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m.bifa368.com:高中化学 第二章 化学物质及其变化复习课件2 新人教版必修11_图文

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§2-1物质的分类 §2-2 离子反应

§2-3 氧化还原反应

§2-1物质的分类
一、简单的分类法及其应用 1、交叉分类法 H2SO4 HCl HNO3 H2SO3 2、树状分类法 纯净物 金属单质 单质 非金属单质 稀有气体 有机化合物 化合物 无机化合物 含氧酸 无氧酸 一元酸 二元酸

物质
混合物

酸 碱 盐 氧化物

氧化物的分类
1.定义:元素与氧化合生成的化合物。有且只有两种元素 组成 金属氧化物: CuO MgO CaO 非金属氧化物: CO2 SO2
氧 化 物 碱性氧化物: 能跟酸起反应只生成盐和水的氧化物
Na2O、CaO、Fe2O3、CrO、MnO

酸性氧化物: 能跟碱起反应只生成盐和水的氧化物
SO3、P2O5、Mn2O7、CO2

两性氧化物: 同时能跟碱和酸起反应只生成盐和水
Al2O: Al2O3+2NaOH=2NaAlO2+H2O

不成盐氧化物: 既不跟酸反应也不跟碱反应的氧化物
H2O、NO、CO、N2O、、MnO2

酸的分类
1.定义:电离时生成的阳离子全部是氢离子(H+)的化合物叫做酸

氧化性酸: 浓H2SO4、HNO3 、HClO、HClO3、HClO4 含氧酸:H2SO4、 HNO3 、H3PO4 、 H2CO3 按是否 含氧: 无氧酸: HCl、HBr、HI、HF、H2S 一元酸: HCl、HBr、HNO3、CH3COOH 按提供氢 二元酸: H2SO4、H2CO3、H2C2O4 酸 离子数目: 多元酸:H3PO4 挥发性酸: HNO3、HCl、HF、HBr、HI、H2S 按挥发性: 难挥发性酸: H2SO4、H3PO4

按酸性
强弱:

强酸: HCl、HBr、HNO3、H2SO4 中强酸:H2SO3、H3PO4、H2C2O4 弱酸: H2CO3、CH3COOH、HF

碱的分类
1.定义:电离时生成的阴离子全部是氢氧根离子的化合物 NaOH(烧碱)、KOH、Ba(OH)2 强碱:

按强弱

Fe(OH)3、NH3.H2O 弱碱:

碱 按溶解性

可溶性碱: KOH、NaOH、Ba(OH)2、NH3.H2O

难溶性碱: Cu(OH)2、Fe(OH)3、Mg(OH)2 按提供OH- 一元碱: NaOH 二元碱: Ba(OH)2 的数目 多元碱: Fe(OH)3

盐的分类
1.定义:阳离子由金属离子或NH4+、阴离子由酸根离子组成的化 合物 + Na+ NH + Cu2+ Ca2+ K 阳离子: 4 按阴、阳 离子来分: 阴离子: NO3-、 SO42-、Cl-、CO32-、PO43可溶性盐: K+、Na+、NH4+、NO3-、SO42-、Cl按是否可 溶于水:



难溶性盐: CO32-、PO43-、AgCl、BaSO4 既不含能电离的氢离子,又不含氢氧 正盐: 根离子的盐.Na2CO3、KCl、Ba(NO3)2

电离时生成的阳离子除金属离子 组成中是 酸式盐: (或NH4+)外还有氢离子,阴离子为酸 否有可电 根离子的盐。NaHCO3、Ca(HCO3)2 离的H+、 电离时生成的阴离子除酸根离子 OH碱式盐: 外还有氢氧根离子,阳离子为金属离子 (或NH4+)的盐.Cu2(OH)2CO3 复盐: 是由两种或两种以上的简单盐类组成的 同晶型化合物. KAl(SO4)2· 12H2O (明矾)

二、分散系及其分类 1、分散系: 一种物质(或几种物质)分散到另一种 (或多种)物质里所形成的体系。 分散成微粒的物质—分散质 微粒分布在其中的物质—分散剂 2、分散系的分类:
①按分散质和分散剂的状态来分

分散质

分散剂


液 固

气 液 固

②当分散剂为水或其他液体时(分散剂为液态),按 分散质粒子直径的大小来分:

分散系(液态分散剂)

溶液(<1nm)

胶体(介于1-100nm)

浊液(>100nm)

胶体与溶液浊液的本质区别:分散质粒子直径的大小

三、胶体
1.定义: 分散质微粒的直径大小在1nm—100nm 之间的分散系叫 胶体 。
2.胶体的分类

胶 体

根据分散质 微粒的构成

粒子胶体:Fe(OH)3胶体、AgI胶体 分子胶体:淀粉溶液、蛋白质溶液 气溶胶:烟、云、雾

根据分散剂 液溶胶:AgI胶体、Fe(OH) 胶体 3 的状态 固溶胶:有色玻璃、烟水晶

3.胶体的性质
①丁达尔现象(光学性质) 一束光通过胶体时,从侧面可观察到胶体里产生一 条光亮的“通路”。 ②布朗运动(动力学性质) 在超显微镜下观察胶体溶液可以看到胶体颗粒不断 地作无规则的运动。

④ 电泳现象(电学性质) 定义:在外加电场作用下, 带电胶体粒子在分散剂里 向电极 (阴极或阳极) 作定向移动的现象, 叫做电泳 原因:粒子胶体微粒带同种电荷,当胶粒带正电荷时 向阴极运动,当胶粒带负电荷时向阳极运动。 注意:胶体的胶粒有的带电,有电泳现象;有的不带 电,没有电泳现象(如淀粉溶液)。
Fe(OH)3胶 体粒子向 阴极移动--带正电荷

阴极

-

阳极

+

⑤胶体的凝聚 Ⅰ加电解质溶液 Ⅱ加带相反电荷的胶粒 Ⅲ加热凝聚(加热较长时间)

科学探究 (1)氢氧化铁胶体的制备:
取一个小烧杯,加入25 mL蒸馏水, 加热至沸腾,然后向沸水中滴加5~6滴 FeCl3饱和溶液。继续煮沸至溶液呈红褐 色后,停止加热,即制得Fe(OH)3胶体。
FeCl3+3H2O Fe(OH)3(胶体)+3HCl

1. “纳米材料”是粒子直径为1~ 100nm的材料,纳 米碳就是其中的一种,若将纳米碳均匀地分散到蒸馏 B 水中,所形成的物质( ) ①是溶液 ②是胶体 ③能产生丁达尔效应 ④能透 过滤纸 ⑤不能透过滤纸 ⑥静置后,会析出黑色沉淀 A.①④⑥ B. ②③④ C.②③⑤ D. ①③④⑥ 2. 下列事实与胶体的性质有关的是 ( D ) ①用盐卤点豆腐 ②用明矾净水 ③医药上用三氯化 铁止血 ④ 江河入海口形成三角洲 A.只有①② B.只有①②④ C.只有①②③ D.全部

一、酸、碱、盐在水中的电离 1.电解质与非电解质 电解质:在水溶液中或者熔融状态下能够导电的 化合物就叫做电解质 非电解质:在水溶液中和熔融状态下都不能导电 的化合物就叫做非电解质 例:判断下列物质是不是电解质 铜片、石墨、 盐酸、CO2、NH3、SO3。 2.电解质的分类 分类标准:按电解质在水溶液里电解程度大小 强电解质: 在水溶液里全部电离成离子的电解质 电解质 在水溶液里部分电离成离子的电解质 弱电解质:

§2-2 离子反应

强电解质
电离程 度 溶液里 粒子 导电性 (同条件) 完全 离子 强

弱电解质
部分 弱电解质分子、离子 弱

强碱、强酸、大多 数盐 物质类 HCl、NaOH、 NaCl、BaSO4、 别 CaCO3、AgCl

弱酸:H2SO3、H2CO3、 CH3COOH 弱碱:NH3· H2O、 Cu(OH)2 水:H2O 少数盐:Pt(CH3COO)2

3.电离与电离方程式 电离:电解质溶解于水或受热熔化时,离解成自由移 动的离子的过程。 电离方程式:用离子符号表示电解质电离的式子。
NH3.H2O

例:下列物质哪些属于电解质,哪些是非电解质?哪 些是强电解质,哪些是弱解质? (1)NaCl (2)NaOH (3)H2SO4 (4)H2O (5)盐酸溶液 (6)小 苏打(NaHCO3)(7)Fe (8)Cu(OH)2 (9)Na2O (10) CO2 (11)蔗糖 (12)乙醇 (13)H2CO3 电解质:(1)(2)(3)(4)(6)(8)(9)(13) 非电解质:(10)(11)(12) 既不是电解质也不是非电解质:(5)(7) 强电解质:(1)(2)(3)(6)(9) 弱电解质:(4)(8)(13)

NH4+ + OH-

Al2(SO4)3

2 Al3+ + 3 SO42-

二、离子反应及其发生的条件 1、离子反应 (1)定义: 有离子参加或生成的反应。 (2)实质: 溶液中某些离子浓度的改变 2、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 3、离子方程式的书写 前提 Ⅰ写 Ⅱ拆 Ⅲ删 Ⅳ查 关键 途径 保证

注 意 1. 应该写成离子形式的物质: A. 强酸:HCl HNO3 H2SO4 等
B. 强碱: NaOH KOH Ba(OH)2 等 C. 可溶性盐(熟记P110溶解性表)
(1).浓硫酸作反应物时不改写。 (2).Ca(OH)2等微溶物,一般在反应物中若存在于 溶液中(澄清石灰水),写成离子形式;而为生成物时 一般是沉淀,写化学式(CaSO4,Ag2SO4)。 (3).氨水作为反应物时写成NH3.H2O,作为生成 物时,若有加热条件或浓度很大时,可写成NH3





2.仍用化学式表示的物质: A.难溶的物质: BaSO4 Cu(OH)2 等 B.气体: NH3,SO2,H2S,CO2等 C.难电离的物质: 弱酸 弱碱 水 等 D.单质: H2 Na I2 等

E.氧化物: Na2O Fe2O3 等

练习1: 完成下列化学方程式,并改写为离子方程式

①硫酸和氢氧化钠
③氯化钡和碳酸钠

②盐酸和碳酸钾

① H+ + OH- =H2O ② 2H+ + CO32- =H2O + CO2↑ ③ Ba2+ + CO32- =BaCO3↓

4、离子反应发生的条件 (1)生成沉淀: Ag++Cl-=AgCl↓ (2)生成气体: 2H+ + CO32- = H2O+CO2↑ (3)生成弱电解质(水):H++OH-=H2O H+ + CH3COO- = CH3COOH (4)发生氧化还原反应:Cu2+ + Fe = Fe2+ +Cu 例1:离子方程式正误判断 ①铁与稀盐酸反应 2Fe+6H+ = 2Fe3++3H2↑ ②铝与稀盐酸反应 Al+3H+ = Al3++H2↑ ③2FeCl3+Fe = 3FeCl2 (正确) Fe3++Fe = 2Fe2+

④碳酸钡和稀硝酸反应 CO32-+2H+ = H2O+CO2↑ BaCO3+2H+ = Ba2++H2O+CO2↑ ⑤氢氧化钡和稀硫酸 Ba2++SO42-=BaSO4↓ Ba2++OH-+H++SO42-=BaSO4↓+H2O



Ba2++2OH-+2H++SO42-=BaSO4↓+2H2O 归纳:怎样判断离子方程式的正误?



1.检查离子方程式是否符合客观事实. 2.检查离子方程式是否同时满足质量守恒 和电荷守恒. 3.检查离子方程式中化学符号使用是否正确.

迁移运用3
判断离子是否能够大量共存
几种离子在溶液中能否大量共存,取决于它们之 间能否发生反应。若离子间不发生反应就能大量共存; 否则,就不能大量共存。

1.离子间若能发生下列反应,就不能大量共存
(1)生成难溶物(如Ba2+与SO42-、CO32-;Ag+与Cl-、I-、Br-) (2)生成挥发性物质(如H+与HCO3-、CO32- ;OH- 与NH4+) (3)有难电离物质生成(如H+与OH-、 SO32-、HCO3-、 CO32-、S2- 、F-、CH3COO-;OH-与H+、HCO3-) (4)发生氧化还原反应

【附加隐含条件的应用规律】:
①溶液无色透明时,则溶液中一定无有色离子: 常见的有色离子:Cu2+、Fe3+、Fe2+、MnO4-等

②强碱性溶液中肯定不存在大量能与OH-反应的离子。 如:H+、NH4+、HCO3-、 HSO3- 、HS-、 Cu2+、Fe2+、 Al3+、Mg2+、Fe3+ ….. ③强酸性溶液中肯定不存在大量能与H+反应的离子;如: OH-、 HCO3-、CO32-,SO32-、HSO3-、CH3COO-、S2-、 HS-…..
④ 所有的多元弱酸的酸式酸根(如HCO3-、HSO3-、HS-、 H2PO4-、HPO42-等)既不能跟H+又不能跟OH-大量共存

1.下列各组中的离子,能在溶液中大量共存的是( D ) A. K+ H+ SO42- OHB. Na+ Ca2+ CO32- NO3C. Na+ H+ Cl- CO32D. Na+ Cu2+ Cl- SO422.判断下列各组离子能否大量共存 ① Ca2+ Na+ CO32- NO3生成难溶物 CaCO3

② Ca2+ Na+ SO42- NO3③ H+ K+ Cl- OH④ NH4+ K+ OH- SO42⑤ H+ K+ HCO3- SO42⑥ Na+ K+ CO32- OH-

生成微溶物 CaSO4
生成水 生成 NH3· H2O 生成CO2、H2O 能大量共存

一、氧化还原反应 1.定义: ◆从得氧失氧角度分析 一种物质得到氧被氧化,同时另一种物质失去 氧被还原的化学反应是氧化还原反应。 特点:局限于得氧失氧的反应,是氧化还原反应的 表观现象。 ◆从化合价升降角度分析 有元素化合价升降的化学反应是氧化还原反应。 特点:可作为氧化还原反应的判断依据。 ◆从电子转移角度分析 有电子转移(得失或偏移)的化学反应是氧化 还原反应。 特点:揭示氧化还原反应的本质。

§2-3 氧化还原反应

2.用双线桥法、单桥法分析氧化还原反应
得到2×3e-,化合价降低,被还原,

?2Al

0

+ Fe2O3
6e-

+3

?

2Fe + A l2O3

0

+3

失去2×3e-,化合价升高,被氧化

单线桥法

只要标明电子转移的数目(不要标明“得、失”电 失去6×2e-,化合价升高,被氧化 子)。 ②2KClO3
12e+5 -2

2KCl+3O2↑

-1

0

得到2×6e-,化合价降低,被还原

失去2×e-,化合价升高,被氧化 +4
-1

③ MnO2+ 4HCl(浓)
2e6e0 +5

?

+2

0

MnCl2 + Cl2 ↑+ 2H2O

得到1×2e-,化合价降低,被还原

得到2×3e-,化合价降低,被还原

④3Cu + 8HNO3(稀)

3Cu(NO3)2+ 2 NO↑+ 4H2O

+2

+2

失去3×2e-,化合价升高,被氧化

二、氧化剂和还原剂 1.有关概念
氧化剂:定义:得到电子(或电子对偏向)的物质。 表现:在反应时所含元素化合价降低 还原剂:定义:失去电子(或电子对偏离)的物质。 表现:在反应时所含元素化合价升高 氧化性: 得电子的能力( 氧化剂的性质 ) 还原性: 失电子的能力( 还原剂的性质 )

氧化产物:还原剂被氧化后的生成物。 还原产物:氧化剂被还原后的生成物。
得到2×3e-,化合价降低,被还原

2Al + Fe2O3
还原剂 氧化剂

0

+3

?

2Fe + A l2O3
还原产物 氧化产物

0

+3

失去2×3e-,化合价升高,被氧化

常见的强氧化剂: O2、Cl2、HNO3、H2O2、浓硫酸、KMnO4、FeCl3等 常见的强还原剂: Al 、 Zn 、 Fe 、 C 、 H2 、CO等 三、氧化还原反应基本概念之间的关系 还原剂
具有

还原性

失电子

价升高

氧化反应

氧化产物

①同时存在

②得失电子相等
氧化剂
具有

氧化性

得电子 价降低

还原反应

还原产物

氧得降,被还原,降出还原产物

四、氧化性、还原性强弱的比较
1、根据氧化还原反应进行的方向判断 氧化性:氧化剂>氧化产物 还原性:还原剂>还原产物 例:根据下列反应判断有关物质还原性强弱的顺序 ( A ) +4 -1 +6 0 H2SO3 + I2 + H2O == 2HI + H2SO4 还原剂 还原产物 > +3 -1 +2 0 2FeCl3 + 2HI == 2FeCl2 + 2HCl + I2 还原剂 > 还原产物 A. H2SO3 > I- > Fe2+ B. I- > Fe2+ > H2SO3 B. Fe2+ > I- > H2SO3 C. Fe2+ > H2SO3 > I2、根据金属活动性顺序判断

K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au

失电子能力逐渐减弱,还原性逐渐减弱
K+Ca2+Na+Mg2+Al3+ Zn2+Fe2+ Sn2+ Pb2+(H+) Cu2+ Hg2+Ag+

得电子能力逐渐增强,氧化性逐渐增强

3、根据非金属活动性顺序进行判断 F2 O2 Cl2 Br2 I2 S N2 P C Si H2
得电子能力减弱,氧化性减弱 F- Cl- Br- I- S2失电子能力增强,还原性增强 4、根据氧化还原反应发生的难易程度(反应条件 高低)与相对强弱性不同进行判断: 1)一种氧化剂和多种还原剂反应,反应条件低则还原 性强, 先发生反应; 2)一种还原剂和多种氧化剂反应,反应条件低则氧化 性强,先发生反应—即“谁低谁强,谁强谁先”原则

[例如a] :

2KMnO4 + 16HCl = 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O △ MnO2 + 4HCl (浓)= MnCl2 + Cl2 + 2H2O

五、氧化还原反应的几个重要的规律 1、价态律: 元素处于最低价:只有还原性,无氧化性 元素处于最高价:只有氧化性,无还原性 元素处于中间价态:具有双重性 2、归中定律 不同价态的同一元素的化合物间反应,遵循:高 价降,低价升,只靠拢, 不交叉,最多到同价。 指出下列反应中的氧化产物和还原产物: -1 0 -1 +5 ⑴KClO3 + 6HCl = 3Cl2 ↑+ KCl + 3H2O
氧化产物 还原产物

-2 +6 0 +4 ⑵H2S + H2SO4(浓)= S ↓+ SO2↑ + 2H2O
氧化产物 还原产物

3、电子守恒律 还原剂失电子总数 = 氧化剂得电子总数 即:化合价升高总数 = 化合价降低总数 4、反应先后律: 同等条件下,谁强谁先反应。
不同的氧化剂与同一还原剂反应,氧化性强的氧化剂先反应 不同的还原剂与同一氧化剂反应,还原性强的还原剂先反应 如:将Zn和Fe同时投入稀HCl溶液中,谁先反应? Zn先反应,因为还原性:Zn>Fe. 如:在含有Ag+、Fe2+的溶液中通入Zn,先析出哪种金属?

先析出Ag,因为氧化性:Ag+>Fe2+.

5、同种元素,一般情况下,高价的比低价的氧化 性更强 如:氧化性:Fe3+ > Fe2+、HClO > Cl2


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