1、高中化学新课标人教版总复习化学物质及其变化导学案第二单元 化学物质及其变化第一讲 物质的分类1理解物理变化、化学变化的区别与联系。2理解混合物和纯净物、单质和化合物、金属和非金属的概念。3理解酸、碱、盐、氧化物的概念及其相互联系。4了解胶体是一种常见的分散系。11 物质的简单分类 12 分散系和胶体的性质 一分散系分散系溶液胶体浊液分散质粒子直径外 观均一性稳定性二胶体的类型和性质性质概念原因意义和作用丁达尔效应光照射产生“光路”胶粒对光的折射及散射验证胶体的存在布朗运动胶体粒子作无规则运动有利于胶体稳定存在电泳通直流电，胶体粒子定向移动胶体粒子带电胶体稳定的主要原因渗析胶体粒子不能通过半透膜
2、，溶液中粒子能通过半透膜粒子直径：浊液滤纸孔径胶体半透膜孔径溶液分离胶体和溶液凝聚胶体聚为浊液。胶体粒子所带电荷被中和破坏胶体稳定性电泳现象是因为胶体中的分散质粒子(即胶粒)带电而非胶体带电，整个胶体是呈电中性的。渗析过程中，半透膜口袋绝对不能有破损，渗析时间要足够长，要多次更换烧杯中的蒸馏水。使胶体凝聚的方法主要有加热、加入胶粒带相反电荷的胶体以及加入电解质溶液等。常见的胶体：牛奶、豆浆、有色玻璃、烟、云、雾、血液、蛋白质及淀粉溶液等。Fe(OH)3胶体的制备过程：Fe(OH)3胶体的制备：向_水中逐滴加入饱和_溶液至_色。三胶体的应用农业生产：土壤保肥医疗卫生：血液透析、血清纸上电泳、不同
3、血型的人不宜相互输血日常生活：卤水点豆腐、明矾净水、不同品牌墨水不宜混用自然地理：江河入海口处形成三角洲工业生产：有色玻璃、电泳选矿、电泳除尘、原油脱水等第二讲 元素及其化合物概述21 元素及其化合物框架 氢化物元素化合价氧化物对应水化物盐酸盐硫酸盐钠盐钙盐负价0价正价Na1Mg2Al3Al(OH)3/HAlO2Cu21FeFe3O4324C424Si4 3N2543213P5HPO3/H3PO432S641Cl275431一般情况，碱性氧化物(金属氧化物)的对应水化物为碱，根据金属元素化合价补相应数目“OH”；酸性氧化物(非金属氧化物)的对应水化物为含氧酸，根据非金属元素化合价补O(2价)原
4、子至整个酸根显负价为止，再依据酸根负价补相应数目“H”原子。22 化学反应的意义 利用化学反应在实验室及化工生产中可以制备许多新物质，而实验室制备反应及化工反应常常是高考重点考查的知识，需关注实验室制备反应及典型化工生产反应。化学反应是产生新物质同时又消耗旧物质的过程，利用化学反应可把不纯物质中的杂质消耗而除去，这是化学方法分离提纯物质的基础，需注意组成相似又能相互转化的物质。如Na2CO3和NaHCO3等。化学反应往往伴随着发光、放热、生成沉淀、产生气体、颜色改变等现象，利用这些现象可以判断化学反应的发生，也可以用化学反应现象验证某些物质的化学性质。化学反应受到许多外界因素影响，有些化学反应
5、会因为外界条件(温度、反应物浓度、反应物用量比例、溶液酸碱性、试剂滴加顺序、溶剂、催化剂等)改变而生成不同产物；有些甚至会因为浓度改变而使反应停止。23 元素及其化合物性质表现的形式 能与水反应的物质：活泼金属及非金属单质；如：第A、A族金属单质及第A族非金属单质；可溶性含氧酸和碱的对应氧化物能与水反应；如：CO2、Na2O等；(不溶性含氧酸和碱的对应氧化物则不能与水反应。如：SiO2、Al2O3等。)强酸弱碱盐及弱酸强碱盐能发生水解反应而显示相应酸碱性。常见非金属氢化物只有NH3能与水反应生成NH3H2O而显弱碱性。不溶性的含氧酸和碱一般受热能分解成相应的氧化物和H2O。如Al(OH)3、H
6、2SiO3不稳定易分解。对于不能与水反应的物质，一般可根据其组成元素初步判断其性质，通常金属元素的化合物偏碱性，非金属元素的化合物偏酸性。如SiO2为酸性氧化物，Fe2O3为碱性氧化物。第三讲 离子反应1了解电解质的概念。了解电解质在水溶液中的电离以及电解质溶液的导电性。2了解离子反应的概念、离子反应发生的条件。3能正确书写化学方程式和离子方程式，并进行有关计算。31 电解质的电离 离子化合物全都是强电解质，共价化合物有的强电解质，有的是弱电解质，还有的是非电解质。离子化合物不仅在熔化状态下能导电，在水溶液(可溶)中也能导电，共价化合物只能在水溶液中导电。关于电解质溶液导电性问题参考第五单元第
7、一讲。含氧酸(HnROm)中心元素R处于最高价，且非金属性强即为强酸。如HNO3、H2SO4、HClO4、HBrO4等，无氧酸中的强酸主要有HCl、HBr、HI；强碱主要有KOH、NaOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2等。书写电离方程式应保留电解质中的原子团不变；显正价的成为阳离子，显负价的成为阴离子；原子或原子团的化合价就是离子电荷数。常见碱和盐在水中的溶解性：(曲：三大纪律、八项注意)可溶碱类钾、钙、钠和钡， 硝酸、醋酸、铵盐溶于水；盐酸盐类不溶银和亚汞；硫酸盐类不溶铅和钡。碳酸、硅酸、磷酸、亚硫酸，只有钾、钠、铵盐溶于水；氢硫酸盐与碱类相似； 酸式盐类大多溶于水。H2SiO3不溶；NH
8、3H2O易溶；Ca(OH)2、CaSO4、CaSO3及Ag2SO4微溶32 离子反应原理 一离子反应原理离子反应指的是有自由离子参加的化学反应。以下三个反应都不是离子反应，说明原因。SO2气体溶于水：SO2H2O = H2SO3；_实验室制备NH3：2NH4ClCa(OH)2 2NH3CaCl22H2O；_Cu片与浓H2SO4反应：Cu2H2SO4(浓) CuSO4SO22H2O；_二离子共存问题离子因生成难溶物(沉淀)不能共存； 如：_离子因生成挥发性物质(气体)不能共存； 如：_离子因生成弱电解质不能共存； 如：_离子因发生双水解反应不能共存， 如：Al3+与S2、Fe2+与HCO离子因发
9、生氧化还原反应不能共存； 如：_离子因络合(配合)反应不能共存， 如：Fe3+与SCN、 Ag+与NH3H2O、Cu2+与NH3H2O因发生反应S2O2H+ = SO2SH2O，S2O与H+在水溶液中不能共存。讨论溶液中离子共存时，要特别关注溶液的颜色、酸碱性及其它指定条件。33 特殊离子方程式书写 一酸碱中和型反应酸碱中和反应的本质是H+与OH按11完全反应生成H2O(H+OH = H2O)；1多元弱酸与碱反应多元弱酸分步部分电离产生H+而被逐步中和。要根据OH离子和H+的用量判断能否中和完全来书写方程式。H3PO4溶液中加入NaOH溶液：下列比值是n(H3PO4)n(NaOH)11：_12
10、：_13：_2多元弱酸酸酐(酸性氧化物)与碱反应把酸酐看作其对应酸，如CO2当作H2CO3，根据碱的用量考虑H+能否完全中和以确定产物。CO2通入NaOH溶液：_(CO2足量)_(CO2不足)3弱酸酸式盐与碱反应弱酸酸式盐因能微弱电离出H+，故将其当弱酸使用，书写方程式方法同上。NaHCO3与Ca(OH)2溶液混合：_(NaHCO3足量)_(NaHCO3不足)二平行反应电解质溶液混合时有多个离子反应发生，参加各离子反应的离子完全不同，但两离子反应又有一定的关联。书写时通常要以其中一个离子反应为主反应，在保证其完成反应的基础上考虑另一个离子反应的情况。Ba(OH)2滴加到KAl(SO4)2溶液中
11、：_(Ba2+与SO恰好完全沉淀)_(Al3+与OH恰好完全沉淀)三竞争反应电解质溶液混合，某一离子能与其它两种或多种离子发生多个(一般两个)离子反应，该种离子用量不足时，竞争能力强的离子优先反应。如果该种离子用量充足，则不考虑离子的竞争，所有离子均可参加反应。NaOH溶液与Mg(HCO3)2溶液混合：_(NaOH不足)_(NaOH足量)书写离子方程式时，一般把用量少的或用量确定的反应物化学计量数定为“1”，并保证其反应完全。四双水解反应弱碱阳离子水解产生的H+与弱酸酸根离子水解产生的OH相互中和，致使两个本来可逆的水解反应相互促进，最终转化为基本完成的单方向反应。双水解反应方程式书写的方法与
12、步骤：电荷守恒：写出发生双水解反应的两种离子，调整离子化学计量数使电荷总和为“0”。2Al3+3CO =确定产物：阳离子结合OH成碱，阴离子结合H+成酸(要考虑酸或碱的不稳定分解)，产物有H2O不写。2Al3+3CO = 2Al(OH)33CO2原子守恒：数H原子数目，不足的一端补一定数目的H2O。2Al3+3CO3H2O = 2Al(OH)33CO2右图是几组易发生双水解反应的离子。从中任选两组离子，书写出相应的双水解反应离子方程式。_、_34 离子方程式的正误判断 离子电荷不守恒：溶液中阳离子所带正电荷总数与阴离子所带负电荷总数相等-电荷守恒。化学式改写出错：在离子方程式中，只有易溶于水的
13、强电解质才能拆写成离子。反应原理不正确：反应本身不发生； 反应本身不是离子反应；产物与实际情况不符； 产物与反应环境有冲突。指出下列离子方程式的错误：将铜屑加入Fe3+溶液中：Fe3+Cu = 2Fe2+Cu2+ _碳酸锌溶于稀硝酸中：CO2H+ = H2OCO2 _醋酸溶液与水垢中的CaCO3反应：CaCO32H+ = Ca2+H2OCO2 _CuSO4溶液中加入NaOH溶液：CuSO42OH = Cu(OH)2SO _铜片插入稀硫酸中：Cu2H+ = Cu2+H2 _实验室制备NH3：NHOH NH3H2O _将铁粉加入稀硫酸中：2Fe6H+ = 2Fe3+3H2 _向氢氧化亚铁中加入足量
14、的稀硝酸：Fe(OH)22H+ = Fe2+2H2O _向NaAlO2溶液中通过量CO2：2AlOCO23H2O = 2Al(OH)3CO _NH4HCO3溶于过量的NaOH溶液中：HCOOH = COH2O _KIO3氧化酸性溶液中的KI：5IIO3H2O = 3I26OH _一个化学方程式只能代表一个化学反应，而一个离子方程式往往能代表同一类型的多个反应。当然并不是每一个离子方程式都如此。如：Cl2H2O = H+ClHClO就只能代表Cl2与H2O一个反应。OHH+ = H2O是中和反应的实质，能表示强酸与强碱的中和反应，但也不能代表所有的中和反应，甚至还可能不表示中和反应。每一个离子方
15、程式都可以看作是由化学方程式改写得到的，所以，每一个离子方程式都能恢复成相应的化学方程式。将下列离子方程式恢复成相应的化学方程式。Cu2+2OH= Cu(OH)2； OHH+ = H2O； CO2H+ = H2OCO2； FeCu2+ = Fe2+Cu第四讲 氧化还原反应1了解氧化还原反应的本质是电子的转移。2了解常见的氧化还原反应。3掌握常见氧化还原反应的配平和相关计算。41 氧化还原反应的基本概念 氧化还原反应指的是有电子的得、失(或偏移)的化学反应。原子得、失(或偏移)电子是导致元素化合价改变(升降)的根本原因，元素化合价改变是原子得、失电子的外部表现。判断氧化还原反应要依据元素化合价改
16、变。一般情况下，有单质参与(既可以是反应物，也可以是产物)的化学反应都可判定为氧化还原反应(同素异形体之间的转化如：3O22O3为非氧化还原反应)。讨论氧化还原反应中得、失电子数目，需要知道元素的化合价。很多时候，改变一下物质的组成形式对于确定元素化合价是很方便的。如将C3H8改写成CH4C2H4，便可确定其中有两个碳原子显2价，一个碳原子显4价，再如CH3COOH改写成C2(H2O)2，便可确定碳原子显示0价(平均化合价)。氧化还原反应与“四种基本反应类型”属于用不同分类标准对化学反应分类的结果。阐述两者间的关系，用集合形式表达出来并举例说明。42 氧化还原反应的基本规律 一等同规律(得失电
17、子守恒)氧化还原反应中氧化剂得到的电子数目与还原剂失去的电子数目一定相等。将0.195g锌粉加入到20.0mL 0.100molL1 MO溶液中，恰好完全反应，则还原产物可能是()AM BM2+ CM3+ DMO2+二价态规律(价态决定性质)高价态元素具有氧化性；低价态元素具有还原性。最高价元素只有_性而无_性；如：_最低价元素只有_性而无_性；如：_中间价元素既有_性又有_性。如：_常见的氧化剂：O3、O2、Cl2、Br2、H+(弱)、Fe3+、Cu2+(弱)、H+NO、MnO、Cr2O、ClO、H2O2、浓H2SO4、Na2O2等。常见的还原剂：Na、Al、Fe、CO、SO2、H2S、NH
18、3、C2H4、C2H2、Fe2+、Br、I、S2、HS、SO等。一般不考虑2价O的还原性，酸中1价H的弱氧化性要考虑通常情况下，NO、Cr2O在中性、碱性溶液中氧化性可不予考虑，在酸性溶液中具有强氧化性。元素化合价呈中间价的物质同时兼有氧化性和还原性，但两种性质通常不会一样强，一般说来，元素的化合价朝着稳定价态转化的倾向比较大，因此物质的氧化性和还原性总是有一方比较强。如SO2中4价S往往向6价转化而显示强还原性，其氧化性则比较弱(能被H2S还原)。试分析Fe2+、Cl2、NaNO2、H2O2的氧化性和还原性。三强弱规律(由强变弱)氧化还原反应进行的方向：强氧化(还原)剂 弱氧化(还原)剂氧化
19、性：氧化剂氧化产物； 氧化剂还原剂还原性：还原剂还原产物； 还原剂氧化剂氧化剂、还原剂的氧化性、还原性强弱本质上是得失电子的能力，而非得失电子的数目。根据下列反应，判断有关物质的氧化性、还原性由强到弱的顺序Cl22KI = 2KClI2 2FeCl2Cl2 = 2FeCl32FeCl32HI = 2FeCl22HClI2 H2SI2 = S2HI氧化性：_；还原性：_四先后规律(强者优先)多种氧化剂与多种还原剂相遇，最强的氧化剂和最强的还原剂优先发生反应。(1)向含有AgNO3和Cu(NO3)2各1mol的混合溶液中加入amol Fe粉，探究a取不同值，完成下表：a的取值析出的固体溶液中的阳离
20、子(2)向含有1mol FeBr2(还原性：Fe2+Br)的溶液中通入amol Cl2，探究a的取值不同时，溶液中发生反应的情况，写出相关反应的离子方程式。把FeBr2换成FeI2(还原性：IFe2+)，再探究反应情况。五归中规律同一元素不同价态回归中间价，但不实现价态交叉。2H2SSO2 = 3S2H2O Fe2Fe3+ = 3Fe2+ H2SH2SO4 = 3SSO22H2O43 氧化还原反应电子转移表示法双线桥：单线桥：任写两个氧化还原反应方程式，分别用双线桥和单线桥表示反应的电子转移方向和数目。44 氧化性还原性强弱比较 氧化还原反应方程式书写方法：例：工业上用NaClO3、Na2SO
21、3及稀H2SO4共同加热来制备ClO2。构建框架：氧化剂还原剂 = 氧化产物还原产物；ClOSO = SOClO2得失电子守恒：调整氧化剂、还原剂化学计量数；Cl：+5 +4 得到 e 2S： +4 +6 失去 2e 1 2ClOSO = SO2ClO2电荷守恒：依据反应环境，在方程式某一边添加H+或OH；2H+2ClOSO= SO2ClO2原子守恒：数H补H2O；2H+2ClOSO = SO2ClO2H2O方程恢复：根据离子来源将离子方程式中各离子恢复成相应物质。H2SO42NaClO3Na2SO3 = 2Na2SO42ClO2H2O构建框架时，H+、OH和H2O最好不写出来，易溶强电解质要拆成离子并保留有化合价变化的部分。判断氧化还原反应产物时，要充分考虑氧化还原反应中必有化合价的升高和降低，利用元素化合价的升降来判断氧化产物及还原产物。书写方程式时，添加的H+、OH若来自非强酸、强碱，要作相应的恢复。将反应物离子恢复成反应物时。多出来的离子与生成物中的相关离子采取阴阳结合的方式搭配。此方法适用于原电池、电解池电极反应及非氧化还原反应和非离子反应方程式书写(省略相应步骤)。
