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化学反应中的能量变化知识归纳
一、化学反应的类型
二、基本反应类型和氧化还原反应的关系
反应类型
与氧化还原反应的关系
氧化还原反应的实
例
非氧化还原反应的实例
化合反应
A+B=AB
有单质参加的化合反应
是氧化还原反应
CaO+H2O=Ca2
分解反应
AB=A+B
有单质生成的分解反应
是氧化还原反应
置换反应
A+BC=AC+B
置
换
反
应
都
是
氧
化
还
原
反
应
Fe+CuSO4=FeSO4+Cu
—
复分解反应
AB+CD=AD=CB
复
分
解
反
应
都
不
是
氧
化
还
原
反
应
—
NaCl+AgNO3=AgCl
↓
+NaNO3
三、
氧化
还原反应中某元素电子转移的表示方法――双
线桥法
用两条线桥由反应物指向生成物<
/p>
,
且对准同种元素。
要标明“得”
、
“失”电子
,
且得失电子总数相
等。
箭头不代表电子转移的方向。
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例如
:
四、常见的氧化剂和还原剂
1.
具有
最高价元素的物质
,
在氧化还原反该元素只能得
到电子。
常见的氧化剂有
:
高价或较高价含氧化合物
:MnO2
、
KMnO4
、
K2Cr2O7
、
HNO3
、
H2SO4;
高价金属阳离子
:Cu2+
、
Fe3+
、
Ag+;
非金属单质
:Cl2
、
Br2
、
I2
、
O2
、
S
。
2.
具有最低价元素的物质
,
在氧
化还原反应中该元素只
能失去电子。
常见的还原剂有
:
低价金属阳离子
< br>:Fe2+
等
;
非金属阴离子
:Cl
—、
Br
—、
I
—、
S2
—等
;
较低价的化合物
< br>:CO
、
H2
、
NH3
等。
3.
具有中间价态的化合物
,
在氧化还原反应中既能得到
电子
,
又能失去电子
;
既可作氧
化剂
,
又可作还原剂
,
因此
,
它
们既有氧化性又有还
原性
例如
:
S
、
H2O2
、
Fe2+
、
SO2
< br>、
H2SO3
等。
五、物质氧化性和还原性相对强弱的判断
1.
根据金属活泼性顺序进行判断
<
/p>
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注
:
此处的铁阳离子指
Fe2+
2.
根据非金属活泼性顺序进行判断
非金属阴离子还原性逐渐增强
F O Cl
Br
I
S
非金属单质氧化性逐渐增强
3.
根据反应方程式进行判断
氧化剂
+
还原剂
=
还原产物
+
氧化产物
4.
根据物质被氧化或被还原的程度
进行判断
同一还原剂被氧化的价态越高
,
则对应氧化剂的氧化性
越强
例如
:
氧化性
:Cl2>S
5.
根据反应条件进行判断
氧化同一还原剂时条件越简单
,
则氧化剂的氧化性越强
例如
:
氧化性
:KMnO4>MnO2
六、关于电解质
1.
关于电解质和非电解质
电解质和非电解质必须是化合物<
/p>
,
单质、混合物既不是
电解质也不是非电
解质。
有些化合物的水溶液能导电
,
如二氧化碳水溶液
,
但其
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导电的根本原因不是<
/p>
CO2
本身发生电离产生离子所致
,
所以
CO2
是非电解质
,H2CO3
才是电解质。
有些化合物水溶液不能导电
,
如
BaSO4
、
Ag
Cl
溶液等
,
是
因为它们的溶解度小
,
其水溶液测不出导电性
,
但溶解的部
分就完全电离
,
在熔化状态下
,
它们也能完全电离
,
所以
BaSO4
和
AgCl
等难溶盐是电解质。
2.
关于强电解质和弱电解质
属于强电解质的有
:
①强酸
:HCl
、
H2SO4
、
HNO3
等
;
②强碱
:KOH
、
NaO
H
、
Ba2
等
;
③大多数盐类
:NaCl
、
KNO3
、
BaSO4
、
NaHSO4
、
NaHCO3
、
CH3CO
ONH4
等。
属于弱电解质的有
:
①弱酸
:
H3PO4
、
H2SO3
、
H2CO3
、
CH3CHHO
、
HF
、
H2S
< br>等
;
②弱碱
:NH3
·
H2O
、
Fe2
、
Fe3
、
Cu2
等
;
③水及两性氢氧化物
:H2O
、
Al3
④少数盐
,
如
AlCl3
等。
3.
要区
分好溶液的导电性强弱与电解质强弱的关系。
溶液的导电性强弱是由溶液中自由移动的离子浓度及
离子所带电荷决定的
,
即离子浓度越大
,
离子所带电荷越多
,
则溶液的导电性越强
,
反之导电性弱。
因此
,
强电解质溶液的
导电性不一定比
弱电解质溶液的导电性强
,
如
:BaS
O4
是强电
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解质
< br>,
由于其溶液浓度小
,
溶液中离
子浓度很小
,
几乎不导电
,
其溶液的导电性就比一定浓度的弱电解质
CH3COOH
< br>溶液的导
电性弱。但同浓度、同温度时
,
强电解质溶液的导电性一般
要比弱电解质溶液的导电性强。
而电解质的强弱是根据其在
水溶液或熔化状态下电离
程度决定的
,
在水中溶解的部分完全电离或熔化状态下完全
电离
,
则这种化合物为强电解质
,
反之为弱电解质。
4.
电离方程式的书写
:
①强电解质
:
完全电离
,
用等号“
=
”
如
:
H2SO4=2H+
十
SO42
—
Ba2=Ba2++2OH
—
CH3COONH4=CH3CO
O
—
+NH4+
②弱电解质
:
部分电离
,
用可逆号“”
如
:
多元弱酸分步电离
:
多元弱碱也是分步电离
,
但书写时可写成一步
:
七、离子方程式的书写规则
1.
在离
子方程式中的难电离物质、难溶物、单质和氧化
物、挥发性物质一律写化学式。只有同时
符合两个条件①易
溶于水、②在水中完全电离的强电解质才写成离子形式。
难电离物质包括
:
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①
弱酸<
/p>
:H2CO3
、
HClO
、
H2S
、
CH3COOH<
/p>
、
HF
、
H2S
O3
、
H3PO4
等
< br>;
②
弱碱
:N
H3
·
H2O
、
Cu2
、
Fe3
等
< br>;
③
两性物质
:Al3
等
;
④
中性物质
:H2O;
难溶物
:
详
见课本溶解性表。
单质
:Fe
、
Zn
、
S
、
Cl2
、
Br2
、
I2
等。
氧化物
:CO2
、
SO
2
、
CaO
、
Fe2O3
等。
挥发性物质
,
如
:NH3
< br>2.
在离子方程式中
,
微溶物<
/p>
2
、
CaSO4
、
Ag2SO4
、
MgCO3
等
)
写成离子形式还是写成化学式
,
要具体问题县体分析
微溶物在生成物中要写成化学式。
微溶物在反应物中如果以溶液形式
存在
,
要写成离子形
式
;
如果以悬浊液形式存在
,
要
写成化学式。
3.
酸式盐的写法
在离子方程式中的酸式盐
,
如果是强酸的酸式根要拆写
成离子形式
,
如
HSO4
—要写
成
H+
和
SO42
—
;
如果是弱酸的酸
式根则不能拆
开写
,
如
HCO3
—、
HSO3
—、
HS
—、
H2PO4
—等均
不
能拆开写。
4.
不是熔融状态下固体间发生的反应和有浓硫酸或浓
磷酸
参加的反应不能写成离子方程式
如实验室制
NH3:
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这个反应虽然是离子反应
,
但由于没有在溶液中进行
,
所以
,
不能写成离子方程式。
实验室制
HCl:
这个反应也是离子反应
,
但由于是浓硫酸与固体的反应
,
所以也不能写成离子形式。
八、离子能否大量共存的判断
离子之间能否大量共存
,
实际是判断离子之间能否发生
化学反应
,
若不发生反应即可共存
,
若反应则不能共存。
在强酸性条件下
,
不能共存的离子有
:OH
—、
CO32
—
、
HCO3
—、
S2
< br>—、
HS
—、
SO32
—、
HSO3
—等。
在强碱性条件下
< br>,
不能共存的离子有
:H+
、<
/p>
HCO3
—、
HS
—、
HSO3
—、
NH4+
、
Mg2+
、
Al3+
、
Fe2+
、
Fe3+
、
Cu2+
等。
相互反应生成沉淀的
离子间不能共存
,
如
Ag+
跟
Cl
—、
Br
—、
I
—
,Ba2+<
/p>
跟
CO32
—、
SO42
—、
SO32
—、
PO43
—
,H+
和
SiO32
—等。
相互反应生成气体的离子间不能共存
,
如
H+
跟
H
SO3
—、
HCO3
—、
HS
—
,OH
—和
NH4+
等。
相互反应生成难电离物质的离子间不能共存
< br>,
如
H+
跟
F
—、
ClO
—、
CH3COO
—
,OH
—和<
/p>
NH4+
等。
离子间发生氧化还原反应的不能共存
,
如
H+
跟
N
O3
—、
Fe2+,H+
跟
MnO4
—、
Cl
—
,S2
—跟
ClO
—、
H+,Fe3+
跟
I
—或
S2
—
,H+
跟
S2O32
—
,H+
跟<
/p>
S2
—、
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SO32
—等。
离子间发生相互水解反应的不能大
量共存
,
如
S2
—和
Al3+,Fe3+
和
CO32
—
<
/p>
,Al3+
和
CO32
< br>—
,NH4+
和
SiO32
—等。
离子间能相互形成络合物的不能共存
,
如<
/p>
Fe3+
和
SCN
—
,Fe3+
和
C6H5O
—等。
九、离子方程式正误判断
离子方程式的判断正误
,
可总结为“八查”
:
1.
一查反应是否符合客观事实
如
:
钠投入
C
uSO4
溶液中
:
2Na
十
C
u2+=2Na+
十
Cu
2Na
十
C
u2+
十
2H2O=2Na+
十
Cu2
↓十
H2
↑<
/p>
2.<
/p>
二查质量是否守恒、电荷是否守恒、得失电子是否守
恒
如
:
<
/p>
Fe2+
十
Cl2=Fe3+
十
2Cl
—
2Fe
2+
十
Cl2=2Fe3+
十
2Cl
—
3.
三查化学符号使用是否正确
如
:
碳酸氢钙溶液与盐酸反应
:
Ca2
十
2
H+=Ca2+
十
2H2O
十
2CO2
↑
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