1、第二章 化学物质及其变化第一讲物质的组成、性质和分类考点1物质的组成与分类一、元素、微粒及物质间的关系1宏观上物质是由元素组成的，微观上物质是由分子、原子或离子构成的。2元素：具有相同核电荷数（即质子数）的一类原子的总称。3元素与物质的关系元素4元素在物质中的存在形态(1)游离态：元素以单质形式存在的状态。(2)化合态：元素以化合物形式存在的状态。5混合物和纯净物(1)纯净物：由同种单质或化合物组成的物质。(2)混合物：由几种不同的单质或化合物组成的物质。6同素异形体(1)同种元素形成的不同单质叫同素异形体。同素异形体的形成有两种方式：原子个数不同 ，如O2和O3；原子排列方式不同，如金刚石和
2、石墨。(2)同素异形体之间的性质差异主要体现在物理性质上，同素异形体之间的转化属于化学变化，但不属于氧化还原反应。7元素、微粒及物质间的关系图二、物质的分类1交叉分类法从不同角度对物质进行分类(如图为氧化物的分类)2树状分类法按不同层次对物质进行逐级分类，各层之间属于包含关系。考点2物质的性质与变化一、物质的性质与变化二、单质、氧化物、酸、碱、盐的转化关系1理解物质转化关系图2形成转化关系一条线：(氢化物)单质氧化物酸或碱盐。三、化学反应的分类四、物质变化中的“三馏”“四色”“五解”和“十八化”归类物质变化物理变化化学变化三馏蒸馏、分馏干馏四色焰色反应显色反应、颜色反应、指示剂变色反应五解潮解
3、分解、电解、水解、裂解十八化熔化、汽化、液化、酸化氢化、氧化、水化、风化、炭化、钝化、催化、皂化、歧化、卤化、硝化、酯化、裂化、油脂的硬化考点3分散系与胶体一、分散系1概念：把一种(或多种)物质(分散质)分散在另一种(或多种)物质(分散剂)中所得到的体系。2分类(1)按照分散质粒子直径的大小(2)按照分散质和分散剂的状态二、胶体的性质及应用1丁达尔效应可见光束通过胶体时，在入射光侧面可看到一条光亮的通路，这是胶体粒子对光线散射而形成的，可用此性质来鉴别溶液和胶体。2介稳性胶体的稳定性介于溶液和浊液之间，属于介稳体系。注意：同种胶体粒子的电性相同，互相排斥，是胶体较稳定的主要原因。3电泳由于胶体
4、粒子带有电荷，在电场作用下，胶体粒子在分散剂中作定向移动的现象。此性质可用于工业上的静电除尘。4聚沉(1)概念：使胶体凝聚形成沉淀析出的现象。(2)方法：。(3)应用，如制作豆腐、明矾净水等。三、Fe(OH)3胶体的制备向沸水中逐滴加入饱和FeCl3溶液，继续煮沸至溶液呈红褐色，停止加热，即制得Fe(OH)3胶体，化学方程式为FeCl33H2OFe(OH)3(胶体)3HCl。第二讲离子反应考点1电解质及其电离一、电解质及其电离的关系二、电离1概念：电解质在水溶液中或熔融状态下离解成自由移动的离子的过程。2电离条件：酸的电离条件是溶于水，盐和碱的电离条件是溶于水或熔融。三、电离方程式的书写1强电
5、解质：完全电离，用“=”表示。如H2SO4、NaOH、(NH4)2SO4的电离方程式分别为H2SO4=2HSO、NaOH=NaOH、(NH4)2SO4=2NHSO_。2弱电解质：部分电离，用“”表示。(1)多元弱酸分步电离，且电离程度逐步减弱，以第一步电离为主。如H2S的电离方程式为H2SHHS、HSHS2。(2)多元弱碱分步电离，但一步写出。如Cu(OH)2的电离方程式：Cu(OH)2Cu22OH。(3)两性氢氧化物双向电离。如Al(OH)3的电离方程式：HAlOH2OAl(OH)3Al33OH。3酸式盐(1)强酸酸式盐完全电离，一步写出。如NaHSO4在水溶液中的电离方程式为NaHSO4=
6、NaHSO，在熔融状态下的电离方程式为NaHSO4=NaHSO_。(2)多元弱酸酸式盐第一步完全电离，然后酸式酸根部分电离。如NaHCO3=NaHCO、HCOHCO。考点2离子反应及离子方程式一、离子反应1概念：有离子参加或有离子生成的反应统称为离子反应。2离子反应的条件在稀H2SO4中分别加入下列物质，能发生反应的请写出有关反应的离子方程式：A加入BaCl2溶液：Ba2SO=BaSO4，B加入CH3COONa溶液：CH3COOH=CH3COOH，C加入Na2CO3溶液：CO2H=CO2H2O，D加入Zn粒：Zn2H=H2Zn2，E加入NaOH溶液：HOH=H2O。从AE可知离子反应发生的条件
7、：生成难溶的物质、生成难电离的物质、生成易挥发的物质、发生氧化还原反应。3离子反应的本质AE中，混合后溶液中SO的物质的量减少的是A(填序号，下同)；H的物质的量减少的是BCDE；因此离子反应的本质是溶液中某些离子的物质的量的减小。二、离子方程式1概念：用实际参加反应的离子符号来表示反应的式子。2离子方程式的意义离子方程式不仅可以表示某一个具体的化学反应，还可以表示同一类型的离子反应。3离子方程式的书写离子方程式的书写要求按“写拆删查”四步进行，但我们在书写离子方程式时，一般不需要用上述步骤书写，而是要抓住离子反应的实质，根据实验现象，直接书写出离子反应方程式。如CuSO4溶液与Ba(OH)2
8、溶液反应的离子方程式书写步骤：首先分析溶液中的离子有Cu2、SO、Ba2、OH；然后分析哪些离子相互结合：Cu2与OH反应生成难溶的Cu(OH)2，SO与Ba2反应生成难溶的BaSO4；最后根据离子的个数比配平方程式。再如Ca(HCO3)2溶液与NaOH溶液反应实质是HCO与OH反应生成更难电离的H2O，同时生成的CO再与Ca2结合生成难电离的CaCO3沉淀，这样我们就可以根据三种离子的个数比写出与量有关的离子方程式。考点3用分类思想突破与量有关的离子方程式的书写类型一连续反应型指反应生成的离子因又能跟剩余(过量)的反应物继续反应而跟用量有关。(1)可溶性多元弱酸(或其酸酐)与碱溶液反应如CO
9、2通入NaOH溶液中：碱过量：CO22OH=COH2O；碱不足：CO2OH=HCO_。(2)多元弱酸(或其酸酐)与更弱的酸的盐溶液反应如CO2通入NaAlO2溶液中：NaAlO2过量：2AlOCO23H2O=2Al(OH)3CO_；NaAlO2不足：AlOCO22H2O=Al(OH)3HCO_。(3)多元弱酸盐与强酸反应如Na2CO3溶液与稀盐酸：盐酸不足：COH=HCO_；盐酸过量：CO2H=CO2H2O。(4)铝盐溶液与强碱溶液反应铝盐过量：Al33OH=Al(OH)3；强碱过量：Al34OH=AlO2H2O。(5)NaAlO2溶液与强酸溶液反应NaAlO2过量：AlOHH2O=Al(OH
10、)3；强酸过量：AlO4H=Al32H2O。(6)Fe与稀HNO3溶液：Fe过量：3Fe2NO8H=3Fe22NO4H2O；HNO3过量：FeNO4H=Fe3NO2H2O。类型二先后反应型一种反应物的两种或两种以上的组成离子，都能跟另一种反应物的组成离子反应，但因反应次序不同而跟用量有关。又可称为竞争型。(1)NH4HSO4溶液与NaOH溶液的反应NaOH不足：HOH=H2O；NaOH过量：NHH2OH=NH3H2OH2O。(2)将Fe(NO3)3溶液与HI混合HI不足：8H2NO6I=4H2O3I22NO；HI过量：Fe312H3NO10I=Fe25I26H2O3NO。类型三离子配比型当一种
11、反应物中有两种或两种以上组成离子参与反应时，因其组成比例不协调(一般为复盐或酸式盐)，当一种组成离子恰好完全反应时，另一种组成离子不能恰好完全反应(有剩余或不足)而跟用量有关。(1)Ca(HCO3)2溶液与NaOH溶液反应NaOH不足：Ca2HCOOH=CaCO3H2O；NaOH过量：Ca22HCO2OH=CaCO32H2OCO_。(2)NaHCO3溶液与Ca(OH)2溶液反应NaHCO3不足：HCOOHCa2=CaCO3H2O；NaHCO3过量：Ca22OH2HCO=CaCO3CO2H2O。(3)NaHSO4溶液与Ba(OH)2溶液反应反应后溶液呈中性：2HSO2OHBa2=BaSO42H2
12、O；若向该溶液中再加Ba(OH)2溶液，离子方程式为SOBa2=BaSO4。SO完全沉淀：HSOBa2OH=H2OBaSO4。考点4离子方程式的正误判断判断离子方程式正误的“4看”1看电解质拆分是否正确(1)强酸、强碱和可溶性盐写成离子，弱电解质、沉淀、氧化物、单质一律保留化学式。(2)对于微溶性的强电解质，在反应物中视情况而定，若为其澄清溶液则拆，浊液则不拆。如澄清石灰水中Ca(OH)2以Ca2、OH存在，可拆成离子形式；若为石灰乳，则写作Ca(OH)2。在生成物中，微溶物则看作沉淀，不能拆。(3)可溶性多元弱酸酸式盐的酸根一律保留酸根形式，如在水溶液中HCO不能写成HCO。2看配平是否正确
13、电荷是否守恒；若为氧化还原型的离子反应还要注意化合价升降是否相等；若是与量有关的离子反应要注意离子配比是否符合条件。如FeCl3溶液与Cu反应，不能写成Fe3Cu=Fe2Cu2，而应写成 2Fe3Cu=2Fe2Cu2。3看符号运用是否合理：“=”“”“”“”及必要条件是否正确、齐全。4看离子反应是否符合客观事实如铁与稀硫酸反应生成Fe2而不生成Fe3。再如将少量SO2通入漂白粉溶液中：H2OSO2Ca22ClO=CaSO32HClO错在忽略了HClO可以将4价的硫氧化，且反应条件为碱性，应为Ca2ClOSO22OH=CaSO4ClH2O。考点5离子共存、离子检验和推断一、离子共存离子共存问题是
14、离子反应条件和本质的最直接应用，所谓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。二、熟记常见离子的性质氧化性ClO、MnO、NO(H)、Fe3、Cr2O还原性S2(HS)、SO(HSO)、I、Br、Cl、Fe2水解显酸性NH、Mg2、Al3、Cu2、Fe2、Fe3水解显碱性AlO、S2、SO、CO、SiO、ClO、CH3COO两性离子HCO、HS、HSO、HPO、H2PO注意：“两性离子”指既能与强酸反应又能与强碱反应的离子，一般为多元弱酸的酸式酸根离子。三、常见溶液酸、碱性的判断1酸性溶液pH7(常温)；能使pH试纸呈红色的溶液；能使甲
15、基橙呈红色或橙色的溶液；能使石蕊试液呈红色的溶液。2碱性溶液pH7(常温)；能使pH试纸呈蓝色的溶液；能使石蕊试液呈蓝色的溶液；能使酚酞试液呈红色的溶液。3呈酸性或碱性的溶液和Al反应放出H2的溶液(HNO3除外)；能使甲基橙呈黄色的溶液；c水(H)或c水(OH)等于10a mol/L(a7)的溶液。四、常见离子检验“三法”方法离子试剂现象注意沉淀法Cl、Br、IAgNO3和HNO3白色沉淀(AgCl)、淡黄色沉淀(AgBr)、黄色沉淀(AgI)SO稀HCl和BaCl2白色沉淀先用足量HCl酸化沉淀法Fe2NaOH溶液白色沉淀灰绿色红褐色沉淀Fe3NaOH溶液红褐色沉淀Al3NaOH溶液白色沉
16、淀沉淀溶解Zn2也有此现象气体法NH浓NaOH溶液和湿润的红色石蕊试纸产生刺激性气体，使试纸变蓝反应要加热CO稀盐酸和石灰水石灰水变浑浊HCO、SO、HSO也有此现象SO稀H2SO4和品红溶液品红溶液褪色显色法I氯水(少量)和CCl4下层为紫色Fe2KSCN溶液，再滴氯水先是无变化，滴氯水后变红色Fe3KSCN溶液红色苯酚溶液紫色Na、K铂丝和HCl火焰为黄色(Na)、浅紫色(K)要透过蓝色钴玻璃观察K的焰色第三讲氧化还原反应考点1氧化还原反应的相关概念及表示方法一、氧化还原反应的本质和特征二、氧化还原反应的有关概念及其相互关系1有关概念口诀：升(化合价升高)失(失电子)氧(被氧化，发生氧化反
17、应)还(作还原剂，本身具有还原性)，降(化合价降低)得(得电子)还(被还原，发生还原反应)氧(作氧化剂，本身具有氧化性)。例如：反应4HCl(浓)MnO2MnCl2Cl22H2O中，氧化剂是MnO2，氧化产物是Cl2，还原剂是HCl，还原产物是 MnCl2；生成1 mol Cl2时转移电子的物质的量为 2_mol，被氧化的HCl的物质的量是 2_mol。2氧化还原反应与四种基本反应类型间的关系三、氧化还原反应中电子转移的表示方法1双线桥法请用双线桥法标出Cu与稀硝酸反应中电子转移的方向和数目：。2单线桥法请用单线桥法标出Cu与稀硝酸反应中电子转移的方向和数目：。四、常见的氧化剂和还原剂1常见氧
18、化剂常见氧化剂包括某些非金属单质、含有高价态元素的化合物、过氧化物等。例如：2常见还原剂常见还原剂包括活泼的金属单质、非金属离子及低价态化合物、低价金属阳离子、非金属单质及其氢化物等。例如：3具有中间价态的物质既有氧化性，又有还原性具有中间价态的物质氧化产物还原产物Fe2Fe3FeSOSOSH2O2O2H2O其中：Fe2、SO主要表现还原性，H2O2主要表现氧化性。考点2物质的氧化性、还原性强弱比较一、氧化性、还原性强弱的认识1氧化性是指物质得电子的性质(或能力)；还原性是指物质失电子的性质(或能力)。2氧化性、还原性的强弱取决于物质得、失电子的难易程度，与得、失电子数目的多少无关。例如：Na
19、e=Na，Al3e=Al3，但根据金属活动性顺序表，Na比Al活泼，更易失去电子，所以Na比Al的还原性强。二、氧化性、还原性强弱的比较方法依据反应原理氧化性：氧化剂氧化产物。还原性：还原剂还原产物。依据金属活动性顺序依据非金属活动性顺序依据元素周期表依据电化学原理(1)原电池：一般情况下，两种不同的金属构成原电池的两极，其还原性：负极正极。(2)电解池：用惰性电极电解混合溶液时，在阴极先放电的阳离子的氧化性较强，在阳极先放电的阴离子的还原性较强。依据反应条件及反应的剧烈程度反应条件要求越低，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
20、：根据2Na2H2O=2NaOHH2，Mg2H2OMg(OH)2H2，可以推知还原性NaMg。依据氧化还原反应的程度相同条件下，不同氧化剂作用于同一种还原剂，氧化产物价态高的其对应氧化剂的氧化性强。例如：根据2Fe3Cl22FeCl3，FeSFeS，可以推知氧化性：Cl2S。考点3氧化还原反应的基本规律及其应用1守恒规律(1)含义电子守恒：氧化还原反应中，氧化剂得到电子的总数等于还原剂失去电子的总数。(2)应用：运用“守恒规律”可进行氧化还原反应方程式的配平，直接计算反应物与产物或转移电子的数量关系。2价态规律(1)归中规律含义：含不同价态同种元素的物质间发生氧化还原反应时，该元素价态的变化遵
21、循“高价低价中间价”，而不会出现交叉现象。可总结为价态相邻能共存，价态相间能归中，归中价态不交叉，价升价降只靠拢。例如：H2S与浓硫酸的反应：应用：根据化合价判断氧化还原反应体系中的氧化剂、还原剂和氧化产物、还原产物及电子转移的数目，判断同种元素不同价态的物质之间反应的可能性。(2)歧化规律“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Cl22NaOH=NaClNaClOH2O。3强弱规律(1)含义：具有较强氧化性的氧化剂跟具有较强还原性的还原剂反应，生成具有较弱还原性的还原产物和具有较弱氧化性的氧化产物。在浓度相差不大的溶液中：同时含有几种还原剂时将按照
22、还原性由强到弱的顺序依次反应。如在FeBr2溶液中通入少量Cl2时，因为还原性：Fe2Br，所以Fe2先与Cl2反应。同时含有几种氧化剂时将按照氧化性由强到弱的顺序依次反应。如在含有Fe3、Cu2、H的溶液中加入铁粉，因为氧化性Fe3Cu2H，所以铁粉先与Fe3反应，然后依次为Cu2、H。(2)应用：判断物质发生氧化还原反应的先后顺序；判断氧化还原反应中氧化性、还原性的相对强弱；判断某氧化还原反应能否发生。4先后规律(1)含义：越易失去电子的物质，失去后就越难得到电子；越易得到电子的物质，得到后就越难失去电子。一种氧化剂同时和几种还原剂相遇时，与还原性最强的优先发生反应；同理，一种还原剂同时与多种氧化剂相遇时，与氧化性最强的优先发生反应，如FeBr2溶液中缓缓通入Cl2时，发生离子反应的先后顺序为2Fe2Cl2=2Fe32Cl，2BrCl2=Br22Cl。(2)应用：判断物质的稳定性及反应顺序。考点4氧化还原反应方程式的配平及计算1配平原理在氧化还原反应中，从现象看是元素化合价升降总数相等，从本质看是电子得失总数相等。对离子方程式进行配平时，除满足上述要求外，还要注意电荷守恒。2一般氧化还原反应方程式的配平化合价升降法3计算电子转移守恒的公式n(氧化剂)氧化剂化学式中变价原子个数价差n(还原剂)还原剂化学式中变价原子个数价差16
