HCO3^–，HCO3^–⇄H⁺+CO3^2-；

（3）电离方程式的书写原则与要求

①电离方程式左边书写方程式，右边书写离子符号；

②要遵循质量守恒定律，在电离方程式两边原子的种类和数目相同；

③要遵循电荷守恒定律，即在电离方程式右边，阳离子所带的正电荷总数等于阴离子所带的负电荷总数，是因为电解质溶液总是显电中性的。

（4）从电离的角度认识酸、碱、盐

二、离子反应 离子方程式

1、离子反应

（1）定义：电解质在溶液中的反应实质上是离子间的反应。

（2）本质：反应物的某些离子浓度的减小。

（3）离子反应发生的条件

①复分解反应：生成难溶性物质、挥发性物质、难电离的物质或离子等；

②氧化还原反应：强氧化性物质和强还原性物质因发生氧化还原反应而使离子浓度发生变化；

③络合反应：生成稳定的络合物或络合离子；

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）意义：表示同一类化学反应或某个具体的化学反应。

（3）书写步骤

①写出反应的化学方程式；

②把易溶于水且易电离的物质的化学式拆写成离子形式，难溶的物质以及气体等仍用化学式表示；

③删去方程式两边不参加反应的离子；

④检查离子方程式两边各元素原子个数、电荷总数是否相等；

（4）特别说明

①微溶物：若处于浑浊状态要写成化学式，澄清状态要改写成离子形式；

②多元弱酸酸式根不可拆开；

③氨水：作反应物时，写成NH3·H2O；作生成物时，稀溶液写成NH3·H2O，浓溶液或加热时写成NH3↑；

3、限制条件的离子方程式的书写

（1）过量型

①按组成比写出反应物的离子形式，并标注过量离子；

②写出量少离子参与反应的离子方程式，量少离子标注化学计量数。如果有多个反应要分开写；

③判断生成物或离子与溶液中其他离子是否反应，如果反应写出离子方程式，标注参与反应离子的化学计量数；

④将离子方程式相加；

⑤删除方程式两边同时存在的离子，检查原子、电荷是否守恒；

（2）定量型

①按给定物质的组成比和量之间的比例关系，写出各反应物的离子；

②判断可能发生的离子反应并确定过量离子，用量少的离子书写离子方程式，标注化学计量数；

③判断生成物或离子与溶液中的其他离子是否反应，如果反应写出离子方程式，标注参加反应的化学计量数；

④将离子方程式相加；

⑤删除方程式两边同时存在的离子，检查原子、电荷是否守恒；

（3）目标型

①先写出达到目标的主要离子方程式；

②设上述离子方程式中某离子的量为“1”，依据各物质组成判断其他离子的量；

③分析电离方程式，判断是否还有其他离子发生反应，如有，利用量少离子写出离子方程式，标注化学计量数；

④将离子方程式相加，不包括电离方程式；

⑤删除方程式两边同时存在的离子，检查原子、电荷是否守恒；

（4）条件限定型

在书写离子反应方程式时，在不同的限定条件下，相同反应物间的离子反应不同。

①反应物滴加顺序不同，离子方程式不同；

②生成物状态不同，离子方程式不同；

③微溶物状态不同，离子方程式不同；

（5）反应先后型

依据“竞争反应，强者优先”的规律，解决离子反应的先后顺序问题，解答时先确定出反应先后的离子，再分布书写出离子方程式。

（6）氧化还原反应型

①确定反应的先后顺序，还原剂与强氧化剂优先反应；

②依据用量判断反应程度。设量少的物质的量为“1”，则根据氧化还原反应规律书写离子方程式，注意顺序，标注各离子的化学计量数；

③将离子方程式相加，不包括电离方程式；

④删除方程式两边同时存在的离子，检查原子、电荷、得失电子数是否守恒；

4、判断离子方程式书写是否正确

（1）是否符合反应的客观事实；

（2）物质是否符合拆写原则；

（3）是否符合质量守恒；

（4）是否符合电荷守恒；

（5）是否漏掉离子反应；

（6）是否符合阴、阳离子配比；

三、离子共存 离子的检验和推断

1、离子共存的判断

（1）若溶液中有阴、阳离子能够相互结合成难溶物或微溶物，则不能大量共存；

（2）弱碱的阳离子不能与OH^–大量共存；

（3）弱酸根离子不能与H⁺大量共存；

（4）弱酸的酸式酸根离子与H⁺或OH⁻均不能大量共存；

（5）若阴、阳离子都能发生水解，二者可相互促进，则二者不能大量共存；

（6）若离子间能发生氧化还原反应，则不能大量共存；

（7）若离子间能形成络合物，则不能大量共存；

（8）熟记常考离子的性质

颜色	MnO4⁻（紫），Cu²⁺（蓝），Fe²⁺（浅绿），Fe³⁺（黄）
氧化性	ClO⁻，MnO4⁻，NO3⁻(H⁺），Fe³⁺，Cr2O7²⁻
还原性	S²⁻(HS⁻)，SO3²⁻(HSO3⁻)，I⁻，Br⁻，Cl⁻，Fe²⁺
水解显酸性	NH₄⁺，Mg²⁺，Al³⁺，Cu²⁺，Fe³⁺，Fe²⁺，Zn²⁺
水解显碱性	AlO2⁻，S²⁻，SO3²⁻，CO₃²⁻，SiO3²⁻，ClO⁻，CH3COO⁻
两性离子	HCO3⁻，HS⁻，HSO3⁻，HPO4²⁻，H2PO4⁻

（9）警惕题干中常见的“陷阱”

条件类型	高考中的常见表述	陷阱点拨
常见的限制条件	无色	有色离子不能大量共存
	pH=1或pH=13	溶液显酸性或碱性
	因发生氧化还原反应而不能共存	只能是氧化性离子和还原性离子不能共存，不是其他反应类型
常见的易错点	透明	透明也可使有色
	不共存	易看成共存
常见的隐含条件	与Al反应放出H2	溶液既可能显酸性也可能显碱性，但不能是HNO3溶液
	由水电离出的H⁺浓度	溶液既可能显酸性也可能显碱性
	通入足量的NH3	与NH3·H2O反应的离子不能大量存在

2、阳离子的检验

离子	检验试剂	主要实验现象
H⁺	石蕊溶液； 锌或Na2CO3溶液；	溶液变红； 有无色气体产生；
Ba²⁺	硫酸或可溶性硫酸盐、稀硝酸	加入稀硝酸无现象，加入硫酸盐或硫酸后生成白色沉淀
K⁺、Na⁺	焰色反应	火焰分别为紫色（透过蓝色的钴玻璃观察）、黄色
NH₄⁺	弄NaOH溶液	加热并用湿润的红色石蕊试纸检验产生的气体，试纸变蓝
Fe³⁺	NaOH溶液	产生红褐色沉淀
	KSCN溶液	溶液呈红色
Fe²⁺	NaOH溶液	产生白色沉淀→迅速变成灰绿色→最后变成红褐色
	KSCN溶液、氨水	开始无变化→滴氨水后溶液呈红色
Ag⁺	加入盐酸或可溶性氯化物，再加稀硝酸	白色沉淀，不溶于稀硝酸
Cu²⁺	加入NaOH溶液	产生蓝色絮状沉淀
Al³⁺	NaOH溶液	加适量NaOH溶液，有白色絮状沉淀生成，继续加NaOH溶液，沉淀溶解，该沉淀也溶于盐酸
Mg²⁺	NaOH溶液	生成白色沉淀，NaOH溶液过量不溶解

3、阴离子的检验

离子	检验试剂	主要实验现象
HCO3⁻	氯化钡溶液、稀盐酸和澄清石灰水	加氯化钡溶液无明显变化，加盐酸产生无色无味气体，使澄清石灰水变浑浊
Cl⁻	硝酸银溶液和硝酸	产生白色沉淀
Br⁻	硝酸银溶液和硝酸	产生淡黄色沉淀
	氯水、四氯化碳	分层，下层为棕色
I⁻	硝酸银溶液和硝酸	产生黄色沉淀
	氯水、四氯化碳	分层，下层为紫色
OH⁻	酚酞溶液	溶液变红色
	紫色石蕊溶液	溶液变蓝色
SO₄²⁻	可溶性钡盐溶液、盐酸	加入盐酸无现象，加入可溶性钡盐生成白色沉淀
SO3²⁻	BaCl2溶液、盐酸	生成白色沉淀，加盐酸沉淀溶解，放出无色具有刺激性气味的气体
	稀盐酸和品红	产生无色具有刺激性气味的气体，使品红褪色
CO₃²⁻	CaCl2溶液、盐酸、澄清石灰水	加CaCl2溶液由白色沉淀生成，加盐酸生成能使澄清石灰水变浑浊的无色无味气体
S²⁻	盐酸或硫酸	生成有臭鸡蛋气味的无色气体

第三节    氧化还原反应

一、氧化还原反应的相关概念和电子转移的表示方法

1、氧化还原反应的特征和本质

（1）特征：反应过程中有元素化合价的变化；

（2）本质：反应过程中有电子的转移；

2、氧化还原反应的基本概念

（1）概念

概念	定义或实质
氧化剂	得到电子的物质
还原剂	失去电子的物质
氧化反应	失去电子的反应
还原反应	得到电子的反应
氧化性	物质得到电子的性质
还原性	物质失去电子的性质
还原产物	得到电子后生成的物质
氧化产物	失去电子后生成的物质

（2）各概念间的关系

3、常见氧化剂、还原剂

氧化剂	还原剂
①活泼的非金属单质：O2、Cl2、Br2、I2； ②高价金属阳离子：Fe³⁺、Cu²⁺、Ag⁺； ③高价或较高化合物：MnO2、KMnO4、HNO3、K2Cr2O7、浓硫酸、KClO3； ④其他：H2O、Na2O2；	①活泼或较活泼金属：K、Ca、Na、Mg、Al、Zn、Fe； ②某些非金属单质：C、H2； ③低价金属阳离子：Cu⁺、Fe²⁺； ④非金属阴离子：S²⁻、I⁻、Br⁻、Cl⁻； ⑤较低价化合物：CO、SO2、H2S、NH3；

4、双线桥法

表明反应前后同一元素或离子间的电子转移情况。

（1）基本步骤

（2）注意事项

①箭头和箭尾必须连接同一元素，并且箭头指向生成物，箭尾连接反应物；

②线桥上必须注明“得到”或“失去”，并且得到、失去电子的总数必须相等；

③书写电子转移的数目时，要写成“得到a×be⁻”的形式；

5、单线桥法

表明反应前后不同元素原子间的电子转移情况。

（1）单线桥法的基本步骤

（2）注意事项

①箭头和箭尾不能跨过“=”，也就是说箭头和箭尾所连接的都是反应物；

②箭头必须指向化合价降低的元素，箭尾连接化合价升高的元素；

③线桥上只写“ne⁻”；

二、氧化性、还原性强弱的判断

1、依据氧化还原反应方程式进行判断

（1）氧化性：氧化剂>氧化产物，氧化剂>还原剂，氧化产物>还原产物；

（2）还原性：还原剂>还原产物，还原剂>氧化剂，还原产物>氧化产物；

2、依据“三表”判断

（1）依据元素周期表

（2）依据金属活动性顺序

（3）依据非金属活动性顺序

3、依据“两池”判断

（1）两种不同的金属构成原电池的两极。负极是电子流出的点击，正极是电子流入的点击。则两种金属的还原性：正极<负极。

（2）用惰性电极电解混合液时，在阴极先得到电子的阳离子氧化性强，在阳极失去电子的阴离子还原性强。

4、根据影响因素判断氧化性、还原性强弱的方法

（1）浓度：同一种物质浓度越大，氧化性越强。

（2）温度：同一种物质，温度越高，氧化性越强。

（3）溶液酸碱性：同一种物质，所处环境酸性越强，其氧化性越强。

5、根据氧化还原程度的大小判断

（1）同一种物质，被氧化的程度越大，氧化剂的氧化性越强。

（2）同一种物质，被还原的程度越大，还原剂的还原性越强。

6、根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。

三、氧化还原反应规律 氧化还原反应方程式配平

1、守恒律

（1）质量守恒：反应前后各元素的原子个数不变；

（2）得失电子守恒：反应过程中元素的原子失去电子的总数等于元素的原子得到电子的总数；

（3）化合价守恒：元素的化合价升高总数等于元素的化合价降低总数；

2、价态律

	处于最低价态	只有还原性
元素	处于中间价态	既有氧化性，又有还原性
	处于最高价态	只有氧化性

处于最高价态的元素具有氧化性，但不一定具有强氧化性。处于最低价态的元素具有还原性，但不一定具有强还原性。

3、转化律

（1）规律

氧化还原反应中，以元素相邻价态之间的转化最容易；同种元素不同价态之间发生反应，元素的化合价只靠近而不交叉；同种元素相邻价态之间不发生氧化还原反应。

（2）应用

根据化合价判断氧化还原反应体系中的氧化剂、还原剂和氧化产物、还原产物及电子转移的数目，判断同种元素不同价态的物质之间的反应的可能性。

4、强弱规律

（1）含义：具有较强氧化性的氧化剂跟具有较强还原性的还原剂反应，生成具有较弱还原性的还原产物和具有较弱氧化性的氧化产物。

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；

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；

（2）应用：判断物质发生氧化还原反应的先后顺序；判断氧化还原反应中氧化性、还原性的相对强弱；判断某氧化还原反应能否发生；

5、氧化还原反应方程式的配平

（1）配平三大原则

电子守恒：氧化剂和还原剂得失电子总数相等，化合价升高总数=化合价降低总数；

质量守恒：反应前后原子的种类和个数不变；

电荷守恒：离子反应前后，阴、阳离子所带电荷总数相等；

（2）直接型氧化还原反应方程式的配平

（3）缺项型氧化还原反应方程式的配平

①配平方法

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

酸性条件下：缺H或多O补H⁺，少O补H2O；

碱性条件下：缺H或多O补H2O，少O不OH⁻；

（4）信息型氧化还原反应方程式的书写

6、有关氧化还原反应的计算

（1）计算依据-得失电子守恒

还原剂失去电子总数=氧化剂得到电子总数=氧化剂化合价降低总数=还原剂化合价升高总数=转移电子总数

（2）利用得失电子守恒解题步骤

（3）多补连续进行的氧化还原反应的有关计算

对于多补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，建立二者之间的电子守恒关系，快速求解。