2025年高一化学寒假衔接讲练 (人教版)专题01 物质及其变化（学生版）

专题01物质及其变化考点聚焦：复习要点+知识网络，有的放矢重点专攻：知识点和关键点梳理，查漏补缺难点强化：难点内容标注与讲解，能力提升提升专练：真题感知+提升专练，全面突破一、物质的组成与分类1.元素、物质及微粒间的关系（1）宏观上物质是由元素的，微观上物质是由分子、原子或离子的。①分子：保持物质化学性质的最小微粒。②原子：化学变化中的最小微粒。③离子：带电荷的原子或原子团。④原子团：在许多化学反应里，作为一个整体参加反应，如同一个原子一样的原子集团。（2）元素：具有相同核电荷数的一类原子的总称。元素在自然界的存在形式有游离态和化合态。①游离态：元素以形式存在的状态。②化合态：元素以形式存在的状态。（3）元素与物质的关系元素eq\o(→,\s\up7(组成))eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(单质：只由一种元素组成的纯净物。,化合物：由多种元素组成的纯净物。))（4）原子与物质的关系2.同素异形体(1)概念：同种元素形成的不同叫同素异形体。(2)形成方式①原子不同，如O2和O3；②原子不同，如金刚石和石墨。(3)性质差异物理性质，化学性质，同素异形体之间的转化属于变化。3.混合物和纯净物（1）纯净物：由单质或化合物组成的物质。（2）混合物：由的单质或化合物组成的物质。（3）纯净物和混合物的区别纯净物混合物有固定的组成和结构无固定的组成和结构有一定的熔、沸点无一定的熔、沸点保持一种物质的性质保持原有物质各自的性质4.元素、微粒及物质间的关系图【特别提醒】①物质的组成可概括为“宏观一素(元素)、微观六子(原子、分子、离子、质子、中子、电子)”。②由原子或离子构成的单质和化合物均用化学式表示。③几乎所有的酸都是共价化合物，都有确定的分子式。④只含一种元素的物质不一定是单质，如如O2和O3组成的混合物，只含一种元素的纯净物才是单质。二、物质的分类方法1．简单分类法—交叉分类法和树状分类法（1）交叉分类法—从不同对物质进行分类。（2）明确是对物质正确树状分类的关键(3)树状分类法在无机化合物分类中的应用按不同对物质进行逐级分类，各层之间属于关系。2.正确理解几个“一定”“不一定”(1)酸性氧化物和碱性氧化物a．碱性氧化物一定是金属氧化物，但金属氧化物不一定是碱性氧化物(如Mn2O7为酸性氧化物、Al2O3为两性氧化物、Na2O2为过氧化物)。b．酸性氧化物不一定是非金属氧化物(如Mn2O7)；非金属氧化物也不一定是酸性氧化物(如CO、NO)。c．酸性氧化物、碱性氧化物不一定都能与水反应生成相应的酸、碱(如SiO2、Fe2O3)。d.酸性氧化物都是对应酸的酸酐，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；溶于水生成碱的氧化物不一定是碱性氧化物，如Na2O2。(2)共价化合物和离子化合物a．由非金属元素组成的化合物不一定是共价化合物，如铵盐。b．由金属元素和非金属元素组成的化合物不一定是离子化合物，如AlCl3。(3)纯净物和混合物a．只含一种元素的物质不一定是纯净物，也可能是混合物，如O2和O3，金刚石和石墨，正交硫和单斜硫。b．结晶水合物属于纯净物，如CuSO4·5H2O、KAl(SO4)2·12H2O等物质。c．同位素形成的单质或化合物是纯净物，如H2与D2、H2O与D2O。d.分子式为C5H10的物质存在多种同分异构体，可能是纯净物也可能是混合物。3.对氧化物的深刻认识(1)金属氧化物不一定是碱性氧化物，如Mn2O7是酸性氧化物，Al2O3是两性氧化物。(2)非金属氧化物不一定是酸性氧化物，如NO、CO是不成盐氧化物。(3)酸性氧化物、碱性氧化物不一定能与水反应生成相应的酸或碱，如SiO2、Fe2O3都不溶于水，也不与水反应。(4)与碱反应生成盐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、分散系和胶体1.分散系（1）概念：一种(或多种)物质分散到另一种(或多种)物质中所得到的体系。被分散的物质称为质，起容纳分散质作用的物质称为剂，分散系都是物。（2）分类：①按照分散质粒子的大小，分为三种分散系②按照分散质和分散剂的状态，分为9种分散系如属于气固分散系；属于气液分散系；属于液固分散系；属于固固分散系。（3）三种分散系比较分散系溶液胶体浊液分散质粒子直径分散质微粒成分离子或小分子大分子或离子集合体巨大分子或离子集合体外观特征均匀、透明均匀、透明或半透明不均匀、不透明稳定性稳定，静置无沉淀较稳定不稳定，静置有沉淀或分层分散质能否透过滤纸分类饱和溶液、不饱和溶液固溶胶、液溶胶、气溶胶悬浊液、乳浊液实例食盐水、蔗糖溶液Fe(OH)3胶体泥水2.胶体（1）常见的胶体（1）气溶胶云、烟、雾（2）液溶胶豆浆、氢氧化铝胶体、Fe(OH)3胶体、硅酸胶体（3）固溶胶果冻、宝石、烟水晶、有色玻璃（2）胶体的性质①丁达尔效应:可见光束通过胶体时，在入射光侧面可看到一条光亮的通路，这是胶体粒子对光线散射而形成的，可用此性质来溶液和胶体。②布朗运动：胶粒永不停息地做无规则运动的现象叫做布朗运动，是胶体稳定的次要原因。③电泳：由于胶体粒子带有电荷，在电场作用下，胶体粒子在分散剂中作定向移动的现象。此性质可用于工业上的静电除尘。（3）Fe(OH)3胶体的制备①制备原理：FeCl3＋3H2Oeq\o(,\s\up8(△))Fe(OH)3(胶体)＋3HCl②具体操作：用烧杯取少量蒸馏水，加热至；向沸水中逐滴加入适量的FeCl3溶液；继续煮沸至溶液呈色，加热，即得Fe(OH)3胶体。③除去胶体中所含杂质a.胶体中的悬浊液：b.胶体中的分子或离子：④实验方法证明Fe(OH)3胶体和Cl－两者已经分离完全：取最后一次渗析液与洁净的试管中，加入硝酸银溶液，若无白色沉淀产生，则说明两者已经完全分离。四、酸、碱、盐的性质及转化1.转化关系图2.不同类别的无机物之间转化的一般规律（1）金属单质及其化合物的转化金属单质eq\o(→,\s\up7(O2))碱性氧化物eq\o(→,\s\up7(H2O))碱eq\o(→,\s\up7(酸))盐如：Naeq\o(→,\s\up7(O2))Na2Oeq\o(→,\s\up7(H2O))NaOHeq\o(→,\s\up7(H2SO4))Na2SO4符合上述转化关系的常见金属有Na、K、Ca、Ba等，但Mg、Fe、Al、Cu等不符合上述转化关系。（2）非金属单质及其化合物的转化非金属单质eq\o(→,\s\up7(O2))酸性氧化物eq\o(→,\s\up7(H2O))酸eq\o(→,\s\up7(碱))盐如：Seq\o(→,\s\up7(O2))SO2eq\o(→,\s\up7(H2O))H2SO3eq\o(→,\s\up7(NaOH))Na2SO3符合上述转化关系的常见非金属有C、S、P等，但N、Si等不符合上述转化关系。五、电解质及其电离1.电解质和非电解质（1）电解质是在水溶液中或熔融状态下能够导电的化合物，酸、碱、盐属于电解质。（2）非电解质是在水溶液中和熔融状态下都不能导电的化合物，如蔗糖、乙醇等。（3）电解质与非电解质的比较电解质非电解质研究对象均为分类标准（是否导电）水溶液或熔融状态导电水溶液和熔融状态都导电本质区别在水溶液或熔融状态下能发生电离在水溶液中和熔融状态下发生电离所含物质类型酸：如H2SO4、HCl、HNO3等非金属氧化物：如SO2、SO3、CO2、CO、P2O5等碱：如NaOH、Ca(OH)2等盐：如NaCl、KNO3、NaHSO4、CaCO3等非酸性气态氢化物：如NH3等金属氧化物：如Na2O、CaO、MgO等水部分有机物：如蔗糖、酒精等【易错警示】①电解质和非电解质均是化合物，单质和混合物既不是电解质，也不是非电解质。②电解质不一定导电，如固态NaCl、液态HCl等；导电物质不一定是电解质，如铁、铝等金属单质。③电解质一定是指自身电离生成离子的化合物，有些化合物的水溶液能导电，但溶液中的离子不是它自身电离产生的，不属于电解质，如CO2、SO2、NH3、SO3等非电解质。它们与水反应生成的产物H2CO3、H2SO3、NH3·H2O、H2SO4自身能电离，是电解质。2.强电解质和弱电解质（1）强电解质：在溶液中能够电离的电解质。则强电解质溶液中电离平衡。（2）弱电解质：在溶液中只是电离的电解质。则弱电解质溶液中电离平衡。（3）强电解质与弱电解质的比较：强电解质弱电解质化合物类型化合物及具有键的化合物某些具有键的化合物。电离程度几乎100％电离只有电离电离过程过程，电离平衡过程，电离平衡溶液中存在的微粒（水分子不计）电离出的阴阳离子，电解质分子电离出的阴阳离子，电解质分子实例绝大多数的盐（包括难溶性盐）强酸：H2SO4、HCl、HClO4等强碱：Ba(OH)2Ca(HO)2等弱酸：H2CO3、CH3COOH等。弱碱：NH3·H2O、Cu(OH)2Fe(OH)3等电离方程式KNO3=K++NOeq\o\al(－,3)H2SO4=2H++SOeq\o\al(2－,4)NH3·H2ONHeq\o\al(＋,4)+OH-H2SH++HS-HS-H++S2-3.电解质的电离（1）电离及其条件①电离的概念：电解质在水溶液中或熔化状态下，离解成离子的过程。②电离的条件：离子化合物溶于或或共价化合物溶于。③电离的结果：产生离子，具有性。（2）电离方程式的书写①强电解质：完全电离，用“”表示。如H2SO4、NaOH、(NH4)2SO4的电离方程式分别为H2SO4=2H＋＋SOeq\o\al(2－,4)、NaOH=Na＋＋OH－、(NH4)2SO4=2NHeq\o\al(＋,4)＋SOeq\o\al(2－,4)。②弱电解质：部分电离，用“”表示。多元弱酸电离，且电离程度逐步，以电离为主。如H2S的电离方程式为；。多元弱碱电离，但写出。如。③酸式盐：强酸酸式盐电离，写出。如NaHSO4在水溶液中的电离方程式为在熔融状态下的电离方程式为。多元弱酸酸式盐，第一步电离，其余电离。如，。4.电解质溶液的导电性（1）电解质的导电原理熔融电解质或电解质溶液中的导电微粒是的阴、阳离子，它们在外电场作用下能产生移动从而导电。（2）电解质溶液导电能力大小的影响因素①电解质溶液导电能力的大小取决于溶液中自由移动离子的和离子的。②温度升高时，弱电解质电离程度，离子浓度，导电性会；但强电解质溶液的导电性。（3）电解质导电性与导电能力强弱的判断六、离子反应1.离子反应的概念：凡有参加或生成的反应都是离子反应。2.离子反应的本质：溶液中某些离子的物质的量的或子种类发生。3.离子反应发生的条件：①复分解反应类型：a.生成的物质b.生成的物质c.生成的物质②氧化还原反应类型：氧化性物质＋还原性物质=氧化性物质＋还原性物质。如FeCl3溶液与Cu反应的离子方程式为2Fe3＋＋Cu=2Fe2＋＋Cu2＋。③络合反应：生成稳定的络合物或络合离子。如向FeCl3溶液中滴入KSCN溶液时反应的离子方程式为Fe3＋＋3SCN－=Fe(SCN)3。④盐类的水解反应：在溶液中盐电离出的离子与水电离出的H＋或OH－结合生成弱电解质。如NH4Cl水解离子方程式为NHeq\o\al(＋,4)＋H2ONH3·H2O＋H＋。⑤电化学反应：实质为氧化还原反应，但需要添加电解或通电条件。七、离子方程式1.离子方程式的概念：用实际参加反应的来表示离子反应的式子．所谓实际参加反应的离子，即是在反应前后数目的离子。2.离子方程式的意义：离子方程式不仅表示一定物质间的反应，而且可以表示同一类型的离子反应。如：H＋+OH－＝H2O可以表示强酸与强碱反应生成可溶性盐的中和反应。3.离子方程式书写步骤书写离子方程式按照“”的步骤书写。应注意的是，第二步“拆”是：把易溶于水、易电离的物质拆写成离子形式，、难电离、、单质、等仍用化学式表示。4.离子方程式书写的基本方法(以CaCO3溶于盐酸为例)（1）根据离子反应的实质直接写第1步：分析反应物在溶液中电离产生的大量离子，CaCO3难溶于水，不能以大量离子的形式存在，盐酸中大量存在的离子为H＋和Cl－。第2步：分析反应的本质CaCO3溶于盐酸的本质是CaCO3与H＋反应生成CO2气体和水。第3步：根据离子反应发生的条件或现象写出反应物和生成物的离子符号或物质(单质、氧化物、难溶物质、弱电解质、气体等)的化学式，并配平。CaCO3＋2H＋=Ca2＋＋CO2↑＋H2O第4步：检查方程式两边是否符合电荷守恒和原子守恒。（2）根据化学方程式改写为离子方程式八、离子共存1.离子共存的实质几种离子在同一溶液中能大量共存，就是指离子之间；若离子之间能，则不能大量共存。2.离子不能大量共存的原因（1）离子之间相互结合生成或。如Ca2+和CO32−生成CaCO3，H+和SiO32−生成H2SiO3，Cu2+和OH阳离子不能大量共存的阴离子Ba2＋、Ca2＋、Pb2＋、Ag＋COeq\o\al(2－,3)、SOeq\o\al(2－,3)、SOeq\o\al(2－,4)、SiOeq\o\al(2－,3)、POeq\o\al(3－,4)Cu2＋、Fe2＋OH－、S2－、COeq\o\al(2－,3)、SiOeq\o\al(2－,3)Mg2＋、Zn2＋OH－、COeq\o\al(2－,3)、AlOeq\o\al(－,2)、SiOeq\o\al(2－,3)H＋SiOeq\o\al(2－,3)、AlOeq\o\al(－,2)（2）离子之间相互结合生成及。如H+和S2-生成H2S，H+和HCO3-生成CO离子不能大量共存的离子H＋S2Oeq\o\al(2－,3)、SOeq\o\al(2－,3)、HSOeq\o\al(－,3)、COeq\o\al(2－,3)、HCOeq\o\al(－,3)、S2－、HS－OH－NHeq\o\al(＋,4)（3）离子之间相互结合生成。如H+与CH3COO-、OH-、PO43−等分别结合生成弱电解质CH3COOH、H2O、H3PO（4）离子之间彼此。①常见的因发生相互促进的水解反应而不能大量共存的离子如下：a．Al3＋与COeq\o\al(2－,3)、HCOeq\o\al(－,3)、S2－、HS－、AlOeq\o\al(－,2)、SiOeq\o\al(2－,3)。b．Fe3＋与COeq\o\al(2－,3)、HCOeq\o\al(－,3)、AlOeq\o\al(－,2)、SiOeq\o\al(2－,3)。②NHeq\o\al(＋,4)与CH3COO－、COeq\o\al(2－,3)、HCOeq\o\al(－,3)、S2－等能发生相互促进的水解反应，但反应程度仍较小，能大量共存。（5）离子之间发生。如Fe2+、S2-、I-、SO32−分别与NO3-(H+)、ClO-因发生氧化还原反应而不能大量共存；Fe3+与S氧化性离子还原性离子ClO－、MnOeq\o\al(－,4)(H＋)、NOeq\o\al(－,3)(H＋)、Fe3＋、Cr2Oeq\o\al(2－,7)、FeOeq\o\al(2－,4)Fe2＋(可与Fe3＋共存)、S2－、I－、SOeq\o\al(2－,3)、HS－、HSOeq\o\al(－,3)（6）离子之间能发生。如Fe3+和SCN-不能大量共存。3.常见的离子共存题限定条件（1）溶液无色说明溶液中不存在大量的Cu2＋、Fe2＋、Fe3＋、MnOeq\o\al(－,4)、Cr2Oeq\o\al(2－,7)、CrOeq\o\al(2－,4)等。（2）常见表示溶液呈酸性的描述①常温下pH=1的溶液；②使pH试纸变红的溶液；③使甲基橙呈红色的溶液；④c(H＋)=0.1mol·L－1的溶液。（3）常见表示溶液呈碱性的描述①常温下pH＝14的溶液；②使pH试纸变蓝的溶液；③使酚酞变红的溶液；④c(OH－)=0.1mol·L－1的溶液。（4）常见表示溶液既可能呈酸性又可能呈碱性的描述①与铝粉反应放出氢气的溶液；②常温下，水电离出的c(OH－)=1×10－12mol·L－1的溶液；③与NH4HCO3反应能产生气体的溶液。九、离子的检验与推断1.离子的检验（1）常见离子的检验方法根据离子性质不同而在实验中所表现出的现象不同，可以把检验离子的方法归纳为三种类型：①生成；②生成；③显现颜色。离子试剂现象注意Cl－、Br－、I－AgNO3溶液和稀HNO3AgCl(白色)、AgBr(色)、AgI(黄色)SOeq\o\al(2－,4)稀盐酸和BaCl2溶液白色沉淀先用稀盐酸酸化Fe2＋NaOH溶液白色沉淀→色沉淀→红褐色沉淀Fe3＋NaOH溶液红褐色沉淀NHeq\o\al(＋,4)浓NaOH溶液和湿润的红色石蕊试纸产生有刺激性气味的气体，且该气体能使湿润的石蕊试纸变蓝需加热COeq\o\al(2－,3)稀盐酸和澄清石灰水产生无色无味气体，且该气体能使澄清石灰水变SOeq\o\al(2－,3)、HSOeq\o\al(－,3)、HCOeq\o\al(－,3)有干扰SOeq\o\al(2－,3)稀H2SO4和品红溶液产生有刺激性气味的气体，且该气体能使品红溶液HSOeq\o\al(－,3)有干扰I－氯水(少量)，CCl4下层为色H＋紫色石蕊溶液溶液变Fe2＋①KSCN溶液和氯水②铁氰化钾溶液K3[Fe(CN)6]①先是无变化，滴加氯水后变色②生成沉淀Fe3[Fe(CN)6]2先加KSCN溶液，无变化，再加氯水Fe3＋KSCN溶液色苯酚溶液色Na＋、K＋Pt(Fe)丝和稀盐酸火焰分别呈色、色K＋要透过色钴玻璃片观察焰色（2）离子检验中的常见干扰离子以及排除措施待检离子干扰离子排除措施Cl－SOeq\o\al(2－,4)加过量的溶液COeq\o\al(2－,3)加酸化OH－SOeq\o\al(2－,4)COeq\o\al(2－,3)加酸化SOeq\o\al(2－,3)Ag＋SOeq\o\al(2－,3)COeq\o\al(2－,3)加盐酸后将产生的气体通入溶液中COeq\o\al(2－,3)SOeq\o\al(2－,3)加后将产生的无色无味气体通入澄清石灰水，变浑浊【易错提醒】

①向某溶液中加入BaCl2溶液后生成白色沉淀，再加入稀盐酸沉淀不消失，不能判断原溶液中一定存在SOeq\o\al(2－,4)，若原溶液中存在Ag＋，也有相同的现象。②向某溶液中加入Ca(OH)2溶液，有白色沉淀生成，不能判断原溶液中一定存在COeq\o\al(2－,3)，若原溶液中存在SOeq\o\al(2－,3)、HSOeq\o\al(－,3)、HCOeq\o\al(－,3)等，也有相同的现象。③向某溶液中滴入稀盐酸，产生能使澄清石灰水变浑浊的气体，不能判断原溶液中一定存在COeq\o\al(2－,3)，若原溶液中存在HCOeq\o\al(－,3)、SOeq\o\al(2－,3)、HSOeq\o\al(－,3)等，也有相同的现象。④向某溶液中滴入BaCl2溶液，产生白色沉淀，再加入稀HNO3，白色沉淀不溶解，不能确定原溶液中一定存在SOeq\o\al(2－,4)，若原溶液中存在SOeq\o\al(2－,3)和Ag＋，也有相同的现象。⑤向某溶液中滴加氯水，再加入KSCN溶液，溶液变红色，原溶液中不一定存在Fe2＋，检验Fe2＋时，应先加KSCN，再加氯水，否则，Fe3＋干扰结果的判断。⑥做某溶液的焰色反应实验，火焰呈黄色，溶液中一定存在Na＋，也可能存在K＋，因为钾的焰色反应必须透过蓝色钴玻璃才能观察到。2.离子的推断（1）物质检验的一般步骤eq\x(观察物理性质)→eq\x(取少量样品)→eq\x(加入某种试剂)→eq\x(加热、振荡等操作)→eq\x(根据现象)→eq\x(得出结论)（2）物质检验的一般依据任何具有明显实验现象差异的物理性质、化学性质都可作为物质检验的依据。在物质鉴定过程中常常是根据颜色的变化、是否有气体产生、能否溶解、有无沉淀、有无吸热或放热等现象来判断；还可以根据能不能产生某个现象来判断，也可以根据产生某个现象的快慢进行判断。【特别提醒】必须注意两点：①所加试剂引入的离子对后续实验的影响；②用电荷守恒判断溶液中还可能含有的离子时要将定性与定量的方法相结合。（3）电荷守恒在定量型离子推断试题中的应用离子定量推断试题常根据离子的物质的量(或浓度)定量推断最后一种离子的存在：如果多种离子共存，且只有一种离子的物质的量未知，可以用电荷守恒来确定最后一种离子是否存在，即阳离子所带的正电荷总数等于阴离子所带的负电荷总数。十、氧化还原反应的相关概念及其表示方法1.从化合价变化和电子转移的角度认识氧化还原反应（1）氧化还原反应的本质和特征（2）基于双线桥理解氧化还原反应概念之间的关系（3）氧化还原反应的相关概念之间的关系可概括为“氧、氧、得、降、还、还、还”。（4）电子转移的表示方法请分别用单线桥法和双线桥法表示Cu与稀硝酸反应中电子转移的方向和数目：①双线桥法：①标变价②画箭头(反应物指向生成物)③算数目④说变化。如铜和稀硝酸反应：【特别提醒】a．箭头指向反应前后有元素化合价变化的同种元素的原子，且需注明“得到”或“失去”。b．箭头的方向不代表电子转移的方向，仅表示电子转移前后的变化。c．失去电子的总数等于得到电子的总数。②单线桥法：①标变价②画箭头(由失电子原子指向得电子原子)③算数目（线桥上只标电子转移的总数目，不标“得”“失”字样），如铜和稀硝酸反应：【特别提醒】a．箭头从失电子元素的原子指向得电子元素的原子。b．不标“得到”或“失去”，只标明电子转移的总数。c．线桥只出现在反应物中。（5）氧化还原反应与四种基本类型反应间的关系【特别提醒】（1）有单质参与的化合反应是氧化还原反应。（2）有单质生成的分解反应是氧化还原反应。（3）有单质参加或生成的化学反应，不一定是氧化还原反应，如3O2eq\o(=====,\s\up8(放电),\s\do3())2O3。（4）所有的置换反应都是氧化还原反应。（5）所有的复分解反应都不是氧化还原反应。2.从元素价态和物质结构的角度认识氧化剂和还原剂（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：【特别提醒】①O2、O3在水溶液中的还原产物，其中酸性条件下是H2O，中性、碱性条件下是OH－；而当还原产物为固态时是O2－或Oeq\o\al(2－,2)。②浓硝酸的还原产物是NO2，稀HNO3的还原产物是NO。（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＋、SOeq\o\al(2－,3)主要表现还原性，H2O2主要表现氧化性。【易错提醒】①根据化合价的高低可判断物质是否具有氧化性或还原性，但不能判断氧化性或还原性的强弱。元素处于最高价态时只有氧化性，但不一定有强氧化性，如Na＋、SOeq\o\al(2－,4)；同理，元素处于最低价态时也不一定具有强还原性。②非金属阴离子不一定只具有还原性，如Oeq\o\al(2－,2)既有氧化性又有还原性。金属阳离子不一定只具有氧化性，如Fe2＋既有还原性又有氧化性。3.氧化还原反应概念的“五个误区”误区一：某元素由化合态变为游离态时，该元素不一定被还原，也不一定被氧化。因为元素处于化合态时，其化合价可能为正，也可能为负。若元素由负价变为0价，则其被氧化，若元素由正价变为0价，则其被还原。误区二：在氧化还原反应中，非金属单质不一定只作氧化剂，大部分非金属单质往往既具有氧化性又具有还原性，只是以氧化性为主。如在反应Cl2＋H2OHCl＋HClO中，Cl2既表现氧化性又表现还原性。误区三：物质的氧化性或还原性的强弱取决于元素原子得失电子的难易程度，与得失电子数目的多少无关。误区四：氧化还原反应中的反应物不一定都是氧化剂或还原剂，有的反应物可能既不是氧化剂也不是还原剂。如Cl2＋H2OHCl＋HClO，H2O既不是氧化剂，也不是还原剂。误区五：在氧化还原反应中，一种元素被氧化，不一定有另一种元素被还原，也可能是同一元素既被氧化又被还原。如：2Na2O2＋2H2O===4NaOH＋O2↑中，Na2O2既是氧化剂又是还原剂，氧元素一部分化合价升高，一部分化合价降低。十一、氧化性、还原性强弱的比较1.氧化性、还原性的概念（1）氧化性是指物质得电子的性质(或能力)；还原性是指物质失电子的性质(或能力)。（2）氧化性、还原性的强弱取决于得、失电子的难易程度，与得、失电子数目的多少无关。如：Na－e－=Na＋，Al－3e－=Al3＋，但根据金属活动性顺序表，Na比Al活泼，更易失去电子，故Na比Al的还原性强。（3）从元素的价态考虑：最高价态——只有氧化性，如：Fe3＋、H2SO4、KMnO4等；最低价态——只有还原性，如：金属单质、Cl－、S2－等；中间价态——既有氧化性又有还原性，如：Fe2＋、S、Cl2等。2.氧化性、还原性强弱的比较方法（1）依据氧化还原反应方程式判断氧化性：氧化剂>氧化产物还原性：还原剂>还原产物（2）依据反应条件及反应的剧烈程度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：MnO2＋4HCl(浓)eq\o(=,\s\up7(△))MnCl2＋Cl2↑＋2H2O2KMnO4＋16HCl(浓)=2KCl＋2MnCl2＋5Cl2↑＋8H2OO2＋4HCl(浓)eq\o(=,\s\up11(催化剂),\s\do4(△))2Cl2＋2H2O氧化性：KMnO4>MnO2>O22Na＋2H2O=2NaOH＋H2↑Mg＋2H2Oeq\o(=,\s\up7(△))Mg(OH)2＋H2↑还原性：Na>Mg（3）依据被氧化还原的程度判断相同条件下：a.不同氧化剂作用于同一种还原剂，氧化产物价态高的其氧化性强。例如：Fe＋Seq\o(=,\s\up7(△))FeS，2Fe＋3Cl2eq\o(=,\s\up8(点燃))2FeCl3，可以得出氧化性：Cl2>Sb.不同还原剂作用于同一种氧化剂，还原产物价态低的其还原性强。例如：eq\b\lc\\rc\](\a\vs4\al\co1(Cu＋2Fe3＋=Cu2＋＋2Fe2＋,3Zn＋2Fe3＋=3Zn2＋＋2Fe))→eq\x(\a\al(还原性,Zn>Cu))（4）依据“三表”判断a.根据元素周期表判断b.根据金属活动顺序表c.根据非金属活动性顺序表判断eq\o(,\s\up7(F2Cl2O2Br2I2S),\s\do7(得电子能力逐渐减弱，氧化性逐渐减弱))eq\o(,\s\up7(F－Cl－Br－I－S2－),\s\do7(失电子能力逐渐增强，还原性逐渐增强))十二、氧化还原反应的基本规律及应用1.守恒规律及其应用（1）规律氧化还原反应遵循以下三个守恒规律：①守恒：反应前后元素的种类和质量不变。②守恒：即氧化剂得电子的总数等于还原剂失电子的总数，这是配平氧化还原反应方程式的依据，也是有关氧化还原反应计算的依据。（2）应用eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(①直接计算反应物与产物或与转移电子的数量关系。如用铜电极电解Na2SO4溶液，其阳、阴极产物及转移,电子关系式为：Cu2＋～2e－～H2～2OH－,②配平氧化还原反应方程式))2.价态规律及其应用（1）高低规律元素在物质中所处的价态，决定该元素的氧化性或还原性，一般来说，元素处于时，只有氧化性(如KMnO4、HNO3等)；元素处于最低价态时，只有(如S2－、I－等)；元素处于时，既有氧化性又有还原性(如Fe2＋、SO2等)。（2）价态归中规律内容：同种元素不同价态之间发生氧化还原反应时，高价态＋低价态―→，即“只靠拢，不交叉”“就近变价”。（3）歧化反应规律氧化还原反应中，有元素化合价升高，必然有元素化合价。歧化反应时，某元素的中间价态→态＋低价态。3.强弱规律及其应用（1）物质氧化性或还原性的强弱决定于得失电子的难易程度，与得失电子的数目无关。（2）根据氧化还原反应方程式进行判断还原剂＋氧化剂=氧化产物＋还原产物(强还原性)(强氧化性)(弱氧化性)(弱还原性)还原性：还原剂>还原产物；氧化性：氧化剂>氧化产物。（3）应用①判断有氧化性和还原性的物质在一定条件下能否反应：以Zn为例，Zn可以与Fe2＋、Sn2＋、H＋、Cu2＋等发生置换反应，但不能与Mg2＋、Al3＋等反应。②同一氧化剂与多种还原剂混合时，的先被氧化。例如，已知还原性：I－>Fe2＋>Br－，当把氯气通入FeBr2溶液时，氯气的量不足时首先氧化；把氯气通入FeI2溶液时，氯气的量不足时首先氧化I－。同一还原剂与多种氧化剂混合时，的先被还原。例如，在含有Fe3＋、Cu2＋、H＋的溶液中加入铁粉，因为氧化性：Fe3＋>Cu2＋>H＋，所以铁粉先与反应，然后再依次与反应。4.先后规律及其应用（1）规律①同时含有几种还原剂时eq\o(→,\s\up7(加入氧化剂))将按照还原性由到的顺序依次反应。如：在FeBr2溶液中通入少量Cl2时，因为还原性Fe2＋>Br－，所以先与Cl2反应。②同时含有几种氧化剂时eq\o(→,\s\up7(加入还原剂))将按照氧化性由到的顺序依次反应。如：在含有Fe3＋、Cu2＋、H＋的溶液中加入铁粉，因为氧化性Fe3＋>Cu2＋>H＋，所以铁粉先与反应，然后依次为Cu2＋、H＋。（2）应用eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(①可判断物质发生氧化还原反应的先后顺序,②判断某氧化还原反应中物质氧化性、还原性的相对强弱,③判断某氧化还原反应能否正常进行))（3）常见的强弱顺序氧化性：MnOeq\o\al(－,4)(H＋)>Cl2>Br2>Fe3＋>I2>稀H2SO4>S，还原性：Mn2＋<Cl－<Br－<Fe2＋<I－<SO2(SOeq\o\al(2－,3))<S2－。十三、氧化还原反应方程式的配平1．氧化还原方程式配平的基本原则——配平三大原则（1）电子守恒：氧化剂和还原剂得失电子总数相等，化合价总数=化合价总数；（2）质量守恒：反应前后原子的和不变；（3）电荷守恒：离子反应前后，阴、阳离子所带电荷总数。2．“五步骤”配平氧化还原反应方程式（1）标变价：标明反应前后变价元素的；（2）列得失：根据化合价的变化值，列出变价元素；（3）求总数：通过求最小公倍数使得失电子总数；（4）配系数：确定氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物的数，观察法配平其他物质的数；（5）查守恒：检查、、是否守恒。3．氧化还原反应配平的思维模型第一步：根据元素化合价的升降，判断氧化剂、剂、产物、还原产物；第二步：按“氧化剂+剂→还原产物+产物”写出方程式，根据得失电子守恒配平上述物质；第三步：根据电荷守恒和反应物的性，在方程式左边或右边补充、或等；第四步：根据质量守恒配平反应方程式；第五步：检查、、是否守恒。4．配平方法（1）正向配平法（2）逆向配平法适用于一种元素的化合价既升高又降低的反应和分解反应中的氧化还原反应。先确定生成物的化学计量数，然后再确定反应物的化学计量数。由于S的化合价既升又降，而且升降总数要相等，所以K2S的化学计量数为2，K2SO3的化学计量数为1，然后确定S的化学计量数为3。（3）缺项型氧化还原反应方程式的配平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补项原则条件补项原则酸性条件下缺H(氢)或多O(氧)补H＋，少O(氧)补H2O(水)碱性条件下缺H(氢)或多O(氧)补H2O(水)，少O(氧)补OH－十四、氧化还原反应的计算1.计算原理对于氧化还原反应的计算，要根据氧化还原反应的实质——反应中氧化剂的电子总数与还原剂的电子总数相等，即电子守恒。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，从电子与电子两个方面进行整体思维，便可迅速获得正确结果。2.守恒法解题的思维流程（1）“一找各物质”：找出氧化剂、剂及相应的产物和氧化产物。（2）“二定得失数”：确定一个原子或离子电子数(注意化学式中粒子的个数)。（3）“三列恒等式”：根据题中物质的物质的量和电子守恒列出等式。n(氧化剂)×原子个数×化合价变化值(高价－低价)＝n(剂)×变价原子个数×化合价变化值(高价－低价)。3.电子守恒在氧化还原反应计算中的应用得失电子守恒是指在发生氧化还原反应时，氧化剂得到的电子总数一定还原剂失去的电子总数。得失电子守恒法常用于氧化还原反应中氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物的有关计算及电解过程中电极产物的有关计算等。（1）直接计算反应物与产物或反应物与反应物之间的关系。（2）对于多步连续的氧化还原反应则可根据“电子传递”，找出反应物与生成物之间的关系进行计算，忽略反应过程。（3）以电子守恒为核心，建立起“等价代换”，找出有关物质之间的关系进行计算等。4.氧化还原反应计算的常用方法得失电子守恒是指在发生氧化还原反应时，氧化剂得到的电子总数一定等于还原剂失去的电子总数。得失电子守恒法常用于氧化还原反应中氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物的有关计算及电解过程中电极产物的有关计算等。（1）应用电子守恒解题的一般步骤——“一、二、三”。①“一找各物质”：找出氧化剂、还原剂及相应的还原产物和氧化产物。②“二定得失数”：确定一个原子或离子得失电子数(注意化学式中原子的个数)。③“三列关系式”：根据题中物质的物质的量和电子守恒列出等式。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。（2）多步连续进行的氧化还原反应的有关计算：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，建立二者之间的电子守恒关系，快速求解。应用以上方法解答有关氧化还原反应的计算题时，可化难为易，化繁为简。强化点一“七看法”判断离子方程式的正误1.看是否符合客观事实。如Fe和稀盐酸反应的离子方程式写成2Fe＋6H＋=2Fe3＋＋3H2↑是错误的，Fe和稀盐酸反应生成Fe2＋。【特别提醒】“客观事实”陷阱：离子反应应符合客观事实，而命题者往往设置不符合“反应原理”的陷阱，如Fe和非氧化性酸反应应生成Fe2＋，金属和氧化性酸反应不生成H2，应注意隐含反应，“=”“”使用是否正确以及反应条件等。2.看化学式拆写是否正确。这是书写离子方程式时最关键的一步，应注意以下几点：①易溶于水的强电解质均写成离子形式，如强酸、强碱和大多数盐。其他物质均用化学式表示，如单质、气体、弱电解质(弱酸、弱碱、水等)及难溶性盐。②微溶物的写法。一般来说，微溶于水的强电解质的澄清溶液(如澄清石灰水)中微溶物写成离子形式，浊液中的微溶物写成化学式。③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(如HCOeq\o\al(－,3))。④非溶液状态下的反应，一般不用离子方程式表示。如实验室中制备氨气的反应。【特别提醒】“拆分”陷阱：离子方程式的正误判断中，常常设置物质是否能“拆分”陷阱，氧化物、弱电解质、沉淀、多元弱酸的酸式酸根(HSOeq\o\al(－,4)除外)在离子方程式中均不能拆分。在复习时，应熟记常见的弱电解质、溶解度表及常见多元弱酸的酸式酸根。3.看符号使用是否正确。要注意“=”“”“↓”“↑”等符号的正确使用。4.看是否遵循原子守恒、电荷守恒和得失电子守恒。如Fe3＋＋Cu=Fe2＋＋Cu2＋不符合电荷守恒及得失电子守恒，是错误的。【特别提醒】“守恒”陷阱：离子方程式除符合质量守恒外，还应符合电荷守恒，做题时往往只注意质量守恒，而忽略电荷守恒，这也是命题者经常设置的“陷阱”。5.看是否漏掉离子反应。如Ba(OH)2溶液与CuSO4溶液反应，既要写Ba2＋与SOeq\o\al(2－,4)生成BaSO4沉淀的反应，又不能漏掉Cu2＋与OH－生成Cu(OH)2沉淀的反应。6.看反应物或产物的配比是否正确。如稀硫酸与Ba(OH)2溶液反应，不能写成H＋＋OH－＋SOeq\o\al(2－,4)＋Ba2＋=BaSO4↓＋H2O，应写成2H＋＋2OH－＋SOeq\o\al(2－,4)＋Ba2＋=BaSO4↓＋2H2O。【特别提醒】“量比”陷阱：在离子方程式正误判断中，做题时往往忽略相对量的影响，命题者往往设置“离子方程式正确，但不符合相对量”的陷阱。突破“陷阱”的方法一是审准“相对量”的多少，二是看离子反应是否符合该量。7.看是否符合题设条件的要求。如过量、少量、等物质的量、适量、任意量以及滴加顺序等对反应产物的影响。如向溴化亚铁溶液中通入少量Cl2的离子方程式为2Fe2＋＋Cl2=2Fe3＋＋2Cl－；向溴化亚铁溶液中通入过量Cl2的离子方程式为2Fe2＋＋4Br－＋3Cl2=2Fe3＋＋6Cl－＋2Br2。强化点二与“量”有关的离子方程式的书写技巧离子方程式的书写是高考的重点和难点，特别是与用量有关的反应方程式的书写、正误的判断及其应用。解决此类问题的难点在量的关系及进行的配平。1.连续型反应指反应生成的离子因又能跟剩余(过量)的反应物继续反应而跟用量有关。（1）可溶性多元弱酸(或其酸酐)与碱溶液反应。如CO2通入NaOH溶液中，先生成碳酸盐，再生成酸式盐：①碱过量（CO2少量）：CO2＋2OH－=COeq\o\al(2－,3)＋H2O；②碱不足（CO2过量）：CO2＋OH－=HCOeq\o\al(－,3)。（2）多元弱酸(或其酸酐)与更弱酸的盐溶液。如CO2通入NaAlO2溶液中，先生成碳酸盐，再生成酸式盐：①NaAlO2过量（CO2少量）：2AlOeq\o\al(－,2)＋CO2＋3H2O=2Al(OH)3↓＋COeq\o\al(2－,3)；②NaAlO2不足（CO2过量）：AlOeq\o\al(－,2)＋CO2＋2H2O=Al(OH)3↓＋HCOeq\o\al(－,3)。（3）多元弱酸盐与强酸反应。如Na2CO3溶液与稀盐酸，先反应生成酸式盐，然后生成二氧化碳：①盐酸不足：COeq\o\al(2－,3)＋H＋=HCOeq\o\al(－,3)；②盐酸过量：COeq\o\al(2－,3)＋2H＋=CO2↑＋H2O。（4）铝盐溶液与强碱溶液，如在铝盐中滴入强碱，先生成氢氧化铝沉淀，然后溶解生成偏铝酸根：①铝盐过量（NaOH少量）：Al3＋＋3OH－=Al(OH)3↓；②强碱过量（NaOH过量）：Al3＋＋4OH－=AlOeq\o\al(－,2)＋2H2O。（5）NaAlO2溶液与强酸溶液，在偏铝酸盐中滴加强酸，先生存氢氧化铝，然后溶解，生成铝离子：①NaAlO2过量：AlOeq\o\al(－,2)＋H＋＋H2O=Al(OH)3↓；②强酸过量：AlOeq\o\al(－,2)＋4H＋=Al3＋＋2H2O。（6）Fe与稀HNO3溶液，在硝酸中逐渐加入铁，先生存三价铁，铁过量，生成二价铁：①Fe过量：3Fe＋2NOeq\o\al(－,3)＋8H＋=3Fe2＋＋2NO↑＋4H2O；②HNO3过量：Fe＋NOeq\o\al(－,3)＋4H＋=Fe3＋＋NO↑＋2H2O。2.先后型反应：一种反应物的两种或两种以上的组成离子，都能跟另一种反应物的组成离子反应，但因反应次序不同而跟用量有关。又可称为竞争型。（1）非氧化还原型的离子反应如：向含有Na＋、OH－、COeq\o\al(2－,3)、AlOeq\o\al(－,2)的溶液中，逐滴加入盐酸，因为结合质子的能力：OH－＞AlOeq\o\al(－,2)＞COeq\o\al(2－,3)，故反应的先后顺序为：①H＋＋OH－=H2O②H＋＋AlOeq\o\al(－,2)＋H2O=Al(OH)3↓③COeq\o\al(2－,3)＋H＋=HCOeq\o\al(－,3)④HCOeq\o\al(－,3)＋H＋=CO2↑＋H2O⑤最后生成Al(OH)3沉淀进一步与H＋反应：Al(OH)3＋3H＋=Al3＋＋3H2O（2）氧化还原型的离子反应对于氧化还原反应，按“先强后弱”的顺序书写，即氧化性(或还原性)强的优先发生反应，氧化性(或还原性)弱的后发生反应，该类型离子方程式的书写步骤如下：第一步：确定反应的先后顺序：(氧化性：HNO3＞Fe3＋，还原性：I－＞Fe2＋＞Br－)。如向FeI2溶液中通入Cl2，I－先与Cl2发生反应。第二步：根据用量判断反应发生的程度，如少量Cl2与FeI2溶液反应时只有I－与Cl2反应：2I－＋Cl2=2Cl－＋I2。足量Cl2与FeI2溶液反应时溶液中的I－和Fe2＋均与Cl2发生反应：2Fe2＋＋4I－＋3Cl2=2Fe3＋＋2I2＋6Cl－。第三步：用“少量定1法”书写离子方程式，即将“量”少物质的化学计量数定为“1”进行书写。3.配比型反应：当一种反应物中有两种或两种以上组成离子参与反应时，因其组成比例不协调(一般为复盐或酸式盐)，当一种组成离子恰好完全反应时，另一种组成离子不能恰好完全反应(有剩余或不足)而跟用量有关。书写方法为“少定多变”法（1）“少定”就是把相对量较少的物质定为“1mol”，若少量物质有两种或两种以上离子参加反应，则参加反应的离子的物质的量之比与原物质组成比相符。（2）“多变”就是过量的反应物，其离子的化学计量数根据反应实际需求量来确定，不受化学式中的比例制约，是可变的。如：①少量NaHCO3与足量Ca(OH)2溶液的反应：“少定”——即定HCOeq\o\al(－,3)的物质的量为1mol，“多变”——1molHCOeq\o\al(－,3)能与1molOH－发生反应，得到1molH2O和1molCOeq\o\al(2－,3)、1molCOeq\o\al(2－,3)再与1molCa2+反应生成CaCO3沉淀：HCOeq\o\al(－,3)+OH－+Ca2+=CaCO3↓+H2O；②NaHSO4溶液与Ba(OH)2溶液反应，同理可得：溶液呈中性时：2H＋＋SOeq\o\al(2－,4)＋2OH－＋Ba2＋=BaSO4↓＋2H2O；SOeq\o\al(2－,4)完全沉淀时：H＋＋SOeq\o\al(2－,4)＋Ba2＋＋OH－=H2O＋BaSO4↓。强化点三“五看”突破溶液中离子能否大量共存1.一色——溶液颜色几种常见离子的颜色：离子Cu2＋Fe3＋Fe2＋MnOeq\o\al(－,4)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AlOeq\o\al(－,2)、ClO－、CH3COO－、SOeq\o\al(2－,3)、COeq\o\al(2－,3)、S2－等)不能大量存在。（2）在强碱性溶液中，H＋及弱碱阳离子(如NHeq\o\al(＋,4)、Mg2＋、Al3＋、Cu2＋、Ag＋、Fe3＋、Fe2＋等)不能大量存在。【特别提醒】（1）常见表示呈酸性的溶液：①常温下，pH＜7的溶液；②使pH试纸变红的溶液；③使甲基橙呈红色的溶液；④与镁粉反应放出氢气的溶液；⑤常温下，c(OH－)＜1×10－7mol·L－1的溶液。（2）常见表示呈碱性的溶液：①常温下，pH＞7的溶液；②使pH试纸变蓝的溶液；③使酚酞溶液变红的溶液；④常温下，c(H＋)＜1×10－7mol·L－1的溶液。（3）常见表示可能呈酸性也可能呈碱性的溶液①与铝粉反应放出氢气的溶液；②常温下水电离出的c(OH－)＝1×10－12mol·L－1的溶液；③与NH4HCO3反应能产生气体的溶液。（附：常见既与酸反应又与碱反应的离子：HCOeq\o\al(－,3)、HS－、HSOeq\o\al(－,3)、H2POeq\o\al(－,4)。）3.三特殊——三种特殊情况：（1）AlOeq\o\al(－,2)与HCOeq\o\al(－,3)不能大量共存：AlOeq\o\al(－,2)＋HCOeq\o\al(－,3)＋H2O=Al(OH)3↓＋COeq\o\al(2－,3)。（2）“NOeq\o\al(－,3)＋H＋”组合具有强氧化性，能与S2－、Fe2＋、I－、SOeq\o\al(2－,3)等还原性的离子发生氧化还原反应而不能大量共存。（3）NHeq\o\al(＋,4)与CH3COO－、COeq\o\al(2－,3)，Mg2＋与HCOeq\o\al(－,3)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——四种反应类型四反应是指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SOeq\o\al(2－,4)，NHeq\o\al(＋,4)与OH－，H＋与CH3COO－等。（2）氧化还原反应：如Fe3＋与I－、S2－，NOeq\o\al(－,3)(H＋)与Fe2＋等。（3）相互促进的水解反应：如Al3＋与COeq\o\al(2－,3)、HCOeq\o\al(－,3)或AlOeq\o\al(－,2)等。（4）络合反应：如Fe3＋与SCN－等。5.注意特定情况下的隐含因素充分考虑指定微粒或物质对溶液酸碱性、氧化性和还原性的影响，如：（1）含有大量Fe3＋的溶液，隐含溶液呈酸性，并具有较强氧化性。（2）含有大量NOeq\o\al(－,3)的酸性溶液，隐含溶液具有强氧化性。（3）含有大量S2－、SOeq\o\al(2－,3)的溶液，隐含不是酸性溶液。（4）含有大量AlOeq\o\al(－,2)的溶液，隐含是碱性溶液。强化点四离子推断的“四项基本原则”1.肯定性原则：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＋、MnOeq\o\al(－,4)、CrOeq\o\al(2－,4)、Cr2Oeq\o\al(2－,7))。2.互斥性原则：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H2、水的电离情况等)。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.进出性原则：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。真题感知1.（2024·浙江6月卷）按物质组成分类，KAl(SO4)2∙12H2O属于（）A．酸 B．碱 C．盐 D．混合物2.（2024·浙江卷）下列物质不属于电解质的是（）A．CO2 B．HCl C．NaOH D．BaSO43.（2024·浙江卷）在溶液中能大量共存的离子组是（）A． B．C． D．4.（2024·浙江卷）汽车尾气中的NO和CO在催化剂作用下发生反应：，下列说法不正确的是(NA为阿伏加德罗常数的值)（）A．生成1molCO2转移电子的数目为2NA B．催化剂降低NO与CO反应的活化能C．NO是氧化剂，CO是还原剂 D．N2既是氧化产物又是还原产物5.（2024·重庆卷）常温下，下列各组离子在指定溶液中能大量共存的是A．氨水中： B．稀硫酸中：C．溶液中： D．溶液中：6.（2024·海南卷）下列化学应用实例与方程式不匹配的是选项应用实例方程式A海上油气1工平台海葵一号的钢壳外壁铺装锌锭减缓腐蚀B用硫磺粉减少破损水银体温计洒落的Hg的危害C用浓溶液洗除实验服上的黑色银斑D烘焙糕点时，以食品级作膨松剂7.（2024·广西卷）化学与生活息息相关。下列离子方程式书写正确的是A．用溶液处理水垢中的B．明矾用于净水：C．抗酸药中的可治疗胃酸过多：D．用酸化的KI淀粉溶液检验加碘盐中的8.（2024·贵州卷）下列离子方程式书写错误的是A．用氢氟酸雕刻玻璃：B．用绿矾处理酸性废水中的C．用泡沫灭火器灭火的原理：D．工业电解饱和食盐水制烧碱和氯气：9.（2024·北京卷）下列方程式与所给事实不相符的是A．海水提溴过程中，用氯气氧化苦卤得到溴单质：B．用绿矾()将酸性工业废水中的转化为C．用溶液能有效除去误食的D．用溶液将水垢中的转化为溶于酸的：10.（2024·湖南卷）下列过程中，对应的反应方程式错误的是A《天工开物》记载用炉甘石()火法炼锌B用作野外生氢剂C饱和溶液浸泡锅炉水垢D绿矾()处理酸性工业废水中的11.（2024·浙江卷）下列离子方程式正确的是A．用溶液除气体：B．溶液中滴加溶液：C．溶液中通入少量：D．用溶液刻蚀覆铜板制作印刷电路板：12.（2024·全国新课标卷）下列过程对应的离子方程式正确的是A．用氢氟酸刻蚀玻璃：B．用三氯化铁溶液刻制覆铜电路板：C．用硫代硫酸钠溶液脱氯：D．用碳酸钠溶液浸泡锅炉水垢中的硫酸钙：13.（2024·北京卷）不同条件下，当KMnO4与KI按照反应①②的化学计量比恰好反应，结果如下。反应序号起始酸碱性KIKMnO4还原产物氧化产物物质的量/mol物质的量/mol①酸性0.001nMn2+I2②中性0.00110nMnO2已知：的氧化性随酸性减弱而减弱。下列说法正确的是A．反应①，B．对比反应①和②，C．对比反应①和②，的还原性随酸性减弱而