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第一章化学反应及其能量变化

考纲要求：

（1）掌握化学反应的四种基本类型

（2）理解氧化还原反应，掌握理要的氧化剂还原剂之间的反应

（3）掌握离子反应的质，常见的离子反应以及离子共存问题

（4）了解化学反应的能量变化，掌握燃烧热的计算及中和热测定

本单元误区警示：

1.判断4种无机基本反应的类型时，要由反应前后物质的种类共同确定，只看反应物或生成物的种类是片面的，易导致误判。

如：

（1）只生成一种物质的反应不一定是化合反应，反应物只有一种的反应也不一定是分解反应，既有单质参加又有单质生成的反应不一定是置换反应，也不一定是氧化还原反应（如同素异形体之间的相互转化）.

（2）生成物中只有一种单质和一种化合物的反应不一定是置换反应，如氯酸钾的受热分解.

（3）生成物中有盐和水的反应不一定是复分解反应，碳酸氢钠的受热分解可例证.

2.要熟悉化学反应的一般规律，还要注意一些特例.如：

K、Ca、Na这些活泼金属置于某些不太活泼的金属盐溶液中主要是与水反应，而不是置换金属；金属与硝酸、浓硫酸反应不可能产生H2等.

3.判断一个离子反应是否正确的思维步骤

（1）看是否符合电离原理

酸、碱、盐是电解质，这三类物质才有可能写成离子形式，而不溶性的酸、碱、盐和弱酸、弱碱要写成化学式；单质、氧化物和气体必须写成化学式.如CaC03、BaS04、AgCl、H2Si03、Cu（OH）2等不溶物要写成化学式，醋酸、氨水等弱电解质要写成化学式，微溶物处于溶液状态时应写离子，处于浊液或固体时应写化学式等.

（2）看是否符合实验事实

如：

2Fe+6H+=2Fe2++3H2↑是错误的，因为H+只能将铁氧化成+2价；Cu+2H+=Cu2++H2↑是错误的，因为铜排在金属活动顺序表氢之后，不能置换出酸中的氢：

Cu2++H2Cu+2H+也中错误的，因为H2不可在水溶液中发生反应.

对未处于自由移动离子状态的反应不能写离子方程式，如铜与浓硫酸、氯化铵固体与氢氧化钙固体反应等.

（3）看反应物或产物的配比是否正确

如：

稀硫酸与Ba（OH）2溶液反应不能写成H++OH-+Ba2++SO42-=H2O+BaSO4↓应写成2H++20H-+Ba2++SO42-=2H20+BaSO4↓

（4）看反应物的用量

根据题设条件及要求，如“过量”、“少量”、“等物质的量”、“适量”、“任意量”以及滴加顺序等对离子反应方程式可能有影响.

（5）看是否遗漏掉参加反应的离子

如：

Ba（OH）2溶液与硫酸铜溶液反应，既要考虑Ba2+与SO42-的离子反应，又要考虑Cu2+与OH-的离子反应，即Ba2++20H-+Cu2++SO42-=BaSO4↓+Cu（OH）2↓.

（6）看电荷是否守恒、质量是否守恒

如：

Fe3++Cu=Fe2++Cu2+中电荷不守恒.

（7）看符号的使用是否正确

对于“=”、“

”、“↑”、“↓”符号使用要恰当，如：

单弱离子水解反应式中的应改用可逆号，因为水解是可逆的，水解是微弱的；而Fe3++3H2O

Fe（OH）3（胶体）+3H+中的可逆号应改为等号，因为在加热条件下水解进行得比较彻底.另外，Fe3+和A13+与弱酸根的促进水解反应应该用等号

学以致用

1.条件不同时，相同反应物间的离子反应可能不同

（1）反应物的量不同，离子反应不同.如：

碳酸氢钙溶液与氢氧化钠溶液反应，若物质的量之比为1∶1时，离子反应方程式为Ca2++HCO3-+OH-=H2O+CO32-若二者物质的量之比为1∶2时，离子反应方程式为Ca2++2HCO3-+2OH-=CaCO3+2H2O+CO32-因为不过量的物质会完全反应，所以在离子方程式中不过量的物质电离出的离子的计量数与其化学式中的计量数成比例.这是我们判断和书写此类离子方程式的依据.

（2）反应物滴加顺序不同，离子反应不同.如：

把氯化铝溶液逐滴加入到氢氧化钠溶液中，离子反应方程为A13++40H-=A102-+2H20.

若向氯化铝溶液中逐滴加入氢氧化钠溶液，离子反应方程式为Al3++3OH-=Al（OH）3↓（3）反应条件不同，离子反应不同.如：

氯化铵溶液与氢氧化钠溶液混合，离子反应方程式为NH4++OH-=NH3·H20.

若氯化铵溶液与氢氧化钠溶液混合并加热，则离子反应方程式为：

NH4++OH-

NH3↑+H2O

（4）微溶物状态不同，离子反应不同.如：

石灰乳与碳酸钠溶液混合，

若澄清石灰水与碳酸钠溶液混合，

2.离子共存问题；

（1）在溶液中，若离子间能发生反应，如生成沉淀、弱电解质、气体的复分解反应，氧化还原反应，相互促进的水解反应，络合反应，则离子不能大量共存.

（2）注意隐性条件的限制，如颜色、溶液的酸碱环境、pH、因发生氧化还原反应、溶液中加铝产生的气体只有H2、水电离出的C（OH-）=1.0×10-10”等条件，将具体问题具体分析

第1课时重要的氧化剂和还原剂

教学目标：

1．从得失电子的角度加深对氧化还原反应及氧化剂、还原剂的理解，了解氧化产物和还原产物。

2．掌握氧化剂、还原剂中所含元素化合价的情况，掌握用单线桥表示氧化还原反应的电子转移情况。

3．掌握重要的氧化剂、还原剂的常见反应；学会比较氧化剂、还原剂的相对强弱。

教学过程：

一、用单线桥表示下列反应，并指明氧化剂与还原剂

Fe+H2SO4=FeSO4+H2↑

二、分析并配平下列氧化还原反应，指出氧化剂，还原剂，氧化产物，还原产物，标出电子转移的方向和数目。

KClO3+HCl——KCl+Cl2+

三、归纳：

常见的氧化剂：

（1）活泼非金属单质，如：

Cl2、Br2、O2等

（2）元素处于高价的氧化物时，如CO2、MnO2等

（3）元素处于最高化合价时的酸，如H2SO4、HNO3等

（4）元素处于最高化合价时的盐，如KMnO4、KClO3、FeCl3等

（5）过氧化物如Na2O2、H2O2等

常见的还原剂：

（1）活泼金属单质，如：

Na、Al、Zn、Fe等

（2）某些非金属单质，如：

H2、C、Si等

（3）元素处于低化合价时的氧化物，如CO、SO2等

（4）元素处于低化合价时的酸，如HCl、H2S等

（5）元素处于低化合价时的盐，如Na2SO3、FeCl2等

四、物质氧化性和还原性相对强弱的判断方法

（1）根据金属活动顺序进行判断

一般来说，越活泼的金属，失电子氧化成金属阳离子越容易，其阳离子得电子还原成金属单质越难，氧化性越弱；反之，越不活泼的金属，失电子氧化成金属阳离子越难，其阳离子得电子还原成金属单质越容易，氧化性越强。

如Cu2++2e→Cu远比Na++e→Na容易，即氧化性Cu2+>Na+,还原性Na>Cu

（2）根据非金属活动顺序进行判断

（3）根据氧化还原反应的发生规律判断

氧化还原反应发生规律可用如下式子表示：

氧化性：

反应物中的强氧化剂，生成物中的弱氧化剂

还原性：

反应物中的强还原剂，生成物中的弱述原剂

例：

已知①2FeCl3+2KI=2FeCl2+I2+2KCl

②2FeCl2+C12=2FeCl3

由①知，氧化性Fe3+>I2，由②知，氧化性C12>Fe3+，综合①②结论，可知氧化性Cl2>Fe3+

（4）根据氧化还原反应发生反应条件的不同进行判断

如：

Mn02十4HCl（浓）MnCl2+C12↑+2H20

2KMn04十16HCl（浓）=2MnCl2+5C12↑+8H2O

后者比前者容易（不需要加热），可判断氧化性KMn04>Mn02

（5）根据被氧化或被还原的程度的不同进行判断

Cu十C12=CuCl2

2Cu+S=Cu2S

C12可把Cu氧化到Cu（+2价），而S只能把Cu氧化到Cu（+1价），这说明氧化性Cl2>S

（6）根据元素周期表判断

①对同一周期金属而言，从左到右其金属活泼性依次减弱。

如Na、Mg、A1金属性依次减弱，其还原性也依次减弱。

②对同主族的金属和非金属可按上述方法分析。

五、氧化还原反应的基本规律

（1）表现性质规律

当元素具有可变化合价时,一般处于最高价态时只具有氧化性，处于最低价态时只具有原性，处于中间价态时既具有氧化性又具有还原姓。

如：

浓H2SO4的S只具有氧化性，H2S中的S只具有还原性，单质S既具有氧化性又具有还原性。

（2）性质强弱规律

在氧化还原反应中，强氧化剂+强还原剂=弱氧化剂（氧化产物）+弱还原剂（还原产物），即氧化剂的氧化性比氧化产物强，还原剂的还原性比还原产物强。

如由反应2FeCl3+2KI=2FeC3+2KCl+I2可知，FeCl3的氧化性比I2强，KI的还原性比FeCl2强。

一般来说，含有同种元素不同价态的物质，价态越高氧化性越强（氯的含氧酸除外），价态越低还原性越强。

如氧化性：

浓H2SO4，S02（H2S03），S；还原性：

H2S>S>SO2。

在金属活动性顺序表中，从左到右单质的还原性逐渐减弱，阳离子（铁指Fe2+）的氧化性逐渐增强。

（3）反应先后规律

同一氧化剂与含多种还原剂（物质的量浓度相同）的溶液反应时，首先被氧化的是还原性较强的物质；同一还原剂与含多种氧化剂（物质的量浓度相同）的溶液反应时，首先被还原的是氧化性较强的物质。

如：

将Cl2通人物质的量浓度相同的NaBr和NaI的混合液中，C12首先与NaI反应；将过量铁粉加入到物质的量浓度相同的Fe2+、和Cu2+的混合溶液中，Fe首先与Fe3+反应。

FeBr2中通入Cl2,HBr和H2SO3中通入Cl2

（4）价态归中规律

含不同价态同种元素的物质问发生氧化还原反应时，该元素价态的变化一定遵循“高价+低价一中间价”，而不会出现交错现象。

KClO3+6HCl=KCl+3Cl2+3H2O而不是KClO3+2HCl=KCl+3Cl2+3H2O

（5）歧化反应规律

发生在同一物质分子内、同一价态的同一元素之间的氧化还原反应，叫做歧化反应。

其反应规律是：

所得产物中，该元素一部分价态升高，一部分价态降低，即“中间价→高价+低价”。

具有多种价态的元素（如氯、硫、氮和磷元素等）均可发生歧化反应，如：

Cl2十2NaOH=NaCl十NaClO十H20

第2课时离子反应

考点要求：

1．离子共存问题是高考中的常见题型，是每年必考的题型。

今后命题的发展趋势是：

（1）增加限制条件，如强酸性、无色透明、碱性、pH、甲基橙呈红色、发生氧化还原反应等；

（2）定性中有定量，如“由水电离出的c（H+）=1×10-4mol·L-1的溶液中……”。

2．离子方程式的正误书写也是历年高考必出的试题。

从命题的内容看，存在着三种特点：

（1）所考查的化学反应均为中学化学教材中的基本反应；错因大都属于化学式能否拆分、处理不当、电荷未配平、产物不合理和漏掉部分反应等；有量的限止的离子方程的书写或正误判断也是近几年考查的重点内容，也是这部分的难点。

（2）所涉及的化学反应类型以复分解反应为主，而溶液中的氧化还原反应约占15％；

（3）一些重要的离子反应方程式，在历年考卷中多次重复。

如Na与H20的反应、Fe与盐酸或稀H2S04的反应自1992年以来分别考过多次。

（4）考查离子方程式的目的主要是了解学生使用化学用语的准确程度和熟练程度，具有一定的综合性，预计今后的考题还会保留。

重点、难点：

离子共存，离子方程式的正误判断是本节的重点内容；有量限止的离子方程式的书写或判断正误是本节的难点

基本概念：

1、离子反应、电解质、非电解质、离子方程式

（1）离子反应

定义：

有离子参加的反应。

类型：

离子互换的非氧化还原反应：

当有难溶物（如CaCO3难电离物（如H20、弱酸、弱碱）以及挥发性物质（如HCl）生成时离子反应可以发生。

离子间的氧化还原反应：

取决于氧化剂和还原剂的相对强弱，氧化剂和还原剂越强，离子反应越完全

注意点：

离子反应不一定都能用离子方程式表示。

如实验室制氨气（NH4）2SO4+Ca（OH）2CaSO4+2NH3↑+2H2O

H2S气体的检验Pb（AC）2+H2S=PbS↓+2HAc（注：

Pb（AC）2可溶于水的盐的弱电解质）

（2）电解质、非电解质、强、弱电解质

电解质：

在水溶液里或熔化状态下能够导电的化合物。

非电解质：

在水溶液和熔化状态都不导电的化合物。

强电解质：

在水溶液里全部电离成离子的电解质。

弱电解质：

在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质

强电解质与弱电解质的注意点

①电解质的强弱与其在水溶液中的电离程度有关，与其溶解度的大小无关。

例如：

难溶的BaS04、CaS03等和微溶的Ca（OH）2等在水中溶解的部分是完全电离的，故是强电解质。

而易溶于水的CH3COOH、H3P04等在水中只有部分电离，故归为弱电解质。

②电解质溶液的导电能力的强弱只与自由移动的离子浓度及离子所带的电荷数有关，而与电解质的强弱没有必然的联系。

例如：

一定浓度的弱酸溶液的导电能力也可能比较稀的强酸溶液强。

③强电解质包括：

强酸（如HCl、HN03、H2S04）、强碱（如NaOH、KOH、Ba（OH）2）和大多数盐（如NaCl、MgCl2、K2S04、NH4C1）及所有的离子化合物；弱电解质包括：

弱酸（如CH3COOH）、弱碱（如NH3·H20）、中强酸（如H3PO4），注意：

水也是弱电解质。

④共价化合物在水中才能电离，熔融状态下不电离

举例：

KHSO4在水中的电离式和熔融状态下电离式是不同的。

（3）离子方程式：

定义：

用实际参加反应的离子符号表示离子反应的式子

使用环境：

离子程式在水溶液或熔融状态下才可用离子方程式表示

2、离子方程式的书写

（1）离子反应是在溶液中或熔融状态时进行时反应，凡非溶液中进行的反应一般不能写离子方程式，即没有自由移动离子参加的反应，不能写离子方程式。

如NH4Cl固体和Ca（OH）：

固体混合加热，虽然也有离子和离子反应，但不能写成离子方程式，只能写化学方程式。

即：

2NH4Cl（固）+Ca（OH）2（固）=CaCl2+2H2O+2NH3↑

（2）单质、氧化物在离子方程式中一律写化学式；弱酸（HF、H2S、HCl0、H2S03等）、弱碱（如NH3·H20）等难电离的物质必须写化学式；难溶于水的物质（如CaC03、BaS03、FeS、PbS、BaS04，Fe（OH）3等）必须写化学式。

如：

CO2+2OH-=CO32-+H2OCaC03+2H+=CO2↑+H20+Ca2+

（3）多元弱酸的酸式盐的酸根离子在离子方程式中不能拆开写。

如NaHS03溶液和稀硫酸反应：

HSO3-+H+=SO2↑+H2O

（4）对于微溶物的处理有三种情况；

①在生成物中有微溶物析出时，微溶物用化学式表示。

如Na2S04溶液中加入AgNO3，溶液：

2Ag++SO42-=Ag2S04↓

②当反应物里有微溶物处于溶液状态（稀溶液），应写成离子的形式。

如C02气体通入澄清石灰水中：

CO2+Ca2++2OH-=CaCO3↓+H2O

③当反应物里有微溶物处于悬浊液或固态时，应写成化学式。

如在石灰乳中加入Na2C03溶液：

Ca（OH）2+CO32-=CaCO3↓+H2O。

（5）操作顺序或反应物相对量不同时离子方程式不同，例如少量烧碱滴人Ca（HC03）2溶液[此时Ca（HCO3）2过量]，有

Ca2++HCO3-+OH-=CaCO3↓+H2O

少量Ca（HC03）2溶液滴人烧碱溶液（此时NaOH过量），有

Ca2++2OH-+2HCO3-=CaCO3↓+CO32-+2H2O

3、离子共存问题

（1）“不共存”情况归纳

①离子之间相互结合呈沉淀析出时不能大量共存。

如形成BaS04、CaS04、H2Si03、Ca（OH）2、MgS03、MgC03、PbCl2、H2S04、Ag2S04等。

②离子之间相互结合呈气体逸出时不能大量共存，如：

H+与S2-、HCO3-、SO32-、HSO3-和OH-与NH4+等，由于逸出H2S、C02、S02、NH3等气体或S2-变成HS-，CO32-变成HCO3-而不能大量共存。

③离子之间相互结合成弱电解质时不能大量共存。

如：

H+与CH3COO-、OH-、PO43-等离子，由于生成CH3COOH、H20、HPO42-、H2PO4-、H3P04而不能大量共存。

④离子之间发生双水解析出沉淀或逸出气体时不能大量共存，如Al3+与AlO2-、Fe3+与HCO3-、Al3+与HS-、S2-、HCO3-、CO32-等离子。

⑤离子之间发生氧化还原反应时不能大量共存，如：

Fe3+与S2-、Fe3+与I-等。

⑥离子之间相互结合成络离子时不能大量共存。

如Fe3+与SCN-生成[Fe（SCN）]2+，Ag+、NH4+、OH-生成[Ag（NH3）2]+，Fe3+与C6H5OH也络合等

（2）离子在酸性或城性溶液中存在情况的归纳。

①某些弱碱金屑阳离子，如：

Zn2+、Fe3+、Fe2+、Cu2+、Al3+、NH4+、Pb2+、Ag+等。

在水溶液中发生水解，有OH-则促进水解生成弱碱或难溶的氢氧化物。

故上述离子可和H+（在酸性溶液中）大量共存，不能与OH-（在碱性溶液中）共存。

但有NO3-存在时的酸性溶液，Fe2+等还原性离子不与之共存。

②某些弱酸的酸式酸根离子，如HCO3-、HS-等可和酸发生反应，由于本身是酸式酸根，故又可与碱反应，故此类离子与H+和OH-都不能共存。

③某些弱酸的阴离子，如：

CH3COO-、S2-、CO32-、PO43-、AlO2-、SO32-、ClO-、SiO32-—等离子在水溶液中发生水解，有H‘则促进其水解，生成难电离的弱酸或弱酸的酸式酸根离子。

所以这些离子可和OH-（在碱性溶液中）大量共存，不能与H+（在酸性溶液中）大量共存。

④强酸的酸根离子和强碱的金属阳离子，如：

Cl-、Br-、I-、SO42-、NO3-、K+、Na+等离子，因为在水溶液中不发生水解，所以不论在酸性或碱性溶液中都可以大量共存。

但SO42-与Ba2+不共存。

⑤某些络离子，如[Ag（NH3）2]+，它们的配位体能与H+结合成NH3[Ag（NH3）2]++2H+＝Ag++2NH4+，所以，它们只能存在于碱性溶液中，即可与OH-共存，而不能与H+共存。

分析：

“共存”问题，还应考虑到题目附加条件的影响，如溶液的酸碱性、PH值、溶液颜色、水的电离情况等。

第3课时与试剂用量有关的离子反应

离子方程式的正确书写是高中化学教学中的重点内容之一。

有很多反应因试剂用量不同而离子方程式不同，这部分知识构成了高中化学教学中的一个难点。

但只要我们仔细分析，就会从中找出一些规律。

一、碱溶液与酸性氧化物的反应：

Ca（OH）2溶液、Ba（OH）2溶液、KOH溶液、NaOH溶液等碱溶液与CO2、SO2等酸性氧化物反应时若酸性氧化物用量不同则离子方程式不同。

例如：

Ca（OH）2溶液和CO2反应时有：

Ca2++2OH-+CO2=CaCO3↓+H2O（CO2少量）CO2+OH-=HCO3-（CO2足量）

NaOH溶液和SO2反应时有:

2OH-+SO2=SO32-+H2O（SO2少量）OH-+SO2=HSO3-（SO2足量）

二、多元酸酸式盐与碱溶液生成沉淀的反应：

NaHCO3溶液、NaHSO3溶液、NaH2PO4溶液、Na2HPO4溶液、NaHSO4溶液分别与Ba（OH）2溶液、Ca（OH）2溶液反应或Ca（HCO3）2溶液、Ba（HCO3）2溶液与NaOH溶液、KOH溶液等反应时若试剂用量不同则离子方程式不同。

例如：

Ca（HCO3）2溶液和NaOH溶液反应时有：

Ca2++HCO3-+OH-=CaCO3↓+H2O（NaOH少量）Ca2++2HCO3-+2OH-=CaCO3↓+CO32-+2H2O（NaOH足量）

NaHSO4溶液与Ba（OH）2溶液反应时有：

H++SO42-+Ba2++OH-=BaSO4↓+H2O（NaHSO4少量）

2H++SO42-+Ba2++2OH-=BaSO4↓+2H2O（NaHSO4足量）

三、碳酸盐溶液与H+的反应：

Na2CO3溶液、K2CO3溶液与HCl溶液、HNO3溶液、NaHSO4溶液反应或Ba（HCO3）2溶液与NaHSO4溶液反应时若试剂用量不同则离子方程式不同。

例如：

Na2CO3溶液与HCl溶液时有：

CO32-+H+=HCO3-+H2O（HCl少量）CO32-+2H+=CO2↑+H2O（HCl足量）

Ba（HCO3）2溶液与NaHSO4溶液反应时有：

Ba2++HCO3-+H++SO42-=BaSO4↓+CO2↑+H2O（NaHSO4少量）Ba2++2HCO3-+2H++SO42-=BaSO4↓+2CO2↑+2H2O（NaHSO4足量）

四、氧化还原反应：

在氧化还原反应中，还原能力强的优先被氧化。

例如在FeBr2溶液中通入Cl2时，因为Fe2+的还原能力比Br-强，因此，当通入少量的Cl2时反应为:

Fe2++Cl2=Fe3++2Cl-；当通入足量的Cl2时反应为：

2Fe2++4Br-+3Cl2=2Fe3++6Cl-+4Br2。

五、多元弱酸或中强酸与碱溶液的反应：

多元弱酸或中强酸与碱溶液反应时当碱的用量不同时，酸中的H+被中和的程度不同而生成不同的盐。

例如H3PO4溶液和NaOH溶液反应时：

当H3PO4和NaOH的物质的量之比为1﹕1时反应为：

H3PO4+OH-=H2PO4-+H2O

当H3PO4和NaOH的物质的量之比为1﹕2时反应为：

H3PO4+2OH-=HPO42-+2H2O

当H3PO4和NaOH的物质的量之比为1﹕3时反应为：

H3PO4+3OH-=PO43-+3H2O

六、与铝有关的离子反应：

⑴Al3+和OH-的反应：

Al3++3OH-=Al（OH）3↓（OH-少量）Al3++4OH-=AlO2-+2H2O（OH-足量）

⑵AlO2-和H+反应：

AlO2-+H++H2O=Al（OH）3↓（H+少量）AlO2-+4H+=Al3++2H2O（H+足量）

⑶KAl（SO4）2和Ba（OH）2反应：

2Al3++3SO42-+3Ba2++6OH-=3BaSO4↓+2Al（OH）3↓[Ba（OH）2少量]

Al3++2SO42-+2Ba2++4OH-=2BaSO4↓+Al（OH）3↓[Ba（OH）2足量]

七、NH4+和OH-的反应：

NH4+和OH-的反应因溶液的浓度不同而有不同的离子反应：

NH4++OH-=NH3↑+H2O（浓溶液）NH4++OH-=NH3•H2O（稀溶液）

八、漂白粉溶液和CO2的反应：

漂白粉溶液和CO2的反应因CO2的量不同而有不同的离子反应：

Ca2++2ClO-+CO2+H2O=CaCO3↓+2HClO（CO2少量）ClO-+CO2+H2O=HCO3-+HClO（CO2足量）

九、氨水与AgNO3溶液、CuSO4溶液的反应：

氨水与AgNO3溶液、CuSO4溶液反应时因氨水的用量不同有不同的离子反应。

氨水少量时生成沉淀，足量或稍过量时生成络离子。

例如：

2NH3•H2O+Cu2+=Cu（OH）2↓+2NH4+（氨水少量）4NH3•H2O+Cu2+=[Cu（NH3）4]2++4H2O（氨水足量）

第4课时化学反应中的能量变化

高考分析：

反应热在教材中的篇幅较少，高考内容主要包括：

1．书写热化学方程式或判