高中化学必修第一册第一章物质及其变化知识清单

高中化学必修第一册第一章物质及其变化知识清单一、走进化学科学——物质的分类与转化（一）物质的分类【基础】《周易》有云：“方以类聚，物以群分。”对物质世界进行分类是科学研究的第一步，也是我们认识和处理化学问题的基本方法。纯净物的组成固定，有明确的化学式，如氧气（O₂）、水（H₂O）、氯化钠（NaCl）。混合物则由不同种物质简单混合而成，无固定组成，如空气、食盐水、漂白粉。对于纯净物，我们可以从不同角度进行分类。根据元素组成，将物质分为单质和化合物。单质是同种元素组成的纯净物，分为金属单质（如Fe、Cu、Al）和非金属单质（如C、S、O₂、N₂）。化合物是不同种元素组成的纯净物，其分类更为复杂和重要。化合物最基本的分类是依据其组成和性质，可分为氧化物、酸、碱、盐等。氧化物是指由两种元素组成，其中一种是氧元素的化合物。根据化学性质，氧化物可分为酸性氧化物（如CO₂、SO₂，与碱反应生成盐和水）、碱性氧化物（如Na₂O、CaO，与酸反应生成盐和水）、两性氧化物（如Al₂O₃，既能与酸又能与碱反应）以及不成盐氧化物（如CO、NO，不与酸或碱反应生成盐和水）。酸是电离时生成的阳离子全部是氢离子（H⁺）的化合物。根据是否含氧，可分为含氧酸（如H₂SO₄、HNO₃）和无氧酸（如HCl、H₂S）；根据电离出H⁺的数目，可分为一元酸（如HCl）、二元酸（如H₂SO₄）、多元酸（如H₃PO₄）。碱是电离时生成的阴离子全部是氢氧根离子（OH⁻）的化合物。根据溶解性，可分为可溶性碱（如NaOH、KOH、Ba(OH)₂）和难溶性碱（如Cu(OH)₂、Fe(OH)₃）；根据碱性强弱，可分为强碱（如NaOH、KOH、Ba(OH)₂）和弱碱（如NH₃·H₂O）。盐是由金属离子（或铵根离子NH₄⁺）和酸根离子组成的化合物。盐的分类有多种方法。根据组成，可分为正盐（如NaCl、Na₂CO₃）、酸式盐（如NaHCO₃、Ca(HCO₃)₂）、碱式盐（如Cu₂(OH)₂CO₃）。根据酸根是否含氧，可分为含氧酸盐（如Na₂SO₄）和无氧酸盐（如NaCl）。根据是否溶于水，可分为可溶性盐和难溶性盐。▲【高频考点】物质的分类是考试中的必考点，常以选择题形式出现，要求判断给定物质所属类别。（二）单质、氧化物、酸、碱、盐之间的转化关系【重要】各类物质之间存在着内在的衍生关系，掌握其转化规律是学习化学的基础。以钙元素为例，其单质、氧化物、碱、盐之间的转化关系可以清晰地展示物质的化学通性：Ca→CaO→Ca(OH)₂→CaCO₃。这一线索体现了金属单质到盐的典型转化路径。金属单质（如Ca、Na、Fe）通常能与氧气等非金属反应生成碱性氧化物或过氧化物。碱性氧化物（如CaO、Na₂O）与水反应生成相应的碱（可溶性碱）。碱（如Ca(OH)₂、NaOH）能与酸发生中和反应生成盐和水，也能与某些酸性氧化物（如CO₂、SO₂）反应生成盐和水，还能与某些盐反应生成新盐和新碱。对于非金属元素，也存在类似的转化关系，如C→CO₂→H₂CO₃→CaCO₃。非金属单质（如C、S）与氧气反应生成酸性氧化物（或不成盐氧化物）。酸性氧化物（如CO₂、SO₂）与水反应生成相应的含氧酸。酸能与碱发生中和反应生成盐和水，也能与某些碱性氧化物反应生成盐和水，还能与某些盐反应生成新盐和新酸。★【难点】复分解反应发生的条件，是驱动酸、碱、盐之间转化的核心动力。两种化合物在溶液中相互交换成分，生成另外两种化合物的反应，叫做复分解反应。其发生的条件可以概括为：生成物中必须有沉淀（↓）、气体（↑）或水（弱电解质）生成。只要具备其中一个条件，反应就能发生。这是判断酸、碱、盐之间能否反应的重要依据。（三）化学反应的分类【基础】化学反应可以从不同视角进行分类。从反应物和生成物的种类与数量，可以分为化合反应（A+B+…→C）、分解反应（C→A+B+…）、置换反应（A+BC→AC+B）和复分解反应（AB+CD→AD+CB）。这四种基本反应类型是初中学习的重点，但它们并不能涵盖所有的化学反应，例如一氧化碳还原氧化铜（CO+CuO→Cu+CO₂）就不属于上述任何一种类型。从反应中是否有电子转移（或化合价变化）来看，可以将反应分为氧化还原反应和非氧化还原反应。这是高中化学一个极为重要的分类视角，它将揭示化学反应的本质。本章将重点介绍氧化还原反应的概念。从反应中是否有离子参与，又可以将反应分为离子反应和非离子反应。在水溶液中进行的复分解反应、置换反应等，大多属于离子反应。本章将重点学习离子反应及其表示方法。二、分散系及其分类（一）分散系的概念与组成【基础】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。被分散的物质称为分散质，起容纳分散质作用的物质称为分散剂。例如，向水中滴入几滴植物油，油被分散成小液滴，油是分散质，水是分散剂，形成的混合物就是分散系。（二）分散系的分类【基础】根据分散质粒子的大小，可以将分散系分为溶液、胶体和浊液三类。1.溶液：分散质粒子直径小于1nm（纳米，10⁻⁹m）。粒子为分子或离子，均一、透明、稳定，静置不产生沉淀。例如食盐水、蔗糖水。2.浊液：分散质粒子直径大于100nm。粒子为大量分子的集合体，不均一、不透明、不稳定，静置易分层或沉淀。浊液又可分为悬浊液（固体小颗粒悬浮于液体中，如泥水）和乳浊液（小液滴分散在互不相溶的液体中，如油水混合物）。3.胶体：分散质粒子直径介于1nm和100nm之间。胶体是一种介稳性的分散系，外观上看起来与溶液相似，均一、透明（或半透明），但粒子比溶液大，是许多分子的集合体。例如Fe(OH)₃胶体、淀粉溶液、蛋白质溶液（此处“溶液”实际上是胶体）。（三）胶体的性质、制备与提纯【重要】1.胶体的性质（1）丁达尔效应：当可见光束通过胶体时，在入射光侧面可观察到明亮的光路，这是胶体粒子对光线散射的结果。溶液中的粒子太小，散射光极弱，无法观察到光路。因此，丁达尔效应是区分溶液和胶体的常用物理方法。▲【高频考点】常以选择题或填空题形式，要求利用丁达尔效应鉴别溶液和胶体。（2）介稳性：胶体相对稳定，主要原因有两个：一是胶体粒子通过吸附带电（同种胶粒带同种电荷，相互排斥，不易聚沉）；二是布朗运动（粒子受溶剂分子撞击作不停息的无规则运动，克服重力下沉）。一旦破坏胶体的稳定条件，如加入电解质、加热或加入带相反电荷的胶体，胶体粒子就会聚集成大颗粒而沉降，这个过程称为聚沉。明矾净水、江河入海口形成三角洲等都是利用了胶体的聚沉原理。（3）电泳：在外加电场作用下，胶体粒子在分散剂中定向移动的现象。例如，带正电荷的Fe(OH)₃胶体粒子向阴极移动，阴极附近颜色变深；带负电荷的硅酸胶体粒子向阳极移动。电泳现象证明了胶体粒子是带电的。2.胶体的制备以制备Fe(OH)₃胶体为例：向沸水中逐滴加入饱和FeCl₃溶液，继续煮沸至液体呈透明的红褐色，停止加热。化学方程式为：FeCl₃+3H₂O≜Fe(OH)₃（胶体）+3HCl。必须强调“沸水”和“饱和溶液”，以及“停止加热”以防过度加热生成Fe(OH)₃沉淀。3.胶体的提纯——渗析利用半透膜（如鸡蛋膜、玻璃纸）能将离子或小分子从胶体中分离出来的方法。将胶体置于半透膜袋内，袋外是流动的蒸馏水，小分子或离子（如Na⁺、Cl⁻、H⁺）可以透过半透膜进入水中，而胶体粒子（如Fe(OH)₃胶粒）不能透过，从而提纯胶体。三、物质的量——宏观与微观的桥梁（一）物质的量及其单位——摩尔【基础★重要】物质的量是一个物理量，它表示含有一定数目粒子的集合体，符号为n。其单位是摩尔，简称摩，符号为mol。国际上规定，1mol任何微粒集合体所含的微粒数与0.012kg¹²C（碳12）中所含的碳原子数相同，约为6.02×10²³。这个数值称为阿伏加德罗常数，符号为NA，通常用6.02×10²³mol⁻¹表示。使用物质的量时，必须指明微粒的种类，如原子、分子、离子、电子、质子、中子等，或它们的特定组合。例如，“1mol氧”的表述是不明确的，可以指1molO原子，也可以指1molO₂分子。正确的表述应为“1molO”或“1molO₂”。▲【高频考点】物质的量是连接宏观质量与微观粒子数的核心，贯穿整个高中化学计算。（二）阿伏加德罗常数与粒子数【基础】物质的量（n）、阿伏加德罗常数（NA）和粒子数（N）之间的关系为：n=N/NA。这个公式是物质的量最基本的公式，用于进行宏观量与微观量之间的换算。（三）摩尔质量【基础】单位物质的量的物质所具有的质量叫做摩尔质量，符号为M，常用单位为g/mol。任何粒子的摩尔质量，当以g/mol为单位时，其数值等于该粒子的相对原子质量或相对分子质量。例如，O的摩尔质量为16g/mol，O₂的摩尔质量为32g/mol，H₂O的摩尔质量为18g/mol。物质的量（n）、质量（m）和摩尔质量（M）之间的关系为：n=m/M。（四）气体摩尔体积【重要★热点】1.定义：单位物质的量的气体所占的体积叫做气体摩尔体积，符号为Vm，常用单位为L/mol。公式为：Vm=V/n，即n=V/Vm。2.影响因素：气体摩尔体积取决于气体所处的温度和压强。在相同温度和压强下，任何气体粒子之间的距离可以看作是相等的，因此，粒子数相同的任何气体都具有相同的体积。这就是阿伏加德罗定律。3.标准状况下的气体摩尔体积：在温度为0℃（273K）、压强为101.325kPa（通常记为1.01×10⁵Pa）的条件下，气体摩尔体积约为22.4L/mol。也就是说，在标准状况下，1mol任何气体（包括混合气体）的体积都约是22.4L。▲【高频考点】使用22.4L/mol时，必须同时满足“标准状况（0℃，101.325kPa）”和“气体”两个条件。若题目中给出非标准状况，或物质在标准状况下为非气体（如水、苯、SO₃、CCl₄、HF等），则22.4L/mol不适用，不能直接用于计算。（五）物质的量浓度【重要★热点】1.定义：以单位体积溶液里所含溶质B的物质的量来表示溶液组成的物理量，叫做溶质B的物质的量浓度，符号为cB，常用单位为mol/L。公式为：cB=nB/V，其中V是溶液的体积，单位通常为升（L），而非溶剂的体积。2.注意事项：物质的量浓度是衡量溶液浓度的常用物理量。从一定物质的量浓度的溶液中取出任意体积的溶液，其浓度不变，但所含溶质的物质的量（或质量）因体积不同而不同。3.一定物质的量浓度溶液的配制【难点与高频考点】主要仪器：容量瓶（一种细颈、梨形的平底玻璃瓶，瓶口配有磨口玻璃塞或塑料塞，其颈部刻有标线，瓶上标有温度和容积，常见规格有100mL、250mL、500mL、1000mL）、托盘天平（或分析天平）、药匙、烧杯、量筒、胶头滴管、玻璃棒。配制步骤（以配制100mL1.00mol/LNaCl溶液为例）：（1）计算：计算所需NaCl固体的质量。n(NaCl)=c·V=1.00mol/L×0.1L=0.1mol，m(NaCl)=n·M=0.1mol×58.5g/mol=5.85g。（2）称量：用托盘天平称取5.85gNaCl固体。托盘天平精确度一般为0.1g，实际操作中应称量5.9g左右，但在计算和理论分析中常视为5.85g。更精确的配制需用分析天平。（3）溶解：将称好的NaCl固体放入烧杯中，加入适量蒸馏水（约3040mL），用玻璃棒搅拌，使其完全溶解。注意：不能在容量瓶中直接溶解。（4）转移：待溶液冷却至室温后，用玻璃棒引流，将烧杯中的溶液小心地注入100mL容量瓶中。（5）洗涤：用少量蒸馏水洗涤烧杯内壁和玻璃棒23次，并将每次洗涤液都注入容量瓶中。轻轻振荡容量瓶，使溶液混合均匀。此步骤是为了确保溶质全部转移至容量瓶，是实验成功的关键。（6）定容：继续向容量瓶中加入蒸馏水，直至液面距刻度线12cm时，改用胶头滴管滴加蒸馏水，使溶液的凹液面最低处恰好与刻度线相切。（7）摇匀：盖好瓶塞，用食指按住瓶塞，另一只手托住瓶底，反复颠倒摇匀。（8）装瓶贴签：将配制好的溶液倒入试剂瓶中，贴上标签，注明溶液名称和浓度。误差分析：根据公式c=n/V=m/(M·V)，分析实验操作对n（或m）和V的影响，从而判断c的误差。★【必考点】误差分析是考试的重点和难点。常见误差来源及分析：a.称量时左码右物（使用了游码）：导致称取溶质质量偏小，n偏小，c偏低。b.转移溶液时未洗涤烧杯和玻璃棒：导致溶质损失，n偏小，c偏低。c.溶解或转移过程中溶液溅出：导致溶质损失，n偏小，c偏低。d.未冷却至室温就转移定容：溶液体积热胀冷缩，冷却后V偏小，c偏高。e.定容时仰视刻度线：观察者视线低于凹液面，导致加入的水偏多，V偏大，c偏低。f.定容时俯视刻度线：观察者视线高于凹液面，导致加入的水偏少，V偏小，c偏高。g.定容摇匀后发现液面低于刻度线，又补加蒸馏水至刻度线：这部分水会改变溶液浓度，导致V偏大，c偏低。h.容量瓶内壁原来有少量水：若配制过程正确，对c无影响，因为最终定容体积是固定的，水的存在不影响溶质量，但会影响最终体积，实际上会有影响，若溶解时直接加水至刻度线则不影响。严格来说，只要最后定容正确，原瓶内有水不影响结果，但溶解步骤若已加水，则总体积不变，浓度不变。四、离子反应（一）电解质与非电解质【基础】1.电解质：在水溶液里或熔融状态下能够导电的化合物。常见的电解质包括酸（如H₂SO₄、HCl）、碱（如NaOH、KOH）、盐（如NaCl、KNO₃）和活泼金属氧化物（如Na₂O、CaO）等。电解质本身不一定导电，导电需要自由移动的离子。2.非电解质：在水溶液里和熔融状态下均不能导电的化合物。常见的非电解质包括大多数有机物（如蔗糖、酒精、甲烷）和非金属氧化物（如CO₂、SO₂、SO₃）等。3.强电解质与弱电解质【重要】根据电解质在水溶液中的电离程度，可以将其分为强电解质和弱电解质。（1）强电解质：在水溶液中能完全电离成离子的电解质。主要包括强酸（如HCl、HNO₃、H₂SO₄）、强碱（如NaOH、KOH、Ba(OH)₂）和绝大多数盐。强电解质在水溶液中以离子形式存在，导电能力强。（2）弱电解质：在水溶液中只能部分电离成离子的电解质。主要包括弱酸（如CH₃COOH、H₂CO₃、H₂S）、弱碱（如NH₃·H₂O）和水。弱电解质在水溶液中主要以分子形式存在，离子浓度较低，导电能力较弱。▲【高频考点】判断物质是否为电解质、强电解质或弱电解质，需要明确其所属类别。注意：单质和混合物既不是电解质也不是非电解质。CO₂、SO₂等的水溶液能导电，是因为它们与水反应生成的H₂CO₃、H₂SO₃是电解质，而CO₂、SO₂本身是非电解质。（二）电离与电离方程式【基础】电解质在水溶液中或熔融状态下离解成自由移动离子的过程叫做电离。电离方程式用于表示这一过程，必须遵循质量守恒和电荷守恒。例如：NaCl=Na⁺+Cl⁻H₂SO₄=2H⁺+SO₄²⁻NaOH=Na⁺+OH⁻NaHCO₃=Na⁺+HCO₃⁻（HCO₃⁻是弱酸的酸式根，在溶液中电离程度很小，一般不拆开）NaHSO₄（水溶液中）=Na⁺+H⁺+SO₄²⁻NaHSO₄（熔融状态下）=Na⁺+HSO₄⁻（熔融状态下HSO₄⁻一般不电离）（三）离子反应与离子方程式【核心★热点】1.离子反应：有离子参加的反应。在中学阶段，通常指在水溶液中进行的，有电解质参与的反应。离子反应使反应朝着溶液中离子浓度减小的方向进行。2.离子方程式：用实际参加反应的离子符号来表示反应的式子。它不仅能表示某一个具体的化学反应，还能表示同一类化学反应。3.离子方程式的书写步骤（以书写BaCl₂溶液与Na₂SO₄溶液反应的离子方程式为例）：（1）写：写出正确的化学方程式。BaCl₂+Na₂SO₄=BaSO₄↓+2NaCl（2）拆：将化学方程式中易溶于水、易电离的物质（即强酸、强碱、可溶性盐）拆写成离子形式；而单质、氧化物、气体、弱电解质（弱酸、弱碱、水）和难溶物质（沉淀）仍用化学式表示。Ba²⁺+2Cl⁻+2Na⁺+SO₄²⁻=BaSO₄↓+2Na⁺+2Cl⁻（3）删：删去方程式两边不参加反应的离子（即没有变化的离子）。Ba²⁺+SO₄²⁻=BaSO₄↓（4）查：检查方程式两边是否符合质量守恒和电荷守恒。例如，上述方程式左边电荷总数为（+2）+（2）=0，右边是0，满足电荷守恒。▲【高频考点】离子方程式的正误判断是每年高考的必考题型。常见错误包括：违背客观事实（反应不能发生）、拆写错误（如弱酸、弱碱、难溶物被拆开）、不满足守恒（质量或电荷守恒）、漏写离子或反应物比例关系不对（如Ba(OH)₂与H₂SO₄的反应，涉及量的问题）。（四）离子共存问题【重要★热点】所谓离子在同一溶液中能大量共存，就是指离子之间不发生任何反应。若离子之间能发生反应，则不能大量共存。常见的不能共存的情况有：1.生成难溶物或微溶物：如Ba²⁺与SO₄²⁻、CO₃²⁻；Ag⁺与Cl⁻、Br⁻、I⁻；Ca²⁺与CO₃²⁻；Mg²⁺、Fe³⁺、Cu²⁺等与OH⁻等。2.生成挥发性物质（气体）：如H⁺与CO₃²⁻、HCO₃⁻、SO₃²⁻、HSO₃⁻、S²⁻、HS⁻等反应生成CO₂、SO₂、H₂S等气体。3.生成弱电解质（难电离物质）：如H⁺与OH⁻生成H₂O；H⁺与CH₃COO⁻生成CH₃COOH；OH⁻与NH₄⁺生成NH₃·H₂O（弱碱）等。4.发生氧化还原反应：具有氧化性的离子（如Fe³⁺、MnO₄⁻、NO₃⁻（H⁺存在时）、ClO⁻）与具有还原性的离子（如Fe²⁺、S²⁻、I⁻、SO₃²⁻）不能大量共存。例如，Fe³⁺与S²⁻、I⁻；MnO₄⁻与Fe²⁺、I⁻；在酸性条件下NO₃⁻与Fe²⁺、I⁻、S²⁻、SO₃²⁻等。5.发生络合反应：如Fe³⁺与SCN⁻生成络合物Fe(SCN)₃，不能大量共存。★【难点】离子共存问题往往还附加溶液的颜色（如Cu²⁺蓝色、Fe²⁺浅绿色、Fe³⁺黄色、MnO₄⁻紫红色）、溶液的酸碱性（酸性或碱性条件）、或发生氧化还原反应等限制条件。解题时需要全面考虑。（五）离子反应的应用【重要】离子反应在物质检验、除杂和生活中有着广泛应用。1.离子的检验：利用特征离子反应进行检验。例如，Cl⁻的检验：加入AgNO₃溶液和稀HNO₃，生成不溶于稀硝酸的白色沉淀（AgCl）。SO₄²⁻的检验：先加稀盐酸酸化，若无明显现象（排除Ag⁺、CO₃²⁻、SO₃²⁻等干扰），再加BaCl₂溶液，生成白色沉淀（BaSO₄）。2.物质的除杂：利用离子反应将杂质离子转化为沉淀、气体或水而除去。例如，除去NaCl溶液中的Na₂SO₄杂质，可加入适量BaCl₂溶液，使SO₄²⁻转化为BaSO₄沉淀，过滤除去，再通过加入适量Na₂CO₃除去过量Ba²⁺，最后加盐酸除去过量CO₃²⁻。3.生活中应用：如用食醋除水垢（CaCO₃+2CH₃COOH=Ca²⁺+2CH₃COO⁻+CO₂↑+H₂O）；用胃舒平（含Al(OH)₃）治疗胃酸过多（Al(OH)₃+3H⁺=Al³⁺+3H₂O）等。五、氧化还原反应（一）氧化还原反应的基本概念【核心】1.定义：在反应过程中有元素化合价变化的化学反应叫做氧化还原反应。特征：反应前后元素的化合价发生了变化。本质：反应过程中有电子的转移（包括电子的得失或电子对的偏移）。这是氧化还原反应最本质的特征。2.基本概念关联：（1）氧化反应：物质所含元素化合价升高，失去电子的反应。（2）还原反应：物质所含元素化合价降低，得到电子的反应。（3）氧化剂：得到电子（或电子对偏向）的物质，反应中本身被还原，所含元素化合价降低，发生还原反应，生成还原产物。（4）还原剂：失去电子（或电子对偏离）的物质，反应中本身被氧化，所含元素化合价升高，发生氧化反应，生成氧化产物。口诀：“失升氧，还氧剂；得降还，氧还剂”。即：失电子，化合价升高，发生氧化反应，该物质是还原剂，具有还原性，被氧化得到氧化产物。得电子，化合价降低，发生还原反应，该物质是氧化剂，具有氧化性，被还原得到还原产物。▲【高频考点】判断一个反应是否为氧化还原反应，以及指出氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物，是考试中的基本题型。（二）氧化还原反应与四种基本反应类型的关系【基础】1.化合反应：有单质参加的是氧化还原反应；无单质参加的一般不是氧化还原反应。2.分解反应：有单质生成的是氧化还原反应；无单质生成的一般不是氧化还原反应。3.置换反应：全部是氧化还原反应。4.复分解反应：全部是非氧化还原反应。（三）氧化还原反应中电子转移的表示方法【重要】1.双线桥法：表示反应前后同一元素原子间的电子转移情况。箭头从反应物指向生成物中的同种元素，在线桥上标明“失去”或“得到”电子的数目，以及“被氧化”或“被还原”等。例如：失去2e⁻，化合价升高，被氧化——————↓————————CuO+H₂→Cu+H₂O———↑———————————得到2e⁻，化合价降低，被还原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。箭头从失去电子的原子（还原剂）指向得到电子的原子（氧化剂），在线桥上只标明转移电子的总数，不标“得”“失”字样。例如：2e⁻↓CuO+H₂→Cu+H₂O（四）常见的氧化剂和还原剂【重要】1.常见的氧化剂：通常是一些活泼的非金属单质（如O₂、Cl₂、Br₂）、含有较高价态元素的化合物（如浓H₂SO₄、HNO₃、KMnO₄、KClO₃、FeCl₃）、某些金属阳离子（如Ag⁺、Cu²⁺）以及过氧化物（如Na₂O₂、H₂O₂）等。2.常见的还原剂：通常是一些活泼的金属单质（如Na、Mg、Al、Fe）、某些非金属单质（如C、H₂）、含有较低价态元素的化合物（如CO、SO₂、Na₂SO₃、FeSO₄、HI）等。（五）氧化性、还原性强弱的比较【难点】1.根据反应方程式判断：氧化性：氧化剂＞氧化产物还原性：还原剂＞还原产物这是判断物质氧化性、还原性强弱最常用的规律。在一个氧化还原反应中，氧化剂的氧化性强于氧化产物的氧化性，还原剂的还原性强于还原产物的还原性。2.根据元素在周期表中的位置判断：同周期从左到右，元素的金属性减弱，非金属性增强，对应单质的还原性减弱，氧化性增强。同主族从上到下，元素的金属性增强，非金属性减弱，对应单质的还原性增强，氧化性减弱。3.根据金属活动性顺序表判断：金属活动性越强，其单质的还原性越强，而其对应的金属阳离子的氧化性越弱。例如，还原性：K＞Ca＞Na＞Mg＞Al