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1第一讲物质分类及其性质一、物质的组成和分类关系网络二、各类物质的反应规律1．金属单质的化学通性(1)金属+非金属(O2除外)→无氧酸盐Cl2+2Na2NaCl(2)金属+氧气→金属氧化物4Na+O2═2Na2O(3)较活泼金属+酸→盐+氢气Zn+H2SO4═ZnSO4+H2↑(4)较活泼金属+较不活泼金属的盐溶液→较不活泼金属+较活泼金属的盐溶液Fe+CuSO4═FeSO4+Cu(5)很活泼金属+水→碱+氢气2Na+2H2O═2NaOH+H2↑2．非金属单质的化学通性(1)非金属+氢气→氢化物Cl2+H22HCl(2)非金属(O2除外)+金属→无氧酸盐3Cl2+2Fe2FeCl3点燃点燃点燃2(3)非金属+氧气→非金属氧化物S+O2SO2(4)非金属间发生置换反应Cl2+H2S═2HCl+S↓(5)有的非金属还能与水、碱反应Cl2+H2O═HCl+HClO2Cl2+2Ca(OH)2═CaCl2+Ca(ClO)2+2H2O3．氧化物的化学通性(1)酸性氧化物+水→含氧酸SO3+H2O═H2SO4(2)酸性氧化物+碱→盐+水2NaOH+SO2═Na2SO3+H2O(3)酸性氧化物+碱性氧化物→盐Na2O+CO2═Na2CO3(4)碱性氧化物+水→碱CaO+H2O═Ca(OH)2(5)碱性氧化物+酸→盐+水CuO+H2SO4═CuSO4+H2O4．酸的化学通性(1)遇酸碱指示剂显色，如酸使紫色石蕊试液变红色(2)酸+活泼金属→盐+氢气Fe+2HCl═FeCl2+H2↑(3)酸+碱→盐+水2Fe(OH)3+3H2SO4═Fe2(SO4)3+6H2O(4)酸+碱性氧化物→盐+水Na2O+H2SO4═Na2SO4+H2O(5)酸+正盐→新酸+新盐CaCO3+2HCl═CaCl2+CO2↑+H2O5．碱的化学通性(1)遇酸碱指示剂显色，碱使紫色石蕊试液变蓝色，使酚酞试液变红色(2)碱+酸→盐+水NaOH+HCl═NaCl+H2O(3)碱+酸性氧化物→盐+水Ca(OH)2+CO2═CaCO3↓+H2O(4)碱+正盐→新碱+新盐3NaOH+FeCl3═3NaCl+Fe(OH)3↓(红褐色)6．盐的化学通性(1)正盐+酸→新盐+新酸Na2SO3+2HCl═2NaCl+SO2↑+H2O(2)正盐+碱→新盐+新碱2NaOH+CuSO4═Na2SO4+Cu(OH)2↓(3)盐1+盐2→新盐1+新盐2Na2SO4+BaCl2═BaSO4↓+2NaCl(4)酸式盐+碱→正盐+水NaOH+NaHCO3═Na2CO3+H2O三、物质的性质1.常见的酸碱(1)强酸：HClO4、H2SO4、HNO3、HCl、HBr、HI中强酸：H3PO4、H2SO3其余大部分按弱酸处理点燃3(2)强碱：KOH、NaOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2中强碱：Mg(OH)2其余大部分按弱碱处理注：强酸、强碱均为强电解质，其余均属弱电解质2.溶液的酸碱性(常温下，水的离子积Kw=c(H+)·c(OH━)=1×10━14PH=-lgc(H+))(1)溶液酸碱性判断的依据：基本依据：酸性：c(H+)﹥c(OH━)中性：c(H+)=c(OH━)碱性：c(H+)﹤c(OH━)常温下c(H+)判断：酸性：c(H+)﹥10-7mol·L-1中性：c(H+)=10-7mol·L-1碱性：c(H+)﹤10-7mol·L-1常温下PH判断：酸性：PH﹤7中性：PH=7碱性：PH﹥7(2)常见物质的溶液酸碱性：①酸性：酸、酸性氧化物、部分的盐(如:强酸弱碱盐FeCl3、酸式盐NaHSO4、NaHSO3、NaH2PO4)②中性：强酸强碱盐(如:Na2SO4、NaCl)、某些可溶性有机物(如:乙醇溶液、蔗糖溶液)等③碱性：碱、碱性氧化物、部分的盐(如:强碱弱酸盐Na2CO3、Na2SO3、酸式盐NaHCO3、Na2HPO4)3.物质的氧化性和还原性氧化剂：在氧化还原反应中，所含元素的化合价降低的反应物，称为氧化剂。氧化剂具有氧化性，在反应中，得到电子。还原剂：在氧化还原反应中，所含元素的化合价升高的反应物，称为还原剂。还原剂具有还原性，在反应中，失去电子。氧化剂→(具有)氧化性→得电子→(化合)价降低→被还原→(发生)还原反应→(对应产物)还原产物还原剂→(具有)还原性→失电子→(化合)价升高→被氧化→(发生)氧化反应→(对应产物)氧化产物（1）常见的氧化剂和还原剂常见氧化剂：①、活泼的非金属，如Cl2、Br2、O2等；②、元素（如Mn等）处于高化合价的氧化物，如MnO2、PbO2等③、元素（如S、N等）处于高化合价时的含氧酸，如浓H2SO4、HNO3等④、元素（如Mn、Cl、Fe等）处于高化合价时的盐，如KMnO4、KClO3、FeCl3、K2Cr2O74⑤、过氧化物，如Na2O2、H2O2等。常见还原剂①、活泼的金属，如Na、Al、Zn、Fe等；②、元素（如C、S等）处于低化合价的氧化物，如CO、SO2等③、元素（如Cl、S等）处于低化合价时的酸，如浓HCl、H2S等④、元素（如S、Fe等）处于低化合价时的盐，如Na2SO3、FeSO4等⑤、某些非金属单质，如H2、C、Si等。4．元素的金属性与非金属性（1）比较元素的金属性强弱的依据元素的金属性：金属气态原子失去电子能力的性质；金属(单质)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、常温下与酸反应的剧烈程度：越剧烈，金属性愈强；5、常温下与水反应的剧烈程度：越剧烈，金属性愈强；6、与盐溶液之间的置换反应或高温下与金属氧化物间的置换反应：金属性强的金属单质能将金属性较弱的金属从其化合物中置换出来。（2）比较元素的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：化合越容易，非金属性愈强；5、与盐溶液的置换反应：非金属性强的非金属单质能将非金属性较弱的非金属从其化合物中置换出来；6、其他，例：2Cu＋SΔ===Cu2SCu＋Cl2点燃===CuCl2所以，Cl的非金属性强于S。55．电解质（1）电解质、非电解质的概念电解质非电解质定义在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物在水溶液中和熔化状态下都不导电的化合物不同点在一定条件下能电离不能电离在水溶液中或熔化状态下能导电在水溶液中和熔化状态下都不导电与常见物质类别的关系离子化合物和部分共价化合物全是共价化合物通常为酸、碱、盐、水、典型金属氧化物、某些非金属氢化物等通常为非金属氧化物、某些非金属氢化物、绝大多数有机物等（2）强电解质与弱电解质的概念强电解质弱电解质概念在水溶液中全部电离成离子的电解质在水溶液中只有一部分电离成离子的电解质电离程度完全部分溶液里粒子水合离子水合分子、水合离子物质结构离子化合物、某些共价化合物某些共价化合物与常见物质类别的关系通常为强酸：HCl、H2SO4、HNO3等强碱：NaOH、KOH、Ba(OH)2等绝大多数盐：NaCl、CaCO3、CH3COONa等通常为弱酸：CH3COOH、HF、HClO、H2S、H2CO3、H2SiO3、H4SiO4等弱碱：NH3·H2O、Cu(OH)2等极少数盐、水根据化合物在水溶液或熔化状态下能否导电，可将其划分为电解质、非电解质。电解质有强、弱之分，强电解质、弱电解质的本质区别在于它们在溶液中的电离程度不同。电解质在水中的溶解程度和电离程度可能不一致，在水中溶解程度大的不一定是强电解质（如醋酸），在水中溶解程度小的不一定是弱电解质（如硫酸钡）。（3）电解质在水溶液中的电离以及电解质溶液的导电性①电解质在水溶液中的电离电解质溶于水或受热熔化时离解成自由移动离子的过程称为电离。6强电解质在水中完全电离，属不可逆过程，溶液中不存在强电解质的电离平衡，书写强电解质的电离方程式常用符号＂=＂。HCl=H++Cl-Ba(OH)2=Ba2++2OH-(NH4)2SO4=2NH4++SO42-弱电解质在水中部分电离，属可逆过程，溶液中存在弱电解质的电离平衡；弱电解质在水溶液中的电离趋势很小，并且，多元弱电解质的电离是分步进行的，书写弱电解质的电离方程式常用符号＂＂：NH3·H2ONH4++OH-H2CO3H++HCO3-HCO3-H++CO32-电解质溶液是电中性的，即阳离子所带的正电荷和阴离子所带的负电荷电量相等。②电解质溶液的导电性与金属的导电原理（通过内部自由电子的定向移动）不同，电解质溶液之所以能够导电，是因为溶液中存在自由移动的离子；在一定浓度范围内，溶液导电能力的强弱与溶液中离子的浓度有关：离子浓度越高，溶液的导电能力越强。第二讲无机反应类型一、无机反应类型与规律知识网络二、无机化学反应的四种基本类型71．四种基本类型①化合反应：A+B+……===AB②分解反应：AB===A+B+……③置换反应：A+BC===AC+B。活泼金属与水(或水蒸气)的反应、铝热反应、镁在二氧化碳中燃烧、水煤气的生成等均为置换反应。④复分解反应：AB+CD===AD+CB。盐类的水解、酸性氧化物与碱的反应、碱性氧化物与酸的反应均为复分解反应。2．氧化还原反应与四种基本反应类型的关系(如下图脸谱)①置换反应一定是氧化还原反应。②复分解反应一定是非氧化还原反应。③化合反应和分解反应，既可能是氧化还原反应，也可能是非氧化还原反应。三、记忆化学方程式的方法第一、应先分析化学方程式的类型如：该反应属于四大基本反应类型，还是氧化还原反应，或者是非氧化还原反应。若为有机反应，也应先分析有机反应类型。第二、确定反应类型后、应根据不同反应类型的微粒的组合规．．．．．．律来书写化学方程式。1.化合反应：2种或多种物质变为1种物质2.分解反应：1种物质变为2种或多种物质3.置换反应：单质1+化合物1——单质2+化合物24.复分解反应：往往是两种反应物阴、阳离子进行互相交换5.氧化还原反应：应先分析反应物、生成物中主要元素的价态变化情况，根据氧化还原反应的价态变化规律，结合反应物的氧化性、还原性强弱，对生成物的化合价态作出判断；进而结合溶液的酸碱性、反应物的量的多少、初步判断的生成物的氧化性、还原性强弱对生成物的存在形式作出最终判断。如：KMnO4与浓盐酸反应，有同学判断生成MnO2,首先MnO2具有氧化性，能氧化浓盐酸，所以只能生成+2价的Mn2+形成MnCl2。再如：CO2、SO2是+4价的C元素和S元素在酸性介质中的存在形式，在碱性介质中+4价的C元素和S元素往往以CO32-、SO32-的形式存在。Cl2通入FeBr2中，通入的Cl2的量不同，可以先氧化Fe2+、进而继续氧化Br-。8第三、书写化学方程式时，必须口手并用，边读化学名，边书写化学式。写完反应式后，记住提醒自己：配平了吗？反应条件？气体符号？沉淀符号？第四、每天必须安排20-30分钟书写化学方程式并加以掌握，书写数量要在10个以上。第三讲离子反应一、离子反应的类型及发生条件1．概念：溶液中离子之间，以及离子与原子或分子之间发生的反应称为离子反应。离子反应的共同特点是某种或某些离子浓度的降低。2．离子反应的类型及发生条件（１）复分解反应类型的离子反应的发生条件①生成沉淀：熟悉常见物质的溶解性，如：Ba2+、Ca2+、Mg2+与SO42-、CO32-等反应生成沉淀Ba2+＋CO32-＝CaCO3↓、Ca2+＋SO42-＝CaSO4（微溶）；Cu2+、Fe3+等与OH-也反应生成沉淀如：Cu2+＋2OH-＝Cu(OH)2↓，Fe3+＋3OH-＝Fe(OH)3↓等②生成弱电解质（弱酸、弱碱和H2O）：如：OH-、CH3