第一篇---有机化学部分
第一片：组成
1.概念：含碳化合物(非全部)
2.表示：
⑴分子式(化学式)：相同元素原子合起来写，
⑵最简式(实验式)：约去分子式中各元素原子的公约数
⑶电子式：“点”或“叉”是最外层电子，会写甲烷、乙烯、乙炔、甲基、羟基等电子式。
⑷结构式：略去未成键电子，共用电子对用短横线代替。
⑸结构简式：突出官能团，略去其他价键。
⑹键线式：略去所有原子，用线表示键，注意：顶点、转折点、交叉点均为C原子。
⑺球棍模型：球代表原子，棍代表键
⑻比例模型：相关原子的相对大小空间结合
⑼通式：同类物质相同表示，附：重要有机物的通式：
①烷烃：CnH2n+2
②单烯烃(环烷烃)：CnH2n
③单炔(二烯烃)：CnH2n-2
④苯的同系物：CnH2n-6
⑤饱和一元醇(醚)：CnH2n+2O
⑥饱和一元醛(酮)：CnH2nO
⑦饱和一元羧酸(酯)：CnH2nO2。
第二片：结构
1.常见空间构型
⑴饱和碳原子(甲烷)：四面体
⑵碳碳双键(乙烯)：平面
⑶碳碳三键(乙炔)：直线
⑷苯环：平面
2.组成与结构的“四同”
⑴同位素：同种元素的不同原子，即核素间的互称，
⑵同系物：结构相似(同类物质：官能团种类、个数均相同--通式相同)，组成上相差若干个—CH2(或相当于—CH2)原子团的一类物质。
⑶同素异形体：同种元素组成的不同单质，O2和O3(原子个数不同)，金刚石和石墨(原子结合方式不同)，白磷和红磷(原子个数、结合方式均不同)。
⑷同分异构体：组成相同，即分子式相同;结构不同，即结构式不同的化合物。大致有：碳链异构(碳干不同)、官能团异构(官能团不一样，如醇和醚、醛和酮，羧酸和酯等)，位置异构(官能团位置不相同)、顺反异构(必含碳碳双键、两个双键C均连不同的原子或基团)、书写时一般按此顺序。
第三片：性质
1.物理性质：常见重要有机物的物理性质
⑴烃都难溶于水，密度一般比水小，四个碳以下的烃，常温下为无色气体(超过四个碳只有新戊烷是气体)。
⑵卤代烃都难溶于水，CH3Cl、CH3CH2Cl常温下是气体，多卤代物不是气体。
⑶含氧衍生物中，甲醚、甲醛是气体，低级醇、醛、酸易溶于水。
⑷苯酚是无色固体，空气中氧化变质为粉红色。
2.重要化学反应
⑴加成反应：多种物质生成一种物质的反应(类似无机的化合)，反应物通常含有：碳碳双键、碳碳三键、苯环、碳氧双键(通常都是醛基)
⑵取代反应：一种原子或原子团被其他原子或原子团取代的反应有取而代之含义(类似于无机的复分解);卤化、硝化、酯化、 磺化、皂化、水解均属于取代反应。
⑶消去反应：指有机物分子内脱去小分子，形成不饱和键的反应。一般有：
①醇的消去：浓硫酸作催化剂，加热(乙醇是170°)
②卤代烃的消去：氢氧化钠醇溶液。
注意：结构不对称时，一般遵循马氏规则。
⑷聚合反应：生成高分子化合物。一般有加聚(无小分子产生)和缩聚(生成小分子)，注意结构简式和方程式的书写差异。
⑸氧化还原反应：加氧(醛→羧酸)或去氢(醇→醛)的反应称氧化，加氢(醛→醇、油脂的氢化、硬化)或去氧的反应称还原(—NO2→—NH2既去氧又加氢)。
⑹淀粉遇碘呈蓝色、苯酚遇Fe3+显紫色的显色反应，蛋白质遇浓硝酸变黄色的颜色反应。附：焰色反应，金属或其化合物在无色火焰上灼烧的火焰颜色，属于元素性质，物理变化(原子内部能级改变→电子跃迁)。
第四片： 有机物燃烧问题
1.烃的燃烧：
⑴甲烷燃烧：淡蓝色火焰，乙烯燃烧：火焰明亮，有黑烟，乙炔燃烧：火焰明亮，有浓烈的黑烟，火焰温度极高(生成水少，汽化耗热少)。
⑵相同物质的量的不同烃(物质的量不变前提下烃的混合物)
①燃烧耗氧量取决于,
②若生成等量的CO2，说明含C相同;
③若生成等量的H2O，说明含H相同
④若生成的CO2等量，H2O也等量，说明它们互为同分异构体
⑤耗氧量相同的甲、乙两种烃，若甲比乙多n个C，则乙一定比甲多4n个H。
⑶相同质量的不同烃(质量不变前提下烃的混合物)
①不同类别的烃含H质量百分含量愈高(或含C质量分数愈低)耗氧量愈多，即烷烃耗氧量最高，所有烃中甲烷耗氧量最高。
②若生成等量的CO2，说明含C质量分数相同;
③若生成等量的H2O，说明含H质量分数相同
④若生成的CO2等量，H2O也等量，说明它们最简式相同。
2.烃的含氧衍生物燃烧
一般是物质的量关系，通常将氧折换成CO2或H2O。如等物质的量的C2H4和C2H6O→C2H4·H2O，CH4和C2H4O2→CH4·CO2耗氧量相同。其他生成CO2或H2O的关系，参考前面烃中的②、③。
第五片： 关于试剂的褪色
一般分物理褪色和化学褪色
1.物理褪色：活性炭等的吸附褪色和萃取褪色
2.化学褪色：因发生化学反应而使有色物质变成无色物质。
⑴使溴水褪色：
①还原褪色：和SO2、SO32-、Fe2+、S2-、I-、HI、H2S、含醛基的物质反应。
②歧化褪色:和OH-、CO32-的反应
③加成褪色：和含碳碳双键、碳碳三键的物质反应
④取代褪色：和含酚羟基的物质反应
⑵使高锰酸钾溶液褪色：都是还原褪色，即MnO4-被还原。常见的有：
①无机：SO2、SO32-、Fe2+、S2-、I-、HI、H2S、Cl-、Br-等
②有机：含碳碳双键、含碳碳三键、醛基、酚羟基、醇羟基(季醇除外)、胺基、苯的同系物(与苯环相连的C无H的除外)。
第六片：几个重要用量
1.氢气用量：均为加成反应，
⑴碳碳双键：1:1;⑵碳碳三键：1:2;⑶苯环：1:3;⑷碳氧双键：1:1(醛基、酮羰基可以加成，羧基、酯基、肽键不能加成)
2.氢氧化钠的用量：酚羟基、羧基、水解后的卤素原子，均为1:1;注意：水解不消耗氢氧化钠。
3.Br2的用量(通常考溴水或溴的CCl4溶液，一般不考液溴、溴蒸汽)：⑴加成反应：①碳碳双键1:1, ②碳碳三键1:2,
⑵取代反应：酚羟基的临、对位的H，1:1。
第二篇---化学实验部分
第一片：四个“0”
1.滴定管的“0”刻度线在其上部，不是最上端盛放液体可以在“0”刻度线，也可以在“0”刻度线以下。
2.温度计的“0”刻度线在其中下部，
3.托盘天平“0”刻度线在标尺的最左边，
4.量筒、量杯、容量瓶没有“0”刻度线。
第二片：五个标志
1.仪器洗涤干净的标志：内壁水不聚集成滴也不成股流下，而是均匀水膜.
2.沉淀洗净标志：取最后一次洗涤液，滴加“___”，无“___现象。
3.滴定终点的标志：滴下最后一滴“___”液，锥形瓶内反应液由“__”色变为“YY”色，且半分钟内不复原。
4.容量瓶、分液漏斗、酸式滴定管不漏液标志;容量瓶：加入一定量的水，用食指按住瓶塞，倒立观察，立正容量瓶后，将瓶塞旋转180°，再次倒立，均无液体渗出。分液漏斗、酸式滴定管：关闭活塞，加入一定量水，活塞处，无水珠渗出。
5.天平平衡标志：指针在分度盘的中央或左右摆渡幅度相等。
第三片：六个原则
1.除杂:除杂不引杂原则
2.检验：一看(颜色、状态)、二闻(气味)、三实验(加试剂)原则
3.分离提纯：不增不减易分离原则
4.仪器组装：从下而上，由左至右;拆卸与此相反。
5.实验药品：不品尝不手触
6.安全、绿色、经济原则。
第四片：七个“上、下”
1.萃取：碘水、溴水萃取，苯、煤油做萃取剂时，油层在上，CCl4做萃取剂，油层在下。
2.冷凝管：下进上出
3.分液：下层液体下方放，上层液体上口倒
4.温度计：测量液体温度，水银球在液面下(不触及瓶底)，测量蒸汽温度在液面上(蒸馏烧瓶支管口)
5.收集气体：分子量大于29的，向上排空气法，小于29的，用向下排空气法
6.反应加液：长颈漏斗下颈在液面下，分液漏斗下颈在液面上
7.钠和水反应，固体在上;钠和乙醇反应，固体在下。
第五片：八个“先、后”
1.气体制取：先验密后装药
2.SO42- 鉴定：先加稀盐酸(无明显现象)，后加BaCl2溶液(生成白色沉淀)
3.点燃气体：先验纯后点燃
4.浓硫酸沾到皮肤：先用大量水冲洗，后涂碳酸氢钠溶液
5.配制溶液：先冷却后转移
6.容量瓶、分液漏斗、滴定管：先验水密性后洗涤干净
7.滴定管;先用标准液润洗2～3次，后装反应标准液
8.检验多糖水解：先碱化后加银氨溶液或新制氢氧化铜悬浊液
第六片：九个数据
1.托盘天平的精确度：0.1g;量筒的精确度：0.1ml;滴定管精确度：0.01ml。
2.固体灼烧的定量实验：最后两次称量的质量差不超过0.1g
3.配制溶液，烧杯、玻璃棒洗涤：2～3次
4.滴定时，指示剂用量：2～3滴
5.容量瓶内液体加至距刻度线1～2cm,改用胶头滴管定容
6.取用液体最少量:1～2ml
7.滴定终点:锥形瓶内反应液颜色，半分钟(30秒)不复原
8.试管液体：不超过1/3, 蒸发皿：不超过2/3，烧杯、烧瓶液体：1/3～2/3,酒精灯：1/4～2/3.
9.加持试管：距管口1/3处，试管液体加热：与桌面成45°角。
第七片：十个“不”
1.用PH试纸测溶液PH值：不能用水润湿
2.定容摇匀后，液面降低，不能再补加蒸馏水
3.锥形瓶：不需要干燥，不能用待测液润洗
4.酸、碱式滴定管不能混用(碱易玻璃塞粘结，酸易腐蚀橡胶管)，高锰酸钾溶液等氧化性液体不能盛放在碱性滴定管(氧化腐蚀橡胶管)。
5.过滤不能搅拌，液体不能蒸干
6.硝酸、液溴不能用橡胶塞，氢氧化钠碱性溶液不能用玻璃塞，
7.烧杯、烧瓶、锥形瓶不能直接加热
8.胶头滴管不能伸入容器，量筒、容量瓶不能配制溶液、不能加热;滴管、瓶塞不能混用。
9.药品不能用手拿，不能品尝，不能直接放托盘上称量，不能放回原瓶(Na、K等除外)、
10.U型管不能用液体干燥剂，洗气瓶不能装固体干燥剂，浓硫酸不能干燥H2S、NH3(可以干燥SO2、CO、H2还原性气体)。
第三篇----电化学部分 (三判)
第一片 判别：原电池和电解池
1.从能量转化判：化学能转化为电能的是原电池，电能转化为化学能的是电解池
2.从反应的自发判：不能自发进行氧化还原反应的是电解池，可以自发进行的氧化还原反应一般是原电池。
3.从电极名称看判：正负极是原电池，阴阳极是电解池
4.从装置图判：有外加电源的是电解池，无外加电源(包括“隐形”原电池)的是原电池;有盐桥的是原电池。
5.从电极反应式判：放电过程是原电池，充电过程是电解池。
注意：整个装置中电解池可以有多个(通常为串联)，而原电池只能有一个。
第二片(1) 判断：电极
1.原电池:
⑴.负极：
①失去电子、化合价升高、被氧化、发生氧化反应的电极
②外电路电子流出极、电流流入极
③内电路阴离子移向、阳离子偏离极
④电极变细、质量减轻的电极通常是负极(铅蓄电池放电时两个电极质量均增加)
⑤与电解池阴极相连极
⑥待镀金属、精铜、被保护的金属相连的电极
⑦电流计指针偏离的电极
⑧化学活动性相对活泼的金属(还要看具体的反应环境，如Mg/Al原电池，在非氧化性酸环境中，Mg是负极，而在氢氧化钠溶液中，Al是负极;Fe/Cu 原电池在非氧化性酸环境中，Fe是负极，在浓硝酸环境中，开始时Fe是负极，而后铁被钝化，Cu是负极。正极判断有同样问题，不重复)。
⑵正极：
①得电子、化合价降低、被还原、发生还原反应的电极
②外电路电子流入极、电流流出极
③内电路阳离子移向、阴离子偏离极
④电极变粗、质量增加、有气体产生的往往是正极
⑤与电解池阳极相连极
⑥镀层金属，粗铜、被消耗的金属相连的电极
⑦电流计指针偏向的电极
⑧化学活动性相对稳定的金属或非金属
第二片(2) 判断：电极
2.电解池：
⑴阳极：
①失去电子、化合价升高、被氧化、发生氧化反应的电极
②外电路电子流出极、电流流入极
③内电路阴离子移向、阳离子偏离极
④电极变细、质量减轻的电极通常是阳极。(铅蓄电池充电时，两个电极质量均减轻)
注意：以上和原电池的负极相同。
⑤与原电池正极相连极
⑥与其他电解池的阴极相连电极
⑦有气体产生的电极，往往是阳极(电解酸、碱、活泼金属的盐时，阴极也放氢气)
⑧镀层金属，粗铜、被消耗的金属做阳极
⑵阴极
①得电子、化合价降低、被还原、发生还原反应的电极
②外电路电子流入极、电流流出极
③内电路阳离子移向、阴离子偏离极
④电极变粗、质量增加的往往是阴极
注意：以上和原电池的正极相同。
⑤与原电池负极相连的电极
⑥与其他电解池的阳极相连的电极
⑦待镀金属、精铜、被保护的金属做阴极
注意：牺牲阳极的阴极保护法，是原电池原理，不属于电解池，是一种习惯性说法。
第三片(1) 判定：电极反应式及产物
1.电极反应
⑴反应类型：负极、阳极发生氧化反应;正极、阴极发生还原反应
⑵电极反应式：
①看导电实质是电解质溶液还是熔融盐，认清导电的阴阳离子介质是否参加反应，是否和电极产物反应，若参与反应要写在相应的电极反应式中。
②看溶液酸性还是碱性环境，酸性环境不能出现OH-、碱性环境不能出现H+。
③书写顺序：反应物、产物→得失电子→利用化合价变化，加上得失电子数→由反应环境，利用导电的阴阳离子，补足电荷守恒→从反应的总方程式加补质量守恒。
例：A.Mg/Al原电池，在盐酸环境中，负极：Mg-2e-=Mg2+;正极：2H++2e-=H2在氢氧化钠溶液环境中，负极：2Al-6e-+4OH-=2AlO2-+4H2O,正极：6H2O+6e-=3H2+6OH-
B.在KOH溶液环境中的乙醇燃料电池.
正极：O2+4e-+2H2O=4OH-,
负极：CH2CH2OH=2CO32→CH2CH2OH-12e-=2CO32-→
CH2CH2OH+16HO--12e-=2CO32-→CH2CH2OH+16HO—-12e-=2CO32-+11H2O
C.熔融碳酸钠环境中CO的燃料电池
正极：O2=CO32-→O2+4e-=CO32-→O2+4e-=2CO32-→O2+4e-+2CO2=2CO32-
负极：CO=CO2→CO-2e-=CO2→CO-2e-+CO32-=CO2→CO-2e-+CO32-=2CO2
④一些较复杂的电极反应式，可利用总电极反应式=正极+负极、总电极反应式=阴极+阳极及进行对应换算写出。
第三片(2) 判定：电极反应式及产物
2.电极产物
⑴.定性：电解产物：
①阴极：通常都是依据阳离子的氧化性强弱(和金属活动顺序表相反，但Fe3+>Cu2+, 且Fe3+放电只能得Fe2+，不生成Fe)，依次得电子被还原(特殊情况例外)。水溶液中最后是H+放电得氢气，故金属活动顺序表中，排在H前面的金属阳离子一般不会被还原。
②阳极：决定电极材料。若是非惰性电极(C、Pt除外的电极)，一定的电极本身失电子，被氧化，若是惰性电极，通常是还原性强的阴离子优先放电被氧化;常用的有：S2->I->Br->Cl->OH->含氧酸根离子。因此，溶液中含氧酸根离子不会放电被氧化。
③加入什么可恢复原状：整个电解过程中，溶液中出来什么，就加入什么。如：电解饱和食盐水，要通入HCl,不能加入盐酸;电解硫酸铜溶液时，先前要加CuO不能加Cu(OH)2，可能后来要加Cu(OH)2才能恢复原状(因后来水也被电解了)。
⑵.定量：转移电子的物质的量、固体质量、气体体积、溶液的PH值等等，所有涉及量的计算，都遵循电子守恒。
第四篇---反应速率与平衡的关键词
第一片：外因对速率的影响
加加减减，同增同减
速率是用单位时间内相关物质的浓度改变表示，其决定因素是反应物本身的性质;常考的影响因素有：浓度、温度、压强、催化剂。具体影响可概括为：加加减减，同增同减。其含义是：四个因素中有一个增加，速率加快(增大压强时，需有气体参加反应，且引起浓度的增加)、减小一个，则速率减慢;对可逆反应说，正反应、逆反应速率，一定是同时增加或同时减慢，不可能出现相反的情况。只能因为增加或减慢的程度不一样，导致平衡的移动。
第二片：平衡标志
同边比异，异边比同
1.平衡的根本原因，也是平衡标志的实质是V正=V逆。同一物质的生成速率等于其消耗速率，或不同物质间速率比等于化学计量数比。注意：反应物间或生成物间一个是V正，另一个必须为V逆;反应物和生成物对比时，必须同为V正或V逆，即：同边比异，异边比同。延伸对比还包括：物质的量、浓度、断键及成键、热量等等。
2.绝对量为不变的定值，一定的平衡状态，如：反应体系的温度、颜色(颜色改变平衡不一定移动)，各物质的分子数、质量、体积、物质的量及它们的百分含量，浓度，分压，转化率、产率不变时。
3.相对量不变时要看具体情况：对都是气体且前后不相等的反应，气体的总的物质的量、分子总数不变，混合气体的平均分子量不变，恒容条件下的压强不变，恒压条件下的密度不变，一定是平衡状态。若有固体或液体的参与要视具体情况而定。如：若反应C(s)+H2O(g) CO(g)+H2(g)的平均分子量不再变化，就是平衡状态,但是对反应CaCO3(s) CaO(s)+CO2(g)就不是平衡状态。
第三片：相关计算
三段式
该部分的计算，通常都要写出反应的方程式，在相关物质的下面列出其对应的三个浓度(切勿用物质的量，以免忽略了反应体系的体积，往往是2L)，这三个浓度依次是起始、转化、平衡，即通常说的三段式;写出这些后，速率、转化率、百分含量、平衡常数的求算一目了然。(气体的平均密度及平均分子量很少定量求算)。
第四片：图像综合
面→线→点、先拐先平数值大
图像问题是该部分的重点，通常考识图、用图、绘图三种情况，现重点讨论识图：一定要注意“三看”：
1.看面：首先看题给图像的象限，一般情况下只给在第一象限，如果是在第四或其他象限，一定是解题的突破点;认清纵、横坐标的表示量。
2.看线：这是做题的重点，要先看清楚所给图线的物理含义，再看相关图线的变化趋势及幅度，有时还要借助辅助线(等温线、等压线、平衡线)进行判定。
3.看点：这是做题的关键，要确认涉及图线上的关键点说明的问题，包括起点、终点、最高点、最低点、交叉点、转折点(拐点)等等。如通常情况下，谁先出现拐点，谁先达到平衡，其所代表的物理量就最大，即：先拐先平数值大。
第五片：平衡移动规律
勒夏特列原理
即平衡移动原理原理，适用所有平衡问题，其实质是：改变影响平衡的一个条件，平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。如升高温度，平衡就向温度降低的方向(即吸热方向)移动，增加反应物浓度，平衡就向正向(减小反应物浓度)移动，我们可以形象的称其为：劫富济贫;其他条件(催化剂不影响平衡移动)的改变引起的平衡移动均如此。
第六片：等效平衡
一边倒
等效平衡是该部分的难点，其含义是：相同条件下的同一个化学反应，无论反应是从正向或逆向开始，最终都达到相同的平衡状态。基于此，在处理该类问题时，可以将不同情况下的投料情况，按照方程式中的计量关系进行换算，即一边倒，然后和第一次投料对比即可。如：
将zmol的氨气完全倒过去，在恒温、恒压下只要,就是等效平衡;在恒温、恒容下只有，同时时，才是等效平衡。
若是反应
则无论恒温、恒压下或恒温、恒容下，
，都是等效平衡状态。至于此类问题的转化率、平衡常数、压强关系、热量、移动方向等等的判定和计算，都不是太困难。
第六篇 ---胶体
1.概念： 分散质直径在1至100nm的分散系。(注意：不是半径;不一定是液态)
2.鉴别：丁达尔现象(和溶液的鉴别，不能用于和浊液)
3.分离：溶液、胶体和浊液的分离是过滤;溶液和胶体的分离是渗析(用品：半透膜)
4.性质：
⑴具有丁达尔现象(胶粒较大，对光有散射作用→浊液也有)
⑵布朗运动(胶粒不停的作无规则的运动→胶体稳定存在的原因之一)
⑶电泳现象[胶粒具有较大的表面积吸附带电粒子而带电荷(注意：是胶粒带电荷，不是胶体带电荷)→胶体稳定存在的根本原因，在电场作用下，定向移动]
⑷聚沉→当受热、遇相反电荷胶粒或加入电解质等时，胶粒结合成更大颗粒，而沉降下来。
5.制备：通常只需要掌握氢氧化铁胶体的制备。
⑴操作：将氯化铁饱和溶液，滴加到沸水中，继续加热至红褐色。
⑵方程式：
⑶注意：①H2O后面注明“沸水”，②方程式用“=”而不是通常水解的“ ”，③Fe(OH)3后面注明“胶体”，不用“↓”，④HCl后面不用“↑”，⑤ 反应条件是“△”。
6.应用：
⑴分散系的鉴别，⑵血液透析，⑶静电除尘，⑷明矾、铁盐净水，⑸三角洲的形成，⑹盐卤点豆腐等等。
第七篇---电解质问题
第一片：电解质和非电解质
1.电解质：在水溶液里或熔融状态下，能导电的化合物。
2.非电解质：在水溶液里和熔融状态下，均不能导电的化合物。析疑：
⑴二者均必须是化合物，混合物、单质，既不是电解质，也不是非电解质(非非此即彼)，
⑵二者的区别是其导电性，和溶解性无关，
⑶是有的条件下的导电性(非自然的)，
⑷注意电解质的“和”与非电解质的“或”，
⑸必须是物质的本身导电性，不是发生化学反应后，生成物质的导电。
⑹酸、碱、盐的电解质，有机物一般是非电解质，
⑺二氧化硫、二氧化碳、氨气是非电解质。
3.附：物质的导电性
⑴导电原因是带电粒子的定向移动，
⑵有导体、半导体的导电(电子的定向移动→属物理变化)和电解质的导电(离子的定向移动→属化学变化)两种情况。
⑶电解质的导电分两种情况，水溶液里和熔融状态，
⑷熔融状态下能导电的一定是离子化合物→离子化合物和供价化合物的鉴别，
⑸导电能力的大小，两方面决定，离子所带电荷的多少及离子浓度的大小。
第二片：强电解质和弱电解质
1.强电解质：在水溶液里，可以完全电离的电解质。
2.弱电解质：在水溶液里，部分电离的电解质。析疑：
⑴二者的区分标准是电离程度，
⑵电离的环境只能是水溶液(熔融状态下要么不电离，要么是全部电离)，
⑶体系中是否存在电解质的电离平衡(一定存在水的电离平衡的)，
⑷体系中是否存在电解质分子(分子一定有H2O)
⑸与电解质的溶解性无关。
⑹强酸、强碱、绝大部分盐是强电解质，弱酸、弱碱、极少数盐(醋酸铅等)是弱电解质。
第三片：电离
1.电离：电解质在水溶液或熔融状态下离解成自由移动离子的过程。
2.电离方程式：用来表示电解质电离的方程式。
3.电离平衡：一定温度下，弱电解质在水溶液中，分子化速率和离子化速率相等，溶液中各组分保持不变。
4.电离度：弱电解质水溶液中，达到电离平衡时，已电离的电解质分子数占原来总分子数(包括已电离的和未电离的)的百分数。
5.电离平衡常数：弱电解质在一定条件下电离达到平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度以其在化学方程式中的计量为幂的乘积，跟溶液中未电离分子的浓度以其在化学方程式中的计量为幂的乘积的比值。
析疑：
⑴电离的条件是溶于水或加热，不是外加电源，
⑵电离结果是生成自由移动的离子(可能是原来没有离子的共价化合物，也有可能是有离子不能自由移动的离子化合物)，
⑶电离平衡只有弱电解质，
⑷电离方程式的书写注意事项，
⑸电离平衡遵循平衡移动原理
第八篇---水解大全
1.概述：
水解是高中化学较常见、也是较重要的一类化学反应，说到底就是和水发生的复分解或取代反应。均为吸热反应，升高温度，水解程度增大。溶液越稀，水解程度越大。
2.实质：被水解是物质，在水分子作用下断键后，其阳性基团结合水分子中的阴性基团OH，阴性基团结合水分子中的阳性基团H，可表示为：
3.分类：
⑴卤代烃(卤素原子)的水解：氢氧化钠水溶液(NaOH作催化剂)生成醇。
⑵酯的水解：酯化反应的逆反应，生成醇和酸;酸做催化剂可逆，碱作催化剂不可逆，(油脂碱性条件下的水解为皂化反应)。
⑶蛋白质的水解：生成氨基酸，酸或碱均可作催化剂，且均不可逆。
⑷多糖的水解：蔗糖水解得一分子葡萄糖一分子果糖，麦芽糖水解得两分子葡萄糖，淀粉、纤维素水解的最终产物都是葡萄糖。纤维素水解用浓硫酸作催化剂，其他三个水解用稀硫酸作催化剂。
⑸一些特殊金属化合物水解：
①碳化物：CaC2+2H2O=Ca(OH)2+C2H2↑，Al4C3+12H2O=4Al(OH)3+3CH4↑,
②氮化物：Mg3N2+6H2O=3Mg(OH)2+2NH3↑,
③硫化物：Al2S3+6H2O= 2Al(OH)3+3H2S↑,
④非金属卤化物：PCl5+4H2O=5HCl+H3PO4,ICl+H2O=HCl+HIO,
⑤氢化物：NaH+H2O=NaOH+H2↑
⑹盐类的水解：中和反应的逆反应，生成酸和碱。除少数强烈双水解外，通常都十分微弱。处理该部分问题需要牢记：
有弱才水解，无弱不水解;谁弱谁水解，越弱越水解;谁强呈谁性，同强呈中性。
4.延伸
⑴醇解，⑵氨解，⑶酯交换等
第九篇---盐类的水解
第一片：概述
1.概念：在水溶液中，盐电离出来的离子结合水电离的H+或OH_生成弱电解质的过程。
2.条件：⑴盐应是可溶性的，⑵能电离出弱酸根离子或弱碱的阳离子
3.实质：生成弱电解质，破坏了水的电离平衡，促进了水的电离。
4.规律：有弱才水解，无弱不水解;谁弱谁水解，都弱都水解;越弱越水解，越稀越水解，越热越水解。谁强显谁性(适用于正盐)，同强显中性。
第二片：注意
⑴盐类的水解是中和反应的逆反应，通常情况下非常微弱(强烈双水解除外)，因此离子方程式中，用可逆符号，不用等号，产物不标“↓”和“↑”。
⑵水解为吸热反应
⑶多元弱酸根的水解分步进行,难度逐渐增大,通常以第一步为。多元弱碱的金属阳离子水解，一步完成。
⑷双水解：由弱酸根和弱碱的阳离子组成的盐，因分别结合H+和OH-而相互促进，使水解程度变大，甚至完全进行的反应。具体有：
①强烈双水解的反应完全，离子方程式用等号表示，标明↑↓，离子间不能大量共存。如：Al3+与CO32- 、HCO3- 、S2-、HS-、HSO3-、AlO2-,Fe3+与CO32-、 HCO3-
②不完全反应的双水解，离子方程式用可逆符号，产物不标明↑↓，离子间可以大量共存。如：NH4+与CO32- HCO3- S2-，HS-,CH3COO-等。
③弱酸根和弱碱的阳离子在溶液中，也不一定都是双水解，有时候可能是复分解，如：Na2S+CuSO4;有时候可能是氧化还原，如：FeCl3+Na2S。
第三片：应用
⑴判断溶液的酸碱性。
依据水解规律：谁强呈谁性，同强呈中性。但，常见的NaHSO3溶液呈酸性。
⑵对比酸或碱的相对强弱。
越水解约弱，不水解为强。如：若Na_、NaY、NaZ溶液的PH值分别是7、9、11，则只有H_为强酸，HY、HZ均为弱酸，且酸性为HY>HZ。
⑶判断溶液中相关粒子浓度的关系
一般考查的有大小关系、电荷守恒、质子守恒、物料守恒、综合应用。
①以Na2CO3溶液为例：溶液中存在
Na2CO3=2Na++CO32-、CO32-+H2O HCO3-+OH-、HCO3-+H2O H2CO3+OH-及H2O H++OH-
A.大小关系：c(Na+)>c(CO32-)>c(OH-)>c(HCO3-)>c(H+)，
B.电荷守恒：c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+2c(CO32-)+c(HCO3-)
C.质子守恒：c(OH-)=c(HCO3-)+2c(H2CO3)+c(H+)
D.物料守恒：c(Na+)= 2[c(HCO3-)+c(CO32-)+c(H2CO3) ]
E.其他关系往往是利用前面的三个守恒，以某种离子为媒介的组合，或以不水解的Na+的量进行换算。视具体情况而定，不过这类考题出现几率非常大。
②若NaHY的溶液呈碱性，说明HY-的水解大于其电离，则：c(Na+)>c(HY-)>c(OH-)>c(H2Y)>c(H+)> c(Y2-)，常考的是c(Na+)> c(H2Y)> c(Y2-)。若NaHY的溶液呈酸性，说明HY-的电离大于其水解(NaHSO4不水解)，则;c(Na+)>c(HY-)>c(H+)> c(Y2-)>c(H2Y)>c(OH-)，常考的是c(Na+)> c(Y2-)>c(H2Y)。
③等物质的量的NaY和HY混合液，若呈碱性，说明Y-的水解大于HY的电离，则：c(HY)>c(Na+)>c(Y-)>c(OH-)> c(H+)，若呈酸性，说明Y-的水解小于HY的电离，则：c(Y-)>c(Na+)>c(HY)>c(H+)> c(OH-)。
⑷判断盐溶液蒸干、灼烧后的产物
①若生成的是不挥发性的酸，则是原物质，如Al2(SO4)3、CuSO4。
②若是挥发性的酸，蒸发得其氢氧化物，灼烧的其氧化物，如AlCl3→Al(OH)3→Al2O3,FeCl3→Fe(OH)3→Fe2O3
③还原性物质，得其氧化物，如Na2SO3溶液蒸干后得到Na2SO4固体，FeSO4溶液蒸干灼烧后得Fe2(SO4)3。
④受热易分解的物质，蒸干灼烧后得到其分解产物，如NaHCO3溶液蒸干灼烧后得到Na2CO3固体、Ca(HCO3)2溶液先分解成CaCO3再灼烧，最后得CaO、 Mg(HCO3)2先变成MgCO3再变成了溶解度更小的Mg(OH)2最后灼烧后得MgO。
⑤阴、阳离子均易水解、易挥发或易分解的盐，溶液蒸干后无固体物质残余。
如NH4HCO3、(NH4)2CO3、(NH4)2S等(NH4Cl、NH4I亦如此，又不完全一样)。
⑸生产，生活中的应用
明矾做净水剂、纯碱做洗涤剂(热的更好)、泡沫灭火剂、配FeCl3溶液加盐酸、铵态氮肥不能和草木灰混用等等。
第十篇---离子反应
第一片：概述
1.概念：有离子参加或生成的反应
2.环境：水溶液或熔融状态下(中学很少涉及)。
3.分类：①复分解反应，②氧化还原反应，③双水解反应，④络合反应
4.实质：有离子的浓度发生改变(具体到最常见的复分解反应体现为：生成难溶、难电离、易挥发性物质)
5.应用：
第一片：离子共存
通常指的是大量共存，发生离子反应就不能共存，不能发生离子反应就可以共存。其考查方式一般有判断和推断。解决该问题需注意：
⑴首先看清楚题第一要求：
是“能”还是“不能”、是“一定”还是“可能”。
⑵颜色要求：
通常是要求无色，有色离子MnO4-、Cu2+、Fe3+及Fe2+不能大量存在(I-、Br-无色)。
⑶反应类型要求：
如要求是因氧化还原反应、双水解反应、生成沉淀、生成气体等等。一般以要求氧化还原反应为多。
⑷酸碱性要求
①酸性环境含有大量H+，能与H+反应的所有弱酸的酸根离子和酸式酸根离子(生成弱酸)、OH-离子(中和)、S2O32-(歧化)均不能大量存在。
②碱性环境中含有大量OH-，凡能与之反应生成弱碱的金属阳离子、NH4+及所有酸式酸根离子、H+(中和)，都不能大量存在。
③加入铝产生氢气及由水电离的H+或OH-非常小(水的电离被强烈抑制)，可能是强酸性环境，也可能是强碱性环境。
④附：常见题给提示的溶液酸碱性情况
A.直接点明、
B.溶液的PH值、
C.H+或OH-的浓度、
D.使酸碱指示剂变色情况、
E.Kw与H+或OH-比值大小、
F.H+与OH-比值大小、
G.由水电离的H+或OH-的大小。
⑸其他题意要求：加入某粒子的反应情况、已经含有某离子的情况等。
⑹常见的：
A.因氧化还原反应不能大量共存的氧化性的：MnO4-、ClO-、Fe3+、NO3-(H+)与还原性的I-、S2-、HS-、SO32-、HSO3-、Fe2+等;
B.因双水解不能大量共存的：Al3+与CO32- 、HCO3-、S2-、HS-、HSO3-、AlO2-,Fe3+与CO32-、 HCO3-;
C.因络合反应不能大量共存的：Fe3+和SCN-、苯酚，NH3和Ag+、Cu2+、Ca2+等。
第二片：离子方程式
用来表示离子反应的方程式。遵循电子守恒、电荷守恒、质量守恒，三大守恒。考查方式通常有判断正误和书写两种方式，是化学考试的重点和热点。
⑴必须符合反应的客观事实：如Fe和稀硫酸或稀盐酸只能生成Fe2+而不会生成Fe3+、稀硝酸和活泼金属反应不会生成氢气、Al3+和过量的氨水不会生成 AlO2-等等(相同的反应物因相对量的不同，产物不相同的书写。这个问题我们后面单独讨论)。
⑵电子守恒：若是发生的氧化还原反应，氧化剂得电子总数一定等于还原剂失电子总数。
⑶电荷守恒：反应物所带正负电荷代数和总数等于生成物所带正负电荷代数和总数。
⑷质量守恒：参加反应的各元素原子总数前后相等。
⑸相关物质的书写要正确，即通常所说的“拆”与“不拆”的问题。为了方便应用，记住一句话就行：只有可溶性强电解质在水溶液中才能拆开写。即：单质、氧化物、非电解质、弱电解质、难溶、易挥发均不能拆开。
注意：①微溶物最常考的是Ca(OH)2，通常都是以澄清石灰水的形式出现，此时，要拆为Ca2+和OH-，若说是石灰乳或石灰粉则不能拆开。
②常见的酸式酸根，只有硫酸氢根在水溶液中拆开写。
第十一篇---量不同离子方程式不同的反应
通常情况下，会指明那个是少量，那个是过量(将A加入B中，通常是A少量，B过量，-----当然特殊说明加到什么程度例外),也有指明相互间的数量或比例，此时需要先判断过量、少量及程度)。
第一片：连续反应情况
生成的产物可与过量的物质继续反应的离子反应
1.CO2、SO2、H2S等通入氢氧化钠溶液
⑴气体少量：生成CO32-、SO32-、S2-(若是氢氧化钡或澄清石灰水，生成对应沉淀)
⑵气体过量：生成HCO3-、HSO3-、HS-
2.Na2CO3、Na2SO3、Na2S等和盐酸的反应(NaH2PO4和Na3PO4类似，不常考)
⑴盐酸少量：生成HCO3-、HSO3-、HS-
⑵盐酸过量：放出CO2、SO2、H2S气体
3.AlCl3和NaOH的反应，
⑴加入少量NaOH溶液：Al3++3OH-==Al(OH)3↓
⑵加入过量NaOH溶液: Al3++4OH-==AlO2-+2H2O
(通入氨气或滴加氨水，只生成Al(OH)3沉淀)，
4.NaAlO2盐酸的反应
⑴加入少量的盐酸：AlO2-+H++H2O==Al(OH)3↓
⑵加入过量的盐酸：AlO2-+4H+==Al3++2H2O
(NaAlO2溶液中通入少量CO2气体，2AlO2-+CO2+3H2O==2Al(OH)3↓+CO32-，通入过量CO2气体，AlO2-+CO2+2H2O==Al(OH)3↓+HCO3-，漂白粉溶液中通入CO2气体类似，但是，若通入SO2就是氧化了，苯酚钠溶液中通入CO2，总是生成HCO3-)。
5.硝酸银溶液和氨水的反应
⑴少量氨水：Ag++NH3·H2O=AgOH↓+NH4+
⑵过量氨水：Ag++2NH3·H2O=Ag(NH3 )2++2H2O
6.Fe和稀硝酸的反应，
⑴少量Fe：Fe+NO3-+4H+=Fe3++NO↑+2H2O
⑵过量Fe：3Fe+2NO3-+8H+=3Fe2++2NO↑+4H2O
⑶Fe过量部分，生成_ Fe3+mol的和Ymol的Fe2+
3(_+Y)Fe+(3_+2Y)NO3-+4(3_+2Y)H+=3_Fe3++3YFe2++(3_+2Y)NO↑+2(3_+2Y)H2O
(前面五种情况的部分过量，参照该反应，进行电荷守恒和质量守恒即可)
7.⑴NaHCO3溶液和澄清石灰水、⑵Ca(HCO3)2和NaOH、
⑶Ca(HCO3)2和澄清石灰水的反应。这几个反应，都是先写少量的反应物，设其为1mol,在离子方程式中反应各离子的系数比，一定等于其原来组成的计量比。
①澄清石灰水少量：Ca2++2OH-+HCO3-=CaCO3↓+CO32-+2H2O
②NaHCO3少量：HCO3-+OH-+Ca2+= CaCO3↓+ H2O
(第三组巧合，无论谁少量都是Ca2++OH-+HCO3-=CaCO3↓+H2O)
第二片：先后反应的情况
即：几种离子均和同种微粒反应，但有先后情况，结合能力最强的最先反应;前面反应进行完毕后，后面的反应才能进行。(同样可先设少量反应物为1mol,认清反应顺序)。
1.Mg(HCO3)2和NaOH的反应(澄清石灰水、Ba(OH)2反应相似)
⑴少量NaOH溶液：
⑵过量NaOH溶液：
2.NH4HCO3和NaOH的浓或加热反应(稀溶液、不加热写成NH3·H2O形式)
⑴少量NaOH溶液：
⑵过量NaOH溶液：
3.FeI2溶液中通入Cl2或滴加氯水( 注意还原性:I->Fe2+>Br-)
⑴少量Cl2：2I-+ Cl2=I2+2Cl-
⑵过量Cl2：2Fe2++4I-+ 3Cl2=2Fe3+2I2+6Cl-
⑶FeI2溶液和Cl2以3:4反应，首先判断3mol的.FeI2完全氧化失9mol的电子，4mol的Cl2全部还原得8mol电子，9>8说明氯气是部分过量的少量，氯气全部被还原，有电子守恒，离子方程式是：4 Cl2+6I-+2Fe2+=2Fe3++3I2+8Cl-(若是FeBr2溶液，离子方程式为：8Cl2+6Fe2++10 Br-=6Fe3++5Br2+16Cl-).
第三片：互不干涉的独立反应
(这类反应的书写原则和第一类的第7种情况相同)
1.NaHSO4和Ba(OH)2的反应，
⑴NaHSO4少量(只说将NaHSO4滴加到Ba(OH)2溶液中、将NaHSO4滴加到Ba(OH)2溶液中至沉淀完全、将Ba(OH)2滴加到NaHSO4溶液中至沉淀完全)：
H++SO42-+OH-+Ba2+=BaSO4↓+H2O
⑵Ba(OH)2少量(只说将Ba(OH)2滴加到NaHSO4溶液中、将Ba(OH)2滴加到NaHSO4溶液中至溶液呈中性、将NaHSO4滴加到Ba(OH)2溶液中至溶液呈中性)：Ba2++2OH-+SO42-+2 H+=BaSO4↓+2H2O
⑶沉淀完全后继续滴加：H++OH-= +H2O，溶液呈中性后继续滴加：SO42-+ Ba2+=BaSO4
2.明矾和Ba(OH)2的反应
⑴向明矾溶液中逐渐滴入Ba(OH)2溶液使SO42-恰好完全沉淀(沉淀的质量最大、只有一种沉淀、氢氧化铝全部溶解，1:2这几种说法都是该种情况)：
Al3++2SO42-+2Ba2++4OH-==2BaSO4↓+AlO2-+2H2O
⑵向明矾溶液中逐渐滴入Ba(OH)2溶液使Al3+恰好完全沉淀(沉淀的物质的量最大，2：3)：2Al3++3SO42-+3Ba2++6OH-==3BaSO4↓+2Al(OH)3↓
⑶明矾和Ba(OH)2以5：9反应，此时，Al(OH)3部分溶解，而BaSO4没有沉淀完全：5Al3++9SO42-+9Ba2++18OH-==9BaSO4↓+2Al(OH)3↓+3AlO2-+6H2O
(注意：配平时，先配电荷守恒，再配质量守恒)
第四片：原理不同，产物不同
1.铜和浓硝酸的反应
⑴少量的Cu：Cu+4H++2NO3_=Cu2++2NO2↑+2H2O
⑵过量的Cu(此时变为稀硝酸)3Cu+8H++2NO3_=3Cu2++2NO↑+4H2O
(锌和浓硫酸反应，少量Zn放SO2、过量Zn放H2，原因一样)
2.FeCl3和Na2S的反应
⑴FeCl3溶液过量：2Fe3++S2-=2Fe2++S↓
⑵FeCl3溶液少量：2Fe3++3S2-=S↓+2FeS↓
⑶FeCl3溶液极少量：Fe3++3S2-+3H2O=Fe(OH)3+3HS-
(也有学者写成Fe(OH)3↓+H2S↑或Fe2S3，视题给信息而定)。
第十二篇---氧化还原反应
第一片：概述
1.概念：一种物质被氧化，一种物质被还原的反应。(注意：该处的“一种”是广义的“一种”，非就是一种，可能是多种。有被氧化、还原的物质即可)
2.特征:有化合价的改变。
3.实质:有电子的转移。(电子的得失→形成离子键，共用电子对的偏移→形成极性共价键，统称电子转移)
4.关系:
⑴氧化和还原的关系：
是一个反应的不同对象，相互对立，相互依存，不是两个孤立的反应。像“买和卖”一样。
⑵和四类基本反应类型的关系：
置换反应一定是氧化还原反应，复分解反应一定是非氧化还原反应，化合反应和分解反应不一定。(注意：有单质参加或有单质生成的化学反应，不一定是氧化还原反应，如：同素异形体的转变等)
⑶和有机氧化还原的关系
有机的氧化是除氢或加氧，还原是除氧或加氢，若从化合价(氧化数)的改变看，和无机的氧化还原反应是一致的。
⑷几个重要概念间的关系
化合价升高→失电子→做还原剂→表现还原性→被氧化→发生氧化反应→得氧化产物;
化合价降低→得电子→做氧化剂→表现氧化性→被还原→发生还原反应→得还原产物
5.表示：
⑴单线桥法 例：
⑵双线桥法 例：
第二片：规律
1.守恒规律
参加氧化还原反应的各元素，化合价升降总数相等，即：氧化剂得电子总数等于还原剂失电子总数，即电子守恒。
2.先后规律
氧化、还原性强的氧化、还原剂，优先被还原或氧化，如在FeBr2和FeI2的混合液中滴入氯水，因还原性I->Fe2+>Br-，所以，I-最先被氧化，当Fe2+部分被氧化时，溶液中肯定没有I-，Br-一定还没有被氧化。
3.价态规律：
⑴某元素处于最高价时，只有氧化性;最低价时，只有还原性;中间价态时，既有氧化性又有还原性。(注意：非价态愈高氧化性愈强，价态愈低还原性愈强)。
⑵不同物质的同种元素，处于不同价态时，生成物往中间价态靠拢(注意只靠近，不交叉。也有叫归中规律的)如：H2S+H2SO4(浓)=S+SO2+H2O，氧化产物是S，还原产物是SO2。另：浓硫酸可以干燥SO2(二者硫元素无中间价态，不反应)。
⑶元素处于中间价态时，一般可以向相邻价态歧化(也有叫歧化规律的)，如：Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O.条件不同时，也有可能其他歧化方式。
第三片：对比
即氧化、还原性强弱的对比，其常见标准有：
1.依据化学方程式。方程式所有物质中，氧化剂氧化性最强，还原剂还原性最强。
2.依据反应条件。和同一氧化剂(或还原剂)反应的不同还原剂(或氧化剂)，反应条件要求愈高，如：浓度、温度、压强等(不包括催化剂)，其还原性(或氧化性)就愈弱。反之，愈强。
3.依据金属活动顺序表。愈靠前，还原性愈强(对应阳离子氧化性愈弱，Fe3+氧化性强于Cu2+，是正常价态的对应离子)。
4..依据元素周期表。金属的还原性：同周期原子序数愈小(靠左)、同主族原子序数愈大(靠下)，还原性愈强，。非金属的氧化性：同周期原子序数愈大(靠右)、同主族原子序数愈小(靠上)，氧化性愈强(对应阴离子氧化性愈弱)。
5.根据电化学判断。
⑴原电池中：
①负极还原性强于正极，
②正极优先放电的阳离子氧化性强。
⑵电解池中：
①阳极优先放电的阴离子还原性强，
②阴极优先放电的阳离子氧化性强。
第四片：配平(1)
1.原则：遵循三大守恒。
2.步骤：电子守恒→电荷守恒→质量守恒。
3.方法：十字交叉法。
附：例题：NH3+O2=NO+H2O,
⑴先正确标出变价元素的化合价及1mol的该物质得失电子总数：
⑵交叉电子得失总数目为对方系数：→4NH3+5O2=NO+H2O，
⑶调整氧化还原产物系数：4NH3+5O2=4NO+6H2O，
⑷最后调整非氧化还原元素系数，该反应已平，无需调整。
①若得失电子有公约数，要约掉再交叉，例：2H2S+SO2=3S+2H2O
②若系数出现分数，要扩大相应倍数，例：8NH3+6NO2=7N2+12H2O
③化合反应和归中反应要从前往后配，而分解反应及歧化反应要从后往前配，具体方法和前面一样。例：3S+6NaOH=2Na2S+Na2SO3+3H2O
④部分氧化还原的反应，应先配平氧化还原部分后，再加上未被氧化还原的。例：过量的铁粉和稀硝酸的反应， 3Fe+8HNO3(稀)=3Fe(NO3)2+2NO↑+4H2O
⑤多种元素变价的反应，一定注意是1mol的该物质得失电子总数。
例:
如果是生成多个价态物质，按照要求，按一种物质处理。例：一定量的铁和稀硝酸反应，生成的Fe2+和Fe3+之比是2∶3，其方程式的配平如下：15Fe+52HNO3(稀)=6Fe(NO3)2+9Fe(NO3)3+13NO↑+26H2O
第四片：配平(2)
⑦化还原的离子反应，先配电子守恒、再配电荷守恒(有时根据反应环境补充H+或OH-等相关离子)、最后配质量守恒。
例：SO2使酸性KMnO4溶液褪色， 5SO2+2MnO4-+2H2O=5SO42-+2Mn2++4H+
⑧复杂的离子反应，亦如此。例：Cu2S使酸性K2Cr2O7溶液褪色3Cu2S+5Cr2O72-+46H+=6Cu2++3SO42-+10Cr3++23H2O
⑨有机物参加的反应，关键标对C元素的化合价(氧化数)，方法完全一致。例：碱性条件下乙烯和高锰酸钾溶液反应，生成黑色沉淀MnO2，同时被氧化为乙二醇的离子方程式。
3CH2=CH2+2MnO4-+4H2O=2MnO2+3HOCH2CH2OH+2OH-
很明显，标对化合价是解决配平的根本出发点，至关重要，通常的标价通常是：先标金属后标非金属(因金属只有正价，有负价的一定是非金属)，非金属内部的标价顺序及标价为：，后标的非金属都是以化合价代数和等于O进行计算而得(计算得的数值0、分数、带_的都无所谓)
⑸计算：均利用的电子守恒，即氧化剂得电子总数等于还原剂失电子总数。
第十三篇---元素周期律
第一片：概述
1.概念：元素的性质随原子序数的递增，呈现周期性的变化。
2.决定因素：周期表中元素核外电子排布的周期性变化
3.内容
同周期(左→右)
同主族(上→下)
核外电子排布
电子层数相同，最外层电子数从1逐渐增加至稳定结构
电子层数逐渐增加，最外层电子数相同
元素化合价
最高正价从+1逐渐增加到+7(一、二周期除外)从第ⅣA族出现-4逐渐增加至-1，最后以0价结束
最高正价及最低负价相同，最高正价等于其族序数
原子半径
逐渐减小
逐渐增大
金属性、非金属性
金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强
金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱
电负性
逐渐变大
逐渐变小
电离能
逐渐增大
逐渐减小
第二片：中学阶段需要知道的几个相关问题(1)
1.化合价知识：
⑴数值是化合物中原子得失电子(离子化合物)或形成共用电子对(形成共价化合物)的数目
⑵单质化合价为0，但化合价为0的不一定是单质，如HCHO、C2H4O2中的C的化合价等(也可能是分数→氧化数)
⑶金属只有正价，有负价的一定的非金属
⑷主族元素最高正价等于其族序数(F、O除外)
⑸F是唯一没有正价的元素(O有+2价，OF2)
⑹化合