一、物質(zhì)的組成與分類
1.元素、物質(zhì)及微粒間的關(guān)系
（1）宏觀上物質(zhì)是由元素組成的，微觀上物質(zhì)是由分子、原子或離子構(gòu)成的。
①分子：保持物質(zhì)化學(xué)性質(zhì)的最小微粒。
②原子：化學(xué)變化中的最小微粒。
③離子：帶電荷的原子或原子團(tuán)。
④原子團(tuán)：在許多化學(xué)反應(yīng)里，作為一個(gè)整體參加反應(yīng)，如同一個(gè)原子一樣的原子集團(tuán)。
（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)：元素以單質(zhì)形式存在的狀態(tài)。
②化合態(tài)：元素以化合物形式存在的狀態(tài)。
（3）元素與物質(zhì)的關(guān)系
元素eq \(――→,\s\up7(組成))eq \b\lc\{\rc\ (\a\vs4\al\c1(單質(zhì)：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(zhì)的關(guān)系
2.同素異形體
(1)概念：同種元素形成的不同單質(zhì)叫同素異形體。
(2)形成方式
①原子個(gè)數(shù)不同，如O2和O3；
②原子排列方式不同，如金剛石和石墨。
(3)性質(zhì)差異
物理性質(zhì)差別較大，化學(xué)性質(zhì)相似，同素異形體之間的轉(zhuǎn)化屬于化學(xué)變化。
3.混合物和純凈物
（1）純凈物：由同種單質(zhì)或化合物組成的物質(zhì)。
（2）混合物：由幾種不同的單質(zhì)或化合物組成的物質(zhì)。
（3）純凈物和混合物的區(qū)別
4.元素、微粒及物質(zhì)間的關(guān)系圖
【特別提醒】①物質(zhì)的組成可概括為“宏觀一素(元素)、微觀六子(原子、分子、離子、質(zhì)子、中子、電子)”。
②由原子或離子構(gòu)成的單質(zhì)和化合物均用化學(xué)式表示。
③幾乎所有的酸都是共價(jià)化合物，都有確定的分子式。
④只含一種元素的物質(zhì)不一定是單質(zhì)，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(zhì)。
二、物質(zhì)的分類方法
1．簡(jiǎn)單分類法—交叉分類法和樹(shù)狀分類法
（1）交叉分類法—從不同角度對(duì)物質(zhì)進(jìn)行分類。
（2）明確分類標(biāo)準(zhǔn)是對(duì)物質(zhì)正確樹(shù)狀分類的關(guān)鍵
(3)樹(shù)狀分類法在無(wú)機(jī)化合物分類中的應(yīng)用
按不同層次對(duì)物質(zhì)進(jìn)行逐級(jí)分類，各層之間屬于包含關(guān)系。
2.正確理解幾個(gè)“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(guò)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(yīng)生成相應(yīng)的酸、堿(如SiO2、Fe2O3)。
d.酸性氧化物都是對(duì)應(yīng)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(jià)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(jià)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(zhì)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(jié)晶水合物屬于純凈物，如CuSO4·5H2O、KAl(SO4)2·12H2O等物質(zhì)。
c．同位素形成的單質(zhì)或化合物是純凈物，如H2與D2、H2O與D2O。
d.分子式為C5H10的物質(zhì)存在多種同分異構(gòu)體，可能是純凈物也可能是混合物。
3.對(duì)氧化物的深刻認(rèn)識(shí)
(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(yīng)生成相應(yīng)的酸或堿，如SiO2、Fe2O3都不溶于水，也不與水反應(yīng)。
(4)與堿反應(yīng)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(zhì)分散到另一種(或多種)物質(zhì)中所得到的體系。被分散的物質(zhì)稱為分散質(zhì)，起容納分散質(zhì)作用的物質(zhì)稱為分散劑，分散系都是混合物。
（2）分類：
①按照分散質(zhì)粒子的大小，分為三種分散系
②按照分散質(zhì)和分散劑的狀態(tài)，分為9種分散系
如煙屬于氣固分散系；霧屬于氣液分散系；懸濁液屬于液固分散系；合金屬于固固分散系。
（3）三種分散系比較
2.膠體
（1）常見(jiàn)的膠體
（2）膠體的性質(zhì)
①丁達(dá)爾效應(yīng):可見(jiàn)光束通過(guò)膠體時(shí)，在入射光側(cè)面可看到一條光亮的通路，這是膠體粒子對(duì)光線散射而形成的，可用此性質(zhì)來(lái)鑒別溶液和膠體。
②布朗運(yùn)動(dòng)：膠粒永不停息地做無(wú)規(guī)則運(yùn)動(dòng)的現(xiàn)象叫做布朗運(yùn)動(dòng)，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(chǎng)作用下，膠體粒子在分散劑中作定向移動(dòng)的現(xiàn)象。此性質(zhì)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 \(====,\s\up8(△))Fe(OH)3(膠體)＋3HCl
②具體操作：用燒杯取少量蒸餾水，加熱至沸騰；向沸水中逐滴加入適量的飽和FeCl3溶液；繼續(xù)煮沸至溶液呈紅褐色，停止加熱，即得Fe(OH)3膠體。
③除去膠體中所含雜質(zhì)
a.膠體中的懸濁液：過(guò)濾
b.膠體中的分子或離子：滲析
④實(shí)驗(yàn)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(wú)白色沉淀產(chǎn)生，則說(shuō)明兩者已經(jīng)完全分離。
四、酸、堿、鹽的性質(zhì)及轉(zhuǎn)化
1.轉(zhuǎn)化關(guān)系圖
2.不同類別的無(wú)機(jī)物之間轉(zhuǎn)化的一般規(guī)律
（1）金屬單質(zhì)及其化合物的轉(zhuǎn)化
金屬單質(zhì)eq \(――→,\s\up7(O2))堿性氧化物eq \(――→,\s\up7(H2O))堿eq \(――→,\s\up7(酸))鹽
如：Naeq \(――→,\s\up7(O2))Na2Oeq \(――→,\s\up7(H2O))NaOHeq \(――→,\s\up7(H2SO4))Na2SO4
符合上述轉(zhuǎn)化關(guān)系的常見(jiàn)金屬有Na、K、Ca、Ba等，但Mg、Fe、Al、Cu等不符合上述轉(zhuǎn)化關(guān)系。
（2）非金屬單質(zhì)及其化合物的轉(zhuǎn)化
非金屬單質(zhì)eq \(――→,\s\up7(O2))酸性氧化物eq \(――→,\s\up7(H2O))酸eq \(――→,\s\up7(堿))鹽
如：Seq \(――→,\s\up7(O2))SO2eq \(――→,\s\up7(H2O))H2SO3eq \(――→,\s\up7(NaOH))Na2SO3
符合上述轉(zhuǎn)化關(guān)系的常見(jiàn)非金屬有C、S、P等，但N、Si等不符合上述轉(zhuǎn)化關(guān)系。
五、電解質(zhì)及其電離
1.電解質(zhì)和非電解質(zhì)
（1）電解質(zhì)是在水溶液中或熔融狀態(tài)下能夠?qū)щ姷幕衔?，酸、堿、鹽屬于電解質(zhì)。
（2）非電解質(zhì)是在水溶液中和熔融狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物，如蔗糖、乙醇等。
（3）電解質(zhì)與非電解質(zhì)的比較
【易錯(cuò)警示】①電解質(zhì)和非電解質(zhì)均是化合物，單質(zhì)和混合物既不是電解質(zhì)，也不是非電解質(zhì)。
②電解質(zhì)不一定導(dǎo)電，如固態(tài)NaCl、液態(tài)HCl等；導(dǎo)電物質(zhì)不一定是電解質(zhì)，如鐵、鋁等金屬單質(zhì)。
③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)。
2.強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)
（1）強(qiáng)電解質(zhì)：在溶液中能夠全部電離的電解質(zhì)。則強(qiáng)電解質(zhì)溶液中不存在電離平衡。
（2）弱電解質(zhì)：在溶液中只是部分電離的電解質(zhì)。則弱電解質(zhì)溶液中存在電離平衡。
（3）強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)的比較：
3.電解質(zhì)的電離
（1）電離及其條件
①電離的概念：電解質(zhì)在水溶液中或熔化狀態(tài)下，離解成自由移動(dòng)離子的過(guò)程。
②電離的條件：離子化合物溶于水或熔化或共價(jià)化合物溶于水。
③電離的結(jié)果：產(chǎn)生自由移動(dòng)離子，具有導(dǎo)電性。
（2）電離方程式的書寫
①?gòu)?qiáng)電解質(zhì)：完全電離，用“===”表示。
如H2SO4、NaOH、(NH4)2SO4的電離方程式分別為H2SO4===2H＋＋SOeq \\al(2－,4)、NaOH===Na＋＋OH－、(NH4)2SO4===2NHeq \\al(＋,4)＋SOeq \\al(2－,4)。
②弱電解質(zhì)：部分電離，用“”表示。
多元弱酸分步電離 ，且電離程度逐步減弱，以第一步電離為主。
如H2S的電離方程式為H2SH＋＋HS－；HS－H＋＋S2－。
多元弱堿分步電離，但一步寫出。如Cu(OH)2Cu2＋＋2OH－。
③酸式鹽：
強(qiáng)酸酸式鹽完全電離，一步寫出。如NaHSO4在水溶液中的電離方程式為NaHSO4===Na＋＋H＋＋SOeq \\al(2－,4)，
在熔融狀態(tài)下的電離方程式為NaHSO4===Na＋＋HSOeq \\al(－,4)。
多元弱酸酸式鹽，第一步完全電離，其余部分電離。如NaHCO3===Na＋＋HCOeq \\al(－,3)，HCOeq \\al(－,3)H＋＋COeq \\al(2－,3)。
4.電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性
（1）電解質(zhì)的導(dǎo)電原理
熔融電解質(zhì)或電解質(zhì)溶液中的導(dǎo)電微粒是自由移動(dòng)的陰、陽(yáng)離子，它們?cè)谕怆妶?chǎng)作用下能產(chǎn)生定向移動(dòng)從而導(dǎo)電。
（2）電解質(zhì)溶液導(dǎo)電能力大小的影響因素
①電解質(zhì)溶液導(dǎo)電能力的大小取決于溶液中自由移動(dòng)離子的濃度和離子的電荷數(shù)。
②溫度升高時(shí)，弱電解質(zhì)電離程度增大，離子濃度增大，導(dǎo)電性會(huì)增強(qiáng)；但強(qiáng)電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性不變。
（3）電解質(zhì)導(dǎo)電性與導(dǎo)電能力強(qiáng)弱的判斷
六、離子反應(yīng)
1.離子反應(yīng)的概念：
凡有離子參加或生成的反應(yīng)都是離子反應(yīng)。
2.離子反應(yīng)的本質(zhì)：
溶液中某些離子的物質(zhì)的量的減小或子種類發(fā)生改變。
3.離子反應(yīng)發(fā)生的條件：
①?gòu)?fù)分解反應(yīng)類型：
a.生成難溶的物質(zhì)b.生成難電離的物質(zhì)c.生成易揮發(fā)的物質(zhì)
②氧化還原反應(yīng)類型：
強(qiáng)氧化性物質(zhì)＋強(qiáng)還原性物質(zhì)===弱氧化性物質(zhì)＋弱還原性物質(zhì)。
如FeCl3溶液與Cu反應(yīng)的離子方程式為2Fe3＋＋Cu===2Fe2＋＋Cu2＋。
③絡(luò)合反應(yīng)：生成穩(wěn)定的絡(luò)合物或絡(luò)合離子。
如向FeCl3溶液中滴入KSCN溶液時(shí)反應(yīng)的離子方程式為Fe3＋＋3SCN－===Fe(SCN)3。
④鹽類的水解反應(yīng)：在溶液中鹽電離出的離子與水電離出的H＋或OH－結(jié)合生成弱電解質(zhì)。
如NH4Cl水解離子方程式為NHeq \\al(＋,4)＋H2ONH3·H2O＋H＋。
⑤電化學(xué)反應(yīng)：實(shí)質(zhì)為氧化還原反應(yīng)，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(shí)際參加反應(yīng)的離子符號(hào)來(lái)表示離子反應(yīng)的式子．所謂實(shí)際參加反應(yīng)的離子，即是在反應(yīng)前后數(shù)目發(fā)生變化的離子。
2.離子方程式的意義：
離子方程式不僅表示一定物質(zhì)間的某個(gè)反應(yīng)，而且可以表示所有同一類型的離子反應(yīng)。如：H＋+ OH－＝H2O可以表示強(qiáng)酸與強(qiáng)堿反應(yīng)生成可溶性鹽的中和反應(yīng)。
3.離子方程式書寫步驟
書寫離子方程式按照“寫—拆—?jiǎng)h—查”的步驟書寫。應(yīng)注意的是，第二步“拆”是關(guān)鍵：把易溶于水、易電離的物質(zhì)拆寫成離子形式，難溶、難電離、氣體、單質(zhì)、氧化物等仍用化學(xué)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(yīng)的實(shí)質(zhì)直接寫
第1步：分析反應(yīng)物在溶液中電離產(chǎn)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(yīng)的本質(zhì)
CaCO3溶于鹽酸的本質(zhì)是CaCO3與H＋反應(yīng)生成CO2氣體和水。
第3步：根據(jù)離子反應(yīng)發(fā)生的條件或現(xiàn)象寫出反應(yīng)物和生成物的離子符號(hào)或物質(zhì)(單質(zhì)、氧化物、難溶物質(zhì)、弱電解質(zhì)、氣體等)的化學(xué)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(xué)方程式改寫為離子方程式
八、離子共存
1.離子共存的實(shí)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。
2.離子不能大量共存的原因
（1）離子之間相互結(jié)合生成難溶物質(zhì)或微溶物。如Ca2+和CO32?生成CaCO3，H+和SiO32?生成H2SiO3，Cu2+和OH-生成Cu(OH)2等。
（2）離子之間相互結(jié)合生成氣態(tài)物質(zhì)及揮發(fā)性物質(zhì)。如H+和S2-生成H2S，H+和HCO3-生成CO2等。
（3）離子之間相互結(jié)合生成弱電解質(zhì)。如H+與CH3COO-、OH-、PO43?等分別結(jié)合生成弱電解質(zhì)CH3COOH、H2O、H3PO4等。
（4）離子之間彼此促進(jìn)水解。
①常見(jiàn)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：
a．Al3＋與COeq \\al(2－,3)、HCOeq \\al(－,3)、S2－、HS－、AlOeq \\al(－,2)、SiOeq \\al(2－,3)。
b．Fe3＋與COeq \\al(2－,3)、HCOeq \\al(－,3)、AlOeq \\al(－,2)、SiOeq \\al(2－,3)。
②NHeq \\al(＋,4)與CH3COO－、COeq \\al(2－,3)、HCOeq \\al(－,3)、S2－等能發(fā)生相互促進(jìn)的水解反應(yīng)，但反應(yīng)程度仍較小，能大量共存。
（5）離子之間發(fā)生氧化還原反應(yīng)。如Fe2+、S2-、I-、SO32?分別與NO3-(H+)、ClO-因發(fā)生氧化還原反應(yīng)而不能大量共存；Fe3+與S2-、I-等因發(fā)生氧化還原反應(yīng)而不能大量共存。
（6）離子之間能發(fā)生絡(luò)合反應(yīng)。如Fe3+和SCN-不能大量共存。
3.常見(jiàn)的離子共存題限定條件
（1）溶液無(wú)色說(shuō)明溶液中不存在大量的Cu2＋、Fe2＋、Fe3＋、MnOeq \\al(－,4)、Cr2Oeq \\al(2－,7)、CrOeq \\al(2－,4)等。
（2）常見(jiàn)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＋)=0.1 ml·L－1的溶液。
（3）常見(jiàn)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(lán)的溶液；③使酚酞變紅的溶液；④c(OH－)=0.1 ml·L－1的溶液。
（4）常見(jiàn)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(yīng)放出氫氣的溶液；②常溫下，水電離出的c(OH－)=1×10－12 ml·L－1的溶液；③與NH4HCO3反應(yīng)能產(chǎn)生氣體的溶液。
九、離子的檢驗(yàn)與推斷
1.離子的檢驗(yàn)
（1）常見(jiàn)離子的檢驗(yàn)方法
根據(jù)離子性質(zhì)不同而在實(shí)驗(yàn)中所表現(xiàn)出的現(xiàn)象不同，可以把檢驗(yàn)離子的方法歸納為三種類型：①生成沉淀；②生成氣體；③顯現(xiàn)特殊顏色。
（2）離子檢驗(yàn)中的常見(jiàn)干擾離子以及排除措施
【易錯(cuò)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 \\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 \\al(2－,3)，若原溶液中存在SOeq \\al(2－,3)、HSOeq \\al(－,3)、HCOeq \\al(－,3)等，也有相同的現(xiàn)象。
③向某溶液中滴入稀鹽酸，產(chǎn)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 \\al(2－,3)，若原溶液中存在HCOeq \\al(－,3)、SOeq \\al(2－,3)、HSOeq \\al(－,3)等，也有相同的現(xiàn)象。
④向某溶液中滴入BaCl2溶液，產(chǎn)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 \\al(2－,4)，若原溶液中存在SOeq \\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(yàn)Fe2＋時(shí)，應(yīng)先加KSCN，再加氯水，否則，F(xiàn)e3＋干擾結(jié)果的判斷。
⑥做某溶液的焰色反應(yīng)實(shí)驗(yàn)，火焰呈黃色，溶液中一定存在Na＋，也可能存在K＋，因?yàn)殁浀难嫔磻?yīng)必須透過(guò)藍(lán)色鈷玻璃才能觀察到。
2.離子的推斷
（1）物質(zhì)檢驗(yàn)的一般步驟
eq \x(觀察物理性質(zhì))→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(jié)論)
（2）物質(zhì)檢驗(yàn)的一般依據(jù)
任何具有明顯實(shí)驗(yàn)現(xiàn)象差異的物理性質(zhì)、化學(xué)性質(zhì)都可作為物質(zhì)檢驗(yàn)的依據(jù)。在物質(zhì)鑒定過(guò)程中常常是根據(jù)顏色的變化、是否有氣體產(chǎn)生、能否溶解、有無(wú)沉淀、有無(wú)吸熱或放熱等現(xiàn)象來(lái)判斷；還可以根據(jù)能不能產(chǎn)生某個(gè)現(xiàn)象來(lái)判斷，也可以根據(jù)產(chǎn)生某個(gè)現(xiàn)象的快慢進(jìn)行判斷。
【特別提醒】必須注意兩點(diǎn)：
①所加試劑引入的離子對(duì)后續(xù)實(shí)驗(yàn)的影響；
②用電荷守恒判斷溶液中還可能含有的離子時(shí)要將定性與定量的方法相結(jié)合。
（3）電荷守恒在定量型離子推斷試題中的應(yīng)用
離子定量推斷試題常根據(jù)離子的物質(zhì)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(zhì)的量未知，可以用電荷守恒來(lái)確定最后一種離子是否存在，即陽(yáng)離子所帶的正電荷總數(shù)等于陰離子所帶的負(fù)電荷總數(shù)。
十、氧化還原反應(yīng)的相關(guān)概念及其表示方法
1.從化合價(jià)變化和電子轉(zhuǎn)移的角度認(rèn)識(shí)氧化還原反應(yīng)
（1）氧化還原反應(yīng)的本質(zhì)和特征
（2）基于雙線橋理解氧化還原反應(yīng)概念之間的關(guān)系
（3）氧化還原反應(yīng)的相關(guān)概念之間的關(guān)系
可概括為“氧、氧、得、降、還、還、還”。
（4）電子轉(zhuǎn)移的表示方法
請(qǐng)分別用單線橋法和雙線橋法表示Cu與稀硝酸反應(yīng)中電子轉(zhuǎn)移的方向和數(shù)目：
①雙線橋法：①標(biāo)變價(jià) ②畫箭頭(反應(yīng)物指向生成物) ③算數(shù)目 ④說(shuō)變化。如銅和稀硝酸反應(yīng)：

【特別提醒】a．箭頭指向反應(yīng)前后有元素化合價(jià)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(zhuǎn)移的方向，僅表示電子轉(zhuǎn)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(biāo)變價(jià) 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(biāo)電子轉(zhuǎn)移的總數(shù)目，不標(biāo)“得”“失”字樣），如銅和稀硝酸反應(yīng)：
【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(biāo)“得到”或“失去”，只標(biāo)明電子轉(zhuǎn)移的總數(shù)。
c．線橋只出現(xiàn)在反應(yīng)物中。
（5）氧化還原反應(yīng)與四種基本類型反應(yīng)間的關(guān)系
【特別提醒】（1）有單質(zhì)參與的化合反應(yīng)是氧化還原反應(yīng)。
（2）有單質(zhì)生成的分解反應(yīng)是氧化還原反應(yīng)。
（3）有單質(zhì)參加或生成的化學(xué)反應(yīng)，不一定是氧化還原反應(yīng)，如3O2eq \(=====,\s\up8(放電),\s\d3( ))2O3。
（4）所有的置換反應(yīng)都是氧化還原反應(yīng)。
（5）所有的復(fù)分解反應(yīng)都不是氧化還原反應(yīng)。
2.從元素價(jià)態(tài)和物質(zhì)結(jié)構(gòu)的角度認(rèn)識(shí)氧化劑和還原劑
（1）常見(jiàn)氧化劑
常見(jiàn)氧化劑包括某些非金屬單質(zhì)、含有高價(jià)態(tài)元素的化合物、過(guò)氧化物等。如：
【特別提醒】
①O2、O3在水溶液中的還原產(chǎn)物，其中酸性條件下是H2O，中性、堿性條件下是OH－；而當(dāng)還原產(chǎn)物為固態(tài)時(shí)是O2－或Oeq \\al(2－,2)。
②濃硝酸的還原產(chǎn)物是NO2，稀HNO3的還原產(chǎn)物是NO。
（2）常見(jiàn)還原劑
常見(jiàn)還原劑包括活潑的金屬單質(zhì)、非金屬陰離子及含低價(jià)態(tài)元素的化合物、低價(jià)金屬陽(yáng)離子、某些非金屬單質(zhì)及其氫化物等。如：
（3）元素化合價(jià)處于中間價(jià)態(tài)的物質(zhì)既有氧化性，又有還原性
其中：Fe2＋、SOeq \\al(2－,3)主要表現(xiàn)還原性，H2O2主要表現(xiàn)氧化性。
【易錯(cuò)提醒】
①根據(jù)化合價(jià)的高低可判斷物質(zhì)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(qiáng)弱。元素處于最高價(jià)態(tài)時(shí)只有氧化性，但不一定有強(qiáng)氧化性，如Na＋、SOeq \\al(2－,4)；同理，元素處于最低價(jià)態(tài)時(shí)也不一定具有強(qiáng)還原性。
②非金屬陰離子不一定只具有還原性，如Oeq \\al(2－,2)既有氧化性又有還原性。金屬陽(yáng)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(yīng)概念的“五個(gè)誤區(qū)”
誤區(qū)一：某元素由化合態(tài)變?yōu)橛坞x態(tài)時(shí)，該元素不一定被還原，也不一定被氧化。因?yàn)樵靥幱诨蠎B(tài)時(shí)，其化合價(jià)可能為正，也可能為負(fù)。若元素由負(fù)價(jià)變?yōu)?價(jià)，則其被氧化，若元素由正價(jià)變?yōu)?價(jià)，則其被還原。
誤區(qū)二：在氧化還原反應(yīng)中，非金屬單質(zhì)不一定只作氧化劑，大部分非金屬單質(zhì)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(yīng)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(zhì)的氧化性或還原性的強(qiáng)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(wú)關(guān)。
誤區(qū)四：氧化還原反應(yīng)中的反應(yīng)物不一定都是氧化劑或還原劑，有的反應(yīng)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(yīng)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(jià)升高，一部分化合價(jià)降低。
十一、氧化性、還原性強(qiáng)弱的比較
1.氧化性、還原性的概念
（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(qiáng)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(wú)關(guān)。如：Na－e－===
Na＋，Al－3e－===Al3＋，但根據(jù)金屬活動(dòng)性順序表，Na比Al活潑，更易失去電子，故Na比Al的還原性強(qiáng)。
（3）從元素的價(jià)態(tài)考慮：
最高價(jià)態(tài)——只有氧化性，如：Fe3＋、H2SO4、KMnO4等；
最低價(jià)態(tài)——只有還原性，如：金屬單質(zhì)、Cl－、S2－等；
中間價(jià)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(qiáng)弱的比較方法
（1）依據(jù)氧化還原反應(yīng)方程式判斷
氧化性：氧化劑>氧化產(chǎn)物
還原性：還原劑>還原產(chǎn)物
（2）依據(jù)反應(yīng)條件及反應(yīng)的劇烈程度判斷
當(dāng)不同的氧化劑(或還原劑)與同一還原劑(或氧化劑)反應(yīng)時(shí)，反應(yīng)越易進(jìn)行，則對(duì)應(yīng)的氧化劑(或還原劑)的氧化性(或還原性)越強(qiáng)，反之越弱。如：
MnO2＋4HCl(濃)eq \(=====,\s\up7(△))MnCl2＋Cl2↑＋2H2O
2KMnO4＋16HCl(濃)===2KCl＋2MnCl2＋5Cl2↑＋8H2O
O2＋4HCl(濃)eq \(=====,\s\up11(催化劑),\s\d4(△))2Cl2＋2H2O
氧化性：KMnO4>MnO2>O2
2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑ Mg＋2H2Oeq \(=====,\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(chǎn)物價(jià)態(tài)高的其氧化性強(qiáng)。
例如：Fe＋Seq \(=====,\s\up7(△))FeS，2Fe＋3Cl2eq \(=====,\s\up8(點(diǎn)燃))2FeCl3 ，可以得出氧化性：Cl2>S
b.不同還原劑作用于同一種氧化劑，還原產(chǎn)物價(jià)態(tài)低的其還原性強(qiáng)。例如：
eq \b\lc\ \rc\](\a\vs4\al\c1(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(dòng)順序表
c.根據(jù)非金屬活動(dòng)性順序表判斷
eq \(,\s\up7(F2 Cl2 O2 Br2 I2 S),\s\d7(得電子能力逐漸減弱，氧化性逐漸減弱))
eq \(,\s\up7(F－ Cl－ Br－ I－ S2－),\s\d7(失電子能力逐漸增強(qiáng)，還原性逐漸增強(qiáng)))
十二、氧化還原反應(yīng)的基本規(guī)律及應(yīng)用
1.守恒規(guī)律及其應(yīng)用
（1）規(guī)律
氧化還原反應(yīng)遵循以下三個(gè)守恒規(guī)律：
①質(zhì)量守恒：反應(yīng)前后元素的種類和質(zhì)量不變。
②電子守恒：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(yīng)方程式的依據(jù)，也是有關(guān)氧化還原反應(yīng)計(jì)算的依據(jù)。
③電荷守恒：離子方程式中，反應(yīng)物中各離子的電荷總數(shù)與產(chǎn)物中各離子的電荷總數(shù)相等。書寫氧化還原反應(yīng)的離子方程式時(shí)要注意滿足電荷守恒，如Fe3＋＋Cu===Fe2＋＋Cu2＋(錯(cuò)誤)，2Fe3＋＋Cu===2Fe2＋＋Cu2＋(正確)。
（2）應(yīng)用
eq \b\lc\{\rc\ (\a\vs4\al\c1(①直接計(jì)算反應(yīng)物與產(chǎn)物或與轉(zhuǎn)移電子的數(shù)量關(guān)系。如用銅電極電解Na2SO4溶液，其陽(yáng)、陰極產(chǎn)物及轉(zhuǎn)移, 電子關(guān)系式為：Cu2＋～2e－～H2～2OH－,②配平氧化還原反應(yīng)方程式))
2.價(jià)態(tài)規(guī)律及其應(yīng)用
（1）高低規(guī)律
元素在物質(zhì)中所處的價(jià)態(tài)，決定該元素的氧化性或還原性，一般來(lái)說(shuō)，元素處于最高價(jià)態(tài)時(shí)，只有氧化性(如KMnO4、HNO3等)；元素處于最低價(jià)態(tài)時(shí)，只有還原性(如S2－、I－等)；元素處于中間價(jià)態(tài)時(shí)，既有氧化性又有還原性(如Fe2＋、SO2等)。
（2）價(jià)態(tài)歸中規(guī)律
內(nèi)容：同種元素不同價(jià)態(tài)之間發(fā)生氧化還原反應(yīng)時(shí)，高價(jià)態(tài)＋低價(jià)態(tài)―→中間價(jià)態(tài)，即“只靠攏，不交叉”“就近變價(jià)”。
（3）歧化反應(yīng)規(guī)律
氧化還原反應(yīng)中，有元素化合價(jià)升高，必然有元素化合價(jià)降低。歧化反應(yīng)時(shí)，某元素的中間價(jià)態(tài)―→高價(jià)態(tài)＋低價(jià)態(tài)。
3.強(qiáng)弱規(guī)律及其應(yīng)用
（1）物質(zhì)氧化性或還原性的強(qiáng)弱決定于得失電子的難易程度，與得失電子的數(shù)目無(wú)關(guān)。
（2）根據(jù)氧化還原反應(yīng)方程式進(jìn)行判斷
還原劑 ＋ 氧化劑 = 氧化產(chǎn)物 ＋ 還原產(chǎn)物
(強(qiáng)還原性) (強(qiáng)氧化性) (弱氧化性) (弱還原性)
還原性：還原劑>還原產(chǎn)物；
氧化性：氧化劑>氧化產(chǎn)物。
（3）應(yīng)用
①判斷有氧化性和還原性的物質(zhì)在一定條件下能否反應(yīng)：以Zn為例，Zn可以與Fe2＋、Sn2＋、H＋、Cu2＋等發(fā)生置換反應(yīng)，但不能與Mg2＋、Al3＋等反應(yīng)。
②同一氧化劑與多種還原劑混合時(shí)，還原性強(qiáng)的先被氧化。例如，已知還原性：I－>Fe2＋>Br－，當(dāng)把氯氣通入FeBr2溶液時(shí)，氯氣的量不足時(shí)首先氧化Fe2＋；把氯氣通入FeI2溶液時(shí)，氯氣的量不足時(shí)首先氧化I－。
同一還原劑與多種氧化劑混合時(shí)，氧化性強(qiáng)的先被還原。例如，在含有Fe3＋、Cu2＋、H＋的溶液中加入鐵粉，因?yàn)檠趸裕篎e3＋>Cu2＋>H＋，所以鐵粉先與Fe3＋反應(yīng)，然后再依次與Cu2＋、H＋反應(yīng)。
4.先后規(guī)律及其應(yīng)用
（1）規(guī)律
①同時(shí)含有幾種還原劑時(shí)eq \(――→,\s\up7(加入氧化劑))將按照還原性由強(qiáng)到弱的順序依次反應(yīng)。如：在FeBr2溶液中通入少量Cl2時(shí)，因?yàn)檫€原性Fe2＋>Br－，所以Fe2＋先與Cl2反應(yīng)。
②同時(shí)含有幾種氧化劑時(shí)eq \(――→,\s\up7(加入還原劑))將按照氧化性由強(qiáng)到弱的順序依次反應(yīng)。如：在含有Fe3＋、Cu2＋、H＋的溶液中加入鐵粉，因?yàn)檠趸訤e3＋>Cu2＋>H＋，所以鐵粉先與Fe3＋反應(yīng)，然后依次為Cu2＋、H＋。
（2）應(yīng)用
eq \b\lc\{\rc\ (\a\vs4\al\c1(①可判斷物質(zhì)發(fā)生氧化還原反應(yīng)的先后順序,②判斷某氧化還原反應(yīng)中物質(zhì)氧化性、還原性的相對(duì)強(qiáng)弱,③判斷某氧化還原反應(yīng)能否正常進(jìn)行))
（3）常見(jiàn)的強(qiáng)弱順序
氧化性：MnOeq \\al(－,4)(H＋)>Cl2>Br2>Fe3＋>I2>稀H2SO4>S，還原性：Mn2＋

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