资源简介

单元复习
物质及其变化
第一章
考点一
根据物质的组成和性质分类
(1)交叉分类法:
根据不同的分类标准对同一物质进行分类的方法。
(2)树状分类法:
在同类事物中，对不同物质按照某种属性进行再分类的方法。
分类标准
多样化
1、分类方法
Na2SO4
K2SO4
K2CO3
碳酸盐
硫酸盐
钾盐
Na2CO3
钠盐
其他
物 质
纯净物
混合物
溶液
化合物
单质
盐
碱
酸
非金属
金 属
氧化物
胶体
浊液
2、交叉分类法:对同一事物按照不同的标准进行分类
1、树状分类法:对同类事物按照某种属性进行分类的方法.
根据物质的组成和性质分类
2、对酸、碱、盐、氧化物的树状分类
(1)氧化物
X + O（负价）
CuO、Fe2O3、Na2O
CO、P2O5、H2O
CO2、P2O5、SO3、SO2、Mn2O7 、SiO2
CaO、CuO、K2O
CO、NO、NO2
从组成元素
非金属氧化物
金属氧化物
Al2O3
不成盐氧化物
成盐
氧化物
酸性氧化物
碱性氧化物
两性氧化物
从性质
过氧化物
H2O2、Na2O2
+ 碱 → 盐 + 水
+ 酸 → 盐 + 水
+ 水 → 酸！
+ 水 → 碱！
根据物质的组成和性质分类
2、对酸、碱、盐、氧化物的树状分类
(2)酸
H+ + 酸根离子
H2SO4、HNO3、H3PO4、H2CO3、CH3COOH
HCl、H2S、HI、HBr
H2SO4、HNO3、HCl、HI、HBr、HClO4
H3PO4
HF、CH3COOH、H2CO3 、 H2SO3、H2C2O4、H2S、
从是否含氧
从酸性强弱分
从电离产生的H＋数目
无氧酸
含氧酸
中强酸
弱酸
强酸
一元酸
二元酸
三元酸
HNO3、HCl、 CH3COOH、H3BO3、H3PO2
H2SO4、H2CO3、H2S
H3PO4
从性质分
易挥发性酸（低沸点酸）
难挥发性酸（高沸点酸）
HCl、HNO3
H2SO4、 H3PO4
难溶性酸只有H2SiO3
六大强酸
根据物质的组成和性质分类
2、对酸、碱、盐、氧化物的树状分类
(3)碱
金属离子/铵根离子 + OH-
NaOH KOH Ba(OH)2 Ca(OH)2
Cu(OH)2 Fe(OH)3 NH3·H2O
从碱性强弱
从电离产生的OH-数目
两性
弱碱
强碱
一元碱
二元碱
三元碱
NaOH KOH NH3·H2O
Ba(OH)2 Fe(OH) 2
Al(OH)3
从溶解性
易溶碱
难溶碱
NaOH KOH Ba(OH)2 NH3·H2O
Cu(OH)2 Fe(OH)3 Mg(OH)2
Al(OH)3
四大强碱
Mn(OH)2、Zn(OH)2
根据物质的组成和性质分类
2、对酸、碱、盐、氧化物的树状分类
(4)盐
金属离子/铵根离子 + 酸根离子
按溶解性
按组成离子
无氧酸盐
钠盐
钾盐
铵盐
硫酸盐
碳酸盐
硝酸盐
按酸根是否含氧
含氧酸盐
可溶盐
难溶盐
NaCl、AgNO3、CuSO4、NH4Cl
KNO3、KMnO4、FeSO4
NaCl、CaCl2
酸式盐
碱式盐
正盐
KHSO4、 NaHCO3、 Ca(H2PO4)2
Cu2(OH)2CO3、
NaCl、 BaSO4
按组成
AgCl 、 BaSO4、CaCO3、 BaCO3
MnCO3、 ZnCO3 、 FeCO3 、 Ag2CO3
Al (OH)2Cl
复盐
KAl (SO4)2 · 12H2O
混盐
Ca(ClO)Cl 、
Ca(NO3)Cl
根据物质的组成和性质分类
考点二
分散系 胶体
1、分散系
(1)定义：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：
分散质—
分散剂—
被分散的物质
起容纳分散质作用的物质
(3)常见的分散系：
分散质
分散剂
气
液
固
气
液
固
空气
云、雾
烟、霾
汽水
牛奶、酒精溶液
食盐水
泡沫塑料
珍珠
有色玻璃、合金
共 9种分散系
(4)分类：
按照分散质的粒子
直径大小
10－9 m
溶液
10－7 m
浊液
胶体
分散质粒子直径
分散系 胶体
二、分散系及其分类
2、胶体
(1)定义：
指分散质微粒的直径在1－100nm的分散系。
液溶胶：分散剂为液体。如Fe(OH)3胶体、墨水、淀粉溶液、
蛋白质溶液（稀豆浆、牛奶、鸡蛋白）、
血液、肥皂水
(2)分类：
（分散剂的状态）
气溶胶：分散剂为气体。如烟、云、雾
固溶胶：分散剂为固体。如有色玻璃、玛瑙、烟水晶
分散系 胶体
二、分散系及其分类
2、胶体
(3)制备
①操作：煮沸蒸馏水→逐滴加入5-6滴FeCl3饱和溶液→继续煮沸至液体呈红褐色
FeCl3＋3H2O === Fe(OH)3(胶体) ＋ 3HCl
?
?
注：要振荡，不宜用玻璃棒搅拌，FeCl3饱和溶液不宜过量，以免发生聚沉。
②原理：
注：不宜用自来水，以免发生聚沉。
注：不宜加热时间太长，以免发生聚沉。
分散系 胶体
2、胶体
(4)性质
①光学性质：丁达尔效应 胶体粒子对光线散射（鉴别溶液和胶体的一种物理方法）
②分散质粒径：溶液 ＜半透膜＜ 胶体 ＜滤纸＜ 浊液
③电泳：在外加电场作用下, 胶体粒子在分散剂中向阴极或阳极作定向移动的现象。
注：a. 胶粒数＜分子数；
b. 胶粒带电（除淀粉胶粒不带电外），胶体不带电。
④介稳性：稳定性介于溶液和浊液之间。
⑤聚沉：胶粒相互结合形成较大的颗粒，从而形成沉淀析出的现象。
1.加热或搅拌
碰撞聚集
加速胶粒碰撞运动
中和电性
2.加入电解质
3.加入带相反电荷的胶粒
原理：
分散系 胶体
3、小结
{16D9F66E-5EB9-4882-86FB-DCBF35E3C3E4}分散系
溶液
胶体
浊液
分散质粒子直径
<1 nm
>100 nm
分散质粒子
单个小分子或离子
少量分子的集合体或大分子
大量分子或离子的集合体（液态或固态）
外观
均一、透明
不均一、不透明
稳定性
稳定
不稳定
鉴别
无丁达尔效应
能否透过滤纸
能否透过半透膜
均一、多处透明
较稳定（介稳性）
静置沉降或分层
丁达尔效应
1~100 nm
能
能
不能
不能
不能
能
分散系 胶体
胶体
制备Fe(OH)3（胶体）
丁达尔效应
介稳性
胶体
溶液
性质
考点
鉴别
方程式
操作
考查要点
分散系 胶体
考点三
物质的转化
一、酸、碱、盐、氧化物的性质
1、酸的通性（H+）
{16D9F66E-5EB9-4882-86FB-DCBF35E3C3E4}酸的主要化学性质
反应实例
+活泼金属反应

+碱性氧化物反应

+碱反应

+某些盐反应

+酸碱指示剂作用
Zn + H2SO4 === ZnSO4 + H2↑
3H2SO4 + Fe2O3 === Fe2(SO4)3 + 3H2O
2NaOH + H2SO4=== Na2SO4+ 2H2O
H2SO4 + Na2CO3 === Na2SO4 + CO2↑ + H2O
紫色石蕊遇酸变红
物质的转化
2、碱的通性（OH-）
{16D9F66E-5EB9-4882-86FB-DCBF35E3C3E4}碱的主要化学性质
反应实例
+酸性氧化物反应

+酸反应

+某些盐反应

+酸碱指示剂作用
紫色石蕊遇碱变蓝，酚酞遇碱变红
Ca(OH)2 + CO2 === CaCO3↓ + H2O
Ca(OH)2 + 2HCl === CaCl2 + H2O
Ca(OH)2+ Na2CO3 === CaCO3↓+ 2NaOH
一、酸、碱、盐、氧化物的性质
物质的转化
3、盐的通性
{16D9F66E-5EB9-4882-86FB-DCBF35E3C3E4}盐的主要化学性质
反应实例
+金属反应

+碱反应

+酸反应

+某些盐作用
Fe + CuSO4 === FeSO4 + Cu
2NaOH + CuSO4 === Na2SO4 + Cu(OH)2↓
2HCl + CaCO3 === CaCl2 + H2O +CO2↑
BaCl2 + Na2SO4 === BaSO4↓ + 2NaCl
一、酸、碱、盐、氧化物的性质
物质的转化
思 考
1、为什么不同的酸（或碱）具有相似的化学性质？
因为它们在组成上具有相似性。
“H+”酸
HCl
H2SO4
HNO3
“酸根离子”盐
NaCl
FeCl3
BaCl2
“OH-”碱
NaOH
Ca(OH)2
Cu(OH)2
物质的转化
思 考
2、酸、碱、盐的主要化学性质中，涉及哪些反应类型？
从反应类型来看，初中学过的酸与金属、盐与金属的反应都属于置换反应，酸与碱、盐与酸、盐与碱、盐与盐之间的反应都属于复分解反应。
物质的转化
4、氧化物的通性
{16D9F66E-5EB9-4882-86FB-DCBF35E3C3E4}酸性氧化物的主要化学性质
反应实例
+H2O→含氧酸（SiO2除外）

+碱→盐+水

+碱性氧化物→盐

SO2 + H2O === H2SO3
2NaOH + SO2 === Na2SO3 + H2O
SO2 + CaO === CaSO3
一、酸、碱、盐、氧化物的性质
{16D9F66E-5EB9-4882-86FB-DCBF35E3C3E4}碱性氧化物的主要化学性质
反应实例
+H2O→碱（CuO、MnO2等除外）

+酸→盐+水

+酸性氧化物→盐

Na2O + H2O === 2NaOH
Na2O + 2HCl === 2NaCl + H2O
SO2 + Na2O === Na2SO3
物质的转化
1、转化规律
二、物质的转化
金属单质
碱性氧化物
碱
盐
O2
H2O
酸或酸性氧化物
非金属单质
酸性氧化物
酸
O2
H2O
碱或碱性氧化物
盐
2、转化关系图
金属
非金属
碱氧
酸氧
碱
酸
盐
盐
盐
盐+水
盐+碱
盐+酸
盐+盐
盐+H2
盐+金属
3、物质工业生产方法的选择
反应进行的可能性
原料来源
成本高低
设备要求
环境保护
物质的转化
反应前后物质种类及类别
化合反应、分解反应、置换反应、复分解反应
1
2
3
反应中有离子参加
离子反应
反应中有电子转移
氧化还原反应
三反应
特别提醒
生成沉淀、气体、弱电解质如水
复分解反应的条件
01
具备其中之一即可
氧化性：氧化剂＞氧化产物
还原性：还原剂＞还原产物
氧化还原反应的条件
02
物质的转化
三、常见的反应类型
考点四
电解质的电离
一、电解质的概念
1、电解质：
在水溶液或熔融态下能够导电的化合物。
条 件
物质类别
酸
碱
eg：HCl、H2SO4、CH3COOH等
eg：NaOH、Ba(OH)2、NH3?H2O等
eg：NaCl、BaSO4、(NH4)2SO4等
eg：Na2O、MgO、CaO等
eg：NaH、CaH2等
盐
活泼金属氧化物
活泼金属氢化物
H2O
2、非电解质：
在水溶液和熔融态下均不导电的化合物。
条 件
eg：CO2、SO3、
eg：CH4、C2H5OH、C6H12O6等
eg：NH3、N2H4等
物质类别
非金属氧化物
非金属氢化物
大部分有机物
水
熔融态
水和
熔融态
NO2等
本身
电解质的电离
辨 析
1、一个物质的水溶液可以导电，那这个物质一定是电解质吗？
2、一个物质的水溶液不可以导电，那这个物质一定不是电解质吗？
3、能导电的物质一定是电解质吗？
混合物
电解质
CO2、SO2
金属、石墨、半导体
酸、碱、盐（易溶于水）的水溶液
熔融盐、熔融碱、熔融活泼金属氧化物
能导电的物质：
单质
BaSO4
电解质的电离
思 考 1
Q1:为什么NaCl、KNO3固体不导电，但它溶于水或变成熔融态之后就能导电了呢？
导 电
有能自由移动的带电微粒
实 质
碱和盐本身由离子构成
电解质的电离
二、电解质的电离
2、电离：
电解质溶于水或受热熔化时，形成自由移动的离子的过程叫做电离。
先电离
后导电
有电流
通电源
水分子作用
破坏了离子之间的相互作用
3、电离方程式
NaCl =
Na+ + Cl-
KNO3 =
K+ + NO3-
遵循质量守恒、电荷守恒
原子团不能拆开写
酸：电离时生成的阳离子全部是氢离子的化合物
碱：电离时生成的阴离子全部是氢氧根离子的化合物
盐：电离时能够生成对应的阳离子和阴离子，且阳离子不是氢离子或不完全是氢离子，阴离子不是氢氧根离子或不全是氢氧根离子的化合物
电解质的电离
考点五
离子反应
一、离子反应：电解质在溶液中的反应实质上是离子之间的反应。
条件：生成沉淀、气体和弱酸、弱碱、水。
步骤：
二、离子方程式：用实际参加反应的离子符号来表示反应的式子。
写
拆
删
查
H2SO4＋Ba(OH)2 === BaSO4↓＋2H2O
写出反应的化学方程式
把易溶于水且易电离的物质拆成离子形式
单质，氧化物，气体，难溶物，弱酸、弱碱、水用化学式
2H+ ＋ SO42- ＋Ba2+ ＋2OH- === BaSO4↓ ＋ 2H2O
删去方程式两边不参加反应的离子，并将方程式化为最简：
检查离子方程式两边各元素原子个数和电荷总数是否相等
2H+ ＋ SO42- ＋Ba2+ ＋2OH- === BaSO4↓ ＋ 2H2O
离子反应
注：
1、浓H2SO4不拆，浓HNO3、浓HCl拆
2、HCO3-、HS-、HSO3-等弱酸的酸式酸根不能拆开写
3、溶液中铵盐与碱反应
4、微溶物
加热或浓碱时放出氨气（NH3）
不加热时生成NH3·H2O。
作为反应物
作为生成物
处于溶液状态写离子符号
如澄清石灰水，Ca(OH)2拆成Ca2++2OH-
处于浊液或固态时写化学式
如石灰乳、石灰浆，Ca(OH)2要写化学式
写化学式
离子反应
正误判断
1、是否符合客观事实
如铁与稀盐酸：2Fe+6H+ === 2Fe3++3H2↑
如Cu与稀盐酸：Cu+2H+ === Cu2++H2↑
2、电解质拆分是否正确
Mg(OH)2与稀盐酸反应：OH－＋H＋ === H2O
3、是否符合两个守恒，化学计量数是否为最简整数比
如硝酸银溶液与铜粉：Ag++Cu === Cu2++Ag
4、是否漏掉离子反应
如CuSO4与Ba(OH)2：Ba2＋＋SO42- === BaSO4↓
5、是否符合阴阳离子个数比
如H2SO4与Ba(OH)2：H++SO42- +Ba2＋＋OH- === BaSO4↓＋H2O
6、是否符合题中条件，如过量、少量等
如Ca(OH)2与过量CO2：CO2＋Ca2＋＋2OH- === CaCO3↓＋H2O
离子反应
审题
溶液颜色：
无色、有色
限制离子：
酸碱性：直接、间接（指示剂或与某物质反应现象）
某溶液：关注其中的离子
不共存情况
生成沉淀：
难溶碱、难溶盐
生成气体：
H＋与CO32－、HCO3－、SO32－
生成弱电解质：
H＋与OH－、CH3COO－、ClO－
OH－与NH4＋
澄清溶液不是无色溶液！
离子反应
三、离子共存
★几种离子在溶液中的颜色
{16D9F66E-5EB9-4882-86FB-DCBF35E3C3E4}Fe3＋
棕黄色
CrO42-
黄色
Fe2＋
浅绿色
Cr2O72-
橙色
Cu2+
蓝色
Cr3+
绿色
MnO4-
紫红色
透明不代表无色，透明溶液中可以存在有色离子
★四种常见的微溶物是Ag2SO4、CaSO4、MgCO3、Ca(OH)2
离子反应
三、离子共存
考点六
氧化还原反应基本概念
一、 氧化还原反应
1、概念
有得失氧的反应
得氧：被氧化
失氧：被还原
有化合价改变的反应
化合价升高：被氧化
化合价降低：被还原
狭义
广义
特征
2、本质
电子的得失
共用电子对的偏移
电子的转移
得电子：化合价降低
失电子：化合价升高
共用电子对偏向：化合价降低
共用电子对偏离：化合价升高
（法）拉瓦锡
（英）弗兰克
（英）汤姆孙
氧化还原反应基本概念
一、 氧化还原反应
化合价升高
化合价降低
失电子
得电子
被氧化
被还原
氧化反应
还原反应
氧化还原反应基本概念
二、 氧化剂和还原剂
1、氧化剂：得到电子（电子对偏向）的反应物，化合价降低，被还原，具有氧化性；
3、还原剂：失去电子（电子对偏离）的反应物，化合价升高，被氧化；具有还原性；
2、还原产物：氧化剂得到电子被还原的产物；
4、氧化产物：还原剂失去电子被氧化的产物。
还原剂
氧化剂
发生氧化反应
发生还原反应
氧化产物
还原产物
还原性
氧化性
反应物
生成物
化合价升高，失电子
化合价降低，得电子
被氧化
被还原
转换成
转换成
还原性
氧化性
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
氧化还原反应基本概念
三、 常见的氧化剂和还原剂
1、常见的氧化剂：
2、常见的还原剂：
（1）活泼非金属单质：O2 Cl2 F2 Br2 I2 S；
（2）高价态的含氧酸：浓H2SO4 HNO3；
（3）高价态的盐：KMnO4 FeCl3 K2Cr2O7；
（4）H2O2。
（1）活泼金属单质：Mg Al Zn Fe ；
（2）高温干态还原剂：CO H2 C；
（3）低价态的离子：Fe2+ Cu+ I- Br- S2- SO32?；
?
（4）H2O2。
氧化还原反应基本概念
考点七
氧化性和还原性的强弱比较
氧化剂 + 还原剂 === 还原产物 + 氧化产物
氧化性：氧化剂 ＞ 氧化产物
还原性：还原剂 ＞ 还原产物
得失电子能力而非个数
注：
外界给予能量无法判断：
2H2O === 2H2↑ + O2↑
电解
SiO2 + 2C === Si + 2CO↑
高温
氧化性：H2O ＞ O2
还原性：C ＞ Si
×
×
氧化性和还原性的强弱比较
（1）金属活动性顺序
活泼性↑，还原性↑，对应阳离子氧化性↓
K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au
Cu2+＜Fe3+＜Ag+
氧化性：Cl2＞S
2Fe + 3Cl2 === 2FeCl3
点燃
Fe + S === FeS
△
还原性：Zn＞Cu
2Fe3+ + Cu === Cu2+ + 2Fe2+
2Fe3+ + 3Zn === 3Zn2+ + 2Fe
（2）被氧化/被还原的程度
氧化性↓，对应阴离子还原性↑
F2 Cl2 Br2 I2
氧化性和还原性的强弱比较
（3）反应的难易程度
Ι 反应条件越难，氧化性/还原性越弱
Ⅱ 物质浓度越大，氧化性/还原性越强
MnO2 + 4HCl (浓) === MnCl2 + Cl2↑ + 2H2O
△
2KMnO4 + 16HCl (浓) === 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2↑ + 8H2O
氧化性：浓HNO3＞稀HNO3;浓H2SO4＞稀H2SO4
还原性：浓HCl＞稀HCl
Ⅲ 酸性↑，氧化性↑，碱性↑，还原性↑
KMnO4氧化性：酸性＞中性＞碱性
氧化性和还原性的强弱比较
考点八
氧化还原反应电子转移的表示
表示方法——双线桥
基本步骤
一标
四查
三写
二画
标出反应前后变价元素的化合价。
画出两个桥，从反应物指向生成物。桥两端连接同种元素。
在桥的外侧写失去/得到a×be-，a代表原子个数，b代表单个原子的得失电子个数，a/b=1时，可省略不写。
检查得失电子数是否相等。
2Na + Cl2 ==== 2NaCl
点燃
0
0
+1
-1
失去2×e-
得到2×e-
2Na + Cl2 ==== 2NaCl
点燃
氧化还原反应电子转移的表示
表示方法——单线桥
基本步骤
一标
四查
三写
二画
标出反应前后变价元素的化合价。
画出一个桥，从失电子的元素指向得电子的元素，只针对反应物。
在桥的外侧写ne-，n代表得到/失去电子总数。
进一步计算检查。
2Na + Cl2 ==== 2NaCl
点燃
0
0
+1
-1
2e-
2Na + Cl2 ==== 2NaCl
点燃
氧化还原反应电子转移的表示
考点九
氧化还原反应方程式的配平
3
电子守恒
1
2
3
质量守恒
电荷守恒
得失电子数相等
粒子数相等
离子方程式而言
三守恒
1
2
3
4
标
5
等
定
平
查
标价态变化元素化合价
得失电子数相等
确定四大物质计量数
配平其他物质计量数
三大守恒
五步骤
氧化还原反应方程式的配平
①完全氧化还原反应（变价元素全部变）
C + HNO3 === CO2↑ + NO2↑ + H2O
0
+5
+4
+4
1×4
4×1
②归中反应
H2S + SO2 === S↓ + H2O
2 3 2
-2
+4
0
2×2
4×1
【练习】
4 4 2
高价 + 低价 → 中间价
KI ＋ KIO3 ＋ H2SO4 == I2 ＋ K2SO4 ＋ H2O　
5 　　 3　 3 3　 3
正向配平类
氧化还原反应方程式的配平
①部分氧化还原反应（变价元素部分被氧化或还原）
Cu + HNO3(稀) === Cu(NO3)2 + NO↑ + H2O
3 8 3 2 4
0
+5
+2
+2
3×2
2×3
②歧化反应
Cl2 + KOH(浓) === KCl + KClO3 + H2O
3 6 5 3
0
-1
+5
1×5
5×1
【练习】
3 2 2 2
K2MnO4 + CO2 === KMnO4 + MnO2↓ + K2CO3
中间价 → 高价 + 低价
逆向配平类
氧化还原反应方程式的配平
给出的方程式，缺少一种或几种反应物（生成物），一般是H＋或OH－或H2O，需要溶液环境判断。
条件
补项原则
酸性条件下
缺H或多O补H＋，少O补H2O
碱性条件下
缺H或多O补H2O，少O补OH－
缺项配平类
氧化还原反应方程式的配平
考点十
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＋强还原性的还原剂反应＝弱还原性的还原产物＋弱氧化性的氧化产物
判断微粒的氧化性或还原性强弱反，应能否进行
守恒律
氧化还原反应中得失电子数相等
配平、相关计算
转化律
同一元素的不同价态间反应，其价态只靠拢不交叉
判断电子转移情况、反应能否发生
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
氧化还原反应的规律
应
用
据方程式，判断微粒氧化性、还原性强弱。
溶液中有多种物质，能判断加入新物质时哪种先反应。
01
据元素的价态，判断是否有氧化性或还原性。
02
03
能应用电子守恒原理进行计算。
04
同种元素不同价态物质间，能否发生氧化还原反应。
05
氧化还原反应的规律

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