高中化學一輪復習筆記 太詳細了！

　　1、整體性原則：

　　——學會從整體出發(fā)，全面考慮問題；

　　2、守恒意識：

　　——三大守恒內(nèi)容：①質(zhì)量守恒；②電荷守恒；③得失電子守恒

　　3、平衡意識：

　　——勒夏特列原理適用于一切平衡體系（化學平衡、電離平衡、水解平衡、溶解平衡等）

　　4、合理性原則

　　——要學會運用常識、常理解題，要學會識別社會常理。杜絕不合邏輯的常識性錯誤

　　5、綠色化學思想

　　——①原子經(jīng)濟性；②杜絕污染源

　　6、組成分析

　　——組合與拆分；反應物、生成物的分子組成變化

　　7、特征反應（關注典型反應）

　　——解決問題的突破口；題眼、關鍵字

　　8、具體化

　　——可使問題意外地簡單

　　基本概念與基本理論

　　物質(zhì)的組成

　　1、分子和由分子構(gòu)成的物質(zhì)

　�、欧肿邮菢�(gòu)成物質(zhì)的一種能獨立存在的微粒，它保持著這種物質(zhì)的化學性質(zhì)分子有一定的大小和質(zhì)量；分子間有一定距離；分子在不停地運動著（物理變化是分子運動狀態(tài)改變的結(jié)果）；分子間有分子間作用（范德華力）。

　�、朴煞肿訕�(gòu)成的物質(zhì)（在固態(tài)時為分子晶體）。

　　一些非金屬單質(zhì)（如H2、O2、Cl2、S、惰性氣體等）；氣態(tài)氫化物；酸酐（SiO2除外）；酸類和大多數(shù)有機物等。

　　2、原子和由原子構(gòu)成的物質(zhì)

　�、旁�子是參加化學變化的最小微粒。化學反應的實質(zhì)是原子的拆分和化合，是原子運動形態(tài)的變化原子有一定的種類、大小和質(zhì)量；由原子構(gòu)成的物質(zhì)中原子間也有一定間隔；原子不停地運動著；原子間有一定的作用力。

　�、朴稍�子構(gòu)成的物質(zhì)（固態(tài)時為原子晶體）。

　　金剛石、晶體硅、二氧化硅、碳化硅（SiC）等。

　　3、離子和由離子構(gòu)成的物質(zhì)

　�、烹x子是帶有電荷的原子或原子團。帶正電荷的陽離子如Na+、Fe3+、H3O+、NH4+、[Ag(NH3)2]+等；帶負電荷的陰離子如Cl-、S2-、OH-、SO42-、[Fe(CN)6]3-等。

　�、朴呻x子構(gòu)成的物質(zhì)（固態(tài)時為離子晶體）。

　　絕大多數(shù)鹽類（AlCl3等除外）；強堿類和低價金屬氧化物等是由陽離子和陰離子構(gòu)成的化合物。

　　【注意】離子和原子的區(qū)別和聯(lián)系：離子和原子在結(jié)構(gòu)（電子排布、電性、半徑）和性質(zhì)（顏色，對某物質(zhì)的不同反應情況，氧化性或還原性等）上均不相同。

　　陽離子原子陰離子（簡單陽、陰離子）

　　物質(zhì)的分類

　　1、元素

　�、旁�素是具有相同核電荷數(shù)（即質(zhì)子數(shù)）的同一類原子的總稱（元素的種類是由核電荷數(shù)或質(zhì)子數(shù)決定的）。

　　人們把具有一定數(shù)目的質(zhì)子和一定數(shù)目的中子的一種原子叫做核素，同一元素的不同核素之間互稱為同位素。

　　⑵元素存在狀態(tài)

　�、儆坞x態(tài)——在單質(zhì)中的元素

　　由同種元素形成的不同單質(zhì)——同素異形體，常有下列三種形成方式：

　　組成分子的原子個數(shù)不同：如O2、O3；白磷（P4）和紅磷等晶體晶格的原子排列方式不同：如金剛石和石墨

　　晶體晶格的分子排列方式不同：如正交硫和單斜硫

　�、诨�合態(tài)的元素——在化合物中的元素

　　【注意】元素和原子的區(qū)別，可從概念、含義、應用范圍等方面加以區(qū)別。

　　物質(zhì)的性質(zhì)和變化

　　物理變化和化學變化的比較

　　比較

　　物理變化

　　化學變化

　　概念

　　沒有生成其他物質(zhì)的變化

　　生成了其他物質(zhì)的變化

　　實質(zhì)

　　只是分子（原子或離子）間距離變化（聚集狀態(tài)），分子組成、性質(zhì)不變——分子種類不變分子種類變化，原子重新組合，但原子種類、數(shù)目不變伴隨現(xiàn)象

　　物質(zhì)形狀、狀態(tài)改變

　　放熱、發(fā)光、變色、放出氣體、生成沉淀等

　　范圍

　　蒸發(fā)、冷凝、熔化、液化、汽化、升華、變形等

　　分解、化合、置換、復分解、燃燒、風化、脫水、氧化、還原等區(qū)別

　　無新物質(zhì)生成

　　有新物質(zhì)生成

　　相互關系

　　化學變化中同時發(fā)生物理變化、物理變化中不一定有化學變化與性質(zhì)的關系

　　物質(zhì)的性質(zhì)決定物質(zhì)的變化，物質(zhì)的變化反映物質(zhì)的性質(zhì)氧化還原反應

　　1、氧化還原反應的特征：

　　元素化合價有無升降，這是判斷是否是氧化還原反應的依據(jù)。

　　2、氧化還原反應各概念間的關系

　　可用以下兩條線掌握概念

　　3、物質(zhì)有無氧化性或還原性及其強弱的判斷

　�、盼镔|(zhì)有無氧化性或還原性的判斷

　　元素為最高價態(tài)時，只具有氧化性，如Fe3+、H2SO4分子中＋6價硫元素；元素為最低價態(tài)只具有還原性，如Fe、S2-等；元素處于中間價態(tài)既有氧化性又具有還原性，如Fe2+、SO2、S等。

　�、莆镔|(zhì)氧化性或還原性相對強弱的判斷

　　①由元素的金屬性或非金屬性比較

　　金屬陽離子的氧化性隨單質(zhì)還原性的增強而減弱，如下列四種陽離子的氧化性由強到弱的順序是：Ag＋＞Cu2＋＞Al3＋＞K＋。

　　非金屬陰離子的還原性隨單質(zhì)氧化性的增強而減弱，如下列四種鹵素離子還原性由強到弱的順序是：I－＞Br－＞Cl－＞F－。

　�、谟煞磻獥l件的難易比較

　　不同氧化劑與同一還原劑反應，反應條件越易，氧化性越強。如F2和H2混合在暗處就能劇烈化合而爆炸，而I2與H2需在不斷加熱的情況下才能緩慢化合，因而F2的氧化性比I2強。

　　不同還原劑與同一氧化劑反應，反應條件越易，還原性越強，如有兩種金屬M和N均能與水反應，M在常溫下能與水反應產(chǎn)生氫氣，而N需在高溫下才能與水蒸氣反應，由此判斷M的還原性比N強。

　�、塾裳趸�還原反應方向比較

　　還原劑A＋氧化劑B氧化產(chǎn)物a＋還原產(chǎn)物b，則：

　　氧化性：B＞a還原性：A＞b

　　如：由2Fe2＋＋Br2＝＝＝2Fe3＋＋2Br－

　　可知氧化性：Br2＞Fe3＋；還原性：Fe2＋＞Br－

　�、墚敳煌�的還原劑與同一氧化劑反應時，可根據(jù)氧化劑被還原的程度不同來判斷還原劑還原性的強弱。一般規(guī)律是氧化劑被還原的程度越大，還原劑的還原性越強。同理當不同氧化劑與同一還原劑反應時，還原劑被氧化的程度越大，氧化劑的氧化性就越強。如氯氣、硫兩種氧化劑分別與同一還原劑鐵起反應，氯氣可把鐵氧化為FeCl3，而硫只能把鐵氧化為FeS，由此說明氯氣的氧化性比硫強。

　　【注意】還原性的強弱是指物質(zhì)失電子能力的強弱，與失電子數(shù)目無關。如Na的還原性強于Al，而NaNa＋，AlAl3＋，Al失電子數(shù)比Na多。

　　同理，氧化性的強弱是指物質(zhì)得電子能力的強弱，與得電子數(shù)目無關。如氧化性F2＞O2，則F22F－，O22O2—，O2得電子數(shù)比F2多。

　　4、氧化還原方程式配平

　　原理：氧化劑所含元素的化合價降低（或得電子）的數(shù)值與還原劑所含元素的化合價升高（或失電子）的數(shù)值相等。

　　步驟Ⅰ：寫出反應物和生成物的分子式，并列出發(fā)生氧化還原反應元素的化合價（簡稱標價態(tài)）步驟Ⅱ：分別列出元素化合價升高數(shù)值（或失電子數(shù)）與元素化合價降低數(shù)值（或得電子數(shù)）。（簡稱定得失）步驟Ⅲ：求化合價升降值（或得失電子數(shù)目）的最小公倍數(shù)。配平氧化劑、還原劑、氧化產(chǎn)物、還原產(chǎn)物的系數(shù)。

　　步驟Ⅳ：用觀察法配平其他物質(zhì)的系數(shù)。