第二章化学分类及反应知识点

§2 化学物质及变化（知识点）一、物质的树状分类图表
单质
金属
冶金分类
黑色金属Fe，Cr，Mn
有色金属除Fe，Cr，Mn外的金属按密度分类
轻金属Na，Mg，Al等
重金属Fe，Cu，Hg，Ag等
常规分类
常见金属Fe，Al，Cu等
稀有金属Zr，Nb，Mo等
非金属有多种不同的分类方式，其中包括稀有气体
氧化物不成盐氧化物NO，CO等
成盐氧化物
酸性氧化物SO2，CO2等
碱性氧化物Na2O，CaO等
两性氧化物Al2O3，ZnO等
化合物碱
溶解度大小
可溶性碱NaOH等
难溶性碱Fe（OH）3等
碱性强弱
强碱KOH，NaOH等
弱碱NH3·H2O，Fe（OH）3等
两性氢氧化物Al（OH）3等
酸
是否含有氧元素
含氧酸H2SO4等
无氧酸H2S等
可电离出H＋数目
一元酸HCl，HClO等
二元酸H2SO4，H2S等
多元酸H3PO4等
氧化性（酸根）
强氧化性HNO3，浓H2SO4等
非氧化性稀硫酸，盐酸等
酸性
强酸HNO3，H2SO4等
弱酸H2S，HClO等
盐
正盐Na2SO4等
酸式盐NaHSO4等
碱式盐Cu2（OH）CO3等
复盐KAl（SO4）2等
络盐Ag（NH3）2Cl ，Fe（SCN）3等
有机物有机化学部分再研究
混合物溶液，胶体，浊液
※1、电解质和非电解质的定义和区分：前提都是化合物
电解质：在水溶液或熔化状态下能够导电的化合物。

非电解质：在水溶液或或熔化状态下不能导电的化合物。

注意：（1）电解质只有在水溶液中或熔化状态下才导电。

固体时并不导电，如食盐晶体并不导电。

导电的物质不一定时电解质。

如金属能导电，但不是化合物，因此既不是电解质也不是非电解质。

（2）酸、碱、盐、水和金属氧化物是电解质（硫酸钡、氯化银等难溶盐），特别注意硫酸钡等难溶盐也是电解质。

2、强电解质与弱电解质的定义和区分
（1）强电解质：在水溶液中完全电离的电解质。

如：强酸强碱和绝大部分盐
（2）弱电解质：在水溶液中部分电离的电解质。

①强电解质：大部分的盐类，强酸（H2SO4、HNO3、HClO4、HCl、HBr、HI），强碱（ⅠA除LiOH,ⅡA除Be(OH)2、Mg(OH)2），活泼金属的氧化物。

②弱电解质：弱酸、弱碱、水。

③非电解质：非金属的氧化物、绝大部分有机物（除羧酸、酚类、羧酸盐）。

3、电离方程式及酸、碱、盐的定义。

----碳酸氢钠、硫酸氢钠的电离不同。

4、从电离的角度认识酸、碱、盐
（1）酸：电离时产生的阳离子全部是H+的化合物
（2）碱：电离时产生的阴离子全部是OH－的化合物
（3）盐：电离时，生成金属阳离子(或铵根离子)和酸根离子的化合物
二、化学反应的分类
（一）离子反应指有离子参加的反应（判断一个反应是否是离子反应，先从是否在水溶液中进行考虑，再看是否有某种物质可以电离出离子.）
1、离子方程式的书写：四步（写、改、删、查）
（1）改：把易溶于水、易电离的物质改写成离子形式（强酸、强碱、可溶性盐）气体、水、单质、金属氧化物、弱酸、弱碱、沉淀（包括微溶的）一般都写成化学式。

常见的微溶物质:Ca(OH)2、CaSO4、Ag2SO4、MgCO3等不改写，仍写成化学式，其中氢氧化钙要注意，说是澄清溶液则要改写。

①氢氧化物：除K+、Na+、NH4+、Ba2+易溶，Ca(OH)2微溶，其它都难溶。

②硝酸盐：均易溶
③盐酸盐：AgCl 、Hg 2Cl 2难溶，PbCl 2微溶，其它都易溶。

④硫酸盐：BaSO 4、PbSO 4难溶，Ag 2SO 4、Hg 2SO 4、CaSO 4微溶，其它都易溶。

⑤硫化物：除K +、Na +、NH 4+盐易溶，其它都难溶或遇水分解。

⑥亚硫酸盐：除K +、Na +、NH 4+盐易溶，MgSO 3微溶，其它都难溶。

⑦碳酸盐：除K +、Na +、NH 4+盐易溶，MgCO 3微溶，其它都难溶或遇水分解。

⑧硅酸盐：除K +、Na +、NH 4+盐易溶，其它都难溶或遇水分解。

⑨磷酸盐：除K +、Na +、NH 4+盐易溶，其它都难溶。

⑩含氧酸：除硅酸难溶，其它都易溶。

（2）查： 方程式两边各元素原子个数、电荷总数是否守恒。

2、离子共存的问题：若离子之间可以结合生成沉淀、气体、水、弱酸、弱碱则不能共存。

反之则可以共存。

注意题干：无色或酸性或碱性等附加条件的影响 离子共存
有颜色的离子
MnO 4-紫红、Fe 3+棕黄、Fe 2+浅绿、Cu 2+蓝色 与H +(强酸性溶液)不共存 OH -、CO 32-、SO 32-、SiO 32-、AlO 2-、S 2-、F -
等
与OH -(强碱性溶液)不共存 H +、Fe 3+、Fe 2+、Fe 3+、Cu 2+、Al 3+、Mg 2+、NH 4+ 等 与H+和OH -都不共存
HCO 3-、HSO 3-、HS -、等 常见生成沉淀 Ba 2+、Ca 2+与SO 42-、CO 32- Ag +与Cl -
※发生氧化还原反应的离子不能大量共存，如：Fe 3＋与S 2－、I －； MnO 4－与S 2－、I －、SO 32－、Fe 2＋；
H ＋和NO 3－与S 2－、I －、Fe 2＋等。

1、判断一个反应是否是氧化还原反应：看是否有元素的化合价有变化
2、氧化还原反应发生的实质:电子的转移
3、氧化还原概念关系：（双线桥或单线桥来分析氧化还原反应）
“升失氧，得降还，若说剂恰相反”
4、氧化性和还原性：
（1）“高价氧化，低价还，中间价态两边摇”
（2）强弱比较：氧化性：氧化剂>氧化产物 还原性: 还原剂>还原产物
5、简单计算（电子守恒）。