化学物质及其变化复习课件

4、离子反应发生的条件 (1)生成沉淀↓ (2)生成气体 (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↑
③碳酸钡和稀硝酸反应 CO32-+2H+ = H2O+CO2↑
√ BaCO3+2H+ = Ba2++H2O+CO2↑
④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. 4.看是否符合题设条件和要求,如过量或少量问题.
+4
0
-1
+6
H2SO3 + I2 + H2O == 2HI + H2SO4
+3
-1
+2
0
2FeCl3 + 2HI == 2FeCl2 + 2HCl + I2
A. H2SO3 ＞ I- ＞ Fe2+ C .I- ＞ Fe2+ ＞ H2SO3
B. Fe2+ ＞ I- ＞ H2SO3 D. Fe2+ ＞ H2SO3 ＞ I-
附加隐含条件的应用律：
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
高价降，低价升，只靠拢， 不交叉，最多到
同价。
例：指出下列反应中的氧化产物和还原产物：
+5
-1 0
-1
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。 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？
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
NH4+ + OH-
Al2(SO4)3
2 Al3+ + 3SO42-
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
氧化性：Fe3+， MnO4 2-，Cl-,ClO-，NO3(H+)氧化性很强 还原性：Fe2+，s2-，so3 2-，I-，Br-，HS(Br- < Fe2+ < I-)
三、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 )
例题：下列各组离子中，能在强酸性溶液 里大量共存，并且溶液呈无色透明的是 (C)
A．Fe3＋、K＋、Na＋、 SO42B．Na＋、K＋、 CO32- 、ClC．Mg2＋、Na＋、Cl-、NO3D．Ba2＋、K＋、 HCO3- 、 SO42-
§2-3 氧化还原反应
一、氧化还原反应 1.定义： 有元素化合价升降的化学反应。 判断依据：元素化合价升降。 本质：有电子的转移（得失或偏移）
先析出Ag，因为氧化性：Ag+>Fe2+.
练习:1、下列粒子中，只有氧化性的是
(C)源自文库
①S2- ②Fe2＋ ③Fe3＋ ④S ⑤H＋ ⑥Na＋ ⑦Mg
A．①⑦
B．②④
C．③⑤⑥
D．②④⑤⑥
谢谢！
2.用双线桥法、单桥法分析氧化还原反应
二、氧化剂和还原剂
1.有关概念 氧化剂：得到电子（或电子对偏向）的物质。 还原剂：失去电子（或电子对偏离）的物质。 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。
迁移运用
判断离子是否能够大量共存
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
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
气
气
液
液
固
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
§2-2 离子反应
化学物质及其变化复习课件
§2-1物质的分类
一、简单的分类法及其应用 1、交叉分类法
2、树状分类法
纯净物 物质
混合物
金属单质
单质 稀有气体
酸
非金属单质 碱
无机化合物 盐
化合物
氧化物
有机化合物
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、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
①同时存在 ②得失电子相等
氧化剂
具有
氧化性
得电子 还原反应
价降低
氧化产物 还原产物
3、常见的强氧化剂和还原剂
➢ 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 ➢ 溶液中常见氧化性和还原性离子
2、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：
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 非电解质：在水溶液中和熔融状态下都不能导电的化合物 例：判断下列物质是不是电解质 铜片、石墨、 盐酸、 CO2、NH3、醋酸 2.电解质的分类
分类标准：按电解质在水溶液里电离程度大小
特别提醒：与溶解度无关
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
Ⅰ写
前提
Ⅱ拆
关键
Ⅲ删
途径
Ⅳ查
保证
注意
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
例如 ：
2KMnO4 + 16HCl = 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O
△
MnO2 + 4HCl (浓)= MnCl2 + Cl2 + 2H2O
四、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：
例题．下列化学反应的离子方程式正确的是 ( A )
A．用小苏打治疗胃酸过多： HCO3- ＋H＋===CO2↑＋H2O B．往碳酸镁中滴加稀盐酸： CO32- ＋2H＋===CO2↑＋H2O C．往澄清石灰水中通入过量二氧化碳： Ca2＋＋2OH－＋CO2===CaCO3↓＋H2O D．氢氧化钡溶液与稀硫酸反应： Ba2＋＋ SO42- ＋H＋＋OH－===BaSO4↓＋H2O