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第二章 化学物质及其变化
第一节 物质的分类
一、简单分类法及其应用
１．树状分类法 ２．交叉分类法
二、分散系及其分类
１．分散系：
（1）定义： 一种（或多种）物质以粒子形式分散在另一种（或多种）物质中所得到的体系。
（2）组成： 分散成微粒的物质—分散质微粒分布在其中的物质—分散剂。
（3）分类：（如图）
２．胶体
（1）胶体的本质特征: 分散质微粒的直径在1~100nm之间的分散系。
分析：①属于分散系，一定是混合物。
（1）丁达尔效应：光束通过胶体时产生丁达尔效应。而通过溶液则没有。）胶粒对光线的散射作用。（区别胶体和溶液）
（2）净化胶体的方法——渗析
将带有小分子杂质离子的胶体放入半透膜，系紧，将半透膜袋放入热水中，使得杂质离子或分子进入水中。
（3）胶体聚沉的条件： ①加入电解质如：强酸、可溶性强碱、可溶性盐；
②加入带有异种电荷的胶体； ③加热。
第二节 离子反应
一、电离
酸、碱、盐等在水溶液中或熔融状态时，产生能够自由移动的离子的过程称为电离。
二、电解质
1．电解质：在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物。（酸碱盐都是电解质。）
非电解质：在水溶液里和熔化状态下都不导电的化合物。
2．水溶液中的常见的电解质
（1）强电解质：在水溶液中全部电离为离子的电解质。
（2）弱电解质：在水溶液中部分电离为离子的电解质。
混合物 如盐酸（HCl与H2O的混合物）等，不属于电解质。
纯净物 单质 如铜或硫等金属或非金属单质，不属于电解质。
化合物 非电解质 一般大多数为不含金属阳离子的有机物，如乙醇、苯。
电解质 强 强酸：HCl、HNO3、H2SO4、HI、HBr、HClO4
强碱：Ba(OH)2、NaOH、KOH、Ca(OH)2等
大多数盐： NaCl、K2SO4、CaCO3、BaSO4等
弱 弱酸：HF、HClO、CH3COOH、H2CO3、H2SO3、H2S等
弱碱：Cu(OH)2等
水、极少数盐：Pb(Ac)2等
注：电解质的强、弱与溶解性的大小无关，只与电离程度的大小有关。
例如，BaSO4难溶——是强电解质，乙酸易溶——是弱电解质。
三、电离方程式（在水溶液中进行的反应）
1．酸、碱、盐的定义
酸：电离时生成的阳离子全部都是氢离子的化合物我们就称之为酸。
碱：电离时生成的阴离子全部都是氢氧根离子的化合物叫做碱。
盐：电离时生成的金属阳离子（或NH4+）和酸根阴离子的化合物叫做盐。
2．酸、碱、盐的电离方程式
（1）强电解质：在水溶液中全部电离为离子。
NaHCO3 = Na+ + HCO3- NaHSO4 = Na+ + H+ + SO42- NaHSO4（熔融） = Na+ + HSO42-
（2）弱电解质：在水溶液中部分电离为离子
①弱酸：CH3COOH H+ + CH3COO-
H2CO3 H+ + HCO3-（分步）
②弱碱及极少数盐：
四、离子反应
1．离子反应：电解质在溶液里所起的反应实质是离子反应。
2．离子反应方程式：用实际参加反应的离子的符号来表示离子反应的式子。
书写步骤：“写、改、删、查”四个步骤。
（1）写出正确的化学方程式CuCl2 + AgNO3 === 2AgCl↓ + Cu(NO3)2
（2）把易溶且易电离的物质改写成离子形式，难溶、难电离、气体、单质、氧化物等仍写成化学式。Cu2+ + 2Cl- + Ag+ + 2NO3- === 2AgCl↓ + Cu2+ + 2NO3-
（3）去方程式两边不参加反应的离子，将系数化成最简整数比Ag+ + Cl- === AgCl↓
（4）检查离子方程式两边各元素的原子个数和电荷数是否相等。若均相等，离子方程式书写正确。
3．发生离子反应的条件：生成气体或沉淀或弱电解质（水等）。
4．离子方程式的意义：
揭示反应的实质：离子方程式不仅表示一定物质间的某个反应，而且还表示所有同一类型的离子反应。如Ba2+ + SO42- = BaSO4↓，仅表示BaCl2溶液与Na2SO4溶液之间的反应，还表示所有可溶性钡盐与可溶性硫酸盐溶液的反应。
5．书写离子方程式时应注意的几个问题
（1）注意难溶物、微溶物。
对难溶于水的物质，必须用分子式表示，不能拆成离子形式。
对微溶于水的物质：
1 在生成物中有微溶物析出时，应用分子式表示。
②当反应物中有微溶物并且处于澄清状态时，应将微溶物写成离子形式。
（2）注意溶于水的强电解质拆开，弱电解质不拆开。
常见的弱电解质有：HF、HClO、H2S、CH3COOH等弱酸；H2SO3、H3PO4等中强酸；NH3·H2O等弱碱；还有水也是弱电解质。
（3）注意浓酸中水的含量
①浓H2SO4的以硫酸分子的形式存在。
②浓HCl与浓HNO3都应写成离子形式。如：
（4）注意电荷是否守恒
（5）注意溶液中溶质电离出的阴离子和阳离子配比数是否正确
有些离子方程式中离子数不能任意约减，要注意电解质电离时阴、阳离子的配比。如：H2SO4与Ba(OH)2溶液反应的离子方程式，应当是
五、关于溶液中离子共存问题
在溶液中离子共存问题的实质是哪些离子之间不能发生反应。
能够发生反应的离子就不能共存，不能发生反应的离子才可以共存。
第三节 氧化还原
一、基本概念：
1．定义：有电子转移（得失或偏移）的化学反应属于氧化还原反应。
2．判断依据：化合价有否变化。
3．本质：有电子转移（得失或偏移）
氧化剂：得到电子的反应物 还原剂：失去电子的反应物
氧化性：物质得电子的性质 还原性：物质失电子的性质
被还原：得到电子被还原 被氧化：失去电子被氧化
还原反应：得到电子的反应叫还原反应 氧化反应：失去电子的反应叫氧化反应
还原产物：还原反应生成的产物 氧化产物：氧化反应生成的产物
氧化还原反应的表示方法——双线桥法
4．氧化还原反应与四种基本反应类型的关系
（1）置换反应都是氧化还原反应。
（2）化合反应不都是氧化还原反应，有单质参加的化合反应是氧化还原反应。
（3）分解反应不都是氧化还原反就，有单质生成的分解反应才是氧化还原反应。
（4）复分解反应都不是氧化还原反应。
二、相关规律：
1．守恒规律：（1）电子守恒
（2）电荷守恒 （3）质量守恒
2．强弱原理：
（1）氧化剂 + 还原剂 == 还原产物 + 氧化产物
氧化剂的氧化性 > 氧化产物的氧化性；
还原剂的还原性 > 还原产物的还原性；
（2）根据金属活动顺序：
（3）根据元素的价态。
①同种元素价态越高，一般，氧化性越强（如Fe3+>Fe2+）。但例外的，氧化性：HClO>HClO2>HClO3>HClO4 。
②同种元素价态越低，还原性越强（如S2->S>SO2）。
③最高价态只有氧化性，最低价态只有还原性，中间价态兼具氧化性和还原性。
（4）浓度、温度、酸碱性等：
例如：浓HNO3的氧化性 > 稀HNO3，加热时浓H2SO4 的氧化性增强，
KMnO4溶液在酸性条件下氧化增强等。
（5）注意：比较氧化性和还原性强弱的根本依据在于得失电子能力的大小，即得失电子的难易，而绝不能以得失电子的数目多少判断。
三、应用：
1．氧化还原反应方程式的配平
一般用“化合价升降法”或“电子得失法”配平。配平原则是“化合价升降总数相等”或“得失电子总数相等”。配平的一般步骤：
（1）标变化：（2）列变化：（3）求倍数：（4）配系数；
2．有关氧化还原反应计算
（1）计算的原则是：氧化剂得电子总数等于还原剂失电子总数。即常说的“电子得失守恒”。
（2）题型：①部分氧化还原计算；
②推断产物化合价；
③求氧化剂、还原剂或氧化产物、还原产物质量比。
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本质区别是：电离程度不同！
活泼性↓，失电子能力↓，金属单质的还原性↓
金属阳离子的得电子能力↑，阳离子的氧化性↑
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