高一化学笔记

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 氧化反应 还原反应 氧化剂 还原剂 氧化产物 还原产物 从得失氧的角度 物质得到氧的反应 物质失去氧的反应 反应中失去氧的物质 反应中得到氧的物质 还原剂得到氧后的生成物 氧化剂失去氧后的生成物 从化合价升降的角度 元素化合价升高的反应 元素化合价降低的反应 反应中有元素化合价降低的反应物 反应中有元素化合价升高的反应物 还原剂元素化合价升高后的生成物 氧化剂元素化合价降低后的生成物 从电子的得失角度 物质失去电子的反应 物质得到电子的反应 反应中得到电子的反应物 反应中失去电子的反应物 还原剂失去电子后的生成物 氧化剂得到电子后的生成物 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

（反应物） （实质） （表现） （反应类型） （生成物）

在反应中表现为发生得到（生成）还原

?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==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）

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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+3H2O 2．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

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===FeS Fe：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

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（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+ 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； 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 H2O ①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+ 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

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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、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、MgO ②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 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：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

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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③④

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③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 离子符号 OH Cl CO32 ———检验试剂及方法 pH试纸、紫色石蕊试剂 加入硝酸银溶液和稀硝酸 先加入氯化钡溶液，再加入稀盐酸 同上 先加入稀盐酸，再加入氯化钡溶液 加入稀盐酸 pH试纸、紫色石蕊试剂 氢氧化钠 氢氧化钠 氢氧化钠 氢氧化钠 氢氧化钠 现象及结论 pH试纸变蓝、石蕊试剂变蓝 生成白色沉淀，不溶于稀硝酸 生成白色沉淀；溶于稀盐酸 无沉淀生成；溶液与稀盐酸反应生成CO2 无明显现象；有白色沉淀生成 产生有刺激性气味的气体 均变红 生成白色沉淀 生成蓝色沉淀 生成红褐色沉淀 生成白色絮状沉淀，后迅速变为灰绿色，最后变成红褐色 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 HCO3 SO42 ———SO32 H+ Mg2+ Cu2+ Fe3+ Fe2+ NH4+ 四、写离子方程式时对微溶物的处理 ???澄清液：拆写成离子。如少量CO2通入石灰水?反应前????浊液：保留化学式。如少量CO2通入石灰乳??反应后：均保留化学式

五、有关过量问题

1．氧化还原反应中，已知还原性：I＞Fe2+＞Br

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①在FeI2溶液中通入少量Cl2 ②在FeI2溶液中通入过量Cl2 ③在FeBr2溶液中通入少量Cl2 ④在FeBr2溶液中通入过量Cl2 ⑤当FeBr2溶液中有一半Br变成Br2时 2．CO2（或SO2）通入Ca(OH)2

①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

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