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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+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