高中化学-物化变化.doc

离子方程式的建立基础： 等式两边正负离子数相等； 等式两边元素个数相等 有沉淀，水，气体，弱酸生成才写出来，没有相应的反应不写 符合实验现象 离子共存问题 多种离子能否大量共存于同一溶液中，归纳起来就是一颜色、二酸碱、三特殊、四反应。 1．一颜色 即溶液颜色。若限定无色溶液，则Cu2＋(蓝色)、Fe3＋(棕黄色)、Fe2＋(浅绿色)、MnO4－(紫色)Cr2O72- (橙色)等有色离子不能存在。 2．二酸碱 即溶液的酸碱性。在强酸性溶液中，OH－及弱酸根阴离子(如CO32－、SO32－、S2－、CH3COO－等)均不能大量存在；在强碱性溶液中，H＋及弱碱阳离子(如NH4＋、Al3＋、Mg2＋、Fe3＋等)均不能大量存在，酸式弱酸根离子(如HCO3－、HSO3－、HS－等)在强酸性或强碱性溶液中均不可能大量存在。 3．三特殊 指三种特殊情况：①AlO2－与HCO3－不能大量共存：AlO2－＋HCO3－＋H2O===Al(OH)3↓＋CO32－；②“NO3－＋H＋”组合具有强氧化性，能与S2－、Fe2＋、I－、SO32－等因发生氧化还原反应而不能大量共存；③NH4＋与CH3COO－、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，它们在溶液中能大量共存(加热就不同了)。 4．四反应 指离子间通常能发生的四种类型的反应，能相互反应的离子显然不能大量共存。 (1)复分解反应，如Ba2＋与SO42－、NH4＋与OH－、H＋与CH3COO－等； (2)氧化还原反应，如Fe3＋与I－、NO3－(H＋)与Fe2＋、MnO4－与Br－、H＋与S2O32－等； (3)相互促进的水解反应，如Al3＋与HCO3－、Al3＋与AlO2－等； (4)络合反应，如Fe3＋与SCN－等。 氧化还原氧化性→得电子性，得到电子越容易→氧化性越强 还原性→失电子性，失去电子越容易→还原性越强 考点一得电子 金属活动性顺序，钾钙钠镁铝，锌铁锡铅氢，铜汞银铂金 看元素表 考点二：氧化还原反应方程式的配平： 原则：电子守恒，原子守恒，电荷守恒 ①标出化合价变化了的元素的化合价。如： +7 -1 +4 0 KMnO4+HCl==KCl+MnCl2+Cl2↑+H2O ②根据元素存在的实际形式调整发生了氧化还原反应的物质的系数，使之成1︰1的关系。如：+7 -1 +4 0 KMnO4+2HCl==KCl+MnCl2+Cl2↑+H2O ③调整系数，使化合价升降总数相等。 化合价↓ 5×② KMnO4+2HCl==KCl+MnCl2+Cl2↑+H2O 化合价↑2×⑤ ④根据化合价升降总数相等确定发生氧化还原反应的物质的化学计量数。如：2KMnO4+10HCl==KCl+2MnCl2+5Cl2↑+H2O ⑤利用元素守恒，用观察方法配平没有参加氧化还原反应的其他物质的系数。如： 2KMnO4+16HCl==2KCl+2MnCl2+5Cl2↑+8H2O ⑥检查方程式两边各原子的个数是否相等，离子方程式还要检查方程式两边的离子所带的电荷数是否相等。 考点三氧化对应的产物为还原还原对应的是氧化产物  Na2Co3和NaHCo3的区别Na实验的现象： 1. 钠浮在水面上，说明钠的密度比水小。 　　2. 钠在水面上迅速游动，并有轻微的嘶嘶声，说明反应有气体生成。 　　3. 钠融成一个小球，说明反应放热，且钠融点较低。 　　4. 反应后溶液中滴入酚酞，变红，说明反应生成碱—NaOH。 　　5. 生成的气体可点燃，有爆鸣声，说明有氢气生成。 共价化合物反应平衡常数 K只和温度有关，和压强浓度无关 非金属  元素周期表（看下就好，能记多少记多少吧，分数不是太多）： 1．原电池和电解池的比较：装置 原电池 实例 原理 使氧化还原反应中电子作定向移动，从而形成电流。这种把化学能转变为电能的装置叫做原电池。 形成条件 ①电极：两种不同的导体相连； ②电解质溶液：能与电极反应。③能自发的发生氧化还原反应 ④形成闭合回路 反应类型 自发的氧化还原反应 电极名称 由电极本身性质决定： 正极：材料性质较不活泼的电极； 负极：材料性质较活泼的电极。 电极反应 负极：Zn-2e-=Zn2+ （氧化反应） 正极：2H++2e-=H2↑（还原反应） 电子流向 负极→正极 电流方向 正极→负极 能量转化 化学能→电能 应用 抗金属的电化腐蚀； ②实用电池。 2原电池 正负极的判断： ⑴根据电极材料判断：活泼性较强的金属为负极，活泼性较弱的或者非金属为正极。 ⑵根据电子或者电流的流动方向：电子流向负极→正极电流方向正极→负极→负极； 还原反应→正极。 ⑷根据现象判断：电极