化學反應及其能量變化
化學反應及其能量變化總結
核心知識
氧化還原反應
核心知識
壹、幾個基本概念
1.氧化還原反應：凡有電子轉移的反應，就是氧化還原反應.表現為元素的化合價發生變化.
2.氧化反應和還原反應：物質失去電子的反應(體現為元素化合價有升高)是氧化反應；物質得電子的反應(體現為元素化合價降低)是還原反應.
3.氧化產物和還原產物：還原劑在反應中失去電子後被氧化形成的生成物為氧化產物.氧化劑在反應中得電子被還原形成的生成物為還原產物.
4.氧化性和還原性：物質在反應中得電子為氧化劑，氧化劑具有氧化性；物質在反應中失電子為還原劑，還原劑具有還原性.
各概念間的關系為：
二、氧化還原反應的分析表示方法
①雙線橋法：
例1
它表示反應中電子得失情況和結果.
線橋由反應物指向生成物的同壹元素上.
②單線橋法
例(上例)
它表示反應中電子轉移情況.
線橋由還原劑失電子元素指向氧化劑的得電子元素.
三、四種基本反應類型同氧化還原反應間的關系
1.置換反應全都是氧化還原反應.
2.化合反應和分解反應有壹部分為氧化還原反應.
3.復分解反應全都不是氧化還原反應.
四、元素的價態與氧化性、還原性的關系
壹般常見的處於最低價態的元素不能再得到電子，只具有還原性.例如壹切金屬單質為O價Cl-1、S-2、O-2等，處於最高價態的元素 等不能再失去電子，只可能得到電子而具有氧化性.處於中間價態的元素，如 等既有氧化性，又有還原性，但還常以某壹方面為主.如S、O2、Cl2以氧化性為主.
五、氧化性、還原性強弱比較
(1)氧化性：氧化劑＞氧化產物
還原性：還原劑＞還原產物
註：氧化性還原性強弱的比較壹般需依據氧化還原反應而定.
(2)根據金屬活動順序表判斷
K,Ca,Na,Mg,Al,Zn,Fe,Sn,Pb,(H),Cu,Hg,Ag,Pt,Au
(3)根據非金屬活動順序進行判斷
六、氧化還原反應基本類型
1.全部氧化還原型：變價元素的所有原子的價態物發生變化
如：2H2+O2 2H2O Zn+2HCl H2↑+ZnCl2等
2.部分氧化還原型：變價元素的原子只有部分價態發生變化
如：MnO2+4HCl(濃) MnCl2+Cl2↑+2H2O
3.自身氧化還原型，同壹物質中不同元素發生價態改變
如：2KClO3 2KCl+3O2↑ 2H2O 2H2↑+O2↑
4.歧化反應型：同壹物質中同壹元素發生價態的改變
如：Cl2+2NaOH NaCl+NaClO+H2O
七、氧化還原反應的基本規律
1.兩個守恒關系：
質量守恒和得失電子總數守恒.
2.歸中律：即同種元素的不同價態反應遵循“可靠攏不相交”.
離子反應 離子反應方程式
核心知識
壹、電解質和非電解質
1.電解質：在水溶液或受熱熔化狀態下能導電的化合物.
非電解質：在水溶或受熱熔化狀態下不能導電的化合物.
例1 CaO、SO3溶於水能導電，Fe能夠導電，它們是否是電解質?
解析 CaO本是電解質，但不能說是因為它溶於水能導電才是電解質.溶於水有以下反應：CaO+H2O=Ca(OH)2，此時為Ca(OH)2的導電；SO3本身不是電解質，溶於水有以下反應：SO3+H2O=H2SO4，此時為H2SO4的導電.電解質實際上指的是不與水反應，通過本身電離出自由移離子而導電的壹類化合物.Fe不是化合物故不屬於電解質與非電解質之列.
2.強電解質和弱電解質
二、離子反應
1.有離子參加的反應叫離子反應.
離子互換型 (復分解反應型)
2.類型
氧化還原型
三、離子方程式
1.用實際參加反應的離子的符號來表示離子之間反應的式子叫離子方程式.
2.意義：離子方程式表示同壹類型的所有的離子反應.
3.書寫離子方程式的方法：
(1)“寫”：寫出正確的化學方程式
(2)“拆”：把易溶且易電離的物質拆寫成離子形式，凡是難溶、難電離，以及氣體物質均寫成化學式.
(3)“刪”：刪去反應前後不參加反應的離子.
(4)“查”：檢查離子方程式兩邊的原子個數是否相等，電荷總數是否相等.
四、判斷離子方程式書寫是否正確的方法
必須考慮以下五條原則：
(1)依據物質反應的客觀事實.
釋例1：鐵與稀鹽酸反應：
2Fe+6H+=2Fe3++3H2↑(錯誤)，正確的是：Fe+2H+=Fe2++H2↑.
(2)必須遵守質量守恒定律.
釋例2：Cl2+I-=Cl-+I2(錯誤)，正確的是：Cl2+2I-=2Cl-+I2.
(3)必須遵守電荷平衡原理.
釋例3：氯氣通入FeCl2溶液中：Fe2++Cl2=Fe3++2Cl-(錯誤)，正確的是：2Fe2++Cl2=2Fe3++2Cl-.
(4)氧化還原反應還必須遵守得失電子守恒原理.應註意判斷氧化劑和還原劑轉移電子數是否配平.
(5)必須遵循定組成原理(即物質中陰、陽離子組成固定).
釋例4：Ba(OH)2溶液和稀H2SO4混合：Ba+OH-+H++SO42-=BaSO4↓+H2O(錯誤)，正確的是：Ba2++2OH-+SO42-+2H+=BaSO4↓+2H2O.
五、判斷溶液中離子能否大量***存
所謂幾種離子在同壹溶液中能大量***存，就是指離子之間不發生任何反應；若離子之間能發生反應，則不能大量***存.
1.同壹溶液中若離子間符合下列任意壹個條件就會發生離子反應，離子之間便不能在溶液中大量***存.
(1)生成難溶物或微溶物：如Ba2+與CO32-、Ag+與Br-、Ca2+與SO42-和OH-、OH-與Cu2+等不能大量***存.
(2)生成氣體或揮發性物質：如NH4+與OH-,H+與CO32-、HCO3-、S2-、HSO3-、SO32-等不能大量***存.
2.生成難電離的物質：如H+與CO32-、S2-、SO32-、F-、ClO-等生成弱酸；OH-與NH4+、Cu2+等生成弱堿；H+與OH-生成水，這些離子不能大量***存.
(4)發生氧化還原反應：氧化性離子(如Fe3+、NO3-、ClO-、MnO4-等)與還原性離子(如S2-、I-、Fe2+、SO32-等)不能大量***存.註意Fe2+與Fe3+可以***存；MnO4-與Cl-不能大量***存.
2.附加隱含條件的應用規律：
(1)溶液無色透明時，則溶液中肯定沒有有色離子.常見的有色離子是Cu2+、Fe3+、Fe2+、MnO4-等.
(2)強堿性溶液中肯定不存在與OH-起反應的離子.
(3)強酸性溶液中肯定不存在與H+起反應的離子.
化學反應中的能量變化
核心知識
1.化學反應中的能量變化
(1)化學反應的基本特征
有新的物質生成，常伴隨能量變化及發光、變色、放氣、生成沈澱等現象.
(2)放熱反應和吸熱反應
①有熱量放出的反應叫放熱反應；有熱量吸收的反應叫吸熱反應.
②原因：化學反應的特點是有新物質生成，新物質與反應物質的總能量是不相同的，反應物與新物的能量差若以能量形式表現即為放熱和吸熱，若兩者能量比較接近，則吸熱和放熱都不明顯.
③實例 燃燒：C+O2 CO2 酸堿中和反應，金屬與酸的反應 Zn+2HCl ZnCl2+H2↑ CaO+H2O Ca(OH)2等為放熱反應
吸熱反應實例：C+CO2 2CO H2+CuO Cu+H2O Ba(OH)2?8H2O+2NH4Cl BaCl2+8NH3↑+10H2O等
2.燃燒
①通常講的燃燒是指可燃物與空氣中的氧氣發生的壹種發光發熱的劇烈氧化反應.燃燒的條件有兩個.
壹是可燃物與氧氣接觸，二是可燃物的溫度達到著火點.
②充分燃燒的條件：壹是有足夠的空氣，二是跟空氣有足夠大的接觸面.
③不充分燃燒的危害：產生熱量少，浪費資源；產生汙染物.
④化石燃燒包括：石油；天然氣；煤屬非再生能源.
⑤煤的充分利用及新技術的開發：新型煤粉燃燒機；煤的氣化和液化；轉化為水煤氣或幹餾煤氣.
堿金屬知識點
壹、堿金屬是典型的金屬元素族，主要內容有以下幾項：
1、知識網：
鈉
核心知識
壹、鈉原子結構
結構特點： .鈉原子核外有三個電子層，最外層只有壹個電子，易失去壹個電子變成鈉離子：Na-e-→Na+，形成穩定結構.所以在化學反應中表現出強的還原性.
二、性質
1.物理性質：軟、亮、輕、低、導.(軟——質軟，硬度小；亮——銀白色金屬光澤；輕——密度小，比水輕；低——熔點低；導——可導電、導熱.)
2.化學性質：強還原性，活潑金屬.
與O2反應：常溫→Na2O(白色固體)
點燃或加熱→Na2O2(淡黃色固體)
與S反應：碾磨爆炸.
與水反應：劇烈.
現象：熔、浮、遊、鳴、紅(滴入酚酞，溶液變紅)
與酸反應：非常劇烈，以致爆炸.
與某些熔融鹽反應：可置換出某些熔融鹽中的金屬(如TiCl4等)
與鹽溶液反應：實質是先與鹽溶液中的水反應，然後再發生復分解反應.
三、鈉的存在與保存
1.元素在自然界的存在有兩種形態：
遊離態：以單質形式存在的元素.
化合態：以化合物形式存在的元素.
鈉的化學性質很活潑，在自然界裏無遊離態，只有化合態(NaCl、Na2CO3、Na2SO4、NaNO3等)
2.保存：
因為常溫下金屬鈉能跟空氣中的氧氣反應，還能跟水、水蒸氣反應，所以金屬鈉保存在煤油或石蠟油中，主要是為了隔絕空氣和水.
四、鈉的用途
1.K—Na合金用於原子反應堆作導熱劑.
2.制備Na2O2.
3.做電光源：高壓鈉燈.
4.冶煉稀有金屬.
五、重點難點解析
1.鈉露置於空氣中的變化過程剖析
切開金屬鈉置於空氣中，切口開始呈銀白色(鈉的真面目) →變暗(生成Na2O) →變白色固體(生成NaOH) →成液(NaOH潮解) →結塊(吸收CO2成Na2CO3?10H2O) →最後成粉末(風化).有關反應如下：
4Na+O2 2Na2O Na2O+H2O 2NaOH
2Na+2H2O 2NaOH+H2↑ 2NaOH+CO2 Na2CO3+H2O
註意不可將碳酸鈉的生成用下式表示：
Na2O+CO2 Na2CO3，這是不符合事實的.因為氧化鈉與水結合的能力比跟二氧化碳反應的能力強得多.
2.鈉與水反應現象
可概括為五個字：熔、浮、遊、鳴、紅.
熔——是指鈉熔化成閃亮的小球.
浮——是指鈉密度小於水，浮於水面.
遊——是指由於反應劇烈放出的氣體使“鈉球”在水面四處遊動.
鳴——壹是金屬鈉與水反應放出氣體發出“噝噝”的聲音；二是指收集到的氣體點燃有爆鳴聲即反應放出H2.
紅——是指溶液加酚酞呈紅色，即生成氫氧化鈉.反應的化學方程式為：
2Na+2H2O 2NaOH+H2↑
該反應的實質是鈉與水中電離出來的H+發生的氧化還原反應.離子方程式為：
2Na+2H2O 2Na++2OH-+H2↑
3.鈉與酸、鹽溶液的反應
鈉與酸反應，實質上是鈉與酸電離出的H+反應，所以當金屬與酸溶液反應時，由於溶液中的H+主要來源於酸，因此鈉先與酸反應，若鈉是過量的則繼續與水反應.因為酸中H+濃度遠大於水中H+濃度，所以鈉與酸反應要比與水反應劇烈，以至發生燃燒或輕微爆炸.
鈉與鹽溶液反應，實質上是鈉與鹽溶液中的溶劑——水電離出的H+反應.所以在鹽溶液中，鈉先與水反應生成氫氧化鈉，氫氧化鈉再與鹽溶液中的某些金屬陽離子或NH4+發生復分解反應.如：
2FeCl3+6Na+6H2O＝2Fe(OH)3↓+6NaCl+3H2↑
2NH4Cl+2Na+2H2O＝2NH3?H2O+2NaOH+H2↑
故鈉與鹽溶液反應，不能置換出鹽中的金屬.
典型例題
例1 學生甲和乙，對金屬鈉的色澤發生了爭議.甲說書本上講鈉是銀白色的，乙說他親眼看到鈉是暗灰色的.學生丙聽到他們的爭論後，從實驗室取了壹小塊鈉，用很簡單的實驗證明了金屬鈉是銀白色的，並解釋了通常看到鈉是暗灰色的原因.丙怎樣進行實驗證明和解釋的?
解析 學生丙將取出壹小塊鈉放在玻片上，叫甲和乙兩人觀察，看到確是暗灰色，丙又用小刀把鈉切開，裏面的鈉是銀白色的.丙解釋：由於鈉的性質活潑，外面的鈉被氧化了，因此是暗灰色的.
例2 取5.4g由堿金屬R及其氧化物R2O組成的混合物，使之與足量的水反應，蒸幹反應後的溶液，得8g無水晶體.
(1)通過計算判斷是何種金屬?(2)混合物中R和R2O的質量各是多少克?
解析 本題可采用極端假設法.即①假設5.4g全為金屬單質；②假設5.4g全為氧化物，推出R的原子量範圍，R的實際原子量應介於二者之間，從而推出該元素的名稱.
(1)假設5.4g全為金屬單質，據(R的原子量設為a1)
2R+2H2O 2ROH+H2↑
2a1 2(a1+17)
5.4g 8g a1＝35.3
假設5.4g全為氧化物 據(R的原子量設為a2)
R2O+H2O 2ROH
2a2+16 2(a2+17) a2=10.7
5.4g 8g
查表知R為鈉 R2O為Na2O
(2)據
2Na+2H2O 2NaOH+H2↑ Na2O+H2O 2NaOH
46 80 62 80
m(Na) m(Na2O)
得 m(Na)+m(Na2O)=5.4g m(Na)＝2.3g
m(Na)+ m(Na2O)＝8g m(Na2O)＝3.1g
評析 ①通過計算求得原子量，由原子量確定是什麽元素；②極端假設是解混合物計算題常用的方法.
例3 把壹小塊金屬鈉暴露在空氣中，觀察到以下現象：①金屬鈉表面逐漸變暗；②過壹段時間以後又逐漸變潮濕；③再過些時候又轉變成白色固體；④又過壹段時間白色固體變成白色的粉末.寫出以上發生的各種現象的有關化學方程式.
解析 金屬鈉為活潑金屬，極易被空氣中的氧氣氧化生成氧化鈉，所以表面逐漸變暗且無光澤.氧化鈉在空氣中溶於水，表面變潮濕而生成氫氧化鈉.氫氧化鈉和空氣中的二氧化碳和水反應，生成碳酸鈉晶體，即含有10個結晶水的碳酸鈉.再過壹段時間，含有結晶水的晶體風化失水，變成粉末狀物質.
答 ①4Na+O2 2Na2O
②Na2O+H2O 2NaOH
③2NaOH+CO2+9H2O Na2CO3?10H2O
④Na2CO3?10H2O Na2CO3+10H2O
評析 該題要求寫出金屬鈉暴露於空氣中發生的壹系列變化的化學方程式，實際考查的是鈉及鈉的化合物的化學性質.
鈉的化合物
引入：在初中學過 ，在這再學習 。
本節教學目標：
1.掌握Na氧化物和鈉的重要化合物的性質.
2.通過Na2CO3和NaHCO3的熱穩定性實驗，了解鑒別它們的方法.
3.了解鈉的重要化合物的用途.
本節教學的重點：
的性質及其鑒別方法。
本節教學難點：
與 的反應。
鈉所形成的離子化合物是高考的重要內容，往往與有關計算結合在壹起，考查計算和推理能力.
核心知識
壹、鈉的氧化物
比較
項目 氧化鈉 過氧化鈉
化學式 Na2O Na2O2
化合價 鈉+1、氧-2 鈉+1、氧-1
色、態 白色固體 淺黃色固體
類 別 堿性氧化物 過氧化物(不是堿性氧化物)
化
學
性
質 與水反應 Na2O+H2O＝2NaOH 2Na2O2+2H2O＝4NaOH+O2↑
與CO2反應 Na2O+CO2＝Na2CO3 2Na2O2+2CO2＝2Na2CO3+O2↑
與鹽酸反應 Na2O+2HCl＝2NaCl+H2O 2Na2O2+4HCl＝4NaCl+2H2O+O2↑
穩定性 Na2O<Na2O2
漂白性 / 有
轉化 2Na2O+O2 2Na2O2
用途 / 供氧劑、漂白劑
二、鈉的碳酸鹽
比較
項目 碳酸鈉 碳酸氫鈉
化學式 Na2CO3 NaHCO3
俗 名 純堿、蘇打 小蘇打
色、態 白色粉末 白色細小晶體
溶解性(水中) 易溶 可溶
熱穩定性 加熱不分解 加熱易分解
與NaOH 不反應 反應：HCO3-+OH-＝CO32-+H2O
與澄清石灰水 Ca2++CO32-＝CaCO3↓ Ca2++OH-+HCO3-＝CaCO3↓+H2O (少量)
Ca2++2OH-+2HCO3-＝CaCO3↓+CO32-+2H2O (過量)
與CO2及水 Na2CO3+CO2+H2O＝2NaHCO3 不反應
與同濃度的鹽酸反應 較快CO32-+2H+＝CO2↑+H2O 很快HCO3-+H+＝CO2↑+H2O
與CaCl2或
BaCl2溶液 Ca2++CO32-＝CaCO3↓或Ba2++CO32-＝BaCO3↓ 不反應(當再加氨水或NaOH溶液時，則有沈澱生成)
相互轉化
用 途 用於制玻璃、肥皂、造紙、紡織等工業；洗滌劑 發酵劑、滅火劑、醫用
Na2CO3和NaHCO3都是白色固體，易溶於水.在常溫下，NaHCO3的溶解度小於Na2CO3，故往Na2CO3飽和溶液中通入CO2會析出白色晶體.Na2CO3和NaHCO3與酸反應均放出CO2氣體，前者放出氣體的速度較慢.
(1)向Na2CO3溶液逐滴滴入鹽酸，發生分步反應：
Na2CO3+HCl=NaHCO3+NaCl…………(1)
NaHCO3+HCl=NaCl+CO2↑+H2O…………(2)
把Na2CO3溶液逐滴加到鹽酸中，開始時鹽酸過量，則發生反應(1)、(2)，即
Na2CO3+2HCl=2NaCl+H2O+CO2↑,開始就有氣體放出.
若將鹽酸滴到Na2CO3溶液中，開始時Na2CO3過量，只發生反應(1)
Na2CO3+HCl=NaHCO3+NaCl，無氣體，只有在Na2CO3全部轉化成NaHCO3後再滴加鹽酸才有氣體放出.故這壹實驗常用於不需外加試劑區別Na2CO3溶液和鹽酸.
註：(1)Na2CO3和NaOH***存時，滴加HCl(或H+)，HCl與NaOH完全中和後再與Na2CO3反應.
(2)NaHCO3與HCl的反應比Na2CO3與HCl的反應劇烈：因為NaHCO3與鹽酸的反應壹步放出CO2，而Na2CO3則需兩步(泡沫滅火器中，用NaHCO3和Al2(SO4)3作原料).
(3)Na2CO3和NaHCO3可在壹定條件下相互轉化：
溶液中：NaHCO3+NaOH=Na2CO3+H2O
Na2CO3+CO2+H2O=2NaHCO3
固體中：NaOH+NaHCO3 Na2CO3+H2O
2NaHCO3 Na2CO3+CO2↑+H2O