2023年初中化學(xué)物質(zhì)及其變化

命題分析

1.從考查題型看：離子是否共存的判斷，離子方程式的書寫、正誤判斷主要以選擇題的形式出現(xiàn)�？疾檠趸�還原反應(yīng)的知識，經(jīng)常以非選擇題的形式出現(xiàn)。

2.從考查知識點看：離子方程式的正誤判斷、離子能否大量共存所涉及的內(nèi)容覆蓋面廣，知識容量大。氧化還原反應(yīng)考查的重點有：了解氧化還原反應(yīng)的本質(zhì)，了解氧化劑和還原劑等概念。掌握重要的氧化劑、還原劑之間的反應(yīng)。能判斷氧化還原反應(yīng)中電子轉(zhuǎn)移的方向和數(shù)目，并能配平反應(yīng)方程式。

3.從命題思路上主要有：要求考生能熟練掌握在水溶液中(不同條件下)離子能否大量共存的特點和規(guī)律，能正確書寫離子方程式。涉及對陌生反應(yīng)的理解，涉及對陌生反應(yīng)中氧化劑、還原劑以及氧化產(chǎn)物、還原產(chǎn)物等的判斷，能書寫或配平陌生的氧化還原反應(yīng)的離子方程式等。

策略

1.物質(zhì)分類的方法有多種，依據(jù)不同的標(biāo)準(zhǔn)對物質(zhì)有不同的分類，高考中往往會綜合考查物質(zhì)的分類，膠體內(nèi)容有考查膠體的基礎(chǔ)知識與科技、生活、生產(chǎn)相結(jié)合的問題的趨勢。

2.氧化還原反應(yīng)方面的高考命題考查基本概念的題目較少，側(cè)重考查書寫在陌生環(huán)境下氧化還原反應(yīng)方程式，特別是近幾年出現(xiàn)的氧化還原滴定更是將氧化還原反應(yīng)知識的考查提升了一個層次。為此，對于氧化還原反應(yīng)知識的復(fù)習(xí)，一定要在理清基本概念間關(guān)系的前提下，掌握好雙線橋法在電子守恒計算、配平方面的應(yīng)用，特別是涉及氧化還原反應(yīng)的計算題，巧用電子守恒往往可起到事半功倍之效。

3.離子反應(yīng)也是歷年高考的命題熱點之一。近幾年的全國卷中，單獨考查離子反應(yīng)的題目不多，但卷中多個地方又會考查離子反應(yīng)，如常見離子的檢驗、陌生環(huán)境下離子型氧化還原反應(yīng)方程式的書寫等，這些往往出現(xiàn)在實驗選擇題、實驗綜合題和化學(xué)工藝流程圖題中。所以在復(fù)習(xí)這部分知識時，要有意識地研究高考題的考向特點，有針對性地將元素化合物知識、氧化還原反應(yīng)與離子反應(yīng)知識融合在一起進(jìn)行訓(xùn)練，以提升做綜合題的能力。

物質(zhì)的分類和性質(zhì)

一、元素與物質(zhì)

1.元素的概念

具有相同核電荷數(shù)(即質(zhì)子數(shù))的同一類原子的總稱。

2.元素的存在形態(tài)

3.元素與物質(zhì)的關(guān)系

(1)物質(zhì)都是由元素組成的，每一種元素都能自身組成物質(zhì)，即單質(zhì)。

(2)絕大多數(shù)元素都能與其他種類的元素組成物質(zhì)，即化合物。

二、物質(zhì)的分類

1.分類的概述

(1)分類是學(xué)習(xí)和研究化學(xué)物質(zhì)及其變化的一種常用科學(xué)方法。

(2)分類應(yīng)依據(jù)事先設(shè)定的“標(biāo)準(zhǔn)”進(jìn)行，“標(biāo)準(zhǔn)”不同，分類方法也不相同。

2.分類法

常用的兩種是交叉分類法和樹狀分類法。

由于物質(zhì)分類可以有不同的標(biāo)準(zhǔn)，也就是說對某一物質(zhì)而言就可以在不同的分類標(biāo)準(zhǔn)下“扮演不同的角色”。

(1)交叉分類法的應(yīng)用示例

(2)樹狀分類法的應(yīng)用示例

①硫黃　②次氯酸�、跱H3·H2O ④銅

⑤硫酸氫鈉�、轓O2

三、物質(zhì)的性質(zhì)和變化

化學(xué)變化與物理變化的聯(lián)系：化學(xué)變化中一定有物理變化，而物理變化中不一定有化學(xué)變化。

有關(guān)同素異形體要注意的三個方面

1.同素異形體的物理性質(zhì)不同。

2.同素異形體的化學(xué)性質(zhì)相似。

3.同素異形體之間可以相互轉(zhuǎn)化，屬于化學(xué)變化，但不屬于氧化還原反應(yīng)。

三個判斷

1.元素與單質(zhì)的判斷

一種元素組成的物質(zhì)可能是單質(zhì)，但是一種元素不一定只能形成一種單質(zhì)。如O2和O3，金剛石(C)、石墨、C60等，它們之間具有同素異形體關(guān)系，不是同一種分子，混合在一起應(yīng)屬于混合物。

2.氧化物的類別判斷

(1)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。

(2)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是酸性氧化物，Al2O3是兩性氧化物。

(3)酸性氧化物、堿性氧化物形成對應(yīng)的酸、堿時，元素化合價不變。

(4)酸性氧化物、堿性氧化物不一定都能與水反應(yīng)生成相應(yīng)的酸、堿(如SiO2、Fe2O3)。

3.物理變化和化學(xué)變化的判斷方法

(1)常見的物理變化：①物質(zhì)三態(tài)變化;②金屬導(dǎo)電;③蒸餾和分餾;④揮發(fā)、升華;⑤吸附、鹽析、滲析;⑥溶解、潮解;⑦焰色反應(yīng)。

(2)常見的化學(xué)變化：①風(fēng)化、硫化、老化、裂化、硝化、鈍化、硬化、氫化、水化、皂化、炭化、催化、酯化、同素異形體的相互轉(zhuǎn)化;②脫水;③干餾、爆炸;④電解、電鍍、電化學(xué)腐蝕、電解質(zhì)溶液導(dǎo)電。

1.純凈物和混合物的比較

純凈物：有固定的組成和結(jié)構(gòu)，有固定的熔、沸點，保持一種物質(zhì)的性質(zhì)

混合物：無固定的組成和結(jié)構(gòu)，無固定的熔、沸點，保持原有物質(zhì)各自的性質(zhì)

2.常見的混合物

(1)氣體混合物：空氣、水煤氣(CO和H2)、爆鳴氣(H2和O2)、天然氣(主要成分是CH4)、焦?fàn)t氣(主要成分是H2和CH4)、高爐煤氣、石油氣、裂解氣。

(2)液體混合物：氨水、氯水、王水、天然水、硬水、軟水、水玻璃、福爾馬林、濃H2SO4、鹽酸、汽油、植物油、膠體。

(3)固體混合物：大理石、堿石灰、漂白粉、高分子化合物、玻璃、水泥、合金、鋁熱劑。

1.純凈物和混合物的比較分類標(biāo)準(zhǔn)不同，物質(zhì)的類別不同

在化合物中可按多種分類標(biāo)準(zhǔn)對物質(zhì)進(jìn)行分類，如

按不同的分類標(biāo)準(zhǔn)

按化合物的性質(zhì)酸、堿、鹽、氧化物等

按化合物中化學(xué)鍵的類別離子化合物、共價化合物

按在水溶液或熔融狀態(tài)下是否導(dǎo)電電解質(zhì)、非電解質(zhì)

分散系、膠體

一、區(qū)分三種分散系

1.分散系

把一種(或多種)物質(zhì)分散在另一種(或多種)物質(zhì)中所得到的體系。

2.分類

如圖所示，把分散系分為溶液、膠體和濁液的標(biāo)準(zhǔn)是分散質(zhì)粒子直徑的大小。其中膠體粒子直徑的大小為1～100_nm。

3.三種分散系的比較

二、掌握膠體的性質(zhì)及Fe(OH)3膠體的制備

1.膠體的性質(zhì)及應(yīng)用

(1)丁達(dá)爾效應(yīng)

可見光束通過膠體時，會出現(xiàn)一條光亮的“通路”現(xiàn)象。

應(yīng)用：鑒別溶液和膠體。

(2)聚沉

膠體粒子聚集成較大顆粒，從而形成沉淀從分散劑里析出的過程叫作聚沉。

使膠體聚沉的方法有①加入電解質(zhì);②加入與膠粒帶相反電荷的膠體;③加熱。

應(yīng)用：三角洲的形成;明礬、鐵鹽溶液凈水;鹽鹵制豆腐。

2.Fe(OH)3膠體的制備

(1)反應(yīng)原理：FeCl3+3H2O△(=====)Fe(OH)3(膠體)+3HCl。

(2)操作步驟：向沸水中逐滴加入5～6滴FeCl3飽和溶液，繼續(xù)煮沸至溶液呈現(xiàn)紅褐色。

(3)注意事項

①加熱至溶液呈紅褐色后停止加熱。

②不能用自來水，不能攪拌。

1.膠體不帶電，膠體中的膠粒能夠吸附體系中的帶電離子而使膠粒帶電荷，但整個分散系仍呈電中性。

2.膠體中的分散質(zhì)微粒能透過濾紙，但不能透過半透膜，因此可用過濾的方法分離膠體和濁液，用滲析的方法分離膠體和溶液中的分散質(zhì)。

3.書寫制備Fe(OH)3膠體化學(xué)方程式的四個易錯點

(1)用“=”

(2)Fe(OH)3分子式后注明膠體而不使用“↓”符號。

(3)反應(yīng)條件是“△”。

(4)HCl后不能標(biāo)“↑”符號。

離子反應(yīng)

電解質(zhì)及其電離

1.電解質(zhì)和非電解質(zhì)

(1)電解質(zhì)：在水溶液里或熔融狀態(tài)下能夠?qū)щ姷幕�合物�?/p>

(2)非電解質(zhì)：在水溶液里以及熔融狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物。

2.強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)

(1)強電解質(zhì)：在水溶液中能完全電離的電解質(zhì)。

(2)弱電解質(zhì)：在水溶液中部分電離的電解質(zhì)。

3.電離及電離方程式

(1)電離：電解質(zhì)在水溶液中或熔融狀態(tài)下產(chǎn)生自由移動離子的過程，電離過程可以用電離方程式表示。

(2)電離方程式

①強電解質(zhì)：完全電離，用“=”表示。

例如NaCl===Na++Cl-。

②弱電解質(zhì)：部分電離，用“可逆符號”表示。

例如NH3·H2O??NH4(+)+OH-。

③多元弱酸分步電離，一般以第一步電離為主。

例如H2CO3??H++HCO3(-)。

④多元弱堿也分步電離，但一步寫完。

例如Fe(OH)3??Fe3++3OH-。

一種關(guān)系

電解質(zhì)、非電解質(zhì)、強電解質(zhì)、弱電解質(zhì)之間的關(guān)系

電解質(zhì)的深化拓展

1.電解質(zhì)不一定能導(dǎo)電，如固態(tài)NaCl、液態(tài)HCl等;能導(dǎo)電的物質(zhì)不一定是電解質(zhì)，如鐵、鋁等金屬單質(zhì)。

2.非電解質(zhì)不導(dǎo)電，但不導(dǎo)電的物質(zhì)不一定是非電解質(zhì)，如金剛石、單質(zhì)硫等一些非金屬單質(zhì)。

3.電解質(zhì)和非電解質(zhì)都是化合物，單質(zhì)和混合物既不是電解質(zhì)也不是非電解質(zhì)。

4.電解質(zhì)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(dǎo)電，但溶液中的離子不是它自身電離產(chǎn)生的，不屬于電解質(zhì)，如CO2、SO2、NH3、SO3等非電解質(zhì)，它們與水反應(yīng)生成的產(chǎn)物H2CO3、H2SO3、NH3·H2O、H2SO4自身能電離，是電解質(zhì)。

電離方程式書寫“三原則”

(1)符合客觀事實，不能隨意書寫。離子符號和原子團的不可拆分性(注意：NaHSO4在水中完全電離，生成Na+、H+、SO4(2-))。

(2)質(zhì)量守恒

“=”左右兩邊原子種類、數(shù)目不變。

(3)電荷守恒

電離方程式“=”左右兩邊的電荷總數(shù)相等。

離子反應(yīng)　離子方程式

1.離子反應(yīng)

(1)概念：有離子參加或生成的化學(xué)反應(yīng)。

(2)離子反應(yīng)的類型

2.離子方程式

(1)意義：不僅表示某一個具體的化學(xué)反應(yīng)，還表示同一類型的離子反應(yīng)，如氫氧化鈉溶液和鹽酸反應(yīng)、氫氧化鈣溶液和硝酸反應(yīng)的離子方程式，都可用離子方程式H++OH-===H2O來表示。

(2)書寫步驟：以CaCO3與鹽酸的反應(yīng)為例。

離子方程式正誤判斷的審題要點

“量比”陷阱

在離子方程式正誤判斷中，學(xué)生往往忽略相對量的影響，命題者往往設(shè)置“離子方程式產(chǎn)物正確，但不符合相對量”的陷阱。突破“陷阱”的方法一是審準(zhǔn)“相對量”的多少。

與“量”有關(guān)的離子方程式的書寫

1.連續(xù)反應(yīng)型離子反應(yīng)

反應(yīng)生成的離子因又能跟剩余(過量)的反應(yīng)物繼續(xù)反應(yīng)而跟用量有關(guān)。如：OH-通入CO2(――→)CO3(2-)CO2(――→)HCO3(-);Al3+OH-(――→)Al(OH)3OH-(――→)AlO2(-);AlO2(-)H+(――→)Al(OH)3H+(――→)Al3+;Fe強氧化劑(――→)Fe3+Fe(――→)Fe2+。

2.先后型離子反應(yīng)

一種反應(yīng)物中兩種或兩種以上的離子都能跟另一種反應(yīng)物反應(yīng)，產(chǎn)物因反應(yīng)次序以及反應(yīng)物的量有關(guān)，如FeBr2與Cl2反應(yīng)。

3.配比型離子反應(yīng)

兩種反應(yīng)物反應(yīng)時，反應(yīng)物中有兩種或兩種以上離子反應(yīng)時，當(dāng)一種組成離子恰好完全反應(yīng)時，另一種組成離子不能恰好完全反應(yīng)(有剩余或不足)，產(chǎn)物與反應(yīng)物的用量有關(guān)，如Ca(OH)2與NaHCO3反應(yīng)。

連續(xù)型離子方程式的書寫方法

根據(jù)反應(yīng)條件先分析反應(yīng)物是否存在過量，再根據(jù)反應(yīng)原理書寫。若無過量，則發(fā)生第一步反應(yīng)，若過量，則反應(yīng)物發(fā)生兩步反應(yīng)，寫離子方程式時則不必寫出第一步反應(yīng)的中間產(chǎn)物，按終態(tài)產(chǎn)物寫離子反應(yīng)方程式。如多元弱酸或酸酐(如CO2或SO2)與強堿溶液反應(yīng)，若CO2(或SO2)少量，產(chǎn)物為正鹽;若CO2(或SO2)過量，產(chǎn)物為酸式鹽;多元弱酸正鹽與強酸反應(yīng)，先生成酸式鹽，酸式鹽再進(jìn)一步與酸反應(yīng)，生成強酸鹽和弱酸。

先后型離子反應(yīng)方程式的書寫方法

(1)復(fù)分解反應(yīng)型：依據(jù)“競爭反應(yīng)、強者優(yōu)先”的規(guī)律明確離子反應(yīng)的先后順序，再按反應(yīng)原理書寫，如向含有OH-、CO3(2-)、AlO2(-)的溶液中，逐滴加入稀鹽酸至過量，因結(jié)合質(zhì)子的能力OH->AlO2(-)>CO3(2-)，則反應(yīng)的離子方程式依次為OH-+H+===H2O、AlO2(-)+H++H2O===Al(OH)3↓、CO3(2-)+2H+===H2O+CO2↑、Al(OH)3+3H+===Al3++3H2O。

(2)氧化還原型：①強氧化劑遇到兩種還原性離子時，應(yīng)注意氧化劑是否過量，若氧化劑不足，將還原性離子按還原性強弱排序，誰強誰先反應(yīng)。如將少量的Cl2通入FeBr2溶液中，離子方程式為2Fe2++Cl2===2Fe3++2Cl-;若Cl2過量，則離子方程式為2Fe2++4Br-+3Cl2===2Fe3++2Br2+6Cl-。②在不明確離子反應(yīng)的先后順序時，可用假設(shè)定序法，如FeBr2溶液與Cl2反應(yīng)，可假設(shè)Cl2先與Br-反應(yīng)，則生成的溴單質(zhì)還要氧化Fe2+生成Fe3+，這樣即可確定Cl2先與Fe2+后與Br-反應(yīng)，然后再根據(jù)量的關(guān)系書寫即可。

配比型離子反應(yīng)方程式的書寫方法

配比型離子反應(yīng)按照“以少定多”的原則進(jìn)行書寫，即先根據(jù)題給條件判斷“少量物質(zhì)”，以少量物質(zhì)的離子計量數(shù)(充分反應(yīng))確定所需“過量物質(zhì)”的離子數(shù)目。如向Ca(HCO3)2溶液中加入過量NaOH溶液的離子方程式的書寫方法為

離子共存

一、離子共存的本質(zhì)

幾種離子在同一溶液中能大量共存，就是指離子之間不發(fā)生任何反應(yīng);若離子之間能發(fā)生反應(yīng)，則不能大量共存。

二、離子不能大量共存的四種類型

1.復(fù)分解反應(yīng)型

(1)生成難溶物或微溶物的離子不能大量共存

(2)生成氣體及揮發(fā)性物質(zhì)的離子不能大量共存

(3)生成難電離物質(zhì)(水、弱酸、一水合氨等)的離子不能大量共存

①H+與CH3COO-、CO3(2-)、S2-、SO3(2-)等生成弱酸不能大量共存。

②OH-與NH4(+)(稀溶液)生成弱堿不能大量共存。

③H+與OH-生成水不能大量共存。

④多元弱酸的酸式酸根離子(如HCO3(-)、HSO3(-)、HS-、H2PO4(-)、HPO4(2-)等)與H+、OH-均不能大量共存。

2.氧化還原反應(yīng)型

具有較強氧化性的離子與具有較強還原性離子，會發(fā)生氧化還原反應(yīng)而不能大量共存。(3)生成難電離物質(zhì)(水、弱酸、一水合氨等)的離子不能大量共存

①H+與CH3COO-、CO3(2-)、S2-、SO3(2-)等生成弱酸不能大量共存。

②OH-與NH4(+)(稀溶液)生成弱堿不能大量共存。

③H+與OH-生成水不能大量共存。

④多元弱酸的酸式酸根離子(如HCO3(-)、HSO3(-)、HS-、H2PO4(-)、HPO4(2-)等)與H+、OH-均不能大量共存。

2.氧化還原反應(yīng)型

具有較強氧化性的離子與具有較強還原性離子，會發(fā)生氧化還原反應(yīng)而不能大量共存。

3.水解相互促進(jìn)型

當(dāng)弱酸的酸根與弱堿的陽離子同時存在于水溶液中時，弱酸的酸根水解生成的OH-與弱堿的陽離子水解生成的H+反應(yīng)生成水，從而使兩種離子的水解互相促進(jìn)而使平衡向水解方向移動，甚至完全反應(yīng)。如Al3+與CO3(2-)不能共存。

2Al(OH)3↓+3CO2↑(+3H2O===)+OH-CO3(2-)+H2O??HCO3(-)常見的因發(fā)生相互促進(jìn)的水解反應(yīng)而不能大量共存的離子如下：

(1)Al3+與CO3(2-)、HCO3(-)、S2-、HS-、AlO2(-)、SiO3(2-)。

(2)Fe3+與CO3(2-)、HCO3(-)、AlO2(-)、SiO3(2-)。

4.絡(luò)合反應(yīng)型

離子間因發(fā)生絡(luò)合反應(yīng)而不能大量共存，中學(xué)常見的反應(yīng)有

(1)Fe3+與SCN-因生成Fe(SCN)3而不能大量共存。

(2)Ag+與NH3·H2O因生成[Ag(NH3)2]+而不能大量共存。

(3)Cu2+與NH3·H2O因生成[Cu(NH3)4]2+而不能大量共存。

(4)Zn2+與NH3·H2O因生成[Zn(NH3)4]2+而不能大量共存。

注意：解答離子共存類題目時，除了非常熟悉離子不能大量共存的四大反應(yīng)類型外，還要特別注意題目中的隱含條件，從而快速準(zhǔn)確破解離子共存題。

氧化還原反應(yīng)

氧化還原反應(yīng)及其相關(guān)概念

一、氧化還原反應(yīng)

1.概念

某些物質(zhì)被氧化，同時某些物質(zhì)被還原的反應(yīng)。

2.特征

有元素化合價變化(判斷依據(jù))。

3.本質(zhì)

電子轉(zhuǎn)移(包括電子的得失、共用電子對的偏移)。

4.關(guān)系

例如對于反應(yīng)MnO2+4HCl(濃)△(=====)MnCl2+Cl2↑+2H2O

①MnO2在反應(yīng)中得到電子，所含元素的化合價降低，被還原，發(fā)生還原反應(yīng)，作氧化劑。

②HCl在反應(yīng)中失去電子，所含元素的化合價升高，被氧化，發(fā)生氧化反應(yīng)，作還原劑。

5.氧化還原反應(yīng)與四種基本反應(yīng)類型的關(guān)系

二、常見的氧化劑和還原劑

1.常見的氧化劑

2.常見的還原劑

1.氧化還原反應(yīng)概念間的關(guān)系：熟記六個字：“升、失、氧;降、得、還”[元素化合價升高(降低)、失(得)電子，發(fā)生氧化(還原)反應(yīng)]。

2.熟記常見元素的化合價：一價氫、鉀、鈉、氟、氯、溴、碘、銀;二價氧、鈣、鋇、鎂、鋅;三鋁、四硅、五價磷;說變價也不難，二三鐵、二四碳、二四六硫都齊全;銅汞二價最常見。

3.有單質(zhì)參與或生成的反應(yīng)不一定屬于氧化還原反應(yīng)，如3O2放電(=====)2O3。

4.牢記一些特殊物質(zhì)中元素的化合價(單位：價)

CuFeS2：Cu +2Fe +2S -2

K2FeO4：Fe +6Li2NH、LiNH2、AlN：N -3

Na2S2O3：S +2MO2(+)：M +5

C2O4(2-)：C +3HCN：C +2N -3

CuH：Cu +1H -1

FeO4(n-)：Fe +(8-n)Si3N4：Si +4N -3

三個誤區(qū)

1.認(rèn)為氧化性和還原性的強弱取決于得失電子的多少

氧化性和還原性的強弱只取決于電子得失的難易，而與電子得失的多少無關(guān)。

如每摩爾濃硝酸還原為NO2時得到1 mol電子，每摩爾稀硝酸還原為NO時得到3 mol電子，但濃硝酸的氧化性卻比稀硝酸強。

2.認(rèn)為只要元素化合價存在差異就可發(fā)生氧化還原反應(yīng)

同種元素不同價態(tài)的化合物間的氧化還原反應(yīng)遵循以下規(guī)律：

(1)相鄰價態(tài)之間不發(fā)生氧化還原反應(yīng)。如SO2和濃硫酸不反應(yīng)。

(2)相間價態(tài)，在一定條件下能發(fā)生反應(yīng)生成中間價態(tài)。如2FeCl3+Fe===3FeCl2。

3.認(rèn)為同種元素不同價態(tài)的化合物的氧化性(還原性)強弱只與元素化合價的高低有關(guān)

實際上，除此之外還與化合物的穩(wěn)定性有關(guān)。如次氯酸(HClO)中氯的價態(tài)比高氯酸(HClO4)中氯的價態(tài)低，但次氯酸不穩(wěn)定，氧化性卻比高氯酸強。另外最高價態(tài)的物質(zhì)也不一定都表現(xiàn)強氧化性，如H3PO4。

氧化性、還原性強弱的判斷

一、氧化性、還原性的概念、理解及判斷

1.氧化性是指物質(zhì)得電子的性質(zhì)(或能力);還原性是指物質(zhì)失電子的性質(zhì)(或能力)。

2.氧化性、還原性的強弱取決于物質(zhì)得、失電子的難易程度，與得、失電子的數(shù)目無關(guān)，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，所以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(zhì)、Cl-、S2-等;中間價態(tài)——既有氧化性又有還原性，如Fe2+、S、Cl2等。

二、氧化性、還原性強弱的比較方法

氧化性、還原性的強弱主要取決于物質(zhì)得失電子的難易程度，與得失電子的數(shù)目無關(guān)。另外還跟反應(yīng)的條件，如溶液的酸堿性、濃度、溫度等因素有關(guān)，可依據(jù)以下幾個方面判斷：

1.依據(jù)元素周期表

(1)同周期從左到右，金屬元素單質(zhì)的還原性逐漸減弱，對應(yīng)陽離子的氧化性逐漸增強;非金屬元素單質(zhì)的氧化性逐漸增強，對應(yīng)陰離子的還原性逐漸減弱。

(2)同主族從上到下，金屬元素單質(zhì)的還原性逐漸增強，對應(yīng)陽離子的氧化性逐漸減弱;非金屬元素單質(zhì)的氧化性逐漸減弱，對應(yīng)陰離子的還原性逐漸增強。

2.依據(jù)金屬、非金屬活動性順序

(1)依據(jù)金屬活動性順序

3.依據(jù)反應(yīng)原理

氧化劑+還原劑―→還原產(chǎn)物+氧化產(chǎn)物

氧化性：氧化劑>氧化產(chǎn)物

還原性：還原劑>還原產(chǎn)物

4.依據(jù)反應(yīng)條件及反應(yīng)的劇烈程度

反應(yīng)條件要求越低，反應(yīng)越劇烈，對應(yīng)物質(zhì)的氧化性或還原性越強，如是否加熱、有無催化劑及反應(yīng)溫度高低和反應(yīng)物濃度大小等。

例如：2KMnO4+16HCl(濃)===2KCl+2MnCl2+5Cl2↑+8H2O，

MnO2+4HCl(濃)△MnCl2+Cl2↑+2H2O，

4HCl+O2催化劑2H2O+2Cl2，

由上述反應(yīng)條件的不同，可判斷氧化性：

KMnO4>MnO2>O2。

5.依據(jù)氧化還原反應(yīng)的程度

(1)相同條件下，不同氧化劑使同一種還原劑被氧化程度大的，其氧化性強。例如

2Fe+3Cl2點燃2FeCl3，F(xiàn)e+S△FeS，

氧化性：Cl2>S。

(2)相同條件下，不同還原劑使同一種氧化劑被還原程度大的，其還原性強。例如

Cu+2Fe3+===Cu2++2Fe2+，

3Zn+2Fe3+===3Zn2++2Fe，

還原性：Zn>Cu。

6.依據(jù)電化學(xué)原理

原電池中，負(fù)極物質(zhì)的還原性一般強于正極物質(zhì);用惰性電極電解混合溶液時，在陰極先放電的陽離子的氧化性強，在陽極先放電的陰離子的還原性強。

7.某些氧化劑的氧化性或還原劑的還原性與下列因素有關(guān)

溫度：如熱的濃硫酸的氧化性比冷的濃硫酸的氧化性強。

濃度：如濃硝酸的氧化性比稀硝酸的強。

酸堿性：如KMnO4溶液的氧化性隨溶液酸性的增強而增強。

四個不

1.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+、SO4(2-);同理，元素處于最低價態(tài)時也不一定具有強還原性。

2.對于一種物質(zhì)既作氧化劑又作還原劑的反應(yīng)，如Cl2+H2O??HClO+HCl，不能根據(jù)反應(yīng)方程式判斷物質(zhì)氧化性、還原性的強弱。

3.依據(jù)金屬活動性順序判斷陽離子的氧化性強弱時，要注意Fe對應(yīng)的陽離子是Fe2+，而不是Fe3+。

4.含有同種元素不同價態(tài)的物質(zhì)，價態(tài)越高其氧化性不一定越強。如氧化性HClO>HClO4。

假設(shè)法判斷氧化還原反應(yīng)能否進(jìn)行

已知物質(zhì)的氧化性或者還原性的強弱關(guān)系，判斷某一氧化還原反應(yīng)能否發(fā)生時可采用假設(shè)法。

先假設(shè)反應(yīng)成立

⇩

然后根據(jù)氧化劑的氧化性>氧化產(chǎn)物的氧化性，還原劑的還原性>還原產(chǎn)物的還原性的規(guī)律，列出假設(shè)反應(yīng)中的上述關(guān)系

⇩

結(jié)合題干條件判斷該結(jié)論是否符合事實。符合事實，則反應(yīng)成立;反之，則不成立

守恒法解題的“3步流程”

氧化還原反應(yīng)的配平及表示方法

1.氧化還原反應(yīng)方程式的配平

(1)配平方法

①一標(biāo)：標(biāo)出反應(yīng)前后變價元素的化合價。

②二等：反應(yīng)中升價總數(shù)和降價總數(shù)相等。

③三定：確定化合價發(fā)生變化的物質(zhì)的化學(xué)計量數(shù)。

④四平：用觀察法配平其他各物質(zhì)的化學(xué)計量數(shù)。

⑤五查：檢查反應(yīng)前后是否遵循質(zhì)量守恒和電子守恒。

(2)實例：銅與濃H2SO4發(fā)生反應(yīng)的化學(xué)方程式：

2H2SO4(濃)+Cu△(=====)CuSO4+SO2↑+2H2O。

2.雙線橋法

(1)表示方法：箭頭由反應(yīng)物指向生成物的對應(yīng)元素，并在線橋上標(biāo)明電子和“得”及“失”字樣。

(2)實例：Cu與稀硝酸反應(yīng)過程中電子轉(zhuǎn)移的方向和數(shù)目可表示為

3.單線橋法

(1)表示方法：箭頭由失電子原子指向得電子原子，線橋上只標(biāo)轉(zhuǎn)移電子數(shù)目，不標(biāo)電子的“得”“失”字樣。

(2)實例：Cu與濃HNO3反應(yīng)過程中電子轉(zhuǎn)移的方向和數(shù)目可表示為

1.注意特殊物質(zhì)中元素的化合價，如CuFeS2中銅、鐵元素的化合價都為+2價，硫元素的化合價為-2價;FeS2中硫元素的化合價為-1價;K2FeO4中鐵元素的化合價為+6價等。

2.配平化學(xué)方程式時，化學(xué)計量數(shù)“1”也必須填寫在空格里。

3.依據(jù)電子得失守恒列等式時不要忽略變價原子的個數(shù)。

1.注意特殊物質(zhì)中元素的化合價，如CuFeS2中銅、鐵元素的化合價都為+2價，硫元素的化合價為-2價;FeS2中硫元素的化合價為-1價;K2FeO4中鐵元素的化合價為+6價等。

2.配平化學(xué)方程式時，化學(xué)計量數(shù)“1”也必須填寫在空格里。

3.依據(jù)電子得失守恒列等式時不要忽略變價原子的個數(shù)。

我的總結(jié)

在全國卷中，考題的情景模型有如下4種，需要理解和應(yīng)用的解題方法有如下4條。

氧化還原反應(yīng)方程式的配平

1.配平的三大守恒原則

2.配平的三種方法技巧

(1)正向配平法：適合反應(yīng)物分別是氧化劑、還原劑的反應(yīng)，配平按以下4步進(jìn)行。

(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(yīng)和分解反應(yīng)中的氧化還原反應(yīng)。先確定生成物的化學(xué)計量數(shù)，然后再確定反應(yīng)物的化學(xué)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(xué)計量數(shù)為2，K2SO3的化學(xué)計量數(shù)為1，然后確定S的化學(xué)計量數(shù)為3。

(3)奇數(shù)配偶法：適用于物質(zhì)種類少且分子組成簡單的氧化還原反應(yīng)。如S+C+KNO3―→CO2↑+N2↑+K2S，反應(yīng)物KNO3中三種元素原子數(shù)均為奇數(shù)，而生成物中三種元素的原子數(shù)均為偶數(shù)，故可將KNO3乘以2，然后用觀察法配平得：S+3C+2KNO3===3CO2↑+N2↑+K2S。

1.配平方法

先用“化合價升降法”配平含有變價元素的物質(zhì)的化學(xué)計量數(shù)，然后再根據(jù)原子守恒進(jìn)行配平。

2.補項原則

3.組合方式

信息型氧化還原反應(yīng)方程式的書寫

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