資源簡介

單元復習
物質及其變化
第一章
考點一
根據物質的組成和性質分類
(1)交叉分類法:
根據不同的分類標準對同一物質進行分類的方法。
(2)樹狀分類法:
在同類事物中，對不同物質按照某種屬性進行再分類的方法。
分類標準
多樣化
1、分類方法
Na2SO4
K2SO4
K2CO3
碳酸鹽
硫酸鹽
鉀鹽
Na2CO3
鈉鹽
其他
物 質
純凈物
混合物
溶液
化合物
單質
鹽
堿
酸
非金屬
金 屬
氧化物
膠體
濁液
2、交叉分類法:對同一事物按照不同的標準進行分類
1、樹狀分類法:對同類事物按照某種屬性進行分類的方法.
根據物質的組成和性質分類
2、對酸、堿、鹽、氧化物的樹狀分類
(1)氧化物
X + O（負價）
CuO、Fe2O3、Na2O
CO、P2O5、H2O
CO2、P2O5、SO3、SO2、Mn2O7 、SiO2
CaO、CuO、K2O
CO、NO、NO2
從組成元素
非金屬氧化物
金屬氧化物
Al2O3
不成鹽氧化物
成鹽
氧化物
酸性氧化物
堿性氧化物
兩性氧化物
從性質
過氧化物
H2O2、Na2O2
+ 堿 → 鹽 + 水
+ 酸 → 鹽 + 水
+ 水 → 酸！
+ 水 → 堿！
根據物質的組成和性質分類
2、對酸、堿、鹽、氧化物的樹狀分類
(2)酸
H+ + 酸根離子
H2SO4、HNO3、H3PO4、H2CO3、CH3COOH
HCl、H2S、HI、HBr
H2SO4、HNO3、HCl、HI、HBr、HClO4
H3PO4
HF、CH3COOH、H2CO3 、 H2SO3、H2C2O4、H2S、
從是否含氧
從酸性強弱分
從電離產生的H＋數目
無氧酸
含氧酸
中強酸
弱酸
強酸
一元酸
二元酸
三元酸
HNO3、HCl、 CH3COOH、H3BO3、H3PO2
H2SO4、H2CO3、H2S
H3PO4
從性質分
易揮發性酸（低沸點酸）
難揮發性酸（高沸點酸）
HCl、HNO3
H2SO4、 H3PO4
難溶性酸只有H2SiO3
六大強酸
根據物質的組成和性質分類
2、對酸、堿、鹽、氧化物的樹狀分類
(3)堿
金屬離子/銨根離子 + OH-
NaOH KOH Ba(OH)2 Ca(OH)2
Cu(OH)2 Fe(OH)3 NH3·H2O
從堿性強弱
從電離產生的OH-數目
兩性
弱堿
強堿
一元堿
二元堿
三元堿
NaOH KOH NH3·H2O
Ba(OH)2 Fe(OH) 2
Al(OH)3
從溶解性
易溶堿
難溶堿
NaOH KOH Ba(OH)2 NH3·H2O
Cu(OH)2 Fe(OH)3 Mg(OH)2
Al(OH)3
四大強堿
Mn(OH)2、Zn(OH)2
根據物質的組成和性質分類
2、對酸、堿、鹽、氧化物的樹狀分類
(4)鹽
金屬離子/銨根離子 + 酸根離子
按溶解性
按組成離子
無氧酸鹽
鈉鹽
鉀鹽
銨鹽
硫酸鹽
碳酸鹽
硝酸鹽
按酸根是否含氧
含氧酸鹽
可溶鹽
難溶鹽
NaCl、AgNO3、CuSO4、NH4Cl
KNO3、KMnO4、FeSO4
NaCl、CaCl2
酸式鹽
堿式鹽
正鹽
KHSO4、 NaHCO3、 Ca(H2PO4)2
Cu2(OH)2CO3、
NaCl、 BaSO4
按組成
AgCl 、 BaSO4、CaCO3、 BaCO3
MnCO3、 ZnCO3 、 FeCO3 、 Ag2CO3
Al (OH)2Cl
復鹽
KAl (SO4)2 · 12H2O
混鹽
Ca(ClO)Cl 、
Ca(NO3)Cl
根據物質的組成和性質分類
考點二
分散系 膠體
1、分散系
(1)定義：一種（或多種）物質以粒子形式分散到另一種（或多種）物質中所形成的混合物。
(2)組成：
分散質—
分散劑—
被分散的物質
起容納分散質作用的物質
(3)常見的分散系：
分散質
分散劑
氣
液
固
氣
液
固
空氣
云、霧
煙、霾
汽水
牛奶、酒精溶液
食鹽水
泡沫塑料
珍珠
有色玻璃、合金
共 9種分散系
(4)分類：
按照分散質的粒子
直徑大小
10－9 m
溶液
10－7 m
濁液
膠體
分散質粒子直徑
分散系 膠體
二、分散系及其分類
2、膠體
(1)定義：
指分散質微粒的直徑在1－100nm的分散系。
液溶膠：分散劑為液體。如Fe(OH)3膠體、墨水、淀粉溶液、
蛋白質溶液（稀豆漿、牛奶、雞蛋白）、
血液、肥皂水
(2)分類：
（分散劑的狀態）
氣溶膠：分散劑為氣體。如煙、云、霧
固溶膠：分散劑為固體。如有色玻璃、瑪瑙、煙水晶
分散系 膠體
二、分散系及其分類
2、膠體
(3)制備
①操作：煮沸蒸餾水→逐滴加入5-6滴FeCl3飽和溶液→繼續煮沸至液體呈紅褐色
FeCl3＋3H2O === Fe(OH)3(膠體) ＋ 3HCl
?
?
注：要振蕩，不宜用玻璃棒攪拌，FeCl3飽和溶液不宜過量，以免發生聚沉。
②原理：
注：不宜用自來水，以免發生聚沉。
注：不宜加熱時間太長，以免發生聚沉。
分散系 膠體
2、膠體
(4)性質
①光學性質：丁達爾效應 膠體粒子對光線散射（鑒別溶液和膠體的一種物理方法）
②分散質粒徑：溶液 ＜半透膜＜ 膠體 ＜濾紙＜ 濁液
③電泳：在外加電場作用下, 膠體粒子在分散劑中向陰極或陽極作定向移動的現象。
注：a. 膠粒數＜分子數；
b. 膠粒帶電（除淀粉膠粒不帶電外），膠體不帶電。
④介穩性：穩定性介于溶液和濁液之間。
⑤聚沉：膠粒相互結合形成較大的顆粒，從而形成沉淀析出的現象。
1.加熱或攪拌
碰撞聚集
加速膠粒碰撞運動
中和電性
2.加入電解質
3.加入帶相反電荷的膠粒
原理：
分散系 膠體
3、小結
{16D9F66E-5EB9-4882-86FB-DCBF35E3C3E4}分散系
溶液
膠體
濁液
分散質粒子直徑
<1 nm
>100 nm
分散質粒子
單個小分子或離子
少量分子的集合體或大分子
大量分子或離子的集合體（液態或固態）
外觀
均一、透明
不均一、不透明
穩定性
穩定
不穩定
鑒別
無丁達爾效應
能否透過濾紙
能否透過半透膜
均一、多處透明
較穩定（介穩性）
靜置沉降或分層
丁達爾效應
1~100 nm
能
能
不能
不能
不能
能
分散系 膠體
膠體
制備Fe(OH)3（膠體）
丁達爾效應
介穩性
膠體
溶液
性質
考點
鑒別
方程式
操作
考查要點
分散系 膠體
考點三
物質的轉化
一、酸、堿、鹽、氧化物的性質
1、酸的通性（H+）
{16D9F66E-5EB9-4882-86FB-DCBF35E3C3E4}酸的主要化學性質
反應實例
+活潑金屬反應

+堿性氧化物反應

+堿反應

+某些鹽反應

+酸堿指示劑作用
Zn + H2SO4 === ZnSO4 + H2↑
3H2SO4 + Fe2O3 === Fe2(SO4)3 + 3H2O
2NaOH + H2SO4=== Na2SO4+ 2H2O
H2SO4 + Na2CO3 === Na2SO4 + CO2↑ + H2O
紫色石蕊遇酸變紅
物質的轉化
2、堿的通性（OH-）
{16D9F66E-5EB9-4882-86FB-DCBF35E3C3E4}堿的主要化學性質
反應實例
+酸性氧化物反應

+酸反應

+某些鹽反應

+酸堿指示劑作用
紫色石蕊遇堿變藍，酚酞遇堿變紅
Ca(OH)2 + CO2 === CaCO3↓ + H2O
Ca(OH)2 + 2HCl === CaCl2 + H2O
Ca(OH)2+ Na2CO3 === CaCO3↓+ 2NaOH
一、酸、堿、鹽、氧化物的性質
物質的轉化
3、鹽的通性
{16D9F66E-5EB9-4882-86FB-DCBF35E3C3E4}鹽的主要化學性質
反應實例
+金屬反應

+堿反應

+酸反應

+某些鹽作用
Fe + CuSO4 === FeSO4 + Cu
2NaOH + CuSO4 === Na2SO4 + Cu(OH)2↓
2HCl + CaCO3 === CaCl2 + H2O +CO2↑
BaCl2 + Na2SO4 === BaSO4↓ + 2NaCl
一、酸、堿、鹽、氧化物的性質
物質的轉化
思 考
1、為什么不同的酸（或堿）具有相似的化學性質？
因為它們在組成上具有相似性。
“H+”酸
HCl
H2SO4
HNO3
“酸根離子”鹽
NaCl
FeCl3
BaCl2
“OH-”堿
NaOH
Ca(OH)2
Cu(OH)2
物質的轉化
思 考
2、酸、堿、鹽的主要化學性質中，涉及哪些反應類型？
從反應類型來看，初中學過的酸與金屬、鹽與金屬的反應都屬于置換反應，酸與堿、鹽與酸、鹽與堿、鹽與鹽之間的反應都屬于復分解反應。
物質的轉化
4、氧化物的通性
{16D9F66E-5EB9-4882-86FB-DCBF35E3C3E4}酸性氧化物的主要化學性質
反應實例
+H2O→含氧酸（SiO2除外）

+堿→鹽+水

+堿性氧化物→鹽

SO2 + H2O === H2SO3
2NaOH + SO2 === Na2SO3 + H2O
SO2 + CaO === CaSO3
一、酸、堿、鹽、氧化物的性質
{16D9F66E-5EB9-4882-86FB-DCBF35E3C3E4}堿性氧化物的主要化學性質
反應實例
+H2O→堿（CuO、MnO2等除外）

+酸→鹽+水

+酸性氧化物→鹽

Na2O + H2O === 2NaOH
Na2O + 2HCl === 2NaCl + H2O
SO2 + Na2O === Na2SO3
物質的轉化
1、轉化規律
二、物質的轉化
金屬單質
堿性氧化物
堿
鹽
O2
H2O
酸或酸性氧化物
非金屬單質
酸性氧化物
酸
O2
H2O
堿或堿性氧化物
鹽
2、轉化關系圖
金屬
非金屬
堿氧
酸氧
堿
酸
鹽
鹽
鹽
鹽+水
鹽+堿
鹽+酸
鹽+鹽
鹽+H2
鹽+金屬
3、物質工業生產方法的選擇
反應進行的可能性
原料來源
成本高低
設備要求
環境保護
物質的轉化
反應前后物質種類及類別
化合反應、分解反應、置換反應、復分解反應
1
2
3
反應中有離子參加
離子反應
反應中有電子轉移
氧化還原反應
三反應
特別提醒
生成沉淀、氣體、弱電解質如水
復分解反應的條件
01
具備其中之一即可
氧化性：氧化劑＞氧化產物
還原性：還原劑＞還原產物
氧化還原反應的條件
02
物質的轉化
三、常見的反應類型
考點四
電解質的電離
一、電解質的概念
1、電解質：
在水溶液或熔融態下能夠導電的化合物。
條 件
物質類別
酸
堿
eg：HCl、H2SO4、CH3COOH等
eg：NaOH、Ba(OH)2、NH3?H2O等
eg：NaCl、BaSO4、(NH4)2SO4等
eg：Na2O、MgO、CaO等
eg：NaH、CaH2等
鹽
活潑金屬氧化物
活潑金屬氫化物
H2O
2、非電解質：
在水溶液和熔融態下均不導電的化合物。
條 件
eg：CO2、SO3、
eg：CH4、C2H5OH、C6H12O6等
eg：NH3、N2H4等
物質類別
非金屬氧化物
非金屬氫化物
大部分有機物
水
熔融態
水和
熔融態
NO2等
本身
電解質的電離
辨 析
1、一個物質的水溶液可以導電，那這個物質一定是電解質嗎？
2、一個物質的水溶液不可以導電，那這個物質一定不是電解質嗎？
3、能導電的物質一定是電解質嗎？
混合物
電解質
CO2、SO2
金屬、石墨、半導體
酸、堿、鹽（易溶于水）的水溶液
熔融鹽、熔融堿、熔融活潑金屬氧化物
能導電的物質：
單質
BaSO4
電解質的電離
思 考 1
Q1:為什么NaCl、KNO3固體不導電，但它溶于水或變成熔融態之后就能導電了呢？
導 電
有能自由移動的帶電微粒
實 質
堿和鹽本身由離子構成
電解質的電離
二、電解質的電離
2、電離：
電解質溶于水或受熱熔化時，形成自由移動的離子的過程叫做電離。
先電離
后導電
有電流
通電源
水分子作用
破壞了離子之間的相互作用
3、電離方程式
NaCl =
Na+ + Cl-
KNO3 =
K+ + NO3-
遵循質量守恒、電荷守恒
原子團不能拆開寫
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：電離時能夠生成對應的陽離子和陰離子，且陽離子不是氫離子或不完全是氫離子，陰離子不是氫氧根離子或不全是氫氧根離子的化合物
電解質的電離
考點五
離子反應
一、離子反應：電解質在溶液中的反應實質上是離子之間的反應。
條件：生成沉淀、氣體和弱酸、弱堿、水。
步驟：
二、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。
寫
拆
刪
查
H2SO4＋Ba(OH)2 === BaSO4↓＋2H2O
寫出反應的化學方程式
把易溶于水且易電離的物質拆成離子形式
單質，氧化物，氣體，難溶物，弱酸、弱堿、水用化學式
2H+ ＋ SO42- ＋Ba2+ ＋2OH- === BaSO4↓ ＋ 2H2O
刪去方程式兩邊不參加反應的離子，并將方程式化為最簡：
檢查離子方程式兩邊各元素原子個數和電荷總數是否相等
2H+ ＋ SO42- ＋Ba2+ ＋2OH- === BaSO4↓ ＋ 2H2O
離子反應
注：
1、濃H2SO4不拆，濃HNO3、濃HCl拆
2、HCO3-、HS-、HSO3-等弱酸的酸式酸根不能拆開寫
3、溶液中銨鹽與堿反應
4、微溶物
加熱或濃堿時放出氨氣（NH3）
不加熱時生成NH3·H2O。
作為反應物
作為生成物
處于溶液狀態寫離子符號
如澄清石灰水，Ca(OH)2拆成Ca2++2OH-
處于濁液或固態時寫化學式
如石灰乳、石灰漿，Ca(OH)2要寫化學式
寫化學式
離子反應
正誤判斷
1、是否符合客觀事實
如鐵與稀鹽酸：2Fe+6H+ === 2Fe3++3H2↑
如Cu與稀鹽酸：Cu+2H+ === Cu2++H2↑
2、電解質拆分是否正確
Mg(OH)2與稀鹽酸反應：OH－＋H＋ === H2O
3、是否符合兩個守恒，化學計量數是否為最簡整數比
如硝酸銀溶液與銅粉：Ag++Cu === Cu2++Ag
4、是否漏掉離子反應
如CuSO4與Ba(OH)2：Ba2＋＋SO42- === BaSO4↓
5、是否符合陰陽離子個數比
如H2SO4與Ba(OH)2：H++SO42- +Ba2＋＋OH- === BaSO4↓＋H2O
6、是否符合題中條件，如過量、少量等
如Ca(OH)2與過量CO2：CO2＋Ca2＋＋2OH- === CaCO3↓＋H2O
離子反應
審題
溶液顏色：
無色、有色
限制離子：
酸堿性：直接、間接（指示劑或與某物質反應現象）
某溶液：關注其中的離子
不共存情況
生成沉淀：
難溶堿、難溶鹽
生成氣體：
H＋與CO32－、HCO3－、SO32－
生成弱電解質：
H＋與OH－、CH3COO－、ClO－
OH－與NH4＋
澄清溶液不是無色溶液！
離子反應
三、離子共存
★幾種離子在溶液中的顏色
{16D9F66E-5EB9-4882-86FB-DCBF35E3C3E4}Fe3＋
棕黃色
CrO42-
黃色
Fe2＋
淺綠色
Cr2O72-
橙色
Cu2+
藍色
Cr3+
綠色
MnO4-
紫紅色
透明不代表無色，透明溶液中可以存在有色離子
★四種常見的微溶物是Ag2SO4、CaSO4、MgCO3、Ca(OH)2
離子反應
三、離子共存
考點六
氧化還原反應基本概念
一、 氧化還原反應
1、概念
有得失氧的反應
得氧：被氧化
失氧：被還原
有化合價改變的反應
化合價升高：被氧化
化合價降低：被還原
狹義
廣義
特征
2、本質
電子的得失
共用電子對的偏移
電子的轉移
得電子：化合價降低
失電子：化合價升高
共用電子對偏向：化合價降低
共用電子對偏離：化合價升高
（法）拉瓦錫
（英）弗蘭克
（英）湯姆孫
氧化還原反應基本概念
一、 氧化還原反應
化合價升高
化合價降低
失電子
得電子
被氧化
被還原
氧化反應
還原反應
氧化還原反應基本概念
二、 氧化劑和還原劑
1、氧化劑：得到電子（電子對偏向）的反應物，化合價降低，被還原，具有氧化性；
3、還原劑：失去電子（電子對偏離）的反應物，化合價升高，被氧化；具有還原性；
2、還原產物：氧化劑得到電子被還原的產物；
4、氧化產物：還原劑失去電子被氧化的產物。
還原劑
氧化劑
發生氧化反應
發生還原反應
氧化產物
還原產物
還原性
氧化性
反應物
生成物
化合價升高，失電子
化合價降低，得電子
被氧化
被還原
轉換成
轉換成
還原性
氧化性
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
氧化還原反應基本概念
三、 常見的氧化劑和還原劑
1、常見的氧化劑：
2、常見的還原劑：
（1）活潑非金屬單質：O2 Cl2 F2 Br2 I2 S；
（2）高價態的含氧酸：濃H2SO4 HNO3；
（3）高價態的鹽：KMnO4 FeCl3 K2Cr2O7；
（4）H2O2。
（1）活潑金屬單質：Mg Al Zn Fe ；
（2）高溫干態還原劑：CO H2 C；
（3）低價態的離子：Fe2+ Cu+ I- Br- S2- SO32?；
?
（4）H2O2。
氧化還原反應基本概念
考點七
氧化性和還原性的強弱比較
氧化劑 + 還原劑 === 還原產物 + 氧化產物
氧化性：氧化劑 ＞ 氧化產物
還原性：還原劑 ＞ 還原產物
得失電子能力而非個數
注：
外界給予能量無法判斷：
2H2O === 2H2↑ + O2↑
電解
SiO2 + 2C === Si + 2CO↑
高溫
氧化性：H2O ＞ O2
還原性：C ＞ Si
×
×
氧化性和還原性的強弱比較
（1）金屬活動性順序
活潑性↑，還原性↑，對應陽離子氧化性↓
K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au
Cu2+＜Fe3+＜Ag+
氧化性：Cl2＞S
2Fe + 3Cl2 === 2FeCl3
點燃
Fe + S === FeS
△
還原性：Zn＞Cu
2Fe3+ + Cu === Cu2+ + 2Fe2+
2Fe3+ + 3Zn === 3Zn2+ + 2Fe
（2）被氧化/被還原的程度
氧化性↓，對應陰離子還原性↑
F2 Cl2 Br2 I2
氧化性和還原性的強弱比較
（3）反應的難易程度
Ι 反應條件越難，氧化性/還原性越弱
Ⅱ 物質濃度越大，氧化性/還原性越強
MnO2 + 4HCl (濃) === MnCl2 + Cl2↑ + 2H2O
△
2KMnO4 + 16HCl (濃) === 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2↑ + 8H2O
氧化性：濃HNO3＞稀HNO3;濃H2SO4＞稀H2SO4
還原性：濃HCl＞稀HCl
Ⅲ 酸性↑，氧化性↑，堿性↑，還原性↑
KMnO4氧化性：酸性＞中性＞堿性
氧化性和還原性的強弱比較
考點八
氧化還原反應電子轉移的表示
表示方法——雙線橋
基本步驟
一標
四查
三寫
二畫
標出反應前后變價元素的化合價。
畫出兩個橋，從反應物指向生成物。橋兩端連接同種元素。
在橋的外側寫失去/得到a×be-，a代表原子個數，b代表單個原子的得失電子個數，a/b=1時，可省略不寫。
檢查得失電子數是否相等。
2Na + Cl2 ==== 2NaCl
點燃
0
0
+1
-1
失去2×e-
得到2×e-
2Na + Cl2 ==== 2NaCl
點燃
氧化還原反應電子轉移的表示
表示方法——單線橋
基本步驟
一標
四查
三寫
二畫
標出反應前后變價元素的化合價。
畫出一個橋，從失電子的元素指向得電子的元素，只針對反應物。
在橋的外側寫ne-，n代表得到/失去電子總數。
進一步計算檢查。
2Na + Cl2 ==== 2NaCl
點燃
0
0
+1
-1
2e-
2Na + Cl2 ==== 2NaCl
點燃
氧化還原反應電子轉移的表示
考點九
氧化還原反應方程式的配平
3
電子守恒
1
2
3
質量守恒
電荷守恒
得失電子數相等
粒子數相等
離子方程式而言
三守恒
1
2
3
4
標
5
等
定
平
查
標價態變化元素化合價
得失電子數相等
確定四大物質計量數
配平其他物質計量數
三大守恒
五步驟
氧化還原反應方程式的配平
①完全氧化還原反應（變價元素全部變）
C + HNO3 === CO2↑ + NO2↑ + H2O
0
+5
+4
+4
1×4
4×1
②歸中反應
H2S + SO2 === S↓ + H2O
2 3 2
-2
+4
0
2×2
4×1
【練習】
4 4 2
高價 + 低價 → 中間價
KI ＋ KIO3 ＋ H2SO4 == I2 ＋ K2SO4 ＋ H2O　
5 　　 3　 3 3　 3
正向配平類
氧化還原反應方程式的配平
①部分氧化還原反應（變價元素部分被氧化或還原）
Cu + HNO3(稀) === Cu(NO3)2 + NO↑ + H2O
3 8 3 2 4
0
+5
+2
+2
3×2
2×3
②歧化反應
Cl2 + KOH(濃) === KCl + KClO3 + H2O
3 6 5 3
0
-1
+5
1×5
5×1
【練習】
3 2 2 2
K2MnO4 + CO2 === KMnO4 + MnO2↓ + K2CO3
中間價 → 高價 + 低價
逆向配平類
氧化還原反應方程式的配平
給出的方程式，缺少一種或幾種反應物（生成物），一般是H＋或OH－或H2O，需要溶液環境判斷。
條件
補項原則
酸性條件下
缺H或多O補H＋，少O補H2O
堿性條件下
缺H或多O補H2O，少O補OH－
缺項配平類
氧化還原反應方程式的配平
考點十
氧化還原反應的規律
規律
內容
應用
價態律
元素處于最高價只有氧化性，最低價只有還原性，中間價態既有氧化性，又有還原性
判斷元素的氧化性、還原性
強弱律
強氧化性的氧化劑＋強還原性的還原劑反應＝弱還原性的還原產物＋弱氧化性的氧化產物
判斷微粒的氧化性或還原性強弱反，應能否進行
守恒律
氧化還原反應中得失電子數相等
配平、相關計算
轉化律
同一元素的不同價態間反應，其價態只靠攏不交叉
判斷電子轉移情況、反應能否發生
優先律
多種氧化劑遇一種還原劑時，氧化性最強的優先反應
判斷反應先后順序
氧化還原反應的規律
應
用
據方程式，判斷微粒氧化性、還原性強弱。
溶液中有多種物質，能判斷加入新物質時哪種先反應。
01
據元素的價態，判斷是否有氧化性或還原性。
02
03
能應用電子守恒原理進行計算。
04
同種元素不同價態物質間，能否發生氧化還原反應。
05
氧化還原反應的規律

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