第一章 物质及其变化【知识清单】-2024-2025学年高一化学单元速记·巧练（人教版2019必修第一册）

第一章 物质及其变化 01 思维导图 02 考点速记 第一节 物质的分类及转化 一、根据物质的组成和性质分类 1.根据物质的组成分类 （1）物质的元素组成 根据元素组成对物质进行分类是化学研究的基础。 ①单质是指由 一种元素 组成的 纯净物 。 如金刚石、石墨、C60都是由碳元素组成的单质，O2、O3都是由氧元素组成的单质。由此可以看出一种元素可以形成一种或者几种单质。 同素异形体：由 同一种元素 形成的几种 性质不同 的单质叫这种元素的同素异形体。 如金刚石、石墨、C60是碳元素的同素异形体；O2、O3是氧元素的同素异形体。 ②化合物是指由 两种及两种以上元素 组成的 纯净物 。 如氢和氧两种元素可形成两种化合物，其化学式分别是 H2O 、 H2O2 ；碳和氧两种元素形成的化合物的化学式分别是 CO 和 CO2 ；H、C、O三种元素能形成多种化合物，举例写出两种物质的化学式： CH3COOH 、 CH3CH2OH 。 （2）物质分类的常用方法分类有一定的标准，根据不同的标准，人们对研究对象进行不同的分类。 ①树状分类法：对同类事物按照某些属性进行再分类的分类方法。（注：树状分类法常 常有从属关系，包含关系） 如根据物质的组成可对物质进行如图分类 指出图中字母所示物质的分类依据： a. 按是否由同种物质组成 ； b. 按是否由同种元素组成 ； c. 按组成物质的元素种类 ； d. 按是否含有碳元素（一氧化碳、二氧化碳、碳酸盐等除外） ； e. 按物质的组成与性质 。 ②交叉分类法 从不同的角度(即分类标准)对物质进行分类，同一种物质可能属于不同的物质类别，如碳酸钠： 分类标准 所属类别 组成的阳离子 钠 盐 组成的阴离子 碳酸 盐 溶解性 可溶性盐 2.根据物质的性质分类 （1）根据物质的性质对氧化物进行分类 氧化物 酸性氧化物 碱性氧化物 定义 能与碱反应生成盐和水的氧化物 能与酸反应生成盐和水的氧化物 实例 CO2、SO3等 CaO、Fe2O3等 属类 大多数非金属氧化物 大多数金属氧化物 （2）氧化物的交叉分类 补充知识：氧化物分类中的“n个”不一定 ①金属氧化物不一定是碱性氧化物，如Mn2O7是酸性氧化物，Al2O3是两性氧化物。 ②非金属氧化物不一定是酸性氧化物，如CO是不成盐氧化物。 ③酸性氧化物不一定是非金属氧化物，如Mn2O7是金属氧化物，也是酸性氧化物。 二、分散系及其分类 1.分散系 （1）概念：把 一种（或多种）物质 以粒子形式分散到_另一种（或多种物质） 中所形成的混合物。 (2) 组成：分散系中 被分散 成粒子的物质叫做分散质，另一种物质叫做分散剂。 （3）分类：根据分散质粒子的大小将分散系分为溶液、浊液和胶体： 2.胶体 （1）胶体的分类 胶体按照分散剂的不同，可分为 液溶胶 、 气溶胶 和 固溶胶 。 液溶胶是分散剂是液体的胶体，如Fe(OH)3胶体。 气溶胶是分散剂是气体的胶体，如云、雾。 固溶胶是分散剂是固体的胶体，如有色玻璃。 （2）氢氧化铁胶体的制备 ①实验操作：在小烧杯中加入40 mL 蒸馏水 ，加热至 沸腾 ，向沸水中逐滴加入5～6滴氯化铁 饱和 溶液，继续煮沸至液体呈 红褐 色，停止加热，即可得到氢氧化铁胶体。 ②反应的化学方程式： 。 （3）胶体的性质 ①丁达尔效应 实验探究 操作 在与光束垂直的方向观察现象 原因分析 一条光亮的“通路” 胶体粒子的直径为 1~100 nm，能对光线 散射 。 无明显现象 溶液中粒子的直径小于1nm，散射极其微弱。 应用：区分 胶体 和 溶液 。 ②电泳 定义：在外电场的作用下胶体微粒发生定向移动 原因：胶体微粒比表面积大，吸附能力强，吸附了带电离子而带电荷。 规律：带正电荷的胶粒向阴极移动，带负电荷的胶粒向阳极移动 ③聚沉 定义：在一定条件下胶体形成沉淀析出 条件：加入电解质溶液；加热、搅拌、加入带相反电荷胶粒的胶体 3.溶液、胶体、浊液三类分散系的比较 分散系 溶液 胶体 浊液 分散质粒子种类 分子、离子 大量分子聚集体或大分子 大量粒子聚集体 分散质粒子直径 小于 1nm 1~100nm 大于 100nm 外部特征 均一、透明、稳定 较均一、透明、较稳定 不均一、不透明、不稳定、久置沉淀（或分层） 鉴别方法 胶体（或溶液）和浊液通过静置鉴别；胶体和溶液可通过丁达尔效应鉴别。 4．胶体在生产和生活中的应用 （1）胶体的聚沉 ①卤水（主要成分是MgCl2·6H2O、CaSO4）点豆腐 ②江河入海口形成的沙洲、三角洲 ③FeCl3溶液常用作伤口止血的凝血剂 ④同一钢笔同时使用不同牌号墨水易发生堵塞 ⑤服用牛奶或鸡蛋清等缓解重金属盐中毒 ⑥盐碱地的土壤保肥力差 （2）胶体的吸附性 ①明矾、Fe2（SO4）3、Al（OH）3胶体溶液净水 ②NH4NO3的保肥作用差（土壤胶粒带负电荷） （3）胶体的丁达尔现象 ①清晨阳光穿过茂密树木枝叶产生的美丽光线 ②电影院光柱 ③海市蜃楼 （4）胶体的电泳 ①水泥和冶金工业中用高压电除去烟尘 ②陶瓷工业精炼高岭土，通电除去氧化铁杂质 ③医学上利用血清的纸上电泳来诊断某些疾病 ④石油工业中，用电泳分离石油乳状液中的油水 三、酸、碱、盐的性质 1．酸的定义、分类及性质 （1）酸的定义：在水溶液中电离出的 阳离子全部是H+ 的叫酸。 特别提醒：电离出H＋的物质不一定是酸，如NaHSO4。 （2）酸的分类： ①根据有机无机分为 无机酸 和 有机酸 。 无机酸：无机酸是由氢和非金属元素组成的化合物。是无机化合物的酸类的总称，亦称之为矿酸，如盐酸、硫酸、硝酸等。 有机酸：是指一些具有酸性的有机化合物。最常见的有机酸是羧酸等。 ②根据是否含有氧分为 含氧酸 和 无氧酸 。 含氧酸：是指酸根中 含有氧原子 的酸。如HClO、H2SO4、HNO3等 无氧酸：酸根中 不含有氧原子 的酸。如HCl、H2S、HF等 ③根据酸分子中可以电离出的H+的个数，分为 一元酸 、 二元酸 、 三元酸 。 一元酸：是指一个酸分子 只能电离出一个H+离子 ，如HCl、HNO3、HF、CH3COOH等。 二元酸: 是指一个酸分子 只能电离出两个H+离子 ，如H2SO4、H2CO3、H2SO3等。 三元酸：是指一个酸分子 只能电离出三个H+离子 ，如H3PO4等。 ④根据酸性分子在水溶液是否能够完全电离将酸分为 强酸 ， 中强酸 ， 弱酸 。 强酸：在溶液中 完全电离 的酸是强酸。 6大强酸：HCl、H2SO4、HNO3、HI、HBr、HClO4. 中强酸：指 电离常数在10-1~10-4 之间的酸。常见的有H3PO4、H2C2O4等。 弱酸：是指其 电离常数小于10-4 的酸，如H2CO3、HClO等. ⑤根据是否是中心原子得电子分为 强氧化性酸 和 非强氧化性酸 。 强氧化性酸：与金属等发生反应时，由 中心原子得电子 。如中学阶段常见的强氧化性酸是浓硝酸、稀硝酸和浓硫酸。 非强氧化性酸：是指在反应中由 氢离子的电子 只能表现出氢离子的弱氧化性的酸。如：HCl、CH3COOH、稀硫酸等。 （3）酸的性质 ①酸的主要化学性质 化学性质 现象或化学方程式（以HCl为例） 基本反应类型 与指示剂作用 紫色石蕊溶液遇酸显红色，酚酞溶液遇酸不变色 —— 与活泼金属反应（Al） 2Al+6HCl=2AlCl3+H2↑ 置换 反应 与金属氧化物反应（Fe2O3） Fe2O3+6HCl=2FeCl3+3H2O 复分解 反应 与碱反应（NaOH） NaOH+HCl=NaCl+H2O 复分解 反应 与某些盐反应（Na2CO3） Na2CO3+2HCl=2NaCl+H2O+CO2↑ 复分解 反应 ②酸具有相似的化学性质的原因： 从微观角度来看，不同酸溶液中都含有H+ 。 2．碱的定义、分类及性质 （1）碱的定义：在溶液中 阴离子只能电离出OH- 的叫碱。 （2）碱的分类 ①根据碱分子电离出氢氧根离子的个数分为 一元碱 、 二元碱 、 多元碱 。 一元碱：是指一个碱分子只能 电离出一个OH- 离子，如NaOH、KOH、NH3·H2O等。 二元碱: 是指一个碱分子只能 电离出两个OH- 离子，如Ba(OH)2、Ca(OH)2等。 多元碱：是指一个碱分子能 电离多个OH- 离子，如Fe(OH)3等。 ②根据溶解性分为： 可溶性碱 、 微溶性碱 、 难溶性碱 。 可溶性碱代表：NaOH、KOH、Ba(OH)2；微溶性碱代表：Ca(OH)2；难溶性碱：Fe(OH)2、Cu(OH)2等。 ③根据电离能力分： 强碱 、 弱碱 。 强碱代表：NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2；弱碱代表：NH3·H2O、Fe(OH)2. （3）碱的性质 ①碱的主要化学性质 化学性质 现象或化学方程式（以NaOH为例） 基本反应类型 与指示剂作用 紫色石蕊溶液遇碱显 蓝色 ，酚酞溶液遇碱 显红色 。 —— 与酸性氧化物反应（CO2） 2NaOH+CO2=Na2CO3+H2O —— 与酸反应（HCl） NaOH+HCl=NaCl+H2O 复分解 反应 与某些盐反应（CuSO4） 2NaOH+CuSO4=Na2SO4+Cu(OH)2↓ 复分解 反应 ②碱具有相似的化学性质的原因： 从微观角度来看，不同碱溶液中都含有OH- 。 3．盐的定义、分类及性质 （1）盐的定义： 金属阳离子（或铵根离子）与酸根离子结合形成的化合物 叫盐。 （2）盐的分类 ①根据盐中是否可以电离出氢离子或氢氧根将盐分为正盐、酸式盐、碱式盐。 正盐：盐中不能再电离出氢离子和氢氧根。如NaCl、Na2CO3、Na2SO4等。 酸式盐：盐中可以电离出氢离子。如NaHCO3、NaHSO4、NaHSO3等。 碱式盐：盐中可以电离出氢氧根离子。如Cu2(OH)2CO3等。 ②按盐中相同部分的离子成为某种盐：如Na2CO3、K2CO3都有CO32-，因此他们都属于碳酸盐。NaCl、Na2CO3、NaNO3都由Na+，因此叫钠盐。 （3）盐的性质 ①盐的主要化学性质 化学性质 化学方程式(以Na2CO3为例) 基本反应类型 与某些酸反(H2SO4) Na2CO3+H2SO4=Na2SO4+CO2↑+H2O 复分解 反应 与某些碱反应[Ba(OH)2] Na2CO3+Ba(OH)2=BaCO3+2NaOH 复分解 反应 与某些盐反应(CaCl2) Na2CO3+CaCl2=CaCO3↓+2NaCl 复分解 反应 ② 同一类盐 具有相似的化学性质的原因： 从微观角度来看，组成上含有相同的阴离子或阳离子 四、物质的转化 1．基本依据 在化学变化过程中， 元素 是不会改变的。即化学反应中 质量 守恒。 一般情况下，单质、氧化物、酸、碱和盐的转化关系可简单表示如下： 2．实例 （1）以钙为例，用化学方程式表示钙及其化合物之间的转化关系并指明反应类型。 ① 2Ca+O2=2CaO ， 化合反应 ； ② CaO+H2O=Ca(OH)2 ， 化合反应 ； ③ CaO+CO2=CaCO3 ， 化合反应 ； ④ Ca(OH)2+Na2CO3=CaCO3↓+2NaOH ， 复分解反应 ； ⑤ Ca(OH)2+2HCl=CaCl2+2H2O ， 复分解反应 ； ⑥ CaCO3+2HCl=CaCl2+H2O+CO2↑ ， 复分解反应 。 （2）碳及其化合物之间的转化关系如图所示： 写出图中序号所示转化所需反应物的化学式： 1 O2 ；② H2O ；③ CaO ；④ Ca(OH)2 ；⑤ Ca(OH)2 (答案合理即可)。 单质到盐的转化关系 部分金属单质 → 碱性氧化物 → 碱 → 盐 部分非金属单质 → 酸性氧化物 → 酸 → 盐 3．物质转化的应用——物质制备方法的选择 （1）确定物质制备方法的依据 ①物质的组成和性质；②物质之间的转化关系。 （2）工业生产中最适当方法的选择 （3）实例：工业上制取NaOH ①不采用Na2O与H2O反应的原因： Na2O作为原料，来源少，成本高 。 ②主要采用的方法： 电解饱和食盐水 。（也成为氯碱工业） 方程式： 2NaCl+2H2O====H2↑+Cl2↑+2NaOH ③过去曾采用的方法： Ca(OH)2＋Na2CO3=== CaCO3↓+2NaOH 。 第二节 离子反应 一、电解质及其导电性 1．物质的导电性实验探究 （1）实验操作：将如图装置中的样品依次更换为干燥的NaCl固体、KNO3固体、蒸馏水、NaCl溶液、KNO3溶液。 （2）实验现象及结论 烧杯中物质 现象 结论 干燥NaCl固体 灯泡 不亮 干燥NaCl固体 不能导电 KNO3固体 灯泡 不亮 KNO3固体 不能导电 蒸馏水 灯泡 不亮 蒸馏水 导电能力极弱，上述导电装置无法测出 NaCl溶液 灯泡 亮 NaCl溶液 导电 KNO3溶液 灯泡 亮 KNO3溶液 导电 2．导电原因分析（为什么有的物质可以导电，有的物质不能导电？） 导电的原因是物质必须要 有自由移动的电子或者 自由移动的离子。 针对于 有自由移动的电子可导电，主要是像 金属单质和 石墨这样的物质；针对于 有自由移动的离子可导电，主要是针对 电解质在溶液状态下或者熔融状态下。 ①干燥的NaCl固体和KNO3固体不导电的原因：固体中含有阴离子和阳离子，但是不能自由移动。 ②NaCl溶液和KNO3溶液能导电的原因：溶液中有阴离子和阳离子，且能够自由移动。 ③H2O可以导电，但是导电能力太弱，该装置无法测出，观察不到灯泡亮。 ④NaCl固体受热熔化时，因温度升高，离子的运动加快，克服了离子间的相互作用，产生了能够 自由移动的Na+与Cl-，所以熔融状态的NaCl可以导电。 结论：化合物在 水溶液或 熔融状态下能产生自由移动的离子。 3．导电能力的强弱 导电能力由离子本身决定，也受溶液中 离子溶度和 离子所带电荷影响。溶液中离子溶液越大导电能力越强，相同离子溶液，离子所带电荷越多导电能力越大。 4．电解质 （1）电解质的概念：在 水溶液里或 熔融状态下能够导电的化合物。 （2）常见的电解质有酸、碱、盐、水和活泼得金属氧化物，且代表分别为： ①酸：HCl、H2SO4、HNO3、HF等 ②碱：NaOH、Mg(OH)2、KOH等 ③盐：NaCl、KNO3、Na2CO3、BaCO3等 ④水：H2O ⑤活泼金属氧化物：K2O、Na2O、CaO、BaO、Al2O3等 5．非电解质 （1）非电解质的概念：在水溶液里和熔融状态下均不导电的化合物。 （2）常见非电解质有非金属氧化物、大部分有机物、部分非金属氢化物 ①非金属氧化物：SO2、CO2、SO3、NO、N2O4等 ②大部分有机物：蔗糖、酒精、苯等 ③部分非金属氢化物：NH3、CH4等 二、电解质的电离 1．电解质的电离 （1）电离：电解质 溶于水或 受热融化时，形成 自由移动的离子的过程。 （2）电离方程式(表示方法) 强电解质 弱电解质 强酸酸式盐 弱酸酸式盐 完全电离，用“＝” 部分电离， 用“” 水溶液中完全电离出H＋ 电离出酸式根离子， 不能直接拆成H＋ H2SO4＝2H＋＋SO42－ KAl(SO4)2＝K＋＋Al3＋＋SO42－ CH3COOH 2H＋＋CH3COO－ NaHSO4＝K＋＋H＋＋SO42－ NaHCO3＝Na＋＋HCO3－ 从电离角度认识酸、碱、盐 ①酸 ： HNO3= H+ + NO3- ； H2SO4= 2H+ +SO42- ； 由此可以看出酸是电离时生成的阳离子 全部是H+ 的化合物。 ②碱 KOH= K+ +OH- ； Ca(OH)2= Ca2+ + 2OH- ； 由此可以看出碱是电离时生成的阴离子 全部是OH- 的化合物。 ③盐 NH4NO3= NH4+ + NO3- ； Al2(SO4)3= 2Al3+ + 3SO42- ； 电由此可以看出盐是电离时能生成 金属阳离子（或铵根离子）和 酸根离子 （或非金属阴离子）的化合物。 特别提醒 1．判断：电解质、非电解质均是化合物，单质、混合物（溶液）既不是电解质也不是非电解质。 液态或气态的氯化氢是电解质，而盐酸不是电解质。 2．导电性：只有存在自由移动离子（熔融液或水溶液）或自由电子（金属）时，物质才能导电，如固体碱、盐不导电，液态硫酸、液态氯化氢不导电，而熔融的碱、盐可导电，硫酸或氯化氢的水溶液可导电；溶液导电性的强弱主要取决于离子的浓度大小，而与电解质的强弱无关。 熔融的NaOH能导电，是电解质；NaOH溶液能导电，但不是电解质。 3．电离方程式：一是规范书写离子符号及数目，如镁离子不能写成Mg＋2，原子团不能拆开写，如ClO3－不能写成Cl－、3O2－，二是满足原子守恒与电荷守恒，三是若为弱电解质，应写“”，而不能写“＝”。 三、离子反应及其发生的条件 1．离子反应 （1）探究离子反应的实质 向盛有2ml的CuSO4溶液的试管中加入2ml NaOH溶液。 ①实验现象： 蓝色溶液颜色变浅（或褪去），有蓝色沉淀生成 ②化学方程式： CuSO4+2NaOH=Cu(OH)2↓+Na2SO4 ③微观分析 CuSO4和NaOH的电离方程式 CuSO4= Cu2+ + SO42- 、 NaOH= Na+ + OH- 混合前两种溶液中的离子 CuSO4溶液：Cu2+、SO42- NaOH溶液： Na+、OH- 混合后数目减小的离子 Cu2+、OH- 混合后数目不变的离子 Na+、SO42- 反应实质 Cu2+与OH-结合生成蓝色沉淀Cu(OH)2 （2）概念：电解质在溶液中的反应实质上是 离子 之间的反应，这样的反应属于离子反应。 （3）实质：①从微观角度，酸、碱、盐在水溶液中发生的复分解反应，实质上是两种电解质在溶液中 相互交换离子 的反应。②离子反应使溶液中某些离子的浓度 减小 。 2．离子反应发生的条件 （1）复分解型离子反应 两种电解质在溶液中相互交换离子的反应， 生成难溶性物质（即沉淀） 、 难电离的物质（如水、NH3·H2O、弱酸等）或挥发性物质的过程，意味着发生了离子反应。 （注意：生成难溶性物质（即沉淀）、难电离的物质（如水、NH3·H2O、弱酸等）、挥发性物质，三者满足其一即可。） （2）置换型离子反应 溶液中有离子参加的置换反应，如活泼金属与酸(锌与稀H2SO4)、活泼金属与盐(铁与CuSO4溶液)的反应等。 3．离子反应的应用 离子反应在物质制备和分离、物质提纯和鉴定，以及消除水中污染物等方面都有广泛的应用。 四、离子方程式 1．离子方程式的书写 直写法 ①找粒子：分析溶液中存在的粒子 ②定反应：确定参加反应的粒子及个数 ③写式子：写出实际参加反应的粒子，即离子方程式 ④查守恒：原子守恒和电荷守恒 改写法 ①写：化学方程式 ②拆：将可溶的强电解质拆为离子 ③删：删去不参加反应的离子 ④查：检查原子和电荷守恒 特别提醒 有关化学式“拆分”的问题 （1）只有可溶的强电解质即——强酸、强碱、绝大多数可溶性的盐，能拆成离子可拆成离子的形式，其他均不能拆——弱电解质(弱酸、弱碱、水等)不能拆，难溶性盐、碱，气体、单质、氧化物等不能拆。 （2）浓盐酸可拆成离子形式。 （3）Ca(OH)2：澄清石灰水拆成“Ca2＋、2OH－”，而石灰乳写化学式“Ca(OH)2”。 （4）酸式盐 ①多元强酸的酸式根在水溶液中拆成离子，如NaHSO4拆成“Na＋、H＋、SO”。 ②多元弱酸的酸式根不能拆分，如HCO、HS－、HSO等。 说明：易溶易电离的盐拆成离子，难溶性盐写化学式。 ①钾盐、钠盐、铵盐、硝酸盐、醋酸盐、磷酸二氢盐等都能溶。 ②氯化物中AgCl等不溶。 ③硫酸盐中PbSO4、BaSO4不溶，CaSO4、Ag2SO4微溶，生成物中微溶物不能拆成离子。 ④碳酸盐、亚硫酸盐、磷酸盐和硅酸盐，除钾盐、钠盐、铵盐外都难溶，如BaCO3、BaSO3等难溶。 ⑤硫化物除钾、钠、铵、镁、钡盐外均难溶。 ⑥银盐中AgBr、AgI、Ag2S、Ag3PO4、Ag2CO3等难溶。 2．与量有关离子方程式的书写 连续型 起初生成的产物，可以和过量的反应物继续反应 CO2通入过量NaOH溶液：CO2+2OH－＝CO32－+H2O 过量CO2通入NaOH溶液：CO2+OH－＝HCO3－ 先后型 如溶液中有两种离子都有还原性，在与氧化剂反应时，还原性强的先反应，弱的后反应 已知还原性：Fe2＋＞Br－。FeBr2溶液中通入少量Cl2：2Fe2＋+Cl2＝2Fe3＋+2Cl－ 配比型 醆式盐与碱的反应，量少的物质其参加反应离子个数比符合化学式中的个数比 Ca(HCO3)2溶液与少量NaOH溶液反应：Ca2＋+HCO3－+OH－＝H2O+CaCO3↓ Ca(HCO3)2溶液与过量NaOH溶液反应：Ca2＋+2HCO3－+2OH－＝2H2O+CaCO3↓+CO32－ 3．离子方程式正误判断 常见的设错方式如下： 设错方式 示例 正解 错写生成物 稀硫酸与铁反应：2Fe＋6H＋＝2Fe3＋＋3H2↑ 错拆物质 盐酸与氨水反应：H＋＋OH－＝H2O 电荷不守恒 铜与硝酸银反应：Cu＋Ag＋＝Cu2＋＋Ag 漏写反应 硫酸铁与氢氧化钡：SO42－＋Ba2＋＝BaSO4↓ 错约计量数 硫酸与氢氧化钡： H＋＋SO42－＋Ba2＋＋OH－＝BaSO4↓＋H2O 反应物的用量 过量CO2通入澄清石灰水： CO2＋Ca2＋＋2OH－＝CaCO3↓＋H2O 4．离子方程式的意义 写出下列反应的化学方程式和离子方程式。 溶液中反应物 化学方程式 离子方程式 盐酸与KOH溶液反应 硝酸与NaOH溶液反应 硫酸与KOH溶液反应 由此可以看出，离子方程式不仅可以表示 某个具体的化学反应 ，还可以表示 同一类型的离子反应 。 五、离子共存 1．离子共存的本质 几种离子在同一溶液中能大量共存，就是指离子之间不发生任何反应。若离子之间能发生反应，则不能大量共存。 离子不能共存的类型如下： 复分解反应 生成弱电解质的离子不能大量共存 H＋与OH－、CH3COO－、ClO－(生成HClO) OH－与NH(生成NH3·H2O) 生成气体的离子不能大量共存 H＋与CO32－、HCO3－ 生成沉淀的离子不能大量共存 Ba2＋、Ca2＋与SO、CO、SO Ag＋与Cl－、Br－、I－、SO、CO CO与Ba2＋、Ca2＋、Mg2＋、Cu2＋、Fe2＋、Ag＋ OH－与Mg2＋、Cu2＋、Fe2＋、Fe3＋、Al3＋、Zn2＋ 氧化还原反应 ClO－与Fe2＋、I－ ClO－与Cl－Cl－ 2．有关离子共存的限定条件 （1）颜色：无色溶液中，有色离子不能大量存在。 MnO(紫红色)、Cu2＋(蓝色)、Fe3＋(黄色)、Fe2＋(浅绿色) （2）溶液酸碱性 溶液 限定条件表述 酸性溶液 ①使紫色石蕊变红；②常温下pH＝1；③与铁反应生成氢气。 碱性溶液 ①使紫色石蕊变蓝；②使酚酞试液变红。 （3）指定溶液 如盐酸溶液、Na2CO3溶液或含某离子的溶液等。 特别提醒 （1）澄清透明溶液，不是指溶液无色，也可以是有色溶液；无色不是白色。 （2）HCO3－在酸性及强碱性溶液中，均不能大量存在。 六、离子检验与离子推断 1．常见离子的检验 离子 试剂或用品 实验操作 现象和结论 CO32－ 稀盐酸 澄清石灰水 取少量待测液于试管中，加稀盐酸，把生成的气体通入澄清石灰水 产生白色沉淀，说明该溶液中含有CO32－ Cl－ 稀硝酸 AgNO3溶液 取少量待测液于试管中，加过量稀硝酸，再滴加AgNO3溶液 有白色沉淀生成，说明原溶液中含有Cl－ SO 稀盐酸 BaCl2溶液 取少量待测液于试管中，加入足量稀盐酸，无明显现象，再滴加BaCl2溶液 有白色沉淀生成，说明原溶液中含有SO 2．离子推断 离子推断三原则 互斥性原则 若由题给现象确定断某种离子一定存在，则可立即判断出与之不能共存的离子 电中性原则 最后一步确定某种离子是否存在时，可根据电荷守恒来判断此离子存在与否。这个隐含条件往往不被人注意 进出性原则 考虑所加入的试剂是否会引入原溶液中可能存在的离子，如引入则原溶液中是否存在该种离子就无法判断 第三节 氧化还原反应 一、多角度认识氧化还原反应 特征：反应前后元素化合价有升有降 本质：电子转移(得失或偏移) 1．从得失氧的角度认识氧化还原反应 在化学反应中，一种物质得到氧发生 氧化 反应，必然有一种物质失去氧发生 还原反应。氧化反应和还原反应是在一个反应中同时发生的，这样的反应称为氧化还原反应。 例：对于反应2CuO + C ==== 2Cu + CO2↑ 氧化铜 失去 氧，发生 还原 反应，被碳 还原 。 碳 得到 氧，发生 氧化 反应，被氧化铜 氧化 。 2．从元素化合价变化的角度认识氧化还原反应 反应前后有元素化合价（升降）的反应称为氧化还原反应。物质所含元素化合价 升高 的反应是氧化反应，物质所含元素化合价 降低 的反应是还原反应。 反应前后元素 化合价 的变化是氧化还原反应的 表现形式 。 （1）对于有氧得失的反应2CuO + C ==== 2Cu + CO2↑ ①铜元素化合价 降低 ，发生 还原 反应。 ②碳元素化合价 升高 ，发生 氧化 反应。 （2）对于无氧得失的反应H2+Cl2====2HCl ①氯元素化合价 降低 ，发生 还原 反应。 ②氢元素化合价 升高 ，发生 氧化 反应。 3．从电子转移的角度认识氧化还原反应 （1）在有些氧化还原反应中，物质所含元素的原子 失去 电子，该物质发生氧化反应； 得到 电子，该物质发生还原反应。 有电子转移（电子得失或共用电子对偏移）的反应是氧化还原反应。元素的原子 失去电子（或电子对偏离） ，则元素的化合价 升高 ，物质被 氧化 ，发生 氧化 反应；元素的原子 得到电子（或电子对偏向） ，则元素的化合价 降低 ，物质被 还原 ，发生 还原 反应。 反应前后元素 电子转移 是氧化还原反应的 本质 。 从电子得失的角度分析反应： 整个过程中： 钠元素 的化合价 升高 ，因为钠原子 失去电子 ，钠原子 被氧化 ，发生 氧化反应 。 氯元素 的化合价 降低 ，因为氯原子 得到电子 ，氯原子 被还原 ，发生 还原反应 。 （2）从共用电子对偏移的角度分析反应：H2＋Cl22HCl 在有些氧化还原反应中，元素的原子间有共用电子对的偏移(偏离和偏向)。共用电子对 偏离 的物质发生 氧化反应 ，共用电子对 偏向 的物质发生 还原反应 。 整个过程中： 氢元素的化合价升高，是因为氢原子与氯原子形成的共用电子对偏离氢原子，H2 被氧化，发生 氧化反应。 氯元素的化合价降低，是因为氢原子与氯原子形成的共用电子对偏向氯原子，Cl2 被还原，发生 还原反应。 二、氧化还原反应与四种基本反应类型关系 三、氧化还原反应中电子转移的表示方法 1．双线桥法：表示谁变谁 me－、xe－表示一个粒子转移电子数，n、y表示价态变化的粒子个数。如： 箭头从价态发生变化的反应物中某元素指向生成物中的同种元素，标明“得到”、“失去”字样。 2．单线桥法：表示谁给谁 表示的是还原剂和氧化剂之间电子转移的情况。 箭头由失电子原子指向得电子原子，线桥上只标电子转移的数目，不标“得”“失”字样，也不能写成“x×ye－”。如： 特别提醒 1．双线桥：在计算电子转移数目时，先计算一个原子失去或得到的电子数，再乘以化合价发生变化的该原子数目（通常看反应物，有的反应还须看产物，才能确定价态发生变化的原子个数）。 2．电子转移的方向和数目：双线桥要注明“得到”或“失去”，而单线桥则不需要，且得失电子数须相等。 3．注意有的反应物中并非所有的原子其价态都发生了变化，如反应MnO2＋4HCl(浓)MnCl2＋Cl2↑＋2H2O中，4个HCl中只有2个氯由-1价升为0价。 四、氧化剂、还原剂及相关概念 1．氧化还原反应中的相关概念 （1）用“双线桥”表示下列氧化还原反应中元素化合价升降和电子转移。 Fe2O3＋3CO ====2Fe＋3CO2 （2）相关概念 ①氧化剂与还原剂 氧化剂：在氧化还原反应中，所含元素的化合价 降低 ，即 得到电子 (或电子对偏向)的物质。 还原剂：在氧化还原反应中，所含元素的化合价 升高 ，即 失去电子 (或电子对偏离)的物质。 ②氧化产物与还原产物 氧化产物 ：还原剂 失去电子 被氧化的产物。 还原产物 ：氧化剂 得到电子 被还原的产物。 ③氧化性与还原性 氧化性 ：物质 得电子 的性质或能力。 还原性 ：物质 失电子 的性质或能力。 ④相互关系 2．常见的氧化剂、还原剂 （1）常见的氧化剂 ①活泼的非金属单质：如 Cl2、O2 等。 ②变价元素的高价态化合物 a.某些酸：如 浓H2SO4、HNO3、HClO 等； b.某些氧化物、过氧化物：如 MnO2、H2O2、Na2O2 等； c.某些盐：如 KMnO4、FeCl3、NaClO 等。 （2）常见的还原剂 ①活泼的金属单质：如 Al、Fe、Zn 等。 ②某些非金属单质：如 H2、S、C 等。 ③变价元素的低价态化合物 a.某些氧化物：如 CO、SO2 等； b.某些氢化物：如 HCl、H2S 等； c.某些盐：如 KI、Na2S、FeCl2 等。 特别提醒 有的反应中，氧化剂或还原剂可能是二种反应物，如S＋2KNO3＋3C＝K2S＋3CO2＋N2；元素价态发生升高的元素可能两种，如Cu2S＋O2―→CuO＋SO2；有的产物可能既是氧化产物又是还原产物，如HgS＋O2―→HgO＋SO2。 五、氧化性、还原性强弱比较 1．氧化性、还原性的强弱与得失电子的关系 （1）氧化性：物质越 易得电子 ，氧化性越强。 （2）还原性：物质越 易失电子 ，还原性越强。 2．物质的氧化性及还原性与核心元素化合价的关系 核心元素化合价 实例 性质 最高价 只有氧化性 中间价 H2O2、Fe2+、SO2 既有氧化性又有还原性 最低价 Fe、Na、Cl-、S2- 只有还原性 3．氧化性、还原性强弱比较的方法 （1）根据元素的活动性顺序比较 （2）根据氧化产物的价态高低判断 同一物质在相同条件下，被不同氧化剂 氧化的程度越大 ，氧化剂的 氧化性越强 。 Fe被Cl2氧化成＋3价，而S只能把其氧化成＋2价，故氧化性：Cl2>S；判断还原剂还原性的原理类似。 （3）根据反应条件来判断 当不同的氧化剂(或还原剂)与同一还原剂(或氧化剂)反应时， 反应越易 进行，则对应的氧化剂(或还原剂)的 氧化性(或还原性)越强 ，反之越弱。如： ②2KMnO4＋16HCl(浓)===2KCl＋2MnCl2＋5Cl2↑＋8H2O 后者比前者更容易发生，故氧化性：KMnO4>MnO2。 4．氧化还原反应的应用 （1）预测物质的氧化性、还原性 处于高价态的物质一般具有 氧化性 ，处于低价态的物质一般具有 还原性 ，处于中间价态的物质可能 既有氧化性又有还原性 。 （2）分析、解决生产生活中的实际问题 氧化还原反应广泛存在于生产生活中，其中金属的冶炼、电镀、燃料的燃烧、绿色植物的光合作用等是正面影响；易燃物的自燃、食物的腐败、钢铁的锈蚀等是负面影响。 六、氧化还原反应的规律 规律 内容 应用 价态律 元素处于最高价只有氧化性，最低价只有还原性， 中间价态既有氧化性，又有还原性 判断元素的氧化性、还原性 强弱律 强氧化性的氧化剂与强还原性的还原剂反应， 生成弱还原性的还原产物和弱氧化性的氧化产物 判断反应能否进行 比较微粒的氧化性或还原性强弱 转化律 同一元素的不同价态间反应，其价态只靠拢不交叉 判断氧化还原反应能否发生 电子转移情况 优先律 多种氧化剂遇一种还原剂时，氧化性最强的优先反应 判断反应先后顺序 守恒律 氧化还原反应中得失电子数相等 配平、相关计算 七、氧化还原反应方程式的配平 1．氧化还原反应方程式配平的基本原则 （1） 得失电子守恒 ：氧化剂和还原剂得失电子总数相等。即： 化合价升高总数＝化合价降低总数 ； 氧化剂得电子总数=还原剂失电子总数 。 （2） 质量守恒 ：反应前后原子的种类和个数不变。即： 反应前原子种类=反应后原子种类 ； 反应前原子个数=反应后原子个数 。 （3） 电荷守恒 ：离子反应前后，阴、阳离子所带电荷总数相等。即： 等式左边所带电荷数=等式右边所带电荷 。 2．氧化还原反应方程式配平的一般步骤 （1）标变价：写出反应物和生成物的化学式， 标出 反应前后变价元素的 化合价 。 (2) 列得失：标出反应前后元素 化合价的变化值 或 得（失）电子数目 。 MnO(OH)2→Mn2+ Mn元素从+4价→+2价，得2e- I-→I2 I元素从-1价→0价， 失e- （3）求总数：通过求 最小公倍数 使化合价升降总数相等。 MnO(OH)2→Mn2+ 得2e-×1 2I-→I2 失e-×2 (3) 配系数：确定 氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物 的化学 计量数 ， 观察法配平其他物质的化学计量数。 MnO(OH)2+I-+H+→Mn2++I2+H2O MnO(OH)2+2I-+4H+===Mn2++I2+3H2O (4) 查守恒：检查 电荷守恒 ， 原子个数守恒 ，配平后，把单线改成等号，标注反应条件。 3．配平氧化还原反应方程式的常用技巧 （1）逆向配平法：分解反应、歧化反应、部分氧化还原反应，一般使用逆向配平法，即先从氧化产物和还原产物开始配平。 （2）氧化还原型离子方程式的配平 首先根据 得失电子守恒 配平氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物的化学计量数，在此基础上根据 电荷守恒 ，配平两边离子所带电荷数，最后根据 质量守恒配平 其余物质的化学计量数。 （3）缺项配平类[一般缺的为酸(H＋)、碱(OH－)、水] ①先将 得失电子数守恒 配平，再观察 两边电荷 。若反应物这边 缺正电荷 ，一般加H＋ ，生成物一般加水；若反应物这边 缺负电荷 ，一般 加OH－ ，生成物一般加水，然后两边电荷数进行配平。 ②当化学方程式中有多个缺项时，应根据化合价的变化找准氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物。 特别提醒 离子方程式如何平衡电荷 方程式 介质 酸性 中性 碱性 反应物多O 加H＋ 生成H2O 加H2O 生成OH－ 加H2O 生成OH－ 反应物少O 加H2O 生成H＋ 加H2O 生成H＋ 加OH－ 生成H2O 八、陌生氧化还原反应方程式的书写 1．确定四大物质——氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物 有的物质是直接给出的，有的物质要根据反应现象或有关反应原理判断。 2．配平——电子守恒、原子守恒 有的反应需据原子守恒确定所缺物质，如H2O。 3．若是离子方程式，要遵循电荷守恒。 特别提醒 1．在酸性介质中的反应，生成物中可以有H＋、H2O，但不能有OH－。 2．在碱性介质中的反应，生成物中无H＋。 3．在近中性条件，反应物中只能出现H2O，而不能有H＋或OH－，生成物方面可以有H＋或OH－。 现把H＋、OH－、H2O在不同条件下的相互关系列于下表： 条 件 反应物中余O 反应物中缺O 酸性溶液 O＋2H＋→H2O H2O→O＋2H＋ 近中性溶液 O＋H2O→2OH－ H2O→O＋2H＋ 碱性溶液 O＋H2O→2OH－ 2OH－→O＋H2O 03 素养提升 ◆判断正误 一、判断下列说法的正误，并说明原因。 说法 正误及解释 1 CO和CO2属于同素异形体 2 NaOH稀溶液中滴加FeCl3饱和溶液可制得Fe(OH)3胶体 3 水不会产生丁达尔效应，但属于分散系 4 有些金属氧化物属于酸性氧化物 5 CuSO4·5H2O、冰水、液氯都属于纯净物 6 用激光笔照射NaCl溶液和Fe(OH)3胶体时，产生的现象相同 7 Na2O与Na2O2都属于碱性氧化物 8 向NaCl粉末中加入适量酒精，充分振荡形成无色透明液体，用激光笔照射，出现一条光亮通路，形成的分散系是胶体 9 CuOCu(OH) 10 BaSO4→Ba(NO3)2 11 CaCl2溶液CaCO3CO2 12 根据酸分子中含有的氢原子个数将酸分为一元酸、二元酸等 二、判断下列说法的正误，并说明原因： 说法 正误及解释或改正 1 根据化合物的水溶液能否导电，将化合物分为电解质和非电解质 2 硫酸电离：H2SO4＝H2＋＋SO42－ 3 醋酸电离：CH3COOH＝CH3COO－＋H＋ 4 碳酸氢钠电离：NaHCO3＝Na＋+H＋+CO32－ 5 Cl2溶于水可以导电，所以Cl2是电解质 6 CaCO3难溶于水，所以CaCO3是非电解质 7 硫酸是强酸，醋酸是弱酸，所以硫酸溶液的导电能力大于醋酸溶液 8 Na2O熔融状态可导电，所以Na2O为电解质 9 加入碳酸钠溶液产生白色沉淀，再加盐酸白色沉淀消失，一定有Ba2＋ 三、下列指定反应的离子方程式都是错误的，请改正。 反应的离子方程式 错因或改正 1 久置氯水中加入石灰石，产生大量气泡：CO32－＋2H＋＝CO2↑＋H2O 2 向沸水中滴加FeCl3溶液制备Fe(OH)3胶体：Fe3＋＋3H2O＝Fe(OH)3↓＋3H＋ 3 硫酸铜溶液中加入氢氧化钡溶液，出现大量沉淀：SO42－＋Ba2＋＝BaSO4↓ 4 氧化铜溶于稀硝酸：O2－＋2H＋＝H2O 5 铝与稀硫酸：Al＋2H＋＝Al3＋＋H2↑ 四、判断下列说法是否正确。 有关说法或化学用语 判断 1 Cl2＋H2O＝HCl＋HClO，水是氧化剂 2 FeCl3→FeCl2的转化需加还原剂 3 Cl2＋SO2＋2H2O＝2HCl＋H2SO4，Cl2发生氧化反应 4 5KCl＋KClO3＋3H2SO4＝3Cl2↑＋3K2SO4＋3H2O，被氧化与被还原的氯元素的质量比为1∶5 5 3Cl2＋8NH3＝N2＋6NH4Cl，该反应中氧化剂与还原剂的个数之比为3∶8 6 在氧化还原反应中肯定有一种元素被氧化，另一种元素被还原 7 10NaN3＋2KNO3＝K2O＋5Na2O＋16N2↑，还原产物与氧化产物的质量之比为1∶15 8 电子转移 9 电子转移 【易错集锦】 1.误认为由相同元素组成的物质一定是纯净物 点拨：若某物质是由一种元素的单质混合而成，如O2、O3组成的混合气体就是混合物，而由12C和13C组成的石墨则是纯净物。 【例题】科学家制得一种新型分子O4。关于O4和O2的下列说法不正确的是 A．互为同素异形体 B．等质量的O4和O2所含原子数相同 C．都属于单质 D．它们的摩尔质量相同 2. 误认为金属氧化物、非金属氧化物与碱性氧化物、酸性氧化物相对应 点拨：酸性氧化物不一定是非金属氧化物，如Mn2O7。非金属氧化物不一定是酸性氧化物，如CO、NO。碱性氧化物一定是金属氧化物，但金属氧化物不一定是碱性氧化物，如Al2O3属于两性氧化物。 【例题】下列对有关物质的分类错误的是 选项 物质 分类 不同类物质 A 干冰、白酒、加碘盐、食醋 混合物 干冰 B 、CO、、 酸性氧化物 C 、HCl、、 电解质 D 、CaO、、 碱性氧化物 3．误认为能电离出H＋的都是酸吗？能电离出OH－的都是碱 点拨：能电离出H＋的不一定都是酸，如NaHSO4，只有电离生成的阳离子全部是H＋的化合物才是酸；能电离出OH－的不一定都是碱，如Cu2(OH)2CO3，只有电离生成的阴离子全部是OH－的化合物才是碱。 【例题】分类是认识和研究物质及其变化的一种常用的科学方法。下列说法正确的是 A．烧碱和纯碱均属于碱 B．溶液与淀粉溶液不可以利用丁达尔效应区分 C．能电离出，所以属于酸 D．“熬胆矾铁釜，久之亦化为铜”中的反应是氧化还原反应 4．误认为盐必须由金属和非金属元素共同组成 点拨：不一定，盐也可以全部由非金属元素组成，如NH4Cl。 5．SO2和NH3的水溶液均导电，误认为SO2、NH3是电解质 点拨：不是，SO2、NH3本身不电离，两者溶于水后分别与水反应生成H2SO3和NH3·H2O，溶液中能导电的阴、阳离子分别是由H2SO3和NH3·H2O电离出来的，所以H2SO3和NH3·H2O属于电解质，SO2和NH3属于非电解质。 【例题】下列物质的水溶液能导电，但属于非电解质的是 A． B． C． D． 6．某物质的水溶液导电性很强，误以为该物质一定是强电解质 点拨：不一定，电解质的强弱与溶液的导电性没有必然联系。 【例题】下列关于电解质的说法正确的是 A．强电解质的导电能力一定比弱电解质导电能力强 B．CO2溶于水形成的溶液能导电，所以CO2是电解质 C．BaSO4难溶于水，所以是非电解质 D．NH4Cl在水溶液中完全电离，所以NH4Cl是强电解质 7．书写离子方程式时的拆分原则 点拨：（1）拆写成离子符号的物质：易溶易电离的物质。 ①强酸：HCl、H2SO4、HNO3、HClO4、HI、HBr等；②强碱：NaOH、KOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2(金属活动顺序表Mg前金属对应的碱)等；③易溶易电离的盐：钾钠铵盐溶，硝酸盐遇水无踪影，硫酸钡铅沉水中，盐酸不溶银亚汞。 （2）书写化学式的物质 ①气体：CO2、SO2、NH3等；②单质：Na、Fe、H2等；③氧化物：Na2O、Fe2O3、CuO等；④难溶物质：CaCO3、Mg(OH)2、Cu(OH)2、BaSO4、AgCl等；⑤难电离物质：弱酸(如H2CO3等)、弱碱(如NH3·H2O)和H2O。 （3）改写微溶物时要看清题目要求：①作为反应物，若是澄清溶液写离子符号，若是悬浊液写化学式。②作为生成物，一般写化学式(标“↓”号)，如石灰水和石灰乳：石灰水写成离子形式而石灰乳则写化学式。 （4）氨水作反应物写NH3·H2O；作生成物，若有加热条件或浓度很大时，可写NH3(标“↑”号)。 （5）容易出现错误的几类物质的改写。 ①多元弱酸的酸式酸根离子不能拆开写，如NaHCO3不能拆写成Na+、H+和。②浓硫酸作为反应物不能拆开写，应写成化学式；在溶液中的NaHSO4应拆写成Na+、H+和。 【例题】下列离子方程式正确的是 A．石灰水与过量碳酸氢钠溶液反应：HCO+ Ca2＋+ OH－= CaCO3↓+ H2O B．硫酸氢钠溶液中加入氢氧化钡溶液至中性：H＋+ SO+ Ba2＋+ OH－= BaSO4↓ + H2O C．氧化铜与稀硫酸反应：2H＋+ O2－= H2O D．碳酸氢钠溶液中加入盐酸：CO+ 2H＋= CO2↑+H2O 8．书写离子方程式时忽视忽视电荷守恒和原子守恒 点拨：正确书写、判断离子方程式的四个关键点 审清题意 “三注意” 注意反应环境 注意操作顺序 注意反应物之间量的关系 化学式拆写 “四原则” 易溶强电解质拆，弱电解质、难溶物不拆 微溶物清拆浊不拆 单质、氧化物不拆 浓硫酸不拆，浓盐酸、浓硝酸拆 反应产物 “三分析” 分析量不同时的产物 分析是否漏掉同步反应 分析变价元素的产物 方程式遵循 “三守恒” 原子是否守恒 电荷是否守恒 电子转移是否守恒 【例题】下列离子方程式的书写正确的是 A．实验室用大理石和稀盐酸制取CO2：2H++CO=CO2↑+H2O B．铜片插入硝酸银溶液中：Cu+Ag+=Cu2++Ag C．氯化铜溶液与铁粉反应：Cu2++Fe=Fe2++Cu D．氢氧化钡溶液中加入稀硫酸：Ba2++SO=BaSO4 9．双线桥表示法中的注意事项 点拨：（1）箭头和箭尾必须连接同元素，并且箭头指向生成物，箭尾连接反应物。 （2）线桥上必须标明“得到”或“失去”，并且得到、失去电子的总数必须相等。 （3）书写电子转移的数目时，要写成“得到a×be−”或“失去a×be−”的形式。其中a为发生化合价变化的元素对应的原子个数，b为发生化合价变化的元素的一个原子得到(失去)电子的数目。当a=1时，直接写为“be−”;当b=1时，要写为“a×e−”。这一点极易弄错，要引起注意。如 【例题】下列表示氧化还原反应实质正确的是 A． B． C． D． 10．氧化性、还原性强弱的比 点拨：（1）根据氧化还原反应方程式比较 氧化性：氧化剂>氧化产物 还原性：还原剂>还原产物 注：此方法不适用于歧化反应，如Cl2 + H2OHCl + HClO。 （2）根据元素的活动性顺序比较 （3）根据氧化还原反应的程度比较 不同氧化剂与相同还原剂作用时，还原剂化合价升高的数值越大，氧化剂的氧化性越强。 （4）根据反应的条件及反应的剧烈程度比较 反应条件要求越低，反应越剧烈，对应物质的氧化性或还原性越强，如是否加热、反应温度高低、有无催化剂和反应物浓度大小等。例如： MnO2 + 4HCl(浓)MnCl2+Cl2↑+2H2O 2KMnO4 +16HCl(浓)2KCl+2MnCl2+5Cl2↑+8H2O 氧化性：KMnO4＞MnO2 注意：物质氧化性、还原性强弱比较的误区 （1）所含元素的价态越高，化合物的氧化性不一定越强，如氧化性：HClO4＜HClO。 （2）氧化性和还原性的强弱取决于物质得失电子的难易程度，而与得失电子的数目无关，如Na与盐酸反应时失去1个电子成为Na+，而Al与盐酸反应时失去3个电子成为Al3+，但Na比Al活泼，Na比Al的还原性强。 （3）元素处于最高价时只有氧化性，但氧化性不一定强。如CO2中C为+4价，是最高价，但CO2的氧化性很弱。 （4）元素处于最低价态时只有还原性，但还原性不一定强。如O2−中O为−2价，是最低价，但O2−的还原性非常弱。 【例题】稀土是镧、钪、铈等共十七种金属元素的总称，具有非常重要的经济战略价值。从冶金工业、石油化工、玻璃陶瓷到隐形战机、核潜艇以及制导导弹都离不开稀土。稀土金属铈性质活泼。铈常见的化合价为+3和+4。可发生反应： ①2CeO2+H2O2+6H+=2Ce3++O2↑+4H2O ②2Fe3++2I-=2Fe2++I2 ③Fe2++H2O2+2H+=2Fe3++2H2O 请根据上述反应判断氧化性由强到弱的顺序是 A．CeO2＞I2＞Fe3+＞H2O2 B．CeO2＞Fe3+＞I2＞H2O2 C．CeO2＞H2O2＞Fe3+＞I2 D．Fe3+＞I2＞CeO2＞H2O2 原创精品资源学科网独家享有版权，侵权必究！28 学科网（北京）股份有限公司 氧化剂氧化性还原反应还原产物 还原剂还原性氧化反应氧化产物 例如：2Fe＋3Cl22FeCl3、Fe＋SFeS $$ 第一章 物质及其变化 01 思维导图 02 考点速记 第一节 物质的分类及转化 一、根据物质的组成和性质分类 1.根据物质的组成分类 （1）物质的元素组成 根据元素组成对物质进行分类是化学研究的基础。 ①单质是指由 一种元素 组成的 纯净物 。 如金刚石、石墨、C60都是由碳元素组成的单质，O2、O3都是由氧元素组成的单质。由此可以看出一种元素可以形成一种或者几种单质。 同素异形体：由 同一种元素 形成的几种 性质不同 的单质叫这种元素的同素异形体。 如金刚石、石墨、C60是碳元素的同素异形体；O2、O3是氧元素的同素异形体。 ②化合物是指由 两种及两种以上元素 组成的 纯净物 。 如氢和氧两种元素可形成两种化合物，其化学式分别是 H2O 、 H2O2 ；碳和氧两种元素形成的化合物的化学式分别是 CO 和 CO2 ；H、C、O三种元素能形成多种化合物，举例写出两种物质的化学式： CH3COOH 、 CH3CH2OH 。 （2）物质分类的常用方法分类有一定的标准，根据不同的标准，人们对研究对象进行不同的分类。 ①树状分类法：对同类事物按照某些属性进行再分类的分类方法。（注：树状分类法常 常有从属关系，包含关系） 如根据物质的组成可对物质进行如图分类 指出图中字母所示物质的分类依据： a. 按是否由同种物质组成 ； b. 按是否由同种元素组成 ； c. 按组成物质的元素种类 ； d. 按是否含有碳元素（一氧化碳、二氧化碳、碳酸盐等除外） ； e. 按物质的组成与性质 。 ②交叉分类法 从不同的角度(即分类标准)对物质进行分类，同一种物质可能属于不同的物质类别，如碳酸钠： 分类标准 所属类别 组成的阳离子 钠盐 组成的阴离子 碳酸盐 溶解性 可溶性盐 2.根据物质的性质分类 （1）根据物质的性质对氧化物进行分类 氧化物 酸性氧化物 碱性氧化物 定义 能与碱反应生成盐和水的氧化物 能与酸反应生成盐和水的氧化物 实例 CO2、SO3等 CaO、Fe2O3等 属类 大多数非金属氧化物 大多数金属氧化物 （2）氧化物的交叉分类 补充知识：氧化物分类中的“n个”不一定 ①金属氧化物不一定是碱性氧化物，如Mn2O7是酸性氧化物，Al2O3是两性氧化物。 ②非金属氧化物不一定是酸性氧化物，如CO是不成盐氧化物。 ③酸性氧化物不一定是非金属氧化物，如Mn2O7是金属氧化物，也是酸性氧化物。 二、分散系及其分类 1.分散系 （1）概念：把 一种（或多种）物质 以粒子形式分散到_另一种（或多种物质） 中所形成的混合物。 (2) 组成：分散系中 被分散 成粒子的物质叫做分散质，另一种物质叫做分散剂。 （3）分类：根据分散质粒子的大小将分散系分为溶液、浊液和胶体： 2.胶体 （1）胶体的分类 胶体按照分散剂的不同，可分为 液溶胶 、 气溶胶 和 固溶胶 。 液溶胶是分散剂是液体的胶体，如Fe(OH)3胶体。 气溶胶是分散剂是气体的胶体，如云、雾。 固溶胶是分散剂是固体的胶体，如有色玻璃。 （2）氢氧化铁胶体的制备 ①实验操作：在小烧杯中加入40 mL 蒸馏水 ，加热至 沸腾 ，向沸水中逐滴加入5～6滴氯化铁 饱和 溶液，继续煮沸至液体呈 红褐 色，停止加热，即可得到氢氧化铁胶体。 ②反应的化学方程式：。 （3）胶体的性质 ①丁达尔效应 实验探究 操作 在与光束垂直的方向观察现象 原因分析 一条光亮的“通路” 胶体粒子的直径为 1~100 nm，能对光线 散射 。 无明显现象 溶液中粒子的直径小于1nm，散射极其微弱。 应用：区分 胶体 和 溶液 。 ②电泳 定义：在外电场的作用下胶体微粒发生定向移动 原因：胶体微粒比表面积大，吸附能力强，吸附了带电离子而带电荷。 规律：带正电荷的胶粒向阴极移动，带负电荷的胶粒向阳极移动 ③聚沉 定义：在一定条件下胶体形成沉淀析出 条件：加入电解质溶液；加热、搅拌、加入带相反电荷胶粒的胶体 3.溶液、胶体、浊液三类分散系的比较 分散系 溶液 胶体 浊液 分散质粒子种类 分子、离子 大量分子聚集体或大分子 大量粒子聚集体 分散质粒子直径 小于 1nm 1~100nm 大于 100nm 外部特征 均一、透明、稳定 较均一、透明、较稳定 不均一、不透明、不稳定、久置沉淀（或分层） 鉴别方法 胶体（或溶液）和浊液通过静置鉴别；胶体和溶液可通过丁达尔效应鉴别。 4．胶体在生产和生活中的应用 （1）胶体的聚沉 ①卤水（主要成分是MgCl2·6H2O、CaSO4）点豆腐 ②江河入海口形成的沙洲、三角洲 ③FeCl3溶液常用作伤口止血的凝血剂 ④同一钢笔同时使用不同牌号墨水易发生堵塞 ⑤服用牛奶或鸡蛋清等缓解重金属盐中毒 ⑥盐碱地的土壤保肥力差 （2）胶体的吸附性 ①明矾、Fe2（SO4）3、Al（OH）3胶体溶液净水 ②NH4NO3的保肥作用差（土壤胶粒带负电荷） （3）胶体的丁达尔现象 ①清晨阳光穿过茂密树木枝叶产生的美丽光线 ②电影院光柱 ③海市蜃楼 （4）胶体的电泳 ①水泥和冶金工业中用高压电除去烟尘 ②陶瓷工业精炼高岭土，通电除去氧化铁杂质 ③医学上利用血清的纸上电泳来诊断某些疾病 ④石油工业中，用电泳分离石油乳状液中的油水 三、酸、碱、盐的性质 1．酸的定义、分类及性质 （1）酸的定义：在水溶液中电离出的 阳离子全部是H+ 的叫酸。 特别提醒：电离出H＋的物质不一定是酸，如NaHSO4。 （2）酸的分类： ①根据有机无机分为 无机酸 和 有机酸 。 无机酸：无机酸是由氢和非金属元素组成的化合物。是无机化合物的酸类的总称，亦称之为矿酸，如盐酸、硫酸、硝酸等。 有机酸：是指一些具有酸性的有机化合物。最常见的有机酸是羧酸等。 ②根据是否含有氧分为 含氧酸 和 无氧酸 。 含氧酸：是指酸根中 含有氧原子 的酸。如HClO、H2SO4、HNO3等 无氧酸：酸根中 不含有氧原子 的酸。如HCl、H2S、HF等 ③根据酸分子中可以电离出的H+的个数，分为 一元酸 、 二元酸 、 三元酸 。 一元酸：是指一个酸分子 只能电离出一个H+离子 ，如HCl、HNO3、HF、CH3COOH等。 二元酸: 是指一个酸分子 只能电离出两个H+离子 ，如H2SO4、H2CO3、H2SO3等。 三元酸：是指一个酸分子 只能电离出三个H+离子 ，如H3PO4等。 ④根据酸性分子在水溶液是否能够完全电离将酸分为 强酸 ， 中强酸 ， 弱酸 。 强酸：在溶液中 完全电离 的酸是强酸。 6大强酸：HCl、H2SO4、HNO3、HI、HBr、HClO4. 中强酸：指 电离常数在10-1~10-4 之间的酸。常见的有H3PO4、H2C2O4等。 弱酸：是指其 电离常数小于10-4 的酸，如H2CO3、HClO等. ⑤根据是否是中心原子得电子分为 强氧化性酸 和 非强氧化性酸 。 强氧化性酸：与金属等发生反应时，由 中心原子得电子 。如中学阶段常见的强氧化性酸是浓硝酸、稀硝酸和浓硫酸。 非强氧化性酸：是指在反应中由 氢离子的电子 只能表现出氢离子的弱氧化性的酸。如：HCl、CH3COOH、稀硫酸等。 （3）酸的性质 ①酸的主要化学性质 化学性质 现象或化学方程式（以HCl为例） 基本反应类型 与指示剂作用 紫色石蕊溶液遇酸显红色，酚酞溶液遇酸不变色 —— 与活泼金属反应（Al） 2Al+6HCl=2AlCl3+H2↑ 置换 反应 与金属氧化物反应（Fe2O3） Fe2O3+6HCl=2FeCl3+3H2O 复分解 反应 与碱反应（NaOH） NaOH+HCl=NaCl+H2O 复分解 反应 与某些盐反应（Na2CO3） Na2CO3+2HCl=2NaCl+H2O+CO2↑ 复分解 反应 ②酸具有相似的化学性质的原因： 从微观角度来看，不同酸溶液中都含有H+ 。 2．碱的定义、分类及性质 （1）碱的定义：在溶液中 阴离子只能电离出OH- 的叫碱。 （2）碱的分类 ①根据碱分子电离出氢氧根离子的个数分为 一元碱 、 二元碱 、 多元碱 。 一元碱：是指一个碱分子只能 电离出一个OH- 离子，如NaOH、KOH、NH3·H2O等。 二元碱: 是指一个碱分子只能 电离出两个OH- 离子，如Ba(OH)2、Ca(OH)2等。 多元碱：是指一个碱分子能 电离多个OH- 离子，如Fe(OH)3等。 ②根据溶解性分为： 可溶性碱 、 微溶性碱 、 难溶性碱 。 可溶性碱代表：NaOH、KOH、Ba(OH)2；微溶性碱代表：Ca(OH)2；难溶性碱：Fe(OH)2、Cu(OH)2等。 ③根据电离能力分： 强碱 、 弱碱 。 强碱代表：NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2；弱碱代表：NH3·H2O、Fe(OH)2. （3）碱的性质 ①碱的主要化学性质 化学性质 现象或化学方程式（以NaOH为例） 基本反应类型 与指示剂作用 紫色石蕊溶液遇碱显 蓝色 ，酚酞溶液遇碱 显红色 。 —— 与酸性氧化物反应（CO2） 2NaOH+CO2=Na2CO3+H2O —— 与酸反应（HCl） NaOH+HCl=NaCl+H2O 复分解 反应 与某些盐反应（CuSO4） 2NaOH+CuSO4=Na2SO4+Cu(OH)2↓ 复分解 反应 ②碱具有相似的化学性质的原因： 从微观角度来看，不同碱溶液中都含有OH- 。 3．盐的定义、分类及性质 （1）盐的定义： 金属阳离子（或铵根离子）与酸根离子结合形成的化合物 叫盐。 （2）盐的分类 ①根据盐中是否可以电离出氢离子或氢氧根将盐分为正盐、酸式盐、碱式盐。 正盐：盐中不能再电离出氢离子和氢氧根。如NaCl、Na2CO3、Na2SO4等。 酸式盐：盐中可以电离出氢离子。如NaHCO3、NaHSO4、NaHSO3等。 碱式盐：盐中可以电离出氢氧根离子。如Cu2(OH)2CO3等。 ②按盐中相同部分的离子成为某种盐：如Na2CO3、K2CO3都有CO32-，因此他们都属于碳酸盐。NaCl、Na2CO3、NaNO3都由Na+，因此叫钠盐。 （3）盐的性质 ①盐的主要化学性质 化学性质 化学方程式(以Na2CO3为例) 基本反应类型 与某些酸反(H2SO4) Na2CO3+H2SO4=Na2SO4+CO2↑+H2O 复分解 反应 与某些碱反应[Ba(OH)2] Na2CO3+Ba(OH)2=BaCO3+2NaOH 复分解 反应 与某些盐反应(CaCl2) Na2CO3+CaCl2=CaCO3↓+2NaCl 复分解 反应 ② 同一类盐 具有相似的化学性质的原因： 从微观角度来看，组成上含有相同的阴离子或阳离子 四、物质的转化 1．基本依据 在化学变化过程中， 元素 是不会改变的。即化学反应中 质量 守恒。 一般情况下，单质、氧化物、酸、碱和盐的转化关系可简单表示如下： 2．实例 （1）以钙为例，用化学方程式表示钙及其化合物之间的转化关系并指明反应类型。 ① 2Ca+O2=2CaO ， 化合反应 ； ② CaO+H2O=Ca(OH)2 ， 化合反应 ； ③ CaO+CO2=CaCO3 ， 化合反应 ； ④ Ca(OH)2+Na2CO3=CaCO3↓+2NaOH , 复分解反应 ； ⑤ Ca(OH)2+2HCl=CaCl2+2H2O ， 复分解反应 ； ⑥ CaCO3+2HCl=CaCl2+H2O+CO2↑ ， 复分解反应 。 （2）碳及其化合物之间的转化关系如图所示： 写出图中序号所示转化所需反应物的化学式： 1 O2 ；② H2O ；③ CaO ；④ Ca(OH)2 ；⑤ Ca(OH)2 (答案合理即可)。 单质到盐的转化关系 部分金属单质 → 碱性氧化物 → 碱 → 盐 部分非金属单质 → 酸性氧化物 → 酸 → 盐 3．物质转化的应用——物质制备方法的选择 （1）确定物质制备方法的依据 ①物质的组成和性质；②物质之间的转化关系。 （2）工业生产中最适当方法的选择 （3）实例：工业上制取NaOH ①不采用Na2O与H2O反应的原因： Na2O作为原料，来源少，成本高 。 ②主要采用的方法： 电解饱和食盐水 。（也成为氯碱工业） 方程式： 2NaCl+2H2O====H2↑+Cl2↑+2NaOH ③过去曾采用的方法： Ca(OH)2＋Na2CO3=== CaCO3↓+2NaOH 。 第二节 离子反应 一、电解质及其导电性 1．物质的导电性实验探究 （1）实验操作：将如图装置中的样品依次更换为干燥的NaCl固体、KNO3固体、蒸馏水、NaCl溶液、KNO3溶液。 （2）实验现象及结论 烧杯中物质 现象 结论 干燥NaCl固体 灯泡 不亮 干燥NaCl固体 不能导电 KNO3固体 灯泡 不亮 KNO3固体 不能导电 蒸馏水 灯泡 不亮 蒸馏水 导电能力极弱，上述导电装置无法测出 NaCl溶液 灯泡 亮 NaCl溶液 导电 KNO3溶液 灯泡 亮 KNO3溶液 导电 2．导电原因分析（为什么有的物质可以导电，有的物质不能导电？） 导电的原因是物质必须要 有自由移动的电子或者 自由移动的离子。 针对于 有自由移动的电子可导电，主要是像 金属单质和 石墨这样的物质；针对于 有自由移动的离子可导电，主要是针对 电解质在溶液状态下或者熔融状态下。 ①干燥的NaCl固体和KNO3固体不导电的原因：固体中含有阴离子和阳离子，但是不能自由移动。 ②NaCl溶液和KNO3溶液能导电的原因：溶液中有阴离子和阳离子，且能够自由移动。 ③H2O可以导电，但是导电能力太弱，该装置无法测出，观察不到灯泡亮。 ④NaCl固体受热熔化时，因温度升高，离子的运动加快，克服了离子间的相互作用，产生了能够 自由移动的Na+与Cl-，所以熔融状态的NaCl可以导电。 结论：化合物在 水溶液或 熔融状态下能产生自由移动的离子。 3．导电能力的强弱 导电能力由离子本身决定，也受溶液中 离子溶度和 离子所带电荷影响。溶液中离子溶液越大导电能力越强，相同离子溶液，离子所带电荷越多导电能力越大。 4．电解质 （1）电解质的概念：在 水溶液里或 熔融状态下能够导电的化合物。 （2）常见的电解质有酸、碱、盐、水和活泼得金属氧化物，且代表分别为： ①酸：HCl、H2SO4、HNO3、HF等 ②碱：NaOH、Mg(OH)2、KOH等 ③盐：NaCl、KNO3、Na2CO3、BaCO3等 ④水：H2O ⑤活泼金属氧化物：K2O、Na2O、CaO、BaO、Al2O3等 5．非电解质 （1）非电解质的概念：在水溶液里和熔融状态下均不导电的化合物。 （2）常见非电解质有非金属氧化物、大部分有机物、部分非金属氢化物 ①非金属氧化物：SO2、CO2、SO3、NO、N2O4等 ②大部分有机物：蔗糖、酒精、苯等 ③部分非金属氢化物：NH3、CH4等 二、电解质的电离 1．电解质的电离 （1）电离：电解质 溶于水或 受热融化时，形成 自由移动的离子的过程。 （2）电离方程式(表示方法) 强电解质 弱电解质 强酸酸式盐 弱酸酸式盐 完全电离，用“＝” 部分电离， 用“” 水溶液中完全电离出H＋ 电离出酸式根离子， 不能直接拆成H＋ H2SO4＝2H＋＋SO42－ KAl(SO4)2＝K＋＋Al3＋＋SO42－ CH3COOH 2H＋＋CH3COO－ NaHSO4＝K＋＋H＋＋SO42－ NaHCO3＝Na＋＋HCO3－ 从电离角度认识酸、碱、盐 ①酸 ： HNO3= H+ + NO3- ； H2SO4= 2H+ +SO42- ； 由此可以看出酸是电离时生成的阳离子 全部是H+ 的化合物。 ②碱 KOH= K+ +OH- ； Ca(OH)2= Ca2+ + 2OH- ； 由此可以看出碱是电离时生成的阴离子 全部是OH- 的化合物。 ③盐 NH4NO3= NH4+ + NO3- ； Al2(SO4)3= 2Al3+ + 3SO42- ； 电由此可以看出盐是电离时能生成 金属阳离子（或铵根离子）和 酸根离子 （或非金属阴离子）的化合物。 特别提醒 1．判断：电解质、非电解质均是化合物，单质、混合物（溶液）既不是电解质也不是非电解质。 液态或气态的氯化氢是电解质，而盐酸不是电解质。 2．导电性：只有存在自由移动离子（熔融液或水溶液）或自由电子（金属）时，物质才能导电，如固体碱、盐不导电，液态硫酸、液态氯化氢不导电，而熔融的碱、盐可导电，硫酸或氯化氢的水溶液可导电；溶液导电性的强弱主要取决于离子的浓度大小，而与电解质的强弱无关。 熔融的NaOH能导电，是电解质；NaOH溶液能导电，但不是电解质。 3．电离方程式：一是规范书写离子符号及数目，如镁离子不能写成Mg＋2，原子团不能拆开写，如ClO3－不能写成Cl－、3O2－，二是满足原子守恒与电荷守恒，三是若为弱电解质，应写“”，而不能写“＝”。 三、离子反应及其发生的条件 1．离子反应 （1）探究离子反应的实质 向盛有2ml的CuSO4溶液的试管中加入2ml NaOH溶液。 ①实验现象： 蓝色溶液颜色变浅（或褪去），有蓝色沉淀生成 ②化学方程式： CuSO4+2NaOH=Cu(OH)2↓+Na2SO4 ③微观分析 CuSO4和NaOH的电离方程式 CuSO4= Cu2+ + SO42- 、 NaOH= Na+ + OH- 混合前两种溶液中的离子 CuSO4溶液：Cu2+、SO42- NaOH溶液： Na+、OH- 混合后数目减小的离子 Cu2+、OH- 混合后数目不变的离子 Na+、SO42- 反应实质 Cu2+与OH-结合生成蓝色沉淀Cu(OH)2 （2）概念：电解质在溶液中的反应实质上是 离子 之间的反应，这样的反应属于离子反应。 （3）实质：①从微观角度，酸、碱、盐在水溶液中发生的复分解反应，实质上是两种电解质在溶液中 相互交换离子 的反应。②离子反应使溶液中某些离子的浓度 减小 。 2．离子反应发生的条件 （1）复分解型离子反应 两种电解质在溶液中相互交换离子的反应， 生成难溶性物质（即沉淀） 、 难电离的物质（如水、NH3·H2O、弱酸等）或挥发性物质的过程，意味着发生了离子反应。 （注意：生成难溶性物质（即沉淀）、难电离的物质（如水、NH3·H2O、弱酸等）、挥发性物质，三者满足其一即可。） （2）置换型离子反应 溶液中有离子参加的置换反应，如活泼金属与酸(锌与稀H2SO4)、活泼金属与盐(铁与CuSO4溶液)的反应等。 3．离子反应的应用 离子反应在物质制备和分离、物质提纯和鉴定，以及消除水中污染物等方面都有广泛的应用。 四、离子方程式 1．离子方程式的书写 直写法 ①找粒子：分析溶液中存在的粒子 ②定反应：确定参加反应的粒子及个数 ③写式子：写出实际参加反应的粒子，即离子方程式 ④查守恒：原子守恒和电荷守恒 改写法 ①写：化学方程式 ②拆：将可溶的强电解质拆为离子 ③删：删去不参加反应的离子 ④查：检查原子和电荷守恒 特别提醒 有关化学式“拆分”的问题 （1）只有可溶的强电解质即——强酸、强碱、绝大多数可溶性的盐，能拆成离子可拆成离子的形式，其他均不能拆——弱电解质(弱酸、弱碱、水等)不能拆，难溶性盐、碱，气体、单质、氧化物等不能拆。 （2）浓盐酸可拆成离子形式。 （3）Ca(OH)2：澄清石灰水拆成“Ca2＋、2OH－”，而石灰乳写化学式“Ca(OH)2”。 （4）酸式盐 ①多元强酸的酸式根在水溶液中拆成离子，如NaHSO4拆成“Na＋、H＋、SO”。 ②多元弱酸的酸式根不能拆分，如HCO、HS－、HSO等。 说明：易溶易电离的盐拆成离子，难溶性盐写化学式。 ①钾盐、钠盐、铵盐、硝酸盐、醋酸盐、磷酸二氢盐等都能溶。 ②氯化物中AgCl等不溶。 ③硫酸盐中PbSO4、BaSO4不溶，CaSO4、Ag2SO4微溶，生成物中微溶物不能拆成离子。 ④碳酸盐、亚硫酸盐、磷酸盐和硅酸盐，除钾盐、钠盐、铵盐外都难溶，如BaCO3、BaSO3等难溶。 ⑤硫化物除钾、钠、铵、镁、钡盐外均难溶。 ⑥银盐中AgBr、AgI、Ag2S、Ag3PO4、Ag2CO3等难溶。 2．与量有关离子方程式的书写 连续型 起初生成的产物，可以和过量的反应物继续反应 CO2通入过量NaOH溶液：CO2+2OH－＝CO32－+H2O 过量CO2通入NaOH溶液：CO2+OH－＝HCO3－ 先后型 如溶液中有两种离子都有还原性，在与氧化剂反应时，还原性强的先反应，弱的后反应 已知还原性：Fe2＋＞Br－。FeBr2溶液中通入少量Cl2：2Fe2＋+Cl2＝2Fe3＋+2Cl－ 配比型 醆式盐与碱的反应，量少的物质其参加反应离子个数比符合化学式中的个数比 Ca(HCO3)2溶液与少量NaOH溶液反应：Ca2＋+HCO3－+OH－＝H2O+CaCO3↓ Ca(HCO3)2溶液与过量NaOH溶液反应：Ca2＋+2HCO3－+2OH－＝2H2O+CaCO3↓+CO32－ 3．离子方程式正误判断 常见的设错方式如下： 设错方式 示例 正解 错写生成物 稀硫酸与铁反应：2Fe＋6H＋＝2Fe3＋＋3H2↑ Fe＋2H＋＝Fe2＋＋H2↑ 错拆物质 盐酸与氨水反应：H＋＋OH－＝H2O H＋＋NH3·H2O＝NH＋H2O 电荷不守恒 铜与硝酸银反应：Cu＋Ag＋＝Cu2＋＋Ag Cu＋2Ag＋＝Cu2＋＋2Ag 漏写反应 硫酸铁与氢氧化钡：SO42－＋Ba2＋＝BaSO4↓ 2Fe3＋＋3SO42－＋3Ba2＋＋6OH－ ＝3BaSO4↓＋2Fe(OH)3↓ 错约计量数 硫酸与氢氧化钡： H＋＋SO42－＋Ba2＋＋OH－＝BaSO4↓＋H2O 2H＋＋SO42－＋Ba2＋＋2OH－ ＝BaSO4↓＋2H2O 反应物的用量 过量CO2通入澄清石灰水： CO2＋Ca2＋＋2OH－＝CaCO3↓＋H2O CO2＋OH－＝HCO3－ 4．离子方程式的意义 写出下列反应的化学方程式和离子方程式。 溶液中反应物 化学方程式 离子方程式 盐酸与KOH溶液反应 HCl+KOH=KCl+H2O H+ + OH- = H2O 硝酸与NaOH溶液反应 HNO3+NaOH=NaNO3+H2O H+ + OH- = H2O 硫酸与KOH溶液反应 H2SO4+2KOH=K2SO4+2H2O H+ + OH- = H2O 由此可以看出，离子方程式不仅可以表示 某个具体的化学反应 ，还可以表示 同一类型的离子反应 。 五、离子共存 1．离子共存的本质 几种离子在同一溶液中能大量共存，就是指离子之间不发生任何反应。若离子之间能发生反应，则不能大量共存。 离子不能共存的类型如下： 复分解反应 生成弱电解质的离子不能大量共存 H＋与OH－、CH3COO－、ClO－(生成HClO) OH－与NH(生成NH3·H2O) 生成气体的离子不能大量共存 H＋与CO32－、HCO3－ 生成沉淀的离子不能大量共存 Ba2＋、Ca2＋与SO、CO、SO Ag＋与Cl－、Br－、I－、SO、CO CO与Ba2＋、Ca2＋、Mg2＋、Cu2＋、Fe2＋、Ag＋ OH－与Mg2＋、Cu2＋、Fe2＋、Fe3＋、Al3＋、Zn2＋ 氧化还原反应 ClO－与Fe2＋、I－ ClO－与Cl－Cl－ 2．有关离子共存的限定条件 （1）颜色：无色溶液中，有色离子不能大量存在。 MnO(紫红色)、Cu2＋(蓝色)、Fe3＋(黄色)、Fe2＋(浅绿色) （2）溶液酸碱性 溶液 限定条件表述 酸性溶液 ①使紫色石蕊变红；②常温下pH＝1；③与铁反应生成氢气。 碱性溶液 ①使紫色石蕊变蓝；②使酚酞试液变红。 （3）指定溶液 如盐酸溶液、Na2CO3溶液或含某离子的溶液等。 特别提醒 （1）澄清透明溶液，不是指溶液无色，也可以是有色溶液；无色不是白色。 （2）HCO3－在酸性及强碱性溶液中，均不能大量存在。 六、离子检验与离子推断 1．常见离子的检验 离子 试剂或用品 实验操作 现象和结论 CO32－ 稀盐酸 澄清石灰水 取少量待测液于试管中，加稀盐酸，把生成的气体通入澄清石灰水 产生白色沉淀，说明该溶液中含有CO32－ Cl－ 稀硝酸 AgNO3溶液 取少量待测液于试管中，加过量稀硝酸，再滴加AgNO3溶液 有白色沉淀生成，说明原溶液中含有Cl－ SO 稀盐酸 BaCl2溶液 取少量待测液于试管中，加入足量稀盐酸，无明显现象，再滴加BaCl2溶液 有白色沉淀生成，说明原溶液中含有SO 2．离子推断 离子推断三原则 互斥性原则 若由题给现象确定断某种离子一定存在，则可立即判断出与之不能共存的离子 电中性原则 最后一步确定某种离子是否存在时，可根据电荷守恒来判断此离子存在与否。这个隐含条件往往不被人注意 进出性原则 考虑所加入的试剂是否会引入原溶液中可能存在的离子，如引入则原溶液中是否存在该种离子就无法判断 第三节 氧化还原反应 一、多角度认识氧化还原反应 特征：反应前后元素化合价有升有降 本质：电子转移(得失或偏移) 1．从得失氧的角度认识氧化还原反应 在化学反应中，一种物质得到氧发生 氧化 反应，必然有一种物质失去氧发生 还原反应。氧化反应和还原反应是在一个反应中同时发生的，这样的反应称为氧化还原反应。 例：对于反应2CuO + C ==== 2Cu + CO2↑ 氧化铜 失去 氧，发生 还原 反应，被碳 还原 。 碳 得到 氧，发生 氧化 反应，被氧化铜 氧化 。 2．从元素化合价变化的角度认识氧化还原反应 反应前后有元素化合价（升降）的反应称为氧化还原反应。物质所含元素化合价 升高 的反应是氧化反应，物质所含元素化合价 降低 的反应是还原反应。 反应前后元素 化合价 的变化是氧化还原反应的 表现形式 。 （1）对于有氧得失的反应2CuO + C ==== 2Cu + CO2↑ ①铜元素化合价 降低 ，发生 还原 反应。 ②碳元素化合价 升高 ，发生 氧化 反应。 （2）对于无氧得失的反应H2+Cl2====2HCl ①氯元素化合价 降低 ，发生 还原 反应。 ②氢元素化合价 升高 ，发生 氧化 反应。 3．从电子转移的角度认识氧化还原反应 （1）在有些氧化还原反应中，物质所含元素的原子 失去 电子，该物质发生氧化反应； 得到 电子，该物质发生还原反应。 有电子转移（电子得失或共用电子对偏移）的反应是氧化还原反应。元素的原子 失去电子（或电子对偏离） ，则元素的化合价 升高 ，物质被 氧化 ，发生 氧化 反应；元素的原子 得到电子（或电子对偏向） ，则元素的化合价 降低 ，物质被 还原 ，发生 还原 反应。 反应前后元素 电子转移 是氧化还原反应的 本质 。 从电子得失的角度分析反应： 整个过程中： 钠元素 的化合价 升高 ，因为钠原子 失去电子 ，钠原子 被氧化 ，发生 氧化反应 。 氯元素 的化合价 降低 ，因为氯原子 得到电子 ，氯原子 被还原 ，发生 还原反应 。 （2）从共用电子对偏移的角度分析反应：H2＋Cl22HCl 在有些氧化还原反应中，元素的原子间有共用电子对的偏移(偏离和偏向)。共用电子对 偏离 的物质发生 氧化反应 ，共用电子对 偏向 的物质发生 还原反应 。 整个过程中： 氢元素的化合价升高，是因为氢原子与氯原子形成的共用电子对偏离氢原子，H2 被氧化，发生 氧化反应。 氯元素的化合价降低，是因为氢原子与氯原子形成的共用电子对偏向氯原子，Cl2 被还原，发生 还原反应。 二、氧化还原反应与四种基本反应类型关系 三、氧化还原反应中电子转移的表示方法 1．双线桥法：表示谁变谁 me－、xe－表示一个粒子转移电子数，n、y表示价态变化的粒子个数。如： 箭头从价态发生变化的反应物中某元素指向生成物中的同种元素，标明“得到”、“失去”字样。 2．单线桥法：表示谁给谁 表示的是还原剂和氧化剂之间电子转移的情况。 箭头由失电子原子指向得电子原子，线桥上只标电子转移的数目，不标“得”“失”字样，也不能写成“x×ye－”。如： 特别提醒 1．双线桥：在计算电子转移数目时，先计算一个原子失去或得到的电子数，再乘以化合价发生变化的该原子数目（通常看反应物，有的反应还须看产物，才能确定价态发生变化的原子个数）。 2．电子转移的方向和数目：双线桥要注明“得到”或“失去”，而单线桥则不需要，且得失电子数须相等。 3．注意有的反应物中并非所有的原子其价态都发生了变化，如反应MnO2＋4HCl(浓)MnCl2＋Cl2↑＋2H2O中，4个HCl中只有2个氯由-1价升为0价。 四、氧化剂、还原剂及相关概念 1．氧化还原反应中的相关概念 （1）用“双线桥”表示下列氧化还原反应中元素化合价升降和电子转移。 Fe2O3＋3CO ====2Fe＋3CO2 （2）相关概念 ①氧化剂与还原剂 氧化剂：在氧化还原反应中，所含元素的化合价 降低 ，即 得到电子 (或电子对偏向)的物质。 还原剂：在氧化还原反应中，所含元素的化合价 升高 ，即 失去电子 (或电子对偏离)的物质。 ②氧化产物与还原产物 氧化产物 ：还原剂 失去电子 被氧化的产物。 还原产物 ：氧化剂 得到电子 被还原的产物。 ③氧化性与还原性 氧化性 ：物质 得电子 的性质或能力。 还原性 ：物质 失电子 的性质或能力。 ④相互关系 2．常见的氧化剂、还原剂 （1）常见的氧化剂 ①活泼的非金属单质：如 Cl2、O2 等。 ②变价元素的高价态化合物 a.某些酸：如 浓H2SO4、HNO3、HClO 等； b.某些氧化物、过氧化物：如 MnO2、H2O2、Na2O2 等； c.某些盐：如 KMnO4、FeCl3、NaClO 等。 （2）常见的还原剂 ①活泼的金属单质：如 Al、Fe、Zn 等。 ②某些非金属单质：如 H2、S、C 等。 ③变价元素的低价态化合物 a.某些氧化物：如 CO、SO2 等； b.某些氢化物：如 HCl、H2S 等； c.某些盐：如 KI、Na2S、FeCl2 等。 特别提醒 有的反应中，氧化剂或还原剂可能是二种反应物，如S＋2KNO3＋3C＝K2S＋3CO2＋N2；元素价态发生升高的元素可能两种，如Cu2S＋O2―→CuO＋SO2；有的产物可能既是氧化产物又是还原产物，如HgS＋O2―→HgO＋SO2。 五、氧化性、还原性强弱比较 1．氧化性、还原性的强弱与得失电子的关系 （1）氧化性：物质越 易得电子 ，氧化性越强。 （2）还原性：物质越 易失电子 ，还原性越强。 2．物质的氧化性及还原性与核心元素化合价的关系 核心元素化合价 实例 性质 最高价 只有氧化性 中间价 H2O2、Fe2+、SO2 既有氧化性又有还原性 最低价 Fe、Na、Cl-、S2- 只有还原性 3．氧化性、还原性强弱比较的方法 （1）根据元素的活动性顺序比较 （2）根据氧化产物的价态高低判断 同一物质在相同条件下，被不同氧化剂 氧化的程度越大 ，氧化剂的 氧化性越强 。 Fe被Cl2氧化成＋3价，而S只能把其氧化成＋2价，故氧化性：Cl2>S；判断还原剂还原性的原理类似。 （3）根据反应条件来判断 当不同的氧化剂(或还原剂)与同一还原剂(或氧化剂)反应时， 反应越易 进行，则对应的氧化剂(或还原剂)的 氧化性(或还原性)越强 ，反之越弱。如： ②2KMnO4＋16HCl(浓)===2KCl＋2MnCl2＋5Cl2↑＋8H2O 后者比前者更容易发生，故氧化性：KMnO4>MnO2。 4．氧化还原反应的应用 （1）预测物质的氧化性、还原性 处于高价态的物质一般具有 氧化性 ，处于低价态的物质一般具有 还原性 ，处于中间价态的物质可能 既有氧化性又有还原性 。 （2）分析、解决生产生活中的实际问题 氧化还原反应广泛存在于生产生活中，其中金属的冶炼、电镀、燃料的燃烧、绿色植物的光合作用等是正面影响；易燃物的自燃、食物的腐败、钢铁的锈蚀等是负面影响。 六、氧化还原反应的规律 规律 内容 应用 价态律 元素处于最高价只有氧化性，最低价只有还原性， 中间价态既有氧化性，又有还原性 判断元素的氧化性、还原性 强弱律 强氧化性的氧化剂与强还原性的还原剂反应， 生成弱还原性的还原产物和弱氧化性的氧化产物 判断反应能否进行 比较微粒的氧化性或还原性强弱 转化律 同一元素的不同价态间反应，其价态只靠拢不交叉 判断氧化还原反应能否发生 电子转移情况 优先律 多种氧化剂遇一种还原剂时，氧化性最强的优先反应 判断反应先后顺序 守恒律 氧化还原反应中得失电子数相等 配平、相关计算 七、氧化还原反应方程式的配平 1．氧化还原反应方程式配平的基本原则 （1） 得失电子守恒 ：氧化剂和还原剂得失电子总数相等。即： 化合价升高总数＝化合价降低总数 ； 氧化剂得电子总数=还原剂失电子总数 。 （2） 质量守恒 ：反应前后原子的种类和个数不变。即： 反应前原子种类=反应后原子种类 ； 反应前原子个数=反应后原子个数 。 （3） 电荷守恒 ：离子反应前后，阴、阳离子所带电荷总数相等。即： 等式左边所带电荷数=等式右边所带电荷 。 2．氧化还原反应方程式配平的一般步骤 （1）标变价：写出反应物和生成物的化学式， 标出 反应前后变价元素的 化合价 。 (2) 列得失：标出反应前后元素 化合价的变化值 或 得（失）电子数目 。 MnO(OH)2→Mn2+ Mn元素从+4价→+2价，得2e- I-→I2 I元素从-1价→0价， 失e- （3）求总数：通过求 最小公倍数 使化合价升降总数相等。 MnO(OH)2→Mn2+ 得2e-×1 2I-→I2 失e-×2 (3) 配系数：确定 氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物 的化学 计量数 ， 观察法配平其他物质的化学计量数。 MnO(OH)2+I-+H+→Mn2++I2+H2O MnO(OH)2+2I-+4H+===Mn2++I2+3H2O (4) 查守恒：检查 电荷守恒 ， 原子个数守恒 ，配平后，把单线改成等号，标注反应条件。 3．配平氧化还原反应方程式的常用技巧 （1）逆向配平法：分解反应、歧化反应、部分氧化还原反应，一般使用逆向配平法，即先从氧化产物和还原产物开始配平。 （2）氧化还原型离子方程式的配平 首先根据 得失电子守恒 配平氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物的化学计量数，在此基础上根据 电荷守恒 ，配平两边离子所带电荷数，最后根据 质量守恒配平 其余物质的化学计量数。 （3）缺项配平类[一般缺的为酸(H＋)、碱(OH－)、水] ①先将 得失电子数守恒 配平，再观察 两边电荷 。若反应物这边 缺正电荷 ，一般加H＋ ，生成物一般加水；若反应物这边 缺负电荷 ，一般 加OH－ ，生成物一般加水，然后两边电荷数进行配平。 ②当化学方程式中有多个缺项时，应根据化合价的变化找准氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物。 特别提醒 离子方程式如何平衡电荷 方程式 介质 酸性 中性 碱性 反应物多O 加H＋ 生成H2O 加H2O 生成OH－ 加H2O 生成OH－ 反应物少O 加H2O 生成H＋ 加H2O 生成H＋ 加OH－ 生成H2O 八、陌生氧化还原反应方程式的书写 1．确定四大物质——氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物 有的物质是直接给出的，有的物质要根据反应现象或有关反应原理判断。 2．配平——电子守恒、原子守恒 有的反应需据原子守恒确定所缺物质，如H2O。 3．若是离子方程式，要遵循电荷守恒。 特别提醒 1．在酸性介质中的反应，生成物中可以有H＋、H2O，但不能有OH－。 2．在碱性介质中的反应，生成物中无H＋。 3．在近中性条件，反应物中只能出现H2O，而不能有H＋或OH－，生成物方面可以有H＋或OH－。 现把H＋、OH－、H2O在不同条件下的相互关系列于下表： 条 件 反应物中余O 反应物中缺O 酸性溶液 O＋2H＋→H2O H2O→O＋2H＋ 近中性溶液 O＋H2O→2OH－ H2O→O＋2H＋ 碱性溶液 O＋H2O→2OH－ 2OH－→O＋H2O 03 素养提升 ◆判断正误 一、判断下列说法的正误，并说明原因。 说法 正误及解释 1 CO和CO2属于同素异形体 错误 同素异形体是同种元素形成的不同单质，而CO和CO2是化合物，不属于同素异形体 2 NaOH稀溶液中滴加FeCl3饱和溶液可制得Fe(OH)3胶体 错误 得到的是Fe(OH)3沉淀 3 水不会产生丁达尔效应，但属于分散系 错误 分散系是混合物而水是纯净物 4 有些金属氧化物属于酸性氧化物 正确 有些金属氧化物属于酸性氧化物，如七氧化二锰 5 CuSO4·5H2O、冰水、液氯都属于纯净物 正确 三种物质均由同一种微粒构成 6 用激光笔照射NaCl溶液和Fe(OH)3胶体时，产生的现象相同 错误 用激光笔照射NaCl溶液无光亮的通路，而照射Fe(OH)3胶体时形成光亮的通路，则产生的现象不相同 7 Na2O与Na2O2都属于碱性氧化物 错误 Na2O2属于过氧化物 8 向NaCl粉末中加入适量酒精，充分振荡形成无色透明液体，用激光笔照射，出现一条光亮通路，形成的分散系是胶体 正确 所得分散系产生了丁达尔现象，说明为胶体 9 CuOCu(OH) 错误 CuO与水不反应 10 BaSO4→Ba(NO3)2 错误 加入HNO3或硝酸盐均无法实现转化 11 CaCl2溶液CaCO3CO2 错误 由于盐酸的酸性大于碳酸，所以氯化钙溶液中通入二氧化碳，不能生成碳酸钙沉淀 12 根据酸分子中含有的氢原子个数将酸分为一元酸、二元酸等 错误 根据酸电离产生氢离子的个数将酸分为一元酸、二元酸等 二、判断下列说法的正误，并说明原因： 说法 正误及解释或改正 1 根据化合物的水溶液能否导电，将化合物分为电解质和非电解质 错误 如CO2的水溶液导电，但CO2是非电解质 2 硫酸电离：H2SO4＝H2＋＋SO42－ 错误 应是H2SO4＝2H＋＋SO42－ 3 醋酸电离：CH3COOH＝CH3COO－＋H＋ 错误 CH3COOH是弱电解质，应为CH3COOHCH3COO－＋H＋ 4 碳酸氢钠电离：NaHCO3＝Na＋+H＋+CO32－ 错误 HCO3－不能折为H＋和CO32－ 5 Cl2溶于水可以导电，所以Cl2是电解质 错误 Cl2是单质，不是电解质 6 CaCO3难溶于水，所以CaCO3是非电解质 错误 溶于水的CaCO3全部电离，CaCO3是电解质且是强电解质 7 硫酸是强酸，醋酸是弱酸，所以硫酸溶液的导电能力大于醋酸溶液 错误 导电性与溶液中离子浓度及离子所带电荷数有关，与酸的强弱无关 8 Na2O熔融状态可导电，所以Na2O为电解质 正确 Na2O在熔融状态下可以电离出可以自由移动的钠离子和氧离子，可以导电，故为电解质 9 加入碳酸钠溶液产生白色沉淀，再加盐酸白色沉淀消失，一定有Ba2＋ 错误 也可能有Ca2＋ 三、下列指定反应的离子方程式都是错误的，请改正。 反应的离子方程式 错因或改正 1 久置氯水中加入石灰石，产生大量气泡：CO32－＋2H＋＝CO2↑＋H2O 久置氯水成分是稀盐酸，石灰石是碳酸钙，不可拆，离子方程式为：CaCO3＋2H＋＝Ca2＋＋CO2↑＋H2O 2 向沸水中滴加FeCl3溶液制备Fe(OH)3胶体：Fe3＋＋3H2O＝Fe(OH)3↓＋3H＋ Fe(OH)3胶体不是沉淀且且需加热 Fe3＋＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3H＋ 3 硫酸铜溶液中加入氢氧化钡溶液，出现大量沉淀：SO42－＋Ba2＋＝BaSO4↓ 漏写离子反应 Cu2＋＋2OH－＋Ba2＋＋SO42－＝BaSO4↓＋Cu(OH)2↓ 4 氧化铜溶于稀硝酸：O2－＋2H＋＝H2O CuO不能拆 CuO＋2H＋＝Cu2＋＋H2O 5 铝与稀硫酸：Al＋2H＋＝Al3＋＋H2↑ 电荷不守恒 2Al＋6H＋＝2Al3＋＋3H2↑ 四、判断下列说法是否正确。 有关说法或化学用语 判断 1 Cl2＋H2O＝HCl＋HClO，水是氧化剂 错误 反应物水中氢、氧元素的化合价均未发生变化，水既不是氧化剂也不是还原剂 2 FeCl3→FeCl2的转化需加还原剂 正确 铁元素的化合价降低被还原，转化的反应为还原反应，需要加入还原剂才能实现 3 Cl2＋SO2＋2H2O＝2HCl＋H2SO4，Cl2发生氧化反应 错误 Cl2中Cl元素化合价降低，Cl2发生还原反应 4 5KCl＋KClO3＋3H2SO4＝3Cl2↑＋3K2SO4＋3H2O，被氧化与被还原的氯元素的质量比为1∶5 错误 氯化钾中氯元素化合价从－1价升高到0价，失去1个电子，根据电子得失守恒可知被氧化与被还原的的氯元素的质量比为5∶1 5 3Cl2＋8NH3＝N2＋6NH4Cl，该反应中氧化剂与还原剂的个数之比为3∶8 错误 8个氨气只有2个被氧化，故氧化剂与还原剂的个数之比为3∶2 6 在氧化还原反应中肯定有一种元素被氧化，另一种元素被还原 错误 也存在同一种元素即可被氧化，也可被还原，如2H2O2＝2H2O＋O2↑ 7 10NaN3＋2KNO3＝K2O＋5Na2O＋16N2↑，还原产物与氧化产物的质量之比为1∶15 正确 KNO3被还原生成的还原产物N2为1个，NaN3被氧化生成的氧化产物N2为15 8 电子转移 错误 9 电子转移 错误 硫化氢中硫元素化合价从－2价升高到0价，硫酸中硫元素化合价从＋6价降低到＋4价，则应该表示为 【易错集锦】 1.误认为由相同元素组成的物质一定是纯净物 点拨：若某物质是由一种元素的单质混合而成，如O2、O3组成的混合气体就是混合物，而由12C和13C组成的石墨则是纯净物。 【例题】科学家制得一种新型分子O4。关于O4和O2的下列说法不正确的是 A．互为同素异形体 B．等质量的O4和O2所含原子数相同 C．都属于单质 D．它们的摩尔质量相同 【答案】D 【解析】A. 同种元素组成的单质互称为同素异形体，O4和O2均为氧元素构成的单质，为同素异形体，正确，A不符合题意； B. 设质量为1g，O4的物质的量为：，含有的原子数为：；O2的物质的量为：，含有的原子数为：，则所含原子数相同，正确，B不符合题意； C. O4和O2中O原子和O原子之间，均以共价键相连，因此均含有共价键，正确，C不符合题意； D. O4的摩尔质量为64g/mol，O2的摩尔质量为32g/mol，摩尔质量不相同，错误，D符合题意。 答案为D。 2. 误认为金属氧化物、非金属氧化物与碱性氧化物、酸性氧化物相对应 点拨：酸性氧化物不一定是非金属氧化物，如Mn2O7。非金属氧化物不一定是酸性氧化物，如CO、NO。碱性氧化物一定是金属氧化物，但金属氧化物不一定是碱性氧化物，如Al2O3属于两性氧化物。 【例题】下列对有关物质的分类错误的是 选项 物质 分类 不同类物质 A 干冰、白酒、加碘盐、食醋 混合物 干冰 B 、CO、、 酸性氧化物 C 、HCl、、 电解质 D 、CaO、、 碱性氧化物 【答案】B 【解析】A．干冰为二氧化碳是纯净物，白酒、加碘盐、食醋均为混合物，A正确； B．CO不是酸性氧化物，B错误； C．在熔化状态或水溶液条件下能导电的化合物均为电解质，SO3为非电解质，C正确； D．为两性氧化物，D正确； 故选B。 3．误认为能电离出H＋的都是酸吗？能电离出OH－的都是碱 点拨：能电离出H＋的不一定都是酸，如NaHSO4，只有电离生成的阳离子全部是H＋的化合物才是酸；能电离出OH－的不一定都是碱，如Cu2(OH)2CO3，只有电离生成的阴离子全部是OH－的化合物才是碱。 【例题】分类是认识和研究物质及其变化的一种常用的科学方法。下列说法正确的是 A．烧碱和纯碱均属于碱 B．溶液与淀粉溶液不可以利用丁达尔效应区分 C．能电离出，所以属于酸 D．“熬胆矾铁釜，久之亦化为铜”中的反应是氧化还原反应 【答案】D 【解析】A．烧碱是NaOH，属于碱，纯碱是属于盐，A项错误； B．淀粉溶液是胶体，Na2CO3溶液是溶液，可以用丁达尔效应区分两者，B项错误； C．电离出的阳离子全部是的化合物才是酸，能电离出氢离子和钠离子，属于盐，C项错误； D．该反应是铁置换铜的反应，是氧化还原反应，D项正确。 故选D。 4．误认为盐必须由金属和非金属元素共同组成 点拨：不一定，盐也可以全部由非金属元素组成，如NH4Cl。 5．SO2和NH3的水溶液均导电，误认为SO2、NH3是电解质 点拨：不是，SO2、NH3本身不电离，两者溶于水后分别与水反应生成H2SO3和NH3·H2O，溶液中能导电的阴、阳离子分别是由H2SO3和NH3·H2O电离出来的，所以H2SO3和NH3·H2O属于电解质，SO2和NH3属于非电解质。 【例题】下列物质的水溶液能导电，但属于非电解质的是 A． B． C． D． 【答案】D 【解析】在水溶液和熔融状态下都不导电的化合物为非电解质。 A．是非电解质，但乙醇溶于水形成的乙醇溶液不导电，A错误； B．氯气是非金属单质，不是化合物，不是非电解质，B错误； C．钠是金属单质，不是化合物，不是非电解质，C错误； D．二氧化硫溶于水与水反应生成亚硫酸，亚硫酸能电离出氢离子和亚硫酸氢根离子使溶液导电，但不是二氧化硫自身电离出的离子使溶液导电，二氧化硫为非电解质，D正确； 故选D。 6．某物质的水溶液导电性很强，误以为该物质一定是强电解质 点拨：不一定，电解质的强弱与溶液的导电性没有必然联系。 【例题】下列关于电解质的说法正确的是 A．强电解质的导电能力一定比弱电解质导电能力强 B．CO2溶于水形成的溶液能导电，所以CO2是电解质 C．BaSO4难溶于水，所以是非电解质 D．NH4Cl在水溶液中完全电离，所以NH4Cl是强电解质 【答案】D 【解析】 A．强电解质的导电能力不一定比弱电解质导电能力强，如溶液中离子浓度小于浓醋酸的稀盐酸的导电性弱于浓醋酸，故A错误； B．二氧化碳不能电离出自由移的离子，属于非电解质，故B错误； C．硫酸钡是离子化合物，熔融状态下能电离出自由移动的离子，属于电解质，故C错误； D．氯化铵在溶液中能完全电离出铵根离子和氯离子，所以氯化铵是强电解质，故D正确； 故选D。 7．书写离子方程式时的拆分原则 点拨：（1）拆写成离子符号的物质：易溶易电离的物质。 ①强酸：HCl、H2SO4、HNO3、HClO4、HI、HBr等；②强碱：NaOH、KOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2(金属活动顺序表Mg前金属对应的碱)等；③易溶易电离的盐：钾钠铵盐溶，硝酸盐遇水无踪影，硫酸钡铅沉水中，盐酸不溶银亚汞。 （2）书写化学式的物质 ①气体：CO2、SO2、NH3等；②单质：Na、Fe、H2等；③氧化物：Na2O、Fe2O3、CuO等；④难溶物质：CaCO3、Mg(OH)2、Cu(OH)2、BaSO4、AgCl等；⑤难电离物质：弱酸(如H2CO3等)、弱碱(如NH3·H2O)和H2O。 （3） 改写微溶物时要看清题目要求：①作为反应物，若是澄清溶液写离子符号，若是悬浊液写化学式。②作为生成物，一般写化学式(标“↓”号)，如石灰水和石灰乳：石灰水写成离子形式而石灰乳则写化学式。 （4） 氨水作反应物写NH3·H2O；作生成物，若有加热条件或浓度很大时，可写NH3(标“↑”号)。 （5） 容易出现错误的几类物质的改写。 ①多元弱酸的酸式酸根离子不能拆开写，如NaHCO3不能拆写成Na+、H+和。②浓硫酸作为反应物不能拆开写，应写成化学式；在溶液中的NaHSO4应拆写成Na+、H+和。 【例题】下列离子方程式正确的是 A．石灰水与过量碳酸氢钠溶液反应：HCO+ Ca2＋+ OH－= CaCO3↓+ H2O B．硫酸氢钠溶液中加入氢氧化钡溶液至中性：H＋+ SO+ Ba2＋+ OH－= BaSO4↓ + H2O C．氧化铜与稀硫酸反应：2H＋+ O2－= H2O D．碳酸氢钠溶液中加入盐酸：CO+ 2H＋= CO2↑+H2O 【答案】B 【解析】A．Ca(OH)2少量，Ca2＋和OH－按化学式中离子个数比参与反应，离子方程式为：2HCO+ Ca2＋+ 2OH－= CaCO3↓+ 2H2O+C，故A错误； B．硫酸氢钠溶液中加入氢氧化钡溶液至中性的离子方程式为：H＋+ SO+ Ba2＋+ OH－= BaSO4↓ + H2O，故B正确； C．氧化铜难溶，不能拆成离子，离子方程式为：2H＋+CuO= H2O+Cu2+，故C错误； D．碳酸氢根离子不能拆开写，离子方程式为：HCO+H+= H2O+ CO2↑，故D错误； 答案选B。 8．书写离子方程式时忽视忽视电荷守恒和原子守恒 点拨：正确书写、判断离子方程式的四个关键点 审清题意 “三注意” 注意反应环境 注意操作顺序 注意反应物之间量的关系 化学式拆写 “四原则” 易溶强电解质拆，弱电解质、难溶物不拆 微溶物清拆浊不拆 单质、氧化物不拆 浓硫酸不拆，浓盐酸、浓硝酸拆 反应产物 “三分析” 分析量不同时的产物 分析是否漏掉同步反应 分析变价元素的产物 方程式遵循 “三守恒” 原子是否守恒 电荷是否守恒 电子转移是否守恒 【例题】下列离子方程式的书写正确的是 A．实验室用大理石和稀盐酸制取CO2：2H++CO=CO2↑+H2O B．铜片插入硝酸银溶液中：Cu+Ag+=Cu2++Ag C．氯化铜溶液与铁粉反应：Cu2++Fe=Fe2++Cu D．氢氧化钡溶液中加入稀硫酸：Ba2++SO=BaSO4 【答案】C 【解析】A.实验室用大理石和稀盐酸制取CO2，大理石难溶，离子方程式应该为2H++CaCO3=Ca2＋+CO2↑+H2O，A错误； B.铜片插入硝酸银溶液中发生置换反应：Cu+2Ag+=Cu2++2Ag，B错误； C.氯化铜溶液与铁粉发生置换反应：Cu2++Fe=Fe2++Cu，C正确； D.氢氧化钡溶液中加入稀硫酸生成硫酸钡和水：2OH－+Ba2++2H++SO=BaSO4↓+2H2O，D错误； 答案选C。 9．双线桥表示法中的注意事项 点拨：（1）箭头和箭尾必须连接同元素，并且箭头指向生成物，箭尾连接反应物。 （2）线桥上必须标明“得到”或“失去”，并且得到、失去电子的总数必须相等。 （3）书写电子转移的数目时，要写成“得到a×be−”或“失去a×be−”的形式。其中a为发生化合价变化的元素对应的原子个数，b为发生化合价变化的元素的一个原子得到(失去)电子的数目。当a=1时，直接写为“be−”;当b=1时，要写为“a×e−”。这一点极易弄错，要引起注意。如 【例题】下列表示氧化还原反应实质正确的是 A． B． C． D． 【答案】B 【解析】A．在该反应中KClO3得到电子被还原为Cl2，HCl失去电子被氧化为Cl2，反应过程中转移电子数目是5个，用双线桥法表示电子转移为：，A错误； B．反应符合事实，遵循物质反应过程中电子转移方向和数目，B正确； C．在该反应中C元素化合价由反应前CO中的+2价变为反应后CO2中的+4价，化合价升高，失去2×2e-；O元素化合价由反应前O2中的0价，化合价降低，得到电子2×2e-，电子转移方向及数目为，C错误； D．在该反应中，Hg元素化合价由反应前HgS中+2价变为反应后Hg单质的0价，化合价降低2价，得到电子数目是2e-；S元素化合价由反应前HgS中的-2价变为反应后SO2中的+4价，化合价升高6价，失去电子数目是6e-，O元素化合价由反应前O2中的0价变为反应后SO2中的-2价，化合价降低，得到电子数目是2×2e-，则用双线桥法表示电子转移数目为：，D错误； 故合理选项是B。 10．氧化性、还原性强弱的比 点拨：（1）根据氧化还原反应方程式比较 氧化性：氧化剂>氧化产物 还原性：还原剂>还原产物 注：此方法不适用于歧化反应，如Cl2 + H2OHCl + HClO。 （2）根据元素的活动性顺序比较 （3）根据氧化还原反应的程度比较 不同氧化剂与相同还原剂作用时，还原剂化合价升高的数值越大，氧化剂的氧化性越强。 （4）根据反应的条件及反应的剧烈程度比较 反应条件要求越低，反应越剧烈，对应物质的氧化性或还原性越强，如是否加热、反应温度高低、有无催化剂和反应物浓度大小等。例如： MnO2 + 4HCl(浓)MnCl2+Cl2↑+2H2O 2KMnO4 +16HCl(浓)2KCl+2MnCl2+5Cl2↑+8H2O 氧化性：KMnO4＞MnO2 注意：物质氧化性、还原性强弱比较的误区 （1）所含元素的价态越高，化合物的氧化性不一定越强，如氧化性：HClO4＜HClO。 （2）氧化性和还原性的强弱取决于物质得失电子的难易程度，而与得失电子的数目无关，如Na与盐酸反应时失去1个电子成为Na+，而Al与盐酸反应时失去3个电子成为Al3+，但Na比Al活泼，Na比Al的还原性强。 （3）元素处于最高价时只有氧化性，但氧化性不一定强。如CO2中C为+4价，是最高价，但CO2的氧化性很弱。 （4）元素处于最低价态时只有还原性，但还原性不一定强。如O2−中O为−2价，是最低价，但O2−的还原性非常弱。 【例题】稀土是镧、钪、铈等共十七种金属元素的总称，具有非常重要的经济战略价值。从冶金工业、石油化工、玻璃陶瓷到隐形战机、核潜艇以及制导导弹都离不开稀土。稀土金属铈性质活泼。铈常见的化合价为+3和+4。可发生反应： ①2CeO2+H2O2+6H+=2Ce3++O2↑+4H2O ②2Fe3++2I-=2Fe2++I2 ③Fe2++H2O2+2H+=2Fe3++2H2O 请根据上述反应判断氧化性由强到弱的顺序是 A．CeO2＞I2＞Fe3+＞H2O2 B．CeO2＞Fe3+＞I2＞H2O2 C．CeO2＞H2O2＞Fe3+＞I2 D．Fe3+＞I2＞CeO2＞H2O2 【答案】C 【分析】氧化还原反应中，氧化剂得电子，化合价降低，被还原发生还原反应生成还原产物；还原剂失电子，化合价升高，被氧化发生氧化反应生成氧化产物；根据强弱规律，氧化性：氧化剂大于氧化产物，据此回答。 【解析】反应①中，CeO2是氧化剂，H2O2是还原剂，CeO2可以将H2O2氧化，氧化性：CeO2大于H2O2； 反应②中，Fe3+是氧化剂，I2是氧化产物，氧化性：Fe3+大于I2； 反应③中，H2O2是氧化剂，Fe3+是氧化产物，氧化性：H2O2大于Fe3+； 由上可知氧化性由强到弱的顺序是CeO2＞H2O2＞Fe3+＞I2； 故选C。 原创精品资源学科网独家享有版权，侵权必究！28 学科网（北京）股份有限公司 FeCl3＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3HCl 氧化剂氧化性还原反应还原产物 还原剂还原性氧化反应氧化产物 例如：2Fe＋3Cl22FeCl3、Fe＋SFeS $$