1化学反应和能量变化教案.doc

第一单元 化学反应和能量变化一、氧化还原反应1、本质和特征（1）本质：有电子的转移（得失或偏移）。（2）特征：反应过程中有元素的化合价发生了变化。（判断氧化还原反应的依据）2、基本概念反应物得失电子化合价变化表现性质发生反应生成物氧化剂得电子降低氧化性被还原还原产物还原剂失电子升高还原性被氧化氧化产物相互关系：注意：氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物必须是化合价变化的部分。例：KClO3+6HCl=KCl+3Cl2+3H2O 氧化剂和还原剂的物质的量比？其中盐酸表现了哪些性质？如何判断表现了酸性？2H2S+SO2=3S+2H2O 氧化产物和还原产物的比例？3、与四种基本反应类型关系(1)四种基本反应化合反应：A+B=AB 分解反应：AB =A+B 置换反应：A+BC =A B +C 金属置换金属、金属置换非金属、非金属置换金属、非金属置换非金属复分解反应：AB+CD=AD +CB 酸与碱、酸与盐、碱与盐、盐与盐、碱性氧化物与酸例下列各类反应，一定是置换反应的是( )A金属和盐反应 B产生氢气的反应C铝热反应 D用还原剂还原金属氧化物制取金属例下列情况能发生复分解反应的是( )A将氨气与氯化氢气体混合 B将三氯化铁溶液中滴入沸水中C向饱和食盐水中通直流电 D用纯碱除去硬水中的Ca2+离子(2)与基本反应类型关系 置换一定是氧化还原反应；复分解一定不是；化合和分解可能是可能不是（画图） 有单质参加不一定是氧化还原。4、电子转移的表示方法单线桥：用一条线，单箭头从还原剂失电子的元素氧化剂得电子的元素。只标电子转移数，不标得失（箭头表示电子转移方向）。表示电子转移的方向和数目。例：2KClO3 = 2KCl3O2双线桥：用两条线，反应物生成物化合价变化的元素。要标电子得失及转移数。既表示电子转移数目，又表示出元素价升降及氧化还原的关系。5、氧化还原反应基本规律（1）守恒律：化合价有升必有降，电子有得必有失。失电子总数与得电子总数相等。 元素守恒、电荷守恒（离子反应） 应用：有关氧化还原反应的计算及配平氧化还原反应方程式。（2）价态律：元素处于最高价，只有氧化性；元素处于最低价，只有还原性；元素处于中间价态，既有氧化性又有还原性，但主要呈现一种性质。物质若含有多种元素，其性质是这些元素性质的综合体现。元素处最高价的化合物不一定有强氧化性。 应用：判断元素或物质有无氧化性、还原性。（3）强弱律：较强氧化性的氧化剂跟较强还原性的还原剂反应，生成弱还原性的还原产物和弱氧化性的氧化产物。 应用：在适宜条件下，用氧化性较强的物质制备氧化性较弱的物质，或用还原性较强的物质制备还原性较弱的物质；亦可用于比较物质间氧化性或还原性的强弱，即氧化性：氧化剂氧化产物；还原性：还原剂还原产物。（4）转化律：氧化还原反应中，以元素相邻价态间的转化最容易；同种元素不同价态之间的氧化还原反应，化合价的变化遵循“高价+低价中间价”（即价态归中）；同种元素，相邻价态间不发生氧化还原反应。 应用：分析判断氧化还原反应能否发生。例如，浓H2SO4与SO2不会发生反应：KClO3+6HCl(浓)=KCl+3Cl2+3H2O反应中，KClO3中+5价氯元素不会转化为KCl中-1价氯元素。（5）难易律：越易失电子的物质，失电子后就越难得电子；越易得电子的物质，得电子后就越难失电子（注意：难失电子的物质不一定易得电子，如稀有气体既难失电子又难得电子）。一种氧化剂同时和几种还原剂相遇时，还原性最强的优先发生反应；同理，一种还原剂遇多种氧化剂时，氧化性最强的优先发生反应。应用：判断物质的稳定性及反应顺序。6、重要的氧化剂和还原剂(1)氧化剂：活泼非金属：Cl2、O2、F2、Br2、O3高价氧化物：MnO2、CuO、PbO2、CO2高价含氧酸：HNO3、H2SO4(浓)、HClO高价盐：KMnO4、KClO3、FeCl3过氧化物：Na2O2、H2O2 （KO2）常见氧化性离子：Fe3+ 、MnO4、ClO、 NO3（H+）(2)还原剂：活泼金属：Na、Mg、Al、Zn、Fe某些非金属单质：H2、C、Si低价氧化物：CO、SO2、NO低价含氧酸：H2S、HCl、HBr、HI、H2SO3低价氢化物：NH3、H2S、HCl、HBr、HI低价盐：Na2SO3、Na2S、KI、FeSO4常见离子：S2-、I、Fe2+、SO32-7、微粒氧化（还原）性强弱判断的方法即比较得失电子的难易程度，与得失电子的数目无关。如：还原性：NaAl. 氧化性：F2O2(1)根据金属活动性顺序表 金属活动性顺序（常见表示）K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au 原子还原性逐渐减弱，对应阳离子氧化性逐渐增强注意：氧化性 Fe3+Cu2+Fe2+金属还原性还与溶液有关。如在稀H2SO4中，Al比Cu活泼，但在浓H2SO4中，Cu比Al活泼；在稀盐酸中，Mg比Al活泼，在NaOH溶液中，Al比Mg还原性强。非金属活动性顺序（常见元素） F Cl Br I S原子(或单质)氧化性逐渐减弱，对应阴离子还原性逐渐增强(2)根据元素周期表同主族元素（从上到下）F Cl Br I 非金属原子(或单质)氧化性逐渐减弱，对应阴离子还原性逐渐增强Li Na I Rb Cs金属原子还原性逐渐增强，对应阳离子氧化性逐渐减弱同周期主族元素（从左到右）Na Mg Al Si P S Cl单质还原性逐渐减弱，氧化性逐渐增强阳离子氧化性逐渐增强，阴离子还原性逐渐减弱(3)根据化学方程式判断（强制弱）氧化性：氧化剂氧化产物；还原性：还原剂还原产物。例向FeBr2溶液中通入氯气，请根据所学知识分析反应情况。例R、X、Y和Z是四种元素，其常见化合价均为+2价， X2+与单质R不反应；X2+ZXZ2+；YZ2+Y2+Z。这四种离子被还原成0价时表现的氧化性大小符合( )AR2+X2+Z2+Y2+ BX2+R2+Y2+Z2+CY2+Z2+R2+X2+ DZ2+X2+R2+Y2+例已知Cl-、Fe2+、H2O2、I-、SO2均具有还原性，且在酸性溶液中的还原性依次增强。下列各反应不可能发生的是( )A2Fe2+Cl22Fe3+2Cl-B2Fe3+SO22H2O2Fe2+SO42-4H+CH2O2H2SO4SO2O22H2ODI2SO22H2OH2SO42HI(4)根据反应条件（难易程度及剧烈程度）当不同的氧化剂作用于同一还原剂时，如氧化产物价态相同，可根据反应的难易来进行判断。例如：16HCl(浓)+2KMnO4=2KCl+2MnCl2+8H2O+5Cl2CuCl25004HCl(浓)+MnO2 MnCl2+2H2O+Cl24HCl(浓)+O2 2H2O+2Cl2由此我们可以得出氧化性；KMnO4MnO2O2。(5)根据氧化产物价态的高低判断当变价的还原剂在相似的条件下作用于不同的氧化剂时，可根据氧化产物价态的高低来判断氧化剂氧化性的强弱。如：2Fe+3Cl2 2FeCl3Fe+S FeS可以判断氧化性：Cl2S。（同时有：同一金属元素，价态越高氧化性越强。）(6)根据原电池、电解池的电极反应判断两种不同的金属构成原电池的两极。负极金属是电子流出的极，正极金属是电子流入的极，其还原性：负极正极。用惰性电极电解混合溶液时，在阴极先放电的阳离子的氧化性较强，在阳极先放电的阴离子的还原性较强。例A、B、C是三种金属，根据下列、两个实验，确定它们的还原性强弱顺序为( )将A与B浸在稀硫酸中用导线相连，A上有气泡逸出，B逐渐溶解；电解物质的量浓度相同的A、C盐溶液时，阴极上先析出C（使用惰性电极）。AABC BBCA CCAB DBAC(7)根据反应中能量变化判断 H2+X2= 2HX ；H10 H2+Y2= 2HY ；H20 H1H2，则X2的氧化性比Y2强；X的还原性比Y弱。例在相同条件下，下列物质分别与H2反应，当消耗等物质的量的氢气时放出的热量最多的是( )ACl2 BBr2 CI2 DS(8)其他条件浓度越大，氧化剂（还原剂）的氧化性（还原性）越强。 如氧化性：HNO3(浓)HNO3(稀)，还原性：HCl(浓)HCl(稀)温度越高，氧化性（还原性）越强。 酸碱性：KMnO4酸性越强，氧化性越强；Fe2+碱性越强，还原性越强。8、氧化还原方程式的配平(1)配平原理：得失电子数守恒、元素守恒、电荷守恒(2)配平步骤标价态，找变化找公倍，定系数，配平氧化还原部分观察配平非氧化还原部分检验 练习1：配平下列反应 HgS+O2=Hg+SO2 Fe3C+HNO3=Fe(NO3)3+NO+CO2+H2OKOCN+KOH+Cl2CO2+N2+KCl+H2ONa2Cr2O7+KI+HClCrCl3+NaCl+KCl+I2+练习2：在热的稀硫酸溶液中溶解了11.4g FeSO4。当加入50mL 0.5mol/L KNO3溶液后，其中的Fe2+全部转化成Fe3+, KNO3也反应完全，并有NxOy（氮氧化物）气体逸出。FeSO4+KNO3+H2SO4K2SO4+Fe2(SO4)3+NxOy+H2O（1）推算出x=_, y=_。（2）配平该化学方程式（化学计量数填写在上式方框内）。（3）反应中氧化剂为_。（4）用短线和箭头标出电子转移的方向和总数。例3：（上海高考题）某化学反应的反应物和产物如下：KMnO4+KI+H2SO4MnSO4+I2+KIO3+K2SO4+H2O（1）该反应的氧化剂是_。（2）如果该反应方程式中I2和KIO3的化学计量数都是5：KMnO4的化学计量数是_；在下面的化学式上标出电子转移的方向和数目：KMnO4+KI+H2SO4（3）如果没有对该方程式中的某些化学计量数作限定，可能的配平化学计量数有许多组，原因是_。9、氧化还原有关计算化合价升高原子数每原子升高价数=化合价降低原子数每原子降低价数(1)确定反应物或生成物之间物质的量比或质量比例在NO2被水吸收的反应中，发生还原反应和发生氧化反应的物质，其质量比为( )A3:1 B1:3 C1:2 D2:1例(NH4)2PtCl6晶体受热分解，生成N2、HCl、NH4Cl和金属Pt，在此反应中，氧化产物和还原产物的物质的量之比为( )A1:3 B1:2 C2:3 D3:2(2)确定反应物的浓度例3.48克Fe3O4完全溶于100ml1mol/L稀硫酸中，加入K2Cr2O725ml，恰好使溶液中Fe2+全部转化为Fe3+，Cr2O72-被还原为Cr3+，求K2Cr2O7的浓度？(3)确定反应物或产物中元素的化合价例24mL0.05mol/L的Na2SO3溶液，恰好与20mL0.02mol/L的K2Cr2O7溶液完全反应，则元素Cr在被还原的产物中的化合价是( )A+6 B+3 C+2 D0练习1100ml1mol/L稀硝酸恰好与2.6克Zn反应，则硝酸的还原产物是？练习2某单质和浓硝酸反应，若参加反应的单质和硝酸的物质的量比为1：4，则该元素在生成物中价态。教学后记：二、离子反应1、强弱电解质电解质和非电解质定义：判断： A必须是化合物，单质和混合物不是电解质也不是非电解质。 B电解质：酸、碱、盐及部分氧化物 C电解质自身能电离。（SO2、NH3等是非电解质）强电解质和弱电解质定义：判断：A从电离程度判B从物质分类判 强电解质：强酸、强碱、多数盐、活泼金属氧化物 弱电解质：弱酸、弱碱、水、少数盐（HgCl2、PbAc） C从离子（共价）化合物判 强电解质：所有离子化合物、部分共价化合物 弱电解质：部分共价化合物电解质的导电性导电的条件：有自由电子和自由移动的离子 金属：固体或熔融 离子化合物：溶解或熔融判断离子化合物的方法（离子化合物不一定导电） 共价化合物：溶于水电离导电性强弱影响因素：溶质浓度、电离程度和离子所带电荷注意：a.难溶性盐（如CaCO3、BaSO4等）在水中的溶解度极小，导电能力很小，但在水溶液中溶解的那部分能完全电离，故它们属于强电解质(与溶解性无必然联系)。b.溶液导电性的强弱与电解质的强弱没有必然的联系。导电能力强的溶液不一定是强电解质的溶液，强电解质的溶液不一定导电能力强。例：请指出下列物质中哪些是电解质，哪些是非电解质，哪些既不是电解质也不是非电解质，哪些是强电解质，哪些是弱电解质（填序号），并说出你的判断依据。H2SO4 液氨Ca(OH)2 石墨 NH3H2O H2O CH3COONH4 C2H5OH CaCO3 氨水 H3PO4 Na2O2、离子反应：有离子参加或生成的反应，电解质在水溶液中的反应属于离子反应。离子反应本质：反应物的某些离子浓度减少3离子反应发生的条件复分解型离子反应的条件生成难溶的物质A.常见的难溶物难溶酸：H2SiO3难溶碱：Mg(OH)2、Fe(OH)3、Cu(OH)2、Al(OH)3等难溶盐：AgCl、BaSO4、BaCO3、CaCO3、Ca3(PO4)2、FeS、CuS等B.有关离子浓度足够大，生成微溶物的反应也能发生。常见微溶物：CaSO4、Ag2SO4、MgCO3、Ca(OH)2等。如：Ca2+SO42=CaSO4C.微溶物生成难溶物。如：Ca(OH)2(微溶)+CO32=CaCO3(难溶)+2OHCaSO4(微溶)+CO32=CaCO3(难溶)+SO42D.溶解度大的盐的饱和溶液转化为溶解度小的盐的溶液。如：Na2CO3(饱和)+CO2+H2O=2NaHCO3NH4HCO3+NaCl=NaHCO3+NH4Cl生成难电离的物质A.常见难电离的物质弱酸：H2SO3、H3PO4、HF、CH3COOH、H2CO3、HClO、H2SiO3等； H+与弱酸根、弱酸酸式酸根弱碱：NH3H2O等； OH与弱碱阳离子、弱酸酸式酸根少数盐：Pb(CH3COO)2、HgCl2等；其他：H2O、C6H5OH等。B.反应规律：由强酸制弱酸，由强碱制弱碱。例如：盐酸+Ca(ClO)2溶液：H+ClO=HClO稀醋酸+苯酚钠溶液：CH3COOH+C6H5O=CH3COO+C6H5OHNH4Cl溶液+NaOH溶液：NH4+OH=NH3H2O生成挥发性的物质常见挥发性物质有CO2、SO2、NH3、H2S等。如：2H+SO32=SO2+H2ONH4+OH- NH3+H2O有离子参与的氧化还原反应的条件由氧化性和还原性强的物质制氧化性和还原性弱的物质。强氧化性离子：ClO-、Fe3+、MnO4-、NO3-(H+)强还原性离子：Fe2+、SO32-、I-、S2-、HS- 如：Cu2+Fe=Fe2+Cu H2S+Cl2=S+2H+2Cl-双水解型离子反应的条件Fe3+与CO32-,AlO2-,SiO32-,HCO3-Al3+与S2-,HS-,CO32-,AlO2-,SiO3-生成络合物Fe3+和SCN、C6H5O Ag+和NH34、离子共存一色：若为无色溶液，则Cu2+、Fe3+、Fe2+、MnO4等有色离子不能存在。二性：即溶液的酸性和碱性。强酸性溶液中，OH、弱酸根弱酸及酸式酸根阴离子均不能大量存在；强碱性溶液中，H+、酸式弱酸根离子及弱碱阳离子均不能大量存在。三特：指三种特殊情况。AlO2与HCO3不能大量共存：AlO2+HCO3+H2O=Al(OH)3+CO32；“NO3+H+(H3O+)”组合具有强氧化性，能与S2-、Fe2+、I等发生反应；NH4+与CH3COO-、HCO3、CO32、Mg2+与HCO3等组合中，虽然两种离子都能水解且水解相互促进，但总的水解程度仍很小，在溶液中能大量共存（加热就不同了）。四反应：离子间能发生的四种类型的反应，能相互反应的离子不能大量共存。复分解反应氧化还原反应双水解反应络合反应注意：能生成微溶物质的两种离子不能大量共存。酸性或碱性溶液中；由水电离出的c(H+)=110-13molL-1的溶液出现pH、指示剂变化，与Al反应放出H2等时，隐含着要加一种或几种离子。因氧化还原反应；共存还是不共存。例在强酸性溶液中能大量共存，且溶液为无色透明的离子组是( )ANH4+、Al3+、SO42-、NO3- BK+、Na+、AlO2-、NO3-CK+、NH4+、MnO4-、SO42- DNa+、K+、NO3-、HSO3-例下列各组离子一定能大量共存的是( )A在含大量Fe3+的溶液中：NH4+、Na+、Cl-、SCN-B在强碱溶液中：Na+、K+、AlO2-、CO32-C在c(H+)10-13mol/L的溶液中：NH4+、Al3+、SO42-、NO3-D在pH1的溶液中：K+、Fe2+、Cl-、NO3-5、离子方程式定义：用实际参加反应的离子表示离子反应的式子意义：表示一类反应适用范围：溶液中进行的离子反应书写：基本步骤：写、拆、删、查基本原则A.拆的原则易溶于水的强电解质(强酸、强碱、可溶性盐) 写离子符号 难溶物、弱电解质、气体、单质、氧化物等 写化学式B.微溶物的处理 做反应物：浊液 写化学式澄清溶液(或饱和溶液等) 写离子符号 做生成物：写化学式C.酸式盐的处理 强酸的酸式盐：拆成H+和酸根离子 弱酸的酸式盐：不能拆分 HSO3-、HS-、HCO3-D.特殊物质的处理 产物中NH3H2O的处理：加热或浓溶液反应：NH3+H2O 稀溶液且不加热：NH3H2O 反应物浓H2SO4的处理：保留化学式6、离子方程式常见书写错误判断(1)不符合客观事实2Fe+6H+=2Fe3+3H2 Fe2+H2S=FeS+2H+Ca2+CO2+H2O=CaCO3 +2H+(2)化学式或离子符号表示错误碳酸钙溶于醋酸：CO32-2CH3COOH2CH3COO-H2OCO2碳酸氢钠溶液与硫酸氢钠溶液反应：CO32-2H+H2OCO2硫化氢通入硫酸铜溶液中：Cu2+S2-=CuS (3)不符合质量守恒、电荷守恒、电子得失守恒Na+H2O=Na+OH-+H2 Cu+Ag+=Cu2+AgCu+4H+NO3-=Cu2+NO+2H2O Fe2+Cl2=Fe3+2Cl-2MnO4-+3H2O2+6H+= 2Mn2+4O2+ 6H2O(4)不符合量的关系写错产物酸式盐与碱NaOH和Ca(HCO3)2Ba(OH)2+NaHSO4 Ba(OH)2+NH4HSO4分析要点：少量的物质应最大限度反应（系数定为1）滴加顺序不同产物不同NaOH溶液中通过量的CO2：2OH-+CO2=CO32-+H2ONaAlO2溶液中通过量的CO2：2AlO2-+3H2O+CO2=2Al(OH)3+CO32-氨水吸收少量SO2 AlCl3与过量的氨水苯酚钠和少量的CO2 分析要点：注意过量的物质与溶液中微粒有无后续反应氧化还原反应中：注意反应顺序 FeBr2和Cl2(5)反应物离子比例错误或漏掉反应Ba(OH)2+H2SO4 明矾和Ba(OH)2溶液NH4HCO3溶液中滴加NaOH溶液Mg(HCO3)2溶液和Ca(OH)2溶液反应(6)不符合水解反应规律：可逆符号、等号、 、分步水解等 7、离子推断三、化学反应中的能量变化1、反应热(1)概念：化学反应过程中放出或吸收的热量。(2)表示方法：H =生成物总能量反应物总能量，单位：KJ/mol 放热反应 H0 吸热反应 H0 2、放热反应和吸热反应(1)化学键分析：化学反应实质：旧键断裂，新键生成放热反应：生成物成键释放的总能量大于反应物断键吸收的总能量。吸热反应：生成物成键释放的总能量小于反应物断键吸收的总能量。(2)物质内能分析：放热反应：反应物具有的总能量大于生成物具有的总能量。吸热反应：反应物具有的总能量小于生成物具有的总能量。(3)反应过程分析：放热反应：生成物释放的总能量大于反应物吸收的总能量。吸热反应：生成物释放的总能量小于反应物吸收的总能量。注意：反应的热效应与反应条件无必然联系。 物质具有的能量越低越稳定。（放出热量越多，产物内能越低越稳定，反应越易进行。）如：金属原子失电子，吸收热量，吸热越少，金属越活泼； 非金属原子得电子，放出热量，放热越多，非金属越活泼。3、常见变化的热效应放热反应 所有的燃烧反应 酸碱中和反应 活泼金属与酸反应多数化合反应 物质的缓慢氧化 沉淀反应吸热反应 电解质电离 盐水解 多数分解反应C+CO2= CO C+H2O= CO+H2 Ba (OH) 2和氯化铵其他变化物态变化：slg 吸热物质溶解：强酸、强碱及活泼金属氧化物（放热） 氯化铵、硝酸铵（吸热） NaCl（不明显） 分子断键成原子（吸热）4、热化学方程式(1)概念：表明反应中放出或吸收的热量的化学方程式(2)书写(在化学方程式的基础上注意以下三点)注明物质的状态 (物