第一部分基本概念与基本理论。
一） 物质的组成。
1、 分子和由分子构成的物质。
分子是构成物质的一种能独立存在的微粒，它保持着这种物质的化学性质。
分子有一定的大小和质量；分子间有一定距离；分子在不停地运动着（物理变化是分子运动状态改变的结果）；分子间有分子间作用（范德华力）。
⑵由分子构成的物质（在固态时为分子晶体）。
一些非金属单质（如h2、o2、cl2、s、惰性气体等）；气态氢化物；酸酐（sio2除外）；酸类和大多数有机物等。
2、 原子和由原子构成的物质。
原子是参加化学变化的最小微粒。化学反应的实质是原子的拆分和化合，是原子运动形态的变化。
原子有一定的种类、大小和质量；由原子构成的物质中原子间也有一定间隔；原子不停地运动着；原子间有一定的作用力。
由原子构成的物质（固态时为原子晶体）。
金刚石、晶体硅、二氧化硅、碳化硅（sic）等。
3、 离子和由离子构成的物质。
离子是带有电荷的原子或原子团。带正电荷的阳离子如na＋、fe3＋、h3o＋、nh4＋、
ag(nh3)2]＋等；带负电荷的阴离子如cl－、s2—、oh—、so42—、[fe(cn)6]3— 等。
⑵由离子构成的物质（固态时为离子晶体）。
绝大多数盐类（alcl3等除外）；强碱类和低价金属氧化物等是由阳离子和阴离子构成的化合物。
【注意】离子和原子的区别和联系：离子和原子在结构（电子排布、电性、半径）和性质（颜色，对某物质的不同反应情况，氧化性或还原性等）上均不相同。
阳离子原子阴离子（简单阳、阴离子）
二） 物质的分类。
1、 元素。
元素是具有相同核电荷数（即质子数）的同一类原子的总称（元素的种类是由核电荷数或质子数决定的）。
人们把具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子叫做核素，同一元素的不同核素之间互称为同位素。
元素存在状态。
1 游离态——在单质中的元素。
由同种元素形成的不同单质——同素异形体，常有下列三种形成方式：
组成分子的原子个数不同：如o2、o3；白磷（p4）和红磷等。
晶体晶格的原子排列方式不同：如金刚石和石墨。
晶体晶格的分子排列方式不同：如正交硫和单斜硫
2 化合态的元素——在化合物中的元素。
注意】元素和原子的区别，可从概念、含义、应用范围等方面加以区别。
三)物质的性质和变化。
物理变化和化学变化的比较。
四)氧化还原反应。
1、氧化还原反应的特征：元素化合价有无升降，这是判断是否是氧化还原反应的依据。
2、氧化还原反应各概念间的关系。
可用以下两条线掌握概念。
升失还还氧氧。
元素化合原子失去物质是还原剂具元素被还原剂的产物。
价升高电子还原剂有还原性氧化是氧化产物。
降得氧氧还还。
元素化合原子得到物质是氧化剂具元素被氧化剂的产物。
价降低电子氧化剂有氧化性还原是还原产物。
3、物质有无氧化性或还原性及其强弱的判断。
⑴物质有无氧化性或还原性的判断。
元素为最**态时，只具有氧化性，如fe3＋、h2so4分子中＋6价硫元素；元素为最低价态只具有还原性，如fe、s2—等；元素处于中间价态既有氧化性又具有还原性，如fe2+、so2、s等。
⑵物质氧化性或还原性相对强弱的判断。
1 由元素的金属性或非金属性比较。
金属阳离子的氧化性随单质还原性的增强而减弱，如下列四种阳离子的氧化性由强到弱的顺序是：ag＋＞cu2＋＞al3＋＞k＋。
非金属阴离子的还原性随单质氧化性的增强而减弱，如下列四种卤素离子还原性由强到弱的顺序是：i－＞br－＞cl－＞f－。
2 由反应条件的难易比较。
不同氧化剂与同一还原剂反应，反应条件越易，氧化性越强。如f2和h2混合在暗处就能剧烈化合而**，而i2与h2需在不断加热的情况下才能缓慢化合，因而f2的氧化性比i2强。
不同还原剂与同一氧化剂反应，反应条件越易，还原性越强，如有两种金属m和n均能与水反应，m在常温下能与水反应产生氢气，而n需在高温下才能与水蒸气反应，由此判断m的还原性比n强。
由氧化还原反应方向比较。
还原剂a＋氧化剂b氧化产物a＋还原产物b，则：
氧化性：b＞a 还原性：a＞b
如：由2fe2＋＋br2＝＝＝2fe3＋＋2br－
可知氧化性：br2＞fe3＋；还原性：fe2＋＞br－
当不同的还原剂与同一氧化剂反应时，可根据氧化剂被还原的程度不同来判断还原剂还原性的强弱。一般规律是氧化剂被还原的程度越大，还原剂的还原性越强。同理当不同氧化剂与同一还原剂反应时，还原剂被氧化的程度越大，氧化剂的氧化性就越强。
如氯气、硫两种氧化剂分别与同一还原剂铁起反应，氯气可把铁氧化为fecl3，而硫只能把铁氧化为fes，由此说明氯气的氧化性比硫强。
注意】还原性的强弱是指物质失电子能力的强弱，与失电子数目无关。如na的还原性强于al，而nana＋，alal3＋，al失电子数比na多。
同理，氧化性的强弱是指物质得电子能力的强弱，与得电子数目无关。如氧化性f2＞o2，则f22f－，o22o2—，o2得电子数比f2多。
4、 氧化还原方程式配平。
原理：氧化剂所含元素的化合价降低（或得电子）的数值与还原剂所含元素的化合价升高（或失电子）的数值相等。
步骤ⅰ：写出反应物和生成物的分子式，并列出发生氧化还原反应元素的化合价（简称标价态）
步骤ⅱ：分别列出元素化合价升高数值（或失电子数）与元素化合价降低数值（或得电子数）。（简称定得失）
步骤ⅲ：求化合价升降值（或得失电子数目）的最小公倍数。配平氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物的系数。
步骤ⅳ：用观察法配平其他物质的系数。
五)离子反应。
1、离子反应发生条件。
离子反应发生条件（即为离子在溶液中不能大量共存的原因）：
离子间发生复分解反应。
1 有沉淀生成。不溶于水的化合物可依据书后物质的溶解性表判断，还有以下物质不溶于水：caf2、cac2o4（草酸钙）等。
2 有气体生成。如co32－＋2h＋ ＝co2↑＋h2o
3 有弱电解质生成。如弱碱 nh3·h2o；弱酸 hf、hclo、h2s、h3po4等；还有水、(ch3coo)2pb、[ag(nh3)2]＋、fe(scn)]2＋等难电离的物质生成。
离子间发生氧化还原反应：
如：fe3＋与i－在溶液中不能共存，2 fe3＋＋2i－ ＝2fe2＋＋i2
s2－、so32－、h＋ 三种离子在溶液中不能共存，2 s2－＋so32－＋6h＋ ＝3s↓＋3h2o等。
2、 书写离子方程式应注意的问题。
1 没有自由移动离子参加的反应，不能写离子方程式。
如：cu＋h2so4(浓)；nh4cl（固）＋ca(oh)2；c＋h2so4(浓)反应；nacl（固）＋h2so4(浓)，均因无自由移动离子参加反应，故不可写离子方程式。
有离子生成的反应可以写离子方程式，如钠和水、铜和浓硫酸、so2通入溴水里、碳酸钙溶于乙酸等。
单质、氧化物在离子方程式中一律写成化学式。
如：so2和naoh溶液反应：so2 ＋2oh－ ＝so32－＋h2o或 so2＋oh－＝＝hso3－
酸式盐的酸根离子在离子方程式中不能拆开写。如nahco3溶液和稀盐酸反应：
hco3－＋h＋ ＝h2o＋co2↑
操作顺序或反应物相对量不同时离子方程式不同。例如 ca(oh)2中通入少量co2，离子方程式为：ca2＋＋2oh－＋co2＝＝＝caco3↓＋h2o；ca(oh)2中通入过量co2，离子方程式为：
oh－＋co2＝＝＝hco3－。
对于生成物是易溶于水的气体，要特别注意反应条件。
如naoh溶液和nh4cl溶液的反应，当浓度不大，又不加热时，离子方程式为：
nh4＋＋oh－＝＝nh3· h2o；当为浓溶液，又加热时离子方程式为：nh4＋＋oh－ nh3↑＋h2o
对微溶物（通常指caso4、ca(oh)2、ag2so4、mgco3等）要根据实际情况来判断。
当反应里有微溶物处于溶液状态时，应写成离子，如盐酸加入澄清石灰水：h＋＋oh－
＝＝ h2o；当反应里有微溶物处于浊液或固态时，应写化学式，如在石灰乳中加入na2co3溶液：ca(oh)2＋co32－ ＝caco3＋2oh－；在生成物中有微溶物析出时，微溶物用化学式表示，如na2so4溶液中加入agno3溶液：2ag＋＋so42－＝＝ag2so4↓。
对于中强酸（h3po4、h2so3等）在离子方程式中写化学式。
具有强氧化性的微粒与强还原性微粒相遇时，首先要考虑氧化——还原反应，不能只简单地考虑复分解反应。
3、 离子在溶液中不能大量共存几种情况。
h＋与所有弱酸阴离子和oh—不能大量共存，因生成弱电解质（弱酸）和水。
oh－与所有弱碱阳离子、h＋、弱酸的酸式酸根离子不能大量共存，因生成弱碱、弱酸盐和水。
能发生复分解反应生成弱电解质、沉淀和气体者不能大量共存。
能发生氧化还原反应的离子不能大量共存，如fe3＋、与s2－，fe2＋与no3—（h＋），s2－与so32－（h＋）等。
某些弱酸根与弱碱根不能大量共存，如s2－、hco3－、alo2－、co32－与fe3＋、al3＋等不共存。
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