高中一年级化学笔记总结（上）By：验钞机第一章化学反应及其能量变化第一节氧化还原反应一、氧化还原反应的基本概念（反应物） （实质） （表现） （反应类型） （生成物）二、各组概念间的关系氧化剂−−−→−在反应中得到电子−−→−表现为化合价降低−−→−发生还原反应−−−−→−得到（生成）还原产物 还原剂−−−→−在反应中失去电子−−→−表现为化合价升高−−→−发生氧化反应−−−−→−得到（生成）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==FeCl 2+H 2↑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：H 2+CuO==Cu+H 2O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、CO 3．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—、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+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＞HClO4②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 Au2）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↑+2H2OO2+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===2FeCl3S+Fe===FeSFe：0价→+3价0价→+2价→→氧化性：Cl2＞S⑥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。
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+Cl2I—＞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；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×△M②Ⅱ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。
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①强电解质强酸：HCl、HSO4、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：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++HCO3—NaHSO4==Na++H++SO42—（水溶液）NaHSO4==Na++HSO4—3）弱电解质的电离：部分电离，用“”连接例：H2CO3H+ + HCO3—，HCO3—H+ + CO32—【多元弱酸电离应分步写】Al(OH)3Al3+ + 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①复分解反应型（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②氧化还原反应型：遵循强弱规律如：Zn+HCl==ZnCl2+H2↑Zn+2H+==Zn2++H2↑4．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：①体现了离子反应的实质；②体现了化学反应的质量守恒、电荷守恒；③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①正确写出化学式②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③④③删去方程式两边相同的离子④检查电荷、质量是否守恒三、常见离子的检验四、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：I—＞Fe2+＞Br—①在FeI2溶液中通入少量Cl2②在FeI2溶液中通入过量Cl2③在FeBr2溶液中通入少量Cl2④在FeBr2溶液中通入过量Cl2⑤当FeBr2溶液中有一半Br—变成Br2时2．CO2（或SO2）通入Ca(OH)2①将少量的CO2(或SO2)通入Ca(OH)2溶液中②将过量的CO2(或SO2)通入Ca(OH)2溶液中3．酸式盐与碱的反应①在NaHCO3溶液中滴入少量的Ca(OH)2溶液②在NaHCO3溶液中滴入过量的Ca(OH)2溶液③在NaHSO4溶液中滴入Ba(OH)2溶液至中性，继续滴加Ba(OH)2溶液至过量。
④在NaHSO4溶液中滴入Ba(OH)2溶液至SO42—刚好完全沉淀六、关于离子共存问题1．解题要求：认真阅读题干，注意“无色”“酸性”“碱性”“共存”“不共存”及限定条件。
2．离子不共存的几种类型①离子间生成沉淀、气体或弱电解质时，不能共存②无色溶液中不能存在有色离子常见有色离子：MnO4—（紫红色）、Cu2+（蓝色）、Fe3+（黄色）、Fe2+（浅绿色）③离子间因发生氧化还原反应而不能共存氧化性离子：MnO4—、Cr2O72—、ClO—、NO3—(H+)、ClO3—(H+)、Fe3+还原性离子：I—、S2—、HS—、SO32—、HSO3—、Fe2+④酸性溶液中氢氧根、弱碱根、弱酸根和弱酸酸式根不能存在如：⑤强碱性溶液中弱碱离子、多元弱酸的酸式离子不能存在弱碱离子：酸式离子：⑥离子间反应生成络合离子时不能共存，如Fe3+与SCN—反应生成血红色络合离子3．溶解性巧记口诀钾钠铵盐硝酸盐，都能溶在水中间；碳酸磷酸两种盐，溶者只有钾钠铵；盐酸难溶银亚汞，硫酸难溶是钡铅；碱溶钾钠铵和钡，注意钙盐常是微。
第三节化学反应中的能量变化一、放热反应与吸热反应1．基本概念①放热反应：反应中向外界体系放出热量的反应。