高考化学复习物质分类及其性质

高考化学复习物质分类及其性质

第一讲 物质分类及其性质 一、物质的组成和分类关系网络 二、各类物质的反应规律 ‎ 点燃 ‎ ‎ ‎1．金属单质的化学通性 ‎(1) 金属+非金属(O2除外) → 无氧酸盐 Cl2 + 2Na 2NaCl ‎(2) 金属+氧气 → 金属氧化物 4Na + O2 ═ 2Na2O ‎(3) 较活泼金属+酸 → 盐+氢气 Zn + H2SO4 ═ ZnSO4 + H2↑‎ ‎(4) 较活泼金属+较不活泼金属的盐溶液 → 较不活泼金属+较活泼金属的盐溶液 Fe + CuSO4 ═ FeSO4 + Cu ‎(5) 很活泼金属+水 →碱+氢气 2Na + 2H2O ═ 2NaOH + H2↑‎ ‎2．非金属单质的化学通性 ‎ 点燃 ‎ ‎ ‎(1) 非金属+氢气 → 氢化物 Cl2 + H2 2HCl ‎ 点燃 ‎ ‎ ‎(2) 非金属(O2除外)+金属 → 无氧酸盐 3Cl2 +2Fe 2FeCl3‎ ‎ 点燃 ‎ ‎ ‎(3) 非金属+氧气 → 非金属氧化物 S + O2 SO2‎ ‎(4 ) 非金属间发生置换反应 Cl2 + H2S ═ 2HCl + S↓‎ ‎(5) 有的非金属还能与水、碱反应 ‎ Cl2 + H2O ═ HCl + HClO 2Cl2+ 2Ca(OH)2 ═ CaCl2 + Ca(ClO)2 + 2H2O ‎3．氧化物的化学通性 ‎(1) 酸性氧化物+水 → 含氧酸 SO3 + H2O ═ H2SO4‎ ‎(2) 酸性氧化物+碱 → 盐+水 2NaOH + SO2 ═ Na2SO3 + H2O ‎(3) 酸性氧化物+碱性氧化物 → 盐 Na2O + CO2 ═ Na2CO3‎ ‎(4) 碱性氧化物+水 → 碱 CaO + H2O ═ Ca(OH)2‎ ‎(5) 碱性氧化物+酸 → 盐+水 CuO + H2SO4 ═ CuSO4 + H2O ‎4．酸的化学通性 ‎(1) 遇酸碱指示剂显色，如酸使紫色石蕊试液变红色 ‎(2) 酸+活泼金属 → 盐+氢气 Fe + 2HCl ═ FeCl2 + H2↑‎ ‎(3) 酸+碱 → 盐+水 2Fe(OH)3 + 3H2SO4 ═ Fe2(SO4)3 + 6H2O ‎(4) 酸+碱性氧化物 → 盐+水 Na2O + H2SO4 ═ Na2SO4 + H2O ‎(5) 酸+正盐 → 新酸+新盐 CaCO3 + 2HCl ═ CaCl2 + CO2↑+ H2O ‎5．碱的化学通性 ‎(1) 遇酸碱指示剂显色，碱使紫色石蕊试液变蓝色，使酚酞试液变红色 ‎(2) 碱+酸 → 盐+水 NaOH + HCl ═ NaCl + H2O ‎(3) 碱+酸性氧化物 → 盐+水 Ca(OH)2 + CO2 ═CaCO3↓+ H2O ‎(4) 碱+正盐 → 新碱+新盐 3NaOH + FeCl3 ═ 3NaCl + Fe (OH)3↓(红褐色)‎ ‎6．盐的化学通性 ‎(1) 正盐+酸 → 新盐+新酸 Na2SO3 + 2HCl ═ 2NaCl + SO2↑+ H2O ‎(2) 正盐+碱 → 新盐+新碱 2NaOH + CuSO4 ═ Na2SO4 + Cu (OH)2↓‎ ‎(3) 盐1+盐2 → 新盐1+新盐2 Na2SO4 + BaCl2 ═ BaSO4↓+ 2NaCl ‎(4) 酸式盐+碱 → 正盐+水 NaOH + NaHCO3 ═ Na2CO3+ H2O 三、物质的性质 ‎1.常见的酸碱 ‎(1)强酸：HClO4、 H2SO4、HNO3、HCl、HBr、HI 中强酸：H3PO4、H2SO3 其余大部分按弱酸处理 ‎(2)强碱：KOH、NaOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2 中强碱：Mg(OH)2 其余大部分按弱碱处理 注：强酸、强碱均为强电解质，其余均属弱电解质 ‎2.溶液的酸碱性(常温下，水的离子积Kw = c(H+)·c(OH ━ ) = 1×10━14 PH = - lg c(H+))‎ ‎(1)溶液酸碱性判断的依据：‎ 基本依据： 酸性：c(H+)﹥c(OH ━ ) 中性：c(H+) = c(OH ━ ) 碱性：c(H+)﹤c(OH ━ ) ‎ 常温下c(H+)判断：酸性：c(H+)﹥10-7 mol·L-1 中性：c(H+) = 10-7mol·L-1 碱性：c(H+)﹤10-7 mol·L-1 ‎ 常温下PH判断： 酸性：PH﹤7 中性：PH = 7 碱性：PH﹥7‎ ‎(2)常见物质的溶液酸碱性：‎ ‎① 酸性：酸、酸性氧化物、部分的盐(如:强酸弱碱盐FeCl3、酸式盐NaHSO4、NaHSO3、NaH2PO4)‎ ‎② 中性：强酸强碱盐(如: Na2SO4、NaCl)、某些可溶性有机物(如: 乙醇溶液、蔗糖溶液)等 ‎③ 碱性：碱、碱性氧化物、部分的盐(如:强碱弱酸盐Na2CO3、Na2SO3、酸式盐NaHCO3、Na2HPO4)‎ ‎3.物质的氧化性和还原性 氧化剂：在氧化还原反应中，所含元素的化合价降低的反应物，称为氧化剂。氧化剂具有氧化性，在反应中，得到电子。‎ 还原剂：在氧化还原反应中，所含元素的化合价升高的反应物，称为还原剂。还原剂具有还原性，在反应中，失去电子。‎ 氧化剂→(具有)氧化性→得电子→(化合)价降低→被还原→(发生)还原反应→(对应产物)还原产物 还原剂→(具有)还原性→失电子→(化合)价升高→被氧化→(发生)氧化反应→(对应产物)氧化产物 ‎（1） 常见的氧化剂和还原剂 常见氧化剂：‎ ‎①、活泼的非金属，如Cl2、Br2、O2 等；‎ ‎②、元素（如Mn等）处于高化合价的氧化物，如MnO2、PbO2等 ‎③、元素（如S、N等）处于高化合价时的含氧酸，如浓H2SO4、HNO3 等 ‎④、元素（如Mn、Cl、Fe等）处于高化合价时的盐，如KMnO4、KClO3、FeCl3、K2Cr2O7 ‎ ‎⑤、过氧化物，如Na2O2、H2O2等。‎ 常见还原剂 ‎①、活泼的金属，如Na、Al、Zn、Fe 等；‎ ‎②、元素（如C、S等）处于低化合价的氧化物，如CO、SO2等 ‎③、元素（如Cl、S等）处于低化合价时的酸，如浓HCl、H2S等 ‎④、元素（如S、Fe等）处于低化合价时的盐，如Na2SO3、FeSO4等 ‎ ‎⑤、某些非金属单质，如H2 、C、Si等。‎ ‎4．元素的金属性与非金属性 ‎（1）比较元素的金属性强弱的依据 元素的金属性：金属气态原子失去电子能力的性质；‎ 金属(单质)活动性：水溶液中，金属原子失去电子能力的性质。‎ 注：金属性与金属活动性并非同一概念，两者有时表现为不一致。‎ ‎1、同周期中，从左向右，随着核电荷数的增加，金属性减弱；‎ 同主族中，由上到下，随着核电荷数的增加，金属性增强；‎ ‎2、依据最高价氧化物的水化物碱性的强弱；碱性愈强，其元素的金属性也愈强；‎ ‎3、依据金属活动性顺序表（极少数例外）；‎ ‎4、常温下与酸反应的剧烈程度：越剧烈，金属性愈强；‎ ‎5、常温下与水反应的剧烈程度：越剧烈，金属性愈强； ‎ ‎6、与盐溶液之间的置换反应或高温下与金属氧化物间的置换反应：金属性强的金属单质能将金属性较弱的金属从其化合物中置换出来。‎ ‎（2）比较元素的非金属性强弱的依据 ‎1、同周期中，从左到右，随核电荷数的增加，非金属性增强；‎ ‎ 同主族中，由上到下，随核电荷数的增加，非金属性减弱；‎ ‎2、依据最高价氧化物的水化物酸性的强弱：酸性愈强，其元素的非金属性也愈强；‎ ‎3、依据其气态氢化物的稳定性：稳定性愈强，非金属性愈强；‎ ‎4、与氢气化合的条件：化合越容易，非金属性愈强；‎ ‎5、与盐溶液的置换反应：非金属性强的非金属单质能将非金属性较弱的非金属从其化合物中置换出来；‎ ‎6、其他，例：2Cu＋SCu2S Cu＋Cl2CuCl2 所以，Cl的非金属性强于S。‎ ‎5．电解质 ‎（1）电解质、非电解质的概念 电 解 质 非 电 解 质 定 义 在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物 在水溶液中和熔化状态下都不导电的化合物 不同点 在一定条件下能电离 不能电离 在水溶液中或熔化状态下能导电 在水溶液中和熔化状态下都不导电 与常见物质类别的关系 离子化合物和部分共价化合物 全是共价化合物 通常为酸、碱、盐、水、典型金属氧化物、某些非金属氢化物等 通常为非金属氧化物、某些非金属氢化物、绝大多数有机物等 ‎（2）强电解质与弱电解质的概念 强 电 解 质 弱 电 解 质 概念 在水溶液中全部电离成离子的电解质 在水溶液中只有一部分电离成离子的电解质 电离程度 完全 部分 溶液里粒子 水合离子 水合分子、水合离子 物质结构 离子化合物、某些共价化合物 某些共价化合物 与常见物质类别的关系 通常为 强酸：HCl、H2SO4、HNO3等 强碱：NaOH、KOH、Ba(OH)2等 绝大多数盐：NaCl、CaCO3、CH3COONa等 通常为 弱酸：CH3COOH、HF、HClO、H2S、H2CO3、H2SiO3、H4SiO4等 弱碱：NH3·H2O、Cu(OH)2等 极少数盐、水 根据化合物在水溶液或熔化状态下能否导电，可将其划分为电解质、非电解质。电解质有强、弱之分，强电解质、弱电解质的本质区别在于它们在溶液中的电离程度不同。电解质在水中的溶解程度和电离程度可能不一致，在水中溶解程度大的不一定是强电解质（如醋酸），在水中溶解程度小的不一定是弱电解质（如硫酸钡）。‎ ‎（3）电解质在水溶液中的电离以及电解质溶液的导电性 ‎① 电解质在水溶液中的电离 电解质溶于水或受热熔化时离解成自由移动离子的过程称为电离。‎ 强电解质在水中完全电离，属不可逆过程，溶液中不存在强电解质的电离平衡，书写强电解质的电离方程式常用符号＂=＂。‎ HCl = H+ + Cl- Ba(OH)2 = Ba2+ + 2OH- (NH4)2SO4 = 2NH4+ + SO42-‎ 弱电解质在水中部分电离，属可逆过程，溶液中存在弱电解质的电离平衡；弱电解质在水溶液中的电离趋势很小，并且，多元弱电解质的电离是分步进行的，书写弱电解质的电离方程式常用符号＂＂：‎ NH3·H2ONH4+ + OH-‎ H2CO3H+ + HCO3- HCO3-H+ + CO32-‎ 电解质溶液是电中性的，即阳离子所带的正电荷和阴离子所带的负电荷电量相等。‎ ‎② 电解质溶液的导电性 与金属的导电原理（通过内部自由电子的定向移动）不同，电解质溶液之所以能够导电，是因为溶液中存在自由移动的离子；在一定浓度范围内，溶液导电能力的强弱与溶液中离子的浓度有关：离子浓度越高，溶液的导电能力越强。‎ 第二讲 无机反应类型 一、无机反应类型与规律知识网络 二、无机化学反应的四种基本类型 ‎1．四种基本类型 ‎①化合反应：A + B+……=== AB ‎②分解反应：AB=== A + B+ ……‎ ‎③置换反应：A + BC===AC + B。活泼金属与水(或水蒸气)的反应、铝热反应、镁在二氧化碳中燃烧、水煤气的生成等均为置换反应。‎ ‎④复分解反应：AB+CD === AD+CB。盐类的水解、酸性氧化物与碱的反应、碱性氧化物与酸的反应均为复分解反应。‎ ‎2．氧化还原反应与四种基本反应类型的关系(如下图脸谱)‎ ‎①置换反应一定是氧化还原反应。‎ ‎②复分解反应一定是非氧化还原反应。‎ ‎③化合反应和分解反应，既可能是氧化还原反应，也可 能是非氧化还原反应。‎ 三、记忆化学方程式的方法 第一、应先分析化学方程式的类型如：该反应属于四大基本反应类型，还是氧化还原反应，或者是非氧化还原反应。若为有机反应，也应先分析有机反应类型。‎ 第二、确定反应类型后、应根据不同反应类型的微粒的组合规律来书写化学方程式。‎ ‎1.化合反应：2种或多种物质变为1种物质 ‎2.分解反应：1种物质变为2种或多种物质 ‎3.置换反应：单质1+化合物1——单质2+化合物2‎ ‎4.复分解反应：往往是两种反应物阴、阳离子进行互相交换 ‎5.氧化还原反应：‎ 应先分析反应物、生成物中主要元素的价态变化情况，根据氧化还原反应的价态变化规律，结合反应物的氧化性、还原性强弱，对生成物的化合价态作出判断；进而结合溶液的酸碱性、反应物的量的多少、初步判断的生成物的氧化性、还原性强弱对生成物的存在形式作出最终判断。如：KMnO4与浓盐酸反应，有同学判断生成MnO2,首先MnO2具有氧化性，能氧化浓盐酸，所以只能生成+2价的Mn2+形成MnCl2 。再如：CO2、SO2是+4价的C元素和S元素在酸性介质中的存在形式，在碱性介质中+4价的C元素和S元素往往以CO32-、SO32-的形式存在。Cl2通入FeBr2中，通入的Cl2的量不同，可以先氧化Fe2+‎ ‎、进而继续氧化Br-。‎ 第三、书写化学方程式时，必须口手并用，边读化学名，边书写化学式。写完反应式后，记住提醒自己：配平了吗？反应条件？气体符号？沉淀符号？‎ 第四、每天必须安排20-30分钟书写化学方程式并加以掌握，书写数量要在10个以上。‎ 第三讲 离子反应 一、离子反应的类型及发生条件 ‎1．概念：溶液中离子之间，以及离子与原子或分子之间发生的反应称为离子反应。离子反应的共同特点是某种或某些离子浓度的降低。‎ ‎2．离子反应的类型及发生条件 ‎（１）复分解反应类型的离子反应的发生条件 ‎① 生成沉淀：‎ 熟悉常见物质的溶解性，如：Ba2+、Ca2+、Mg2+与SO42-、CO32-等反应生成沉淀 Ba2+＋CO32-＝CaCO3↓、Ca2+＋SO42-＝CaSO4（微溶）；‎ Cu2+、Fe3+等与OH-也反应生成沉淀如： Cu2+＋2OH-＝Cu(OH)2↓，Fe3+＋3OH-＝Fe(OH)3↓等 ‎② 生成弱电解质（弱酸、弱碱和H2O）：‎ 如：OH-、CH3COO-、PO43-、HPO42-、H2PO4-等与H+ 发生反应：‎ OH-＋H+＝H2O、CH3COO-＋H+＝CH3COOH；‎ 一些酸式弱酸根、NH4+与OH- 反应：‎ HCO3-＋OH-=CO32-＋H2O、HPO42-＋OH-＝PO43-＋H2O；NH4+＋OH-=NH3·H2O等。‎ ‎③ 生成气体（挥发性物质）：‎ 如：CO32-、S2-、HS-、HSO3- 等易挥发的弱酸的酸根与H+ 常生成气体 CO32-＋2H+＝CO2↑＋H2O、HS-＋H+＝H2S↑。‎ ‎（2）氧化还原反应类型的离子反应的发生条件 具有较强还原性的离子与具有较强氧化性的离子如：I-和Fe3+ 发生2I-＋2Fe3+=I2＋2Fe2+；在酸性或碱性的介质中由于发生氧化还原反应如：NO3-和I-在中性或碱性溶液中可以共存，但在有大量H+存在情况下则不能共存；SO32-和S2-在碱性条件下也可以共存，但在酸性条件下则由于发生2S2-＋SO32-＋6H+＝3S↓＋3H2O反应不能共存。‎ ‎（3）络合反应类型的离子反应的发生条件 少数离子可形成络合离子。如：Fe3+ 和SCN-、C6H5O-，发生如下络合反应：‎ Fe3+＋3SCN- Fe(SCN)3‎ ‎（4）双水解反应类型的离子反应的发生条件 能水解的阳离子跟能水解的阴离子在水溶液中发生反应双水解.如：Al3+和HCO3-、CO32-、HS-、S2-、[Al(OH)4]-；Fe3+和HCO3-、CO32-、[Al(OH)4]-‎ 二、常见酸、碱、盐的溶解性表 关于溶解性表的记忆(说明:空白-可溶，深色-难溶，微-微溶，挥-易挥发，⊙-水中不存在、分解)‎ 阴离子 阳离子 碱 Ⅰ类 Ⅱ类 Ⅲ类 OH ━‎ NO3━‎ Cl━‎ SO42━‎ S2━‎ SO32━‎ CO32━‎ SiO32━‎ PO43━‎ 酸 H+‎ 挥 挥 挥 挥 挥 微 Ⅰ类 NH4+‎ ‎⊙‎ K+‎ Na+‎ Ⅱ类 Ba2+‎ ‎⊙‎ Ca2+‎ 微 微 ‎⊙‎ Mg2+‎ ‎⊙‎ 微 微 Ⅲ类 Al3+‎ ‎⊙‎ ‎⊙‎ ‎⊙‎ Mn2+‎ Zn2+‎ Cr3+‎ ‎⊙‎ ‎⊙‎ ‎⊙‎ Fe2+‎ Fe3+‎ ‎⊙‎ ‎⊙‎ ‎⊙‎ Sn2+‎ ‎⊙‎ ‎⊙‎ ‎⊙‎ Pb2+‎ 微 Cu2+‎ Hg2+‎ ‎⊙‎ ‎⊙‎ ‎⊙‎ Ag+‎ ‎⊙‎ 微 规律：将阴、阳离子按下表分类。‎ ‎① H+和OH ━所形成的化合物的溶解性单独记忆。‎ ‎②Ⅰ类与其它电性相反离子所形成的化合物的溶解性均可溶（例外：NH4+与SiO32━不共存）。‎ ‎③ Ⅲ类与电性相反Ⅲ类离子所形成的化合物的溶解性一般难溶或不存在。‎ ‎④ Ⅱ类阴离子与Ⅱ、Ⅲ类阳离子大部分可溶，记忆BaSO4、PbSO4、AgCl难溶；CaSO4、Ag2SO4、PbCl2微溶。实际上，掌握好一般规律后，只需记住（4）中6个。‎ 阴 阳 OH-‎‎ ‎ Ⅰ类 Ⅱ类 Ⅲ类 规律 H+‎ ‎①‎ ‎①‎ ‎①‎ ‎①‎ ‎① H+和OH ━所形成的化合物的溶解性单独记忆。‎ Ⅰ类 ‎①‎ 可溶②‎ 可溶②‎ 可溶②‎ ‎②Ⅰ类与电性相反离子形成的化合物的溶解性均可溶 Ⅱ类 ‎①‎ 可溶②‎ ‎④‎ 难溶③‎ ‎③ Ⅲ类与电性相反Ⅲ类离子所形成的化合物的溶解性一般难溶或不存在。‎ Ⅲ类 ‎①‎ 可溶②‎ ‎④‎ 难溶③‎ ‎④Ⅱ类阴离子与Ⅱ、Ⅲ类阳离子大都可溶，记忆BaSO4、PbSO4、AgCl难溶；CaSO4、Ag2SO4、PbCl2微溶。‎ 三、离子反应方程式 ‎1.概念：离子反应方程式是用实际参加反应的离子的符号所表示的化学反应的式子，它体现了某一类反应的实质。‎ ‎2. 离子反应方程式的书写 离子反应方程式的书写有如下两种不同的方法：‎ ‎（１）＂写、拆、删、查＂四步法 ① 写：先写出正确的化学反应方程式。‎ ② 拆：将方程式两边易溶于水易电离的强电解质改写成离子，单质、氧化物、沉淀、气体、弱电解质、非电解质则保留化学式。微溶于水的强电解质，若以溶液的形式存在，则改写为离子，若以浊液的形式存在，则应保留化学式；H2SO3、H3PO4通常也保留化学式。HSO4-可以拆写为H+和SO42-，也可以不拆写（熔融状态）‎ ‎，多元弱酸的酸式酸根离子，一律不能拆写。如：HCO3-、H2PO4-、HPO42-、HS-等。‎ ③ 删：删除两边没有参加反应的离子，化简各物质的系数成最简整数比。‎ ④ 查：检查方程式两边各原子数是否平衡，电荷总数是否平衡。‎ ‎（２）离子反应实质法 ① 分析反应物在水溶液中的存在形式。易溶于水、易电离的反应物写出其电离方程式；难溶于水、气体、难电离的物质写化学式。‎ ②判断反应物存在形式的微粒哪些能相互作用生成沉淀、水、气体或者发生氧化还原反应。‎ ③综合上述两步写出离子方程式并配平。‎ ‎3.离子方程式书写时应遵循的规律 ‎(1)依据客观事实。‎ ‎(2)遵循三个守恒：‎ ‎①必须遵循质量守恒原理(即反应前后原子种类及个数应相等)。‎ ‎②必须遵循电荷守恒原理(即反应前后离子所带的电荷总数应相等)。‎ ‎③必须遵循电子得失守恒原理(适用于氧化还原反应的离子方程式)。‎ ‎4.离子方程式书写时必须注意的知识点 ‎(1)对于微溶物的处理有三种情况：‎ ‎①在生成物中有微溶物析出时，微溶物用化学式表示，如Na2SO4溶液中加入AgNO3溶液：‎ ‎2Ag++SO42- = Ag2SO4↓‎ ‎②当反应物里有微溶物处于溶液状态(稀溶液)，应写成离子的形式。如CO2气体通入澄清的石灰水中：CO2+Ca2++2OH- = CaCO3↓+H2O ‎③当反应物里有微溶物处于浊液或固态时，应写成化学式。如在石灰乳中加入Na2CO3溶液，因为石灰乳中大部分的Ca(OH)2未溶解，未电离的Ca(OH)2为主，电离的Ca(OH)2很少，所以应写成化学式：Ca(OH)2+CO32-= CaCO3↓+2OH-‎ 口诀：“谁”为主，就写“谁”。‎ ‎(2)有NH3参加或生成的反应 氨水作为反应物写NH3·H2O；作为生成物，若有加热条件或浓度很大时，应写NH3↑‎ ‎(3)固体与固体间的反应不能写离子方程式，如NH4Cl和熟石灰反应制取NH3，浓H3PO4、浓H2SO4参加反应时不写成离子，如Cu与浓H2SO4反应。而浓HNO3、浓HCl则可写成离子，如Cu与浓HNO3反应，可写成：Cu+4H++2NO3- = Cu2++2NO2↑+2H2O MnO2与浓HCl共热可写成：MnO2+4H++2Cl-Mn2++Cl2↑+2H2O 所以未处于自由移动离子状态的反应不能写离子方程式。‎ ‎(4)多元弱酸酸式根离子，在离子方程式中不能拆开写。如HCO3-不能写成H++ CO32-。注意HSO4-在溶液中写成离子形式H++ SO42-。（口诀：“弱”的不拆开，“强”的全拆开。）‎ ‎5.与量有关的离子方程式书写技巧 ‎（1）生成的产物可与过量的物质继续反应的离子反应 NaOH与AlCl3溶液(足量或不足量),Na[Al(OH)4]溶液通入CO2(少量或过量)，Ba(OH)2溶液通入CO2(少量或过量)，Na[Al(OH)4]溶液加HCl(少量或过量)，有关离子方程式都有区别。 ‎ 这类离子反应，只需注意题给条件，判断产物是否与过量物质继续反应，以正确确定产物形式。(注意：向C6H5ONa溶液通入CO2少量或过量离子反应方程式是一样的。)‎ ‎（2）酸式盐与量有关的离子反应 如NaHSO4溶液加入过量的Ba(OH)2，因为Ba(OH)2过量，NaHSO4溶液中的H+和SO42-均参加反应，所以参加反应的H+和SO42-与原溶液中的H+和SO42-相等，原溶液中的H+和SO42-物质的量之比为1∶1，即在离子反应方程式中H+和SO42-物质的量之比为1∶1，离子反应方程式如下：H++ SO42-+OH-+Ba2+ = BaSO4↓+H2O（以少量的物质的电离比书写离子个数比）‎ ‎（3）较特殊且与量有关的离子反应，这类离子反应要求量与其他因素统筹兼顾 如Mg(HCO3)2溶液与过量NaOH反应，不可忽视Mg(OH)2比MgCO3更难溶、更稳定；明矾与足量Ba(OH)2溶液反应，不可忽视Al(OH)3的两性；NH4HSO4溶液与足量Ba(OH)2溶液反应，不可忽视NH3·H2O也是弱电解质；新制氯水与少量FeBr2溶液反应，不可忽视Fe2+、Br-都能被氯气氧化等。‎ ‎（4）混合顺序不同，离子反应不同，这类离子反应应注意各物质量的变化 如：NaOH与AlCl3溶液、Na2CO3与HCl、Na2S与FeCl3、氯水与FeBr2、NH3·H2O与AgNO3等。‎ ‎6.离子方程式正误的判断 设错方式1 不符合客观事实，错写反应产物 如2Fe3++3S2- = Fe2S3，Fe3+有氧化性，S2-有还原性，Fe3+可将S2-氧化为S，‎ 即2Fe3++S2- = 2Fe2++S↓‎ 设错方式2 混淆化学式和离子式的书写形式 如NH3通入醋酸溶液中：CH3COOH+NH3 = CH3COONH4，错在未将强电解质拆分成CH3COO-、NH4+。‎ 设错方式3 漏写部分离子反应 如Ba(OH)2 溶液与H2SO4溶液反应：Ba2++ SO42- = BaSO4↓,学生只注意了Ba2+与SO42-反应，而漏掉了H+与OH-的反应。‎ 设错方式4 错写反应物或产物的配比关系 如Ba(OH)2 溶液与H2SO4溶液反应：Ba2++OH-+H++ SO42- = BaSO4↓+H2O,应写成 Ba2++2OH-+2H++ SO42- = BaSO4↓+2H2O。‎ 设错方式5 电荷不守恒或原子不守恒 如Fe2++Cl2 = Fe3++2Cl-，而应写成2Fe2++Cl2 = 2Fe3++2Cl-。‎ 设错方式6 氧化还原反应中得失电子不守恒 如2MnO4-+3H2O2+6H+ = 2Mn2++4O2↑+6H2O，而应写成2 MnO4-+5H2O2+6H+ = 2Mn2++ 5O2↑+8H2O 设错方式7 忽视了题设条件及要求 如“过量”“少量”“等物质的量”“适量”“任意量”以及滴加顺序等对反应方程式或产物的影响。‎ 例1:碳酸氢钠溶液与少量石灰水反应HCO3-+Ca2++OH- = CaCO3↓+H2O，此反应中Ca(OH)2是二元碱，所以方程式中Ca2+和OH-的物质的量之比应为1︰2。‎ 例2:碳酸氢钠溶液与足量石灰水反应：2 HCO3-+Ca2++2OH- = CaCO3↓+2H2O+ CO32-此反应中HCO3-充足，所以方程式中Ca2+和OH-的物质的量之比应为1︰1。(此类题最好用离子共存来做，因为石灰水过量即Ca2+过量，所以生成物中一定无CO32-)‎ 同学们掌握了以上设错方式，在做这类题时就很容易找到病因，此类题就迎刃而解。‎ 四、离子共存问题 ‎1.离子间相互结合呈沉淀析出时不能大量共存 如形成BaSO4、CaSO4、H2SiO3、MgCO3、Ag2SO4等。‎ ‎2.离子间相互结合呈气体逸出时不能大量共存 如H+与S2-、HS-、CO32-、HCO3-、SO32-、HSO3-，OH-与NH4+ 等，由于逸出气体H2S、CO2、SO2、NH3等而不能大量共存。‎ ‎3.离子间相互结合成弱电解质时不能大量共存 如H+与CH3COO-、OH-、ClO-、F-、H2PO4-、HPO42-、PO43-。‎ ‎4.离子间发生双水解反应析出沉淀或逸出气体时不能大量共存 如Al3+ 分别与[Al(OH)4]-、CO32-、HCO3-、S2-、HS-；Fe3+和HCO3-、CO32-、[Al(OH)4]-等。‎ ‎5.离子间发生氧化还原反应时不能大量共存 如：MnO4-、ClO-、Fe3+分别与I-、S2-、SO32-等。‎ ‎6.在酸性介质中由于发生氧化还原反应而不能大量共存 如NO3- 和I-、S2-、SO32-、Fe2+在中性或碱性溶液中可以共存，但在有大量H+存在的情况下则不能共存。‎ ‎7.离子间相互结合成络合离子时不能大量共存 如Fe3+与SCN-生成Fe(SCN)3，Ag+、NH4+、OH-生成［Ag(NH3)2］+，Fe3+与C6H5O- (H+)也络合等。‎ ‎8.注意题的前提设置 颜色：Cu2+、Fe3+、Fe2+、MnO4-等有颜色；‎ 酸碱性：直接/间接─指示剂的颜色，水电离出H+或OH-，与Al产生H2等。‎ ‎【方法点击】 离子共存的题目主要是考查同学们对离子反应本质的理解以及对几种常见反应类型的掌握情况。因此必须做到以下几点：‎ ‎1.在理解强弱电解质的基础上，真正理解离子反应的本质。‎ ‎2.熟练掌握离子不能共存的几种反应，如生成沉淀、生成气体、生成弱电解质、离子间的氧化还原反应、络合反应等。‎ ‎3.在解题时一定要细心，如审清题干中的限制条件(酸碱性、颜色等)、题干的要求(因氧化还原反应而不能大量共存、因发生复分解反应而不能大量共存等)。‎ ‎1．在水溶液中，下列离子组一定可以大量共存的是( )‎ A．K+、Na+、Cl-、[Al(OH)4]- B．I-、H+、Cl-、NO3-‎ C．Al3+、Na+、HCO3-、Cl- D．Fe3+、NH4+、SO42-、OH-‎ ‎2．下列各组离子在碱性溶液中能大量共存，且溶液无色透明，加酸酸化后溶液变色，但无沉淀，也无气体生成的是( )‎ A．Fe2+、I-、ClO-、SO42- B．Br-、K+、SO42-、BrO3-‎ C．S2-、SO32-、K+、SO42- D．Ca2+、Cl-、HCO3-、Na+‎ ‎3．在由水电离出的c(H+)=1×10-12 mol·L-1的溶液中，一定能大量共存的离子组是( )‎ A．NH4+、Ba2+、NO3-、Cl- B．Cl-、SO42-、Na+、K+ ‎ C．SO42-、NO3-、Fe2+、Mg2+ D．Na+、K+、ClO-、I-‎ ‎4．下列各组离子能在指定环境中大量共存的是( )‎ A．在c(HCO3-)=0.1 mol·L-1的溶液中：NH4+、Al3+、Cl-、NO3-‎ B．在由水电离出的c(H+)=1×10-12 mol·L-1的溶液中：Fe2+、ClO-、Na+、SO42-‎ C．在加入镁粉产生气体的溶液中：SO42-、NO3-、Na+、Fe2+‎ D．在使红色石蕊试纸变蓝的溶液中：SO32-、CO32-、Na+、K+‎ ‎5．下列各组离子在碱性条件下可以大量共存，而在强酸性条件下能发生氧化还原反应的是( )‎ A．Cu2+、Fe2+、NO3-、Cl- B．K+、Mg2+、HCO3-、SO42-‎ C．Na+、K+、S2-、ClO- D．Ba2+、Na+、I-、NO3-‎ 五、常见离子的检验 离子 所用试剂或操作 现象 相关方程式 NH4+‎ 加浓NaOH溶液、‎ 加热 产生刺激性气味气体，且使湿润红色石蕊试纸变蓝 NH4+ + OH– NH3↑+ H2O Mg2+‎ 加过量NaOH溶液 产生白色沉淀 Mg2+ + 2OH– = Mg(OH)2↓‎ Al3+‎ 逐滴加过量NaOH溶液 先产生白色沉淀，后沉淀溶解 Al3++3NH3•H2O = Al(OH)3↓+3NH4+‎ Al(OH)3+ OH– = [Al(OH)4]-‎ Fe2+‎ 加NaOH溶液 产生白色沉淀，后迅速变灰绿，最终变红褐色沉淀 Fe2+ + 2OH– = Fe (OH)2↓‎ ‎4Fe (OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe (OH)3‎ Fe3+‎ ‎①加KSCN溶液 ‎②加NaOH溶液 ‎①溶液变血红色 ‎②产生红褐色沉淀 ‎①Fe3+ + 3SCN– = Fe(SCN)3‎ ‎②Fe2+ + 3OH– = Fe (OH)3↓‎ Ag+‎ 加NaCl溶液，后加稀HNO3‎ 产物白色↓，加稀HNO3后不溶 Ag+ + Cl– = AgCl↓‎ Cl–‎ 加稀HNO3酸化的AgNO3溶液 产生白色沉淀 Ag+ + Cl– ＝ AgCl↓‎ Br–‎ 加稀HNO3酸化的AgNO3溶液 产生淡黄色沉淀 Ag+ + Br– ＝ AgBr↓‎ I–‎ 加稀HNO3酸化的AgNO3溶液 产生黄色沉淀 Ag+ + I– ＝AgI↓‎ SO42–‎ 先加HCl酸化 产生白色沉淀 Ba2++SO42–＝ BaSO4↓‎ 后加入BaCl2溶液 SO32–‎ 加盐酸后，产生气体，通入品红溶液，加热 产生无色刺激性气味气体，且使品红溶液褪色，加热后恢复原色 ‎2H++ SO32–＝SO2↑+H2O NO3–‎ 加Cu和浓H2SO4，加热浓缩 产生红棕色气体，‎ 溶液变蓝 Cu+2H2SO4(浓)+2NaNO3CuSO4+Na2SO4+2NO2↑+2H2O O32–‎ 加盐酸后，产生的气体通入澄清石灰水 产生无色无味、能使澄清石灰水变浑浊的气体 ‎2H++CO32–=CO2↑+H2O Ca2++2OH–+CO2=CaCO3↓+H2O 第四讲 氧化还原反应 一、氧化还原反应的本质——电子转移 ‎1.元素的化合价及记忆规律 钾钠氢银正一价;钙镁钡锌正二价.‎ 铝是正三氧负二;铁有正二正三价.‎ 硫有负二正四六;磷有正五正负三.‎ 正一五七负一氯;大家一定要记熟.‎ 钾钠银氢正一价，氟氯溴碘负一价；‎ 钙镁钡锌正二价，通常氧是负二价；‎ 二三铁，二四碳，三铝四硅五价磷；‎ 一三五七正价氯，二四六硫锰四七；‎ 铜汞二价最常见，单质化合价为零 元素的化合价是指化学反应中核外电子得失或者共用电子对偏转的数目。元素的化合价的掌握与否是高中化学的主线知识“氧化还原反应”的关键。初中阶段有关化合价一般都用顺口溜来记忆如：‎ 到了高中阶段，可结合元素周期表来记忆则更为方便，只要掌握好元素周期表，则可轻松掌握元素的化合价，如下表所列。‎ 主族元素 族 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA ‎0‎ 元素符号 H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar 正化合价 ‎+1‎ ‎+2‎ ‎+3‎ ‎+2、+4‎ ‎+3、+5‎ ‎+4、+6‎ ‎0‎ ‎+1、+3、+5、+7‎ 负化合价 ‎-4‎ ‎-3‎ ‎-2‎ ‎-1‎ 规律 与族序数相同 均有最高正价及最高正价-2（O、F无正价）Cl 还有+1、+3，N有+1、+2、+3、+4、+5。最高正价=族序数，负化合价=族序数-8‎ 均为0‎ 常见过渡元素 族 ⅠB ⅠB ⅡB ⅡB ⅥB ⅦB Ⅷ 元素符号 Cu Ag Zn Hg Cr Mn Fe 正化合价 ‎+1、+2‎ ‎+1‎ ‎+2‎ ‎+1、+2‎ ‎+3、+6‎ ‎+2、+4、+6、+7‎ ‎+2、+3‎ ‎2.氧化还原反应的判断 凡是有元素化合价升降的化学反应均为氧化还原反应。‎ 注意：同素异形体的相互转化不是氧化还原反应。‎ ‎3.双线桥法表示电子转移 注意：①线桥从方程式的左侧化合价变化的元素指向右侧价态变化后的该元素。‎ ‎ ②桥上注明得、失电子数。‎ 二、氧化还原反应的基本规律 ‎(1)守恒律 氧化还原反应中，电子得失总数相同(或化合价升降总数相同)，可用于配平或进行某些计算。‎ ‎(2)强弱律 氧化还原反应若能自发进行，一般为强氧化剂与强还原剂生成弱氧化剂和弱还原剂的过程。‎ ‎(3)价态律 ‎①含多种价态的元素，处于最高价时只有氧化性；处于最低价时只有还原性；处于中间价时既有氧化性又有还原性。‎ ‎②同种元素相邻价态间不发生氧化还原反应；同种元素高价化合物与低价化合物，当有中间价态时才有可能发生反应，若无中间价态，则不发生氧化还原反应。‎ ‎③同种元素不同价态间的氧化还原反应，价态“只靠拢不相交”。如：‎ ‎(4)顺序律 同一种氧化剂遇到还原性不同的几种物质，若均能反应，则按还原性由强到弱的顺序依次反应；同一种还原剂遇到氧化性不同的几种物质，若均能反应，则按氧化性由强到弱的顺序依次反应。‎ ‎(5)难易律 ‎ 一般来说，原子越易失电子(还原性越强)，对应阳离子的氧化性越弱；原子越易得电子(氧化性越强)，对应阴离子的还原性越弱。‎ 三、氧化性、还原性强弱的判断 ‎(1)根据元素的化合价 物质中元素具有最高价，该元素只有氧化性；物质中元素具有最低价，该元素只有还原性；物质中元素具有中间价，该元素既有氧化性又有还原性。对于同一种元素，价态越高，其氧化性就越强；价态越低，其还原性就越强。‎ ‎(2)根据氧化还原反应方程式 在同一氧化还原反应中，‎ 氧化性：氧化剂>氧化产物 ‎ 还原性：还原剂>还原产物 氧化剂的氧化性越强，则其对应的还原产物的还原性就越弱；‎ 还原剂的还原性越强，则其对应的氧化产物的氧化性就越弱。‎ ‎(3)根据反应的难易程度 ‎ 注意：①氧化还原性的强弱只与该原子得失电子的难易程度有关，而与得失电子数目的多少无关。得电子能力越强，其氧化性就越强；失电子能力越强，其还原性就越强。‎ ‎②同一元素相邻价态间不发生氧化还原反应。‎ ‎(4)元素氧化性,还原性变化规律表 ‎（a）常见金属活动性顺序表（联系放电顺序）‎ K,Ca,Na,Mg,Al,Zn,Fe,Sn,Pb(H),Cu,Hg,Ag,Pt,Au(还原能力-失电子能力减弱)‎ K+,Ca2+,Na+,Mg2+,Al3+,Zn2+,Fe2+,Sn2+,Pb2+ (H+),Cu2+, (Fe3+),Hg2+,Ag+(氧化能力-得电子能力增强)‎ ‎（b）非金属活动顺序表 F O Cl Br I S (氧化能力减弱)‎ F- Cl- Br- I- S2 -(还原能力增强)‎ ‎(c)依据元素周期表同周期或同主族元素性质递变规律判断。‎ ‎(5)依据同一还原剂(或氧化剂)与不同氧化剂(或还原剂)反应后，还原剂(或氧化剂)化合价升高(或降低)越多，则对应氧化剂的氧化性(或还原剂的还原性)越强判断。如：‎ ‎(6)依据电化学原理判断。‎ 电解池(以惰性电极电解为例)‎ 阳极，易失电子的先放电：S2一>I一>Br一>Cl一>OH一(还原性)‎ 阴极，易得电子的先放电：Ag+>Fe3+>Cu2+>H+(氧化性)‎ ‎(7)依据浓度大小判断。‎ ‎ 具有氧化性(或还原性)的物质的浓度越大，其氧化性(或还原性)越强，如氧化性：HNO3(浓)>HNO3(稀)。‎ 四、氧化还原反应的特殊类型 ‎1.部分被氧化的氧化还原反应：MnO2+4HCl(浓)MnCl2+Cl2↑+2H2O ‎2.部分被还原的氧化还原反应：3Cu + 8HNO3(稀) == 3Cu(NO3)2 + 2NO↑+ 4H2O ‎3.歧化反应：2NaOH + Cl2 == NaCl + NaClO + H2O ‎ ‎4.归中反应：S+2H2SO4(浓)3SO2↑+ 2H2O 五、氧化还原反应方程式的配平 ‎1. 配平步骤 ‎（1）【标好价】先写出反应物和生成物的分子式，并标出氧化和还原元素的正负化合价；‎ ‎（2）【列变化】列出反应前后元素的化合价变化（或变价元素的得失电子数目）；‎ ‎（3）【求总数】使化合价升高和降低的总数相等（或变价元素的得失电子总数相等）；‎ ‎（4）【配系数】用观察的方法配平其它物质的系数。‎ 总之，氧化还原反应方程式配平的思维过程为2步：‎ ‎①先用得失电子守恒配平（或化合价升降总数相等配平）；②后用质量守恒配平（即观察法配平）。若为氧化还原反应离子方程式配平，则思维过程分为3步：‎ ‎①先用得失电子守恒配平（或化合价升降总数相等配平）；②接着用电荷守恒配平；③最后用质量守恒配平（即观察法配平）。‎ 若为缺项配平，其思维过程：可运用质量守恒(电荷守恒)、得失电子守恒等规律判断出所缺项物质的元素种类和数目，从而推出缺项物质，一般为H2O、OH一、H+。‎ ‎【强调】 ：初学者必须按照这四步认真完成。‎ ‎【典型例题】‎ ‎【例1】部分被还原的氧化还原反应 ‎ ‎ ‎【例2】归中反应 ‎ ‎ ‎【例3】自身氧化还原反应 ‎ ‎ ‎ 【例4】部分被氧化的氧化还原反应 ‎ ‎ ‎ ‎ ‎【例5】多元素变价的氧化还原反应 ‎【例6】歧化反应 ‎ ‎【例7】自身氧化还原反应 ‎ ‎【例8】歧化反应 ‎ ‎【练习】‎ ‎1. FeSO4 + K2Cr2O7 + H2SO4 — Fe2(SO4)3 + Cr 2(SO4)3 + K2SO4 + H2O ‎2. Fe(OH)2 + O2 + H2O — Fe(OH)3‎ ‎3. K2Cr2O7 + HCl — KCl + CrCl3 + Cl2↑+ H2O ‎4. NO2 + H2O — HNO3 + NO ‎5. NH3 + Cl2 — NH4Cl + N2‎ ‎6. FeO + HNO3(稀) — Fe(NO3)3 + NO↑+ H2O ‎7. Fe2+ + Cl2 — Fe3+ + Cl-‎ ‎8. Cl2 + OH- — ClO3- + Cl- + H2O