[高考要求分析]
1．理解氧化和还原、氧化性和还原性、氧化剂和还原剂、氧化产物和还原产物等概念。能判断氧化还原反应中物质的氧化性、还原性的强弱和电子转移方向和数目。能应用氧化还原反应中电子得失规律解决一些化学问题。
2．能配平常见的氧化还原反应方程式（包括常规配平、缺项配平、离子方程式配平、简单的有机反应配平等）。
3．掌握化合、分解、置换、复分解等四种基本化学反应类型，并能进行判断分析。
氧化还原反应是高考每年必考的内容，从考查试题类型来说可以是氧化还原概念的应用、氧化还原方程式的配平和书写或有关氧化还原的化学计算等等。
4．理解离子反应的概念。
5．能熟练地书写离子方程式，判断离子方程式的书写正误。
6．能根据无机反应和有机反应的一般规律分析判断能否发生离子反应。
7．熟悉常见离子的性质，掌握离子间的反应。判断离子共存问题。能够用平衡移动观点理解一些特殊的离子反应发生的原理。
8．书写热化学方程式或判断热化学方程式的正误；
9．有关反应热的计算；放热反应、吸热反应的判断。
10．比较反应热的大小，结合反应热分析化学反应速率、化学平衡基本规律。
11．反应热跟化学键的综合联系。
[知识综合脉络]
一、氧化还原反应规律[来源:学科网]
规律1．根据金属活动性顺序判断
规律2．根据非金属元素活动顺序表比较
规律3．根据反应的化学方程式判断。[来源:学。科。网]
规律4．根据氧化还原反应进行的难易程度、发生反应条件难易等进行判断
如，氯气、硫分别跟铜反应：Cu +Cl 2 CuCl2 ，2Cu + S Cu2S，氯分子能把铜氧化成+2价态，硫只能把铜氧化到+1价态，所以可得出氧化性Cl2>S。
这里要注意的是，氧化性的强弱是指氧化剂能使其他物质的化合价升高（或失去电子）的能力，并不是指氧化剂本身被还原的程度，同样，还原性也是如此。
规律5．根据自已总结成的经验进行判断
影响氧化还原反应的因素较多，用以上任何一条规律去比较判断氧化性和还原性强弱时，都可能出现例外情况。化学学习中要善于总结，在学习中可以从不同角度去归纳，并可用自已总结出来的规律来比较和判断氧化性和还原性的强弱。
二、离子反应：
定义：有离子参加的反应。
类型： [来源:Z+xx+k.Com]
离子互换的非氧化还原反应：当有难溶物(如CaCO3 难电离物(如H20、弱酸、弱碱)以及挥发性物质(如 HCl)生成时离子反应可以发生。
离子间的氧化还原反应：取决于氧化剂和还原剂的相对强弱，氧化剂和还原剂越强，离子反应越完全
注意点：离子反应不一定都能用离子方程式表示。
如实验室制氨气 (NH4)2SO4 +Ca(OH)2 =CaSO4+2NH3↑+2H2O
H2S气体的检验Pb(AC)2+H2S=PbS↓+2HAc（注：Pb(AC)2可溶于水的盐的弱电解质）
5、电解质、非电解质、强、弱电解质
电解质：在水溶液里或熔化状态下能够导电的化合物。
非电解质：在水溶液和熔化状态都不导电的化合物。
强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解质。
弱电解质：在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质
强电解质与弱电解质的注意点
①电解质的强弱与其在水溶液中的电离程度有关，与其溶解度的大小无关。例如：难溶的BaS04、CaS03等和微溶的Ca(OH)2等在水中溶解的部分是完全电离的，故是强电解质。而易溶于水的CH3COOH、H3P04等在水中只有部分电离，故归为弱电解质。
②电解质溶液的导电能力的强弱只与自由移动的离子浓度及离子所带的电荷数有关，而与电解质的强弱没有必然的联系。例如：一定浓度的弱酸溶液的导电能力也可能比较稀的强酸溶液强。
③强电解质包括：强酸(如HCl、HN03、H2S04)、强碱(如NaOH、KOH、Ba(OH)2)和大多数盐(如NaCl、 MgCl2、K2S04、NH4C1)及所有的离子化合物；弱电解质包括：弱酸(如CH3COOH)、弱碱(如NH3·H20)、中强酸 (如H3PO4 )，注意：水也是弱电解质。
④共价化合物在水中才能电离，熔融状态下不电离
举例：KHSO4在水中的电离式和熔融状态下电离式是不同的。
6、离子方程式：
定义：用实际参加反应的离子符号表示离子反应的式子
使用环境：离子程式在水溶液或熔融状态下才可用离子方程式表示
7、离子方程式的书写
(1)离子反应是在溶液中或熔融状态时进行时反应，凡非溶液中进行的反应一般不能写离子方程式，即没有自由移动离子参加的反应，不能写离子方程式。
(2)单质、氧化物在离子方程式中一律写化学式；弱酸(HF、H2S、HCl0、H2S03等)、弱碱(如NH3·H20)等难电离的物质必须写化学式；难溶于水的物质(如CaC03、BaS03、FeS、PbS、BaS04，Fe(OH)3等)必须写化学式。
(3)多元弱酸的酸式盐的酸根离子在离子方程式中不能拆开写。
(4)对于微溶物的处理有三种情况；
①在生成物中有微溶物析出时，微溶物用化学式表示。
②当反应物里有微溶物处于溶液状态(稀溶液)，应写成离子的形式。
③当反应物里有微溶物处于悬浊液或固态时，应写成化学式。
(5)操作顺序或反应物相对量不同时离子方程式不同，
离子共存问题
(1)“不共存”情况归纳
①离子之间相互结合呈沉淀析出时不能大量共存。②离子之间相互结合呈气体逸出时不能大量共存， ③离子之间相互结合成弱电解质时不能大量共存。④离子之间发生双水解析出沉淀或逸出气体时不能大量共存， ⑤离子之间发生氧化还原反应时不能大量共存， ⑥离子之间相互结合成络离子时不能大量共存。
(2)离子在酸性或城性溶液中存在情况的归纳。① 某些弱碱金属阳离子，② 某些弱酸的酸式酸根离子，③ 某些弱酸的阴离子，④ 强酸的酸根离子和强碱的金属阳离子，⑤ 某些络离子，
三、概念
1．化学反应及其能量变化
任何一个化学反应中，反应物所具有的总能量与生成物所具有的总能量总不会相等的。在新物质产生的同时总是伴随着能量的变化。
2．放热反应和吸热反应
（1）放热反应：即有热量放出的化学反应，其反应物的总能量大于生成物的总能量。[来源:学,科,网Z,X,X,K]
（2）吸热反应：即吸收热量的化学反应，其反应物的总能量小于生成物的总能量。
3．化学反应中的能量变化示意图对于该“示意图”可理解为下列形式：
由能量守恒可得：
反应物的总能量：生成物的总能量+热量(放热反应)[来源:学科网ZXXK]
应物的总能量：生成物的总能量-热量(吸热反应)
4．燃料充分燃烧的两个条件
（1）要有足够的空气
（2）燃料与空气要有足够大的接触面。
5．热化学方程式与普通化学方程式的区别有三点不同：
（1）热化学方程式必须标有热量变化。
（2）热化学方程式中必须标明反应物和生成物的状态，因为反应热除跟物质的量有关外，还与反应物和生成物的聚集状态有关。
（3）热化学方程式中各物质的系数只表示各物质对应的物质的量，因此，有时可用分数表示，但要注意反应热也发生相应变化。
6．书写热化学方程式时明确以下问题：
(1)反应放出或吸收的热量的多少与外界的温度和压强有关，需要注明，不注明的指101kPa和25℃时的数据。
（2）物质的聚集状态不同，反应吸收和放出的热量不同，因此要注明反应物和生成物的聚集状态。
（3）热化学方程式中的热量数据，是与各化学计量数为物质的量时相对应的，不是几个分子反应的热效应。因此式中化学计量数可以是整数，也可以是分数。一般出现分数时是以某一反应物或生成物为“1mol”时其它物质才出现的。
（4）无论热化学方程式中化学计量数为多少，△H的单位总是KJ/mol，但△H的数值与反应式中的系数有关。
四、燃烧热、中和热
1．燃烧热
（1）概念：在101kPa时，1mol物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量，叫做该物质的燃烧热。燃烧热的单位一般用kJ／mol表示。
注意：完全燃烧，是指物质中下列元素完全转变成对应的物质：C→C02，H→H20，S→S02等。
（2）表示的意义：例如C的燃烧热为393.5kJ／mol，表示在101kPa时，1molC完全燃烧放出393.5kJ的热量。
2．中和热
(1)概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成 1 molH20，这时的反应热叫中和热。
(2)中和热的表示：H+(aq)+OH-(aq)=H2O (1)； △H=-57.3kJ／mol。
理解中和热时注意：
①稀溶液是指溶于大量水的离子。②中和热不包括离子在水溶液中的生成热、电解质电离的吸热所伴随的热效应。③中和反应的实质是H+和OH-化合生成 H20，若反应过程中有其他物质生成，这部分反应热也不在中和热内。
3．使用化石燃料的利弊及新能源的开发
教后感：
狠抓基本概念，针对基础知识练习，题目难度不宜太大，本部分并不是重要考点。
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