8/13期中知識(shí)清單（人教版第1章）思維導(dǎo)圖→考點(diǎn)清單（9大考點(diǎn)）→素養(yǎng)提升清單（5大易錯(cuò)點(diǎn)、6大方法）考點(diǎn)01根據(jù)物質(zhì)的組成分類1.物質(zhì)的元素組成（1）金剛石、石墨和C60都是由碳元素形成的單質(zhì)，是碳元素的同素異形體。氧元素也有兩種同素異形體，它們分別是氧氣(O2)和臭氧(O3)。（2）碳和氧兩種元素可形成兩種化合物，其化學(xué)式分別是CO、CO2；氫和氧兩種元素形成的化合物的化學(xué)式分別是H2O和H2O2。2.根據(jù)物質(zhì)的性質(zhì)分類（1）根據(jù)物質(zhì)的性質(zhì)對(duì)氧化物進(jìn)行分類氧化物酸性氧化物堿性氧化物定義能與堿反應(yīng)生成鹽和水的氧化物能與酸反應(yīng)生成鹽和水的氧化物實(shí)例CO2、SO3等CaO、Fe2O3等屬類大多數(shù)非金屬氧化物大多數(shù)金屬氧化物（2）氧化物的交叉分類氧化物按組成元素分為金屬氧化物和非金屬氧化物；氧化物按性質(zhì)分為酸性氧化物和堿性氧化物?？键c(diǎn)02溶液、膠體、濁液的比較分散系溶液膠體濁液分散質(zhì)粒子種類分子、離子大量分子聚集體或大分子大量粒子聚集體分散質(zhì)粒子直徑小于1nm1～100

nm大于100

nm外部特征均一、透明、穩(wěn)定較均一、透明、較穩(wěn)定不均一、不透明、不穩(wěn)定，久置沉淀(或分層)能否透過濾紙能能不能鑒別方法膠體(或溶液)和濁液通過靜置鑒別；膠體和溶液可通過丁達(dá)爾效應(yīng)鑒別考點(diǎn)03酸、堿、鹽的性質(zhì)1.酸、堿、鹽的化學(xué)通性（1）酸的化學(xué)通性酸eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(＋酸堿指示劑，如使紫色石蕊溶液變紅色,＋活潑金屬―→鹽＋氫氣,＋堿性氧化物―→鹽＋水,＋堿―→鹽＋水,＋鹽―→新酸＋新鹽))（2）堿的化學(xué)通性堿eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(＋酸堿指示劑，如使無色酚酞溶液變紅色；,使紫色石蕊溶液變藍(lán)色,＋酸性氧化物―→鹽＋水,＋酸―→鹽＋水,＋鹽―→新堿＋新鹽))（3）鹽的化學(xué)通性鹽eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(＋酸―→新鹽＋新酸,＋堿―→新鹽＋新堿,＋鹽―→新鹽＋新鹽))2.氧化物的化學(xué)通性（1）酸性氧化物的化學(xué)通性酸性氧化物eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(＋水―→酸部分,＋堿―→鹽＋水,＋堿性氧化物―→鹽))（2）堿性氧化物的化學(xué)通性堿性氧化物eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(＋水―→堿部分,＋酸―→鹽＋水,＋酸性氧化物―→鹽))考點(diǎn)04物質(zhì)的轉(zhuǎn)化1.單質(zhì)、氧化物、酸、堿、鹽之間的轉(zhuǎn)化關(guān)系2.金屬(或非金屬)單質(zhì)→鹽的轉(zhuǎn)化關(guān)系（1）金屬單質(zhì)(Ca)→鹽的轉(zhuǎn)化關(guān)系Caeq\o(――→,\s\up7(①))CaOeq\o(――→,\s\up7(②))Ca(OH)2eq\o(――→,\s\up7(③))CaCO3eq\o(――→,\s\up7(④))CaCl2①2Ca＋O2eq\o(=====,\s\up7(△))2CaO；②CaO＋H2O===Ca(OH)2；③Ca(OH)2＋CO2===CaCO3↓＋H2O；④CaCO3＋2HCl===CaCl2＋H2O＋CO2↑。（2）非金屬單質(zhì)(C)→鹽的轉(zhuǎn)化關(guān)系Ceq\o(――→,\s\up7(①))CO2eq\o(――→,\s\up7(②))H2CO3eq\o(――→,\s\up7(③))Na2CO3①C＋O2eq\o(=====,\s\up7(點(diǎn)燃))CO2；②CO2＋H2O===H2CO3；③H2CO3＋2NaOH===Na2CO3＋2H2O?？键c(diǎn)05電解質(zhì)的電離1.電解質(zhì)、非電解質(zhì)的比較—電解質(zhì)非電解質(zhì)相同點(diǎn)均為化合物不同點(diǎn)在水溶液里或熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電在水溶液里和熔融狀態(tài)下都不導(dǎo)電本質(zhì)區(qū)別在水溶液里或熔融狀態(tài)下自身能發(fā)生電離在水溶液里和熔融狀態(tài)下自身不發(fā)生電離所含物質(zhì)類型酸：H2SO4、H2CO3等；堿：NaOH、NH3·H2O等；鹽：NaCl、CaCO3等；活潑金屬氧化物：Na2O、CaO等；水非金屬氧化物：SO2、SO3、CO2等；非酸性氣態(tài)氫化物：NH3；部分有機(jī)物：蔗糖、乙醇、CH4、CCl4等2.電離方程式的書寫方法（1）強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、大部分鹽書寫時(shí)用“=”連接，如HCl=H＋＋Cl－、NaCl=Na＋＋Cl－。（2）酸式鹽的電離方程式①強(qiáng)酸的酸式鹽在水溶液中完全電離，如在水溶液中NaHSO4的電離方程式為NaHSO4=Na＋＋H＋＋SOeq\o\al(2－,4)，熔融狀態(tài)下NaHSO4的電離方程式為NaHSO4=Na＋＋HSOeq\o\al(－,4)。②弱酸的酸式鹽在水溶液中電離生成酸式酸根陰離子和陽離子，如NaHCO3=Na＋＋HCOeq\o\al(－,3)。（3）電離方程式的書寫注意事項(xiàng)①方程式左邊書寫化學(xué)式，表示電解質(zhì)還未電離時(shí)的狀態(tài)；右邊書寫離子符號(hào)，表示電解質(zhì)電離產(chǎn)生的離子。②書寫時(shí)要遵循質(zhì)量守恒(即方程式兩邊原子種類、個(gè)數(shù)相等)和電荷守恒(即電離產(chǎn)生的陽離子所帶正電荷總數(shù)等于陰離子所帶負(fù)電荷總數(shù))。③書寫電離方程式必須以事實(shí)為依據(jù)，不能主觀臆造。3.電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力（1）電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力與單位體積內(nèi)電解質(zhì)電離的離子數(shù)目及相應(yīng)離子所帶電荷多少有關(guān)，單位體積內(nèi)電解質(zhì)電離的離子數(shù)目越大，相應(yīng)離子所帶電荷越多，導(dǎo)電能力越強(qiáng)。（2）判斷電解質(zhì)是否導(dǎo)電，關(guān)鍵要看電解質(zhì)是否發(fā)生電離產(chǎn)生了自由移動(dòng)的離子，還要看單位體積內(nèi)電解質(zhì)電離的離子數(shù)目的多少，如CaCO3在水中的溶解度很小，故認(rèn)為其水溶液導(dǎo)電能力很弱。考點(diǎn)06離子方程式的書寫1.離子方程式的書寫步驟（以Na2SO4溶液與BaCl2溶液的反應(yīng)為例）2.離子方程式書寫的拆寫原則（1）拆成離子的物質(zhì)：易溶、易電離的物質(zhì)，如強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、絕大部分可溶性鹽。（2）書寫化學(xué)式的物質(zhì)：a.單質(zhì)；b.氣體；c.氧化物；d.難溶性物質(zhì)；e.難電離的物質(zhì)；f.非電解質(zhì)；g.濃硫酸。（3）多元弱酸的酸式酸根離子不能拆寫，如NaHCO3不能拆寫成“Na＋＋H＋＋COeq\o\al(2－,3)”，應(yīng)寫作“Na＋＋HCOeq\o\al(－,3)”。（4）微溶物（如Ca(OH)2）：a.作反應(yīng)物時(shí)，澄清溶液中寫成離子形式，懸濁液中寫成化學(xué)式；b.作生成物時(shí)，寫成化學(xué)式。（5）有氣體或沉淀生成的離子反應(yīng)，要檢查離子方程式中是否注明“↑”或“↓”。（6）寫出離子方程式并配平將相互作用的微粒的符號(hào)寫在等號(hào)左邊，把微粒之間作用結(jié)果的符號(hào)寫在等號(hào)右邊，并根據(jù)電荷守恒以及原子種類和數(shù)量守恒配平離子方程式。稀硫酸與Ba(OH)2溶液反應(yīng)的離子方程式為2H＋＋2OH－＋Ba2＋＋SOeq\o\al(2－,4)=2H2O＋BaSO4↓。考點(diǎn)07離子共存的判斷1.判斷離子能否大量共存，實(shí)際上是看離子之間能否反應(yīng)，若反應(yīng)，則不共存；若不反應(yīng)，則大量共存。2.離子不能大量共存的三種情況：生成難溶性或微溶性物質(zhì)的離子不能大量共存生成難溶性的鹽如Ca2＋與COeq\o\al(2－,3)，Ba2＋與COeq\o\al(2－,3)、SOeq\o\al(2－,4)，Ag＋與Cl－等生成難溶性的堿如OH－與Cu2＋、Fe2＋、Fe3＋、Mg2＋、Al3＋等生成氣體的離子不能大量共存如H＋與COeq\o\al(2－,3)、HCOeq\o\al(－,3)等生成水或其他難電離物質(zhì)的離子不能大量共存如H＋與OH－、CH3COO－等考點(diǎn)08氧化還原反應(yīng)1.氧化還原反應(yīng)的兩組概念（1）氧化反應(yīng)與還原反應(yīng)反應(yīng)類型化合價(jià)變化電子轉(zhuǎn)移氧化反應(yīng)物質(zhì)所含元素化合價(jià)升高的反應(yīng)物質(zhì)所含元素原子失去電子(或電子對(duì)偏離)的反應(yīng)還原反應(yīng)物質(zhì)所含元素化合價(jià)降低的反應(yīng)物質(zhì)所含元素原子得到電子(或電子對(duì)偏向)的反應(yīng)（2）氧化產(chǎn)物與還原產(chǎn)物生成物eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(①氧化產(chǎn)物：反應(yīng)物中的某元素發(fā)生氧化反應(yīng)所對(duì),應(yīng)的生成物,②還原產(chǎn)物：反應(yīng)物中的某元素發(fā)生還原反應(yīng)所對(duì),應(yīng)的生成物))2.氧化還原反應(yīng)概念間的關(guān)系化合價(jià)升高→失去電子→被氧化→是還原劑?；蟽r(jià)降低→得到電子→被還原→是氧化劑。3.氧化還原反應(yīng)的本質(zhì)（1）氧化反應(yīng)：物質(zhì)中有元素的原子失去電子(或電子對(duì)偏離)的反應(yīng)。（2）還原反應(yīng)：物質(zhì)中有元素的原子得到電子(或電子對(duì)偏向)的反應(yīng)。（3）氧化還原反應(yīng)的本質(zhì)：有電子轉(zhuǎn)移(電子得失或電子對(duì)偏移)的反應(yīng)。4.四種基本反應(yīng)類型之間的關(guān)系（1）置換反應(yīng)一定是氧化還原反應(yīng)。（2）復(fù)分解反應(yīng)一定不是氧化還原反應(yīng)。（3）化合反應(yīng)和分解反應(yīng)不一定是氧化還原反應(yīng)。（4）有單質(zhì)參加的化合反應(yīng)一定是氧化還原反應(yīng)。（5）有單質(zhì)生成的分解反應(yīng)一定是氧化還原反應(yīng)。考點(diǎn)09氧化劑和還原劑1.氧化劑：在反應(yīng)時(shí)，所含元素的化合價(jià)降低，即得到電子(或電子對(duì)偏向)的物質(zhì)。2.還原劑：在反應(yīng)時(shí)，所含元素的化合價(jià)升高，即失去電子(或電子對(duì)偏離)的物質(zhì)。3.氧化產(chǎn)物：還原劑發(fā)生氧化反應(yīng)后的生成物，即化合價(jià)升高的元素的產(chǎn)物。4.還原產(chǎn)物：氧化劑發(fā)生還原反應(yīng)后的生成物，即化合價(jià)降低的元素的產(chǎn)物。5.氧化性：即得到電子的能力。在氧化還原反應(yīng)中，氧化劑具有氧化性。6.還原性：即失去電子的能力。在氧化還原反應(yīng)中，還原劑具有還原性。7.常見的氧化劑和還原劑物質(zhì)種類常見物質(zhì)氧化劑部分非金屬單質(zhì)O2、Cl2等含有高價(jià)態(tài)元素的化合物濃硫酸、HNO3、KMnO4、MnO2、KClO3、K2Cr2O7等某些金屬活動(dòng)性較弱的元素對(duì)應(yīng)的高價(jià)態(tài)離子Fe3＋、Ag＋、Pb4＋、Cu2＋等過氧化物Na2O2、H2O2等還原劑活潑的金屬單質(zhì)Al、Zn等某些非金屬單質(zhì)C、H2等非金屬陰離子和氫化物Cl－、Br－、I－、S2－、HI、NH3、H2S等含有較低價(jià)態(tài)元素的化合物CO、SO2、H2SO3、Na2SO3、FeSO4等易錯(cuò)點(diǎn)01根據(jù)物質(zhì)的組成和性質(zhì)分類1.含結(jié)晶水的化合物為純凈物。純凈物是一種成分(分子)組成的物質(zhì)，有化學(xué)式，有固定的熔、沸點(diǎn)?；旌衔锸嵌喾N成分(分子)組成的物質(zhì)，無化學(xué)式，無固定的熔、沸點(diǎn)。2.非金屬氧化物大多是酸性氧化物，但不一定全是，如NO、CO不是酸性氧化物；酸性氧化物也不一定是非金屬氧化物，如Mn2O7是酸性氧化物，但卻是金屬氧化物。金屬氧化物大多是堿性氧化物，但不一定全是，如Al2O3是金屬氧化物，卻是兩性氧化物；堿性氧化物一定是金屬氧化物?！九袛鄬?duì)錯(cuò)】(1)純凈物一定由同種分子構(gòu)成()(2)只含一種元素的物質(zhì)一定是單質(zhì)()(3)氯化鈉屬于鹽，也屬于化合物()(4)樹狀分類法各級(jí)之間存在包含關(guān)系，如氧化物屬于化合物()(5)CuSO4·5H2O屬于混合物()(6)酸性氧化物能溶于水，和水化合生成酸()(7)CH3COOH是多元酸()答案(1)×(2)×(3)√(4)√(5)×(6)×(7)×易錯(cuò)點(diǎn)02分散系的組成泥沙、淀粉、氯化鈉與溶劑水分別形成懸濁液、膠體和溶液，由于三種分散質(zhì)粒子直徑的差異，懸濁液不能透過濾紙，而膠體和溶液能透過?！九袛鄬?duì)錯(cuò)】(1)氯化鈉溶液均一、穩(wěn)定、透明，不是分散系()(2)“冰水混合物”是一種分散系()(3)分散系可以是固態(tài)、液態(tài)或氣態(tài)()(4)油水混合物屬于乳濁液()答案(1)×(2)×(3)√(4)√易錯(cuò)點(diǎn)03電解質(zhì)與非電解質(zhì)1.電解質(zhì)與導(dǎo)電性的關(guān)系①有些電解質(zhì)溶于水能導(dǎo)電，在熔融狀態(tài)下不能導(dǎo)電，如HCl、H2SO4等。②有些電解質(zhì)只在熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電，如BaSO4、CaCO3等。③能導(dǎo)電的物質(zhì)不一定是電解質(zhì)，如金屬、石墨、鹽酸等，電解質(zhì)本身也不一定能導(dǎo)電，如NaCl固體、HCl氣體等。④溶于水能導(dǎo)電的化合物本身不一定是電解質(zhì)，如SO2、NH3等。2.電解質(zhì)與溶解性的關(guān)系電解質(zhì)不一定易溶于水(如硫酸鋇等)，易溶于水的化合物不一定是電解質(zhì)(如酒精等)?！九袛鄬?duì)錯(cuò)】(1)能導(dǎo)電的物質(zhì)一定是電解質(zhì)，電解質(zhì)不一定能導(dǎo)電()(2)銅絲、氯化鉀溶液能導(dǎo)電，所以兩者都是電解質(zhì)()(3)CO2、NH3都溶于水，其水溶液都能導(dǎo)電，所以CO2、NH3是電解質(zhì)()(4)硫酸鋇難溶于水，其水溶液幾乎不導(dǎo)電，硫酸鋇不是電解質(zhì)()答案(1)×(2)×(3)×(4)×易錯(cuò)點(diǎn)04從電離角度認(rèn)識(shí)酸、堿、鹽分類定義實(shí)例酸電離時(shí)生成的陽離子全部是H+的化合物是酸HCl堿電離時(shí)生成的陰離子全部是OH－的化合物是堿NaOH鹽電離時(shí)生成的金屬陽離子（或NH4+)和酸根陰離子的化合物是鹽NaCl、NH4Cl【判斷對(duì)錯(cuò)】(1)KHSO4在水溶液中可以電離出H+，所以KHSO4屬于酸()(2)化合物電離時(shí)有OH-生成的就是堿()(3)化合物電離時(shí)，只有生成金屬陽離子和酸根陰離子的才是鹽()(4)液態(tài)硫酸無法電離，只有在溶于水形成水溶液時(shí)才發(fā)生電離()答案(1)×(2)×(3)×(4)√易錯(cuò)點(diǎn)05氧化還原反應(yīng)的判斷氧化還原反應(yīng)的本質(zhì)是電子轉(zhuǎn)移(電子得失或共用電子對(duì)偏移)，氧化還原反應(yīng)的特征是有元素化合價(jià)的升降?！九袛鄬?duì)錯(cuò)】(1)氧化還原反應(yīng)中所有元素的化合價(jià)一定都發(fā)生變化()(2)一個(gè)反應(yīng)中可以只有元素化合價(jià)升高，而無元素化合價(jià)降低()(3)氧化還原反應(yīng)中被氧化的物質(zhì)與被還原的物質(zhì)可以是同一種物質(zhì)()(4)有單質(zhì)參加的反應(yīng)一定是氧化還原反應(yīng)()答案(1)×(2)×(3)√(4)×方法1離子方程式的正誤判斷1．看生成物是否與事實(shí)相符。如Fe與硫酸反應(yīng)生成：Fe+2H+=Fe3++H2↑2．看反應(yīng)在什么情況下進(jìn)行，能否用離子方程式表示。如：Ca(OH)2+NH4Cl=CaCl2+H2O+NH3↑（氨氣的制備）不在溶液中進(jìn)行，不具有離子反應(yīng)方程式。3．看拆寫是否正確。只有易溶的強(qiáng)電解質(zhì)才能寫成離子的形式，如CaCO3寫成Ca2+，Mg(OH)2寫成Mg2+都是錯(cuò)誤的。

4．看所用連接符號(hào)與生成物狀態(tài)符號(hào)是否正確。離子互換反應(yīng)的方程式通常用“=”號(hào)連接，生成沉淀或氣體則標(biāo)出“↑”或“↓”符號(hào)。

5．看質(zhì)量與電荷是否守恒。如：FeCl2溶液與Cl2反應(yīng)寫成Fe2++Cl2=Fe3++2Cl－，電荷不守恒。6．看離子的配比數(shù)是否正確如：稀硫酸與強(qiáng)氧化鋇反應(yīng)不能寫成：Ba2++OH－+SO42－+H+=BaSO4+H2O，應(yīng)寫成Ba2++2OH－+SO42－+2H+=BaSO4↓+2H2O。

7．看反應(yīng)物的用量多少是否加以考慮。某些化學(xué)反應(yīng)因反應(yīng)物用量多少不同，生成物也不同，甚至來源同一物質(zhì)的陰、陽離子配比數(shù)也可能不同。如：“過量”、“少量”等都可能對(duì)反應(yīng)產(chǎn)生影響。如：向NaOH溶液中通入少量CO2和足量CO2的離子反應(yīng)方程式分別是：2OH－+CO2=CO32－+H2O、OH－+CO2=HCO3－。方法2離子共存的判斷方法（1）看“色”。即溶液顏色。若限定無色溶液，常見有色離子有Cu2＋(藍(lán)色)、Fe3＋(棕黃色)、Fe2＋(淺綠色)、MnO4－(紫色)。（2）看“性”。即溶液的酸堿性。在強(qiáng)酸性溶液中，OH－及弱酸根陰離子(如CO32－、SO32－、S2－、CH3COO－等)均不能大量存在；在強(qiáng)堿性溶液中，H＋及弱堿陽離子(如NH4＋、Al3＋、Mg2＋、Fe3＋等)均不能大量存在，酸式弱酸根離子(如HCO3－、HSO3－、HS－等)在強(qiáng)酸性或強(qiáng)堿性溶液中均不可能大量存在。（3）看“反應(yīng)”。即離子之間反應(yīng)生成難溶物（沉淀）、弱電解質(zhì)、氣體、氧化還原反應(yīng)的離子之間不能共存。①有氣體生成：H+與CO32－、HCO3－生成CO2；H+與SO32－、HSO3－生成SO2；H+與S2－、HS－生成H2S。②有難溶物（沉淀）生成：Ca2+與CO32－生成CaCO3；Ag+與Cl－生成AgCl；Ba2+與SO42－生成BaSO4。Mg2+、Al3+、Fe2+、Fe3+、Cu2+與OH－生成Mg(OH)2、Al(OH)3、Fe(OH)2、Fe(OH)3、Cu(OH)2。③有弱電解質(zhì)（弱酸、弱堿、水）生成。OH－與H+生成H2O；OH－與HCO3－生成H2O；HCO3－與H+生成H2CO3；OH－與NH4+生成NH3·H2O。④發(fā)生氧化還原反應(yīng)而不能大量共存。（4）限制溶液酸性的條件：pH<7的溶液；使紫色石蕊變紅；加鐵粉、鎂粉、鋁粉放出氫氣。在酸性溶液中，OH－及弱酸根陰離子(如CO32－、SO32－、S2－、CH3COO－等)均不能大量存在。易錯(cuò)點(diǎn)：不能存在NO3-。因?yàn)橛蠳O3-時(shí)，NO3-作氧化劑會(huì)產(chǎn)生氮氧化物，而不是氫氣。方法3離子推斷1．根據(jù)實(shí)驗(yàn)現(xiàn)象判斷一定含有的離子→根據(jù)離子共存判斷一定不含有的離子→可能含有的離子。2．離子推斷的“常用原則”（1）肯定性原則：據(jù)現(xiàn)象推斷肯定存在或肯定不存在的離子。（2）互斥性原則：如溶液中含有Ag＋，則不存在大量的Cl-。（3）進(jìn)出性原則：要注意所加試劑引入什么離子，是否造成干擾。（4）守恒原則(電中性原則)：陽離子和陰離子同時(shí)存在于溶液中且正負(fù)電荷總量相等。方法4氧化性、還原性強(qiáng)弱比較的方法1.根據(jù)元素的活動(dòng)性順序比較如：Fe＋CuSO4=FeSO4＋Cu金屬還原性：Fe>Cu在反應(yīng)中Fe是還原劑，Cu是還原產(chǎn)物。2.根據(jù)氧化還原反應(yīng)方程式比較氧化性：氧化劑>氧化產(chǎn)物還原性：還原劑>還原產(chǎn)物方法5氧化還原反應(yīng)方程式的配平1.氧化還原反應(yīng)的配平的三原則（1）電子守恒：氧化劑和還原劑得失電子總數(shù)相等?；蟽r(jià)升高總數(shù)=化合價(jià)降低總數(shù)。（2）質(zhì)量守恒：反應(yīng)前后原子的種類和個(gè)數(shù)不變。（3）電荷守恒：離子反應(yīng)前后，所帶電荷總數(shù)相等。2．配平步驟：①標(biāo)出化合價(jià)發(fā)生變化的元素的化合價(jià)。如：②