第1章 物质及其变化——【期末复习】高一化学上学期单元知识点梳理（人教版2019必修第一册）

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第一章 物质及其变化知识清单
【单元知识框架】

【单元知识清单】
考点1 化学科学的发展
1．化学科的概念：在原子、分子水平上研究物质的组成、结构、性质、转化及其应用的基础自然科学
2．近代化学发展的5个里程碑
（1）1661年英国化学家波义耳提出元素的概念，标志着近代化学的诞生。
（2）1774年法国化学家拉瓦锡提出燃烧的氧化学说，使近代化学取得了革命性的进展。
（3）1803年英国科学家道尔顿提出原子学说，为近代化学的发展奠定了坚实的基础。
（4）1811年意大利科学家阿伏伽德罗提出分子学说，使人们对物质结构的认识发展到一个新的阶段。
（5）1869年俄国化学家门捷列夫发现元素周期律，使化学的研究变得有规律可循。
2．中国在化学上的成就
（1）我国是世界上发明陶瓷、冶金、火药、造纸、酿造和印染等较早的国家。
（2）1943年，侯德榜发明了联合制碱法，为我国化学工业发展和技术创新做出来重要贡献。
（3）1965年，我国科学家合成了结晶牛胰岛素，是世界上第一次用化学方法合成具有生物活性的蛋白质。
（4）20世纪80年代，我国在世界上首次用人工方法合成具有与天然分子相同化学结构和完整生物活性的核糖核酸，为人类揭开生命的奥秘做出来贡献。
考点2 物质的分类及转化
一、根据元素的组成对物质进行分类
1．根据元素的组成对物质进行分类
（1）单质：仅由一种元素组成的纯净物。
①金属单质：由金属元素组成的单质
②非金属单质：由非金属元素组成的单质
（2）化合物：由两种或两种以上元素组成的纯净物。
2．同素异形体
（1）概念：由同一种元素形成的几种性质不同的单质。
（2）常见元素的同素异形体
①碳元素：金刚石、石墨、C60
②氧元素：氧气和臭氧
③磷元素：红磷和白磷
（3）性质：物理性质不同，化学性质相似
（4）转化：同素异形体之间的转化属于化学变化，属于非氧化还原反应。
3．两种分类方法
（1）树状分类法：对同类物质按照某种标准再进行分类。

（2）交叉分类法：对同一物质按照不同的标准分类。如：

（3）交叉分类法和树状分类法的区别
①交叉分类法中的类别之间存在交叉关系，如Na2SO4、K2SO4分别属于钠盐、钾盐，但它们又都属于硫酸盐；
②树状分类法中的物质类别间存在从属关系，如盐属于化合物，而化合物又属于纯净物等。
4．物质分类的两点注意
（1）根据不同标准可以对化学物质和化学反应进行不同的分类，因此没有固定的分类标准，就不会有正确的分类。如把某物质分为混合物、纯净物、化合物，就是分类标准不统一导致的错误。混合物和纯净物是并列关系，而纯净物包含化合物。
（2）概念间的关系——“并列”与“包含”。
①并列关系：纯净物与混合物，单质与化合物，酸与碱、盐；
②包含关系：纯净物＞化合物＞氧化物。
二、根据物质的性质对物质进行分类
1．碱性氧化物
（1）定义：与酸反应只生成盐和水的氧化物
（2）判断：大多数金属氧化物，Na2O2和Al2O3除外
2．酸性氧化物
（1）定义：与碱反应只生成盐和水的氧化物
（2）判断：大多数非金属氧化物，CO和NO除外
3．氧化物的1个“一定”和3个“不一定”
（1）碱性氧化物一定是金属氧化物，如Na2O、CaO。
（2）金属氧化物不一定是碱性氧化物，如Mn2O7是酸性氧化物，Na2O2是过氧化物。
（3）非金属氧化物不一定都是酸性氧化物，如CO、NO。
（4）酸性氧化物不一定是非金属氧化物，如Mn2O7。
三、分散系及分类
1．分散系

2．溶液、胶体、浊液的比较
分散系
溶液
胶体
浊液
分散质粒子的直径
d＜1nm
1nm＜d＜100nm
d＞100nm
外观特征
均一、透明、稳定
较均一、较透明、较稳定
不均一、不透明、不稳定
分散质粒子
分子、离子
较多分子集合体或大分子
大量分子集合体（固体小颗粒或小液滴）
能否透过滤纸
能
能
不能
能否透过半透膜
能
不能
不能
鉴别方法
无丁达尔效应
有丁达尔效应
静置分层
【特别提醒】
（1）分散系中至少含有两种物质，都属于混合物，蒸馏水不属于分散系。
（2）透明不代表无色，如CuSO4溶液为蓝色溶液，Fe（OH）3胶体为红褐色液体。
（3）胶体不一定都呈液体，胶体除了液溶胶还有气溶胶和固溶胶。
3．胶体的性质和应用
（1）丁达尔效应
①定义：可见光束通过胶体时，在入射光侧面可观察到光亮的“通路”
②原因：胶体中分散质微粒对可见光散射而形成的
③应用：鉴别溶液和胶体
（2）电泳

①定义：在外电场的作用下胶体微粒发生定向移动
②原因：胶体微粒比表面积大，吸附能力强，吸附了带电离子而带电荷。
③规律：带正电荷的胶粒向阴极移动，带负电荷的胶粒向阳极移动
（3）聚沉
①定义：在一定条件下胶体形成沉淀析出
②条件：加入电解质溶液；加热、搅拌、加入带相反电荷胶粒的胶体
4．Fe（OH）3胶体的制备
（1）制备图示

（2）制备原理和操作
①操作：向沸水中滴加饱和FeCl3溶液，至液体呈透明的红褐色，停止加热
②反应：FeCl3+3H2OFe（OH）3（胶体）+3HCl
5．胶体与悬浊液、胶体与溶液的分离：
分离物质
胶体和悬浊液
胶体和溶液
方法
过滤
渗析
实验装置


操作要领
一贴：滤纸紧贴漏斗内壁
二低：
①滤纸边缘要低于漏斗边缘；
②液面要低于滤纸边缘
三靠：
①烧杯嘴紧靠倾斜的玻璃棒；
②玻璃棒下端靠在三层滤纸处；
③漏斗的下端紧靠接收器内壁
①半透膜不能破损，且袋口要扎紧；
②半透膜浸入流动的蒸馏水中或频繁更换
原理
悬浊液中的分散质微粒不能透过滤纸，而胶体分散质微粒可以透过滤纸
胶体分散质微粒不能透过半透膜，溶液中的溶质微粒能透过半透膜
6．胶体在生产和生活中的应用
（1）胶体的聚沉
①卤水（主要成分是MgCl2·6H2O、CaSO4）点豆腐
②江河入海口形成的沙洲、三角洲
③FeCl3溶液常用作伤口止血的凝血剂
④同一钢笔同时使用不同牌号墨水易发生堵塞
⑤服用牛奶或鸡蛋清等缓解重金属盐中毒
⑥盐碱地的土壤保肥力差
（2）胶体的吸附性
①明矾、Fe2（SO4）3溶液净水
②Al（OH）3胶体作漂白剂
③NH4NO3的保肥作用差（土壤胶粒带负电荷）
（3）胶体的丁达尔现象
①清晨阳光穿过茂密树木枝叶产生的美丽光线
②电影院光柱
③海市蜃楼
（4）胶体的电泳
①水泥和冶金工业中用高压电除去烟尘
②陶瓷工业精炼高岭土，通电除去氧化铁杂质
③医学上利用血清的纸上电泳来诊断某些疾病
④石油工业中，用电泳分离石油乳状液中的油水
【误区警示】
（1）丁达尔效应是物理变化而不是化学变化。
（2）明矾作净水剂是利用明矾溶于水生成Al（OH）3胶体，胶体具有吸附性；但胶体没有杀菌消毒的作用。
（3）胶体呈电中性，不带电荷。而胶粒可能带正电荷或负电荷或不带电荷。
考点3 物质的转化
1．物质间的转化关系

2．各类物质的化学通性
（1）一般金属单质的化学通性

（2）氧化物的化学通性

（3）酸的化学通性

（4）碱的化学通性

（5）盐的化学通性

【特别提醒】注意转化间关系的特殊性
（1）金属+酸盐+氢气，这里的“金属”是指氢前的活泼金属，但氢前的不活泼金属，如铜与盐酸就不反应。
（2）钾、钙、钠等特别活泼金属不能盐溶液中置换出比它们活泼性弱的金属。
（3）酸（碱）性氧化物与水发生化合反应，对产物要求：生成可溶性的酸或碱，Al2O3、Fe2O3、CuO、SiO2不能和水反应。
考点4 电解质
一、电解质和非电解质
1．电解质和非电解质

2．常见的电解质和非电解质

类别
举例
电解质
酸
HCl、H2SO4、HNO3、H2CO3等
碱
KOH、NaOH、NH3·H2O、Mg（OH）2等
盐
KCl、Na2SO4、Mg（NO3）2等
活泼金属氧化物
Na2O、CaO等
水
H2O
非电解质
部分非金属氧化物
CO2、SO2、P2O5等
非酸性气态氢化物
NH3、PH3、SiH4
大部分有机物
蔗糖（C12H22O11）、乙醇（CH3CH2OH）、CH4等
3．理解电解质和非电解质时要注意的四个“不一定”
（1）不是电解质的物质不一定是非电解质。单质和混合物既不是电解质也不是非电解质。
（2）电解质不一定同时具备以下两个条件：①在水溶液里能导电；②在熔融状态下能导电。
（3）导电的物质不一定是电解质。
①Fe、Cu等金属也能够导电，但它们都是单质，不属于电解质。
②稀盐酸能导电，但不能说稀盐酸是电解质，应该说HCl是电解质，因为稀盐酸是混合物。
（4）不导电的物质不一定不是电解质。电解质在固态时都不导电。
4．电解质的判断

二、电解质的电离
1．电解质的电离
（1）概念：电解质自由移动离子的过程。
（2）变化类型：电离过程发生物理变化
（3）电离方程式：用化学式和离子符号表示电解质电离过程的式子。
2．电离方程式的书写方法和原则
（1）书写方法
①一般表示形式如下：电解质离子A+离子B+…，如K2SO42K++SO42－。
②化学式的下标作为系数放在对应离子的前面，如2为K+的下标，所以放在K+前面作为系数。
③原子团不拆分。常见的原子团有NH4＋、SO42－、CO32－、HCO3－、NO3－、ClO3－、MnO4－、SO32－、HSO4－、OH－等。特别注意HSO4－的处理，中学化学阶段，一般认为在水溶液中HSO4－电离生成H＋、SO42－，在熔融状态下，HSO4－不发生电离。
（2）书写原则
①不能随意书写离子符号，离子所带电荷数必须等于该元素或原子团在该化合物中的化合价。
②遵循质量守恒。方程式左右的原子种类、数目均不变。
③注意电荷守恒。方程式左右的电荷数目相等。例如K2SO42K++SO42－，“”左边的电荷数为0，右边的电荷总数为2×（+1）+（－2）＝0，即左右电荷数相等。
（3）书写实例
①H2SO4：H2SO42H++SO42－
②Ba（OH）2：Ba（OH）2Ba2++2OH－
③Fe2（SO4）3：Fe2（SO4）32Fe3++3SO42－
④NaHCO3：NaHCO3Na++HCO3－
⑤NaHSO4：水溶液NaHSO4Na++H++SO42－，熔融NaHSO4Na++HSO4－
3．从电离的角度认识酸、碱、盐
（1）酸
①定义：电离时产生的阳离子全部是H+的化合物
②实例：HCl、H2SO4、H2CO3等
（2）碱
①定义：电离时产生的阴离子全部是OH－的化合物
②实例：NaOH、KOH、NH3·H2O等
（3）盐
①定义：电离时能产生金属阳离子（或NH4+）和酸根阴离子的化合物
②实例：Na2SO4、KCl、BaCO3、NaHCO3等
4．电解质溶液的导电性
（1）导电前提：水溶液或熔融状态
①盐中含有离子，但固态时离子不能自由移动，故固态盐不导电；而盐在熔融状态或水溶液中因发生了电离，产生了自由移动的离子，故导电。
②酸只有在水溶液中能电离，故液态酸不导电。
③类似于NaOH、KOH等强碱，在熔融状态或水溶液中均能电离产生自由移动的离子而导电。
④金属氧化物在熔融状态下能够导电
（2）决定因素：自由离子浓度越大，溶液的导电性越强

①电解质溶液的导电性与电解质的强弱没有必然关系
②电解质溶液的导电性与电解质的溶解度没有必然关系
考点5 离子反应
一、离子反应
1．离子反应
（1）概念：在溶液中有离子参加或生成参加或生成的化学反应
（2）实质：离子浓度的降低
（3）反应前提：在水溶液或熔融状态下进行
（4）离子互换型离子反应发生的条件
①生成难溶性物质：如BaSO4、Mg（OH）2等
②生成难电离物质：如弱酸、弱碱、水等
③生成易挥发物质：如CO2、SO2、H2S等
2．离子方程式
（1）概念：用实际参加反应的离子符号来表示离子反应的式子
（2）离子方程式的书写（以氯化钡溶液和硫酸钠溶液反应为例）

（3）意义
①表示某一个具体的化学反应
Ba2＋+2OH－+2H++SO42－BaSO4↓+2H2O只能表示反应：H2SO4+Ba（OH）2BaSO4↓+2H2O
②表示同一类型的离子反应
NaOH分别和HCl、H2SO4、HNO3反应的离子方程式均为H++OH－H2O
3．离子方程式中的拆分规则
（1）可拆写成离子形式的物质

（2）特殊物质的拆分
①Ca（OH）2作为反应物时，若是澄清溶液，写离子形式；若是悬浊液，保留化学式。
②弱酸的酸式盐，不能将酸式酸根离子拆开，如NaHCO3拆写成Na+、HCO3－形式。
③NaHSO4在溶液中要拆写成Na+、H+、SO42－形式，在熔融状态下要拆写成Na+、HSO4－形式。
④浓硫酸要保留化学式形式。
（3）不可拆分的物质

4．“六看”判断离子方程式的正误
（1）看是否符合反应的客观事实，如铁与稀硫酸反应。
2Fe+6H+＝2Fe3++3H2↑（×）
Fe+2H+＝Fe2++H2↑（√）
（2）看是否符合拆写原则，如碳酸钙与盐酸反应。
CO32－+2H+＝CO2↑+H2O（×）
CaCO3+2H+＝Ca2++CO2↑+H2O（√）
（3）看是否符合质量守恒，如钠与水的反应。
2Na+H2O＝2Na++2OH－+H2↑（×）
2Na+2H2O＝2Na++2OH－+H2↑（√）
（4）看是否符合电荷守恒，如铝和盐酸反应。
Al+2H+＝Al3++H2↑（×）
2Al+6H+＝2Al3++3H2↑（√）
（5）看是否漏掉离子反应，如CuSO4和Ba（OH）2的反应。
Ba2++SO42－＝BaSO4↓（×）
Ba2++SO42－+Cu2++2OH－＝BaSO4↓+Cu（OH）2↓（√）
（6）看是否符合阴、阳离子配比，如氢氧化钡溶液与稀硫酸反应。
Ba2++OH－+H++SO42－＝BaSO4↓+H2O（×）
Ba2++2OH－+2H++SO42－＝BaSO4↓+2H2O（√）
二、离子大量共存问题
1．注意审题
（1）看清题目要求
①不能大量共存：离子组中有能够相互反应的离子
②能大量共存：离子组中所有离子相互都不反应
③可能大量共存：有多种可能的情况，其中一种离子组中所有离子相互都不反应即可
④一定不能大量共存：有多种可能的情况，所有情况下离子组中都有能够相互反应的离子
（2）“无色透明”溶液不存在有色离子。
Cu2+
Fe3+
Fe2+
MnO4－
蓝色
棕黄色
浅绿色
紫红色
（3）注意溶液的酸碱性限制

2．离子共存判断的“四种类型”
（1）离子之间反应生成沉淀
①Cl－能与Ag+反应生成沉淀
②SO42－能与Ba2+、Pb2+、Ca2+、Ag+反应生成沉淀
③OH－能与除K+、Na+、Ba2+外的其他金属阳离子反应生成沉淀
④CO32－能与除K+、Na+、NH4+外的其他金属阳离子反应生成沉淀
⑤PO43－能与除K+、Na+、NH4+外的其他金属阳离子反应生成沉淀
（2）离子之间反应生成气体：
①H+能够与CO32－、HCO3－、SO32－、HSO3－、S2－、HS－等弱酸阴离子生成气体
②OH－在加热条件下能与NH4+反应生成氨气
（3）离子之间反应生成弱电解质：
①H+能够与ClO－、CH3COO－反应生成弱酸
②OH－能够与H+及HCO3－、HSO3－、HS－等酸式酸根离子反应生成水
③OH－在常温条件下能与NH4+反应生成弱碱（NH3·H2O）
④Fe3+能够与SCN－反应生成弱电解质［Fe（SCN）3］
（4）离子之间发生氧化还原反应
①MnO4－（H+）和ClO－（H+）能够将S2－、HS－、SO32－、HSO3－、I－、Fe2+、Br－、Cl－氧化
②ClO－能够将S2－、HS－、SO32－、HSO3－、I－、Fe2+、Br－氧化
③NO3－（H+）：能够将S2－、HS－、SO32－、HSO3－、I－、Fe2+氧化
④Fe3+能够将S2－、HS－、SO32－、HSO3－、I－氧化
3．解答有关离子共存问题的思维流程

4．常见离子的特征反应实验操作与现象
（1）常见阳离子的检验

（2）常见阴离子的检验


5．离子推断
（1）依据：离子反应所表现出的某“唯一性”的特征性质及现象。
（2）离子推断要坚持“四项原则”
①肯定性原则：据现象推断肯定存在或肯定不存在的离子。
②互斥性原则：如溶液中含有Ba2+，则不存在大量的CO32－、SO42－。
③进出性原则：要注意所加试剂引入什么离子，是否造成干扰。
④电中性原则：阳离子和阴离子同时存在于溶液中且正、负电荷总量相等。
考点6 氧化还原反应
一、氧化还原反应的特征和本质
1．特征：反应前后元素的化合价是否发生了变化
（1）氧化还原反应：反应前后元素的化合价变化
（2）非氧化还原反应：反应前后元素的化合价不变
2．本质：反应过程中有电子的得失或偏移
3．氧化还原反应和四种基本反应类型的关系

（1）置换反应一定是氧化还原反应；
（2）复分解反应一定不是氧化还原反应；
（3）有单质参加的化合反应是氧化还原反应；
（4）有单质生成的分解反应是氧化还原反应。
【特别提醒】（1）有单质参加或生成的反应不一定是氧化还原反应，如3O2＝2O3。
（2）没有单质参加的化合反应也可能是是氧化还原反应，如H2O2+SO2＝H2SO4。
二、氧化还原反应的基本概念
1．氧化剂和还原剂
（1）氧化剂
①氧化还原反应中得到电子的反应物
②氧化还原反应中化合价降低的反应物
（2）还原剂
①氧化还原反应中失去电子的反应物
②氧化还原反应中化合价升高的反应物
2．氧化性和还原性
（1）氧化性：氧化剂具有的性质
①氧化还原反应中得到电子的性质
②氧化还原反应中化合价降低的性质
（2）还原性
①氧化还原反应中失去电子的性质
②氧化还原反应中化合价升高的性质
3．氧化产物和还原产物
（1）氧化产物
①物质失去电子后生成的物质
②所含元素化合价升高后生成的物质
（2）还原产物
①物质得到电子后生成的物质
②所含元素化合价降低后生成的物质
4．氧化反应和还原反应
（1）氧化反应
①物质失去电子时发生的反应
②物质所含元素化合价升高时发生的反应
（2）还原反应
①物质得到电子时发生的反应
②物质所含元素化合价降低时发生的反应
5．被氧化和被还原
（1）被氧化
①氧化还原反应中失去电子的过程
②氧化还原反应中化合价升高的过程
（2）被还原
①氧化还原反应中得到电子的过程
②氧化还原反应中化合价降低的过程
6．氧化还原反应概念之间的关系

【特别提醒】
（1）氧化反应和还原反应存在于在同一个反应中，它们同时发生、同时存在，是相互对立统一的。
（2）氧化剂和还原剂可以是不同的物质，也可以是同种物质
①2KMnO4K2MnO4+MnO2+O2↑，氧化剂是KMnO4，还原剂是KMnO4
②2F2+2H2OO2+4HF，氧化剂是F2，还原剂是H2O
（3）氧化产物和还原产物可以是不同的物质，也可以是同种物质
①3S+6NaOHNa2SO3+2Na2S+3H2O，氧化产物是Na2SO3，还原产物是Na2S
②NO+NO2+2NaOH2NaNO2+H2O，氧化产物是NaNO2，还原产物是NaNO2
（4）被氧化的元素和被还原的元素可以是不同的元素，也可以是同种元素
①4HCl（浓）+MnO2MnCl2+Cl2↑+2H2O，被还原的元素Mn，被氧化的元素Cl
②2H2S+SO22H2O+3S，被还原的元素S，被氧化的元素S
（5）可能有多种元素同时被氧化或被还原
①3Cu2S+22HNO36Cu（NO3）2+10NO↑+3H2SO4+8H2O，被还原的元素N，被氧化的元素Cu、S
②2KNO3+S+3CK2S+N2↑+3CO2↑，被还原的元素N、S，被氧化的元素C
（6）方程式中的系数与实际参加反应的氧化剂或还原剂的量不一定一致
①C+2H2SO4CO2↑+2SO2↑+2H2O，n（氧化剂）∶n（还原剂）＝2∶1
②Cu+2H2SO4CuSO4+SO2↑+2H2O，n（氧化剂）∶n（还原剂）＝1∶1
三、物质的氧化性和还原性
1．化合价和氧化性、还原性的关系
（1）相互关系

①金属单质只有还原性
②非金属单质既有氧化性又有还原性，F2除外
③从理论上讲任何一种化合物既有氧化性又有还原性
（2）常见元素的最高价态和最低价态
元素
Cl
S
N
C
H
最高价
+7
+6
+5
+4
+1
最低价
－1
－2
－3
－4
－1
2．氧化还原反应中酸或碱的作用
（1）氧化性：所含元素的化合价降低
（2）还原性：所含元素的化合价升高
（3）酸或碱性：所含元素的化合价不变，有相应的盐生成
（4）具体反应分析
①Zn+2HClZnCl2+H2↑，盐酸表现酸性和氧化性
②CuO+2HClCuCl2+H2O，盐酸表现酸性
③MnO2+4HCl（浓）MnCl2+Cl2↑+2H2O，盐酸表现酸性和还原性
④2HClH2↑+Cl2↑，盐酸表现氧化性和还原性
⑤3Cl2+8NH3N2+6NH4Cl，NH3表现碱性和还原性
⑥Cu2O+6HNO3（浓）2Cu（NO3）2+2NO2↑+3H2O，硝酸表现酸性和氧化性
3．氧化还原反应中水的作用
（1）氧化性：有H2产生
（2）还原性：有O2产生
（3）氧化性和还原性：同时有H2和O2产生
（4）具体反应分析
①2F2+2H2O4HF+O2，水表现还原性
②3Fe+4H2OFe3O4+4H2，水表现氧化性
③2Na+2H2O2NaOH+H2↑，水表现氧化性
④2H2OO2↑+2H2↑，水表现还原性和氧化性
⑤2Na2O2+2H2O4NaOH+O2↑，水既不表现氧化性又不表现还原性
⑥Cl2+H2OHCl+HClO，水既不表现氧化性又不表现还原性
⑦3NO2+H2O2HNO3+NO，水既不表现氧化性又不表现还原性
4．常见的氧化剂和还原剂
（1）常见的氧化剂及还原产物

氧化剂
还原产物
含较高价态元素的含氧酸
浓硝酸、浓硫酸、稀HNO3
NO2、SO2、NO
含较高价态元素的盐
KMnO4、KClO3、FeCl3
Mn2+、Cl－、Fe2+
含高价态元素的氧化物
MnO2
Mn2+
（2）常见还原剂及氧化产物

还原剂
氧化产物
活泼金属单质
Al、Fe、Zn
Al3+、Fe2+、Zn2+
某些非金属单质
H2、C
H2O、CO2
四、氧化性、还原性强弱的比较
1．判断的本质依据：得失电子的难易程度
（1）氧化性或还原性的强弱与元素的化合价高低无必然关系
（2）氧化性或还原性的强弱与得失电子数多少无必然关系
2．根据元素的活动性顺序比较
（1）根据金属元素的活动性顺序比较

（2）根据非金属元素的活动性顺序比较

3．根据氧化还原反应的方向判断

（1）氧化性：氧化剂＞氧化产物
（2）还原性：还原剂＞还原产物
4．根据反应条件来判断
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：
（1）比较KMnO4和MnO2氧化性强弱：KMnO4＞MnO2
①MnO2+4HCl（浓）MnCl2+Cl2↑+2H2O
②2KMnO4+16HCl（浓）2KCl+2MnCl2+5Cl2↑+8H2O
（2）比较Na、Mg、Al的还原性强弱：Na＞Mg＞Al
①Na与冷水剧烈反应
②Mg与水加热才反应
③Al与水加热条件下也难反应
5．根据氧化产物的价态高低判断
（1）方法：同种物质被不同氧化剂氧化的价态越高，氧化剂的氧化性越强。
（2）实例：2Fe+3Cl22FeCl3，Fe+SFeS，氧化性：Cl2＞S。
6．强弱规律的两个应用
（1）氧化还原反应发生的先后顺序：强者优先
①向含多种还原剂的溶液中，加入一种氧化剂时，还原性强的微粒先被氧化
②向含多种氧化剂的溶液中，加入一种还原剂时，氧化性强的微粒先被还原
（2）判断氧化还原反应方向：强制弱原理
强氧化剂+强还原剂→弱还原剂+弱氧化剂
五、氧化还原反应中电子转移及表示
1．转移电子数的计算
（1）N（e－）＝化合价升高总数＝化合价降低总数
（2）反应中转移电子数与各物质的化学计量数成正比
2．双线桥法表示电子转移的方向和数目

（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）被还原的物质和被氧化的物质得、失电子数守恒。

3．双线桥法表示电子转移的方向和数目

（1）不需要标明“得到”或“失去”，只标明电子转移数目；
（2）要用箭号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。

4．氧化还原反应中转化规律

（1）5NH4NO32HNO3+4N2↑+9H2O

（2）2KClO3+6HCl（浓）KCl+3Cl2↑+3H2O

（3）H2S+H2SO4（浓）S↓+SO2↑+2H2O

六、氧化还原反应方程式的配平
1．配平原则

2．配平步骤

3．配平氧化还原反应的基本技能
（1）全变从左边配：氧化剂、还原剂中某元素化合价全变的，一般从左边反应物着手配平。
（2）自变从右边配：自身氧化还原反应（包括分解、歧化）一般从右边着手配平。
（3）缺项配平法：先将得失电子数配平，再观察两边电荷。若反应物这边缺正电荷，一般加H＋，生成物一边加水；若反应物这边缺负电荷，一般加OH－，生成物一边加水，然后进行两边电荷数配平。
（4）当方程式中有多个缺项时，应根据化合价的变化找准氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物。
4．缺项的氧化还原反应方程式的配平方法及原则
（1）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，然后由原子守恒确仍然仍然仍然仍然仍然仍然仍然仍然仍然仍然定未知物，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－
七、氧化还原反应的计算
1．计算依据：电子守恒

（1）找出氧化剂、还原剂及相应的还原产物和氧化产物。
（2）找准一个原子或离子得失电子数（注意化学式中粒子的个数）。
（3）根据题中物质的物质的量和得失电子守恒列出等式。
2．计算公式

3．特别提醒
（1）列表达式时，只能列价态变化的物质与电子的关系
（2）依据电子守恒所求的化合价为平均化合价
（3）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，建立二者之间的守恒关系，快速求解。
4．常见的计算类型
（1）计算“两剂”、“两产物”间的物质的量之比
（2）计算转移电子与各物质间的量的关系
（3）计算产物的化合价或化学式
（4）配平化学方程式或离子方程式