化学：第二章《化学物质及其变化》教案（新人教版必修1）

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第二章 化学物质及其变化
第一节 物质的分类
一．简单分类法及其应用
１．树状分类法
２．交叉分类法
二．分散系及其分类
１．分散系：
（1）定义： 一种（或多种）物质以粒子形式分散在另一种（或多种）物质中所得到的体系。
（2）组成： 分散成微粒的物质—分散质
微粒分布在其中的物质—分散剂
（3）分类：
２．胶体
（1）胶体的本质特征: 分散质微粒的直径在1~100nm之间的分散系。
分析：①属于分散系，一定是混合物。
②胶体是以分散质粒子大小为特征的，它只是物质的一种存在形式，同种物质作分散质时，在不同的分散剂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胶体。
解释
丁达尔现象的原因：胶粒对光线的散射作用。
（*）仅了解：当光束通过胶体时，看到的光柱是被胶体粒子散射的现象，并不是胶体粒子本身发光，可见光的波长在400~700nm之间，胶体粒子的直径在1 ~100nm，小于可见光的波长，能使光波发生散射。溶液也发生光散射，但由于溶液中粒子的直径小于1nm，散射极其微弱。所以，光束通过胶体时产生丁达尔效应。而通过溶液则没有。）
（2）净化胶体的方法——渗析
将带有小分子杂质离子的胶体放入半透膜，系紧，将半透膜袋放入热水中，使得杂质离子或分子进入水中。
（3）使胶体聚沉的常见条件：
①加入电解质如：强酸、可溶性强碱、可溶性盐；
②加入带有异种电荷的电解质；
③加热。
第二节 离子反应
一、电离
酸、碱、盐等在水溶液中或熔融状态时，产生能够自由移动的离子的过程称为电离。
例如，氯化钠固体被加入水中后，水分子的作用减弱了氯化钠晶体中钠离子和氯离子的静电作用力，使氯化钠电离出钠离子和氯离子，继而钠离子和氯离子在水分子的作用下发生水合，生成了能够自由移动的水合钠离子和水合氯离子。我们把这种产生自由移动离子的过程称为电离。
二、电解质
1．电解质：在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物。（酸碱盐都是电解质。）
非电解质：在水溶液里和熔化状态下都不导电的化合物。
2．水溶液中的常见的电解质
（1）强电解质：在水溶液中全部电离为离子的电解质。
（2）弱电解质：在水溶液中部分电离为离子的电解质。
混合物 如盐酸（HCl与H2O的混合物）等，不属于电解质。
纯净物 单质 如铜或硫等金属或非金属单质，不属于电解质。
化合物 非电解质 一般大多数为不含金属阳离子的有机物，如乙醇、苯。
电解质 强 强酸：HCl、HNO3、H2SO4、HI、HBr、HClO4
强碱：Ba(OH)2、NaOH、KOH、Ca(OH)2等
大多数盐： NaCl、K2SO4、CaCO3、BaSO4等
弱 弱酸：HF、HClO、CH3COOH、H2CO3、H2SO3、H2S等
弱碱：Cu(OH)2等
水、极少数盐：Pb(Ac)2等
注：电解质的强、弱与溶解性的大小无关，只与电离程度的大小有关。
例如，BaSO4难溶——是强电解质，乙酸易溶——是弱电解质。
三、电离方程式（在水溶液中进行的反应）
1．酸、碱、盐的定义
酸：电离时生成的阳离子全部都是氢离子的化合物我们就称之为酸。
碱：电离时生成的阴离子全部都是氢氧根离子的化合物叫做碱。
盐：电离时生成的金属阳离子（或NH4+）和酸根阴离子的化合物叫做盐。
2．酸、碱、盐的电离方程式
（1）强电解质：在水溶液中全部电离为离子。
①强酸：HNO3 = H+ + NO3-
HCl = H+ + Cl-
H2SO4 = 2H+ + SO42-
②强碱：NaOH = Na+ + OH-
KOH = K+ + OH-
Ca(OH)2 = Ca 2+ + 2OH-
Ba(OH)2 = Ba 2+ + 2OH-
③大多数盐： NaCl = Na+ + Cl-
NaAc = Na+ + Ac-
K2SO4 = 2K+ + SO42-
NaHCO3 = Na+ + HCO3-
NaHSO4 = Na+ + H+ + SO42-
NaH2PO4 = Na+ + H2PO4-
注：弱酸的酸式盐如碳酸氢钠在水溶液中主要是电离出钠离子还有碳酸氢根离子，硫酸是强酸，强酸的酸式盐如硫酸氢钠在水中完全电离出钠离子，氢离子还有硫酸根离子。
（2）弱电解质：在水溶液中部分电离为离子
①弱酸：HClO H+ + ClO-
CH3COOH H+ + CH3COO-
H2CO3 H+ + HCO3-
H2S H+ + HS –
②弱碱及极少数盐：不要求
四、离子反应
1．离子反应：电解质在溶液里所起的反应实质是离子反应。
2．离子反应方程式：用实际参加反应的离子的符号来表示离子反应的式子。
离子反应方程式的书写步骤：“写、改、删、查”四个步骤。
（1）写出正确的化学方程式
CuCl2 + AgNO3 === 2AgCl↓ + Cu(NO3)2
（2）把易溶且易电离的物质改写成离子形式，难溶、难电离、气体、单质、氧化物等仍写成化学式。
Cu2+ + 2Cl- + Ag+ + 2NO3- === 2AgCl↓ + Cu2+ + 2NO3-
（3）去方程式两边不参加反应的离子，将系数化成最简整数比
Ag+ + Cl- === AgCl↓
（4）检查离子方程式两边各元素的原子个数和电荷数是否相等。若均相等，离子方程式书写正确。
3．发生离子反应的条件：生成气体或沉淀或若电解质（水等）。
4．离子方程式的意义：
（1）揭示反应的实质。
（2）离子方程式不仅表示一定物质间的某个反应，而且还表示所有同一类型的离子反应。如Ba2+ + SO42- = BaSO4↓，仅表示BaCl2溶液与Na2SO4溶液之间的反应，还表示所有可溶性钡盐与可溶性硫酸盐溶液的反应。
5．书写离子方程式时应注意的几个问题
（1）注意难溶物、微溶物。
对难溶于水的物质，必须用分子式表示，不能拆成离子形式。
对微溶于水的物质：
①在生成物中有微溶物析出时，应用分子式表示。如Na2SO4浓溶液与CaCl2浓溶液反应时，其离子方程式为：
②当反应物中有微溶物并且处于澄清状态时，应将微溶物写成离子形式。如在澄清的石灰水中通入适量CO2，其离子方程式为：
（2）注意强电解质拆开，弱电解质不拆开。
例如，醋酸与NaOH溶液反应的离子方程式为：
又例如，氢硫酸与硫酸铜溶液反应的离子方程式为：
常见的弱电解质有：HF、HClO、H2S、CH3COOH等弱酸；H2SO3、H3PO4等中强酸；NH3·H2O等弱碱；还有水也是弱电解质。
（3）注意反应是否在溶液中进行。
离子方程式只能用来表示电解质在溶液中进行的反应，不是在溶液中进行的反应，一般不用离子方程式表示。
例如，氯化铵固体与熟石灰固体之间经加热生成氨气的反应，就不能用离子方程式表示，只能用化学方程式表示：
2NH4Cl+Ca(OH)2CaCl2+2NH3+2H2O
而NH4Cl溶液与NaOH溶液混合加热的反应，就可以用离子方程式表示：
（4）注意浓酸中水的含量
①浓H2SO4的浓度一般为98%，水的含量很少时，其溶质基本上以硫酸分子的形式存在，所以有浓硫酸参加的一些反应，可以认为不是在溶液中进行的反应。如NaCl固体与浓硫酸、Cu与浓硫酸的反应，一般不用离子方程式表示，只能用化学方程式表示：
②浓盐酸的浓度一般为36%、浓硝酸的浓度一般为69%，它们溶液中的溶质几乎完全以离子形式存在，所以在离子方程式中，浓HCl与浓HNO3都应写成离子形式。如：
MnO2与浓盐酸共热制取Cl2的离子方程式为：
MnO2 + 4H+ + 2Cl－Mn2+ + Cl2 + 2H2O
Cu与浓硝酸反应的离子方程式为：
Cu + 4H+ + 2NO= Cu2+ + 2NO2+ 2H2O
Cu与稀硝酸反应的离子方程式为：
3Cu + 8H+ + 2NO=3Cu2++2NO+4H2O
（5）注意电荷是否守恒
一个正确的离子方程式，不仅要遵循质量（原子数目）守恒，还要遵循电荷守恒。即反应前后各元素的原子个数要相等，方程式两边离子所带电荷也应相等。
如Cl2与FeBr2反应的离子方程式，若写成就错了。虽然反应前后各元素原子个数相等，但两边电荷数不等，因而是错误的。
正确的写法是：2Fe2+ +4Br －+3Cl2=2Fe3++6Cl－+2Br2
（6）注意溶液中溶质电离出的阴离子和阳离子配比数是否正确
有些离子方程式中离子数不能任意约减，要注意电解质电离时阴、阳离子的配比。如：H2SO4与Ba(OH)2溶液反应的离子方程式，应当是
（√）
而不应写成 （×）
（7）注意有水参加的反应
在许多离子反应中，水是一种反应物，书写离子方程式时一定要注意这一隐含因素。
例如，Ca(ClO)2溶液中通入CO2的离子方程式为：
Ca2++2ClO－+CO2+H2O = CaCO3+2HClO
又例如，往溴水中通入SO2气的离子方程式为：
五、关于溶液中离子共存问题
在溶液中离子共存问题的实质是哪些离子之间不能发生反应。
能够发生反应的离子就不能共存，不能发生反应的离子才可以共存。
第三节 氧化还原
一、基本概念：
1．定义：有电子转移（得失或偏移）的化学反应属于氧化还原反应。
2．判断依据：化合价有否变化。
3．本质：有电子转移（得失或偏移）
氧化剂：得到电子的反应物 还原剂：失去电子的反应物
氧化性：物质得电子的性质 还原性：物质失电子的性质
被还原：得到电子被还原 被氧化：失去电子被氧化
还原反应：得到电子的反应叫还原反应 氧化反应：失去电子的反应叫氧化反应
还原产物：还原反应生成的产物 氧化产物：氧化反应生成的产物
例如，氧化还原反应的表示方法——双线桥法
4．氧化还原反应与四种基本反应类型的关系
（1）置换反应都是氧化还原反应。
（2）化合反应不都是氧化还原反应，有单质参加的化合反应是氧化还原反应。
（3）分解反应不都是氧化还原反就，有单质生成的分解反应才是氧化还原反应。
（4）复分解反应都不是氧化还原反应。
二、相关规律：
1．守恒规律：
（1）电子守恒
（2）电荷守恒
（3）质量守恒
2．强弱原理：
（1）氧化剂 + 还原剂 == 还原产物 + 氧化产物
氧化剂的氧化性 > 氧化产物的氧化性；
还原剂的还原性 > 还原产物的还原性；
例，根据反应：
1 I2+SO2+2H2O=H2SO4+2HI
2 2FeCl2+Cl2=2FeCl3
③2FeCl3+2HI=2FeCl2+I2+2HCl
可知：I-、Fe2+、Cl-、SO2的还原性由强到弱的顺序是
解析：①还原性：还原剂SO2 > 还原产物I- ；
②还原性：还原剂Fe2+ > 还原产物Cl- ；
③还原性：还原剂I- > 还原产物Fe2+ ；
还原性由强到弱的顺序：SO2 > I- > Fe2+ > Cl- 。
（2）根据金属活动顺序：
（3）根据元素的价态。
①同种元素价态越高，一般，氧化性越强（如Fe3+>Fe2+）。但例外的，氧化性：HClO>HClO2>HClO3>HClO4 。
②同种元素价态越低，还原性越强（如S2->S>SO2）。
③最高价态只有氧化性，最低价态只有还原性，中间价态兼具氧化性和还原性。
（4）反应条件、反应剧烈程度：和同一反应物发生氧化还原时条件越容易、程度越剧烈，则得或失电子能力越强，氧化性或还原性相对越强。
（5）浓度、温度、酸碱性等：
例如：浓HNO3的氧化性 > 稀HNO3，加热时浓H2SO4 的氧化性增强，
KMnO4溶液在酸性条件下氧化增强等。
（6）注意：比较氧化性和还原性强弱的根本依据在于得失电子能力的大小，即得失电子的难易，而绝不能以得失电子的数目多少判断。
例如，
又例如，
三、应用：
1．氧化还原反应方程式的配平
一般用“化合价升降法”或“电子得失法”配平。配平原则是“化合价升降总数相等”或“得失电子总数相等”。下面以硫与浓硝酸反应为例，说明配平的一般步骤：
（1）标变化：标出氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物中价变元素的化合价；
（2）列变化：列出电子转移的方向和数目；
（3）求倍数：求得失电子数的最小公倍数，以确定氧化剂、还原剂、氧化产物和还原产物四大物质前的系数；
（4）配系数：观察配平两边其他物质的系数，并进行检查，最后改“→”为“==”号；
2．有关氧化还原反应计算
（1）氧化还原反应的计算常见的有两个方面：一是关于氧化剂、还原剂在反应前后化合价数值变化（升降）的计算；二是关于氧化剂、还原剂用量的计算。
（2）计算的原则是：氧化剂得电子总数等于还原剂失电子总数。即常说的“电子得失守恒”。
（3）题型：①部分氧化还原计算；
②推断产物化合价；
③求氧化剂、还原剂或氧化产物、还原产物质量比。
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本质区别是：电离程度不同！
注意：当弱电解质在离子反应方程式中出现时，不要拆开写，应写为分子式。
弱电解质因为较难电离所以在离子反应方程式中应写成分子式。
活泼性↓，失电子能力↓，金属单质的还原性↓
金属阳离子的得电子能力↑，阳离子的氧化性↑
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