2、复分解反应要掌握能否发生的条件：
沉淀，气体，水或其他弱电解质
（二）．氧化还原反应
会根据有无化合价的变化来判断一个反应是否是氧化还原反应。
升价—失e——作还原剂—表现还原性—发生氧化反应（被氧化）—变为氧化产物
降价74—得e——作氧化剂—表现氧化性—发生还原反应（被还原）—变为还原产物
常见的重要氧化剂、还原剂
氧化剂
还原剂
活泼非金属单质：
X2、O2、S
活泼金属单质：
Na、Mg、Al、Zn、Fe
某些非金属单质：
C、H2、S
高价金属离子：
Fe3+、Sn4+
不活泼金属离子：
Cu2+、Ag+其它：
［Ag（NH3）2］+、新制Cu（OH）2
低价金属离子：
Fe2+、Sn2+
非金属的阴离子及其化合物：
S2-、H2S、I-、HI、NH3、Cl-、HCl、Br-、HBr
含氧化合物：
NO2、N2O5、MnO2、Na2O2、H2O2、HClO、HNO3、浓H2SO4、NaClO、Ca（ClO）2、KClO3、KMnO4、王水
低价含氧化合物：
CO、SO2、H2SO3、Na2SO3、Na2S2O3、NaNO2、
H2C2O4、含-CHO的有机物：
醛、甲酸、甲酸盐、甲酸某酯、葡萄糖、麦芽糖等
既作氧化剂又作还原剂的有：
S、SO32-、HSO3-、H2SO3、SO2、NO2-、Fe2+及含-CHO的有机物
▲氧化还原反应配平
标价态、列变化、求总数、定系数、后检查
一标出有变的元素化合价；
二列出化合价升降变化
三找出化合价升降的最小公倍数，使化合价升高和降低的数目相等；
四定出氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物的系数；
五平：
观察配平其它物质的系数；
六查：
检查是否原子守恒、电荷守恒（通常通过检查氧元素的原子数），画上等号。
反应条件对氧化－还原反应的影响．
1．浓度：
可能导致反应能否进行或产物不同
8HNO3（稀）＋3Cu==2NO↑＋2Cu（NO3）2＋4H2OS+6HNO3（浓）===H2SO4+6NO2↑+2H2O
4HNO3（浓）＋Cu==2NO2↑＋Cu（NO3）2＋2H2O3S+4HNO3（稀）===3SO2+4NO↑+2H2O
2．温度：
可能导致反应能否进行或产物不同
Cl2+2NaOH=====NaCl+NaClO+H2O
3Cl2+6NaOH=====5NaCl+NaClO3+3H2O
3．溶液酸碱性.
2S2-＋SO32-＋6H+＝3S↓＋3H2O
5Cl-＋ClO3-＋6H+＝3Cl2↑＋3H2O
S2-、SO32-，Cl-、ClO3-在酸性条件下均反应而在碱性条件下共存.
Fe2+与NO3-共存,但当酸化后即可反应.3Fe2+＋NO3-＋4H+＝3Fe3+＋NO↑＋2H2O
一般含氧酸盐作氧化剂,在酸性条件下,氧化性比在中性及碱性环境中强.故酸性KMnO4溶液氧化性较强.
4．条件不同，生成物则不同
1、2P＋3Cl2
2PCl3（Cl2不足）；2P＋5Cl2
2PCl5（Cl2充足）
2、2H2S＋3O2
2H2O＋2SO2（O2充足）；2H2S＋O2
2H2O＋2S（O2不充足）
3、4Na＋O2
2Na2O2Na＋O2
Na2O2
4、Ca（OH）2＋CO2
CaCO3↓＋H2O；Ca（OH）2＋2CO2（过量）==Ca（HCO3）2
5、C＋O2
CO2（O2充足）；2C＋O2
2CO（O2不充足）
6、8HNO3（稀）＋3Cu==2NO↑＋2Cu（NO3）2＋4H2O4HNO3（浓）＋Cu==2NO2↑＋Cu（NO3）2＋2H2O
7、AlCl3＋3NaOH==Al（OH）3↓＋3NaCl；AlCl3＋4NaOH（过量）==NaAlO2＋2H2O
8、NaAlO2＋4HCl（过量）==NaCl＋2H2O＋AlCl3NaAlO2＋HCl＋H2O==NaCl＋Al（OH）3↓
9、Fe＋6HNO3（热、浓）==Fe（NO3）3＋3NO2↑＋3H2OFe＋HNO3（冷、浓）→（钝化）
10、Fe＋6HNO3（热、浓）
Fe（NO3）3＋3NO2↑＋3H2O
Fe＋4HNO3（热、浓）
Fe（NO3）2＋2NO2↑＋2H2O
浓H2SO4
浓H2SO4
11、Fe＋4HNO3（稀）
Fe（NO3）3＋NO↑＋2H2O3Fe＋8HNO3（稀）
3Fe（NO3）3＋2NO↑＋4H2O
140℃
170℃
12、C2H5OHCH2=CH2↑＋H2OC2H5－OH＋HO－C2H5 C2H5－O－C2H5＋H2O
13、 ＋Cl2
＋HCl
＋3Cl2
（六氯环已烷）
14、C2H5Cl＋NaOH
C2H5OH＋NaCl C2H5Cl＋NaOH
CH2＝CH2↑＋NaCl＋H2O
15、6FeBr2＋3Cl2（不足）==4FeBr3＋2FeCl32FeBr2＋3Cl2（过量）==2Br2＋2FeCl3
（三）离子反应有关问题
▲离子反应
电解质在溶液里所起的反应，实质上就是离子之间的相互反应。
离子间的反应是趋向于降低离子浓度的方向进行。
离子反应通常用离子方程式来表示。
理解掌握离子反应发生的条件和正确书写离子方程式是学好离子反应的关键。
溶液中离子共存的问题，取决于离子之间是否发生化学反应，如离子间能反应，这些离子就不能大量共存于同一溶液中。
（1）复分解离子反应能够进行的条件是：
①生成难溶物（记住《碱盐溶解性表》中不溶、微溶物）；②生成气体物质（主要有NH3、CO2、SO2、H2S等）；③生成难电离物（弱电解质，如水、弱酸、弱碱等）。
▲以上三个条件的本质是：
能造成离子浓度的减小，则可以发生，否则不能。
（2）《碱盐溶解性表》速记顺口溜：
钾钠铵硝盐全溶，硫酸盐除钡、盐酸盐除银不溶，碳酸盐大多数不溶；溶碱钾钠钡铵、钙微溶。
（3）在溶液中会发生反应的离子不能大量共存。
熟记《碱盐溶解性表》和化学方程式是正确判断离子能否大量共存的关键。
（4）要求会写或判断离子方程式：
a.是否符合客观事实b.拆分是否正确c.原子及电荷是否守恒d是否缺失半个反应
▲离子共存问题
离子在溶液中能否大量共存，涉及到离子的性质及溶液酸碱性等综合知识。
凡能使溶液中因反应发生使有关离子浓度显著改变的均不能大量共存。
如生成难溶、难电离、气体物质或能转变成其它种类的离子（包括氧化一还原反应）.
一般可从以下几方面考虑
1．弱碱阳离子只存在于酸性较强的溶液中.如Fe3+、Al3+、Zn2+、Cu2+、NH4+、Ag+等均与OH-不能
大量共存.
2．弱酸阴离子只存在于碱性溶液中。
如CH3COO-、F-、CO32-、SO32-、S2-、PO43-、AlO2-均与H+
不能大量共存.
3．弱酸的酸式阴离子在酸性较强或碱性较强的溶液中均不能大量共存.它们遇强酸（H+）会生成弱
酸分子；遇强碱（OH-）生成正盐和水.如：
HSO3-、HCO3-、HS-、H2PO4-、HPO42-等
4．若阴、阳离子能相互结合生成难溶或微溶性的盐，则不能大量共存.如：
Ba2+、Ca2+与CO32-、
SO32-、PO43-、SO42-等；Ag+与Cl-、Br-、I-等；Ca2+与F-，C2O42-等
5．若阴、阳离子发生双水解反应，则不能大量共存.如：
Al3+与HCO3-、CO32-、HS-、S2-、AlO2-、ClO-、
SiO32-等Fe3+与HCO3-、CO32-、AlO2-、ClO-、SiO32-、C6H5O-等；NH4+与AlO2-、SiO32-、ClO-、CO32-等
6．若阴、阳离子能发生氧化一还原反应则不能大量共存.如：
Fe3+与I-、S2-；MnO4-（H+）与I-、Br-、
Cl-、S2-、SO32-、Fe2+等；NO3-（H+）与上述阴离子；S2-、SO32-、H+
7．因络合反应或其它反应而不能大量共存
如：
Fe3+与F-、CN-、SCN-等；H2PO4-与PO43-会生成HPO42-，故两者不共存.
▲离子方程式判断常见错误及原因分析
离子方程式书写的基本规律要求：
（写、拆、删、查四个步骤来写）
（1）合事实：
离子反应要符合客观事实，不可臆造产物及反应。
（2）式正确：
化学式与离子符号使用正确合理。
（3）号实际：
“=”“
”“→”“↑”“↓”等符号符合实际。
（4）两守恒：
两边原子数、电荷数必须守恒（氧化还原反应离子方程式中氧化剂得电子总数与还原剂失电子总数要相等）。
（5）明类型：
分清类型，注意少量、过量等。
（6）细检查：
结合书写离子方程式过程中易出现的错误，细心检查。
例如：
（1）违背反应客观事实
如：
Fe2O3与氢碘酸：
Fe2O3＋6H+＝2Fe3+＋3H2O错因：
忽视了Fe3+与I-发生氧化一还原反应
（2）违反质量守恒或电荷守恒定律及电子得失平衡
如：
FeCl2溶液中通Cl2：
Fe2+＋Cl2＝Fe3+＋2Cl-错因：
电子得失不相等，离子电荷不守恒
（3）混淆化学式（分子式）和离子书写形式
如：
NaOH溶液中通入HI：
OH-＋HI＝H2O＋I-错因：
HI误认为弱酸.
（4）反应条件或环境不分：
如：
次氯酸钠中加浓HCl：
ClO-＋H+＋Cl-＝OH-＋Cl2↑错因：
强酸制得强碱
（5）忽视一种物质中阴、阳离子配比.
如：
H2SO4
溶液加入Ba（OH）2溶液:
Ba2+＋OH-＋H+＋SO42-＝BaSO4↓＋H2O
正确：
Ba2+＋2OH-＋2H+＋SO42-＝BaSO4↓＋2H2O
（6）“＝”“”“↑”“↓”符号运用不当
如：
Al3+＋3H2O＝Al（OH）3↓＋3H+注意：
盐的水解一般是可逆的，Al（OH）3量少，故不能打“↓”
判断离子共存时，审题一定要注意题中给出的附加条件。
酸性溶液（H＋）、碱性溶液（OH-）、能在加入铝粉后放出可燃气体的溶液、由水电离出的H＋或OH-=1×10-amol/L（a>7或a<7）的溶液等。
有色离子MnO4-,Fe3+,Fe2+,Cu2+,Fe（SCN）2+。
MnO4-,NO3-等在酸性条件下具有强氧化性。
S2O32-在酸性条件下发生氧化还原反应：
S2O32-+2H+=S↓+SO2↑+H2O
注意题目要求“一定大量共存”还是“可能大量共存”；“不能大量共存”还是“一定不能大量共存”。
看是否符合题设条件和要求，如“过量”、“少量”、“适量”、“等物质的量”、“任意量”以及滴加试剂的先后顺序对反应的影响等。
根据化学反应类型，离子反应可分为两类，一是酸碱盐之间的复分解反应；二是氧化性离子与还原性离子间的氧化还原反应。
离子反应还应注意：
1．微溶物向难溶物转化，如用煮沸法软化暂时硬水
MgHCO3==MgCO3+CO2↑+H2OMgCO3虽然难溶，但在溶液中溶解的哪部分是完全电离的，当Mg2+遇到水溶液里的OH-时会结合生成比MgCO3溶解度更小的Mg（OH）2而沉淀析出MgCO3+H2O==Mg（OH）2↓+ＣＯ2↑
2．生成络离子的反应：
FeCl3溶液与KSCN溶液的反应：
Fe3++SCN-==Fe（SCN）2+生成物既不是沉淀物也不是气体，为什么反应能发生呢？
主要是生成了难电离的Fe（SCN）2+络离子。
3．优先发生氧化还原反应：
具有强氧化性的离子与强还原性的离子相遇时首先发生氧化还原反应。
例如：
Na2S溶液与FeCI3溶液混合，生成S和Fe2+离子，而不是发生双水解生成Fe（OH）3沉淀和H2S气体。
2Fe3++S2-=2Fe2++S↓
总之：
在水溶液里或在熔融状态下，离子间只要是能发生反应，总是向着降低离子浓度的方向进行。
反之，离子反应不能发生。
（四）化学能与热能――放热反应和吸热反应：
放热反应：
放出热量的化学反应，常见的反应有：
燃烧反应、中和反应、活泼金属与酸反应、大多数化合反应，铝热反应、钠与水、生石灰放入水。
吸热反应：
吸收热量的化学反应，常见的反应有：
Ba（OH）2.8H2.O与NH4Cl反应、大多数的分解反应。
判断化学反应是放出能量还是吸收能量的方法：
①从微观结构表现判断
断键吸收的能量大于成键放出的能量，反应吸收能量。
断键吸收的能量小于成键放出的能量，反应放出能量。
②从宏观表现去判断：
反应物具有的总能量（E反）大于生成物具有的总能量（E生）时，反应放出能量；反应物具有的总能量（E反）小于生成物具有的总能量（E生）时，反应吸收能量。
热化学方程式正误判断——“三查”
1．检查是否标明聚集状态：
固（s）、液（l）、气（g）
2．检查△H的“+”“－”是否与吸热、放热一致。
（注意△H的“+”与“－”，放热反应为“－”，吸热反应为“+”）
3．检查△H的数值是否与反应物或生成物的物质的量相匹配（成比例）
注意：
要注明反应温度和压强，若反应在298K和1.013×105Pa条件下进行，可不予注明；
要注明反应物和生成物的聚集状态，常用s、l、g分别表示固体、液体和气体；
△H与化学计量系数有关，注意不要弄错。
方程式与△H应用分号隔开，一定要写明“+”、“-”数值和单位。
计量系数以“mol”为单位，可以是小数或分数。
一定要区别比较“反应热”、“中和热”、“燃烧热”等概念的异同。
（五）化学能与电能――原电池、电解池、金属的腐蚀与防护
1．原电池形成三条件：
“三看”。
先看电极：
两极为导体且活泼性不同；
再看溶液：
两极插入电解质溶液中；三看回路：
形成闭合回路或两极接触。
2．原理三要点：
（1） 相对活泼金属作负极，失去电子，发生氧化反应.
（2）相对不活泼金属（或碳）作正极，得到电子，发生还原反应（3） 导线中（接触）有电流通过，使化学能转变为电能
3．原电池：
把化学能转变为电能的装置
4．原电池与电解池的比较
原电池
电解池
（1）定义
化学能转变成电能的装置
电能转变成化学能的装置
（2）形成条件
合适的电极、合适的电解质溶液、形成回路
电极、电解质溶液（或熔融的电解质）、外接电源、形成回路
（3）电极名称
负极
正极
阳极
阴极
（4）反应类型
氧化
还原
氧化
还原
（5）外电路电子流向
负极流出、正极流入
阳极流出、阴极流入
4、化学电源
掌握书上的三个典型例子（自己看书并写下来）
（1）锌锰干电池
（2）铅蓄电池
（3）氢氧燃料电池碱性环境
酸性环境
三、元素周期律
1、比较金属性强弱的依据
金属性：
金属气态原子失去电子能力的性质；
金属活动性：
水溶液中，金属原子失去电子能力的性质。
注：
金属性与金属活动性并非同一概念，两者有时表现为不一致，
1、同周期中，从左向右，随着核电荷数的增加，金属性减弱；
同主族中，由上到下，随着核电荷数的增加，金属性增强；
2、依据最高价氧化物的水化物碱性的强弱；碱性愈强，其元素的金属性也愈强；
3、依据金属活动性顺序表（极少数例外）；
4、常温下与酸反应剧烈程度；5、常温下与水反应的剧烈程度；
6、与盐溶液之间的置换反应；7、高温下与金属氧化物间的置换反应。
2、比较非金属性强弱的依据
1、同周期中，从左到右，随核电荷数的增加，非金属性增强；
同主族中，由上到下，随核电荷数的增加，非金属性减弱；
2、依据最高价氧化物的水化物酸性的强弱：
酸性愈强，其元素的非金属性也愈强；
3、依据其气态氢化物的稳定性：
稳定性愈强，非金属性愈强；
4、与氢气化合的条件；
5、与盐溶液之间的置换反应；
6、其他，例：
2Cu＋S
Cu2SCu＋Cl2
CuCl2所以，Cl的非金属性强于S。
3、“10电子”、“18电子”的微粒小结
（1）．“10电子”的微粒：
分子
离子
一核10电子的
Ne
N3−、O2−、F−、Na+、Mg2+、Al3+
二核10电子的
HF
OH−、
三核10电子的
H2O
NH2−
四核10电子的
NH3
H3O+
五核10电子的
CH4
NH4+
（2）．“18电子”的微粒
分子
离子
一核18电子的
Ar
K+、Ca2+、Cl‾、S2−
二核18电子的
F2、HCl
HS−
三核18电子的
H2S
四核18电子的
PH3、H2O2
五核18电子的
SiH4、CH3F
六核18电子的
N2H4、CH3OH
注：
其它诸如C2H6、N2H5+、N2H62+等亦为18电子的微粒。
4、微粒半径的比较：
1．判断的依据电子层数：
相同条件下，电子层越多，半径越大。
核电荷数：
相同条件下，核电荷数越多，半径越小。
最外层电子数相同条件下，最外层电子数越多，半径越大。
2．具体规律：
1、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小（稀有气体除外）
如：
Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl.
2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。
如：
Li3、同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增大。
如：
F--4、电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小。
如：
F->Na+>Mg2+>Al3+
5、同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径越小。
如Fe>Fe2+>Fe3+
5、周期表中特殊位置的元素
①族序数等于周期数的元素：
H、Be、Al、Ge。
②族序数等于周期数2倍的元素：
C、S。
③族序数等于周期数3倍的元素：
O。
④周期数是族序数2倍的元素：
Li、Ca。
⑤周期数是族序数3倍的元素：
Na、Ba。
⑥最高正价与最低负价代数和为零的短周期元素：
C。
⑦最高正价是最低负价绝对值3倍的短周期元素：
S。
⑧除H外，原子半径最小的元素：
F。
⑨短周期中离子半径最大的元素：
P。
6．常见元素及其化合物的特性
①形成化合物种类最多的元素、单质是自然界中硬度最大的物质的元素或气态氢化物中氢的质量分数最大的元素：
C。
②空气中含量最多的元素或气态氢化物的水溶液呈碱性的元素：
N。
③地壳中含量最多的元素、气态氢化物沸点最高的元素或氢化物在通常情况下呈液态的元素：
O。
④最轻的单质的元素：
H；最轻的金属单质的元素：
Li。
⑤单质在常温下呈液态的非金属元素：
Br；金属元素：
Hg。
⑥最高价氧化物及其对应水化物既能与强酸反应，又能与强碱反应的元素：
Be、Al、Zn。
⑦元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应水化物能起化合反应的元素：
N；能起氧化还原反应的元素：
S。
⑧元素的气态氢化物能和它的氧化物在常温下反应生成该元素单质的元素：
S。
⑨元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素：
Li、Na、F。
⑩常见的能形成同素异形体的元素：
C、P、O、S。
四、盐类水解
盐类水解，水被弱解；有弱才水解，无弱不水解；越弱越水解，都弱双水解；谁强呈谁性，同强呈中性。
▲电解质溶液中的守恒关系
电荷守恒：
电解质溶液中所有阳离子所带有的正电荷数与所有的阴离子所带的负电荷数相等。
如NaHCO3溶液中：
n（Na＋）＋n（H+）＝n（HCO3-）＋2n（CO32-）＋n（OH-）推出：
[Na＋]＋[H＋]＝[HCO3-]＋2[CO32-]＋[OH-
物料守恒：
电解质溶液中由于电离或水解因素，离子会发生变化变成其它离子或分子等，但离子或分子中某种特定元素的原子的总数是不会改变的。
如NaHCO3溶液中：
n（Na＋）：
n（c）＝1:
1，推出：
C（Na＋）＝c（HCO3-）＋c（CO32-）＋c（H2CO3）
质子守恒：
（不一定掌握）电解质溶液中分子或离子得到或失去质子（H＋）的物质的量应相等。
例如：
在NH4HCO3溶液中H3O+、H2CO3为得到质子后的产物；NH3、OH-、CO32-为失去质子后的产物，故有以下关系：
c（H3O+）+c（H2CO3）=c（NH3）+c（OH-）+c（CO32-）。
.▲盐类水解的应用规律
盐的离子跟水电离出来的氢离子或氢氧根离子生成弱电解质的反应,称为盐类的水解。
其一般规律是:
谁弱谁水解,谁强显谁性;两强不水解,两弱更水解,越弱越水解。
哪么在哪些情况下考虑盐的水解呢?
1.分析判断盐溶液酸碱性时要考虑水解。
2.确定盐溶液中的离子种类和浓度时要考虑盐的水解。
如Na2S溶液中含有哪些离子,按浓度由大到小的顺序排列:
C（Na+）>C（S2-）>C（OH-）>C（HS-）>C（H+）
或:
C（Na+）+C（H+）=2C（S2-）+C（HS-）+C（OH-）
3.配制某些盐溶液时要考虑盐的水解
如配制FeCl3,SnCl4,Na2SiO3等盐溶液时应分别将其溶解在相应的酸或碱溶液中。
4.制备某些盐时要考虑水解Al2S3,MgS,Mg3N2等物质极易与水作用,它们在溶液中不能稳定存在,所以制取这些物质时,不能用复分解反应的方法在溶液中制取,而只能用干法制备。
5.某些活泼金属与强酸弱碱溶液反应,要考虑水解
如Mg,Al,Zn等活泼金属与NH4Cl,CuSO4,AlCl3等溶液反应.3Mg+2AlCl3+6H2O=3MgCl2+2Al（OH）3↓+3H2↑
6.判断中和滴定终点时溶液酸碱性,选择指示剂以及当pH=7时酸或碱过量的判断等问题时,应考虑到盐的水解.如CH3COOH与NaOH刚好反应时pH>7,若二者反应后溶液pH=7,则CH3COOH过量。
指示剂选择的总原则是,所选择指示剂的变色范围应该与滴定后所得盐溶液的pH值范围相一致。
即强酸与弱碱互滴时应选择甲基橙;弱酸与强碱互滴时应选择酚酞。
7.制备氢氧化铁胶体时要考虑水解.FeC
升级会员 