氧化还原反应：
有电子转移（得失或偏移）的反应；（无电子转移(得失或偏移)的反应为非氧化还原反应）

反应历程：
氧化还原反应前后，元素的氧化数发生变化。根据氧化数的升高或降低，可以将氧化还原反应拆分成两个半反应：氧化数升高的半反应，称为氧化反应；氧化数降低的反应，称为还原反应。氧化反应与还原反应是相互依存的，不能独立存在，它们共同组成氧化还原反应。

氧化还原反应中存在以下一般规律：

强弱律：氧化性：氧化剂>氧化产物；
还原性：还原剂>还原产物。
价态律：元素处于最高价态，只具有氧化性；元素处于最低价态，只具有还原性；处于中间价态，既具氧化性，又具有还原性。
转化律：同种元素不同价态间发生归中反应时，元素的氧化数只接近而不交叉，最多达到同种价态。
优先律：对于同一氧化剂，当存在多种还原剂时，通常先和还原性最强的还原剂反应。守恒律：氧化剂得到电子的数目等于还原剂失去电子的数目。

氧化还原性的强弱判定：

物质的氧化性是指物质得电子的能力，还原性是指物质失电子的能力。物质氧化性、还原性的强弱取决于物质得失电子的能力（与得失电子的数量无关）。从方程式与元素性质的角度，氧化性与还原性的有无与强弱可用以下几点判定：
（1）从元素所处的价态考虑，可初步分析物质所具备的性质（无法分析其强弱）。最高价态——只有氧化性，如H₂SO₄、KMnO₄中的S、Mn元素；最低价态，只有还原性，如Cl^-、S^2-等；中间价态——既有氧化性又有还原性，如Fe、S、SO₂等。
（2）根据氧化还原的方向判断：氧化性：氧化剂>氧化产物；还原性：还原剂>还原产物。
（3）根据反应条件判断：当不同的氧化剂与同一种还原剂反应时，如氧化产物中元素的价态相同，可根据反应条件的高、低进行判断，如是否需要加热，是否需要酸性条件，浓度大小等等。

电子的得失过程：

其过程用核外电子排布变化情况可表示为：

盐类水解原理的应用:

(1)盐水解的规律：
①谁弱谁水解，谁强显谁性，越弱越水解，都弱都水解，无弱不水解
②多元弱酸根、正酸根离子比酸式酸根离子水解程度大得多，故可只考虑第一步水解
(2)具体分析一下几种情况：
①强碱弱酸的正盐：弱酸的阴离子发生水解，水解显碱性；如：Na₂CO₃、NaAc等
②强酸弱碱的正盐：弱碱的阳离子发生水解，水解显酸性；如：NH₄Cl、FeCl₃、CuCl₂等；
③强酸强碱的正盐，不发生水解；如：Na₂SO₄、NaCl、KNO₃等；
④弱酸弱碱的正盐：弱酸的阴离子和弱碱的阳离子都发生水解，溶液的酸碱性取决于弱酸和弱碱的相对强弱，谁强显谁性；
⑤强酸的酸式盐只电离不水解，溶液显酸性，如：NaHSO₄；而弱酸的酸式盐，既电离又水解，此时必须考虑其电离和水解程度的相对大小：若电离程度大于水解程度，则溶液显酸性，如：NaHSO₃、NaH₂PO₄；若水解程度大于电离程度，则溶液显碱性，如：NaHCO₃、NaHS、Na₂HPO₄等。
(3)几种盐溶液pH大小的比较强酸强碱盐pH=7、强碱弱酸盐pH>7、强酸弱碱盐pH<7
根据其相应的酸的酸性大小来比较，盐溶液对应的酸的酸性越强，其盐溶液的pH越小如：HClO酸性小于H₂CO₃，溶液pH NaClO>Na₂CO₃

酸式盐溶液酸碱性的判断：

酸式盐的水溶液显什么性，要看该盐的组成微粒。
1．强酸的酸式盐只电离，不水解，溶液一定显酸性。如溶液：
2．弱酸的酸式盐溶液的酸碱性，取决于酸式酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小。
(1)若电离程度小于水解程度，溶液显碱性。例如溶液中：溶液显碱性。NaHS溶液、Na2HPO4溶液亦显碱性
(2)若电离程度大于水解程度，溶液显酸性。例如溶液中：溶液显酸性溶液亦显酸性。

盐溶液蒸干后所得物质的判断：
 
1．考虑盐是否分解。如加热蒸干溶液，因分解，所得固体应是
2．考虑氧化还原反应。如加热蒸干溶液，因易被氧化，所得固体应是
3．盐水解生成挥发性酸时，蒸干后一般得到弱碱，如蒸干溶液，得盐水解生成不挥发性酸时，蒸干后一般仍为原物质，如蒸干溶液，得
4．盐水解生成强碱时，蒸干后一般得到原物质，如蒸干溶液，得到等。
5．有时要多方面考虑，如加热蒸干溶液时，既要考虑水解，又要考虑的分解，所得固体为

电解池：

(1)电解：使电流通过电解质溶液且在阴、阳极两极引起氧化还原反应的过程叫电解。
(2)装置：电解池(电解槽)
(3)特点：将电能转化为化学能。
形成条件：①与电源相连的两个电极，②电解质溶液或熔融电解质，③形成闭合回路
(4)阴离子放电顺序：S^2->I^->Br^->Cl^->OH^->SO₄^2->NO₃^->F^- 阳离子放电顺序：Ag⁺>Hg²⁺>Fe³⁺>Cu²⁺>H⁺>Pb²⁺>Sn²⁺>Fe²⁺>Zn²⁺>Al³⁺>Mg²⁺>Na⁺>Ca²⁺>K⁺
(5)电解时溶液pH值的变化规律电解质溶液在电解过程中，有时溶液pH值会发生变化。判断电解质溶液的pH值变化，有时可以从电解产物上去看。
①若电解时阴极上产生H₂（消耗H⁺），阳极上无O₂产生，电解后溶液pH值增大；
②若阴极上无H₂，阳极上产生O₂，则电解后溶液pH值减小；
③若阴极上有H₂，阳极上有O₂，且（相当于电解水），则有三种情况：
a如果原溶液为中性溶液，则电解后pH值不变；
b如果原溶液是酸溶液，则pH值变小；
c如果原溶液为碱溶液，则pH值变大；
④若阴极上无H₂，阳极上无O₂产生，电解后溶液的pH可能也会发生变化。如电解CuCl₂溶液（CuCl₂溶液由于Cu²⁺水解显酸性），一旦CuCl₂全部电解完，pH值会变大，成中性溶液。
(6)电解反应类型：从参加反应的物质来分电解反应可分成五类：
①H₂O型：实质是电解水。如电解硝酸钠、氢氧化钠、硫酸等溶液。
②溶质型：溶质所电离出来的离子发生氧化还原，如电解氯化铜、溴化氢等溶液。
③硫酸铜溶液型：电解产物是金属、氧气与酸。如电解硫酸铜溶液生成单质铜、氧气和硫酸，电解硝酸银溶液时生成单质银、氧气和硝酸。
④氯化钠溶液型：电解产物是非金属单质、氢气与碱。如电解氯化钠溶液时生成氯气、氢气和氢氧化钠，电解溴化钾溶液时生成溴单质、氢气和氢氧化钾。
⑤电镀型：镀层金属作阳极，阳极反应是：M-ne^-=Mn⁺，镀件作阴极，阴极反应是：Mn⁺+ne^-=M。（电解精炼与电镀，实质上是相同的）

原电池、电解池、电镀池的比较:

溶液pH的计算方法：

总体原则
(1)若溶液为酸性，先求C(H+)，再求pH；
(2)若溶液为碱性，先求C(OH-)，再由，最后求pH。
1．单一溶液pH的计算
(1)强酸溶液，如溶液，设溶质的物质的量浓度为
(2)强碱溶液，如溶液，设溶质的物质的量浓度为
2．两强酸混合后pH的计算
由先求出混△后的再根据公式求pH。若两强酸溶液等体积混合，可采用速算方法：混合后溶液的pH等于混合前溶液pH小的加0．3。如pH=3和pH=5的盐酸等体积混合后，pH=3．3。
3．两强碱混合后pH的计算
由先求出混台后的再通过求出混合后的c(H+)，最后求pH。若两强碱溶液等体积混合，可采用速算方法：混合后溶液的pH等于混合前溶液pH大的减0．3。如pH=9和pH=11的烧碱溶液等体积混合后， pH=10．7。
4．强酸与强碱混合后pH的计算
强酸与强碱混合的实质是中和反应即中和后溶液的pH有以下几种情况：
(1)若恰好中和，pH=7。
(2)若剩余酸，先求中和后的c(H+)，再求pH。
(3)若剩余碱，先求中和后的c(OH-)，再通过求出最后求pH.
注意:强酸与强碱等体积混合后溶液酸碱性的判断规律：
①若二者pH之和为14，则混合后的溶液呈中性， pH=7
②若二者pH之和大于14，则混合后的溶液呈碱性
③若二者pH之和小于14，则混合后的溶液呈酸性，
5．溶液稀释后求pH
(1)对于强酸溶液，每稀释10倍体积，pH增大1 个单位；对于弱酸溶液，每稀释10倍体积，pH增大不足一个单位。无论稀释多少倍，酸溶液的pH不能等于或大于7，只能趋近于7。
(2)对于强碱溶液，每稀释10倍体积，pH减小1 个单位；对于弱碱溶液，每稀释10倍体积，pH减小不足一个单位。无论稀释多少倍，碱溶液的pH不能等于或小于7，只能趋近于7。
例如：pH=6的HCl溶液稀释100倍，溶液pH≈7 (不能大于7)；
pH=8的NaOH溶液稀释100倍，溶液pH≈7(不能小于7)：
pH=3的HCl溶液稀释100倍，溶液pH=5；
pH=10的NaOH溶液稀释100倍，溶液pH=8。
注意：弱酸、弱碱的稀释：在稀释过程中有浓度的变化，又有电离平衡的移动，不能求得具体数值，只能确定其pH范同。
例如：pH=3的溶液稀释100倍，稀释后
pH=10的溶液稀释100倍，稀释后8<
pH=3的酸溶液稀释100倍，稀释后
pH=10的碱溶液稀释100倍，稀释后