第一章《化学反应与能量》总复习资料
【编者按】化学反应过程中,不仅有物质的变化,同事还伴随有能量的变化,并可以热能、电能或光能等形式表现出来。当能量以热的形式表现是,我们把反应分为放热反应和吸热反应。在化学反应中,能量的释放或吸收是以发生变化的物质为基础的,二者密不可分,但以物质为主。能量的多少则以反应物和产物的质量为基础。这是我们学习化学反应与能量这一张是必须把握的一个基本思想。
一、化学反应与能量的变化
课标要求
1、了解化学反应中能量转化的原因和常见的能量转化形式
2、了解反应热和焓变的含义
3、认识热化学方程式的意义并能正确书写热化学方程式
要点精讲
1、焓变与反应热
(1)化学反应的外观特征
化学反应的实质是旧化学键断裂和新化学键生成,从外观上看,所有的化学反应都伴随着能量的释放或吸收、发光、变色、放出气体、生成沉淀等现象的发生。能量的变化通常表现为热量的变化,但是化学反应的能量变化还可以以其他形式的能量变化体现出来,如光能、电能等。
(2)反应热的定义
当化学反应在一定的温度下进行时,反应所释放或吸收的热量称为反应在此温度下的热效应,简称为反应热。通常用符号Q表示。
反应热产生的原因:由于在化学反应过程中,当反应物分子内的化学键断裂时,需要克服原子间的相互作用,这需要吸收能量;当原子重新结合成生成物分子,即新化学键形成时,又要释放能量。生成物分子形成时所释放的总能量与反应物分子化学键断裂时所吸收的总能量的差即为该反应的反应热。
(3)焓变的定义
对于在等压条件下进行的化学反应,如果反应中物质的能量变化全部转化为热能(同时可能伴随着反应体系体积的改变),而没有转化为电能、光能等其他形式的能,则该反应的反应热就等于反应前后物质的焓的改变,称为焓变,符号ΔΗ。
ΔΗ=Η(反应产物)—Η(反应物)
为反应产物的总焓与反应物总焓之差,称为反应焓变。如果生成物的焓大于反应物的焓,说明反应物具有的总能量小于产物具有的总能量,需要吸收外界的能量才能生成生成物,反应必须吸热才能进行。即当Η(生成物)Η(反应物),ΔΗ0,反应为吸热反应。
如果生成物的焓小于反应物的焓,说明反应物具有的总能量大于产物具有的总能量,需要释放一部分的能量给外界才能生成生成物,反应必须放热才能进行。即当Η(生成物)Η(反应物),ΔΗ0,反应为放热反应。
(4)反应热和焓变的区别与联系
第一章1
2、热化学方程式
(1)定义
把一个化学反应中物质的变和能量的变化同时表示出来的学方程式,叫热化学方程式。
(2)表示意义
不仅表明了化学反应中的物质化,也表明了化学反应中的焓变。
(3)书写热化学方程式须注意的几点
①只能写在标有反应物和生成物状态的化学方程式的右边。
若为放热反应,ΔΗ为“-”;若为吸热反应,ΔΗ为“+”。ΔΗ的单位一般为kJ·mol-1。②焓变ΔΗ与测定条件(温度、压强等)有关。因此书写热化学方程式时应注明ΔΗ的测定条件。
③热化学方程式中各物质化学式前面的化学计量数仅表示该物质的物质的量,并不表示物质的分子数或原子数。因此化学计量数可以是整数,也可以是分数。
④反应物和产物的聚集状态不同,焓变ΔΗ不同。因此,必须注明物质的聚集状态才能完整地体现出热化学方程式的意义。气体用“g”,液体用“l”,固体用“s”,溶液用“aq”。热化学方程式中不用“↑”和“↓”。若涉及同素异形体,要注明同素异形体的名称。
⑤热化学方程式是表示反应已完成的量。
由于ΔΗ与反应完成的物质的量有关,所以方程式中化学式前面的化学计量数必须与ΔΗ相对应,如果化学计量数加倍,则ΔΗ也要加倍。当反应向逆向进行时,其焓变与正反应的焓变数值相等,符号相反。
(4)热化学方程式与化学方程式的比较
第一章2
3、中和反应反应热的测定
(1)实验原理
将两种反应物加入仪器内并使之迅速混合,测量反应前后溶液温度的变化值,即可根据溶液的热容C,利用下式计算出反应释放或吸收的热量Q。
Q=-C(T2-T1)
式中:C表示体系的热容;T1、T2分别表示反应前和反应后体系的温度。
(2)实验注意事项:
①作为量热器的仪器装置,其保温隔热的效果一定要好。
②盐酸和NaOH溶液浓度的配制须准确,且NaOH溶液的浓度须大于盐酸的浓度。为了使测得的中和热更准确,所用盐酸和NaOH的浓度宜小不宜大,如果浓度偏大,则溶液中阴阳离子间相互牵制作用就大,电离度就会减少,这样酸碱中和时产生的热量势必要用去一部分来补偿未电离分子的离解热,造成较大的误差。
③宜用有0.1分度值的温度计,且测量时尽可能读准,并估读到小数点后第二位。温度计的水银球部分要完全浸没在溶液中,而且要稳定一段时间后再读数,以提高所测温度的
精度。
(3)实验结论
所测得的三次中和反应的反应热相同。
(4)实验分析
以上溶液中所发生的反应均为H++OH-=H2O。由于三次实验中所用溶液的体积相同,溶液中H+和OH-的浓度也是相同的,因此三个反应的反应热也是相同的。
4、中和热
(1)定义:在稀溶液中,酸与碱发生中和反应生成1molH2O(l)时所释放的热量为中和热。中和热是反应热的一种形式。
(2)注意:中和热不包括离子在水溶液中的生成热、物质的溶解热、电解质电离的吸收热等。中和反应的实质是H+与OH-化合生成H2O,若反应过程中有其他物质生成,这部分反应热也不在中和热内。
5、放热反应与吸热反应的比较
第一章3第一章4
第一章5
二、燃烧热能源
课标要求
1、掌握燃烧热的概念
2、了解资源、能源是当今社会的重要热点问题
3、常识性了解使用化石燃料的利弊及新能源的开发
要点精讲
1、燃烧热
(1)概念:25℃,101kPa时,1mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量,叫做该物质的燃烧热,单位为kJ·mol-1。如果是1g物质完全燃烧的反应热,就叫做该物质的热值。
(2)对燃烧热的理解
①燃烧热是反应热的一种,并且燃烧反应一定是放热反应,其ΔΗ为“-”或ΔΗ0。
②25℃,101kPa时,可燃物完全燃烧时,必须生成稳定的化合物。如果该物质在燃烧时能生成多种燃烧产物,则应该生成不能再燃烧的物质。如C完全燃烧应生成CO2(g),而生成CO(g)属于不完全燃烧,所以C的燃烧热应该是生成CO2时的热效应。
(3)表示燃烧热的热化学方程式书写
燃烧热是以员1mol物质完全燃烧所放出的热量来定义的,因此在书写表示燃烧热的热化学方程式时,应以燃烧1mol物质为标准,来配平其余物质的化学计量数,故在其热化学方程
式中常出现分数。
(4)研究物质燃烧热的意义
了解化学反应完成时产生热量的多少,以便更好地控制反应条件,充分利用能源。
2、能源
能提供能量的自然资源,叫做能源。能量之间的相互转化关系如下:
第一章6
(1)能源的分类
①一次能源与二次能源
从自然界直接取得的自然能源叫一次能源,如原煤、原油、流过水坝的水等;一次能源经过加工转换后获得的能源称为二次能源,如各种石油制品、煤气、蒸气、电力、氢能、沼气等。
②常规能源与新能源在一定历史时期和科学技术水平下,已被人们广泛利用的能源称为常规能源,如煤、石油、天然气、水能等。人类采用先进的方法刚开始加以利用的古老能源以及利用先进技术新发展的能源都是新能源,如核聚变能、风能、太阳能、海洋能等。
③可再生能源与非再生能源可连续再生、永远利用的一次能源称为可再生能源,如水力、风能等;经过亿万年形成的、短期内无法恢复的能源,称为非再生能源,如石油、煤、天然气等。
(2)人类对能源利用的三个时代
①柴草能源时代:草木、人力、畜力、大阳、风和水的动力等。
②化石能源时代:煤、石油、天然气。
③多能源时代:核能、太阳能、氢能等。
(3)燃料充分燃烧的条件
①要有足够的空气
②燃料与空气要有足够大的接触面
注意:足够的空气不是越多越好,而是通入量要适当,否则过量的空气会带走部分热量,造成浪费。扩大燃料与空气的接触面,工业上常采用固体燃料粉碎或液体燃料以雾状喷出的方法,从而提高燃料燃烧的效率。
(4)我国目前的能源利用状况
目前主要能源是化石燃料,它们蕴藏有限且不能再生,终将枯竭,且从开采、运输、加工到终端的利用效率都很低。我们目前使用的最多的燃料,仍是化石燃料,它们都是古代动植物遗体埋在地下经过长时间复杂变化形成的,除含有C、H等元素外,还有少量S、N等元素,它们燃烧产生SO2、氮的氧化物,对环境造成污染,形成酸雨。此外,煤的不充分燃烧,还产生CO,既造成浪费,也造成污染。
(5)解决能源危机的方法:节约能源;开发新能源。
3、有关燃烧热的计算
(1)计算公式:Q放=n(可燃物)×ΔΗ
(2)含义:一定量的可燃物完全燃烧放出的热量,等于可燃物的物质的量乘以该物质的燃烧热。
(3)应用:“热量值与热化学方程式中各物质的化学计量数(应相对应)成正比”进行有关计算。
(4)应用:“总过程的反应热值等于各分过程反应热之和”进行有关计算。
4、燃烧热和中和热的比较
第一章7
第一章8
三、化学反应热的计算
课标要求
1、从能量守恒角度理解并掌握盖斯定律
2、能正确运用盖斯定律解决具体问题
3、学会化学反应热的有关计算
要点精讲
1、盖斯定律
(1)盖斯定律的内容
化学反应的焓变只与反应体系的始态(各反应物)和终态(各生成物)有关,而与反应的途径无关。如果一个反应可以分几步进行,则各分步反应的反应焓变之和与该反应一步完成时的焓变是相同的,这就是盖斯定律。
(2)特点
①反应热效应只与始态、终态有关,与过程无关。
②反应热总值一定。
(3)意义
有些反应很慢,有些反应不容易直接发生,有些反应的产品不纯(有副反应发生),给测定反应热造成了困难。应用盖斯定律,可以间接地把它们的反应热计算出来。
2、反应热的计算
(1)依据
①热化学方程式与数学上的方程式相似,可以移项(同时改变正、负号);各项的系数(包括ΔΗ的数值)可以同时扩大或缩小相同的倍数。
②根据盖斯定律,可以将两个或两个以上的热化学方程式(包括其ΔΗ)相加或相减,从而得到一个新的热化学方程式。
③可燃物完全燃烧产生的热量=可燃物的物质的量×燃烧热。
注:计算反应热的关键是设计合理的反应过程,正确进行已知方程式和反应热的加减合并。
(2)计算方法
列出方程或方程组计算求解。
①明确解题模式:审题→分析→求解。
②有关热化学方程式及有关单位书写正确。
③计算准确。
(3)进行反应热计算的注意事项:
①反应热数值与各物质的化学计量数成正比,因此热化学方程式中各物质的化学计量数改变时,其反应热数值需同时做相同倍数的改变。
②热化学方程式中的反应热,是指反应按所给形式完全进行时的反应热。
③正、逆反应的反应热数值相等,符号相反。
④用某种物质的燃烧热计算反应放出的总热量时,注意该物质一定要满足完全燃烧且生成稳定的氧化物这一条件。
第一章9
四、本章知识网络
第一章10第一章11
第一章化学反应及能量变化
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【教材分析】
▲本节教材包括:化学反应的类型、氧化还原反应、氧化剂与还原剂三部分,主要从化合价的升降、电子的转移讨论氧化还原反应。
▲"氧化还原反应原教材穿插在第一章"卤素"中学习,新旧教材这部分的要求基本一致,但比起原教材来,新教材有三个特色:
1、结构合理:新教材从研究燃烧出发,导入氧化还原,先由复习初中所学的四种基本类型入手,对照Fe2O3+3CO==2Fe+3CO2类属判断的矛盾导出氧化还原,顺理成章。全节拟成三个相互联系的问题,纲目清晰。
2、表述生动:用拟人漫画形象生动的表述概念,激发兴趣,便于理解。
3、联系实际:列举生产、生活中对人类有益或有害的氧化还原反应。
【教学目标】
知识目标:(1)以价态升降和电子转移的观点理解氧化还原反应,氧化剂、还原剂的概念。
(2)了解初中所学的基本反应类型与氧化还原不同分类的关系。
(3)会用"双线桥"式表示基本的氧化还原方程式。
能力目标:通过判断一个反应是否是氧化还原,谁是氧化剂、还原剂,培养学生的逻辑思维能力。
情感目标:培养学生能用辨证的对立统一的观点分析事物的意识。
【课时分配】
3课时:(1)学习"一、二";(2)学习"三",练习写"双线桥"反应式;(3)课堂小结,课堂训练及作业评析、补偿。
【教学设计】
1、化合价的升降、电子的转移
教学内容要点
教与学活动建议
一、化学反应类型
初中化学学习了化学反应分类共有:
1、根据反应物与生成物的种数、类别分:
基本类型:化合:A+B=AB
分解:AB=A+B
置换:A+BC=AC+B
复分解:AB+CD=AD+CB
2、根据反应物得失氧分:
氧化:物质得到氧
还原:物质失去氧
3、判断反应属于何类型:
Fe2O3+3CO==2Fe+3CO
CuO+H2===Cu+H2O
二、氧化还原反应:
1、实验分析:
实例:CuO+H2=Cu+H2O
↓↓
从得失氧分析:失氧得氧
↓↓
从升降价分析:降价升价
↓↓
电子转移分析:得e失e
↓↓
反应结论:还原反应氧化反应
------------
同时发生,称为氧化还原反应
2、概念迁移:
用价态升降和电子转移的观点判断没有得失氧的反应。
(1)电子完全得失:2Na+Cl2===2NaCl
(2)电子对偏移:H2+Cl2===2HCl
得出氧化还原的本质定义:
凡是有电子转移(得失、偏移)的反应。
3、氧化还原反应与四种基本反应类型的关系。
三、氧化剂和还原剂
1、实例分析:
CuO + H2=Cu+H2O
↓↓
还原反应 氧化反应
↓↓
被还原被氧化
↓↓
氧化剂还原剂
↓↓
得电子物质 失电子物质
------------------------
从反应物中找
2、用"双线桥式"表示氧化还原反应
▲联系生活生产实际,了解氧化还原反应对人类社会的利弊。
▲询问学生回顾初中化学知识引入:
1、初中化学学习过那些类型?各有何特点?(引出左列各基本类型的特征)
2、从得失氧的角度还学习过那些类型?(以CuO与H2的反应为例,它属于何类型?)
3、Fe2O3和CO的反应属于什么基本类型?(激发学生思维中的矛盾点,引出氧化还原反应进一步的认识)
▲由学生按照左列(1)-(3)的三个层次分析,得出氧化还原反应的结论。指出;从价态变化和电子转移观点来分析化学反应。
可以扩展到对许多没有氧参加的化学变化实质的认识.
(引出Na与Cl2,H2与Cl2反应)
▲最好能运用电教手段将课本图1-2,1-5,1-8改成动画,配合分析各概念放映。
▲学生以左列两反应为例,分析Na、H2发生氧化反应,Cl2发生反应。也可扩充至其他实例。
教师提示学生全面理解:电子转移包括电子的偏移和电子的得失
▲由学生说出课本图1-7的含义,以明确氧化还原与基本类型的关系。
▲进一步引导学生分析"还原反应-被还原-氧化剂"和"氧化反应-被氧化-还原剂"的内联系
(配合课本图1-8的动画分析)
▲归纳小结:师生共同讨论。
综合得出如下的氧化还原反应对立统一关系的两根推断线:
实质 判断依据 元素变化 反应物称为 反应物性质
失e—→升价—→被氧化—→还原剂—→还原性
得e—→降价—→被还原—→氧化剂—→氧化性
一名优秀的教师在教学方面无论做什么事都有计划和准备,作为教师就需要提前准备好适合自己的教案。教案可以让学生能够听懂教师所讲的内容,帮助授课经验少的教师教学。所以你在写教案时要注意些什么呢?下面是由小编为大家整理的“第一章化学反应及其能量变化专题复习”,欢迎您参考,希望对您有所助益!
第一节氧化还原反应
1、氧化还原反应的重要概念
练习1:判断下列那些为氧化还原反应,并说出理由
IBr+H2O=HBr+HIO
KOH+Cl2=KCl+KClO+H2O
NaH+H2O=NaOH+H2
CaO2+H2O=Ca(OH)2+H2O2
5C2H5OH+2KMnO4+3H2SO4→5CH3CHO+K2SO4+2MnSO4+8H2O
氧化还原反应的实质是,
判断氧化还原反应的依据是。
小结:氧化还原反应发生规律和有关概念可用如下式子表示:
化合价升高、失电子、变成
化合价降低、得电子、变成
氧化剂+还原剂还原产物+氧化产物
练习:练习1中是氧化还原反应的,请指出氧化剂,还原剂,氧化产物,还原产物,标出电子转移的方向和数目。
2、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
[说明]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NaCu
(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:
化合价升高、失电子、变成
化合价降低、得电子、变成
氧化剂+还原剂还原产物+氧化产物
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C12Fe3+,综合①②结论,可知氧化性Cl2Fe3+
(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KMn04Mn02
(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Cl2S
(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。
3、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:H2SSSO2。
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。
-5e-
+5e-
-6e-
+6e-
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
5、有关计算
在氧化还原反应中,氧化剂与还原剂得失电子数相等。这是进行氧化还原反应计算的基本依据。
举例:
1、在100mLFeBr2中通入Cl22.24L(STP),充分反应后,有的Br-被氧化,则原FeBr2的浓度是多少mol·L-1(分别用电子得失相等和电解质溶液电荷守恒来解题)
2、物质的量相等的HBr和H2SO3溶液中,中通入0.1molCl2,结果有的Br-被氧化,求HBr的物质的量?
有机物化合价升降的计算
(1)得氧或失氢被氧化,每得1个O原子或失去2个H原子,化合价升高2。
(2)失氧或得氢被还原,每失去1个O原子或得2个H原子,化合价降低2。
例:CH3CH20HCH3CHOCH3COOH
过程(1)是失氢,氧化过程,化合价升高1×2
过程(2)是得氧,氧化过程,化合价升高2×1
过程(3)是加氢,还原过程,化合价升高1×24
练习3
1.已知I-、Fe2+、SO2、Cl-、H2O2都有还原性,它们在酸性溶液中还原性的强弱顺序为Cl-Fe2+H2O2I-SO2。则下列反应不能发生的是()。
A.2Fe3++SO2+2H2O=2Fe2++SO42-+4H+
B.I2+SO2+2H2O=H2SO4+2HI
C.H2O2+H2SO4=SO2+O2+2H2O
D.2Fe2++I2=2Fe3++2I-
2.下列反应中,不属于氧化还原反应的是()。
A.2CO+O2点燃2CO2B.CH4+2O2点燃CO2+2H2O
C.2KClO3加热2KCl+3O2↑D.2Fe(OH)3加热Fe2O3+3H2O
3.关于C+CO2点燃2CO的反应,下列说法正确的是()。
A.是化合反应,不是氧化还原反应
B.CO既是氧化产物又是还原产物
C.单质C中C的化合价升高,被还原,是氧化剂
D.CO2中C的化合价降低,被氧化,CO2是还原剂
4.R、X、Y和Z是四种元素,其常见化合价均为+2价,且X2+与单质R不反应;
X2++Z=X+Z2+;Y+Z2+=Y2++Z。这四种离子被还原成0价时表现的氧化性大小符合()。
A.R2+>X2+>Z2+>Y2+B.X2+>R2+>Y2+>Z2+
C.Y2+>Z2+>R2+>X2+D.Z2+>X2+>R2+>Y2+
5.化合物BrFx与水按物质的量之比3︰5发生反应,其产物为溴酸、氢氟酸、单质溴和氧气。
(1)BrFx中,x=。
(2)该反应的化学方程式是:。
(3)此反应中的氧化剂和还原剂各是什么?
氧化剂是;还原剂是。复习要求
1.理解离子的涵义,理解离子方程的意义。
2.能正确书写离子方程式。
知识规律总结
离子反应是指在溶液中(或熔化状态)有离子参加或生成的反应离子反应发生的条件是反应前后至少有二种离子的数目发生了改变。离子方程式表示了反应的实质即所有同一类型的离子之间的反应。其书写原则是:可溶性或微溶性的强电解质写离子形式,多元弱酸的酸式盐写成酸式根形式,其它物质写分子式或化学式。检查离子方程式是否正确的三个规则①质量守恒——微粒种类与数目相等,②电荷守恒——方程式两边电荷总数相等,③得失电子相等——属于氧化还原反应的离子反应中得失电子数相等。离子共存问题应转化为离子之间能否反应来考虑。
一、离子方程式
离子方程式书写的基本规律要求。
(1)合事实:离子反应要符合客观事实,不可臆造产物及反应。
(2)式正确:化学式与离子符号使用正确合理。
(3)号实际:“=”“”“→”“↑”“↓”等符号符合实际。
(4)两守恒:两边原子数、电荷数必须守恒(氧化还原反应离子方程式中氧化剂得电子总数与还原剂失电子总数要相等)。
(5)明类型:依据离子反应原理,分清类型,总结方法技巧。
(6)检查细:结合书写离子方程式过程中易出现的错误,细心检查。
二、离子共存
1.由于发生复分解反应,离子不能大量共存。
(1)有气体产生。如CO32-、SO32-、S2-、HCO3-、HSO3-、HS-等易挥发的弱酸的酸根与H+不能大量共存。
(2)有沉淀生成。如Ba2+、Ca2+、Mg2+、Ag+等不能与SO42-、CO32-等大量共存;Mg2+、Fe2+、Ag+、Al3+、Zn2+、Cu2+、Fe3+等不能与OH-大量共存;Pb2+与Cl-,Fe2+与S2-、Ca2+与PO43-、Ag+与I-不能大量共存。
(3)有弱电解质生成。如OH-、CH3COO-、PO43-、HPO42-、H2PO4-、F-、ClO-、AlO2-、SiO32-、CN-、等与H+不能大量共存;一些酸式弱酸根如HCO3-、HPO42-、HS-、H2PO4-、HSO3-不能与OH-大量共存;NH4+与OH-不能大量共存。
*(4)一些容易发生水解的离子,在溶液中的存在是有条件的。如AlO2-、S2-、CO32-、C6H5O-等必须在碱性条件下才能在溶液中存在;如Fe3+、Al3+等必须在酸性条件下才能在溶液中存在。这两类离子不能同时存在在同一溶液中,即离子间能发生“双水解”反应。如3AlO2-+3Al3++6H2O=4Al(OH)3↓等。
2.由于发生氧化还原反应,离子不能大量共存。
(1)具有较强还原性的离子不能与具有较强氧化性的离子大量共存。如S2-、HS-、SO32-、I-和Fe3+不能大量共存。
(2)在酸性或碱性的介质中由于发生氧化还原反应而不能大量共存。如MnO4-、Cr2O7-、NO3-、ClO-与S2-、HS-、SO32-、HSO3-、I-、Fe2+等不能大量共存;SO32-和S2-在碱性条件下可以共存,但在酸性条件下则由于发生2S2-+SO32-+6H+=3S↓+3H2O反应不能共在。H+与S2O32-不能大量共存。
*3.能水解的阳离子跟能水解的阴离子在水溶液中不能大量共存。
例:Al3+和HCO3-、CO32-、HS-、S2-、AlO2-、ClO-等;Fe3+与CO32-、HCO3-、AlO2-、ClO-等不能大量共存。
思维技巧点拨
1.首先必须从化学基本理论和概念出发,搞清楚离子反应的规律和“离子共存”的条件。在中学化学中要求掌握的离子反应规律主要是离子间发生复分解反应和离子间发生氧化反应,以及在一定条件下一些微粒(离子、分子)可形成络合离子。“离子共存”的条件是根据上述三个方面统筹考虑、比较、归纳整理而得出。因此解决“离子共存”问题可从离子间的反应规律入手,逐条梳理。
2.审题时应注意题中给出的附加条件。
①酸性溶液(H+)、碱性溶液(OH-)、能在加入铝粉后放出可燃气体的溶液、由水电离出的H+或OH-=1×10-10mol/L的溶液等。
②有色离子MnO4-,Fe3+,Fe2+,Cu2+,Fe(SCN)2+。
③MnO4-,NO3-等在酸性条件下具有强氧化性。
④S2O32-在酸性条件下发生氧化还原反应:S2O32-+2H+=S↓+SO2↑+H2O
⑤注意题目要求“大量共存”还是“不能大量共存”。
3.审题时还应特别注意以下几点:
(1)注意溶液的酸性对离子间发生氧化还原反应的影响。如:Fe2+与NO3-能共存,但在强酸性条件下(即Fe2+、NO3-、H+相遇)不能共存;MnO4-与Cl-在强酸性条件下也不能共存;S2-与SO32-在钠、钾盐时可共存,但在酸性条件下则不能共存。
(2)酸式盐的含氢弱酸根离子不能与强碱(OH-)、强酸(H+)共存。
如HCO3-+OH-=CO32-+H2O(HCO3-遇碱时进一步电离);
HCO3-+H+=CO2↑+H2O
典型题剖析
例1、下列离子方程式正确的是()
A.氯化铝溶液与氨水反应:Al3++3OH-=Al(OH)3↓
B.磷酸二氢钙溶液跟足量NaOH溶液反应:
3Ca2++2H2PO4-+4OH-=Ca3(PO4)2↓+4H2O
C.硝酸亚铁溶液中滴入稀硫酸:3Fe2++NO3-+4H+=3Fe3++NO↑+2H2O
D.硫氢化钠水解:HS-+H2O=H2S↑+OH
解析:本题涉及溶液中电解质强弱、离子反应规律、氧化还原反应、盐的水解等知识,需要对各选项仔细全面地分析,才能正确解答。
A中氨水是弱电解质,应写化学式;B中NaOH足量,Ca(H2PO4)2全部参加反应,式中Ca2+与H2PO4-不符合Ca(H2PO4)2化学式中的比例,故不正确;C中在酸性条件下具有氧化性,正确。D中HS-水解程度很小。不能用“=”、“↑”,故不正确。答案为C。
例2、(1)向NaHSO4溶液中,逐滴加入Ba(OH)2溶液至中性,请写出发生反应的离子方程式_________________________。
(2)在以上中性溶液中,继续滴加Ba(OH)2溶液,请写出此步反应的离子方程式______________________________。
解析:本题是一个“反应进程”的试题。解题的关键是“中性”。即加入的Ba(OH)2溶液中OH-恰好与H+完全反应。再继续滴加Ba(OH)2溶液时,要分析此溶液中还有什么离子能继续反应。
答案:(1)2H++SO42-+Ba2++2OH-=BaSO4↓+2H2O
(2)Ba2++SO42-=BaSO4↓
例3、下列各组中的离子,能在溶液中大量共存的是()
A.K+、Ag+、、Cl-B.Ba2+、、CO32-、OH-C.Mg2+、Ba2+、OH-、NO3-D.H+、K+、CO32-、SO42-E.Al3+、Fe3+、SO42-、Cl-F.K+、H+、NH4+、OH-
解析:A组中:Ag++Cl-=AgCl↓B组中,+=BaCO3↓
C组中,Mg2++2OH-=Mg(OH2)↓D组中,2H++CO32-=CO2↑+H2O
E组中,各种离子能在溶液中大量共存。
F组中,NH4+与OH-能生难电离的弱电解质NH3·H2O,甚至有气体逸出。
NH4++OH-NH3·H2O或NH4++OH-=NH3↑+H2O
答案:E
例4、在pH=1的无色透明溶液中,不能大量共存的离子组是()
A.Al3+、Ag+、NO3-、Cl-B.Mg2+、NH4+、NO3-、Cl-
C.Ba2+、K+、S2-、Cl-D.Zn2+、Na+、NO3-、SO42-
解析:题目给出两个重要条件:pH=1(即酸性)和无色透明,并要求找出不能共存的离子组。选项A中Ag+与Cl-不能共存,生成的AgCl不溶于HNO3(H+和NO3-),Al3+、H+都为无色,符合题意。选项B、D中的各离子虽都是无色的,但能共存于酸性溶液中,不符合题意。选项C中各离子能够共存,且为无色,但S2-与H+不能大量共存,所以C也符合题意。
答案:AC
文章来源:http://m.jab88.com/j/42308.html
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