第一章化学反应及其能量变化

第一章 化学反应及其能量变化

一、知识要点与规律 1.四种基本类型反应 H 2CO 3=H 2O + CO 2 Fe+H 2SO 4=FeSO 4+H 2

2.氧化还原反应 ⑴氧化还原反应概念 ①标志：化合价发生变化。 ②实质：电子转移(得失与偏移)。 ③定义：凡是有电子转移的化学反应。

④氧化剂与还原剂：得到电子的物质叫氧化剂；失去电子的物质叫还原剂。

⑤氧化反应与还原反应：失去电子的反应叫氧化反应；得到电子的反应叫还原反应。 ⑥氧化性与还原性：氧化剂所表现的性质叫氧化性，即得电子的性质与能力；还原剂所表现出的性质叫还原性，即失电子的性质与能力。

⑦氧化产物与还原产物：

通过氧化反应得到的产物是氧化产物；通过还原反应得到的产物是还原产物。

⑧关系：

★⑵ 常见的氧化剂与还原剂

还原反应——反应类型——氧化反应

被还原——变化过程——被氧化 还原产物——生成物——氧化产物

↓发生 ↓发生 ↓生成 ↓生成 氧化剂——反应物——还原剂 电子接受体

电子给予体

氧化性——表现性质——还原性 ↓具有 ↓具有 ↓价降 ↓价升 ne －

⑶氧化还原反应中电子转移关系的表示 ①双线桥法：

CuO 为氧化剂，H 2为还原剂。 ★②单线桥法：

⑷氧化还原反应的基本规律及应用 ①守恒律：

化合价有升必有降，电子有得必有失。对于一个完整氧化还原反应，化合价升高的总数与降低的总数相等。

应用：有关氧化还原反应的计算及配平。 ②价态律：

A.元素处于最高价，只有氧化性；

B.元素处于最低价，只有还原性；

C.元素处于中间价态，既有氧化性又有还原性，但主要呈现一种性质。

D.物质若含有多种元素，其性质是这些元素的综合体现。 应用：判断元素或物质氧化性或还原性的有无。 ③强弱律：

A.较强氧化性的氧化剂跟较强还原性的还原剂反应，生成弱还原性的还原产物和弱氧化性的氧化产物：即氧化剂＋还原剂＝还原产物＋氧化产物，满足强＋强＝弱＋弱。

失去2×－

得到2e －，化合价降低，被还原 +202 △

0＋H +12O －

2SO 4＝Al 2(SO 4)3+3H 2↑

★B.一般来说同一元素的不同价态的物质，价态越高，氧化性越强，但个别的有反常，如Cl元素的含氧酸。

C.金属活动性顺序表中

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

金属单质还原性减弱；金属离子的氧化性增强（铁元素是Fe2＋）。

★D.非金属单质氧化性越强，其阴离子的还原性越弱，如：F2、Cl2、Br2、I2、S氧化性依次减弱，还原性F-、Cl-、Br-、I-、S2-依次增强。

★E.外界条件对氧化性和还原性的影响：一般来说，物质的浓度越大，氧化剂的氧化性越强，还原剂的还原性越强；温度越高，氧化剂的氧化性越强，还原剂的还原性越强；酸性越强，氧化剂的氧化性常常越强，碱性越强，还原剂的还原性越强。

应用：在适宜条件下，用氧化性较强的物质制备氧化性较弱的物质，或用还原性较强的物质制备还原性较弱的物质。也可用于比较物质间氧化性或还原性的强弱。

★④转化律：

A.氧化还原反应中，以元素相邻价态间的转化最容易；

B.同种元素不同价态之间若发生反应，元素的化合价只靠近而不交叉；

C.同种元素相邻价态间不发生氧化还原反应。

应用：分析判断氧化还原反应能否发生。

★⑤难易律：

A.越易失电子的物质，失去后就越难得电子；越易得电子的物质，得到后就越难失电子。

B.一种氧化剂同时和几种还原剂相遇时，还原性最强的优先发生反应；同理，一种还原剂同时和几种氧化剂相遇时，氧化性最强的优先发生反应。

应用：判断物质的稳定性及反应顺序。

3.离子反应

⑴电解质与非电解质

化合物电解质非电解质

定义在水溶液里或熔融状态下能够导

电的化合物

在水溶液以及在熔融状态下都不能导

电的化合物

共同之处均属于化合物

本质区别在水溶液里或在熔融时能够自身

发生电离

在水溶液以及在熔融时都不能自身发

生电离

⑵强电解质与弱电解质

⑶物质的导电性

①物质导电的条件：有大量的自由移动的带电荷的微粒。可以导电的物质：金属或合金、石墨、电解质溶液和熔融的离子化合物。

②溶液导电性的相对强弱与离子的浓度和电荷正相关，与电解质的相对强弱有关，但无直接关系，难溶强电解质及其它强电解质稀溶液，因离子浓度小而导电性弱。

⑷离子反应

①定义：有大量的自由移动的离子参与或生成的反应是离子反应。

②离子方程式：用实际参加反应的离子符号来表示离子反应的式子。

③离子方程式表示的意义：不仅表示一个反应，还表示同一类反应。如H＋＋OH－＝H2O 表示强酸与强碱发生的中和反应。

④离子反应的类型：

⑤离子方程式书写步骤：

写、改、删、查。

★⑥离子方程式正误判断规律

A.总原则——“实事求是”。

B.看反应是否符合事实。如溶液中不存在Al2S3，方程式2Al3＋＋3S2-=Al2S3↓错；Mg(OH)2溶解度比MgCO3小，故方程式Mg2++2HCO3-+2OH-=MgCO3↓+CO32-+2H2O错。

C.看反应能否用离子方程式表示。如NH4Cl（固）+Ca(OH)2、Cu+H2SO4（浓）等都没有大量的自由移动的离子参与或生成，都不能用离子方程式表示。

D.看难溶物、弱电解质、单质和氧化物是否写成化学式。如醋酸与氢氧化钠的反应离子方程式写成H++OH-=H2O错。

E.看符号（离子符号、状态符号、等号或可逆符号）是否正确。如碳酸氢钙溶液与盐酸反应写成CO32-+2H+=CO2↑+H2O错；硫酸铜溶液与氢硫酸反应写成Cu2++S2-=CuS↓错；硝酸银水解写成Ag++H2O=AgOH+H+错。

F.看原子个数、电荷和电子得失是否守恒。如钠与水的反应写成Na+2H2O=Na++2OH-+H2↑错；铁与氯化铁溶液反应写成Fe＋Fe3+=2Fe2+错。

G.看离子个数关系是否符合反应的实际，不足量物质离子个数是否符合物质的组成。如溴化亚铁溶液中通入足量的氯气写成2Fe2++2Br-+2Cl2=2Fe3++Br2+4Cl-错。

★⑦离子不能大量共存的判断规律

A.生成难溶物如Ag++Cl-、Cu2++S2-、Ba2++SO42-、Fe3++OH-、H++AlO2-、Ca2++CO32-等。

B.发生氧化还原反应如Fe2++H++NO3-、Fe3++I-、S2-+H+MnO4-、SO32-+H+NO3-等。

C.发生络合反应如Fe3++SCN-等。

D.发生双水解反应如Al3++AlO2-、Fe3++HCO3-、NH4++SiO32-等。

E.与大量的H+反应如CO32-、HCO3-、S2-、HS-、SO32-、HSO3-、S2O32-、CH3COO-、AlO2-、SiO32-、ClO-、PO43-、HPO42-、OH-等。

F.与大量的OH－反应如H+、NH4+、HCO3-、HS-、HSO3-、Al3+、Mg2+、Cu2+、Fe2+、Fe3+等。

同时在解答题目时还需注意：如果溶液是酸性溶液，将H+加入离子组再判断；如果溶液为碱性溶液，将OH-加入离子组再判断；如果溶液无色，排出一切有色离子如Fe3+、Fe2+、MnO4-、Cu2+等。

4.氧化还原反应、离子反应与基本类型反应的关系