1、第二章 化學物質及其變化第一節 物質的分類一簡單分類法及其應用樹狀分類法交叉分類法二分散系及其分類分散系：（1）定義： 一種（或多種）物質以粒子形式分散在另一種（或多種）物質中所得到的體系。（2）組成： 分散成微粒的物質分散質微粒分布在其中的物質分散劑（3）分類：膠體（1）膠體的本質特征: 分散質微粒的直徑在1100nm之間的分散系。分析：屬于分散系，一定是混合物。 膠體是以分散質粒子大小為特征的，它只是物質的一種存在形式，同種物質作分散質時，在不同的分散劑中可以得到不同的分散系，如NaCl溶于水形成溶液，若分散在酒精中可形成膠體。解釋丁達爾現象的原因：膠粒對光線的散射作用。（*）僅了解：當光

2、束通過膠體時，看到的光柱是被膠體粒子散射的現象，并不是膠體粒子本身發光，可見光的波長在400700nm之間，膠體粒子的直徑在1 100nm，小于可見光的波長，能使光波發生散射。溶液也發生光散射，但由于溶液中粒子的直徑小于1nm，散射極其微弱。所以，光束通過膠體時產生丁達爾效應。而通過溶液則沒有。）（2）凈化膠體的方法滲析 將帶有小分子雜質離子的膠體放入半透膜，系緊，將半透膜袋放入熱水中，使得雜質離子或分子進入水中。（3）使膠體聚沉的常見條件： 加入電解質如：強酸、可溶性強堿、可溶性鹽； 加入帶有異種電荷的電解質； 加熱。第二節 離子反應一、電離酸、堿、鹽等在水溶液中或熔融狀態時，產生能夠自由移

3、動的離子的過程稱為電離。例如，氯化鈉固體被加入水中后，水分子的作用減弱了氯化鈉晶體中鈉離子和氯離子的靜電作用力，使氯化鈉電離出鈉離子和氯離子，繼而鈉離子和氯離子在水分子的作用下發生水合，生成了能夠自由移動的水合鈉離子和水合氯離子。我們把這種產生自由移動離子的過程稱為電離。二、電解質1電解質：在水溶液里或熔融狀態下能導電的化合物。（酸堿鹽都是電解質。）非電解質：在水溶液里和熔化狀態下都不導電的化合物。2水溶液中的常見的電解質（1）強電解質：在水溶液中全部電離為離子的電解質。本質區別是：電離程度不同?。?）弱電解質：在水溶液中部分電離為離子的電解質。混合物如鹽酸（HCl與H2O的混合物）等，不屬于

4、電解質。純凈物單質如銅或硫等金屬或非金屬單質，不屬于電解質?；衔锓请娊赓|一般大多數為不含金屬陽離子的有機物，如乙醇、苯。電解質強強酸：HCl、HNO3、H2SO4、HI、HBr、HClO4強堿：Ba(OH)2、NaOH、KOH、Ca(OH)2等大多數鹽： NaCl、K2SO4、CaCO3、BaSO4等弱弱酸：HF、HClO、CH3COOH、H2CO3、H2SO3、H2S等弱堿：Cu(OH)2等水、極少數鹽：Pb(Ac)2等注：電解質的強、弱與溶解性的大小無關，只與電離程度的大小有關。 例如，BaSO4難溶是強電解質，乙酸易溶是弱電解質。三、電離方程式（在水溶液中進行的反應）1酸、堿、鹽的定義

5、 酸：電離時生成的陽離子全部都是氫離子的化合物我們就稱之為酸。 堿：電離時生成的陰離子全部都是氫氧根離子的化合物叫做堿。 鹽：電離時生成的金屬陽離子（或NH4+）和酸根陰離子的化合物叫做鹽。2酸、堿、鹽的電離方程式（1）強電解質：在水溶液中全部電離為離子。 強酸：HNO3 = H+ + NO3- HCl = H+ + Cl-H2SO4 = 2H+ + SO42- 強堿：NaOH = Na+ + OH-KOH = K+ + OH-Ca(OH)2 = Ca 2+ + 2OH-Ba(OH)2 = Ba 2+ + 2OH- 大多數鹽： NaCl = Na+ + Cl- NaAc = Na+ + Ac-

6、K2SO4 = 2K+ + SO42-NaHCO3 = Na+ + HCO3-NaHSO4 = Na+ + H+ + SO42-NaH2PO4 = Na+ + H2PO4- 注：弱酸的酸式鹽如碳酸氫鈉在水溶液中主要是電離出鈉離子還有碳酸氫根離子，硫酸是強酸，強酸的酸式鹽如硫酸氫鈉在水中完全電離出鈉離子，氫離子還有硫酸根離子。注意：當弱電解質在離子反應方程式中出現時，不要拆開寫，應寫為分子式。（2）弱電解質：在水溶液中部分電離為離子 弱酸：HClO H+ + ClO- CH3COOH H+ + CH3COO-H2CO3 H+ + HCO3- H2S H+ + HS 弱堿及極少數鹽：不要求四、離子

7、反應1離子反應：電解質在溶液里所起的反應實質是離子反應。2離子反應方程式：用實際參加反應的離子的符號來表示離子反應的式子。離子反應方程式的書寫步驟：“寫、改、刪、查”四個步驟。（1）寫出正確的化學方程式CuCl2 + AgNO3 = 2AgCl + Cu(NO3)2（2）把易溶且易電離的物質改寫成離子形式，難溶、難電離、氣體、單質、氧化物等仍寫成化學式。Cu2+ + 2Cl- + Ag+ + 2NO3- = 2AgCl + Cu2+ + 2NO3-（3）去方程式兩邊不參加反應的離子，將系數化成最簡整數比Ag+ + Cl- = AgCl（4）檢查離子方程式兩邊各元素的原子個數和電荷數是否相等。若

8、均相等，離子方程式書寫正確。3發生離子反應的條件：生成氣體或沉淀或若電解質（水等）。4離子方程式的意義：（1）揭示反應的實質。（2）離子方程式不僅表示一定物質間的某個反應，而且還表示所有同一類型的離子反應。如Ba2+ + SO42- = BaSO4，僅表示BaCl2溶液與Na2SO4溶液之間的反應，還表示所有可溶性鋇鹽與可溶性硫酸鹽溶液的反應。5書寫離子方程式時應注意的幾個問題（1）注意難溶物、微溶物。對難溶于水的物質，必須用分子式表示，不能拆成離子形式。對微溶于水的物質：在生成物中有微溶物析出時，應用分子式表示。如Na2SO4濃溶液與CaCl2濃溶液反應時，其離子方程式為：當反應物中有微溶物

9、并且處于澄清狀態時，應將微溶物寫成離子形式。如在澄清的石灰水中通入適量CO2，其離子方程式為：弱電解質因為較難電離所以在離子反應方程式中應寫成分子式。（2）注意強電解質拆開，弱電解質不拆開。例如，醋酸與NaOH溶液反應的離子方程式為：又例如，氫硫酸與硫酸銅溶液反應的離子方程式為：常見的弱電解質有：HF、HClO、H2S、CH3COOH等弱酸；H2SO3、H3PO4等中強酸；NH3·H2O等弱堿；還有水也是弱電解質。（3）注意反應是否在溶液中進行。離子方程式只能用來表示電解質在溶液中進行的反應，不是在溶液中進行的反應，一般不用離子方程式表示。例如，氯化銨固體與熟石灰固體之間經加熱生成氨

10、氣的反應，就不能用離子方程式表示，只能用化學方程式表示： 2NH4Cl+Ca(OH)2CaCl2+2NH3+2H2O而NH4Cl溶液與NaOH溶液混合加熱的反應，就可以用離子方程式表示： （4）注意濃酸中水的含量濃H2SO4的濃度一般為98%，水的含量很少時，其溶質基本上以硫酸分子的形式存在，所以有濃硫酸參加的一些反應，可以認為不是在溶液中進行的反應。如NaCl固體與濃硫酸、Cu與濃硫酸的反應，一般不用離子方程式表示，只能用化學方程式表示：濃鹽酸的濃度一般為36%、濃硝酸的濃度一般為69%，它們溶液中的溶質幾乎完全以離子形式存在，所以在離子方程式中，濃HCl與濃HNO3都應寫成離子形式。如：M

11、nO2與濃鹽酸共熱制取Cl2的離子方程式為：MnO2 + 4H+ + 2ClMn2+ + Cl2 + 2H2OCu與濃硝酸反應的離子方程式為：Cu + 4H+ + 2NO= Cu2+ + 2NO2+ 2H2OCu與稀硝酸反應的離子方程式為：3Cu + 8H+ + 2NO=3Cu2+2NO+4H2O（5）注意電荷是否守恒一個正確的離子方程式，不僅要遵循質量（原子數目）守恒，還要遵循電荷守恒。即反應前后各元素的原子個數要相等，方程式兩邊離子所帶電荷也應相等。如Cl2與FeBr2反應的離子方程式，若寫成就錯了。雖然反應前后各元素原子個數相等，但兩邊電荷數不等，因而是錯誤的。正確的寫法是：2Fe2+

12、+4Br+3Cl2=2Fe3+6Cl+2Br2（6）注意溶液中溶質電離出的陰離子和陽離子配比數是否正確有些離子方程式中離子數不能任意約減，要注意電解質電離時陰、陽離子的配比。如：H2SO4與Ba(OH)2溶液反應的離子方程式，應當是 （）而不應寫成 （×）（7）注意有水參加的反應在許多離子反應中，水是一種反應物，書寫離子方程式時一定要注意這一隱含因素。例如，Ca(ClO)2溶液中通入CO2的離子方程式為：Ca2+2ClO+CO2+H2O = CaCO3+2HClO又例如，往溴水中通入SO2氣的離子方程式為：五、關于溶液中離子共存問題在溶液中離子共存問題的實質是哪些離子之間不能發生反應

13、。能夠發生反應的離子就不能共存，不能發生反應的離子才可以共存。第三節 氧化還原一、基本概念：1定義：有電子轉移（得失或偏移）的化學反應屬于氧化還原反應。2判斷依據：化合價有否變化。3本質：有電子轉移（得失或偏移） 氧化劑：得到電子的反應物還原劑：失去電子的反應物氧化性：物質得電子的性質還原性：物質失電子的性質被還原：得到電子被還原被氧化：失去電子被氧化還原反應：得到電子的反應叫還原反應氧化反應：失去電子的反應叫氧化反應還原產物：還原反應生成的產物氧化產物：氧化反應生成的產物例如，氧化還原反應的表示方法雙線橋法4氧化還原反應與四種基本反應類型的關系 （1）置換反應都是氧化還原反應。（2）化合反應

14、不都是氧化還原反應，有單質參加的化合反應是氧化還原反應。（3）分解反應不都是氧化還原反就，有單質生成的分解反應才是氧化還原反應。（4）復分解反應都不是氧化還原反應。二、相關規律：1守恒規律：（1）電子守恒（2）電荷守恒（3）質量守恒2強弱原理：（1）氧化劑 + 還原劑 = 還原產物 + 氧化產物氧化劑的氧化性 > 氧化產物的氧化性；還原劑的還原性 > 還原產物的還原性；例，根據反應： I2+SO2+2H2O=H2SO4+2HI 2FeCl2+Cl2=2FeCl3 2FeCl3+2HI=2FeCl2+I2+2HCl可知：I-、Fe2+、Cl-、SO2的還原性由強到弱的順序是 解析：還

15、原性：還原劑SO2 > 還原產物I- ； 還原性：還原劑Fe2+ > 還原產物Cl- ； 還原性：還原劑I- > 還原產物Fe2+ ；還原性由強到弱的順序：SO2 > I- > Fe2+ > Cl- ?；顫娦裕щ娮幽芰Γ饘賳钨|的還原性金屬陽離子的得電子能力，陽離子的氧化性（2）根據金屬活動順序：（3）根據元素的價態。 同種元素價態越高，一般，氧化性越強（如Fe3+>Fe2+）。但例外的，氧化性：HClO>HClO2>HClO3>HClO4 。同種元素價態越低，還原性越強（如S2->S>SO2）。最高價態只有氧化性，最低

16、價態只有還原性，中間價態兼具氧化性和還原性。（4）反應條件、反應劇烈程度：和同一反應物發生氧化還原時條件越容易、程度越劇烈，則得或失電子能力越強，氧化性或還原性相對越強。（5）濃度、溫度、酸堿性等：例如：濃HNO3的氧化性 > 稀HNO3，加熱時濃H2SO4 的氧化性增強，KMnO4溶液在酸性條件下氧化增強等。（6）注意：比較氧化性和還原性強弱的根本依據在于得失電子能力的大小，即得失電子的難易，而絕不能以得失電子的數目多少判斷。例如，又例如，三、應用：1氧化還原反應方程式的配平一般用“化合價升降法”或“電子得失法”配平。配平原則是“化合價升降總數相等”或“得失電子總數相等”。下面以硫與濃硝酸反應為例，說明配平的一般步驟：（1）標變化：標出氧化劑、還原劑、氧化產物、還原產物中價變元素的化合價； （2）列變化：列出電子轉移的方向和數