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1、高中一年級化學筆記總結（上） By：驗鈔機第一章 化學反應及其能量變化第一节 氧化还原反应一、氧化还原反应的基本概念概念从得失氧的角度从化合价升降的角度从电子的得失角度氧化反应物质得到氧的反应元素化合价升高的反应物质失去电子的反应还原反应物质失去氧的反应元素化合价降低的反应物质得到电子的反应氧化剂反应中失去氧的物质反应中有元素化合价降低的反应物反应中得到电子的反应物还原剂反应中得到氧的物质反应中有元素化合价升高的反应物反应中失去电子的反应物氧化产物还原剂得到氧后的生成物还原剂元素化合价升高后的生成物还原剂失去电子后的生成物还原产物氧化剂失去氧后的生成物氧化剂元素化合价降低后的生成物氧化剂得到电
2、子后的生成物二、各组概念间的关系（反应物） （实质） （表现） （反应类型） （生成物） 氧化剂得到电子化合价降低还原反应还原产物还原剂失去电子化合价升高氧化反应氧化产物三、氧化还原反应电子转移的表示1双线桥法【满足得失电子守恒】表示方法：由氧化剂指向还原产物，标明得xe 例：Fe+2HCl=FeCl2+H2 由还原剂指向氧化产物，标明失xe2单线桥法：由还原剂指向氧化剂，标明得失电子总数xe 例：H2+CuO=Cu+H2O四、氧化性与还原性1基本概念：（1）氧化性：物质得到电子的能力或性质（2）还原性：物质失去电子的能力或性质2氧化性、还原性有无的判断【通过化合价判断】元素处于最高价态时，只
3、有氧化性，如Fe3+、Na+、H+元素处于最低价态时，只有还原性，如S2、I、Br、Cl元素处于中间价态时，既有氧化性也有还原性，如Fe2+、SO2、Cl2、CO3氧化性、还原性强弱的比较见“氧化还原反应的基本规律”之强弱规律五、常见氧化剂和还原剂1常见氧化剂非金属单质：F2、Cl2、Br2、I2、O2、S 等含有较高价态元素的物质：KMnO4、K2Cr2O7、KClO3、HNO3、MnO2、H2SO4（浓）某些金属性较弱的高价态离子：Cu2+、Fe3+、Ag+ 等某些过氧化物：H2O2、Na2O2 等2常见还原剂所有金属单质：Fe、Cu、Ag、Al、Mg、Zn、Na等非金属阴离子及低价化合物
4、：Cl、I、Br、S2、CO、SO2、Na2CO3等某些非金属单质及氢化物：H2、C、S、H2S、HI、HBr等六、氧化还原反应的类型1不同物质不同元素之间的氧化还原反应 例：3MnO2+6KOH+KClO3=3K2MnO4+KCl+3H2O2不同物质相同元素之间的氧化还原反应（即归中反应） 例：KClO3+6HCl=KCl+3Cl2+3H2O3相同物质不同元素之间的氧化还原反应 例：2KClO3=2KCl+3O24相同物质相同元素的不同价态 例：5NH4NO3=2HNO3+4N2+9H2O5相同物质相同元素同一价态（即歧化反应） 例：3Cl2+6KOH=5KCl+KClO3+H2O七、氧化还
5、原反应中的基本规律及应用1物质氧化性、还原性强弱的判断【强弱规律】根据同种元素的化合价判断：一般来说，元素化合价越高，其物质的氧化性越强，还原性越弱。特例：氧化性HClOHClO3HClO4根据元素的活动性判断1）根据金属活动性判断 K Ca Na Mg Al Zn Fe Si Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au 2）根据非金属性判断 F Cl Br I （非金属性减弱）根据化学方程式判断：氧化剂+还原剂=氧化产物+还原产物【即强制弱规律】 氧化性比较：氧化剂氧化产物还原性比较：还原剂还原产物根据反应的条件判断如下列三个反应方程式：2KMnO4+16HCl=2KCl+2MnCl2+5C
6、l2+8H2O MnO2+4HCl=MnCl2+Cl2+2H2OO2+4HCl=Cl2+H2O结论：氧化性 KMnO4MnO2O2归纳：（1）同一种氧化剂作用于不同的还原剂，反应条件越高，氧化剂氧化性就越弱。（2）同一种还原剂作用于不同的氧化剂，反应条件越高，还原剂还原性就越弱。根据氧化、还原的程度判断如下列两个反应方程式：3Cl2+2Fe=2FeCl3 S+Fe=FeSFe：0价+3价 0价+2价 氧化性：Cl2S外界条件对氧化性、还原性的影响（1）浓度：浓度越大，氧化性或还原性就越强。如：浓H2SO4稀H2SO4（2）酸碱性：酸性越强，氧化性就越强；碱性越强，还原性就越强。（3）温度：温度
7、越高，氧化性或还原性就越强。2互不交叉规律反应前的高价反应物只能对应生成反应后的高价生成物；反应前的低价反应物只能对应生成反应后的低价生成物。图示： 反应前 反应后高价 高价（可以相等，但决不能相交）低价 低价（可以相等，但决不能相交）3先后规律一种还原剂作用于含有多种氧化剂的体系中，首先还原氧化性强的；一种氧化剂作用于含有多种还原剂的体系中，首先氧化还原性强的。例：Fe H+Cu2+Fe3+ Cl2 IFe2+Br 4电子守恒规律及其应用规律：氧化还原反应中，氧化剂得电子总数（化合价降低的总数）等于还原剂失去电子的总数（化合价升高的总数）。规律的应用 用于氧化还原反应的计算基本思路：1）指出
8、两组对应关系：氧化剂氧化产物，还原剂还原产物；2）找出两个变化：1个（mol）氧化剂化合价的变化值（M）；1个（mol）还原剂化合价的变化值（M）；3）找出两个量：氧化剂的分子个数（物质的量）N，还原剂的分子个数（物质的量）N；4）建立等式：NM = NM 用于氧化还原反应方程式的配平1配平的原则：电子守恒和质量守恒2配平方法A普通配平法步骤： 例： 3 Cu+ 8 HNO3= 3 Cu(NO3)2+ 2 NO+ 4 H2O正确写出反应物和生成物；标出化合价发生了变化的元素的化合价；找出化合价的变化值；通过求最小公倍数使化合价升降总数相等；用观察法配平其他物质，并进行检验。B零价配平法适用范围
9、：适用于两种元素组成的化合物，且其中一种元素的化合价未知或不常见。配平方法：假设该化合物中每种元素的化合价均为0，再利用普通配平法进行配平。例： FeC3+ HNO3= Fe(NO3)3+ CO2+ H2O+ NO2C逆向配平法适用范围：适用于歧化反应，或者氧化剂（或还原剂）有多种的反应配平方法：假设氧化产物就是氧化剂，还原产物就是还原剂，从方程右边向左边配平例： Cl2+ KOH= KCl+ KClO3+ H2O第二节 离子反应一、电解质与非电解质1基本概念电解质：在水溶液中或在熔融状态下能够导电的化合物叫做电解质非电解质：在水溶液中或在熔融状态下都不能导电的化合物叫做电解质强电解质：在水溶
10、液中完全电离成离子的电解质弱电解质：在水溶液中部分电离成离子的电解质2常见的电解质和非电解质电解质：大多数酸、碱、盐及金属氧化物非电解质：非金属氧化物、绝大多数有机物、部分氢化物（NH3、PH3）3常见的强电解质和弱电解质强电解质强酸：HCl、H2SO4、HNO3、HI、HBr、HClO3、HClO4、HIO3、HIO4强碱：NaOH、KOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2绝大多数盐：NaCl、NaHCO3、NH4ClPb(CH3COO)2除外活泼金属的氧化物：Na2O、Al2O3、MgO弱电解质弱酸：H2CO3、CH3COOH、HClO、HF、H2S、H2SO3、H3PO4、H2SiO3弱碱
11、：NH3H2O，所有不溶性的碱其他：H2O4电解质的电离1）电离的定义：电离是指电解质在水分子作用下离解成为自由移动的离子的过程2）强电解质的电离：完全电离，用“=”连接例：NaCl=Na+Cl NaHCO3=Na+HCO3NaHSO4=Na+H+SO42（水溶液） NaHSO4=Na+HSO43）弱电解质的电离：部分电离，用“ ”连接例：H2CO3 H+ + HCO3，HCO3 H+ + CO32 【多元弱酸电离应分步写】 Al(OH)3 Al3+ + 3OH二、离子反应1定义：凡是有离子参加或者生成的反应都叫做离子反应2实质：总是有某种离子的浓度发生改变3离子反应的类型及发生的条件复分解反
12、应型（离子互换型） 如：CuSO4+BaCl2=CaCl2+BaSO4 Ba2+SO42=BaSO4发生的条件：A有难溶物生成 B有弱电解质生成C有易挥发的物质或气体生成氧化还原反应型：遵循强弱规律 如：Zn+HCl=ZnCl2+H2 Zn+2H+=Zn2+H24离子方程式1）定义：用实际参加反应的离子符号来表示离子反应的方程式2）意义：体现了离子反应的实质；体现了化学反应的质量守恒、电荷守恒；体现了同一种类型的反应的规律。3）离子方程式基本书写步骤正确写出化学式改写化学式：a、将易溶于水的强电解质改写成离子；b、单质、气体、氧化物、难溶物和弱电解质均保留化学式删去方程式两边相同的离子检查电荷
13、、质量是否守恒三、常见离子的检验离子符号检验试剂及方法现象及结论OHpH试纸、紫色石蕊试剂pH试纸变蓝、石蕊试剂变蓝Cl加入硝酸银溶液和稀硝酸生成白色沉淀，不溶于稀硝酸CO32先加入氯化钡溶液，再加入稀盐酸生成白色沉淀；溶于稀盐酸HCO3同上无沉淀生成；溶液与稀盐酸反应生成CO2SO42先加入稀盐酸，再加入氯化钡溶液无明显现象；有白色沉淀生成SO32加入稀盐酸产生有刺激性气味的气体H+pH试纸、紫色石蕊试剂均变红Mg2+氢氧化钠生成白色沉淀Cu2+氢氧化钠生成蓝色沉淀Fe3+氢氧化钠生成红褐色沉淀Fe2+氢氧化钠生成白色絮状沉淀，后迅速变为灰绿色，最后变成红褐色NH4+氢氧化钠产生有刺激性气味的气体，该气体可以使湿润的红色石蕊试剂变蓝四、写离子方程式时对微溶物的处理五、有关过量问题1氧化还原反应中，已知还原性：IFe2+Br在FeI2溶液中通入少量Cl2
