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第一章 物质及其变化
单元知识清单
【知识导引】
1、物质的分类及转化：
2、离子反应和氧化还原反应：【知识清单】
一、物质的分类及转化
知识点1、物质的组成与分类
1.物质的分类
（1）概念：分类是学习和研究化学物质及其变化的一种常用方法。分类要有一定的标准，根据不同的标
准可以对化学物质及其变化进行不同的分类。
（2）常用的分类方法
①树状分类法：根据物质的组成对物质进行分类的一种方法。②交叉分类法：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。如：
2.物质的其它分类方法
（1）以分散质粒子大小对分散系分类
①定义：把一种（或多种）物质分散在另一种（或多种）物质中所得到的体系，叫做分散系。前者属于被
分散的物质，称作分散质；后者起容纳分散质的作用，称作分散剂。
②分类：当分散剂是水或其他液体时，按照分散质粒子的大小，可以把分散系分为溶液、胶体和浊液。
分散系 溶液 胶体 浊液
分散质粒子直径大小 ＜1 nm 1～100 nm >100 nm
大分子或离子 巨大分子或
分散质微粒成分 离子或小分子
集合体 离子集合体
不均匀、不透
外观特征 均匀、透明 均匀、透明或半透明
明
不稳定，静置
稳定性 稳定，静置无沉淀 较稳定
有沉淀或分层
分散质能否透过滤纸 能 能 不能
饱和溶液、不饱和 固溶胶、液溶胶、气溶 悬浊液、乳浊
分类
溶液 胶 液
实例 食盐水、蔗糖溶液 Fe(OH) 胶体 泥水
3
（2）以物质的性质对物质进行分类
①根据物质的溶解性，可以将物质分为易溶物质、可溶物质、微溶物质、难溶物质，即 20 ℃时，电解质
在水中的溶解度与溶解性存在如下关系： 。
②根据物质的状态，可以将物质分为固体物质、液体物质、气体物质。
③根据氧化物与酸、碱反应的性质，可以将氧化物分为酸性氧化物（SO 、SO 、PO 、MnO ）、碱性氧
2 3 2 5 2 7
化物（NaO、CaO、Fe O）、两性氧化物（Al O）、不成盐氧化物（CO、NO）。
2 2 3 2 3
④根据酸的电离程度，可以将酸分为强酸（HCl、HNO）、弱酸（CHCOOH、HClO、HF）。
3 3
⑤按在水溶液里或熔融状态下能否导电，可将化合物分为电解质和非电解质。
3.胶体的性质及应用【温馨提示】①根据氧化物与酸、碱的反应，将其分为酸性氧化物、碱性氧化物和两性氧化物；
②非金属氧化物不一定为酸性氧化物，如CO、NO，少数金属氧化物也可能是酸性氧化物如MnO ，金属
2 7
氧化物不一定为碱性氧化物如MnO，后边学习的NaO 是过氧化物，不是碱性氧化物；
2 7 2 2
③电解质与非电解质是化合物的一种分类方法，单质和混合物既不是电解质也不是非电解质；
④电解质溶于水或熔融时发生电离，产生了自由移动的离子才能导电，故电解质不一定能导电；
⑤电解质的本质是化合物自身在一定条件下能否发生电离，而不是能否导电，如CO 的水溶液能导电，但
2
CO 自身不电离，它不是电解质；BaSO 的溶液不导电，但BaSO 是电解质，因为它在熔融时可电离；
2 4 4
⑥溶液和胶体的分散质都能通过滤纸，而悬浊液的分散质则不能通过滤纸，可通过丁达尔效应鉴别胶体和
溶液；
⑦三类分散系中，溶液最稳定；浊液很不稳定，分散质在重力作用下会沉降下来；胶体在一定条件下能稳
定存在，稳定性介于溶液和浊液之间，属于介稳体系；
⑧制备Fe(OH) 胶体时不能过度加热，也不能用稀的FeCl 溶液与NaOH溶液或氨水制备；丁达尔效应不是
3 3
胶体与溶液的本质区别，只是区别胶体与溶液的一种物理方法。
知识点2、物质的转化
1．常见单质及其化合物的一般转化关系
如：
化学方程式：①2Ca+O ===2CaO，化合反应；②CaO+H O===Ca(OH) ，化合反应；
2 2 2
③CaO+CO ===CaCO ，化合反应；④Ca(OH) +CO ===CaCO ↓+H O，复分解反应；
2 3 2 2 3 2
⑤Ca(OH) +2HCl===CaCl +2H O，复分解反应；
2 2 2
⑥CaCO+2HCl===CaCl +CO ↑+H O，复分解反应。
3 2 2 22.酸、碱、盐、氧化物的性质及转化
（1）酸、碱、盐的通性
①酸的通性：
酸的通性 生成物 实例
与碱反应 盐和水 NaOH + HCl = NaCl + H O
2
与活泼金属单质反应 盐和氢气 Fe + 2HCl = FeCl + H ↑
2 2
与碱性氧化物反应 盐和水 CaO + 2HCl = CaCl + H O
2 2
与某些盐反应 盐和酸 NaCO + 2HCl = 2NaCl + CO ↑ + H O
2 3 2 2
②碱的通性：
碱的通性 生成物 实例
与酸反应 盐和水 NaOH + HCl = NaCl + H O
2
与酸性氧化物反应 盐和水 2NaOH + CO = Na CO + H O
2 2 3 2
与某些盐反应 盐和碱 2NaOH + MgCl = Mg(OH) ↓ + 2NaCl
2 2
③盐的通性：
盐的通性 生成物 实例
某些盐与酸反应 盐和酸 NaCO + 2HCl = 2NaCl + CO ↑ + H O
2 3 2 2
某些盐与碱反应 盐和碱 MgCl + 2NaOH = Mg(OH) ↓ + 2NaCl
2 2
某些盐与某些盐反应 盐和盐 NaCO + CaCl = 2NaCl + CaCO ↓
2 3 2 3
（2）酸、碱、盐、氧化物的关系
【温馨提示】①酸、碱由于电离出相同的H＋、OH－，因而化学性质具有各自的通性。
②同类物质具有相似的化学性质，如SO2与CO2一样具有酸性氧化物的通性。
③不同物质间的转化，要注意转化的条件，如复分解反应完成的条件（有沉淀、气体或弱电解质生成）、置换反应的条件（注意：钠、钾等活泼金属不与盐发生置换反应，而是与水发生置换反应生成碱和氢
气）。
④物质转化的应用—物质制备：物质制备考虑的因素有反应进行的可能性，原料的来源、成本高低和设备
要求等。
二、离子反应
知识点1、强弱电解质
1.概念：按电解质的电离程度，可将电解质分为强电解质与弱电解质。
2.强电解质与弱电解质的比较：
强电解质 弱电解质
概念 水溶液中全部电离的电解质 水溶液中部分电离的电解质
相同点 都是电解质，在水溶液中或熔融状态下都能电离，都能导电，与溶解度无
关
电离程度 完全电离 部分电离
不 电离过程 不可逆过程 可逆过程，存在电离平衡
同 表示方法 电离方程式用“==” 电离方程式用“ ”
点 溶液中溶 只有水合离子 水合离子，弱电解质分子
质微粒
强酸：HCl、HNO、HSO 弱酸：HF、HClO、HS、HSO 、
3 2 4 2 2 3
强碱：KOH、NaOH、Ba(OH) HPO 、HCO、HSiO、CHCOOH
2 3 4 2 3 2 3 3
实例
绝大多数盐：BaSO 、AgCl、 弱碱：NH ·H O、Fe(OH)
4 3 2 3
CaCO 水：HO
3 2
3.常见的强电解质和弱电解质
①强电解质：强酸（HSO 、HNO、HCl、HBr、HI、HClO）、强碱（NaOH、KOH、Ba(OH) ）、大部分
2 4 3 4 2
盐（盐不论难溶、易溶，绝大多数盐都是强电解质）。
②弱电解质：弱酸（CHCOOH、HClO、HF、HCN、HSO 、HS、HCO 、HPO ）、弱碱
3 2 3 2 2 3 3 4
（NH ·H O）、
3 2
水及少数盐（(CHCOO) Pb）。
3 2
【温馨提示】①电解质的强弱是以电离的程度来区分的，与物质的溶解度、溶液的导电能力没有必然联
系。如BaSO4、CaCO 等虽然在水中溶解度很小，溶液的导电性很差，但是由于都是离子化合物，溶于水
3
的部分是全部电离的，是强电解质。浓氨水的导电性比极稀NaOH溶液强，但NH ·H O属于弱电解质。
3 2
②只有存在自由移动离子（熔融液或水溶液）或自由电子（金属）时，物质才能导电，如固体碱、盐不导
电，液态硫酸不导电；溶液导电性的强弱主要取决于离子的浓度大小，而与电解质的强弱无关。
知识点2、离子方程式书写及正误判断
1.电离方程式：一是规范书写离子符号及数目，如镁离子不能写成Mg＋2，原子团不能拆开写，如ClO3－
不能写成Cl－、3O2－，二是满足原子守恒与电荷守恒，三是若为弱电解质，应写“ ”，而不能写
“＝”。2.离子方程式
（1）概念：用实际参加反应的离子符号来表示反应的式子。
（2）意义：离子方程式不仅可以表示某一个具体的化学反应，还可以表示同一类型的离子反应。
（3）书写：抓住两易、两等、两查
两易：即易溶、易电离的物质（强酸、强碱、大多数可溶性盐），以实际参加反应的离子符号表示；非电
解质、难电离的物质（弱酸、弱碱、水等）、难溶物、单质、气体、氧化物等用化学式表示。
两等：离子方程式两边的原子个数、电荷总数均对应相等。
两查：检查各项是否都有公约数，是否漏写必要的反应条件。
3.离子方程式的正误判断
常设陷阱 示例 正解
错写生成物（是否 硫酸与铁的反应：2Fe＋6H＋＝2Fe3＋＋
Fe＋2H＋＝Fe2＋＋H↑
与事实相符） 3H↑ 2
2
错拆物质（是否拆 盐酸与氨水反应：H＋＋OH－＝HO
2
写正确） H＋＋NH ·HO＝NH＋HO
NaHCO 与稀 HCl 反应写成 2H＋＋ 3 2 2
3
CO===CO ↑＋HO H＋＋HCO===CO ↑＋HO
2 2 2 2
注意：可溶性多元弱酸的酸式酸根一律
写成酸式酸根离子的形式
漏写反应（是否写 硫酸铁与氢氧化钡：SO 2－＋Ba2＋＝ 2Fe3＋＋3SO 2－＋3Ba2＋＋6OH－＝
4 4
全） BaSO↓ 3BaSO↓＋2Fe(OH) ↓
4 4 3
错约计量数（是否 硫酸与氢氧化钡：H＋＋SO 2－＋Ba2＋＋ 2H＋＋SO 2－＋Ba2＋＋2OH－＝BaSO↓
4 4 4
配比数正确） OH－＝BaSO↓＋HO ＋2HO
4 2 2
反应物的用量（是 过量CO 通入澄清石灰水：CO ＋Ca2＋
2 2 CO＋OH－＝HCO －
否考虑用量多少） ＋2OH－＝CaCO ↓＋HO 2 3
3 2
电荷不守恒（是否 铜与硝酸银反应：Cu＋Ag＋＝Cu2＋＋
Cu＋2Ag＋＝Cu2＋＋2Ag
守恒） Ag
【温馨提示】①离子方程式书写关键是“拆”—只有可溶的强电解质可拆成离子形式，其它均不需拆；对
于微溶物如Ca(OH) 在澄清溶液中要拆成Ca2＋、OH－，如是浊液则不能拆成离子形式。
2
②定量离子方程式书写和判断，首先要看清题目要求，抓住题目中的关键词，如“过量”、“少量”、
“等物质的量”、“适量”、“任意量”以及试剂的滴加顺序等，然后理清各种量之间、各微粒的反应情
况，判断哪些微粒已完全反应，哪些微粒有剩余，最后按离子方程式的质量守恒和电荷守恒要求完成离子
方程式。
③酸式盐与碱的反应也是学习的一个难点，因量不同则离子方程式不同。要通过分析反应的实质，运用
“少定多变法”（即少量的物质中参加反应的离子的物质的量之比是一定的，足量的那种物质中有一种或
两种离子的量是过量的、可变的）等方法来突破这一难点。
知识点3、离子共存
1.判断离子能否大量共存的“四个要点—一色、二性、三特殊、四反应”
（1）一色—溶液颜色
几种常见离子的颜色：
离子 Cu2＋ Fe3＋ Fe2＋ MnO溶液颜色 蓝色 棕黄色 浅绿色 紫红色
（2）二性—溶液的酸碱性
①在强酸性溶液中，OH－及弱酸根阴离子(如CO、SO、S2－、CHCOO－等)不能大量存在。
3
②在强碱性溶液中，H＋及弱碱阳离子(如NH、Al3＋、Fe3＋等)不能大量存在。
（3）三特殊—三种特殊情况：
①AlO与HCO不能大量共存：AlO＋HCO＋HO===Al(OH) ↓＋CO。
2 3
②“NO＋H＋”组合具有强氧化性，能与S2－、Fe2＋、I－、SO等还原性的离子发生氧化还原反应而不能大量
共存。
③NH与CHCOO－、CO，Mg2＋与HCO等组合中，虽然两种离子都能水解且水解相互促进，但总的水解程
3
度仍很小，它们在溶液中仍能大量共存。
（4）四反应—四种反应类型：离子间通常能发生的四种类型的反应，能相互反应的离子显然不能大量共
存。
①复分解反应：如Ba2＋与SO，NH与OH－，H＋与CHCOO－等。
3
②氧化还原反应：如Fe3＋与I－、S2－，NO(H＋)与Fe2＋等。
③相互促进的水解反应：如Al3＋与CO、HCO或AlO等。
④络合反应：如Fe3＋与SCN－等。
【温馨提示】①透明澄清的溶液不一定是无色溶液。无色溶液，不能有色离子：Fe2+（浅绿色）、Fe3+（黄
色）、Cu2+（蓝色）、MnO 2-（紫红色）等。
4
②限制溶液酸性的条件：pH<7的溶液、使紫色石蕊变红、加铁粉、镁粉等放出氢气。在酸性溶液中，OH
－及弱酸根阴离子(如CO2－、SO 2－、S2－、CHCOO－等)均不能大量存在；酸性条件下不能存在NO －。因
3 3 3 3
为在酸性条件下，NO －具有强氧化性，NO －作氧化剂会发生还原反应生成氮氧化物，而不是氢气。
3 3
③限制溶液碱性的条件：pH>7的溶液、使红色石蕊变蓝、使酚酞呈红色等。在碱性溶液中，H＋及弱碱阳
离子(如NH ＋、Al3＋、Mg2＋、Fe3＋等)均不能大量存在。
4
④酸式弱酸根离子(如HCO －、HSO －、HS－等)在强酸性或强碱性溶液中均不可能大量存在。
3 3
2.离子推断的“四项基本原则”
（1）肯定原则：根据实验现象推出溶液中肯定存在或肯定不存在的离子(记住几种常见的有色离子：Fe2
＋、Fe3＋、Cu2＋、MnO、CrO、Cr O)。
2
（2）互斥原则：在肯定某些离子存在的同时，结合离子共存规律，否定一些离子的存在(注意题目中的隐
含条件，如酸性、碱性、指示剂的颜色变化、与铝反应产生H、水的电离情况等)。
2
（3）电中性原则：溶液呈电中性，溶液中有阳离子，必有阴离子，且溶液中阳离子所带正电荷总数与阴
离子所带负电荷总数相等(这一原则可帮助我们确定一些隐含的离子)。
（4）进出原则：通常是在实验过程中使用，是指在实验过程中反应生成的离子或引入的离子对后续实验
的干扰。
【温馨提示】①离子推断一是根据现象直接判断某离子存在或不存在，二是根据确定存在的离子，再判断其它离子能否存在。
②注意操作过程中上一步中所加的试剂的离子，是否会对后续实验产生影响。
③若某种离子无法确定，可利用电荷守恒来确定该离子是否存在。
三、氧化还原反应
知识点1、氧化还原反应概念及关系
1.氧化还原反应特征及实质
（1）特征：反应前后有元素的化合价发生变化。
（2）实质：有电子转移(得失或偏移)的反应。
2.有关概念及关系
（1）还原剂：在反应时，所含元素化合价升高，即失电子（电子对偏离）的反应物，生成物是氧化产物
（2）氧化剂：在反应时，所含元素化合价降低，即得电子（电子对偏向）的反应物，生成物是还原产
物。
即：
【温馨提示】①记忆口诀：“升失氧还、降得还氧”。其含义即：化合价升高→失去电子(电子对偏离)→
被氧化→还原剂→具有还原性(失电子能力)；化合价降低→得到电子 (电子对偏向)→被还原→氧化剂→具
有氧化性(得电子能力)；“剂性一致，其他相反”。其含义即：氧化剂具有氧化性，还原剂具有还原性；
“其他相反”即氧化剂被还原，发生还原反应，得还原产物；还原剂被氧化，发生氧化反应，得氧化产
物。
②化合价变化是分析一切氧化还原反应问题的前提和基础，正确标出各元素的化合价是分析氧化还原反应
的关键和突破口。具体方法是找变价，判类型(是否为氧化还原反应)；分升降，定其他(化合价升高，失去
电子，发生氧化反应，化合价降低，得到电子，发生还原反应)。
知识点3、氧化还原反应中电子转移的表示方法
1．双线桥法:表示反应前后同一元素由反应物转化为生成物时电子转移的情况。【温馨提示】①箭头、箭尾必须对应化合价变化的同种元素的原子；
②必须注明“得到”或“失去”；
③电子转移数用a×be－形式表示，a表示发生氧化反应或还原反应的原子个数，b表示每个原子得到或失去
的电子数，当a＝1或b＝1时，要省略；
④被还原的物质和被氧化的物质得失电子数守恒。如：
2.单线桥法：表示反应过程中不同元素原子间的电子转移情况。
【温馨提示】①不需要标明“得到”或“失去”，只标明电子转移数目；
②要用箭头标明电子转移的方向；
③箭头由反应物中失电子元素原子指向得电子元素原子。如：
知识点3、氧化还原反应规律及应用
1.常见的氧化剂和还原剂
（1）常见氧化剂:常见氧化剂包括某些非金属单质、含有高价态元素的化合物、过氧化物等。如：（2）常见还原剂：常见还原剂包括活泼的金属单质、非金属阴离子及含低价态元素的化合物、低价金属
阳离子、某些非金属单质及其氢化物等。如：
（3）元素化合价处于中间价态的物质既有氧化性，又有还原性：
其中：Fe2＋、SO主要表现还原性，HO 主要表现氧化性。
2 2
2.规律及应用
规律 内容 应用
元素处于最高价只有氧化性，最低价只有还原性，
价态律 判断元素的氧化性、还原性
中间价态既有氧化性，又有还原性
强氧化性的氧化剂与强还原性的还原剂反应，生成 判断反应能否进行，比较微粒
强弱律
弱还原性的还原产物和弱氧化性的氧化产物 的氧化性或还原性强弱
判断氧化还原反应能否发生、
转化律 同一元素的不同价态间反应，其价态只靠拢不交叉
电子转移情况
优先律 多种氧化剂遇一种还原剂时，氧化性最强的优先反应。 判断反应先后顺序
守恒律 氧化还原反应中得失电子数相等 配平、相关计算
3.氧化还原反应与四种基本类型反应间的关系：
【温馨提示】①有些物质在反应中参与反应的只有部分被氧化或被还原。如③④。
②归中反应：不同价态的同种元素间发生氧化还原反应后元素的价态向中间靠拢。如⑥。③歧化反应：同一物质中，同一价态的同种元素发生氧化还原反应后部分升高部分降低，生成两种不同价
态的物质。如⑤。
知识点4、氧化性、还原性强弱比较
1.根据元素的活动性顺序比较
如：Fe＋CuSO ===FeSO＋Cu，金属还原性：Fe>Cu，在反应中Fe是还原剂，Cu是还原产物。
4 4
2.根据氧化还原反应方程式比较
氧化性：氧化剂>氧化产物，还原性：还原剂>还原产物
知识点5、氧化还原反应的计算
1、三个守恒：
（1）电子守恒：电子守恒是指氧化剂得到电子的物质的量（或个数）和还原剂失去电子的物质的量（或
个数）相等。反应前后氧化剂得到电子的总数等于还原剂失去电子的总数。
（2）质量守恒：质量守恒是指氧化还原反应中反应前后各元素的种类和相应的原子个数不变。
（3）电荷守恒：电荷守恒是指在离子反应中，所有阳离子所带正电荷总数等于所有阴离子所带的负电荷
总数。即溶液呈电中性。
2、守恒法解题的思维流程：（1）找出氧化剂、还原剂及对应的还原产物、氧化产物。
（2）标准确变价元素的化合价。
（3）找准每个氧化剂、还原剂中变价的原子个数。
（4）列出等式并计算：N(氧化剂)×变价原子个数×|化合价变化值|＝N(还原剂)×变价原子个数×|化合价变化
值|。
【温馨提示】对于氧化还原反应的计算，要根据反应中氧化剂得到的电子总数与还原剂失去的电子总数相
等。利用守恒思想，可以抛开繁琐的反应过程，可不写化学方程式，不追究中间反应过程，只要把物质分为始态和终态，从得电子与失电子两个方面进行整体思维，便可迅速获得正确结果。
