化学物质及其变化全章复习课件.ppt

1、必修I 第二章 化学物质及其变化,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,含氧酸,无氧酸,一元酸,二元酸,H2SO4,HCl,HNO3,H2SO3,2、树状分类法,物质,纯净物,金属单质,非金属单质,化合物,酸,碱,盐,氧化物,单质,混合物,稀有气体,有机化合物,无机化合物,氧化物的分类,金属氧化物:非金属氧化物:,氧化物,CuO MgO CaO,CO2 SO2,碱性氧化物:,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,能跟酸起反应只生成盐和水的氧化物,能跟碱起反应只生成盐和水的氧化物,酸性氧化物:,两

2、性氧化物：,不成盐氧化物：,同时能跟碱和酸起反应只生成盐和水,既不跟酸反应也不跟碱反应的氧化物,H2O、NO、CO、N2O、NO2、MnO2,Al2O3、ZnO:Al2O3+2NaOH=2NaAlO2+H2O,SO3、P2O5、Mn2O7、CrO3,Na2O、CaO、Fe2O3、CrO、MnO,酸的分类,按是否含氧：,酸,按提供氢离子数目：,按挥发性：,二元酸:,挥发性酸:,无氧酸:,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,含氧酸:,一元酸:,多元酸:,难挥发性酸:,HCl、HBr、HNO3、CH3COOH,H2SO4、H2CO3、H2C2O4,H3PO4,H2SO4、

3、HNO3、H3PO4、H2CO3,HCl、HBr、HI、HF、H2S,HNO3、HCl、HF、HBr、HI、H2S,H2SO4、H3PO4,按酸性强弱：,强酸:,中强酸:,弱酸:,HCl、HBr、HNO3、H2SO4,H2SO3、H3PO4、H2C2O4,H2CO3、CH3COOH、HF,氧化性酸:,浓H2SO4、HNO3、HClO、HClO3、HClO4,碱的分类,KOH、NaOH、Ba(OH)2、NH3.H2O,Cu(OH)2、Fe(OH)3、Mg(OH)2,按溶解性,按提供OH-的数目,按强弱,碱,可溶性碱：,难溶性碱：,强碱：,弱碱：,1.定义：电离时生成的阴离子全部是氢氧根离子的化合

4、物,NaOH(烧碱)、KOH、Ba(OH)2,二元碱:,一元碱:,多元碱:,Fe(OH)3、NH3.H2O,NaOH,Ba(OH)2,Fe(OH)3,盐的分类,盐,按阴、阳离子来分:,阳离子：,阴离子：,K+Na+NH4+Cu2+Ca2+,NO3-、SO42-、Cl-、CO32-、PO43-,按是否可溶于水:,可溶性盐:,难溶性盐:,K+、Na+、NH4+、NO3-、SO42-、Cl-,CO32-、PO43-、AgCl、BaSO4,正盐：,酸式盐：,碱式盐：,组成中是否有可电离的H+、OH-,复盐：,既不含能电离的氢离子，又不含氢氧根离子的盐.Na2CO3、KCl、Ba(NO3)2,电离时生成

5、的阳离子除金属离子（或NH4+）外还有氢离子，阴离子为酸根离子的盐。NaHCO3、Ca(HCO3)2,电离时生成的阴离子除酸根离子外还有氢氧根离子，阳离子为金属离子（或NH4+）的盐.Cu2（OH）2CO3,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)212H2O(明矾),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,例:用树状分类法对HCl，CO2，CaO，NaOH，Na2SO4，CaCO3，Ca(OH)2，H2SO4进行分类,HCl H2SO4,NaOH Ca(OH)2,Na2SO4 CaCO3,CO2 CaO,二、分散系及其分类,1、分散系：,一

6、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：,按分散质和分散剂的状态来分,分散质,分散剂,气,液,固,气,液,固,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,2.胶体的分类,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,根据分散剂的状态,气溶胶：烟、云、雾,液溶胶：AgI胶体、Fe(OH)

7、3胶体,固溶胶：有色玻璃、烟水晶,1.定义：,胶体,分散质微粒的直径大小在1nm100nm之间的分散系叫 胶体。,3.胶体的性质,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”。,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。,渗析,定义：利用半透膜把胶体中混有的离子或分子从胶体溶液里分离的操作，叫做渗析。原理：胶体微粒不能透过半透膜，而溶液中的小分子和离子能透过半透膜。,应用：胶体净化、提纯使胶体和溶液分离。,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,电泳现象(电

8、学性质),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）。,胶体的凝聚,加电解质溶液,加带相反电荷的胶粒,加热凝聚（加热较长时间）,Fe(OH)3胶体粒子向阴极移动-带正电荷,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水中，所形成的物质（）是溶液 是胶体 能产生丁达尔效应 能透过滤纸 不能透过滤纸 静置后，会析出黑色沉淀 A.,B,2 下列事实与胶体的性质有关的是（）用盐卤点豆腐用明矾净水医药上用三氯化铁止血 江河入海口形

9、成三角洲A只有B只有C只有D全部,D,2-2 离子反应,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,电解质,分类标准：按电解质在水溶液里电解程度大小,强电解质：,弱电解质：,在水溶液里全部电离成离子的电解质,在水溶液里部分电离成离子的电解质,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

10、。,Al2(SO4)3,Al3+,+,SO42-,2,3,NH3.H2O,OH-,NH4+,+,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,强电解质：(1)(2)(3)(6)(9),电解质：(1)(2)(3)(4)(6)(8)(9)(13),非电解质：(10)(11)(12),弱电解质：(4)(8)(13),既不是电解质也不是非电解质：(5)(7),二、离子反应及其发

11、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,写拆删查,前提,关键,途径,保证,1.应该写成离子形式的物质：,（1）.浓硫酸作反应物时不改写。,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),（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)。,注 意,（3）.氨水作为反应物时写

12、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,C.难电离的物质:弱酸 弱碱 水 等,B.气体:NH3,SO2,H2S,CO2等,D.单质:H2 Na I2 等,E.氧化物:Na2O Fe2O3 等,注 意,练习1：,完成下列化学方程式，并改写为离子方程式,硫酸和氢氧化钠 盐酸和碳酸钾氯化钡和碳酸钠,H+OH-=H2O,2H+CO32-=H2O+CO2,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

13、,(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,铁与稀盐酸反应 2Fe+6H+=2Fe3+3H2,铝与稀盐酸反应 Al+3H+=Al3+H2,2FeCl3+Fe=3FeCl2(正确),Fe3+Fe=2Fe2+,碳酸钡和稀硝酸反应,CO32-+2H+=H2O+CO2,BaCO3+2H+=Ba2+H2O+CO2,氢氧化钡和稀硫酸,Ba2+SO42-=BaSO4,Ba2+OH-+H+SO42-=BaSO4+H2O,Ba2+2OH-+2H+SO42-=BaSO4+2H2O,1.检查离子方程

14、式是否符合客观事实.,归纳:怎样判断离子方程式的正误?,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-、C

15、H3COO-；OH-与H+、HCO3-),（4）发生氧化还原反应,【附加隐含条件的应用规律】：,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,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.,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.,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

16、共存,2.判断下列各组离子能否大量共存,Ca2+Na+CO32-NO3-,Ca2+Na+SO42-NO3-,H+K+Cl-OH-,NH4+K+OH-SO42-,H+K+HCO3-SO42-,Na+K+CO32-OH-,生成难溶物 CaCO3,生成微溶物 CaSO4,生成水,生成 NH3H2O,生成CO2、H2O,能大量共存,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-OH-B.Na+Ca2+CO32-NO3-C.Na+H+Cl-CO32-D.Na+Cu2+Cl-SO42-,2-3 氧化还原反应,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

17、，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.用双线桥法、单桥法分析氧化还原反应,2KClO3 2KCl3O2,6e-,12e-,单线桥法,只要标明电子转移的数目（不要标明“得、失”电子）。,MnO2+4HCl(浓)MnCl2+Cl2+2H2O,失去2e-,化合价升高，被氧化,得到12e-,化合价降低，被还原,得到23e-,化合价

18、降低，被还原,失去32e-,化合价升高，被氧化,2e-,6e-,二、氧化剂和还原剂,氧化剂：定义：得到电子（或电子对偏向）的物质。,还原剂：定义：失去电子（或电子对偏离）的物质。,1.有关概念,失去23e-,化合价升高，被氧化,得到23e-,化合价降低，被还原,表现：在反应时所含元素化合价降低,表现：在反应时所含元素化合价升高,氧化剂,还原剂,还原产物,氧化产物,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。,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),常见的强氧化剂：,常见的强还原剂：,O2、Cl2、HNO3、H2O2、浓硫酸、KMnO

19、4、FeCl3等,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,还原性,氧化反应,氧化产物,氧化剂,氧化性,还原反应,还原产物,同时存在,得失电子相等,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,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

20、化性逐渐增强,A,0,-1,+6,+4,-1,0,+3,+2,还原剂,还原产物,还原剂,还原产物,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 Mn

21、O2+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：KClO3+6HCl=3Cl2+KCl+3H2O,H2S+H2SO4（浓）=S+SO2+2H2O,+5,-1,0,-1,-2,+6,0,+4,氧化产物,还原产物,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：ZnFe.,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,