四川省德陽五中高一化學(xué)《第二章 化學(xué)物質(zhì)及其變化》復(fù)習(xí)提綱

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1、四川省德陽五中高一化學(xué)《2.3 化學(xué)反應(yīng)速率和限度》練習(xí) 鈉鹽 鉀鹽 碳酸鹽 硫酸鹽 一、樹狀分類法 ：對每一步進(jìn)行細(xì)分 二、交叉分類法: 所采用的分類標(biāo)準(zhǔn)不唯一 物 質(zhì) 純凈物 混合物 單質(zhì) 化合物 氧化物 不成鹽氧化物 成鹽氧化物

2、 三.膠體 1、分散系 1）定義：把一種（或多種）物質(zhì)分散在另外一種（或多種）物質(zhì)中所得到的體系叫做分散系 2）組成： ①分散質(zhì)： 的物質(zhì)；②分散劑：起容納 作用的物質(zhì)。 2、將分散系按照分散質(zhì)粒子的大小進(jìn)行分類: 溶液、膠體、濁液。 3、Fe(OH)3膠體的制備：

3、 。 化學(xué)方程式： 4、膠體和溶液的區(qū)分方法: 分別用激光筆（或手電筒）照射燒杯中的液體，在與光束垂直的方向進(jìn)行觀察是否形成一條光亮的通路——進(jìn)行 實驗，有無 。 5、膠體的凈化: 利用 可以把膠體和溶液的分散質(zhì)粒子進(jìn)行分離，該過程叫做 。 分散系 溶液 濁液 膠體 分散質(zhì)粒子直徑

4、 分散質(zhì)粒子 單個小分子或離子 巨大分子數(shù)目的集合 許多分子的集合體或高分子 外觀 不均一、不透明 穩(wěn)定性 能否透過濾紙 鑒別 無丁達(dá)爾現(xiàn)象 靜止沉降或分層 有丁達(dá)爾現(xiàn)象 實例 氯化鈉、乙醇的水溶液 泥水、油水 Fe( OH)3膠體、淀粉溶液 6、膠體、溶液、濁液的比較 7、電泳：由于膠體中的膠粒帶電，當(dāng)連上電源正負(fù)極后，在電流的作用下，膠粒定向移動。Fe(OH)3膠體：陰極附

5、近顏色 ，陽極附近顏色 。 8、聚沉：膠體粒子在適當(dāng)?shù)臈l件下相互結(jié)合成直徑大于100nm的顆粒而沉積下來的過程稱為膠體的聚沉。這就需要破壞膠體的介穩(wěn)性。常用的方法如下： （1）加入 。如由豆?jié){做豆腐時，在一定溫度下，加入CaSO4(或其他電解質(zhì)溶液），將豆?jié){中的膠體粒子帶的電荷被中和，其中的微粒很快聚集而形成膠凍狀的豆腐（稱為凝膠）。再如河海交界處易形成沙洲。 （2）加入 ，使膠體相互聚沉。不同的膠粒吸附帶不同電荷的離子，如 、 吸附陽離子，使膠體帶正電荷；

6、 、 的膠粒吸附陰離子，使膠粒帶負(fù)電荷。當(dāng)兩種帶相反電荷的膠體混合，也會因膠粒所帶電荷發(fā)生中和，而使膠體凝聚。如把Fe(OH)3膠體的膠粒加入硅酸膠體中，兩種膠體均會發(fā)生凝聚，說明兩種膠體的膠粒帶相反電荷。（說明：Fe(OH)3膠體粒子帶正電荷，硅酸膠體膠粒帶負(fù)電荷）。 （3） ，能量升高，膠粒運(yùn)動加劇，它們之間碰撞機(jī)會增多，而使膠核對離子的吸附作用減弱，即減弱膠體的穩(wěn)定因素，導(dǎo)致膠體凝聚。如長時間加熱時，F(xiàn)e(OH)3膠體就會發(fā)生凝聚而出現(xiàn)紅褐色沉淀。 四、電解質(zhì)、非電解質(zhì) 1、物質(zhì)導(dǎo)電的原因:1.溶液:

7、 2.金屬: 2、電解質(zhì): 3、非電解質(zhì): (1)電解質(zhì)、非電解質(zhì)應(yīng)是 ，單質(zhì)、混合物既不是 ,也不是非電解質(zhì)。 (2)電解質(zhì)導(dǎo)電有一定外界條件: (食鹽水溶液能導(dǎo)電,食鹽固體 導(dǎo)電) (3)電解質(zhì)是在一定條件下,本身電離而導(dǎo)電的化合物.(SO2 CO2溶解于水得到的

8、水溶液也能導(dǎo)電, SO2 CO2是 ) (4)某些難溶于水的物質(zhì),由于它們的溶解度小,所以測不出它們的導(dǎo)電性,但是由于它們?nèi)芙庥谒牟糠帜茈婋x,所以屬于電解質(zhì).(CaCO3是 ) (5) 酸、堿、鹽、水是電解質(zhì),蔗糖、酒精等是 . 五、電離方程式：用化學(xué)符號來表示在水溶液中或熔融狀態(tài)下產(chǎn)生了 的過程的式子,叫做電離方程式.例如: Na2CO3 =2Na++ CO32- 酸的定義：電離時生成的 。 堿的定義：電離時生成的

9、 。 鹽的定義：電離時生成 七、離子反應(yīng) 1、離子反應(yīng)定義: . 2、離子方程式: 用 來表示離子反應(yīng)的式子 3、離子方程式的書寫 寫: 寫出反應(yīng) 拆: 把在溶液中主要以離子形式存在的物質(zhì)（易溶、易電離的物質(zhì)）拆成 ，在溶液中主要以固體或分子形式存在的物質(zhì)仍用 表示。 刪: 刪

10、去 ,同時將系數(shù)化為最簡整數(shù)比. 查: 檢查方程式的原子和電荷是否守恒 4、離子方程式的意義: 離子方程式不僅可表示 ，而且可表示 。. 例如 Ag++Cl-=AgCl↓ 表示: 5、書寫離子方程式的有關(guān)規(guī)定: (1)

11、 一律寫化學(xué)式. (2)固體之間（一般沒有在 中進(jìn)行）反應(yīng)一般不寫離子方程式. (3)濃H2SO4、濃H3PO4寫 ;濃HNO3、濃HCl寫 形式 (4)微溶物——生成物寫 ，反應(yīng)物為濁液時寫 、為澄清溶液時寫 八、離子共存（強(qiáng)調(diào)是離子大量共存）：指離子間不發(fā)生反應(yīng)， 1、離子反應(yīng)條件: (1)復(fù)分解型：生成 、生成 、生成 。 (

12、2)氧化還原型： 2、離子不共存 (1)生成生成 物質(zhì)而不共存;例如:H+與CO32- 、SO32- 、S2- 、HCO3-、HSO3- 、HS-等 (2)生成生成 而不共存;如: Ag+與Cl-、I-、Br-等 (3)生成生成 而不共存;如: H+與CH3COO-、ClO-;OH-與NH4+ (4)發(fā)生 而不共存;如: Fe3+與I-、S2-. (5)注意題干條件: A無色透明:不含

13、 等 B強(qiáng)酸性:原溶液中含有 C強(qiáng)堿性:原溶液中含有 注意某些特殊的離子的共存問題： ①H+與OH— 及弱酸根離子(如CO32—、SO32—、S2—、CH3COO—、SiO32-等)和多元弱酸酸式根離子(如HCO3—、HSO3—、HS、H2PO4等)均不能大量存在； ②OH—與H+及弱堿的陽離子(如NH4+、Al3+、Mg2+、Fe3+、Al3+等) 和多元弱酸酸式根離子(如HCO3—、HSO3—、HS、H2PO4—等)均不能大量存

14、在 九、氧化還原反應(yīng)——氧化反應(yīng)與還原反應(yīng) 獨(dú)立進(jìn)行. 分析反應(yīng)CuO+H2=Cu+ H2O CuO被還原,發(fā)生還原反應(yīng); H2被氧化,發(fā)生氧化反應(yīng). 1、得失氧的角度——CuO：失去氧即發(fā)生還原反應(yīng)、 H2 ：得到氧即發(fā)生氧化反應(yīng) 2、化合價變化角度——化學(xué)反應(yīng)有元素化合價變化是 、化學(xué)反應(yīng)無元素化合價變化為 。氧化還原反應(yīng)特征(判斷標(biāo)準(zhǔn))是 。 CuO——失氧——還原反應(yīng)——銅元素化合價降低——氧化劑、結(jié)論：還原反應(yīng)有元素化合價 H2 ——得氧——氧化

15、反應(yīng)——?dú)湓鼗蟽r升高——還原劑、結(jié)論：氧化反應(yīng)有元素化合價 3、電子轉(zhuǎn)移角度——氧化還原反應(yīng)的本質(zhì)：電子的轉(zhuǎn)移(得失或偏移) 氧化劑（CuO）——得電子，化合價降低，被還原，變?yōu)? 產(chǎn)物 還原劑（H2 ） ——失電子，化合價升高，被氧化，變?yōu)? 產(chǎn)物 從電子轉(zhuǎn)移角度給下列概念下定義: （1）氧化還原反應(yīng)——有 的反應(yīng). （2）氧化劑——得電子, 化合價 元素的物質(zhì). （3）還原劑——失電子, 化合價 元素的物質(zhì). （4）氧化產(chǎn)

16、物——被 的元素對應(yīng)的產(chǎn)物. （5）還原產(chǎn)物——被 的元素對應(yīng)的產(chǎn)物. 十、單線橋、雙線橋分析氧化還原反應(yīng) 1、雙線橋:表示 的原子或離子得失電子的結(jié)果.“誰變成了誰”. 書寫注意點(diǎn):(1)標(biāo)出變價元素化合價、(2)雙線橋以反應(yīng)物指向生成物,且起止在變價的同種元素之間,不指明電子轉(zhuǎn)移方向、(3)橋線上標(biāo)明電子得失數(shù)目,化合價升降,被氧化或被還原。 2、單線橋:由 指向 ,注明轉(zhuǎn)移電子的數(shù)目.“誰給了誰” 書寫注意點(diǎn):(1)線橋從還原劑中失去電子的元素指向氧化劑中得電子的元素、(2)箭頭表示電子轉(zhuǎn)移方向、(3

17、)數(shù)字表示某元素失電子也是另一元素得電子的總數(shù)。 十一、氧化性、還原性強(qiáng)弱的判斷: 1、據(jù)價態(tài)判斷：最高價元素只有 、最低價元素只有 、中間價元素 2、據(jù)反應(yīng)條件來判斷：在用多種氧化劑氧化同一種還原劑時,氧化劑氧化能力越強(qiáng),所要求的反應(yīng)條件 .因此，我們可以通過化學(xué)反應(yīng)條件來判斷氧化性、還原性強(qiáng)弱。 3、依據(jù)氧化還原反應(yīng)方程式來判斷——氧化劑+還原劑=還原產(chǎn)物+氧化產(chǎn)物 氧化性: >

18、 還原性: > 十二、常見的氧化劑及還原劑 １、常見的氧化劑： ①活潑非金屬單質(zhì)：F2、Cl2、Br2、I2、O2、O3 等；②高價元素含氧酸：濃H2SO4、HNO3、HClO3等； ③高價含氧酸鹽：KMnO4、K2Cr2O7、 KClO3等；④某些（過）氧化物：ＭnO2、Na2O2、SO3等； ⑤高價或較高價金屬陽離子：Fe3+、Cu2+、Ag+等。 ２、常見的還原劑： ①活潑金屬：K、Na、Ca、Mg、Al、Fe、Zn等；②某些非金屬單質(zhì)：H2、C、Si、S等； ③變價元素中某些低價態(tài)化合物：CO、H2S、HI、

19、HBr、SO2及亞硫酸鹽、ＮＨ３等?！　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　? 十三、氧化還原反應(yīng)規(guī)律 1、相等規(guī)律：①得電子總數(shù)=失電子總數(shù)②化合價升高總數(shù)=化合價降低總數(shù) 2、強(qiáng)制弱規(guī)律（相對強(qiáng)酸制弱酸而言）：氧化劑+還原劑=還原產(chǎn)物+氧化產(chǎn)物 氧化性：氧化劑>氧化產(chǎn)物 還原性：還原劑>還原產(chǎn)物 3、難易規(guī)律： 　　當(dāng)一種氧化劑遇到多種不同的還原劑時，先與 的反應(yīng)； 　　當(dāng)一種還原劑遇到多種不同的氧化劑時，先與 的反應(yīng)。 4、轉(zhuǎn)化規(guī)律： ①歸中規(guī)律：同種元素“高價態(tài)+低價態(tài)=中間價態(tài)” ②相遇

20、不交叉規(guī)律：例：KClO3+6HCl(濃）=KCl+3Cl2　+3H2O 　　③同種元素相鄰價態(tài)之間不反應(yīng)：例：濃H2SO4有氧化性，SO2有還原性，兩者之間不能反應(yīng)。 十四、常見的電離方程式 H2SO4＝2H++SO42－、HNO3＝H++ NO3－、NaOH＝Na++OH－、Ba(OH)2＝Ba 2++2OH－ CuSO4＝Cu2++SO42－、BaCl2＝Ba2++2Cl－、KAl (SO4)2＝K++Al3++2SO42－ 十五、寫出下列離子方程式相對應(yīng)的化學(xué)方程式。 1、Cu2+ + 2OH- == Cu(OH)2↓ ______________________

21、_________________ 2、H+ + OH- == H2O ______________________________ 3、CaCO3 + 2H+ == Ca2+ + H2O + CO2↑ ____________________________________ 4、CO32- + 2H+ == H2O + CO2↑ __________________________________ 5、Cu2+ + Fe== Cu + Fe2+ ___________________________ 十六、寫出下列反應(yīng)離子方程式 1、CuSO4+BaCl2

22、＝CuCl2+BaSO4↓ ______________________________________________________ 2、2NaOH+H2SO4＝Na2SO4+2H2O ___________________________________________________ 3、稀硫酸與氫氧化鋇溶液：______________________________________________________ 4、鋁和稀鹽酸的反應(yīng)：______________________________________________________ 5、CO2通入氫氧化鈉溶

23、液中：______________________________________________________ 6、氫氧化鐵與鹽酸反應(yīng)：______________________________________________________ 7、石灰石與鹽酸反應(yīng)： ______________________________________________________ 8、鐵和稀硫酸反應(yīng) ： ______________________________________________________ 十七、單線橋、雙線橋分析氧化還原反應(yīng) 單線橋分析

24、 雙線橋分析 第二章 化學(xué)物質(zhì)及其變化 一、樹狀分類法 ：對每一步進(jìn)行細(xì)分 二、交叉分類法: 所采用的分類標(biāo)準(zhǔn)不唯一 Na2CO3 鈉鹽 鉀鹽 碳酸鹽 硫酸鹽 K2SO4 Na2SO4 K2CO3 物 質(zhì) 純凈物 混合物 單質(zhì) 金屬單質(zhì) 非金屬單質(zhì) 化合物 酸 堿 鹽 氧化物 不成鹽氧化物 成鹽氧化物 酸性氧化物 兩性氧化物 堿性氧化物 三.膠體 1、分散系

25、 1）定義：把一種（或多種）物質(zhì)分散在另外一種（或多種）物質(zhì)中所得到的體系叫做分散系 2）組成： ①分散質(zhì)：被分散的物質(zhì)；②分散劑：起容納被分散物質(zhì)作用的物質(zhì)。 2、將分散系按照分散質(zhì)粒子的大小進(jìn)行分類: 溶液、膠體、濁液。 3、Fe(OH)3膠體的制備：取小燒杯，分別加入25 mL 蒸餾水，將燒杯中的蒸餾水加熱至沸騰，向沸水中逐滴加入1~2 mL FeCl3飽和溶液。繼續(xù)煮沸至溶液呈紅褐色，停止加熱。 FeCl3+3H2O 3HCl+Fe(OH)3（膠體） 4、膠體和溶液的區(qū)分方法: 分別用激光筆（或手電筒）照射燒杯中的液體，在與光束垂直的方向

26、進(jìn)行觀察是否形成一條光亮的通路——進(jìn)行丁達(dá)爾實驗，有無丁達(dá)爾現(xiàn)象。 5、膠體的凈化: 利用半透膜可以把膠體和溶液的分散質(zhì)粒子進(jìn)行分離，該過程叫做滲析 7、電泳：由于膠體中的膠粒帶電，當(dāng)連上電源正負(fù)極后，在電流的作用下，膠粒定向移動。Fe(OH)3膠體：陰極附近顏色加深，陽極附近顏色變淺。 8、聚沉：膠體粒子在適當(dāng)?shù)臈l件下相互結(jié)合成直徑大于100nm的顆粒而沉積下來的過程稱為膠體的聚沉。這就需要破壞膠體的介穩(wěn)性。常用的方法如下： （1）加入電解質(zhì)。如由豆?jié){做豆腐時，在一定溫度下，加入CaSO4(或其他電解質(zhì)溶液），將豆?jié){中的膠體粒子帶的電荷被中和，其中的微粒很快聚集而形成膠凍狀的豆腐（稱

27、為凝膠）。再如河海交界處易形成沙洲。 （2）加入與膠粒帶相反電荷的膠粒的膠體，使膠體相互聚沉。不同的膠粒吸附帶不同電荷的離子，如金屬氫氧化物、金屬氧化物吸附陽離子，使膠體帶正電荷；非金屬氧化物、金屬硫化物的膠粒吸附陰離子，使膠粒帶負(fù)電荷。當(dāng)兩種帶相反電荷的膠體混合，也會因膠粒所帶電荷發(fā)生中和，而使膠體凝聚。如把Fe(OH)3膠體的膠粒加入硅酸膠體中，兩種膠體均會發(fā)生凝聚，說明兩種膠體的膠粒帶相反電荷。（說明：Fe(OH)3膠體粒子帶正電荷，硅酸膠體膠粒帶負(fù)電荷）。 （3）加熱膠體，能量升高，膠粒運(yùn)動加劇，它們之間碰撞機(jī)會增多，而使膠核對離子的吸附作用減弱，即減弱膠體的穩(wěn)定因素，導(dǎo)致膠體凝聚

28、。如長時間加熱時，F(xiàn)e(OH)3膠體就會發(fā)生凝聚而出現(xiàn)紅褐色沉淀。 四、電解質(zhì)、非電解質(zhì) 1、物質(zhì)導(dǎo)電的原因:1.溶液:有自由移動的陰陽離子2.金屬:自由電子 2、電解質(zhì): 水溶液里或熔融狀態(tài)下能夠?qū)щ姷幕衔铩? 3、非電解質(zhì): 在水溶液里和熔融狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物。 (1)電解質(zhì)、非電解質(zhì)應(yīng)是化合物，單質(zhì)、混合物既不是電解質(zhì),也不是非電解質(zhì)。 (2)電解質(zhì)導(dǎo)電有一定外界條件:陰陽離子必須是自由移動的(食鹽水溶液能導(dǎo)電,食鹽固體不能導(dǎo)電) (3)電解質(zhì)是在一定條件下,本身電離而導(dǎo)電的化合物.(SO2 CO2溶解于水得到的水溶液也能導(dǎo)電, SO2 CO2是非電解質(zhì)) (4)

29、某些難溶于水的物質(zhì),由于它們的溶解度小,所以測不出它們的導(dǎo)電性,但是由于它們?nèi)芙庥谒牟糠帜茈婋x,所以屬于電解質(zhì).(CaCO3是電解質(zhì)) (5) 酸、堿、鹽、水是電解質(zhì),蔗糖、酒精等是非電解質(zhì). 五、電離方程式：用化學(xué)符號來表示在水溶液中或熔融狀態(tài)下產(chǎn)生了自由移動的離子的過程的式子,叫做電離方程式.例如: Na2CO3 =2Na++ CO32- 酸的定義：電離時生成的陽離子全部是氫離子的化合物。 堿的定義：電離時生成的陰離子全部是氫氧根離子的化合物。 鹽的定義：電離時生成酸根陰離子和金屬陽離子（或銨根離子）的化合物。 六、強(qiáng)電解質(zhì)、弱電解質(zhì) 項 目 強(qiáng)電解質(zhì) 弱電解質(zhì)

30、 相同點(diǎn) 都是電解質(zhì)，在水溶液中都能電離，都能導(dǎo)電，與溶解度無關(guān) 不同點(diǎn) 電離程度 完全電離 部分電離 電離過程 不可逆過程 可逆過程，存在電離平衡 表示方法 電離方程式用“===” 電離方程式用“” 水溶液中粒子存在形式 電離出的陰、陽離子，不存在電解質(zhì)分子 既有電離出的陰、陽離子，又有電解質(zhì)分子 實例 絕大多數(shù)鹽：NaCl、BaSO4等 強(qiáng)酸：H2SO4、HCl等 強(qiáng)堿：Ba(OH)2 、Ca(OH)2等 弱酸：H2CO3、CH3COOH等 弱堿：NH3·H2O、Cu(OH)2等 極少數(shù)鹽： 七、離子反應(yīng) 1、離子反應(yīng)定義: 有離子參加或

31、生成的反應(yīng). 2、離子方程式: 用實際參加反應(yīng)的離子的符號來表示離子反應(yīng)的式子 3、離子方程式的書寫 寫: 寫出反應(yīng)化學(xué)方程式 拆: 把在溶液中主要以離子形式存在的物質(zhì)（易溶、易電離的物質(zhì)）拆成離子形式，在溶液中主要以固體或分子形式存在的物質(zhì)仍用化學(xué)式表示。 刪: 刪去方程式兩邊不參加反應(yīng)的離子,同時將系數(shù)化為最簡整數(shù)比. 查: 檢查方程式的原子和電荷是否守恒 4、離子方程式的意義: 離子方程式不僅可表示某一個具體的化學(xué)反應(yīng)，而且可表示同一類型的化學(xué)反應(yīng)。. 例如 Ag++Cl-=AgCl↓ 表示: 5、書寫離子方程式的

32、有關(guān)規(guī)定: (1)難溶物質(zhì)、氣體、非電解質(zhì)、弱電解質(zhì)、氧化物、單質(zhì)、水、弱酸、弱堿一律寫化學(xué)式. (2)固體之間（一般沒有在溶液中進(jìn)行）反應(yīng)一般不寫離子方程式. (3)濃H2SO4、濃H3PO4寫化學(xué)式;濃HNO3、濃HCl寫離子符號形式 (4)微溶物——生成物寫化學(xué)式，反應(yīng)物為濁液時寫化學(xué)式、為澄清溶液時寫離子符號。 八、離子共存（強(qiáng)調(diào)是離子大量共存）：指離子間不發(fā)生反應(yīng)， 1、離子反應(yīng)條件: (1)復(fù)分解型：生成難溶物質(zhì)或微溶物、生成氣體或揮發(fā)性物質(zhì)、生成弱電解質(zhì)。 (2)氧化還原型：發(fā)生氧化還原反應(yīng) 2、離子不共存 (1)生成生成氣體或揮發(fā)性物質(zhì)而不共存;例如:H

33、+與CO32- 、SO32- 、S2- 、HCO3-、HSO3- 、HS-等 (2)生成生成難溶物質(zhì)或微溶物而不共存;如: Ag+與Cl-、I-、Br-等 (3)生成生成弱電解質(zhì)而不共存;如: H+與CH3COO-、ClO-;OH-與NH4+ (4)發(fā)生氧化還原反應(yīng)而不共存;如: Fe3+與I-、S2-. (5)注意題干條件: A無色透明:不含Cu2+（藍(lán)色或綠色）、Fe3+（黃色或紅棕色）、Fe2+（淺綠色）、MnO4-（紫色）等 B強(qiáng)酸性:原溶液中含有H+ C強(qiáng)堿性:原溶液中含有OH- 注意某些特殊的離子的共存問題： ①H+與OH— 及弱酸根離子(如CO32—、SO32

34、—、S2—、CH3COO—、SiO32-等)和多元弱酸酸式根離子(如HCO3—、HSO3—、HS、H2PO4等)均不能大量存在； ②OH—與H+及弱堿的陽離子(如NH4+、Al3+、Mg2+、Fe3+、Al3+等) 和多元弱酸酸式根離子(如HCO3—、HSO3—、HS、H2PO4—等)均不能大量存在 九、氧化還原反應(yīng)——氧化反應(yīng)與還原反應(yīng)不能獨(dú)立進(jìn)行. 分析反應(yīng)CuO+H2=Cu+ H2O CuO被還原,發(fā)生還原反應(yīng); H2被氧化,發(fā)生氧化反應(yīng). 1、得失氧的角度——CuO：失去氧即發(fā)生還原反應(yīng)、 H2 ：得到氧即發(fā)生氧化反應(yīng) 2、化合價變化角度——化學(xué)反應(yīng)有元素

35、化合價變化是氧化還原反應(yīng)、化學(xué)反應(yīng)無元素化合價變化為非氧化還原反應(yīng)。氧化還原反應(yīng)特征(判斷標(biāo)準(zhǔn))是有無元素化合價變化。 CuO——失氧——還原反應(yīng)——銅元素化合價降低——氧化劑、結(jié)論：還原反應(yīng)有元素化合價降低 H2 ——得氧——氧化反應(yīng)——?dú)湓鼗蟽r升高——還原劑、結(jié)論：氧化反應(yīng)有元素化合價升高 3、電子轉(zhuǎn)移角度——氧化還原反應(yīng)的本質(zhì)：電子的轉(zhuǎn)移(得失或偏移) 氧化劑（CuO）——得電子，化合價降低，被還原，變?yōu)檫€原產(chǎn)物 還原劑（H2 ） ——失電子，化合價升高，被氧化，變?yōu)檠趸a(chǎn)物

36、 從電子轉(zhuǎn)移角度給下列概念下定義: （1）氧化還原反應(yīng)——有電子轉(zhuǎn)移的反應(yīng). （2）氧化劑——得電子, 化合價降低元素的物質(zhì). （3）還原劑——失電子, 化合價升高元素的物質(zhì). （4）氧化產(chǎn)物——被氧化的元素對應(yīng)的產(chǎn)物. （5）還原產(chǎn)物——被還原的元素對應(yīng)的產(chǎn)物. 十、單線橋、雙線橋分析氧化還原反應(yīng) 1、雙線橋:表示同一種元素的原子或離子得失電子的結(jié)果.“誰變成了誰”. 書寫注意點(diǎn):(1)標(biāo)出變價元素化合價、(2)雙線橋以反應(yīng)物指向生成物,且起止在變價的同種元素之間,不指明電子轉(zhuǎn)移方向、(3)橋線上標(biāo)明電子得失數(shù)目,化合價升降,被氧化或被還原。 2、單線橋:由失電子的元素指向

37、得電子的元素,注明轉(zhuǎn)移電子的數(shù)目.“誰給了誰” 書寫注意點(diǎn):(1)線橋從還原劑中失去電子的元素指向氧化劑中得電子的元素、(2)箭頭表示電子轉(zhuǎn)移方向、(3)數(shù)字表示某元素失電子也是另一元素得電子的總數(shù)。 十一、氧化性、還原性強(qiáng)弱的判斷: 1、據(jù)價態(tài)判斷：最高價元素只有氧化性、最低價元素只有還原性、中間價元素既有氧化性又有還原性 2、據(jù)反應(yīng)條件來判斷：在用多種氧化劑氧化同一種還原劑時,氧化劑氧化能力越強(qiáng),所要求的反應(yīng)條件越寬松，越易反應(yīng).因此，我們可以通過化學(xué)反應(yīng)條件來判斷氧化性、還原性強(qiáng)弱。 3、依據(jù)氧化還原反應(yīng)

38、方程式來判斷——氧化劑+還原劑=還原產(chǎn)物+氧化產(chǎn)物 氧化性: 氧化劑>氧化產(chǎn)物 還原性: 還原劑>還原產(chǎn)物 十二、常見的氧化劑及還原劑 １、常見的氧化劑： ①活潑非金屬單質(zhì)：F2、Cl2、Br2、I2、O2、O3 等；②高價元素含氧酸：濃H2SO4、HNO3、HClO3等； ③高價含氧酸鹽：KMnO4、K2Cr2O7、 KClO3等；④某些（過）氧化物：ＭnO2、Na2O2、SO3等； ⑤高價或較高價金屬陽離子：Fe3+、Cu2+、Ag+等。 ２、常見的還原劑： ①活潑金屬：K、Na、Ca、Mg、Al、Fe、Zn等；②某些非金屬單質(zhì)：H2、C、Si、S等； ③變價元素中

39、某些低價態(tài)化合物：CO、H2S、HI、HBr、SO2及亞硫酸鹽、ＮＨ３等?！　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　? 十三、氧化還原反應(yīng)規(guī)律 1、相等規(guī)律：①得電子總數(shù)=失電子總數(shù)②化合價升高總數(shù)=化合價降低總數(shù) 2、強(qiáng)制弱規(guī)律（相對強(qiáng)酸制弱酸而言）：氧化劑+還原劑=還原產(chǎn)物+氧化產(chǎn)物 氧化性：氧化劑>氧化產(chǎn)物 還原性：還原劑>還原產(chǎn)物 3、難易規(guī)律： 　　當(dāng)一種氧化劑遇到多種不同的還原劑時，先與還原性最強(qiáng)的反應(yīng)； 　　當(dāng)一種還原劑遇到多種不同的氧化劑時，先與氧化性最強(qiáng)的反應(yīng)。 4、轉(zhuǎn)化規(guī)律： ①歸中規(guī)律：同種元素“高價態(tài)+低價態(tài)=中間價態(tài)” ②相

40、遇不交叉規(guī)律：例：KClO3+6HCl(濃）=KCl+3Cl2　+3H2O 　　③同種元素相鄰價態(tài)之間不反應(yīng)：例：濃H2SO4有氧化性，SO2有還原性，兩者之間不能反應(yīng)。 十四、常見的電離方程式 H2SO4＝2H++SO42－、HNO3＝H++ NO3－、NaOH＝Na++OH－、Ba(OH)2＝Ba 2++2OH－ CuSO4＝Cu2++SO42－、BaCl2＝Ba2++2Cl－、KAl (SO4)2＝K++Al3++2SO42－ 十五、寫出下列離子方程式相對應(yīng)的化學(xué)方程式。 1、Cu2+ + 2OH- == Cu(OH)2↓ CuCl2+ 2NaOH =

41、= Cu(OH)2↓+2NaCl 2、H+ + OH- == H2O HCl+ NaOH == H2O+NaCl 3、CaCO3 + 2H+ == Ca2+ + H2O + CO2↑ CaCO3 + 2HCl== CaCl2+ H2O + CO2↑ 4、CO32- + 2H+ == H2O + CO2↑ Na2CO3+ 2HCl == H2O + CO2↑+2NaCl 5、Cu2+ + Fe== Cu + Fe2+ CuCl2+ Fe== Cu + FeCl2 十六、寫出下列反應(yīng)離子方

42、程式 十七、單線橋、雙線橋分析氧化還原反應(yīng) 得到5e-化合價降低被還原 失去5e-化合價升高被氧化 單線橋分析： 雙線橋分析： 5e- 5KCl+KClO3+3H2SO4=3Cl2↑+3K2SO4+3H2O 5KCl+KClO3+3H2SO4=3Cl2↑+3K2SO4+3H2O 得到2e

43、-化合價降低被還原 失去2e-化合價升高被氧化 2e- 4HCl(濃)+MnO2 MnCl2+Cl2↑+2H2O 4HCl(濃)+MnO2 MnCl2+Cl2↑+2H2O 得10e-化合價降低被還原 失10e-化合價升高被氧化 10e- 4HCl(濃)+MnO2 MnCl2+Cl2↑+2H2O 4HCl(濃)+MnO2 MnCl2+Cl2↑+2H2O 2KMnO4+16HCl(濃) =2KCl+2MnCl2+5Cl2↑+8H2O 2KMnO4+16HCl(濃) =2KCl+2MnCl2+5Cl2↑+8H2O