第二章 化學(xué)物質(zhì)及其變化-復(fù)習(xí)課

第二章化學(xué)物質(zhì)及其變化物質(zhì)混合物單質(zhì)純凈物化合物堿鹽酸氧化物金屬單質(zhì)非金屬單質(zhì)Cu、Fe等O2、H2等CuO、H2O等

H2SO4等

NaOH等

NaCl等空氣、碘酒等思考：請(qǐng)嘗試對(duì)你所學(xué)過的化學(xué)物質(zhì)進(jìn)行分類，并與同學(xué)交流?；瘜W(xué)反應(yīng)根據(jù)反應(yīng)形式化合反應(yīng)分解反應(yīng)置換反應(yīng)復(fù)分解反應(yīng)氧化還原反應(yīng)非氧化還原反應(yīng)根據(jù)是否有電子轉(zhuǎn)移

根據(jù)是否有離子參加

離子反應(yīng)非離子反應(yīng)其它方法小結(jié)各物質(zhì)之間的關(guān)系堿性氧化物堿鹽金屬鹽酸酸性氧化物非金屬金屬+鹽O2無(wú)氧酸鹽

鹽+氫氣O2H2O

H2O含氧酸鹽鹽+水鹽+堿酸+鹽鹽+鹽閱讀課本P26,思考下面的問題當(dāng)分散劑是水或其它液體時(shí),如果按照分散質(zhì)粒子的大小來分類,分散系可以分為哪幾類?劃分的依據(jù)是什么？按分散質(zhì)粒子直徑的大小可分為3種:A、溶液（d＜1nm)B、膠體（1nm＜d＜100nm）

C、濁液（d＞100nm）注：1nm＝10-9md為粒子直徑分散系溶液膠體濁液外觀分散質(zhì)微粒組成微粒直徑能否透過濾紙

能否透過半透膜均一、穩(wěn)定、透明均一、穩(wěn)定、透明不均一、不穩(wěn)定、不透明分子、離子大分子、離子、分子的集合體固體顆粒、液體小液滴<1nm1～100nm>100nm能能不能能不能不能三種分散系的比較，要記住哦

當(dāng)可見光束通過膠體時(shí)，在入射光側(cè)面可觀察到明亮的“通路”，這種現(xiàn)象叫做丁達(dá)爾效應(yīng)。丁達(dá)爾效應(yīng)：通過視頻我們知道，膠體不容易聚集成質(zhì)量較大的顆粒，這里的原因是什么呢？（1）丁達(dá)爾效應(yīng)：由于膠體粒子對(duì)光線散射而形成的光亮的通路。

利用丁達(dá)爾效應(yīng)是區(qū)分膠體與溶液的一種常用物理方法。

3、膠體的性質(zhì)第二節(jié)離子反應(yīng)第二章化學(xué)物質(zhì)及其變化在水溶液里或熔融狀態(tài)下能夠?qū)щ姷幕衔?。在熔融態(tài)和水溶液里都不導(dǎo)電的化合物。

例如：蔗糖、酒精、CO2、NH3等,都是非電解質(zhì)。非金屬氧化物、大部分有機(jī)物是非電解質(zhì)（一）電解質(zhì)和非電解質(zhì)一、酸、堿、鹽在水溶液中的電離例如：H3PO4、NaOH、KNO3等，都是電解質(zhì)。酸、堿、鹽、部分金屬氧化物和水是電解質(zhì)電解質(zhì)：非電解質(zhì)：化合物物質(zhì)混合物純凈物化合物單質(zhì)電解質(zhì)：非電解質(zhì)：非金屬氧化物、大部分有機(jī)物等不是電解質(zhì)，也不是非電解質(zhì)對(duì)電解質(zhì)的理解酸、堿、鹽、水、活潑金屬氧化物注意：1、電解質(zhì)是化合物，不是單質(zhì)，也不是混合物。2、能夠?qū)щ姷奈镔|(zhì)不一定全是電解質(zhì)。如：金屬、稀硫酸等能導(dǎo)電，但不屬于電解質(zhì)。3、離子必須是化合物自身在水溶液中電離出來的，不能是它們與水作用的生成物電離出來的。4、在電解質(zhì)中由離子化合物形成的鹽類和強(qiáng)堿,

在水溶液和熔融狀態(tài)下均可導(dǎo)電;

由分子構(gòu)成的化合物在熔化狀態(tài)下不能導(dǎo)電。如：H2SO4在熔化狀態(tài)下不能導(dǎo)電如：CO2、NH3等（二）電離1、定義：

電解質(zhì)在水溶液中或熔融狀態(tài)下產(chǎn)生能夠自由移動(dòng)的離子的過程。2、電離的表示——電離方程式用化學(xué)符號(hào)表示電解質(zhì)電離成自由移動(dòng)離子的過程。如：NaCl

＝Na++Cl-

現(xiàn)在你明白電解質(zhì)溶液能導(dǎo)電和非電解質(zhì)不能導(dǎo)電的原因了嗎？Al2(SO4)3=2Al3++3SO42－2.書寫步驟：

(1)陰陽(yáng)離子部分拆開寫，但原子團(tuán)不能拆。例如NO3－、SO42－、OH－、NH4+、CO32－等不能拆。

(2)構(gòu)成物質(zhì)的原子或原子團(tuán)的個(gè)數(shù)在書寫成離子時(shí)為系數(shù)。3.書寫注意事項(xiàng)(1)式子左邊書寫化學(xué)式，表示電解質(zhì)還未電離時(shí)的狀態(tài)；右邊書寫離子符號(hào)，表示電解質(zhì)電離產(chǎn)生的離子。(2)離子所帶的電荷數(shù)應(yīng)等于元素或原子團(tuán)的化合價(jià)數(shù)。(3)電離方程式左右兩邊正負(fù)電荷之和相等.FeCl3=Fe3++3Cl－練習(xí)1寫出下列酸的電離方程式：

HCl

、HNO3、H2SO4H2SO4====2H++SO42-HCl

====H++Cl-HNO3====H++NO3-▲酸：電離時(shí)生成的陽(yáng)離子全部是H+的化合物。（三）酸、堿、鹽的定義練習(xí)2寫出下列堿的電離方程式：

NaOH,KOH,Ba(OH)2

NaOH====Na++OH-▲堿：電離時(shí)生成的陰離子全部是OH-的化合物。Ba(OH)2====Ba2++2OH-KOH====K++OH-練習(xí)3寫出下列鹽的電離方程式：

NaCl,KNO3,Fe2(SO4)3,NaHSO4NaCl====Na++Cl-▲鹽：電離時(shí)能生成金屬離子和酸根離子的化合物。KNO3====K++NO3-Fe2(SO4)3====2Fe3++3SO42-NaHSO4====Na++H++SO42-包括銨根離子（NH4+）如：NH4Cl＝NH4++Cl-強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)：強(qiáng)電解質(zhì)：在水溶液里全部電離成離子的電解質(zhì)。弱電解質(zhì)：在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質(zhì)。弱酸（碳酸、醋酸）、弱堿（氨水）、水強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、大多數(shù)鹽注意：難溶鹽在水溶液中不是絕對(duì)不溶，溶于水的那部分仍完全電離。6、寫出NaHCO3、NaHSO4在水溶液中的電離方程式。NaHCO3=Na++HCO3-NaHSO4=Na++H++SO42-注意：1.酸式鹽中的酸根離子若是多元弱酸的酸根離子,則電離時(shí)不能完全電離出H+

2.酸式鹽在熔融狀態(tài)時(shí)不能電離出H+

NaHSO4=Na++HSO4-課堂練習(xí)：NaHSO4在熔融狀態(tài)時(shí)的電離方程式：二、離子反應(yīng)及其發(fā)生的條件1、離子反應(yīng)(1)定義——有離子參加或生成的反應(yīng)(2)實(shí)質(zhì):——溶液中的某些離子濃度減少2、離子方程式:用實(shí)際參加反應(yīng)的離子符號(hào)表示離子反應(yīng)的式子二、離子反應(yīng)及其發(fā)生的條件（1）離子方程式的書寫步驟①寫：

寫出化學(xué)方程式：例：2AgNO3+CuCl2=2AgCl↓+Cu(NO3)2②拆：

把易溶于水、易電離的物質(zhì)寫成離子形式；難溶物、難電離（弱電解質(zhì)）、氣體、單質(zhì)、氧化物等仍用化學(xué)式表示。2Ag++2NO3-+Cu2++2Cl-=2AgCl↓+Cu2++2NO3-2Ag++2NO3-+Cu2++2Cl-=2AgCl↓+Cu2++2NO3-③刪：刪去方程式兩邊形式相同的離子：④查：

整理方程式并檢查兩邊各元素的原子個(gè)數(shù)和電荷總數(shù)是否相等，系數(shù)約成最簡(jiǎn)整數(shù)比。2Ag++2Cl-=2AgCl↓Ag++Cl-=AgCl↓（2）書寫離子方程式應(yīng)注意的問題：①凡是不在溶液中進(jìn)行的反應(yīng)一般不能寫離子方程式。如：NH4Cl固體與Ca(OH)2固體混合加熱，

只能寫化學(xué)方程式?！?NH4Cl(s)+Ca(OH)2(s)=CaCl2+2NH3↑+2H2O②可以拆寫成離子形式的是：

易溶且易電離的物質(zhì):

①?gòu)?qiáng)酸:H2SO4、HCl、HNO3等

②強(qiáng)堿:NaOHKOHBa(OH)2等③可溶性鹽:鉀鹽,鈉鹽,氨鹽,硝酸鹽等不可以拆寫的是：難溶或難電離物質(zhì):

難溶物質(zhì):BaSO4BaCO3AgClCaCO3

Ag2S04Ｃu(OH)2等難電離物質(zhì):H2CO3CH3COOHNH3·H2O等氧化物:MgOCO2H2O等

單質(zhì)：Fe、Zn、H2等(熟記溶解性表)對(duì)于微溶物的處理:①在生成物中有微溶物,微溶物用化學(xué)式。②當(dāng)反應(yīng)物里有微溶物處于溶液狀態(tài)

(稀溶液)，應(yīng)寫成離子形式。③當(dāng)反應(yīng)物里有微溶物處于濁液或固態(tài)，應(yīng)寫化學(xué)式。例如：Ca(OH)2微溶于水,澄清溶液時(shí)拆寫成離子,濁液或固體寫化學(xué)式。③弱酸酸式鹽的酸根離子不能拆開寫。HCO3-+H+=CO2↑+H2OHSO4-是強(qiáng)酸的酸式根，要拆開。H+＋

SO42-

+Ba2++OH-=BaSO4↓+H2O例：少量NaHSO4溶液和Ba(OH)2溶液反應(yīng)：例：NaHCO3溶液和稀鹽酸反應(yīng)：3、離子反應(yīng)發(fā)生的條件復(fù)分解反應(yīng)發(fā)生的條件①生成沉淀（難溶物質(zhì)）②生成氣體（揮發(fā)性物質(zhì)）③生成水（難電離物質(zhì)）二、離子反應(yīng)及其發(fā)生的條件4、離子方程式的意義:H++OH-=H2O不僅表示一個(gè)具體的化學(xué)反應(yīng)，還表示同一類型的離子反應(yīng)。練習(xí)：

請(qǐng)寫出以下三個(gè)反應(yīng)的離子方程式1、HCl+NaOH2、H2SO4+NaOH3、HNO3+Ba(OH)2①看離子反應(yīng)是否符合客觀事實(shí)③看是否守恒：原子數(shù)、電荷數(shù)均守恒②看物質(zhì)是否可拆分④看是否漏掉參加反應(yīng)的離子⑤看符號(hào)，各種反應(yīng)條件、生成物狀態(tài)符號(hào)是否使用正確5、離子方程式的正誤判斷如：H+與CO32-、HCO3-、S2-、SO32-、HSO3-NH4+與OH-等如：H+與CH3COO-、CO32-、SO32-等生成弱酸；

NH4+與OH-生成的弱堿；

H+與OH-生成水⑵生成氣體或揮發(fā)性物質(zhì)：⑶生成難電離物質(zhì)：⑴生成難溶物或微溶物：如：Ba2+與CO32-、Ag+與Cl-、Ca2+與SO42-等⑷發(fā)生氧化還原反應(yīng)：6、離子共存問題：a.同一溶液中若離子間符合下列任意一個(gè)條件就會(huì)發(fā)生離子反應(yīng)，離子之間便不能在溶液中大量共存。⑷發(fā)生氧化還原反應(yīng)：氧化性離子(如Fe3+、NO3-（H+）、ClO-、MnO4-等)還原性離子(如S2-、I-、Fe2+、SO32-等)b.附加隱含條件的應(yīng)用規(guī)律：則溶液中一定沒有有色離子。常見的有色離子：Cu2+、Fe3+、Fe2+、MnO4-等

⑴溶液無(wú)色透明⑵強(qiáng)堿性溶液⑶強(qiáng)酸性溶液肯定不存在與H+反應(yīng)的離子。如：OH-、HCO3-、S2-、SO32-、HSO3-、CH3COO-等肯定不存在與OH-反應(yīng)的離子。如H+、NH4+、Fe3+、HCO3-等◆從得氧失氧角度分析:

一種物質(zhì)得到氧被氧化，同時(shí)另一種物質(zhì)失去氧被還原的反應(yīng)是氧化還原反應(yīng)。

說明：僅局限于得氧失氧的反應(yīng)。◆從化合價(jià)升降角度分析:

有元素化合價(jià)升降的反應(yīng)是氧化還原反應(yīng)。說明：元素化合價(jià)升降是氧化還原反應(yīng)的表觀特征,可作為氧化還原反應(yīng)的判斷依據(jù)?！魪碾娮愚D(zhuǎn)移角度分析:

有電子轉(zhuǎn)移（得失或偏移）的反應(yīng)是氧化還原反應(yīng)。說明：氧化還原反應(yīng)的本質(zhì)是電子轉(zhuǎn)移。課堂小結(jié)：一、氧化還原反應(yīng)氧化、還原反應(yīng)同時(shí)發(fā)生，缺一不可一、氧化還原反應(yīng)：1.氧化還原反應(yīng)的特征：凡有電子轉(zhuǎn)移(得失或偏移)的化學(xué)反應(yīng).2.氧化還原反應(yīng)的本質(zhì)：（判斷的依據(jù)）課前復(fù)習(xí)元素化合價(jià)升降電子轉(zhuǎn)移

(得失或偏移)3.氧化還原反應(yīng)的概念：

置換反應(yīng)全部是氧化還原反應(yīng)；復(fù)分解反應(yīng)全部是非氧化還原反應(yīng)；有單質(zhì)參加的化合反應(yīng)和有單質(zhì)生成的分解反應(yīng)屬于氧化還原反應(yīng)。結(jié)論氧化還原反應(yīng)與四種基本類型反應(yīng)的關(guān)系：二、氧化劑和還原劑1.氧化劑：得到電子（或電子對(duì)偏向）的物質(zhì)[所含元素化合價(jià)降低的物質(zhì)]2.還原劑：失去電子（或電子對(duì)偏離）的物質(zhì)[所含元素化合價(jià)升高的物質(zhì)]2CuO＋

C＝

2Cu＋

CO2H2

＋

Cl2

＝

2HCl氧化劑還原劑氧化劑還原劑

常見的氧化劑有：①活潑的非金屬單質(zhì)如：Cl2、O2、S等。②高價(jià)金屬陽(yáng)離子如：Fe3+、Cu2+等。③高價(jià)或較高價(jià)含氧化合物如：MnO2、濃H2SO4、HNO3、酸化KMnO4。

常見的還原劑有：①活潑或較活潑的金屬：如K、Na、Al、Fe等。②一些非金屬單質(zhì)：如H2、C、Si等。③較低態(tài)的化合物：CO、SO2、H2S等。3.氧化性和還原性氧化性:氧化劑得電子的性質(zhì)（或稱氧化能力）還原性:還原劑失電子的性質(zhì)（或還原能力）氧化劑具有氧化性還原劑具有還原性4.氧化產(chǎn)物和還原產(chǎn)物氧化產(chǎn)物:還原劑失去電子被氧化后的生成物還原產(chǎn)物:氧化劑得電子被還原后的生成物[元素化合價(jià)降低后生成的物質(zhì)][元素化合價(jià)升高后生成的物質(zhì)]氧化劑還原劑氧化產(chǎn)物還原產(chǎn)物例：指出下列反應(yīng)中的氧化劑和還原劑,氧化產(chǎn)物和還原產(chǎn)物:MnO2+4HCl(濃)=MnCl2+Cl2+2H2O△化合價(jià)升高發(fā)生氧化反應(yīng)（被氧化）還原劑（具有還原性）化合價(jià)降低發(fā)生還原反應(yīng)（被還原）氧化劑（具有氧化性）本質(zhì)特征反應(yīng)反應(yīng)物失電子或偏離得電子或偏向氧化產(chǎn)物還原產(chǎn)物產(chǎn)物升失氧

—還降得還

—氧小結(jié)幾個(gè)概念間的關(guān)系:還原劑+氧化劑=氧化產(chǎn)物+還原產(chǎn)物化合價(jià)升高，失去電子,被氧化化合價(jià)降低得到電子,被還原

CuO+H2=Cu+H2OΔ

+200+1

還原劑氧化劑還原產(chǎn)物氧化產(chǎn)物Cu元素被還原H元素被氧化具氧化性

具還原性發(fā)生還原反應(yīng)發(fā)生氧化反應(yīng)[思考與交流]綜合以上練習(xí)，請(qǐng)總結(jié)歸納“雙線橋”法描述氧化還原反應(yīng)的具體步驟。(一)

“雙線橋”法:1、標(biāo)價(jià)：標(biāo)化合價(jià)發(fā)生改變的元素2、連橋：連同一元素不同價(jià)態(tài)，且由反應(yīng)物指向生成物。3、在橋上標(biāo)明得失電子總數(shù)、化合價(jià)升降、被氧化、被還原等三、氧化—還原反應(yīng)的表示方法要對(duì)準(zhǔn)化合價(jià)發(fā)生變化的元素(二)“單線橋”法表明不同元素原子的電子轉(zhuǎn)移情況1、標(biāo)箭頭(從還原劑指向氧化劑)，且要對(duì)準(zhǔn)化合價(jià)發(fā)生變化的元素。2、標(biāo)明電子轉(zhuǎn)移的數(shù)目（不要標(biāo)明“得、失”電子）。⑵SO2+2H2S=3S+2H2O4e-⑴2KMnO4=K2MnO4+MnO2+O24e-1、電子守恒律還原劑失電子總數(shù)=氧化劑得電子總數(shù)即：化合價(jià)升高總數(shù)=化合價(jià)降低總數(shù)四、氧化還原反應(yīng)的規(guī)律及應(yīng)用在任何氧化還原反應(yīng)中，電子得失總數(shù)相等

（化合價(jià)升降總數(shù)相等）應(yīng)用：有關(guān)氧化還原反應(yīng)的計(jì)算和配平氧化還原反應(yīng)方程式。金屬活動(dòng)順序表單質(zhì)失電子能力逐漸減弱，還原性逐漸減弱陽(yáng)離子得電子能力逐漸增強(qiáng)，氧化性逐漸增強(qiáng)K+Ca2+Na+Mg2+Al3+Zn2+Fe2+Sn2+Pb2+(H+)Cu2+Hg2+Ag+KCaNaMgAlZnFeSn

Pb(H)CuHgAgPtAu注意：氧化性、還原性的強(qiáng)弱不取決于得失電子的多少，而取決于得失電子的難易！2、強(qiáng)弱律

氧化劑+還原劑還原產(chǎn)物+氧化產(chǎn)物化合價(jià)降低，得ne-，被還原，發(fā)生還原反應(yīng)化合價(jià)升高，失ne-,被氧化，發(fā)生氧化反應(yīng)強(qiáng)強(qiáng)弱弱應(yīng)用1:判斷氧化劑（或還原劑）的強(qiáng)弱順序氧化性：氧化劑＞氧化產(chǎn)物還原性：還原劑＞還原產(chǎn)物左大于右判斷方法:說明：氧化性：氧化劑>還原劑還原性：還原劑>氧化劑3、價(jià)態(tài)律：同種元素最高價(jià)時(shí)——只具氧化性最低價(jià)時(shí)——只具還原性中間價(jià)時(shí)——兼有氧化性和還原性

下列微粒不具有還原性的是（）

A.K B.Fe2+ C.S2-

D.Na+D練習(xí)1、C+CO22、Fe+FeCl33、SO2+H2SO4(濃)4、H2S+H2SO4(濃)

想一想，試從氧化還原反應(yīng)角度分析下列反應(yīng)能否發(fā)生？能發(fā)生的，請(qǐng)預(yù)測(cè)有關(guān)產(chǎn)物？4、轉(zhuǎn)化律

同種元素不同價(jià)態(tài)之間發(fā)生氧化還原反應(yīng)時(shí)，價(jià)態(tài)的變化“只靠攏，不交叉”。思考同種元素相鄰價(jià)態(tài)之間不發(fā)生發(fā)生氧化還原反應(yīng)→CO→

FeCl2→

S+SO2+H2O一種氧化劑（或還原劑）與多種還原劑（或氧化劑）相遇時(shí)，總是按還原劑（或氧化劑）強(qiáng)弱順序先后反應(yīng)，先強(qiáng)后弱。例1：把Mg和Fe同時(shí)放入鹽酸中，先：Mg+2H+=Mg2++H2↑后：Fe+2H+=Fe2++H2↑

5、難易律應(yīng)用：判斷物質(zhì)的穩(wěn)定性及反應(yīng)順序例2：已知氧化性Fe3+>Cu2+,則當(dāng)將鐵粉加入到FeCl3和CuCl2的混合溶液時(shí)先和什么離子反應(yīng)，為什么？先

Fe+2FeCl3＝3FeCl2；后

Fe+CuCl2＝FeCl2

+Cu

1、部分氧化還原反應(yīng)

在氧化還原反應(yīng)中，如果還原劑只有部分被氧化、或者氧化劑只有部分被還原的反應(yīng)。五、氧化還原反應(yīng)的類型例1、MnO2+4HCl(濃)＝MnCl2+Cl2↑+2H2O問(1)氧化劑與還原劑的物質(zhì)的量之比:______(2)若有4×36.5gHCl參加反應(yīng),則做還原劑的HCl_____g,被氧化的HCl______g,生成標(biāo)況下的Cl2_______L(3)反應(yīng)中HCl表現(xiàn)________________性.還原性、酸性1:2737322.4筆記知識(shí)拓展例2、8NH3+3Cl2=6NH4Cl+N2

2、歧化反應(yīng)——即自身氧化還原反應(yīng)

同種物質(zhì)中同種價(jià)態(tài)的同種元素一部分被氧