高一化學(必修1)第二章化學物質及其變化知識要點歸納
來源：網絡好師來整理
一．物質的分類
1．分類是學習和研究化學物質及其變化的一種常用的基本方法，它不僅可以使有關化學物質及其變化的知識系統化，還可以通過分門別類的研究，了解物質及其變化的規律。分類要有一定的標準，根據不同的標準可以對化學物質及其變化進行不同的分類。交叉分類和樹狀分類是常用的分類方法。
2．分散系及其分類
把一種（或多種）物質分散在另一種（或多種）物質中所得到的體系，叫分散系。被分散的物質稱作分散質（可以是氣體、液體、固體），起容納分散質作用的物質稱作分散劑（可以是氣體、液體、固體）。
溶液、膠體、濁液三種分散系的比較
分散質粒子大小/nm 外觀特征 能否通過濾紙 有否丁達爾效應 實例
溶液 小于1 均勻、透明、穩定 能 沒有 NaCl、蔗糖溶液
膠體 在1—100之間 均勻、有的透明、較穩定 能 有 Fe(OH)3膠體
濁液 大于100 不均勻、不透明、不穩定 不能 沒有 泥水
二．物質的化學變化
1．物質之間可以發生各種各樣的化學變化，依據一定的標準可以對化學變化進行分類。
⑴根據反應物和生成物的類別以及反應前后物質種類的多少可以分為：
A．化合反應（A + B = AB）B．分解反應（AB = A + B）C．置換反應（A + BC = AC + B）D．復分解反應（AB + CD = AD + CB）。
⑵根據反應中是否有離子參加可將反應分為：
A．離子反應：有離子參加的一類反應。主要包括復分解反應和有離子參加的氧化還原反應。
B．分子反應（非離子反應）。
⑶根據反應中是否有電子轉移可將反應分為：
A．氧化還原反應：反應中有電子轉移（得失或偏移）的反應。
實質：有電子轉移（得失或偏移）
特征：反應前后元素的化合價有變化
B．非氧化還原反應
2．離子反應
⑴電解質：在水溶液中或熔化狀態下能導電的化合物,叫電解質。酸、堿、鹽都是電解質。
酸:電離時生成的陽離子全部是氫離子的化合物
堿：電離時生成的陰離子全部是氫氧根離子的化合物。
鹽：電離時生成金屬離子（或銨根離子）和酸根離子的化合物。
在水溶液中或熔化狀態下都不能導電的化合物，叫非電解質。
注意：①電解質、非電解質都是化合物，不同之處是在水溶液中或融化狀態下能否導電。②電解質的導電是有條件的：電解質必須在水溶液中或熔化狀態下才能導電。③能導電的物質并不全部是電解質：如銅、鋁、石墨等。④非金屬氧化物（SO2、SO3、CO2）、大部分的有機物為非電解質。
⑵離子方程式：用實際參加反應的離子符號來表示反應的式子。它不僅表示一個具體的化學反應，而且表示同一類型的離子反應。
復分解反應這類離子反應發生的條件是：生成沉淀、氣體或水。
書寫方法：
寫：寫出反應的化學方程式
拆：把易溶于水、易電離的物質拆寫成離子形式
刪：將不參加反應的離子從方程式兩端刪去
查：查方程式兩端原子個數和電荷數是否相等
⑶離子共存問題
所謂離子在同一溶液中能大量共存，就是指離子之間不發生任何反應；若離子之間能發生反應，則不能大量共存。
A．結合生成難溶物質的離子不能大量共存:如Ba2+和SO42-、Ag+和Cl-、Ca2+和CO32-、Mg2+和OH-等。
B．結合生成氣體或易揮發性物質的離子不能大量共存：如H+和C32-O,HCO3-,SO32-，OH-和NH4+等。
C．結合生成難電離物質（水）的離子不能大量共存：如H+和OH-、CH3COO-，OH-和HCO3-等。
D．發生氧化還原反應、水解反應的離子不能大量共存（待學）。
注意：題干中的條件：如無色溶液應排除有色離子：Fe2+、Fe3+、Cu2+、MnO4-等離子，酸性（或堿性）則應考慮所給離子組外，還有大量的H+（或OH-）。
⑷離子方程式正誤判斷（六看）
一看反應是否符合事實：主要看反應能否進行或反應產物是否正確。
二看能否寫出離子方程式：純固體之間的反應不能寫離子方程式。
三看化學用語是否正確：化學式、離子符號、沉淀、氣體符號、等號等的書寫是否符合事實。
四看離子配比是否正確。
五看原子個數、電荷數是否守恒。
六看與量有關的反應表達式是否正確（過量、適量）。
3．氧化還原反應
氧化還原反應概念的發展比較
得氧失氧的觀點（狹義） 化合價升降觀點（廣義） 電子轉移觀點（本質）
氧化反應
得氧的反應
化合價升高的反應 失去（或偏離）電子的反應
還原反應
失氧的反應 化合價降低的反應 得到（或偏向）電子的反應
氧化還原反應
有氧得失的反應 有化合價升降的反應 有電子轉移（得失或偏移）的反應
氧化還原反應中概念及其相互關系如下：
化合價升高——失去電子——被氧化（發生氧化反應）——是還原劑（有還原性）。
化合價降低——得到電子——被還原（發生還原反應）——是氧化劑（有氧化性）。