化学笔记大全(一)高一化学笔记总结大全（上） 第2页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氧化剂失去氧化剂元素氧化剂得到高一化学笔记总结大全（上） 第3页
（反应物） （实质） （表现） （反应类型） （生成物） 产物氧后的生成物化合价降低后的生成物电子后的生成物二、各组概念间的关系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xe—2．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，只有氧化性，如
在反应中表现为发生得到（生成）在反应中表现为发生得到（生成）高一化学笔记总结大全（上） 第4页
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
①非金属单质：F2、Cl2、Br2、I2、O2、S 等②含有较高价态元素的物质：KMnO4、K2Cr2O7、KClO3、HNO3、MnO2、H2SO4（浓）
③某些金属性较弱的高价态离子：Cu2+、Fe3+、Ag+ 等④某些过氧化物：H2O2、Na2O2 等
2．常见还原剂①所有金属单质：Fe、Cu、Ag、Al、Mg、Zn、Na等②非金属阴离子及低价化合物：Cl—、I—、高一化学笔记总结大全（上） 第5页
Br—、S2—、CO、SO2、Na2CO3等
③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+3H2O
3．相同物质不同元素之间的氧化还原反应 例：2KClO3==2KCl+3O2
4．相同物质相同元素的不同价态
例：5NH4NO3==2HNO3+4N2+9H2O
5．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】
①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HClO＞HClO3＞HClO4
②根据元素的活动性判断
1）根据金属活动性判断 高一化学笔记总结大全（上） 第6页
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）
③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④根据反应的条件判断如下列三个反应方程式：2KMnO4+16HCl===2KCl+2MnCl2+5Cl2
↑+8H2O MnO2+4HCl===MnCl2+Cl2↑+2H2O
O2+4HCl===Cl2↑+H2O☆结论：氧化性 KMnO4＞MnO2＞O2
☆归纳：（1）同一种氧化剂作用于不同的还高一化学笔记总结大全（上） 第7页
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。⑤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：Cl2＞S
⑥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。高一化学笔记总结大全（上） 第8页
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①一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；②一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 I—＞Fe2+＞Br— 4．电子守恒规律及其应用①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）。②规律的应用Ⅰ 用于氧化还原反应的计算基本思路：1）指出两组对应关系：氧化剂—氧化产物，还原剂—还原产物；高一化学笔记总结大全（上） 第9页
2）找出两个变化：1个（mol）氧化剂化合价的变化值（△M①）；1个（mol）还原剂化合价的变化值（△M②）；3）找出两个量：氧化剂的分子个数（物质的量）N①，还原剂的分子个数（物质的量）N②；
4）建立等式：N①×△M① == N②×△
M②
Ⅱ 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 H2O①正确写出反应物和生成物；②标出化合价发生了变化的元素的化合价；③找出化合价的变化值；④通过求最小公倍数使化合价升降总数相等；⑤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：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。高一化学笔记总结大全（上） 第10页
例： FeC3+ HNO3== Fe(NO3)3+ CO2
↑+ H2O+ NO2
C．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、盐及金属氧化物高一化学笔记总结大全（上） 第11页
◇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①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、NH4Cl
〖Pb(CH3COO)2除外〗活泼金属的氧化物：Na2O、Al2O3、MgO②弱电解质弱酸：H2CO3、CH3COOH、HClO、HF、
H2S、H2SO3、H3PO4、H2SiO3
弱碱：NH3·H2O，所有不溶性的碱
其他：H2O
4．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—