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1、高考化学第一轮复习基础理论（化学反应及能量变化实质：有电子转移（得失与偏移）特征：反应前后元素的化合价有变化还原性化合价升高弱氧化性概念及转化关系变化产物反应物还原剂氧化反应氧化产物变化氧化剂还原反应还原产物氧化性化合价降低弱还原性氧化还原反应：有元素化合价升降的化学反应是氧化还原反应。有电子转移（得失或偏移）的反应都是氧化还原反应。概念：氧化剂：反应中得到电子（或电子对偏向）的物质（反应中所含元素化合价降低物）还原剂：反应中失去电子（或电子对偏离）的物质（反应中所含元素化合价升高物）氧化产物：还原剂被氧化所得生成物；还原产物：氧化剂被还原所得生成物。氧化还原反应失电子，化合价升高，被氧化双线
2、桥：氧化剂 + 还原剂 = 还原产物 + 氧化产物得电子，化合价降低，被还原电子转移表示方法单线桥：电子还原剂 + 氧化剂 = 还原产物 + 氧化产物二者的主表示意义、箭号起止要区别：电子数目等依据原则：氧化剂化合价降低总数=还原剂化合价升高总数配平找出价态变化，看两剂分子式，确定升降总数；方法步骤：求最小公倍数，得出两剂系数，观察配平其它。有关计算：关键是依据氧化剂得电子数与还原剂失电子数相等，列出守恒关系式求解。强弱比较、由元素的金属性或非金属性比较；（金属活动性顺序表，元素周期律）、由反应条件的难易比较；、由氧化还原反应方向比较；（氧化性：氧化剂氧化产物；还原性：还原剂还原产物）、根据（
3、氧化剂、还原剂）元素的价态与氧化还原性关系比较。氧化剂、还原剂元素处于最高价只有氧化性，最低价只有还原性，处于中间价态既有氧化又有还原性。、活泼的非金属，如Cl2、Br2、O2等；、元素（如Mn等）处于高化合价的氧化物，如MnO2、KMnO4等氧化剂：、元素（如S、N等）处于高化合价时的含氧酸，如浓H2SO4、HNO3等、元素（如Mn、Cl、Fe等）处于高化合价时的盐，如KMnO4、KClO3、FeCl3、过氧化物，如Na2O2、H2O2等。、活泼的金属，如Na、Al、Zn、Fe 等；、元素（如C、S等）处于低化合价的氧化物，如CO、SO2等还原剂：、元素（如Cl、S等）处于低化合价时的酸，如
4、浓HCl、H2S等、元素（如S、Fe等）处于低化合价时的盐，如Na2SO3、FeSO4等、某些非金属单质，如H2、C、Si等。概念：在溶液中（或熔化状态下）有离子参加或生成的反应。离子互换反应离子非氧化还原反应碱性氧化物与酸的反应类型：酸性氧化物与碱的反应离子型氧化还原反应置换反应一般离子氧化还原反应化学方程式：用参加反应的有关物质的化学式表示化学反应的式子。用实际参加反应的离子符号表示化学反应的式子。表示方法写：写出反应的化学方程式；离子反应：拆：把易溶于水、易电离的物质拆写成离子形式；离子方程式：书写方法：删：将不参加反应的离子从方程式两端删去；查：检查方程式两端各元素原子种类、个数、电荷
5、数是否相等。意义：不仅表示一定物质间的某个反应；还能表示同一类型的反应。本质：反应物的某些离子浓度的减小。金属、非金属、氧化物（Al2O3、SiO2）中学常见的难溶物碱：Mg(OH)2、Al(OH)3、Cu(OH)2、Fe(OH)3生成难溶的物质：Cu2+OH-=Cu(OH)2盐：AgCl、AgBr、AgI、CaCO3、BaCO3生成微溶物的离子反应：2Ag+SO42-=Ag2SO4发生条件由微溶物生成难溶物：Ca(OH)2+CO32-=CaCO3+2OH-生成难电离的物质：常见的难电离的物质有H2O、CH3COOH、H2CO3、NH3H2O 生成挥发性的物质：常见易挥发性物质有CO2、SO2
6、、NH3等发生氧化还原反应：遵循氧化还原反应发生的条件。定义：在化学反应过程中放出或吸收的热量；符号：H单位：一般采用KJmol-1测量：可用量热计测量研究对象：一定压强下在敞开容器中发生的反应所放出或吸收的热量。反应热：表示方法：放热反应H0，用“+”表示。燃烧热：在101KPa下，1mol物质完全燃烧生成稳定氧化物时所放出的热量。定义：在稀溶液中，酸跟碱发生反应生成1molH2O时的反应热。中和热：强酸和强碱反应的中和热：H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l); H=-57.3KJmol-弱酸弱碱电离要消耗能量，中和热 |H|MgAlSiPSCl.2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。如：LiNaKRbCs具体规律： 3、同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增大。如：F-Cl-Br- Na+Mg2+Al3+5、同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离
