必須掌握的化學思想與化學方法

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：

——三大守恒內容：①質量守恒；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

化學知識體系網絡

第一部分 基本概念與基本理論

(一) 物質的組成

1、分子和由分子構成的物質

（1）分子是構成物質的一種能獨立存在的微粒，它保持著這種物質的化學性質

分子有一定的大小和質量；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)改變的結果）；分子間有分子間作用（范德華力）。

（2）由分子構成的物質（在固態(tài)時為分子晶體）。

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

2、原子和由原子構成的物質

（1）原子是參加化學變化的最小微粒。化學反應的實質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、大小和質量；由原子構成的物質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。

（2）由原子構成的物質（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、離子和由離子構成的物質

（1）離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。

（2）由離子構成的物質（固態(tài)時為離子晶體）。

絕大多數鹽類（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成的化合物。

【注意】離子和原子的區(qū)別和聯系：離子和原子在結構（電子排布、電性、半徑）和性質（顏色，對某物質的不同反應情況，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）

(二) 物質的分類

1、元素

（1）元素是具有相同核電荷數（即質子數）的同一類原子的總稱（元素的種類是由核電荷數或質子數決定的）。

人們把具有一定數目的質子和一定數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。

（2）元素存在狀態(tài)

① 游離態(tài)——在單質中的元素

由同種元素形成的不同單質——同素異形體，常有下列三種形成方式：

組成分子的原子個數不同：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

② 化合態(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。

(三) 物質的性質和變化

物理變化和化學變化的比較

比較

物理變化

化學變化

概念

沒有生成其他物質的變化

生成了其他物質的變化

實質

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、數目不變

伴隨現象

物質形狀、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

無新物質生成

有新物質生成

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

與性質的關系

物質的性質決定物質的變化，物質的變化反映物質的性質

(四) 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。

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、物質有無氧化性或還原性及其強弱的判斷

（1）物質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。

（2）物質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－。

② 由反應條件的難易比較

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。

③由氧化還原反應方向比較

還原劑A＋氧化劑B氧化產物a＋還原產物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－

④當不同的還原劑與同一氧化劑反應時，可根據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失電子能力的強弱，與失電子數目無關。如Na的還原性強于Al，而NaNa＋，AlAl3＋，Al失電子數比Na多。

同理，氧化性的強弱是指物質得電子能力的強弱，與得電子數目無關。如氧化性F2＞O2，則F22F－，O22O2—，O2得電子數比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）的數值與還原劑所含元素的化合價升高（或失電子）的數值相等。

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值（或失電子數）與元素化合價降低數值（或得電子數）。（簡稱定得失）

步驟Ⅲ：求化合價升降值（或得失電子數目）的最小公倍數。配平氧化劑、還原劑、氧化產物、還原產物的系數。

步驟Ⅳ：用觀察法配平其他物質的系數。