专题二化学反应类型

第三单元氧化还原反应[考试标准] 1.根据化合价的变化判断氧化还原反应(b)。

2.四种基本化学反应类型与氧化还原反应之间的关系(b)。

3.氧化还原反应中电子转移的方向和数目(c)。

4.根据氧化还原反应判断物质的氧化性、还原性强弱(c)。

考点一基于“双线桥”理解氧化还原反应的概念1．氧化还原反应本质和特征2．基于双线桥理解氧化还原反应的概念之间的关系概括为“升失氧、降得还，剂性一致、其他相反”。

例用双线桥法标出下列反应的电子转移的方向和数目：MnO 2＋4HCl(浓)=====△MnCl 2＋Cl 2↑＋2H 2O此反应中氧化剂是__________，还原剂是____________，氧化产物是________，还原产物是________，MnO 2发生________反应，HCl 发生________反应；生成1molCl 2时转移电子数目为________，被氧化的HCl 的物质的量是________mol ，盐酸显示的性质是______性和______性。

答案MnO 2 HCl Cl 2 MnCl 2 还原 氧化 2N A 2 还原 酸3．氧化还原反应的类型下列标明电子转移的方向和数目的化学方程式中，正确的是④；属于歧化反应的是②，属于归中反应的是③，属于部分氧化还原反应的是③④。

①②③④4．常见的氧化剂和还原剂(1)常见氧化剂常见氧化剂包括某些非金属单质、含有高价态元素的化合物、过氧化物等。

如：(2)常见还原剂常见还原剂包括活泼的金属单质、非金属阴离子及含低价态元素的化合物、低价金属阳离子、某些非金属单质及其氢化物等。

如：(3)元素化合价处于中间价态的物质既有氧化性，又有还原性其中：Fe2＋、SO2－3主要表现还原性，H2O2主要表现氧化性。

多维度思考1．辨析易错易混(1)有单质参加或有单质生成的化学反应一定是氧化还原反应()(2)水作还原剂时，产物中一般有O2()(3)NO2溶于水发生氧化还原反应()(4)氧化还原反应中有一种元素被氧化时，一定有另一种元素被还原()(5)氧化还原反应中的反应物，不是氧化剂就是还原剂()(6)某元素从游离态变为化合态，该元素可能被氧化也可能被还原()(7)硝酸铜的分解产物可能是CuO、NO、NO2()(8)NaHCO3＋H2===HCOONa＋H2O的反应中，NaHCO3被氧化()(9)Na2O2与水的反应中，水是还原剂()答案(1)×(2)√(3)√(4)×(5)×(6)√(7)×(8)×(9)×解析(2)H2O中的两种元素，只有氧元素呈－2价，可被氧化为－1价或0价的氧。

化学方程式的反应类型表化学方程式的反应类型表是化学学习中的重要工具之一，它可以帮助我们理解不同化学反应类型的特点和规律。

下面我们就来介绍一下常见的化学反应类型及其方程式。

1. 双替代反应（Double Replacement Reaction）双替代反应是指两种化合物交换部分或全部反应的离子，生成两个新的化合物的反应。

它的一般形式可以表示为：AB + CD → AD + CB。

常见的例子有：NaCl + AgNO3 → NaNO3 + AgCl酸碱中和反应也是一种双替代反应的特殊情况，如：HCl + NaOH → NaCl + H2O2. 氧化还原反应（Redox Reaction）氧化还原反应是指涉及电子转移的反应，包括氧化和还原两个过程。

它的一般形式可以表示为：A + B → A+ + B-。

常见的例子有：2Na + Cl2 → 2NaCl4Li + O2 → 2Li2O3. 合成反应（Synthesis Reaction）合成反应是指两个或多个物质结合生成一个新的物质的反应。

它的一般形式可以表示为：A + B → AB。

常见的例子有：2H2 + O2 → 2H2OC + O2 → CO24. 分解反应（Decomposition Reaction）分解反应是指一个化合物分解成两个或多个物质的反应。

它的一般形式可以表示为：AB → A + B。

常见的例子有：2H2O → 2H2 + O22KClO3 → 2KCl + 3O25. 反应类型的改变有时候，一个化学方程式可以同时涉及到不同类型的反应。

例如：2KClO3 → 2KCl + 3O2这个方程式既有分解反应，又有合成反应。

除了以上几种基本的反应类型，还有其他一些特殊的反应类型，例如：- 水解反应（Hydrolysis Reaction）：水分解引起的反应，如NaCl + H2O → NaOH + HCl。

- 燃烧反应（Combustion Reaction）：燃料与氧气反应产生热量的反应，如C3H8 + 5O2 → 3CO2 + 4H2O。

必修二 专题2《化学反应与能量变更》复习一、化学反应的速度和限度 1. 化学反应速率（v ）⑴ 定义：用来衡量化学反应的快慢，单位时间内反应物或生成物的物质的量的变更 ⑵ 表示方法：单位时间内反应浓度的削减或生成物浓度的增加来表示⑶ 计算公式：v=Δc/Δt （υ：平均速率，Δc ：浓度变更，Δt ：时间）单位：mol/（L •s ）应速率不变。

（2）、惰性气体对于速率的影响：①恒温恒容时：充入惰性气体→总压增大，但是各分化学反应速率 意义：衡量化学反应快慢物理量 表达式：v = △c/△t 【单位：mol/(L ·min)或mol/(L ·s) 】 简洁计算：同一化学反应中各物质的反应速率之比等于各物质的化学计量数之比，也等于各物质的浓度变更量之比 影响因素 内因：反应物的结构的性质 外因 浓度：增大反应物的浓度可以增大加快反应速率；反之减小速率 温度：上升温度，可以增大化学反应速率；反之减小速率 催化剂：运用催化剂可以改变更学反应速率 其他因素：固体的表面积、光、超声波、溶剂压强（气体）： 增大压强可以增大化学反应速率；反之减小速率压不变，各物质浓度不变→反应速率不变②恒温恒体时：充入惰性气体→体积增大→各反应物浓度减小→反应速率减慢2．化学反应限度：大多数化学反应都具有可逆性，故化学反应都有肯定的限度；可逆反应的限度以到达化学平衡状态为止。

在肯定条件下的可逆反应，当正反应速率等于逆反应速率、各组分浓度不再变更时，反应到达化学平衡状态。

（1）化学平衡定义：化学平衡状态：肯定条件下，当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时，更组成成分浓度不再变更，达到表面上静止的一种“平衡”，这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态。

（2）化学平衡的特征：动：动态平衡等：υ（正）=υ（逆）≠0定：各组分的浓度不再发生变更变：假如外界条件的变更，原有的化学平衡状态将被破坏（3）化学平衡必需是可逆反应在肯定条件下建立的，不同的条件将建立不同的化学平衡状态；通过反应条件的限制，可以变更或稳定反应速率，可以使可逆反应朝着有利于人们须要的方向进行，这对于化学反应的利用和限制具有重要意义。

高三专题复习：有机化学的反应类型重要有机反应类型取代反应、加成反应、消去反应、聚合反应(含加聚反尖和缩聚反应)、氧化反应、还原反应 一、取代反应1．概念：有机物分子里某些原子或原子团被其它原子或原子团所代替的反应。

2．常见能发生取代反应的官能团有：醇羟基（－OH ）、卤原子（－X ）、羧基（－COOH ）、酯基（－COO －）、肽键（－CONH －）等。

3．常见能发生取代反应的有机物如下图所示：（1）卤代反应：烃分子的氢原子被—X 所取代的反应。

（2）硝化反应：苯分子里的氢原子被—NO 2所取代的反应。

（3）磺化反应：苯分子里的氢原子被硫酸分子里的磺酸基（—SO 3H ）所取代的反应。

（4）酯化反应：酸和醇起作用生成酯和水的反应。

羧酸和醇的酯化反应的脱水方式是“酸脱羟基醇脱氢”。

这种反应的机理可通过同位素原子示踪法进行测定。

（5）水解反应：一般指有机化合物在一定条件下跟水作用生成两种或多种物质的化学反应。

水解反应包括卤代烃水解、酯水解、糖水解、蛋白质水解。

其中皂化反应也属于水解反应。

皂化反应是指油脂在有碱存在的条件下水解，生成高级脂肪酸钠和甘油的反应。

取代反应 烃的卤代苯的磺化醇与氢卤酸的反应 酯化反应水解反应 醇、氨基酸等分子间的脱水苯的硝化塑料注意水解反应发生时有机物的断键部位，如乙酸乙酯水解时是与羰基相连的C －O 键断裂。

（蛋白质水解，则是肽键断裂） 二、加成反应1．能发生加成反应的官能团：碳碳双键、碳碳三键、苯环、羰基（醛、酮）等（包括：加水、加卤素、加氢、加卤化氢等） 2．加成反应有两个特点：（１）反应发生在不饱和的键上，不饱和键中不稳定的共价键断裂，然后不饱和原子与其它原子或原子团以共价键结合。

（２）加成反应后生成物只有一种（不同于取代反应）。

说明：（1）羧基和酯基中的碳氧双键不能发生加成反应。

（2）醛、酮的羰基与H 2发生加成反应，与其它物质一般难于加成。

三、加聚反应1.本质：通过自身加成反应形成高分子化合物。

化学物质反应类型化学物质反应是化学领域中的重要研究对象，通过研究化学物质反应，可以深入理解化学反应的规律和机制。

化学物质反应类型可以根据不同的标准进行分类，例如反应过程、反应物种类、反应速率等。

本文将介绍常见的化学物质反应类型，并探讨其特点和应用。

1. 氧化还原反应氧化还原反应是指物质中电子的转移过程，其中一种物质被氧化，而另一种物质被还原。

这种反应类型广泛存在于生活和工业中，如金属腐蚀、燃烧和电化学反应等。

氧化还原反应具有明显的能量变化和电荷转移，常常伴随着发热、发光、气体释放等现象。

2. 酸碱中和反应酸碱中和反应是指酸和碱在适当的条件下相互反应，生成盐和水的过程。

在这种反应中，酸和碱中的氢离子(H+)和氢氧根离子(OH-)结合形成水，并释放出大量的热。

酸碱中和反应在生活中比较常见，如胃酸与胃药的中和、洗涤剂与油脂的清洁等。

3. 沉淀反应沉淀反应是指在两种溶液混合过程中，由于产生的沉淀不溶于溶液而生成的反应。

沉淀反应是离子反应中的一种重要类型，常用于物质分离和检测。

例如硫酸铜溶液和氯化钠溶液混合时，生成的氯化铜沉淀可通过过滤、洗涤和干燥等方法进行分离和收集。

4. 反应分解反应分解是指一种物质在特定条件下分解成两种或多种物质的反应类型。

这种反应常被用于制备和分析化合物。

例如过氧化氢在光的照射下可以分解成水和氧气，在实验室中常用来生成氧气。

5. 酸催化和碱催化反应酸催化和碱催化反应是指在酸或碱的存在下，促使反应速率加快的反应类型。

例如酸催化反应常见于生物化学过程中的酶作用，而碱催化反应在有机合成中得到广泛应用。

6. 键合重排反应键合重排反应是指分子内或分子间原子之间重新组合形成新的键和分子结构的反应类型。

如醇和酸反应生成醚，以及脱水反应、酯化反应等。

7. 加成与消除反应加成与消除反应是有机化学中常见的反应类型。

加成反应是指通过两个或多个单体结合形成一个新的分子，而消除反应是指一个分子分解成两个或多个简单的分子。

中学化学化学反应类型化学反应是化学科学的基础，通过化学反应，不同物质之间发生物质转化，产生新的物质。

根据反应的特点和物质的变化，化学反应可分为多种类型。

本文将详细介绍中学化学中常见的化学反应类型。

一、酸碱反应酸碱反应是最常见的一种化学反应类型，发生于酸和碱之间。

在酸碱反应中，酸会与碱中的氢氧根离子（OH-）结合，生成盐和水。

例如，氢氧化钠（NaOH）与盐酸（HCl）反应生成氯化钠（NaCl）和水（H2O）。

这种反应通常具有明显的酸碱指示剂变色现象，如酸性溶液变红，碱性溶液变蓝。

二、氧化还原反应氧化还原反应是电子转移的化学反应。

在氧化还原反应中，氧化剂会接受电子，而还原剂会失去电子。

这种反应会导致物质的氧化和还原，也就是说，氧化剂被还原，还原剂被氧化。

例如，氢氧化钠（NaOH）与氯气（Cl2）反应生成氯化钠（NaCl）和水（H2O），在这个反应中，氯气被还原成氯离子。

三、置换反应置换反应是指一个离子或原子替代另一个离子或原子的反应。

在该类型反应中，一种化合物的离子或原子被另外一种化合物的离子或原子替代。

例如，铜片（Cu）放入银盐溶液中，会发生置换反应，铜离子（Cu2+）被银（Ag）置换，形成铜离子（Ag+）和银片。

四、沉淀反应沉淀反应是指溶液中两种离子结合生成沉淀物的反应。

当两种溶液混合后，其中的离子会结合形成不溶于水的沉淀物。

例如，氯化钠（NaCl）溶液与硝酸银（AgNO3）溶液反应生成氯化银（AgCl）沉淀。

五、分解反应分解反应是指一个化合物被分解成两个或更多物质的反应。

在分解反应中，反应物中的化学键被打破，生成不同的产物。

例如，二氧化水（H2O2）分解为水（H2O）和氧气（O2）。

六、合成反应合成反应是指两个或多个物质结合形成一个更大、更复杂的物质的反应。

在合成反应中，反应物的化学键被形成，生成新的化合物。

例如，氢气（H2）与氧气（O2）反应生成水（H2O）。

总结：中学化学中常见的化学反应类型包括酸碱反应、氧化还原反应、置换反应、沉淀反应、分解反应和合成反应。

初中化学——反应类型
在初中阶段学习化学时，我们经常会涉及到各种各样的化学反应。

化学反应是物质之间发生的转化过程，它们可以根据反应过程的特点被分为不同的类型。

本文将介绍初中化学中常见的反应类型，帮助我们更好地理解化学反应的基本原理。

1. 物理性质变化
物理性质变化是物质在外部形态或性质上发生改变，但分子结构未发生变化的过程。

比如：水从液态变为固态，水银的温度增加导致膨胀等。

2. 化学性质变化
化学性质变化是物质由一种物质转变为另一种物质的过程，伴随着化学键的破裂和新键的形成。

常见的化学反应类型有以下几种：
2.1. 合成反应
合成反应是指两种或两种以上的物质反应生成一种新的物质的过程。

例如：
2H₂ + O₂ → 2H₂O。

2.2. 分解反应
分解反应是指一种化合物在适当条件下分解为两种或两种以上的物质。

例如：2H₂O → 2H₂ + O₂。

2.3. 双替换反应
双替换反应是指两种化合物中的阳离子与阴离子互相交换位置形成两种新的化合物。

例如：AgNO₃ + NaCl → AgCl↓ + NaNO₃。

2.4. 氧化还原反应
氧化还原反应是指在反应过程中发生氧化和还原的过程。

氧化是指物质失去电子，还原是指物质获得电子。

例如：2Fe + 3Cl₂ → 2FeCl₃。

结语
通过学习不同类型的化学反应，我们可以更好地理解物质之间的相互作用，从而更深入地了解化学原理。

希望本文能够帮助读者对初中化学中的反应类型有更清晰的认识。

专题一：化学反响与能量变化一、反响热、焓变1．反响热：化学反响过程中放出或吸收的热量，叫反响热。

包括燃烧热和中和热。

电离 ： 注意：水解 ： 吸热反响的发生不一定需要 常见的吸热反响： 铵盐与碱的反响：如NH 4Cl 与Ba(OH)2•8H 2O 加热才能进展。

大多数的分解反响：CaCO 3== CaO + CO 2 生产水煤气：C + H 2O == CO+H 2 碳和二氧化碳的反响：C+CO 2=2CO燃烧反响金属与酸〔或水〕的反响常见的放热反响： 酸碱中和反响 自发的氧化复原反响 CaO(Na 2O 、Na 2O 2)与水的反响 浓酸与强碱溶于水2、焓变：在恒温恒压的条件下，化学反响过程中吸收或放出的热量称为反响的焓变。

符号：用ΔH 表示 单位：kJ/mol放热反响：ΔH= —QkJ/mol ；或ΔH<0 吸热反响：ΔH= +QkJ/mol ；或ΔH>0 3、反响热产生的原因：宏观：反响物和生成物所具有的能量不同，ΔH=_____________________________微观：化学反响过程中化学键断裂吸收的能量与新化学键生成所放出的能量不同，ΔH=____________ 二、热化学方程式1.热化学方程式的概念：能表示反响热的化学方程式，叫做热化学方程式。

热化学方程式不仅表示了化学反响中的物质变化，也说明了化学反响中的能量变化。

2.书写热化学方程式时的注意点〔1〕需注明ΔH 的“+〞与“—〞，“+〞表示，“—〞表示；比较ΔH 的大小时，要考虑ΔH 的正负。

〔3〕要注明反响物和生成物的状态：g 、l 、s 、aq〔3〕各物质前的化学计量数表示物质的量，不表示分子个数，因此，可以是整数也可以是分数，但系数与ΔH 的值一定要相对应。

〔4〕要注明反响温度和压强，但中学化学中所用ΔH 的数据一般都是在101kPa 和25℃时的数据，因此可不特别注明；〔5〕对于可逆反响，其ΔH 同样要与系数相对应，但假设按系数投料反响，则由于可逆反响不能进展完全，其反响热的数值会比ΔH 的数值要小。

化学反应类型分为哪几种化学反应是化学变化的过程，通过原子和分子之间的重新排列，形成新的物质。

化学反应可以根据反应物和产物之间的变化特点进行分类。

下面将介绍常见的化学反应类型。

1. 合成反应合成反应又称合成、合成化合物或化合反应，是指两种或两种以上的物质通过化学变化生成一个新的化合物。

合成反应的一般形式为：A + B → AB。

例如，将氢气与氧气反应生成水：2H₂ + O₂ → 2H₂O。

2. 分解反应分解反应是指一个化合物分解成两种或两种以上的物质的反应。

分解反应的一般形式为：AB → A + B。

例如，将水通过电解分解为氢气和氧气：2H₂O → 2H₂ + O₂。

3. 置换反应置换反应也称为单一置换反应，是指一个物质中的元素被另一个元素取代的反应。

置换反应的一般形式为：A + BC → AC + B。

例如，氯气和银反应生成氯化银：2Ag + Cl₂ → 2AgCl。

4. 加和反应加和反应是指两个或多个物质相互结合生成一个新的化合物的反应。

加和反应的一般形式为：A + B + C → D。

例如，氢气和氧气反应生成水：H₂ + 1/2O₂ → H₂O。

5. 氧化还原反应氧化还原反应又称化合还原反应，是指在反应中发生电荷转移的过程。

一种物质的氧化态增加，另一种物质的氧化态减少。

氧化还原反应可以包括合成、分解、置换和加和等反应。

例如，铁与氧气反应生成二氧化铁：4Fe + 3O₂ → 2Fe₂O₃。

6. 酸碱中和反应酸碱中和反应是指酸和碱反应生成盐和水的反应。

酸碱中和反应的一般形式为：酸 + 碱→ 盐 + 水。

例如，硫酸和氢氧化钠反应生成硫酸钠和水：H₂SO₄ + 2NaOH → Na₂SO₄+ 2H₂O。

7. 缩合反应缩合反应是指化合物中的两个或多个分子结合形成一个较大分子的反应。

缩合反应的一般形式为：A + B → AB。

例如，乙醇和醋酸反应生成乙酸乙酯：CH₃CH₂OH + CH₃COOH →CH₃COOCH₂CH₃ + H₂O。

专题二氧化还原反应【主干知识整合】一．了解基本概念二．氧化还原反应的一般规律１、表现性质规律同种元素具有多种价态时，一般处于最高价态时只具有氧化性、处于最低价态时只具有还原性、处于中间可变价时既具有氧化性又具有还原性。

２、性质强弱规律氧化剂+ 还原剂= 还原产物+ 氧化产物氧化剂得电子→ 还原产物还原剂失电子→ 氧化产物氧化性：氧化剂＞氧化产物；还原性：还原剂＞还原产物３、反应先后规律在浓度相差不大的溶液中，同时含有几种还原剂时，若加入氧化剂，则它首先与溶液中最强的还原剂作用；同理，在浓度相差不大的溶液中，同时含有几种氧化剂时，若加入还原剂，则它首先与溶液中最强的氧化剂作用。

例如，向含有FeBr２溶液中通入Cl２，首先被氧化的是Fe２+４、价态归中规律含不同价态同种元素的物质间发生氧化还原反应时，该元素价态的变化一定遵循“高价＋低价→中间价”的规律。

５、电子守恒规律在任何氧化—还原反应中，氧化剂得电子（或共用电子对偏向）总数与还原剂失电子（或共用电子对偏离）总数一定相等。

三．氧化性、还原性大小的比较１、由元素的金属性或非金属性比较a、金属阳离子的氧化性随其单质还原性的增强而减弱b、非金属阴离子的还原性随其单质的氧化性增强而减弱２、由反应条件的难易比较不同的氧化剂与同一还原剂反应时，反应条件越易，其氧化剂的氧化性越强。

如：２KMnO４+ １6HCl = ２KCl + ２MnCl２+ ５Cl２↑ + 8H２O（常温）MnO２+ ４HCl（浓）= MnCl２+ Cl２↑ +２H２O （加热）前者比后者容易发生反应，可判断氧化性：KMnO４＞MnO２。

同理，不同的还原剂与同一氧化剂反应时，反应条件越易，其还原剂的还原性越强。

３、根据被氧化或被还原的程度不同进行比较当不同的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：２Fe + ３Cl ２２FeCl３，S + Fe FeS ，根据铁被氧化程度的不同（Fe３+、Fe２+），可判断氧化性：Cl２＞S。

化学反应类型总结化学反应是物质之间发生变化的过程。

根据反应物和产物之间的物质组成和化学键的断裂和形成方式，化学反应可以分为多种类型。

本文将对常见的化学反应类型进行总结和介绍。

1. 合成反应合成反应是指两个或两个以上的反应物结合形成一个新的化合物的反应。

例如：2Na + Cl2 -> 2NaCl在上述例子中，钠和氯气反应生成氯化钠。

合成反应还可以涉及多个反应物的结合，例如：CaCO3 + H2SO4 -> CaSO4 + CO2 + H2O在这个例子中，碳酸钙和硫酸反应生成硫酸钙、二氧化碳和水。

2. 分解反应分解反应是指一个化合物分解为两个或两个以上的产物的反应。

例如：2H2O -> 2H2 + O2在上述例子中，水分解为氢气和氧气。

分解反应还可以涉及复杂的化合物，例如：2KClO3 -> 2KCl + 3O2在这个例子中，高锰酸钾分解为氯化钾和氧气。

3. 氧化还原反应氧化还原反应是指原子或离子的氧化态发生变化的反应。

这类反应涉及到电子的转移。

其中，氧化是指物质失去电子，而还原是指物质获取电子。

例如：2Na + Cl2 -> 2NaCl在这个例子中，钠原子失去电子，被氯原子还原。

氧化还原反应还可以涉及复杂的化学物质，例如：CuO + H2 -> Cu + H2O在这个例子中，氧化铜被氢气还原为铜。

4. 置换反应置换反应是指一个活泼金属离子取代了一个较不活泼金属离子的反应。

例如：Zn + 2HCl -> ZnCl2 + H2在这个例子中，锌取代了氢的位置并与盐酸发生反应。

置换反应也可以发生在复杂的离子间，如以下例子所示：CuSO4 + Zn -> ZnSO4 + Cu在这个例子中，锌取代了铜离子的位置并与硫酸铜发生反应。

5. 酸碱中和反应酸碱中和反应是酸和碱反应生成盐和水的反应。

例如：HCl + NaOH -> NaCl + H2O在这个例子中，盐酸和氢氧化钠发生反应生成氯化钠和水。

第2讲氧化还原反应的计算及方程式的配平[考纲要求] 1.把握常见氧化还原反应的配平和相关计算。

2.能利用得失电子守恒原理进行相关计算。

考点一氧化还原反应方程式的配平方法氧化还原反应的实质是反应过程中发生了电子转移，而氧化剂得电子总数(或元素化合价降低总数)必定等于还原剂失电子总数(或元素化合价上升总数)，依据这一原则可以对氧化还原反应的化学方程式进行配平。

配平的步骤：(1)标好价：正确标出反应前后化合价有变化的元素的化合价。

(2)列变化：列出元素化合价上升和降低的数值。

(3)求总数：求元素化合价上升和降低的总数，确定氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物的化学计量数。

(4)配系数：用观看法配平其他各物质的化学计量数。

(5)细检查：利用“守恒”三原则(即质量守恒、得失电子守恒、电荷守恒)，逐项检查配平的方程式是否正确。

[典例]依据FeS2＋O2―→Fe2O3＋SO2，回答下列问题：(1)氧化剂________，还原剂________，氧化产物________，还原产物________。

(2)元素化合价上升的元素为________，元素化合价降低的元素为________。

(3)1“分子”还原剂化合价上升总数为________，1“分子”氧化剂化合价降低总数为________。

(4)配平后各物质的系数依次为____________________。

答案(1)O2FeS2Fe2O3、SO2Fe2O3、SO2(2)Fe、S O(3)11 4(4)4、11、2、8失误防范配平氧化还原反应方程式的关键是正确标出化合价，找准1“分子”氧化剂化合价降低总数，1“分子”还原剂化合价上升总数，在计算时，往往简洁忽视氧化剂、还原剂中的粒子个数。

题组一 正向配平类1．(1)____HCl(浓)＋____MnO 2=====△____Cl 2↑＋____MnCl 2＋____H 2O(2)____Cu ＋____HNO 3(稀)===____Cu(NO 3)2＋____NO ↑＋____H 2O(3)____KI ＋____KIO 3＋____H 2SO 4===____I 2＋____K 2SO 4＋____H 2O(4)____MnO －4＋____H ＋＋____Cl －===____Mn 2＋＋____Cl 2↑＋____H 2O答案 (1)4 1 1 1 2 (2)3 8 3 2 4(3)5 1 3 3 3 3 (4)2 16 10 2 5 8题组二 逆向配平类2．(1)____S ＋____KOH===____K 2S ＋____K 2SO 3＋____H 2O(2)____P 4＋____KOH ＋____H 2O===____K 3PO 4＋____PH 3答案 (1)3 6 2 1 3 (2)2 9 3 3 5题组三 缺项配平类3．(1)____ClO －＋____Fe(OH)3＋____===____Cl －＋____FeO 2－4＋____H 2O(2)____MnO －4＋____H 2O 2＋____===____Mn 2＋＋____O 2↑＋____H 2O(3)某高温还原法制备新型陶瓷氮化铝(AlN)的反应体系中的物质有：Al 2O 3、C 、N 2、AlN 、CO 。

专题二物质的变化、性质、反应专题导语：物质的变化、性质、反应这部分知识的考查在北京中考试卷中涉及的题比较多，但最为典型的是考2-3道选择题和填空题多出现在生活现象解释、生产实际分析题中，共约占4分；总分值为7分左右。

（在化学方程式专题中也会涉及质量守恒定律，这里只做简单介绍，分值不计算在内）题型的特点是：选择题通常考分辩物理变化和化学变化、四种基本反应类型题，这两道题属于基本概念考查题（简单题）。

填空题通常在生产现象解释和生产实际分析中考查物质的变化、性质和反应，均属于中档题。

这部分知识的考查难度不大，只要概念理解到位即可。

解题策略：注重审题，将关键词画圈，特别是陌生方程式的书写和反应类型的确定，一定和之前学过的方程式作对比，然后再答题。

另外，一定要注意区分化学性质和化学变化。

专题教学策略：这部分知识的考查整体难度不大且题型模式变化不大，只要细心、仔细就能拿满分。

专题复习流程：第一步，教师重点阅读专题导语和学习目标、方法突破三个模块，课前根据学生实际情况精选试题，明确授课流程。

第二步，指导学生填写必备知识模块，可以是学生填写老师纠错，也可以是学生和老师一起回顾知识，一定要做到先复习再练习。

只有扎实的基础才能出高分。

第三步，基础过关后，根据题型分类来指导学生做题，做题的过程中发现问题要及时指导学生修正并标识，总结易错点、重难点等记录在我的记录空间，以备课后复习。

第四步，选取相关练习题来强化训练，也可以根据学生的具体情况进行限时训练。

特别是简单题，一定要提高正确率。

第五步，回顾总结，可以是没有掌握好的概念、也可以是做错的题目。

例如，化学变化还是物理变化，概念要明确；质量守恒定律中到底是谁发生了变化等等。

最后留出课后作业，作业根据学生实际情况，选留30分钟到40分钟的题目。

学习目标：1.能说出化学研究的对象以及物质结构、性质与用途三者的关系。

2.会判断一些典型的易分辩的物理变化和化学变化。

知道物质发生化学变化时伴随有能量的变化，认识通过化学反应获得能量的重要性。

专题2 化学反应速率与化学平衡第二单元化学反应的方向和限度知识点复习一、化学反应方向（一）自发过程和自发反应自发过程具有的特点：①能量角度体系趋向于从高能状态转变为低能状态(体系对外部做功或者释放热量)。

②混乱度角度体系趋向于从有序状态转变为无序状态。

（二）化学反应进行的方向与焓变、熵变的关系1.自发反应与焓变的关系多数自发进行的化学反应是放热反应，但也有很多吸热反应能自发进行，因此，反应焓变是与反应进行的方向有关的焓判据放热反应过程中体系能量降低，具有自发进行的倾向焓变与反应自发性的关系若该反应为放热反应，即ΔH＜0，一般能自发进行；若该反应为吸热反应，即ΔH＞0，一般不能自发进行局限性有些吸热反应也能自发进行，所以焓变是与反应进行的方向有关的因素之一，但不是决定反应能否自发进行的唯一因素因素之一，但不是决定反应能否自发进行的唯一因素。

2.化学反应进行的方向与熵变的关系(1)熵的概念自发过程的体系趋向于由有序转变为无序，体系的混乱度增大。

体系的混乱度常用熵来描述，熵的概念是表示体系的混乱或无序程度的物理量，其符号为S。

熵值越大，体系的混乱度越大。

(2)影响熵大小的因素①同一条件下，不同的物质熵值不同。

②同一物质的熵与其聚集状态及外界条件有关，如同一种物质不同状态时熵值大小为S(g)>S(l)>S(s)。

③气态物质的物质的量越大，分子数越多，熵值越大。

(3)熵判据在与外界隔离的体系中，自发过程将导致体系的熵增大，即熵变(符号ΔS)大于零，这个原理叫做熵增原理。

在用熵变来判断过程的方向时，就称为熵判据。

①当ΔS>0时，反应为熵增反应，在一定条件下能自发进行。

如2H2O2(aq)===2H2O(l)＋O2(g)在常温下能自发进行。

②当ΔS<0时，反应为熵减反应，在一定条件下不能自发进行。

但如NH3(g)＋HCl(g)===NH4Cl(s)也能自发进行。

(4)反应熵变是与反应进行的方向有关的因素之一，但不是决定反应能否自发进行的唯一因素。

专题二——化学反应历程、机理的分析应用1．已知反应2NO(g)＋2H 2(g)N 2(g)＋2H 2O(g)ΔH ＝－752 kJ·mol －1的反应机理如下：①2NO(g)N 2O 2(g) (快)②N 2O 2(g)＋H 2(g)N 2O(g)＋H 2O(g) (慢) ③N 2O(g)＋H 2(g)N 2(g)＋H 2O(g) (快)下列有关说法错误的是( )A ．①的逆反应速率大于②的正反应速率B ．②中N 2O 2与H 2的碰撞仅部分有效C ．N 2O 2和N 2O 是该反应的催化剂D ．总反应中逆反应的活化能比正反应的活化能大 答案 C解析 ①为快反应，说明正反应的活化能和逆反应的活化能都较小，反应更容易发生；②为慢反应，说明正反应的活化能和逆反应的活化能都较大，②中正反应的活化能大于①中逆反应的活化能，因此①的逆反应速率大于②的正反应速率，A 项正确；②为慢反应，反应慢说明反应的活化能大，物质微粒发生碰撞时，许多碰撞都不能发生化学反应，因此碰撞仅部分有效，B 项正确；反应过程中N 2O 2和N 2O 是中间产物，不是催化剂，C 项错误；总反应为放热反应，则总反应中逆反应的活化能比正反应的活化能大，D 项正确。

2．我国科研人员提出了由CO 2和CH 4转化为高附加值产品CH 3COOH 的催化反应历程。

该历程示意图如下。

下列说法不正确的是( )A ．生成CH 3COOH 总反应的原子利用率为100%B ．CH 4→CH 3COOH 过程中，有C—H 发生断裂C ．①→②放出能量并形成了C—CD ．该催化剂可有效提高反应物的平衡转化率 答案 D解析 根据图示CH 4与CO 2在催化剂存在时生成CH 3COOH ，总反应为CH 4＋CO 2――――→催化剂CH 3COOH ，只有CH 3COOH 一种生成物，原子利用率为100%，A 项正确；CH 4选择性活化变为①过程中，有1个C—H 断裂，B 项正确；根据图示，①的总能量高于②的总能量，①→②放出能量，对比①和②，①→②形成了C—C ，C 项正确；催化剂只影响化学反应速率，不影响化学平衡，不能提高反应物的平衡转化率，D 项错误。