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第一章 从实验学化学
第一节 化学实验基本方法
要点精讲
一、化学实验安全
1．要做到实验安全，应注意以下问题：（1）遵守实验室规则；（2）了解安全措施；（3）掌握正确的操作方法。
2．化学实验安全知识
(1)防中毒事故：化学药品可通过呼吸道、消化道、五官以及皮肤的伤口侵入人体而引起中毒。为防止中毒，应注意以下几点：①应设有良好的通风设备，使空气畅通。使用、制备有毒气体和有烟雾的实验应在密闭系统或通风橱中进行，外加尾气吸收处理装置。②禁止在实验室内饮食和存放食品，餐具不准带进实验室，实验完毕后要用水把手洗净。③皮肤上有伤口时，不能接触有毒物质，否则会经伤口进入人体而造成中毒。④不可品尝药品的味道。⑤误食重金属盐应立即服生蛋白或生牛奶。
(2)防火灾事故：①酒精及其他易燃有机物小面积失火，应迅速用湿抹布扑盖。②钠、磷等失火宜用沙土扑盖。③会用干粉及泡沫灭火器。④火警电话“119”，急救电话“120”，也可拨“110”求助。⑤因电失火应先切断电源，再实施救火。
(3)意外事故的处理：①玻璃割伤等其他“机械类”创伤，应先除去伤口的玻璃等，再用双氧水擦洗消毒，尔后敷药包扎。②烫伤宜找医生处理。③浓酸撒在实验台上，先用Na2CO3(或NaHCO3)中和，后用水冲擦干净；沾在皮肤上，宜先用干抹布拭去，再用水冲净；溅在眼中应先用稀NaHCO3淋洗，然后请医生处理。④浓碱撒在实验台上，先用稀醋酸中和，然后用水冲擦干净；沾在皮肤上，宜先用大量水冲洗，再涂上硼酸溶液；溅在眼中，用水洗净后再用硼酸溶液淋洗。⑤液溴滴到手上，要立即擦去，再用酒精或苯擦洗。⑥汞洒落后，应立即撒上硫粉，并打开墙下部的排气扇。⑦磷灼伤，用CuSO4溶液涂抹伤处。⑧苯酚灼伤，先用乙醇洗涤，再用水冲洗。
(4)常用急救方法：①若吸入有毒气体，中毒较轻时，可把中毒者移到空气新鲜的地方，保持温暖和安静，必要时可输氧，但不能随便进行人工呼吸；若中毒较重者应立即送医院治疗。
②若误服毒物，常用的方法是引起呕吐。催吐剂有
肥皂水、1%硫酸铜溶液。误服毒物的急救和治疗一
般由医务人员进行。③若有毒物质落在皮肤上，要立即用棉花或纱布擦掉，再用大量水冲洗。
(5)实验应该安全操作：首先应该严格遵守实验室的有关规章制度。其次在操作中应特别注意防爆炸、防暴沸、防失火、防中毒、防倒吸。另外要注意废液的处理。
二、混合物的分离和提纯
（一）物质的分离：是把混合物中的各种物质分开的过程，分开以后的各物质应该尽量减少损失，而且是比较纯净的。经常采用的分离方法有：过滤、蒸发、结晶、分馏、萃取、分液、渗析、洗气等。
（二）物质的提纯：是指将某物质中的杂质，采用物理或化学方法除掉的过程。它和分离的主要区别在于除掉后的杂质可以不进行恢复。
①物质提纯的原则：不增、不变、易分。
所谓不增，是指在提纯过程中不增加新物质，不变指被提纯的物质性质不能改变，易分指使杂质与被提纯物质容易分开。
②提纯的方法可归纳为：“杂转纯，杂变沉，化为气，溶剂分。”
杂转纯：将要除去的杂质变为提纯物，这是提纯物质的最佳方案。如除去Na2CO3中混有的NaHCO3即可将混合物加热使NaHCO3全部转化为Na2CO3。
杂变沉：加入一种试剂将要除去的杂质变成沉淀，最后用过滤的方法除去沉淀。
化为气：加热或加入一种试剂使杂质变为气体逸出。如食盐水中混有Na2CO3，则可加盐酸使CO32-变CO2逸出。
溶剂分：加入一种试剂将杂质或被提纯物质萃取出来。如用CCl4可将碘从水中萃取出来。
（三）物质分离和提纯的常用方法
1．过滤和蒸发
方法 适用范围 主要仪器 举 例 注意事项
过滤 固体与液体分离 漏斗、烧杯、玻璃棒、铁架台(带铁圈)、滤纸 粗盐提纯时，把粗盐溶于水，经过过滤，把不溶于水的固体杂质除去 ①要“一贴二低三靠”；②必要时要洗涤沉淀物(在过滤器中进行)；③定量实验的过滤要“无损”。
蒸发 分离溶于溶剂中的溶质 蒸发皿、三角架、酒精灯、玻璃棒 从食盐水溶液中提取食盐晶体 ①溶质须不易分解、不易水解、不易被氧气氧化②蒸发过程应不断搅拌③近干时停止加热，余热蒸干
2．萃取和分液
萃取 利用溶质在两种互不相溶的溶剂中的溶解度不同，用一种溶剂把溶质从它与另一种溶剂所组成的溶液里提取出来 可在烧杯、试管等中进行，一般在分液漏斗中(为便于萃取后分液) CCl4把溶于水里的Br2萃取出来 ①萃取后要再进行分液②对萃取剂的要求：与原溶剂互不混溶、不反应；溶质在其中的溶解度比在原溶剂中大；溶质不与萃取剂反应；两溶剂密度差别大③萃取后得到的仍是溶液，一般再通过分馏等方法进一步分离
分液 两种互不相溶的液体的分离 分液漏斗(有圆筒形、圆球形、圆锥形) 除溴乙烷中乙醇(先水洗)，水、苯的分离，除乙酸乙酯中乙酸(加饱和Na2CO3洗) 上层液体从上口倒出，下层液体从下口放出
3．其他方法
结晶重结晶 混合物中各组分在溶剂中的溶解度随温度变化不同 烧杯及过滤仪器 硝酸钾溶解度随温度变化大，氯化钠溶解度随温度变化小，可用该法从氯化钠和硝酸钾的混合物中提纯硝酸钾 ①一般先配较高温度的饱和溶液，然后降温结晶；②结晶后过滤分离出晶体。
升华 混合物中某一成分在一定温度下可直接变为气体，再冷却成固体 酒精灯、大烧杯、圆底烧瓶、铁架台(带铁圈)、石棉网 粗碘中碘与钾、钠、钙、镁的碘化物混杂，利用碘易升华的特性，可将碘与杂质分离 (升华物质的集取方法不作要求)
蒸馏分馏 利用沸点不同以分离互溶液体混合物 蒸馏烧瓶、水冷凝管、酒精灯、锥形瓶、牛角管、温度计、铁架台(带铁圈、铁夹)、石棉网等 制取蒸馏水，除去水中杂质。除酒精中水(加生石灰)，乙醇和乙酸(先加NaOH蒸馏，后加浓H2SO4蒸馏)；石油分馏 ①温度计水银球在蒸馏烧瓶支管口处②加沸石(碎瓷片)③注意冷凝管水流方向应下进上出④不可蒸干
第二节 化学计量在实验中的应用
要点精讲
一、物质的量的单位——摩尔
（一）物质的量的单位——摩尔
1.定义：
（1）物质的量：是国际单位制中的七个基本物理量之一，这种物理量是以阿伏加德罗常数为计量单位表示物质微粒数多少的物理量。物质的量的符号为n。
（2）摩尔：摩尔是作为计量原子、离子、分子等微观粒子的“物质的量”的单位。摩尔简称摩，符号为mol。
2．摩尔基准的确定及阿伏加德罗常数
（1）摩尔基准的确定：国际上统一规定以0.012kg 12C中所含有的碳原子数约为6.02×1023个，如果在一定量的粒子集体中所含有的粒子数与0.012kg 12C中所含有的碳原子数相同，我们就说它为1mol。
（2）阿伏加德罗常数：1mol的任何微粒的个数都约为6.02×10 23个，这个近似值（6.02×10 23mol-1）叫做阿伏加德罗常数，符号为NA。
阿伏加德罗常数（NA）是一个十分庞大的数值，至今已经由实验测得相当精确的数值，使用时通常取其近似值6.02×1023。
3．物质的量（n）、阿伏加德罗常数与粒子数（符号为N）之间存在着下述关系：
（二）摩尔质量和气体摩尔体积
1．摩尔质量
（1）定义：1摩尔任何物质所具有的质量叫做这种物质的摩尔质量，其数值上等于该物质的相对原子质量或相对分子质量相等。摩尔质量的单位是：g/mol或克/摩，符号为M。
（2）物质的量（n）、物质的质量（m）和物质的摩尔质量（M）之间存在如下关系：
2．气体的摩尔体积
（1）影响物质体积的三个因素：A、微粒数的多少；B、微粒间的距离；C、微粒本身的大小。
①相同物质的量（如 1mol）的不同固态物质具有不同的体积。
②相同物质的量（如1mol）的不同液态物质具有不同的体积。
③在标准状况下，1mol的任何气体所占的体积都约是22.4L。
（2）定义：单位物质的量气体所占的体积叫做气体摩尔体积。气体摩尔体积的常用单位有L/mol、m3/mol等，其符号为Vm。
在标准状况（273K、1.01×105Pa）下，气体的摩尔体积约为22.4L/mol。
（3）物质的量（n）、气体摩尔体积（Vm）之间存在如下关系；
； （在标准状况下）
（4）阿伏加德罗定律及应用
①定义：在同温同压下，同体积的任何气体都含有相同数目的分子，这就是阿伏加德罗定律。
②阿伏加德罗定律的应用
同温、同压下：V1/V2=n1/n2 同温、同压下：P1/P2=n1/n2
同温、同压下：ρ1/ρ2=M1/M2同温、同压m1/m2=M1/M2
同温、同压下，等质量的任何气体：V1/V2=M2/M1
附：（1）关于气体摩尔体积的计算：
①气体的体积（标准状况下）V=22.4n(L)
②气体的密度（标准状况下）ρ = m/V = M(g/mol)/气体摩尔体积（22.4L/mol）
③气体A对气体B的相对密度（同温、同压）：D(相对密度)= ρA/ρB=MA/MB
（2）气体密度（）和相对密度（D）的计算
①标准状况：
②非标准状况：
③气体的相对密度：
（3）求气体式量（相对分子质量）的几种方法
①已知标准状况时气体密度 ：M=22.4 。
②已知非标准状况下气体温度、压强、密度：
③已知两种气体的相对密度 D：MA=DMB 。
④混合气体的平均式量（n1、n2，…表示混合物中各组分的物质的量；V1、V2，…表示混合物中各组分的体积；M1、M2表示混合物中各组分的式量。）
二、物质的量在化学实验中的应用
1．物质的量浓度
（1）定义：以单位体积溶液里所含溶质B的物质的量来表示溶液组成的物理量，叫做溶质B的物质的量浓度，物质的量浓度的符号为cB，常用单位为mol/L或mol/m3。
（2）物质的量（n）、物质的量浓度（cB）、溶液的体积（V）之间的关系：
（3）物质的量浓度(c)与溶质的质量分数(w)之间的换算关系：
。
2．配制一定物质的量浓度的溶液
配制物质的量浓度溶液时，必须用容量瓶，要掌握容量瓶的使用方法。
配制物质的量浓度溶液步骤如下：
（1）计算：计算配制的溶液所需溶质的质量（固体溶质）或体积（液体溶质、浓溶液）；
（2）称量（或量取）：用天平称量固体溶质（或用量筒量取液体体积）；
（3）溶解：把称好的溶质放入烧杯中，加适量蒸馏水溶解，搅拌；
（4）转移：待溶液静置到室温，倒入容量瓶中（配多少毫升的溶液选用多少毫升容量瓶）；
（5）洗涤：洗涤烧杯2~3次，把每次洗涤的洗涤液一并倒入容量瓶中（洗液及原配溶液不能超过所配溶液体积）；
（6）定容：往容量瓶中加水直至液面接近刻度线1~2厘米处，改用胶头滴管加水到瓶颈刻度地方，使溶液的凹面正好和刻度相平。把瓶塞盖好，反复摇匀。
3．溶液的稀释和混合
（1）稀释：溶质在稀释前后其物质的量不变。
c1V1=c2V2（c1、c2为稀释前后的摩尔浓度，V1、V2为稀释前后溶液的体积）
（2）混合：不同浓度的溶液，溶质相同，其物质的量在混合前后不变。
c1V1+c2V2 =c后c后（C后——混合后溶液的物质的量浓度；V后——混合后的溶液的体积）
注意：（1）区分物质的量和物质的质量：前者是衡量物质所含微粒数多少的一个物理量，其单位是摩尔，有明确的物理含义，是一个专有名词，后者指的是物质的实际质量。
（2）区分摩尔质量与相对原子质量或式量。如水的式量是18，水的摩尔质量是18g/mol。
（3）气体摩尔体积22.4L/mol是适用于标准状况下的气体。
本章复习
策略盘点
固-固分离型 固-液分离型
液-液分离型 气-气分离型
液-液分离型 气-气分离型
常见实验安全装置有以下几种：
1.防倒吸安全装置
2.防堵塞安全装置
3.防倒火安全装置
4.防污染安全装置
第二章 化学物质及其变化
第一节 物质的分类(第一课时)
主干知识梳理
一、简单分类法及其应用
1．分类是学习和研究化学物质及其变化的一种常用的基本方法，它不仅可以使有关化学物质及其变化的知识系统化，还可以通过分门别类的研究，了解物质及其变化的规律。分类要有 标准 ，根据 可以对化学物质及其变化进行不同的分类。交叉分类法和树状分类法是常用的分类方法。如下图：
2、化学反应的基本类型：
根据化学反应的特征，我们将化学反应分成四种基本类型：
反应类型 实 例
A+B=AB 化合反应 2H2+O22H2O
AB=A+B 分解反应 CaCO3CaO+CO2↑
AB+C=A+CB 置换反应 H2+CuOCu+H2O
AB+CD=AD+CB 复分解反应 NaOH+HCl=NaCl+H2O
要点精讲
1、物质的分类：
我们研究物质的时候，通常要研究物质的组成、物理性质和化学性质，因此，我们可以根据物质的组成、物理性质和化学性质来对物质进行分类。
如根据状态可分为气态物质、液态物质、固态物质；根据盐在水中的溶解性可分为可溶性盐和难溶性盐。而根据组成对物质进行分类是最常用的方法。举例如下：
注意：①纯净物和混合物的区别主要是看它是否由同种物质组成。若是由分子构成的物质，混合物就是由不同分子构成的，纯净物是由同种分子构成的。例如：冰水混合物，表面上看为混合物，但是它们实质上都是由同一种物质――水组成，只是状态不同，所以冰水混合物仍为纯净物。②氧化物和含氧化合物的区别，主要从组成元素来判断。氧化物只由两种元素组成，其中一种是氧；而含氧化合物组成可以是两种元素，也可以是多种元素，但必定含有氧元素。也就是说，氧化物一定是含氧化合物，但含氧化合物不一定是氧化物。③酸碱盐的性质主要决定于它们所电离生成离子的性质。④化合物还可以根据其在水溶液或熔化状态下能否导电分为电解质和非电解质。
2、化学反应的分类
化学反应通常是按照物质转化过程中所发生的化学反应的特征分为：化合反应、分解反应、置换反应、复分解反应。从人类的生产和生活的需要的角度出发来考虑物质之间转化的意义有下面的转化：
物质的转化类型 实例
单质→化合物 氢气生成氯化氢
金属氧化物→氢氧化物 氧化钠生成氢氧化钠
酸→盐 盐酸生成氯化钠
化合物→单质 氯化钠生成钠
盐→氧化物 碳酸钙生成氧化钙
无机物→有机物 二氧化碳生成葡萄糖
第二课时
主干知识梳理
一、物质的分散体系
1.分散系
分散系：把一种（或多种）物质分所在另一种（或多种）物质中所得到的体系。
分散质：被分散的物质称作分散质。
分散剂：起容纳分散质作用的物质，称作分散剂。
按照分散质或分散剂所处的状态（气态、液态、固态），它们之间可以有9种组合方式，如下图：
（2）分散系的分类：
浊液：分散质粒子的直径大于100nm；
胶体：分散质粒子的直径1－100nm；
溶液：分散质粒子的直径小于1nm。
2.氢氧化铁胶体的制备
（1）制备原理
氯化铁在沸水中可与水反应生成氢氧化铁，控制反应条件，可以得到氢氧化铁胶体。
反应方程式为：FeCl3+3H2OFe(OH)3(胶体) +3HCl
3. 胶体的性质
丁达尔效应
把盛有硫酸铜溶液和氢氧化铁胶体的两只小烧杯放在暗处，用聚光手电筒（或激光笔）从侧面照射烧杯。从垂直于光线的方向观察到氢氧化铁胶体中有一条光亮的“通路”，而硫酸铜溶液中则没有。
4. 胶体的应用
1 士壤的保肥作用
2 制豆腐的化学原理
3 江河入海口处形成三角洲
4 明矾净水原理
要点精讲
1、三种分散系的比较
说明：胶体稳定的原因：①胶体分散质颗粒在水分子不均匀的撞击下，做无规则的布朗运动；布朗运动是胶体稳定的次要原因。②同种胶体吸附同种电荷，所以它们互相排斥。加入电解质后，会破坏胶粒外面的电荷层，从而使胶体发生凝聚。胶体的胶粒带相同的电荷是胶体稳定的主要原因。
2.氢氧化铁胶体
饱和氯化铁在沸水中可与水反应生成氢氧化铁，控制反应条件，可以得到氢氧化铁胶体。具有胶体的三大特性：电泳现象、布朗运动、丁达尔效应。
胶体的主要性质
1、丁达尔效应：当一束光线通过胶体时，从侧面看到一条光亮的“通路”。
2、布朗运动：胶体中胶粒在作不停的、无秩序的运动，属于微粒热运动的现象，这种现象并非胶体独有。
3、电泳现象：
胶粒在外加直流电场的作用下，胶体粒子在分散剂里向阴极或阳极作定向移动，此现象表明胶粒带电荷（胶体呈电中性）。
4、胶体的聚沉：胶粒在一定条件下相互结合成大颗粒而沉淀的过程，方法有：
（1）加入电解质
（2）加热
（3）加入与胶粒带相反电荷的胶体
第二节 离子反应（第一课时）
主干知识梳理
一、电解质和非电解质
1、电解质：在水溶液里或熔融状态下能够导电的化合物。
2、非电解质：在水溶液里和熔融状态下都不导电的化合物。
3、电离方程式
电离方程式是表示电解质电离的式子。
2、 强电解质、弱电解质
1、 定义
强电解质：在水溶液中完全电离的电解质
弱电解质：在水溶液中部分电离的电解质
【要点透析】（左栏）
1、电解质非电解质
对电解质与非电解质概念的说明：
①电解质、非电解质相同之处都是化和物，单质、混合物既不属于电解质，又不属于非电解质；电解质、非电解质不同之处在于在水溶液或熔融状态下能否导电。②电解质的导电是有条件的，既电解质必须在水溶液里或熔融状态下才能导电。③能导电的物质并不全是电解质，如铜铁石墨，氯化钠水溶液等。④酸碱盐和部分金属氧化物是电解质。⑤非金属氧化物和大部分的有机物为非电解质。
强电解质、弱电解质的比较
（见下表）
说明：
①电解质和非电解质的研究对象均为化合物，单质和混合物即不是电解质，也不是非电解质。
②“水溶液或熔化状态”是电解质电离的外部条件，且两个条件具备其中一个即可。如液态HCl不导电，而HCl的水溶液能导电(即其发生了电离),所以HCl是电解质；而作为非电解质则必须是两个条件下均不能电离。
③“能导电”是因为电解质电离(在水溶液或熔化状态下)产生了自由移动的离子。电解质溶液的导电能力强弱主要取决于溶液中自由移动的离子的浓度大小；离子浓度越大，导电能力越强，与溶液中自由移动的离子数目无关，与电解质的强弱无关
电解质 非电解质
强电解质 弱电解质
电离特点 完全电离、不可逆、不存在电离平衡 部分电离、可逆、 存在电离平衡 本身不能直接电离
化合物种类 强酸、强碱、大多数盐、部分金属氧化物 弱酸、弱碱、水 多数有机物、 非金属氧化物
水溶液中溶质粒子种类 水合离子无溶质分子 水合离子和溶质分子 溶质分子或与水反应的产物的分子或离子
结构特点 离子键结合的离子化合物、强极性键结合的强极性共价化合物 弱极性键结合的弱极性共价化合物 极性键结合的弱极性化合物或非极性化合物
电离方程式 表示方法 HCl =H＋ +Cl― (用等号) CH3COOHCH3COO― +H+ （用可逆符号）
离子方程式中 表示形式 可溶：用实际参加反应的离子符号表示不溶：用化学式表示 用化学式表示 用化学式表示
实例 HCl、NaOH、NaCl等 CH3COOH、NH3、H2O等 C2H5OH、SO2、CO等
1.为什么说酸、碱、盐是电解质？
从电离角度看，酸、碱、盐在一定条件下都能够电离而导电，所以说它们都是电解质。
2.SO2、SO3、NH3的水溶液可以导电，为什么它们不是电解质？
电解质与非电解质的本质区别是在水溶液或熔融状态下 自身能否电离，而其水溶液是否导电只是这个本质决定的一种性质而已。SO2、SO3、NH3的水溶液可以导电，是因为它们与水反应生成的物质能电离而导电，而SO2、SO3、NH3它们自身不电离，所以它们不是电解质。
3.电解质和非电解质的本质区别
电解质与非电解质的本质区别是在水溶液或熔融状态下 自身能否电离，而其水溶液是否导电只是这个本质决定的一种性质而已。
4．强电解质和弱电解质
强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解质。如NaOH、KOH、HCl、HNO3、H2SO4、NaCl、KNO3等。
弱电解质：在水溶液里只有一部分电离成离子的电解质。如CH3COOH、NH3、H2O等。
有关强电解质和弱电解质的说明：
①强电解质和弱电解质都属于电解质，对电解质在水溶液里是否完全电离为标准划分，分为强电解质和弱电解质。
②强电解质有：强酸、强碱、大部分盐、部分金属氧化物。
③弱电解质有：弱酸、弱碱、少数盐、水。
第二课时
主干知识梳理
离子反应
1.定义：有离子参加的反应
2、离子方程式及书写:用实际参加反应的离子的符号表示离子反应的式子叫做离子方程。离子方程式的书写（以碳酸钠与盐酸的反应为例）
第一步：写 写出反应的化学方程式 Na2CO3+2HCl=2NaCl+H2O+CO2↑
第二步：拆 把易溶于水并且易电离的反应物、生成物拆成离子的形式，难溶、难电离以及气体、单质、氧化物，仍用分子式表示。2Na＋＋CO32－+2H＋＋Cl－=2Na＋＋Cl－+H2O+CO2↑
第三步：删 删去方程式两边没有参加反应的离子。CO32－+2H＋=H2O+CO2↑
第四步：查 检查离子方程式两边各元素的原子个数和离子的电荷数是否相等。
3、离子方程式的意义:离子方程式不仅可表示某一个具体的化学反应，而且可代表示同一类型的离子反应。4、离子反应发生的条件
1 复分解反应：生成难溶物；生成难电离物；生成挥发性物质。
2 溶液中进行的某些氧化还原反应：有离子参加的置换反应；特殊氧化还原反应；在溶液中进行的电解反应。
要点精讲
1、 离子方程式的书写.
必须遵守“三大守恒”
离子方程式都要遵守三大守恒规律：
①方程式两边元素的种类守恒；
②方程式两边原子个数应守恒；
③方程式两边各离子所带电荷数的代数和应守恒。
1、 必须符合反应事实
(1)化学用语是否准确,化学式、离子符号、沉淀、气体符号、等号、可逆符号的书写是否符合反应事实。一般易溶于水的强电解质在水溶液中应写成离子符号；不溶于水的电解质，可溶于水的弱电解质及所有的非电解质、单质和氧化物均应写成化学式。如：CaCO3 、CH3COOH、SO2、Na2O2、Fe、C2H5OH、H2SiO3等均应在离子方程式中写成化学式。至于强电解质的微溶物在生成物中一般写成化学式，反应物中则看情况而定，如：石灰乳则写成Ca(OH)2，而澄清的石灰水则应拆写成Ca2＋和2OH― ，又如：NH4＋和OH― 反应，一般未说明或在浓溶液中或加热应写成NH4＋+OH― = NH3↑+H2O，而在稀溶液中反应可写成NH4＋+OH― =NH3·H2O。弱电解质的电离、用可逆符号。如：CH3COOHCH3COO-+H+。
⑵弱酸及多元弱酸的酸式酸根离子不能拆开写，如NaHS溶液与NaOH溶液反应： HS-+OH-=S2-+H2O，NaHCO3溶液与盐酸反应：HCO3-+H+=H2O+CO2↑
(3)与量有关的反应是否表达准确。由于许多反应是分步进行的，则离子方程式的书写应根据反应物的量的关系来确定反应进行的程度(书写规律为：以不足量的物质为标准，一般设为1mol，其它的物质需要多少就取多少，如果出现了分数，最后再化为整数)。如未给出反应物的量的关系，则不同程度反应的离子方程式均认为可能发生。如NaHCO3和Ca（OH)2反应，NaHCO3不足，则应写成
HCO3－＋OH－＋Ca2＋＝CaCO3↓＋H2O；若NaHCO3过量，则应写成2HCO3－＋2OH－＋Ca2＋＝CaCO3↓＋CO32－＋2H2O。若未加说明反应的量的关系，则二者均可。
二. （增加）判断离子方程式书写正误的方法：
⑴看离子反应是还符合客观事实，不事主观臆造产物及反应。
⑵看“＝” “” “↓ ” “↑”等是否正确。
⑶看表示各物质的化学式是否正确。如HCO3－ 不能写成 CO32－+H+ ,HSO4－ 通常写成SO42－+H+ ,HCOO－ 不可写成COOH – 等。
⑷看是否漏掉离子反应。如Ba(OH)2 溶液与CuSO4 溶液反应，既要写Ba2+与SO42－的离子反应，又要写Cu2+与OH-的离子反应。
⑸看电荷是否守恒。如FeCl2 溶液与Cl2 溶液反应，不能写成Fe2++Cl2 ==2Fe3++2Cl－，应写成2Fe2++Cl2 ==2Fe3++2Cl-,同时两边的各原子数也应相等。
⑹看反应物与产物的配比是否正确。如稀H2SO4 与Ba(OH)2 溶液反应不能写成 H++OH－+SO42-+Ba2+==BaSO4↓+H2O ,应写成2H++2OH－+SO42－+Ba2+==BaSO4↓+2H2O 。
⑺看是否符合题设条件及要求。如“过量” “少量” “等物质的量” “适量” “任意量以” “滴加顺序”对反
2 定量离子方程式的书写方法：
书写这类离子方程式时，首先要搞清反应物物质的量之比，若没告诉比例关系，则要弄清滴加顺序。
⑴开始滴加时，滴管中的反应物是不足量的，而锥形瓶(或烧杯等反应容器)中反应物过量。
对于中和反应来说：
若碱过量，中和产物为正盐，
若酸或酸性气体在与碱反应时过量，可能生成酸式盐(对多元酸来说)。
⑵要具体情况具体分析，看清题意，再写出符合题意的离子方程式。
3、离子能否大量共存判断
结合生成难溶物质的离子不能大量共存，如：
结合生成气体物质的离子不能大量共存，如：
结合生成难电离物质的离子不能大量共存，如：
发生氧化还原反应的离子不能大量共存，如：
弱酸酸式酸根离子不能与氢离子、氢氧根离子共存，如：
在题目中告知是无色溶液，应在各待选答案中排除具有颜色的离了，如：
应方式或产物的影响。说明：解答离子共存问题时，一方面要掌握离子共存的基本原理，另一方面要注意审题，挖掘出隐含条件，如：
①某无色溶液，表明不存在Cu2+. Fe2+. Fe3+. MnO等有颜色离子。
②某强酸性溶液，表明有大量H+存在。
③某强碱性溶液，表明有大量OH－存在。
④某溶液与Al反应产生H2，表明该溶液可能是强酸性溶液，也可能是强碱性溶液，且强酸性溶液中不可能存在NO
第三节 氧化还原反应（第一课时）
主干知识梳理
一．从元素的化合价的角度分析：
从化合价升降的角度分析钠和氯气的反应
2Na+Cl2点燃2NaCl
由此可见，用化合价变化的观点不仅能分析有氧元素得失的反应，还能分析无氧元素得失的反应。
氧化反应所含元素有化合价升高的反应，
还原反应所含元素有化合价降低的反应。
氧化还原反应凡有化合价升降的化学反应都是氧化还原反应。
氧化剂化合价降低的物质, 被还原
还原剂化合价升高的物质，被氧化
二、从电子转移的角度分析：
电子转移与价变的关系电子转移的数目与化合价的升降总数相等。
1.氧化反应：所含元素有失去（或偏离）电子的反应。
　　 2.还原反应：所含元素有得到（或偏向）电子的反应。
　　 3.氧化还原反应：凡是有电子转移（得失或偏移）的反应都是氧化还原反应。
　　 4.氧化剂：在氧化还原反应中，得到电子（或电子对偏向）的物质。
5.还原剂：在氧化还原反应中，失去电子（或电子对偏离）的物质。
　　 6.氧化产物：反应物中的某元素发生氧化反应后对应的生成物。
7.还原产物：反应物中的某元素发生还原反应后对应的生成物。
小结：基本概念之间的关系：
氧化剂有氧化性化合价降低得电子被还原发生还原反应生成还原产物
还原剂有还原性化合价升高失电子被氧化发生氧化反应生成氧化产物
三、电子转移的表示方法
（1）单线桥法。从被氧化（失电子，化合价升高）的元素指向被还原（得电子，化合价降低）的元素，标明电子数目，不需注明得失。例：
MnO2+4HCl（浓）MnCl2+Cl2↑+2H2O
（2）双线桥法。得失电子分开注明，从反应物指向生成物（同种元素）注明得失及电子数。例：
MnO2+4HCl（浓）MnCl2+Cl2↑+2H2O
注意两类特殊的化学反应。①歧化反应，同种元素同价态在反应中部分原子化合价升高，部分原子化合价降低。例：
3Cl2+6KOHKClO3+5KCl+3H2O
②归中反应。不同价态的同种元素的原子在反应中趋于中间价态，解此类题最好将该元素的不同价态用数轴标出，变化的区域只靠拢，不重叠。例：
KClO3+6HCl3Cl2+ 6KCl↑ +3H2O
四．氧化还原反应与四大基本反应类型的关系
①置换反应都是氧化还原反应；②复分解反应都不是氧化还原反应；③有单质生成的分解反应是氧化还原反应；④有单质参加的化合反应也是氧化还原反应。
从数学集合角度考虑：
【要点透析】
1．氧化还原反应的判断方法
凡是有元素化合价升降的化学反应就是氧化还原反应。判断的依据就是寻找整个反应过程是否有元素化合价在反应前后发生变化。
2、氧化——还原中的基本规律：
电子得失相等：对于一个完整的氧化——还原反应，氧化剂得到的电子总数与还原剂失去的电子总数相等。
化合价升降相等：在氧化——还原反应中，氧化剂化合价降低的总数一定等于还原剂化合价升高的总数。
3．常见的氧化剂
（1）活泼的非金属单质：Cl2、Br2、O2等
（2）含高价金属阳离子的化合物：FeCl3、CuCl2、AgNO3等
（3）含有较高化合价元素的化合物：H2SO4、HNO3、KMnO4、K2Cr2O3、MnO2、HClO4、HClO3、HClO等
4．常见的还原剂
（1）活泼成较活泼的金属：K、Na、Al、Mg、Zn等
（2）含低价金属阳离子的化合物：FeCl2
（3）某些非金属单质：C、H2、Sr、P等
（4）含有较低化合价元素的化合物：HCl、Na2S、KI、NH3、CO、SO2、Na2SO3等在含可变价元素的化合物中，具有中间价态元素的物质（单质成化合物）既可做氧化剂，又可做还原剂。如Cl2、SO2、S、H2O2等既具有氧化性、又具有还原性。学习中应注意：氧化剂和还原剂的确定要以实际反应为依据，是相对而言的，同一物质在不同条件下，不同反应中，可以作还原剂，也可以作氧化剂。如：
（还原剂）（氧化剂）
（氧化剂）（还原剂）
还有一些物质，在同一反应中既是氧化剂又是还原剂。如
（氧化剂、 还原剂）
因此对规律性的知识既不能生搬硬套，也不能死记硬背，灵活掌握知识，以辩证的观点去看待问题、解决问题。
5、氧化性还原性强弱判断
（一）根据氧化还原反应判断
1．反应方向：由强到弱
　氧化剂＋还原剂＝还原产物＋氧化产物
　氧化性：氧化剂 ＞ 氧化产物；氧化剂＞还原剂
　还原性：还原剂 ＞ 还原产物；还原剂＞氧化剂
2．反应条件：强易弱难
达到相同的氧化程度（还原剂升高到同一价态），强氧化剂容易，弱氧化剂难；达到相同的还原程度（氧化剂降低到同一价态），强还原剂容易，弱还原剂难。　
3．反应产物：氧化还原程度：强大弱小
氧化同一还原剂，强氧化剂比弱氧化剂氧化程度大，即使还原剂的化合价升得更高；还原同一氧化剂，强还原剂比弱还原剂还原程度在，即使氧化剂的化合价降得更低。
(二)根据金属活动性判断
还原性
K>Ca>Na>Mg>Al>Zn>Fe>Sn>Pb>Cu>Hg>Ag>Pt>Au
氧化性
K+（三）根据化合价推断
含同种元素的物质，一般是价态越高的氧化性越强,价态越低的还原性越强。
6、氧化还原反应方程式的配平
（1）配平依据：化合价升降总数相等或电子转移总数相等。
（2）配平方法：化合价升降法或电子转移法。
（3）配平步骤：
①标价态：标出反应前后化合价有变化的元素的化合价。②列变化：列出反应前后化合价的改变情况。③求总数：根据化合价升降总数相等求最小公倍数。④配关键化学计量数。⑤用观察法配平其他物质的化学计量数。⑥检查两边原子个数和电荷是否守恒。
（4）氧化还原反应离子方程式的配平
首先利用化合价升降法配平参加氧化还原反应的离子或分子的化学计量数；然后利用电荷守恒和质量守恒配平未参加氧化还原反应的离子或分子的化学计量数。如：
MnO4―+ H2S+ H＋ —— Mn2＋ + S↓ + H2O
（5）缺项氧化还原方程式的配平
先配平含变价元素物质的化学计量数，再通过比较反应物与生成物，观察增减的原子或离子数确定未知项及其化学计量数，缺项一般是水、酸、碱等3、氧化还原反应的基本规律
（1）表现性质规律
当元素具有可变化合价时,一般处于最高价态时只具有氧化性，处于最低价态时只具有原性，处于中间价态时既具有氧化性又具有还原姓。如：浓H2SO4的S只具有氧化性，H2S中的S只具有还原性，单质S既具有氧化性又具有还原性。
（2）性质强弱规律
在氧化还原反应中，强氧化剂+强还原剂=弱氧化剂(氧化产物)+弱还原剂(还原产物)，即氧化剂的氧化性比氧化产物强，还原剂的还原性比还原产物强。如由反应2FeCl3+2KI=2FeC3+2KCl+I2可知， FeCl3的氧化性比I2强，KI的还原性比FeCl2强。
一般来说，含有同种元素不同价态的物质，价态越高氧化性越强(氯的含氧酸除外)，价态越低还原性越强。如氧化性：浓H2SO4，S02(H2S03)，S；还原性： H2S>S>SO2。
在金属活动性顺序表中，从左到右单质的还原性逐渐减弱，阳离子(铁指Fe2+)的氧化性逐渐增强。
（3）反应先后规律
同一氧化剂与含多种还原剂(物质的量浓度相同)的溶液反应时，首先被氧化的是还原性较强的物质；同一还原剂与含多种氧化剂(物质的量浓度相同)的溶液反应时，首先被还原的是氧化性较强的物质。如：将Cl2通人物质的量浓度相同的NaBr和NaI的混合液中，C12首先与NaI反应；将过量铁粉加入到物质的量浓度相同的Fe2+、和Cu2+的混合溶液中，Fe首先与Fe3+反应。FeBr2 中通入Cl2 ,HBr和H2SO3 中通入Cl2
（4）价态归中规律
含不同价态同种元素的物质问发生氧化还原反应时，该元素价态的变化一定遵循“高价+低价一中间价”，而不会出现交错现象。
KClO3+6HCl =KCl+3Cl2+3H2O 而不是
KClO3+2HCl=KCl+3Cl2+3H2O
(5)歧化反应规律
发生在同一物质分子内、同一价态的同一元素之间的氧化还原反应，叫做歧化反应。其反应规律是：所得产物中，该元素一部分价态升高，一部分价态降低，即“中间价→高价+低价”。具有多种价态的元素(如氯、硫、氮和磷元素等)均可发生歧化反应，如：
Cl2十2NaOH=NaCl十NaClO十H20
5、有关计算
在氧化还原反应中，氧化剂与还原剂得失电子数相等。这是进行氧化还原反应计算的基本依据。
点拨：氧化还原反应比较典型的计算有：求氧化剂与还原剂物质的量之比或质量比，计算参加反应的氧化剂或还原剂的量，确定反应前后某一元素的价态变化等。计算的关键是依据氧化剂得电子总数等于还原剂失电子总数，列出守恒关系式求解。从试题的变化趋势来看，有一类题目已知参加反应的氧化剂与还原剂的物质的量之比，计算确定产物。计算公式如下：
　氧化剂物质的量×变价元素的个数×化合价的变化值=还原剂物质的量×变化元素的个数×化合价的变化值。
氧化还原反应中的一些规律
(1)氧化剂的氧化能力必须大于氧化产物的氧化能力，还原剂的还原能力必须大于还原产物的能力，氧化还原反应才能发生。即：
氧化剂　+　 还原剂→　 还原产物+ 氧化产物
（强氧化性）(强还原性)(弱还原性)（弱氧化性）
(2)同种元素之间，若价态相邻，则不发生氧化还原反应；若价态相间隔，一般在一定条件下能反应。如C与CO不能反应而C与CO2可以反应。
（3）同种元素不同价态物质间的氧化还原反应，氧化剂被还原到的价态不能低于还原剂被氧化到的价态。如：
（4）多个氧化剂的混合物遇同一还原剂时，氧化性强的优先反应。反之亦然。
如把一定量的Zn粉加入到物质的量浓度相同的Ag+、Cu2+的混合溶液中。因氧化能力
Ag+＞Cu2+，所以Zn先被Ag+氧化。
【单元知识构建】
　　离子反应和离子方程式
概念 在溶液中（或熔化状态下）有离子参加或生成的反应。
类型 离子非氧化还原反应 离子互换反应（生成气体、沉淀或弱电解质）；
碱性氧化物与酸反应；
酸性氧化物与碱反应；
离子氧化还原反应 置换反应（金属单质或非金属单质的相对活泼性）；
一般离子氧化还原反应（生成氧化性或还原性更弱的物质）
表示方法 化学方程式 用参加反应的有关物质的分子式表示离子反应的式子。
离子方程式 用实际参加反应的离子符号表示化学反应的式子。
书写方程式 写：写出反应的化学方程式；
拆：把易溶于水、易电离的物质拆写成离子形式。
删：将不参加反应的离子从方程式两端删去；
查：检查方程式两端各元素的原子个数和电荷数是否相等；
意义 不仅表示一定物质间的某个反应，而且还能表示同一类的反应。
+6e-
-6e-
-5e-
+5e-
得5e-
失5×e-
得5×e
失5e
失2e-——
得2e-——
2e-——

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