第2章元素與物質(zhì)世界知識(shí)點(diǎn)總結(jié)高一上學(xué)期化學(xué)

第2章元素與物質(zhì)世界第1節(jié)元素與物質(zhì)的分類一、元素與物質(zhì)的關(guān)系1、（宏觀認(rèn)識(shí)）物質(zhì)由元素組成。2、元素的存在形態(tài)（1）游離態(tài)：元素以單質(zhì)形式存在的狀態(tài)，如金屬鐵中的鐵元素。（2）化合態(tài)：元素以化合物形式存在的狀態(tài)，如Fe2O3中的鐵元素。①很活潑的元素常以化合態(tài)存在于自然界中，如鈉元素在自然界中無(wú)游離鈉。Cl2很活潑，自然界無(wú)游離氯。②不活潑金屬常以游離態(tài)存在于自然界中。如元素金③較活潑的元素常以游離態(tài)和化合態(tài)存在于自然界中，如氧元素，在自然界中有游離的氧氣和化合態(tài)的水。3、元素的化合價(jià)化合物中各元素的化合價(jià)的代數(shù)和等于0。碳元素的價(jià)類二維圖啟示：(1)同一種元素可以存在于不同類別的物質(zhì)中。(2)有些元素在不同化合物中可能呈現(xiàn)不同的化合價(jià)。(3)基于核心元素的化合價(jià)和物質(zhì)類別研究物質(zhì)，為我們認(rèn)識(shí)物質(zhì)性質(zhì)和實(shí)現(xiàn)物質(zhì)轉(zhuǎn)化提供了新思路。二、物質(zhì)的分類酸性氧化物：能和堿反應(yīng)，只生成鹽和水的氧化物。大多數(shù)非金屬氧化物屬于酸性氧化物，酸性氧化物不一定是非金屬氧化物，如：CO、NO不成鹽氧化物，NO2屬于成鹽氧化物但不屬于酸性氧化物。堿性氧化物：能和酸反應(yīng)，只生成鹽和水的氧化物。堿性氧化物一定是金屬氧化物，金屬氧化物不一定堿性氧化物，如：Mn2O7酸性氧化物、Al2O3兩性氧化物、Na2O2過(guò)氧化物。兩性氧化物：既能和酸又能和堿反應(yīng)的氧化物。（記住Al2O3這個(gè)例子）不成鹽氧化物：不能與酸或堿反應(yīng)生成相應(yīng)價(jià)態(tài)的鹽和水的氧化物叫做不成鹽氧化物。（記住CO、NO、NO2這幾個(gè)例子）過(guò)氧化物：含有過(guò)氧根O22的化合物。（記住H2O2、Na2O2這兩個(gè)例子）(1)正鹽：電離時(shí)，生成的陽(yáng)離子只有金屬離子（或NH4+），陰離子只有酸根離子的鹽。BaSO4、CaCl2等（2）酸式鹽：電離時(shí)，生成的陽(yáng)離子除金屬離子（或NH4+）外,還有氫離子，陰離子全部為酸根離子的鹽。KHSO4等（3）堿式鹽：電離時(shí),生成的陰離子除酸根離子外還有氫氧根離子，陽(yáng)離子全部為金屬離子（或NH4+）的鹽。根據(jù)物質(zhì)類別研究物質(zhì)性質(zhì)金屬單質(zhì)通性金屬非金屬金屬+非金屬=鹽（或金屬氧化物）（化合反應(yīng)）酸活潑金屬+酸=鹽+H2↑（置換反應(yīng)，金屬的活動(dòng)性要在H之前）Fe+2HCl===FeCl2+H2↑鹽金屬1+鹽1=金屬2+鹽2（置換反應(yīng)，要求金屬1活動(dòng)性在金屬2前）Fe+CuSO4===FeSO4+Cu部分與水反應(yīng)活潑金屬+H2O=堿+H2↑（置換反應(yīng)）2Na+2H2O===2NaOH+H2↑非金屬單質(zhì)通性非金屬非金屬單質(zhì)非金屬單質(zhì)+非金屬=非金屬化合物（化合反應(yīng)）金屬單質(zhì)非金屬單質(zhì)+金屬=金屬化合物（化合反應(yīng)）鹽溶液非金屬單質(zhì)+鹽溶液=另一種單質(zhì)+另一鹽溶液（置換反應(yīng)）Cl2+2KI===I2+2KCl堿Cl2+2NaOH===NaCl+NaClO+H2O部分與水反應(yīng)Cl2+H2O=HCl+HClO（3）酸通性酸堿酸+堿=鹽+H2O（中和反應(yīng)）HCl+NaOH====NaCl+H2O堿性氧化物酸+堿性氧化物=鹽+H2O（復(fù)分解反應(yīng)）2HCl+Na2O=2NaCl+H2O活潑金屬酸+活潑金屬=鹽+H2↑（置換反應(yīng)）Fe+2HCl==FeCl2+H2↑鹽酸1+鹽1=酸2+鹽2（復(fù)分解反應(yīng)）HCl+AgNO3=AgCl↓+HNO3指示劑酸+指示劑→變色（如：石蕊遇酸變紅，酚酞遇酸不變色）堿通性堿酸堿+酸=鹽+H2O（中和反應(yīng)）HCl+NaOH====NaCl+H2O酸性氧化物堿+酸性氧化物=鹽+H2O（復(fù)分解反應(yīng)）CO2+2NaOH==Na2CO3+H2O鹽堿1+鹽1=堿2+鹽2（復(fù)分解反應(yīng)）2NaOH+CuSO4==Cu(OH)2↓+Na2SO4指示劑堿+指示劑會(huì)變色（如：石蕊遇堿變藍(lán)，酚酞遇堿變紅）部分非金屬單質(zhì)堿+非金屬單質(zhì)=鹽+H2OCl2+2NaOH==NaCl+NaClO+H2O（5）鹽通性鹽酸鹽1+酸1=鹽2+酸2（復(fù)分解反應(yīng)）AgNO3+HCl=AgCl↓+HNO3堿鹽1+堿1=鹽2+堿2（復(fù)分解反應(yīng)）MgCl2+2NaOH=Mg(OH)2+2NaCl鹽鹽1+鹽2=鹽3+鹽4（復(fù)分解反應(yīng)）BaCl2+CuSO4=BaSO4↓+CuCl2金屬鹽1+金屬1=鹽2+金屬2（置換反應(yīng)要求金屬1的活動(dòng)性比金屬2強(qiáng)）Fe+CuSO4=FeSO4+Cu部分非金屬單質(zhì)鹽1+非金屬單質(zhì)1=鹽2+金屬2（置換反應(yīng)）Cl2+2KI=I2+2KCl（6）酸性氧化物通性酸性氧化物堿酸性氧化物+堿=鹽+H2O（復(fù)分解反應(yīng)）CO2+2NaOH==Na2CO3+H2O堿性氧化物酸性氧化物+堿性氧化物=鹽（化合反應(yīng)）CO2+Na2O==Na2CO3H2O酸性氧化物+H2O=酸（化合反應(yīng)）CO2+H2O=H2CO3（7）堿性氧化物通性堿性氧化物酸堿性氧化物+酸=鹽+H2O（復(fù)分解反應(yīng)）Na2O+2HCl====2NaCl+H2O酸性氧化物堿性氧化物+酸性氧化物=鹽（化合反應(yīng)）Na2O+CO2=Na2CO3H2O堿性氧化物+H2O=堿（化合反應(yīng)）Na2O+H2O=2NaOH三、一種重要的混合物——膠體分散系1.定義一種或幾種物質(zhì)（分散質(zhì)）分散到另一種物質(zhì)（分散劑）里形成的混合物組成分散質(zhì)：被溶解的物質(zhì)，可以是固、液、氣。分散劑：溶解分散質(zhì)的物質(zhì)，可以是固、液、氣。按分散質(zhì)和分散劑的狀態(tài)分類：根據(jù)分散劑狀態(tài)可以分為氣溶膠、液溶膠、固溶膠。按分散質(zhì)的構(gòu)成微粒分粒子膠體：多個(gè)微粒的集合體（如：Fe(OH)3膠體）分子膠體：一個(gè)大分子的直徑就在1nm~100nm之間（如：淀粉溶液、蛋白質(zhì)溶液）分類依據(jù)：分散系中分散質(zhì)微粒直徑大小的不同分為：溶液、膠體、濁液（三者本質(zhì)區(qū)別為：分散質(zhì)微粒直徑大?。┓稚⑾等芤耗z體濁液分散質(zhì)微粒直徑<1nm1~100nm>100nm微粒種類分子或離子許多分子或離子集合體、高分子大量數(shù)目分子或離子集合體特點(diǎn)均一、透明較均一、透明不均一、不透明穩(wěn)定性穩(wěn)定較穩(wěn)定（介穩(wěn)性）不穩(wěn)定能否透過(guò)濾紙能能不能能否透過(guò)半透膜能不能不能是否有丁達(dá)爾效應(yīng)否是否實(shí)例氯化鈉溶液氫氧化鐵膠體泥水2、膠體的性質(zhì)丁達(dá)爾現(xiàn)象定義：當(dāng)可見光束通過(guò)膠體時(shí)，在入射光側(cè)面可觀察到明亮的通路。產(chǎn)生原因：膠粒對(duì)可見光發(fā)生光的散射。應(yīng)用：鑒別溶液和膠體；清晨的光束或傍晚的霞光也屬于丁達(dá)爾現(xiàn)象。物理方法聚沉（僅用于液溶膠）定義：使膠體微粒聚集成較大的微粒，在重力作用下形成沉淀析出。方法：加入可溶性酸、堿、鹽；加入帶相反電荷膠粒的膠體；加熱或攪拌。應(yīng)用：向豆?jié){中加入CaSO4，使蛋白質(zhì)聚沉，制得豆腐。鹽鹵點(diǎn)豆腐電泳定義：在外加電場(chǎng)作用下，膠體中的微粒發(fā)生定向移動(dòng)的現(xiàn)象。應(yīng)用：高壓除塵，電泳電鍍等。電泳現(xiàn)象說(shuō)明膠體的分散質(zhì)微粒帶電荷即膠粒帶電，膠體不帶電【注意】不是所有的膠體都能發(fā)生電泳，如淀粉膠體中的膠粒不帶電，不能發(fā)生電泳。滲析定義：用半透膜把膠體中的小分子或離子分離除去的方法叫滲析。原理：膠體不能透過(guò)半透膜，溶液中的小分子或離子能透過(guò)半透膜。應(yīng)用：膜分離，提純、精制膠體3、Fe(OH)3膠體的制備原理：FeCl3+3H2O加熱Fe(OH)3(膠體)+3HCl制備方法：向沸水中逐滴加入5~6滴FeCl3飽和溶液，繼續(xù)煮沸至溶液呈紅褐色，停止加熱，得到的分散系即為Fe(OH)3膠體?！咀⒁狻坎荒軘嚢瑁患訜釙r(shí)間不能過(guò)長(zhǎng)，當(dāng)溶液中出現(xiàn)紅褐色時(shí)停止加熱→防止聚沉。思考1:向Fe(OH)3膠體中加入稀鹽酸，先產(chǎn)生紅褐色沉淀，繼續(xù)滴加稀鹽酸，紅褐色沉淀又溶解，請(qǐng)解釋原因。向Fe(OH)3膠體中加入稀鹽酸，膠體先發(fā)生聚沉形成Fe(OH)3沉淀繼續(xù)滴加稀鹽酸，酸堿發(fā)生中和反應(yīng)，F(xiàn)e(OH)3沉淀又溶解。思考2:采用什么方法可除去Fe(OH)膠體中的多余氯化鐵溶液?根據(jù)三種分散系中分散質(zhì)微粒的直徑大小可知，溶液分散質(zhì)微粒均能透過(guò)半透膜，膠體不能透過(guò)，因此除去Fe(OH)3膠體中的多余氯化鐵溶液時(shí)應(yīng)用滲析的方法。第2節(jié)電解質(zhì)的電離一、電解質(zhì)及其電離1.電離的定義像氯化鈉這樣，溶于水或受熱熔化時(shí)，解離成能夠自由移動(dòng)的離子的過(guò)程，稱為電離。電離實(shí)質(zhì)：形成自由移動(dòng)的離子注意：電離不需要通電。2.表示方法電離方程式：表示電離過(guò)程的式子。NaCl==Na++ClK2SO4==2K++SO42左：化學(xué)式（表示未電離的狀態(tài)）右：離子（電離產(chǎn)生的離子）思考：電離方程式遵守什么規(guī)則？①構(gòu)成物質(zhì)的原子或原子團(tuán)的個(gè)數(shù)在書寫成離子時(shí)為系數(shù)；②陰陽(yáng)離子部分拆開寫，但原子團(tuán)不能拆，例如有NO3、SO42、OH、NH4+、CO32等；③書寫遵循“質(zhì)量守恒”（方程式兩邊原子種類和個(gè)數(shù)必須相同）和“電荷守恒”（電離產(chǎn)生的陽(yáng)離子所帶的正電荷總數(shù)等于陰離子所帶的負(fù)電荷總數(shù)）。從電離角度解釋酸、堿、鹽：酸：電離時(shí)生成的陽(yáng)離子全部都是H+的化合物HCl=H++ClH2SO4=H++SO42堿：電離時(shí)生成的陰離子全部都是OH的化合物NaOH＝Na＋＋OH－KOH＝K＋＋OH－Ba(OH)2＝Ba2＋＋2OH－鹽：電離時(shí)能產(chǎn)生金屬陽(yáng)離子（或NH4＋）和酸根離子的化合物。NH4NO3＝NH4＋＋NO3－Al2(SO4)3＝2Al3＋＋3SO42BaCl2＝Ba2＋＋2Cl－弱酸的酸式鹽在水溶液中完全電離，但其酸式酸根離子部分電離。Na2HCO3H2CO3?H++HCO3、HCO3?H++CO322.強(qiáng)酸的酸式鹽在受熱熔化時(shí)只能電離出金屬陽(yáng)離子（或NH4+）和酸式酸根離子。在水溶液中可以完全電離出金屬陽(yáng)離子（或NH4+）、氫離子和酸根離子。電解質(zhì)和非電解質(zhì)（1）電解質(zhì)定義：在水溶液中或者熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物（2）非電解質(zhì)定義：在水溶液中和熔融狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物注意1、電解質(zhì)和非電解質(zhì)對(duì)象是化合物，單質(zhì)和混合物既不是電解質(zhì)也不是非電解質(zhì)2、電解質(zhì)導(dǎo)電必須是化合物本身電離出自由移動(dòng)的離子而導(dǎo)電，像CO2、SO2、NH3等雖然溶于水能導(dǎo)電，但本身無(wú)法電離出離子所以是非電解質(zhì)3、電解質(zhì)不一定能導(dǎo)電，只有在溶于水或者熔融狀態(tài)時(shí)電離出自由移動(dòng)的離子時(shí)才能導(dǎo)電。能導(dǎo)電的物質(zhì)并不一定是電解質(zhì)，如銅、石墨等單質(zhì)。4、CaCO3，BaSO4，AgCl的水溶液幾乎不能導(dǎo)電，但其熔融狀態(tài)能導(dǎo)電，所以是電解質(zhì)。電解質(zhì)的判斷與在溶液中的溶解性無(wú)關(guān)。思考：1．金屬銅和NaOH溶液均能導(dǎo)電，它們屬于電解質(zhì)嗎？為什么？不屬于。因?yàn)殡娊赓|(zhì)必須是化合物，Cu為單質(zhì)，NaOH溶液為混合物，不符合電解質(zhì)的定義，所以金屬銅和NaOH溶液都不屬于電解質(zhì)。2．NaOH晶體、液態(tài)HCl均不導(dǎo)電，則NaOH與HCl均不是電解質(zhì)嗎？NaOH晶體中Na＋與OH－不能自由移動(dòng)，液態(tài)HCl未發(fā)生電離，故二者均不導(dǎo)電，但NaOH溶于水或熔融時(shí)，HCl溶于水時(shí)均能導(dǎo)電，所以NaOH與HCl都是電解質(zhì)。NH3、CO2的水溶液能導(dǎo)電，那么NH3、CO2是電解質(zhì)嗎？為什么？不是。電解質(zhì)必須是在水溶液中或熔融狀態(tài)下自身發(fā)生電離而導(dǎo)電的化合物，而CO2的水溶液之所以導(dǎo)電，是因?yàn)樗c水反應(yīng)生成了電解質(zhì)H2CO3，因H2CO3的電離才使溶液導(dǎo)電，所以H2CO3是電解質(zhì)，CO2是非電解質(zhì)。同理，氨氣溶于水能導(dǎo)電也不是自身電離的結(jié)果，氨氣也是非電解質(zhì)。4．BaSO4、AgCl、CaCO3難溶于水，它們是電解質(zhì)嗎？BaSO4、AgCl、CaCO3都屬于鹽且在熔融狀態(tài)下導(dǎo)電，都是電解質(zhì)強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)強(qiáng)電解質(zhì):在水溶液中完全電離的電解質(zhì)強(qiáng)酸（HCl、H2SO4、HNO3、HClO4（高氯酸）、HBr、HI等）、強(qiáng)堿（KOH、Ca(OH)2、NaOH、Ba(OH)2等）、大部分鹽(除了(CH3COO)2Pb、HgCl2等)弱電解質(zhì):在水溶液中只有部分電離的電解質(zhì)弱酸（如：CH3COOH、H2CO3、H2SO3等）、弱堿（如：NH3·H2O、Al(OH)3、Fe(OH)3等）、H2O。二、電解質(zhì)在水溶液中的反應(yīng)1、離子反應(yīng)（1）定義：在溶液中有離子參加的化學(xué)反應(yīng)（2）離子反應(yīng)發(fā)生的實(shí)質(zhì)：使溶液中某些離子濃度降低（3）常見類型：水溶液中的①?gòu)?fù)分解反應(yīng)②置換反應(yīng)③某些氧化還原反應(yīng)④絡(luò)合反應(yīng)等復(fù)分解反應(yīng)發(fā)生的條件：①生成難溶物或微溶物（即沉淀）如：Ca(OH)2、BaSO4、CaCO3、AgCl等②生成易揮發(fā)性物質(zhì)（即氣體）如：H2、CO2等③生成難電離的物質(zhì)（即弱電解質(zhì)）如：CH3COOH、NH3·H2O、H2O等2、離子方程式（1）定義：用實(shí)際參加反應(yīng)的離子的符號(hào)，來(lái)表示離子反應(yīng)的式子。只有在水溶液中才能寫離子方程式（2）書寫步驟：①寫——寫出化學(xué)方程式；注意方程式的配平問題②拆——將可溶性強(qiáng)電解質(zhì)（易溶于水且易電離的物質(zhì)：強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、可溶性鹽）拆成離子。難溶、難電離的以及氣體、單質(zhì)、氧化物等仍用化學(xué)式③刪——?jiǎng)h去不參與反應(yīng)的離子和能約去的系數(shù)；④查——電荷守恒，原子守恒。拆寫成離子符號(hào)的物質(zhì)：易溶于水且易電離強(qiáng)酸：HCl、HBr、HI、H2SO4、HNO3、HClO4強(qiáng)堿：NaOH、KOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2可溶性鹽：鉀鹽、鈉鹽、銨鹽、硝酸鹽全可溶KCl、Na2CO3、NH4Cl、AgNO3、CuSO4鉀鈉銨硝皆可溶，鹽酸不溶銀、亞汞，硫酸不溶鋇和鉛，碳酸只溶鉀鈉銨，鉀鈣鈉鋇堿可溶，六大強(qiáng)酸皆易溶。常見微溶物：Ca(OH)2、CaSO4、Ag2SO4、MgCO3①作反應(yīng)物時(shí)：澄清液寫成離子形式懸濁液寫成化學(xué)式。②做生成物時(shí)：一律為沉淀，寫成化學(xué)式。不可以拆寫的①難電離的物質(zhì)（弱電解質(zhì)）弱酸：H2CO3、H2S、HClO、HF、CH3COOH等弱堿：NH3·H2O、難溶性堿極少數(shù)鹽：醋酸鉛、HgCl2等H2O是極弱電解質(zhì)。②氣體：如NH3、CO2、SO3③氧化物、單質(zhì)：如CaO、Fe、O2④難溶的物質(zhì):如CaCO3、BaSO4、AgCl、BaCO3、AgCl、Cu(OH)2、Fe(OH)3、Al(OH)3、Mg(OH)2⑤多元弱酸的酸式酸根不能拆寫：如：

HS－、HCO3－、⑥多元強(qiáng)酸的酸式酸根要拆寫：HSO4－

拆寫為H＋

和SO42－。（1）離子反應(yīng)主要指電解質(zhì)在溶液中發(fā)生的反應(yīng)，書寫離子方程式時(shí)注意，凡是不在溶液中進(jìn)行的反應(yīng)一般不寫離子方程式。如：NH4Cl固體與Ca(OH)2固體混合加熱，2NH4Cl（s）+Ca(OH)2（s）?CaCl2+2NH3↑+2H2O（2）在離子反應(yīng)中，并不是所有反應(yīng)物都以自由移動(dòng)的離子的形式參加反應(yīng)，至少一種即可。如：碳酸鈣與稀鹽酸反應(yīng)。離子方程式的意義意義：不僅可以表示一個(gè)具體化學(xué)反應(yīng)，而且可以表示同一類型的化學(xué)反應(yīng)。思考：H++OH==H2O可以表示哪一類型反應(yīng)？可溶于水的強(qiáng)酸和可溶于水的強(qiáng)堿反應(yīng)，生成可溶性的鹽和水的反應(yīng)離子方程式正誤判斷1．看是否符合守恒關(guān)系，即要符合質(zhì)量守恒和電荷守恒。如FeCl2溶液與Cl2反應(yīng)，不能寫成Fe2＋＋Cl2=Fe3＋＋2Cl－應(yīng)為2Fe2＋＋Cl2=2Fe3＋＋2Cl－。2．看離子方程式是否符合客觀事實(shí)。如2Fe＋6H＋===2Fe3＋＋3H2↑就不符合客觀事實(shí)，正確的應(yīng)該是Fe＋2H＋===Fe2＋＋H2↑。3．看反應(yīng)是否在水溶液中或熔融狀態(tài)下進(jìn)行，不在水溶液中或熔融狀態(tài)下進(jìn)行的反應(yīng)不能用離子方程式表示。4．看“↑”“↓”等的使用是否正確。5．看表示各物質(zhì)的化學(xué)符號(hào)是否正確，即拆的是否合理。6．看是否漏掉離子反應(yīng)。如Ba(OH)2溶液與CuSO4溶液反應(yīng)，既要寫B(tài)a2＋與SO42的離子反應(yīng)，又要寫Cu2＋與OH－的離子反應(yīng)。若寫為Ba2＋＋SO42=BaSO4↓或Cu2＋＋2OH－=Cu(OH)2↓，則是錯(cuò)誤的，應(yīng)寫為Ba2＋＋2OH－＋Cu2＋＋SO42=BaSO4↓＋Cu(OH)2↓。1、離子共存原則離子間不能發(fā)生化學(xué)反應(yīng)，它們?cè)谕蝗芤褐芯湍芄泊?；若發(fā)生反應(yīng)，則不能大量共存。2、離子不能共存的三種情況（1）生成難溶或微溶物質(zhì)的離子不能共存。①生成難溶性鹽：②生成難溶性堿：③生成微溶物質(zhì)：“無(wú)色透明溶液”①“無(wú)色”指溶液中不含Cu2+（藍(lán)色）、Fe2+（綠色）、Fe3+（黃色）、MnO4（紫色）等有色粒子。②“透明”指無(wú)難溶物和微溶物，但不意味溶液無(wú)色離子共存問題一看顏色二看溶液酸堿性三看是否發(fā)生反應(yīng)。是否有沉淀、氣體、難電離物質(zhì)生成離子反應(yīng)的應(yīng)用離子檢驗(yàn)離子反應(yīng)的應(yīng)用分離提純需要遵循的“四原則”“三必須”食鹽的精制三種除雜方法：（1）BaCl2、Na2CO3、NaOH （2）BaCl2、NaOH、Na2CO3（3）NaOH、BaCl2、Na2CO3BaCl2必須加在Na2CO3之前，鹽酸最后加，過(guò)濾。多余的鹽酸可以通過(guò)加熱除去。兩種試劑的除雜方法：Ba（OH）2、Na2CO3、第3節(jié)氧化還原反應(yīng)氧化還原反應(yīng)氧化還原反應(yīng)：化學(xué)反應(yīng)過(guò)程中有化合價(jià)改變的化學(xué)反應(yīng)。氧化反應(yīng)：反應(yīng)物化合價(jià)升高的反應(yīng)。失去電子→化合價(jià)升高還原反應(yīng)：反應(yīng)物化合價(jià)降低的反應(yīng)。得到電子→化合價(jià)降低氧化還原反應(yīng)的實(shí)質(zhì)：電子的轉(zhuǎn)移（電子得失或電子偏移）。根據(jù)化合價(jià)升降的總數(shù)確定得失電子的總數(shù)。特征：反應(yīng)前后有元素的化合價(jià)改變。氧化還原反應(yīng)的特征和實(shí)質(zhì)氧化還原反應(yīng)與四種基本反應(yīng)類型的關(guān)系置換反應(yīng)一定是氧化還原反應(yīng)。復(fù)分解反應(yīng)一定不是氧化還原反應(yīng)?；戏磻?yīng)和分解反應(yīng)不一定是氧化還原反應(yīng)。①有單質(zhì)參加的化合反應(yīng)一定是氧化還原反應(yīng)。②有單質(zhì)生成的分解反應(yīng)一定是氧化還原反應(yīng)。思考：有單質(zhì)參加（或有單質(zhì)生成的反應(yīng)）一定是氧化還原反應(yīng)嗎？2、沒有單質(zhì)參與的化合和分解反應(yīng)就一定不是氧化還原反應(yīng)嗎？3、氧化還原反應(yīng)和離子反應(yīng)的關(guān)系？氧化還原反應(yīng)的電子轉(zhuǎn)移的表示方法雙線橋法五步驟：標(biāo)變價(jià)→畫線橋→注得失→定總數(shù)→查守恒（1）意義:表示反應(yīng)前后同一元素由反應(yīng)物轉(zhuǎn)化為生成物時(shí)電子轉(zhuǎn)移的情況。+11注意事項(xiàng)：+11①箭頭、箭尾指向化合價(jià)變化的同種元素②必須注明“得到”或“失去”字樣③得失電子總數(shù)表示：原子個(gè)數(shù)×每個(gè)原子得失電子數(shù)④失去電子總數(shù)與得到電子總數(shù)相等單線橋法四步驟：標(biāo)變價(jià)→畫線橋→定總數(shù)→查守恒意義:表示反應(yīng)過(guò)程中不同元素原子間的電子轉(zhuǎn)移情況。（2）注意事項(xiàng)①單線橋必須畫在反應(yīng)物中。②從失電子元素指向得電子元素。③標(biāo)明電子轉(zhuǎn)移的總數(shù)，不標(biāo)“得、失”。氧化劑、還原劑概念氧化劑：某種或某些元素化合價(jià)降低的反應(yīng)物。氧化劑具有氧化性，在化學(xué)反應(yīng)中得電子，化合價(jià)降低，被還原，發(fā)生還原反應(yīng)，生成還原產(chǎn)物。還原劑：某種或某些元素化合價(jià)升高的反應(yīng)物。還原劑具有還原性，在化學(xué)反應(yīng)中失電子，化合價(jià)升高，被氧化，發(fā)生氧化反應(yīng)，生成氧化產(chǎn)物。氧化劑+還原劑=還原產(chǎn)物+氧化產(chǎn)物常見氧化劑常見還原劑四大強(qiáng)氧化性離子：Fe3+、ClO?、MnO4?、NO3?(H+)四大強(qiáng)還原性離子：Fe2+、S2?、SO32?、I?會(huì)發(fā)生氧化還原反應(yīng)的離子在溶液中不能共存！氧化還原反應(yīng)規(guī)律1、氧化性、還原性強(qiáng)弱規(guī)律（1）通過(guò)化學(xué)反應(yīng)氧化劑+還原劑=還原產(chǎn)物+氧化產(chǎn)物在同一反應(yīng)中，氧化性：氧化劑＞氧化產(chǎn)物；還原性：還原劑＞還原產(chǎn)物。（2）根據(jù)被氧化或被還原的程度不同判斷、，Cl2的氧化性強(qiáng)于S的氧化性單質(zhì)的還原性逐漸減弱（3）根據(jù)金屬活潑性判斷單質(zhì)的還原性逐漸減弱KCaNaKCaNaMgAlZnFeSnPbCuHgAgK+K+Ca2+Na+Mg2+Al3+Zn2+Fe2+Sn2+Pb2+Cu2+Hg2+Ag+陽(yáng)離子的氧化性逐漸增強(qiáng)陽(yáng)離子的氧化性逐漸增強(qiáng)（4）根據(jù)非金屬活動(dòng)性判斷單質(zhì)的氧化性逐漸減弱F2O2Cl2Br2I2S單質(zhì)的氧化性逐漸減弱陰離子的還原性逐漸增強(qiáng)陰離子的還原性逐漸增強(qiáng)FO2ClBr