化學(xué)：第二章《化學(xué)物質(zhì)及其變化》教案(新人教版必修1)

1、第二章 化學(xué)物質(zhì)及其變化 教案第一節(jié) 物質(zhì)的分類一簡(jiǎn)單分類法及其應(yīng)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(zhì)以粒子形式分散在另一種（或多種）物質(zhì)中所得到的體系。（2）組成： 分散成微粒的物質(zhì)分散質(zhì)微粒分布在其中的物質(zhì)分散劑（3）分類：膠體（1）膠體的本質(zhì)特征: 分散質(zhì)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(zhì)粒子大小為特征的，它只是物質(zhì)的一種存在形式，同種物質(zhì)作分散質(zhì)時(shí)，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(dá)爾現(xiàn)象的原因：膠粒對(duì)光線的散射作用。（*）僅了解

2、：當(dāng)光束通過膠體時(shí)，看到的光柱是被膠體粒子散射的現(xiàn)象，并不是膠體粒子本身發(fā)光，可見光的波長(zhǎng)在400700nm之間，膠體粒子的直徑在1 100nm，小于可見光的波長(zhǎng)，能使光波發(fā)生散射。溶液也發(fā)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(shí)產(chǎn)生丁達(dá)爾效應(yīng)。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(zhì)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(zhì)離子或分子進(jìn)入水中。（3）使膠體聚沉的常見條件： 加入電解質(zhì)如：強(qiáng)酸、可溶性強(qiáng)堿、可溶性鹽； 加入帶有異種電荷的電解質(zhì)； 加熱。第二節(jié) 離子反應(yīng)一、電離酸、堿、鹽等在水溶液中或熔融狀態(tài)時(shí)，產(chǎn)生能夠

3、自由移動(dòng)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(fā)生水合，生成了能夠自由移動(dòng)的水合鈉離子和水合氯離子。我們把這種產(chǎn)生自由移動(dòng)離子的過程稱為電離。二、電解質(zhì)混合物如鹽酸（HCl與H2O的混合物）等，不屬于電解質(zhì)。純凈物來源:Zxxk.Com來源:Z|xx|k.Com單質(zhì)如銅或硫等金屬或非金屬單質(zhì)，不屬于電解質(zhì)。來源:Z#xx#k.Com來源:Z_xx_k.Com化合物非電解質(zhì)一般大多數(shù)為不含金屬陽(yáng)離子的有機(jī)物，如乙醇、苯。電解質(zhì)強(qiáng)強(qiáng)酸：HCl、HNO3、H2SO4

4、、HI、HBr、HClO4強(qiáng)堿：Ba(OH)2、NaOH、KOH、Ca(OH)2等大多數(shù)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(shù)鹽：Pb(Ac)2等1電解質(zhì)：在水溶液里或熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物。（酸堿鹽都是電解質(zhì)。）非電解質(zhì)：在水溶液里和熔化狀態(tài)下都不導(dǎo)電的化合物。2水溶液中的常見的電解質(zhì)（1）強(qiáng)電解質(zhì)：在水溶液中全部電離為離子的電解質(zhì)。本質(zhì)區(qū)別是：電離程度不同?。?）弱電解質(zhì)：在水溶液中部分電離為離子的電解質(zhì)。注：電解質(zhì)的強(qiáng)、弱與溶解性的大小無關(guān)，只與電離程度的大小有關(guān)。 例

5、如，BaSO4難溶是強(qiáng)電解質(zhì)，乙酸易溶是弱電解質(zhì)。三、電離方程式（在水溶液中進(jìn)行的反應(yīng)）1酸、堿、鹽的定義 酸：電離時(shí)生成的陽(yáng)離子全部都是氫離子的化合物我們就稱之為酸。 堿：電離時(shí)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(shí)生成的金屬陽(yáng)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(qiáng)電解質(zhì)：在水溶液中全部電離為離子。 強(qiáng)酸：HNO3 = H+ + NO3- HCl = H+ + Cl-H2SO4 = 2H+ + SO42- 強(qiáng)堿：NaOH = Na+ + OH-KOH = K+ + OH-Ca(OH)2 = Ca 2+ + 2OH-Ba(OH)2 =

6、 Ba 2+ + 2OH- 大多數(shù)鹽： 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(qiáng)酸，強(qiáng)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(dāng)弱電解質(zhì)在離子反應(yīng)方程式中出現(xiàn)時(shí)，不要拆開寫，應(yīng)寫為分子式。（2）弱電解質(zhì)：在水溶液中部分電離為離子 弱酸：HClO H+ + ClO- CH3COOH H+

7、+ CH3COO-H2CO3 H+ + HCO3- H2S H+ + HS 弱堿及極少數(shù)鹽：不要求四、離子反應(yīng)1離子反應(yīng)：電解質(zhì)在溶液里所起的反應(yīng)實(shí)質(zhì)是離子反應(yīng)。2離子反應(yīng)方程式：用實(shí)際參加反應(yīng)的離子的符號(hào)來表示離子反應(yīng)的式子。離子反應(yīng)方程式的書寫步驟：“寫、改、刪、查”四個(gè)步驟。（1）寫出正確的化學(xué)方程式CuCl2 + AgNO3 = 2AgCl + Cu(NO3)2（2）把易溶且易電離的物質(zhì)改寫成離子形式，難溶、難電離、氣體、單質(zhì)、氧化物等仍寫成化學(xué)式。Cu2+ + 2Cl- + Ag+ + 2NO3- = 2AgCl + Cu2+ + 2NO3-（3）去方程式兩邊不參加反應(yīng)的離子，將系數(shù)

8、化成最簡(jiǎn)整數(shù)比Ag+ + Cl- = AgCl（4）檢查離子方程式兩邊各元素的原子個(gè)數(shù)和電荷數(shù)是否相等。若均相等，離子方程式書寫正確。3發(fā)生離子反應(yīng)的條件：生成氣體或沉淀或若電解質(zhì)（水等）。4離子方程式的意義：（1）揭示反應(yīng)的實(shí)質(zhì)。（2）離子方程式不僅表示一定物質(zhì)間的某個(gè)反應(yīng)，而且還表示所有同一類型的離子反應(yīng)。如Ba2+ + SO42- = BaSO4，僅表示BaCl2溶液與Na2SO4溶液之間的反應(yīng)，還表示所有可溶性鋇鹽與可溶性硫酸鹽溶液的反應(yīng)。5書寫離子方程式時(shí)應(yīng)注意的幾個(gè)問題（1）注意難溶物、微溶物。對(duì)難溶于水的物質(zhì)，必須用分子式表示，不能拆成離子形式。對(duì)微溶于水的物質(zhì)：在生成物中有微溶

9、物析出時(shí)，應(yīng)用分子式表示。如Na2SO4濃溶液與CaCl2濃溶液反應(yīng)時(shí)，其離子方程式為：當(dāng)反應(yīng)物中有微溶物并且處于澄清狀態(tài)時(shí)，應(yīng)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(zhì)因?yàn)檩^難電離所以在離子反應(yīng)方程式中應(yīng)寫成分子式。（2）注意強(qiáng)電解質(zhì)拆開，弱電解質(zhì)不拆開。例如，醋酸與NaOH溶液反應(yīng)的離子方程式為：又例如，氫硫酸與硫酸銅溶液反應(yīng)的離子方程式為：常見的弱電解質(zhì)有：HF、HClO、H2S、CH3COOH等弱酸；H2SO3、H3PO4等中強(qiáng)酸；NH3·H2O等弱堿；還有水也是弱電解質(zhì)。（3）注意反應(yīng)是否在溶液中進(jìn)行。離子方程式只能用來表示電解質(zhì)在溶液

10、中進(jìn)行的反應(yīng)，不是在溶液中進(jìn)行的反應(yīng)，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(jīng)加熱生成氨氣的反應(yīng)，就不能用離子方程式表示，只能用化學(xué)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(yīng)，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(shí)，其溶質(zhì)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(yīng)，可以認(rèn)為不是在溶液中進(jìn)行的反應(yīng)。如NaCl固體與濃硫酸、Cu與濃硫酸的反應(yīng)，一般不用離子方程式表示，只能用化學(xué)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%

11、，它們?nèi)芤褐械娜苜|(zhì)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(yīng)寫成離子形式。如：MnO2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(yīng)的離子方程式為：Cu + 4H+ + 2NO= Cu2+ + 2NO2+ 2H2OCu與稀硝酸反應(yīng)的離子方程式為：3Cu + 8H+ + 2NO=3Cu2+2NO+4H2O（5）注意電荷是否守恒一個(gè)正確的離子方程式，不僅要遵循質(zhì)量（原子數(shù)目）守恒，還要遵循電荷守恒。即反應(yīng)前后各元素的原子個(gè)數(shù)要相等，方程式兩邊離子所帶電荷也應(yīng)相等。如Cl2與FeBr2反應(yīng)的離子方程式

12、，若寫成就錯(cuò)了。雖然反應(yīng)前后各元素原子個(gè)數(shù)相等，但兩邊電荷數(shù)不等，因而是錯(cuò)誤的。正確的寫法是：2Fe2+ +4Br+3Cl2=2Fe3+6Cl+2Br2（6）注意溶液中溶質(zhì)電離出的陰離子和陽(yáng)離子配比數(shù)是否正確有些離子方程式中離子數(shù)不能任意約減，要注意電解質(zhì)電離時(shí)陰、陽(yáng)離子的配比。如：H2SO4與Ba(OH)2溶液反應(yīng)的離子方程式，應(yīng)當(dāng)是 （）而不應(yīng)寫成 （×）（7）注意有水參加的反應(yīng)在許多離子反應(yīng)中，水是一種反應(yīng)物，書寫離子方程式時(shí)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

13、通入SO2氣的離子方程式為：五、關(guān)于溶液中離子共存問題在溶液中離子共存問題的實(shí)質(zhì)是哪些離子之間不能發(fā)生反應(yīng)。能夠發(fā)生反應(yīng)的離子就不能共存，不能發(fā)生反應(yīng)的離子才可以共存。第三節(jié) 氧化還原一、基本概念：1定義：有電子轉(zhuǎn)移（得失或偏移）的化學(xué)反應(yīng)屬于氧化還原反應(yīng)。2判斷依據(jù)：化合價(jià)有否變化。3本質(zhì)：有電子轉(zhuǎn)移（得失或偏移） 氧化劑：得到電子的反應(yīng)物還原劑：失去電子的反應(yīng)物氧化性：物質(zhì)得電子的性質(zhì)還原性：物質(zhì)失電子的性質(zhì)被還原：得到電子被還原被氧化：失去電子被氧化還原反應(yīng)：得到電子的反應(yīng)叫還原反應(yīng)氧化反應(yīng)：失去電子的反應(yīng)叫氧化反應(yīng)還原產(chǎn)物：還原反應(yīng)生成的產(chǎn)物氧化產(chǎn)物：氧化反應(yīng)生成的產(chǎn)物例如，氧化還原反

14、應(yīng)的表示方法雙線橋法4氧化還原反應(yīng)與四種基本反應(yīng)類型的關(guān)系 （1）置換反應(yīng)都是氧化還原反應(yīng)。（2）化合反應(yīng)不都是氧化還原反應(yīng)，有單質(zhì)參加的化合反應(yīng)是氧化還原反應(yīng)。（3）分解反應(yīng)不都是氧化還原反就，有單質(zhì)生成的分解反應(yīng)才是氧化還原反應(yīng)。（4）復(fù)分解反應(yīng)都不是氧化還原反應(yīng)。二、相關(guān)規(guī)律：1守恒規(guī)律：（1）電子守恒（2）電荷守恒（3）質(zhì)量守恒2強(qiáng)弱原理：（1）氧化劑 + 還原劑 = 還原產(chǎn)物 + 氧化產(chǎn)物氧化劑的氧化性 > 氧化產(chǎn)物的氧化性；還原劑的還原性 > 還原產(chǎn)物的還原性；例，根據(jù)反應(yīng)： I2+SO2+2H2O=H2SO4+2HI 2FeCl2+Cl2=2FeCl3 2FeCl3+

15、2HI=2FeCl2+I2+2HCl可知：I-、Fe2+、Cl-、SO2的還原性由強(qiáng)到弱的順序是 解析：還原性：還原劑SO2 > 還原產(chǎn)物I- ； 還原性：還原劑Fe2+ > 還原產(chǎn)物Cl- ； 還原性：還原劑I- > 還原產(chǎn)物Fe2+ ；還原性由強(qiáng)到弱的順序：SO2 > I- > Fe2+ > Cl- ?；顫娦裕щ娮幽芰?，金屬單質(zhì)的還原性金屬陽(yáng)離子的得電子能力，陽(yáng)離子的氧化性（2）根據(jù)金屬活動(dòng)順序：（3）根據(jù)元素的價(jià)態(tài)。 同種元素價(jià)態(tài)越高，一般，氧化性越強(qiáng)（如Fe3+>Fe2+）。但例外的，氧化性：HClO>HClO2>HClO3>

16、;HClO4 。同種元素價(jià)態(tài)越低，還原性越強(qiáng)（如S2->S>SO2）。最高價(jià)態(tài)只有氧化性，最低價(jià)態(tài)只有還原性，中間價(jià)態(tài)兼具氧化性和還原性。（4）反應(yīng)條件、反應(yīng)劇烈程度：和同一反應(yīng)物發(fā)生氧化還原時(shí)條件越容易、程度越劇烈，則得或失電子能力越強(qiáng)，氧化性或還原性相對(duì)越強(qiáng)。（5）濃度、溫度、酸堿性等：例如：濃HNO3的氧化性 > 稀HNO3，加熱時(shí)濃H2SO4 的氧化性增強(qiáng)，KMnO4溶液在酸性條件下氧化增強(qiáng)等。（6）注意：比較氧化性和還原性強(qiáng)弱的根本依據(jù)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(shù)目多少判斷。例如，又例如，三、應(yīng)用：1氧化還原反應(yīng)方程式的配平一般用“化合價(jià)升降法”或“電子得失法”配平。配平原則是“化合價(jià)升降總數(shù)相等”或“得失電子總數(shù)相等”。下面以硫與濃硝酸反應(yīng)為例，說明配平的一般步驟：（1）標(biāo)變化：標(biāo)出氧化劑、還原劑、氧化產(chǎn)物、還原產(chǎn)物中價(jià)變?cè)氐幕蟽r(jià)； （2）列變化：列出電子轉(zhuǎn)移的方向