化学人教版高一上期中复习资料
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高一上期中复习资料一
第一部分 化学实验基本方法
一、化学实验安全
1、遵守实验室规则：认真阅读并牢记实验室规则
2、了解安全措施：防火、防爆、防毒、防腐
3、掌握正确的操作方法：
(1)取用药品的方法：
①药品取用原则：少量，节约，安全
不能用手接触药品，也不要把鼻孔凑到瓶口去闻药品或气体的气味;更不能尝任何药品;注意节约药品，尽量取少量，用剩的药品不能随意弃置，也不能放回原瓶，要放入指定的容器内;注意实验安全，如果发生意外，应立即正确处理。
②固体药品的取用：
固体粉末：用药匙或纸槽，“一斜二送三直立”;块状、密度大：用镊子夹取，“一横二送三慢立”。
③液体药品的取用：定量取用一定体积液体药品应当用量筒，先将试剂瓶塞取下，倒放在桌上，将试剂瓶瓶签朝向手，将药液缓缓倒人量筒。读数时应将量筒垂直平稳放在桌面上，并使量筒的刻度与量筒内的液体凹液面的最低点保持在同一水平面。
(2)常见仪器的使用方法：试管、烧杯、烧瓶、酒精灯、试管夹、酒精灯、天平。
(3)加热的方法
①预热：给试管里的固体加热应当先进行预热，用试管在火焰上来回移动均匀受热，待试管受热均匀后再将火焰固定加热受热容器，试管口应向下倾斜。
②固体加热：给试管里的固体加热，受热容器外壁不能有水，以防止受热不均而破裂。加热时应将管口略微向下倾斜，以防形成的水滴倒流至管底而引起试管破裂。操作时，先要将试管均匀受热再将火焰固定加热盛有固体的试管底部。
③液体加热：对盛有液体的试管加热，要使管口向斜上方倾斜(约45。角)，试管口不能对着人。加热试管的中下部;试管内液体不超过试管容积的1/3;加热时，还要不断振荡试管，以防止局部受热沸腾而飞溅。
(4)仪器的洗涤方法
①洗涤干净的标志：仪器内壁均匀地附着一层水膜时，仪器内壁上的水即不聚成水滴，也不成股流下，就表明已洗涤干净了。
②洗涤步骤：先用自来水冲、再用洗涤液(根据附着的物质选择)洗、然后用自来水冲、最后蒸馏水洗(若为试剂瓶，则还应将试管用待装试剂润洗)。
(5)气体收集的方法：
①向上排空气法：适合收集密度比空气大且不与空气中物质发生反应的气体。
②向下排空气法：适合收集密度比空气小且不与空气中物质发生反应的气体。
③排水法：适合收集难溶于水或不易溶于水且不与水发反应的气体。
说明：密度与空气接近的气体不适合用排空气法收集。例如，N2、NO和CO。
二、混合物的分离与提纯
1、过滤和蒸发
(1)过滤：将固体从液体中分离出来的一种方法叫做过滤。过滤操作要求：“一贴、二低、三靠”。适用范围：不溶性固体和液体的分离。
(2)蒸发：通过加热使溶液中的溶剂变成蒸气，从而将溶质从溶液中分离出来的操作方法叫做蒸发。适用范围：可溶性固体和溶剂的分离。
操作要求：玻璃棒不停的搅拌，防止局部沸腾;出现较多固体时停止加热。
(3)粗盐中除去不溶性杂质的步骤：溶解、过滤、蒸发。
(4)SO42-检验：
(5)氯离子的检验方法：
(6)食盐中可溶性杂质的除去方法：分别用足量的氯化钡、碳酸钠、氢氧化钠溶液除去硫酸盐、CaCl2、MgCl2;过量的氯化钡可以用碳酸钠除去，过量的碳酸钠和氢氧化钠可以用盐酸除去。
2、蒸馏和萃取
(1)蒸馏：利用液体混合物中各组分的沸点不同，用加热的方法分别分离液体混合物中不同沸点的成分的一种分离方法叫做蒸馏。蒸馏主要用于分离液体混合物。
【操作要求】①冷凝水下口进，上口出;②温度计水银球在支管口;③加热要有石棉网，烧瓶中要放碎瓷片，液体不超过蒸馏烧瓶的1/3。
(2)萃取：
①定义：利用溶质在互不相溶的溶剂里溶解度的不同，用一种溶剂把溶质从它与另一溶剂所组成的溶液里提取出来的操作叫做萃取。
②萃取剂的要求：溶质在萃取剂里的溶解度大于在原溶剂中的溶解度;萃取剂与溶质和溶剂不反应;萃取剂与溶剂不相互溶解。
③萃取用的主要仪器：分液漏斗
④操作步骤：加液→振荡→静置→分液
⑤操作要求：振荡时防止将活塞摔出;分液时先下后上，下层液体从下口出，上层液体从上口出。
高一上期中复习资料二
第二部分 化学计量在实验中的作用
一、物质的量
物质的量也是与质量、长度一样的物理量是国际单位制中的7个基本物理量。单位为摩尔，符号为mol。
1、物质的量
①含义：物质的量是表示构成物质的微观粒子多少的物理量。它表示含有一定数目粒子的集合体。②符号：n ③单位：摩尔(mol)
2、摩尔
摩尔是物质的量的单位，每摩尔物质含有阿伏加德罗常数个微粒。
摩尔简称“摩”，符号为 “mol”。
3、阿伏加德罗常数
0.012kg12C所含的碳原子数叫做阿伏加德罗常数。通常用近似值6.02×1023mol-1 符号：NA 单位：mol-1
1mol任何粒子含有阿伏加德罗常数个微粒;含有阿伏加德罗常数个微粒的集合体的物质的量都是1mol。
4、物质的量和微粒个数的关系：
【推论】：
①物质的物质的量相同，粒子数就相同。
②物质的物质的量之比，等于粒子数之比。
5、摩尔质量：
①定义：单位物质的量的物质所具有的质量叫做摩尔质量。
②摩尔质量的符号为：M;
③单位：(克/摩)g/mol
④规律：1mol任何粒子或物质的质量都以克为单位，在数值上与该粒子的相对原子质量或相对分子质量相等。
6、物质的质量与物质的量之间的关系：
二、气体摩尔体积
1、固体、液体和气体的体积比较
在外界条件相同、粒子数也相同的情况下，固体和液体的体积不同，而气体的体积基本相同。
2、决定物质体积的主要因素
决定物质体积的主要因素：①粒子的数目;②粒子的大小;③粒子的间距。
3、阿伏伽德罗定律
阿伏伽德罗定律：在相同的温度和压强下，相同体积的任何气体都含有相同数目的的粒子。
①同温同压下，相同体积的任何气体的物质的量都相同。
若V1=V2，则n1=n2 .
②同温同压下，任何气体的体积之比等于物质的量之比。
③同温同压下，任何气体的密度之比等于摩尔质量之比。
④同温同容下，任何气体的压强之比等于物质的量之比。
⑤气体的摩尔质量等于标况下的密度与标况下的气体摩尔体积之积。
⑥相对密度和平均相对分子质量:DO2=MO2/ MH2
4、气体摩尔体积
①定义：在一定条件下，单位物质的量的气体所占的体积叫做气体摩尔体积。符号：Vm ，单位：L/mol 或 L·mol-1。
②在标准状况时的气体摩尔体积：在标准状况(101KPa，0℃)时，1摩尔任何气体的体积都约为22.4 L。所以，在标准状况时，气体摩尔体积约为22.4 L/mol。适用的条件：标准状况;适用的对象：任何气体
③关系式： V = n×Vm 或 Vm = V/n
三、物质的量在化学实验中的作用
1、物质的量浓度
(1)定义：以单位体积溶液里所含溶质B的物质的量来表示溶液组成的物理量，叫做溶质B的物质的量浓度。
(2)符号： CB
(3)单位：用mol/L
2、关系：
3、溶液配制
(1)仪器：天平、药匙、容量瓶、烧杯、玻璃棒、洗瓶、胶头滴管。
【容量瓶的使用方法】
v 选择：根据配置溶液的体积要求，选择需要的容量瓶的规格。
v 检查：往容量瓶中加水，塞好瓶塞，右手用食指顶住瓶塞，左手托住瓶底，把瓶倒立过来，观察瓶塞周围是否有水漏出，如果不漏水，把瓶塞旋转180°塞紧，仍把瓶倒立过来，再检查。
v 洗涤：将容量瓶用要配置溶液的试剂(一般是水)洗净即可，不能用溶液润洗。
(2)配制过程
①计算：根据配置溶液的需要，计算所需溶质的质量;
②称量：根据计算结果，称量溶质;
③溶解：将称好的溶质在小烧杯中加适量水溶解;
④转移：将溶解好的溶液通过玻璃棒引流注入容量瓶，并将烧杯用蒸馏水洗涤2～3次，并将洗液也注入容量瓶，摇匀容量瓶;
⑤定容：将蒸馏水注入容量瓶至液面距离刻度线1～2cm处，改用胶头滴管滴加蒸馏水至液面与刻度线相切，盖上瓶塞，上下颠倒摇匀，即可。
(3)误差分析
配置物质的量浓度溶液的实验操作分为四种情况：溶液体积增大;溶液体积减小;溶质的物质的量增大;溶质的物质的量减小。其中，溶液体积增大和溶质的物质的量减小使溶液浓度偏小;溶液体积减小和溶质的物质的量增大使溶液浓度偏大。
①称量时所引起的误差：
使所配溶液的物质的量浓度偏高的主要原因：天平砝码沾有其他物质或锈蚀;调节天平零点时，游码放在刻度线的右端;试剂、砝码的左右位置颠倒;用量筒取液体时， 读数。
使所配溶液的物质的量浓度偏低的主要原因：直接称热的物质;砝码有残缺;在敞口容器中称量易吸收空气中其他成分或易挥发的物质时动作过慢;用量筒量取液体时， 读数，使所读液体的体积偏小。
②移液时引起的误差：
用于溶解稀释溶液的烧杯未用蒸馏水洗涤，使溶质物质的量 ，致使溶液的浓度 。转移或搅拌溶液时有部分液体溅出，致使溶液的浓度 。
③定容时引起的误差：
定容时，容量瓶内溶液的温度高于20℃，造成冷却后所量取的液体的体积 (大于、小于)容量瓶上所标注的液体体积，致使溶液浓度 。在给容量瓶定容时，仰视读数会使液体的体积 ，致使溶液浓度 ;俯视读数会使液体的体积 ，致使溶液浓度 。
5、溶液的稀释
(1)含义：溶液的稀释就是向溶液中加入一定量的溶剂，使溶液浓度变小的操作。
(2)实质：溶剂增加，浓度变小，溶质不变。
(3)规律：稀释前后，溶质的质量和物质的量保持不变。
溶液稀释规律：c(浓)·V(浓)=c(稀)·V(稀)
6、关于物质的量浓度的计算
(1)利用物质的量浓度概念直接计算
(2)一定物质的量浓度溶液的稀释：
溶液稀释规律：c(浓)·V(浓)=c(稀)·V(稀)
(3) 溶液中溶质的质量分数与物质的量浓度的换算
(4)溶液混合后溶质的物质的量浓度计算
①同种溶液混合
②互不反应的两种溶液混合
四、物质的量应用于化学方程式计算
1、计算依据:
参加化学反应的各物质的物质的量之比，等于其在化学方程式中的系数之比。
m A + nB = pC + qD
n(A)：n(B)：n(C)：n(D)= m： n： p：q
2、解题思路:
①求什么;②已知什么;③怎么求。
3、解题方法：
先根据已知条件求出相关物质的物质的量;再利用化学方程式列比例，求出所需物质的物质的量;最后利用有关公式，求出题目要求的量。
高一上期中复习资料三
第三部分 物质的分类
一、简单分类法及其应用
1、交叉分类法
(1)定义：就是指对一组事物进行分类时，应用两种或两种以上的分类方法进行分类的做法。
(2)特点：可以弥补单一分类方法的不能准确定位的不足;分类方法比较麻烦是交叉分类法的缺点。
(3)适用范围：适用于并列关系的物质的分类。
2、树状分类法
(1)定义：树状分类法是指按照事物之间的从属关系把同类事物进行分类，从而认识事物之间的相互关系的一种分类方法。
(2)特点：树状分类法可以把同类事物进行再分类，从而看清楚事物之间的关系。
(3)适用范围：适用于从属关系的物质的分类。
二、分散系及其分类
1、定义
①分散系：一种(或几种)物质以粒子形式分散到另一种物质里所得到的体系(混合物)，叫做分散系。
②分散质：被分散的物质叫分散质。
③分散剂：容纳分散质的物质叫分散剂。
2、分散系的分类：
(1)分散系的分类：按照分散质和分散剂的状态不同分散系可以分为九种。
(2)液体分散系的分类：
①按照分散质的状态分：当分散剂为液态时，分散系可以分为气液分散系、液液分散系、固液分散系。
②按照分散质粒子大小分：分散系可以分为溶液、浊液和胶体。
当分散剂为液态时，分散系可以分为溶液、浊液和胶体。一般来说，溶液分散质粒子小于1nm，浊液中粒子通常大于100nm，粒子大小介于1nm～100nm的为胶体。
(3)胶体：胶体是指分散质粒子直径介于1nm～100nm液态分散系。
3、胶体的性质
(1)相对稳定性
三种分散系稳定性比较：溶液稳定，浊液很不稳定，胶体介于溶液和浊液之间，在一定条件下能稳定存在。所以,胶体属于介稳体系。
(2)胶体粒子的通过性
胶体分散质可以通过滤纸，但不能通过半透膜。
【应用】可以利用滤纸分离浊液和溶液;也可以利用滤纸分离胶体和溶液。
(3)丁达尔效应
丁达尔效应：当光束通过胶体时，由于胶体粒子对光线散射而形成一条光亮的通路的现象，叫做丁达尔效应。
【应用】由于溶液没有丁达尔现象，所以可以利用丁达尔现象来区分胶体和溶液。
(4)布朗运动
胶体分散质颗粒在分散剂分子不均匀的撞击下，做无规则的运动即布朗运动。
影响：由于布朗运动存在，胶体颗粒不容易聚集成为较大颗粒而发生聚沉，它是胶体稳定存在的原因之一。
(5)电泳：在外加电场的作用下胶体微粒在分散剂里做定向移动的现象，叫做电泳。电泳现象说明胶体粒子带电荷。
影响：胶体粒子带相同的电荷，相互排斥，这是胶体能稳定存在的主要原因。
胶体稳定的原因：①胶体分散质颗粒在水分子不均匀的撞击下，做无规则的布朗运动，胶体粒子不易聚集;②同种胶体吸附同种电荷，所以它们互相排斥，这是胶体能稳定存在的主要原因。
(6)胶体的聚沉
①定义：在外界条件的作用下，胶体粒子聚集成较大的颗粒，形成沉淀从分散剂中析出的过程，叫做胶体的聚沉。
②方法：加热、加入电解质、加入带异性电荷的胶体。
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第四部分 离子反应
一、酸、碱、盐在水溶液中的电离
1、电解质和非电解质
(1)电解质:在水溶液里或熔融状态下能够导电的化合物叫做电解质。
(2)非电解质：在水溶液和熔融状态下都不导电的化合物叫做非电解质。
注意：①电解质、非电解质都应是化合物，不是单质或混合物。
②电解质导电必须是用化合物本身能电离出自由移动的离子而导电，不能是发生化学反应生成的物质导电。如：CO2、SO2溶于水能导电，是由于它们与水反应生成的H2CO3、H2SO3能导电，所以CO2、SO2不是电解质，而是非电解质。
③电解质的导电条件是水溶液里或熔融状态下。某些难溶于水的化合物(如BaSO4、AgCl等)，它们溶解的部分是完全电离的，但是由于它们溶解度太小，其水溶液几乎不导电，但在熔融状态下能导电，因此它们是电解质。
④酸、碱、盐、水都是电解质，蔗糖、酒精等是非电解质。
2、强电解质和弱电解质
①强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解质叫做强电解质。例如，强酸、强碱、大多数盐、金属氧化物。
说明：BaSO4、AgCl 等难溶于水，熔化或熔于水的部分是全部电离的，所以它们是强电解质。
②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叫做弱电解质。例如，NH3·H2O、CH3COOH等。
3、电离方程式：
(1)电离:电解质在水溶液中或熔融状态下，产生能自由移动的离子的过程称为电离。
(2)电离方程式:能表达电离过程的式子叫做电离方程式。
【特别注意】碳酸是一种弱酸，弱酸的酸式盐如碳酸氢钠在水溶液中主要是电离出钠离子还有碳酸氢根离子。而硫酸是强酸，其酸式盐就在水中则完全电离出钠离子，氢离子还有硫酸根离子。
4、酸碱盐的本质
(1)酸：电离时生成的阳离子全部是氢离子的化合物叫做酸。
(2)碱：电离时生成的阴离子全部是氢氧根离子的化合物叫做碱。
(3)盐：电离时生成的阳离子是金属离子，阴离子是酸根离子的化合物叫做盐。
二、离子反应及其发生的条件
1、离子反应
(1)定义：有离子参加的反应叫做离子反应。
(2)实质：离子反应的实质是某些离子之间结合生成新物质，使离子浓度发生变化。
2、离子方程式：
(1)定义：用实际参加反应的离子的符号来表示离子反应的式子叫做离子方程式。
(2)离子方程式的书写步骤
以硫酸铜与氯化钡反应为例：
①写：写出正确的化学方程式：CuSO4+BaCl2=BaSO4↓+CuCl2
②改：将易溶且易电离的物质改写成离子形式，而难溶、难电离及气体等仍用化学式表示：Cu2++SO42-+Ba2++2Cl-=BaSO4↓+Cu2++2Cl-
③删：删去方程式两边不参加反应的离子(相同的离子)：
Ba2++SO42-=BaSO4↓
④查：检查方程式两边各元素原子的个数和电荷总数是否守恒。
[明辨是非]哪些物质的化学式要改写，哪些物质的化学式不改写?
①必须改写成离子形式的物质：在反应中以离子形式存在的“易溶于水且易电离的物质”。
a、强酸：HCl、H2SO4、HNO3等;b、强碱：KOH、NaOH、Ba(OH)2;
c、可溶性盐：NaCl、Na2SO4、KNO3等，请学生课后复习溶解性表。
②不能改写成离子，仍用化学式表示的物质：在反应中不是以离子形式存在的物质。
a、难溶的物质：Cu(OH)2、BaSO4、AgCl 等。
b、难电离的物质：CH3COOH、NH3·H2O、水。
c、气体：H2、H2S、CO2、SO2等。
d、单质和氧化物：H2、Na、I2、Na2O、Fe2O3等。
③可改可不改的物质：微溶物在离子方程式中的形式根据具体情况决定。
微溶物若为澄清溶液，则写成离子形式，若为浑浊，则写成化学式。
例如，澄清的石灰水与其它物质反应时Ca(OH)2应拆开，而浑浊的石灰水(或石灰乳)与其它物质反应时Ca(OH)2不能拆开。
(3)离子反应方程式的意义：
①离子反应方程式揭示了离子反应的实质。
②离子反应方程式不仅表示一个具体的离子反应，而且也表示所有同一类型的离子反应。
3、离子反应发生条件
复分解型离子反应发生的条件：反应生成沉淀、气体或难电离的物质(弱酸、弱碱、水等)。
(1)生成难溶物质，如Cu(OH)2、BaSO4、AgCl等。
CuSO4+BaCl2=BaSO4↓+CuCl2
(2)生成气态物质，如：H2S、CO2、SO2等。
CaCO3+2HCl=CaCl2+H2O +CO2↑
(3)生成难电离物质，如CH3COOH、NH3·H2O、水等。
NaOH+HCl=NaCl+H2O
三、判断离子方程式正误的方法
【方法指导】判断离子方程式是否正确时，主要针对书写时离子方程式可能出现的失误进行，通常会出现的失误是：写错化学式、改写错误、遗漏离子、电荷或原子不守恒等，为了找出错误我们可以做相应的检查，即可发现错误。
【归纳与总结】判断离子方程式正确与否的方法：五查
(1)检查反应物和生成物是否正确。
(2)检查原子是否守恒。
(3)检查电荷是否守恒。
(4)检查各物质改写是否正确。
(5)检查阴阳离子的配比是否符合化学方程式。
【注意】
①若对于某个比较复杂的离子方程式，如果不好判断正确与否时，就可以按步骤写出正确的离子方程式，然后比较。
②判断正误时要特别关注反应物用量对化学反应产物的影响。
③有些化学反应不宜用离子方程式表示，如果写出离子方程式肯定是错误的。例如，利用氯酸钾和二氧化锰的固体混合物加热制取氧气。
四、离子共存问题
判断离子共存的依据：离子间是否反应。
【口诀】：离子之间不反应者能共存，能反应者能不共存。
【归纳与总结】离子间不能共存的几种情况：
①生成难溶物质，如生成Cu(OH)2、BaSO4、AgCl 等;
②生成难电离物质，如生成CH3COOH、NH3·H2O、水等;
③生成易挥发物质，如生成H2S、CO2、SO2等;
④发生氧化还原反应，如具有氧化性的离子NO3-、MnO4-(有H+离子存在)、Fe3+和具有还原性的离子I-、Br-、SO32-，不能共存;
【注意】隐含条件：
(1)题目中是否说明溶液的酸碱性，据此来判断溶液中是否有大量的H+或OH-。
(2)题目中是否说明溶液的颜色，如无色时可排除Fe3+、Cu2+、MnO4-、Fe2+等有色离子的存在。
(3)题目中是否说明反应类型及特殊反应。
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第五部分 氧化还原反应
一、氧化还应反应
1.从得氧失氧的角度分析
一种物质被氧化的同时一种物质被还原的反应，叫做氧化还原反应。※氧化反应和还原反应同时进行叫做氧化还原反应。
2.从化合价变化的角度分析
①化合价升高被氧化;化合价降低被还原。
②有元素化合价升降的反应是氧化还原反应，没有元素化合价升降的反应不是氧化还原反应(即非氧化还原反应)。
③同一氧化还原反应中,化合价升高的总价数等于化合价降低的总价数。
④化学反应按照化合价是否变化分类可以分为两类:一类是有化合价变化的反应(氧化还原反应);另一类是没有化合价变化的反应(非氧化还原反应)。
说明：利用化合价升降的观点，不仅能分析有得氧、失氧的反应，也能分析无得氧失氧但反应前后元素化合价有变化的反应。
3.从电子转移的角度分析
①凡是有电子转移(得失和偏移)的反应都是氧化还应反应，凡是没有电子转移(得失和偏移)的反应都是非氧化还应反应。
②物质失去电子的反应叫做氧化反应;物质得到电子的反应叫做还原反应。
③化合价升高(或降低)的价数等于失去(或得到)的电子数，同一反应中得到电子总数等于失去电子总数。
归纳：①氧化还原反应的概念
有化合价升降的反应或有电子转移(得失或偏移)的反应叫做氧化还原反应。
氧化反应：元素化合价升高的反应叫做氧化反应;实质是：物质中某元素原子失去(或偏离)电子。
还原反应：元素化合价降低的反应叫做还原反应;实质是：物质中某元素原子得到(或偏向)电子。
②氧化还原反应的特征：元素的化合价发生变化。
③氧化还原反应的实质：发生电子转移(得失或偏移)。
④氧化还原反应的规律：同一反应中得失电子总数相等，化合价升降总数相等。
⑤氧化还原反应中，电子转移和化合价升降的关系：
失去电子→化合价升高→氧化反应;得到电子→化合价降低→还原反应。
口诀：失升氧，得降还。
4.氧化还原反应的表示方法
(1)双线桥法：
①双线桥法：表示同种元素的原子在反应前后电子得失情况和数目的图式。
②方法：双线桥的箭头始于反应物中化合价发生变化的元素的原子，箭头指向生成物中发生化合价变化后对应元素的原子。在线上标明“失去”或“得到”电子总数。
(2)单线桥法：
①含义：单线桥法是表示反应物中原子之间电子转移的方向和数目的图式。
②方法：在氧化剂和还原剂之间表示电子转移关系。在线上标出电子转移总数，箭头指出转移的方向。
二、氧化剂和还原剂
1、氧化剂和还原剂：
(1)概念：
【定义1】在氧化还应反应中，起氧化作用的物质叫做氧化剂，氧化剂具有氧化性,氧化剂在反应中被还原;起还原作用的物质叫做还原剂，还原剂具有还原性,还原剂在反应中被氧化。
【定义2】所含元素化合价降低的物质(或得到电子的物质)叫做氧化剂;所含元素化合价升高的物质(或失去电子的物质)叫做还原剂。
(2)氧化剂和还原剂的表现：
氧化剂：得电子→化合价降低→被还原→变成还原产物
还原剂：失电子→化合价升高→被氧化→变成氧化产物
※氧化产物和还原产物
氧化反应的产物叫做氧化产物(还原剂被氧化后的产物);还原反应的产物叫做还原产物(氧化剂被还原后的产物)。
(3)氧化性和还原性
氧化性：氧化剂具有的性质叫做氧化性;得电子的性质叫做氧化性。
还原性：还原剂具有的性质叫做还原性;失电子的性质叫做还原性。
2、常见的氧化剂和还原剂
(1)氧化剂：化合价可以降低的物质。例如，活泼的非金属单质：O2、Cl2、Br2等;含高价金属阳离子的化合物：FeCl3、CuCl2等;含某些较高化合价元素的化合物：浓H2SO4、HNO3、KMnO4、MnO2等。
(2)还原剂：化合价可以升高的物质。例如，活泼或较活泼的金属：K、Ca、Na、Al、Mg、Zn等;含低价金属阳离子的化合物：FeCl2等;某些非金属单质：C、H2等;含有较低化合价元素的化合物：H2S、KI等。
(3)既可作氧化剂又可作还原剂的物质：化合价既可以升高，又可以降低的物质。
在有可变化合价的化合物中，具有中间价态的物质既可作氧化剂，又可作还原剂，如：Cl2、S、SO2、H2SO3等;含有较低化合价元素，同时又含有较高化合价元素的化合物，例如，HCl既可作氧化剂，又可作还原剂。
【注意】：氧化剂和还原剂的确定要以实际反应为依据，是相对而言的，同一物质在不同条件下，可以作还原剂，也可以作氧化剂。因此对规律性的知识既不能生搬硬套，也不能死记硬背，灵活掌握知识，以辩证的观点去看待问题、解决问题。
3、氧化性、还原性及其强弱的判断
氧化性强弱：夺取电子能力的强弱;还原性强弱：失去电子能力的强弱。
(1)根据金属活泼性判断：
单质的还原性(失电子能力)减弱;对应的金属阳离子的氧化性(得电子能力)增强。(注意：氧化性Cu2+〈Fe3+〈Ag+)
(2)根据反应方程式判断：
氧化性：氧化剂 > 氧化产物;还原性：还原剂 > 还原产物
(3)依据元素化合价判断
最高价—只有氧化性;最低价—只有还原性;中间价—既有氧化性又有还原性。一般而言，对于同一种元素，价态越高，其氧化性越强;价态越低，其氧化性越弱。(注：同一元素相邻价态之间不发生氧化还原反应)。
【注意】：氧化还原性的强弱只与该原子得失电子的难易程度有关，而与得失电子数目的多少无关。得电子能力越强，其氧化性就越强;失电子能力越强，其还原性就越强。
三、氧化还应反应的类型
分析：氧化还应反应是一大类反应，它还可以再分为以下几个类型。
(1)基本型：不同物质的不同元素之间的氧化还原反应。例如，Fe+CuCl2=FeCl2+Cu.
(2)复杂型：多种物质多种元素之间发生的氧化或还原的氧化还应反应。例如，3C+2KNO3+S=K2S+N2+3CO2
(3)自身氧化还应反应：同一种物质既作氧化剂又作还原剂的氧化还应反应。例如，2KClO3=2KCl+3O2
歧化反应：同一种物质中的同一种元素化合价既升高又降低的氧化还应反应。例如，Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O
(4)归中反应：同种元素不同价态间生成同价态产物的氧化还应反应。例如，2H2S+SO2=3S+2H2O ;KClO3+6HCl=KCl+3Cl2+3H2O
【同种元素氧化还原反应规律】：只靠拢，不相交，相邻价态不反应。