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1、學習必備 歡迎下載 高中化學知識點規(guī)律大全 ——化學反應及其能量變化 1．氧化還原反應 [氧化還原反應] 有電子轉移(包括電子的得失和共用電子對的偏移)或有元素化合價升降的 反應．如?2Na+?C12＝2NaCl(有電子得失)、H2+?C12＝2HCl(有電子對偏移)等反應均屬氧化還原 反應。 氧化還原反應的本質是電子轉移(電子得失或電子對偏移)。 [氧化還原反應的特征] 在反應前后有元素的化合價發(fā)生變化．根據(jù)氧化還原反應的反應特 征可判斷一個反應是否為氧化還原反應．某一化學反應中有元素的化合價發(fā)生變化，則該反 應為氧化還原反應，否則為非氧化還原

2、反應。 [氧化劑與還原劑] 概?念 氧化劑 被氧化 氧化性 氧化反 應 氧化產 物 含??義 反應后所含元素化合價降低的 反應物 還原劑在反應時化合價升高的 過程 氧化劑具有的奪電子的能力 元素在反應過程中化合價升高 的反應 還原劑在反應時化合價升高后 得到的產物 概??念 還原劑 被還原 還原性 還原反 應 還原產 物 含?義 反應后所含元素化合價升高的 反應物 氧化劑在反應時化合價降低的 過程 還原劑具有的失電子的能力 元

3、素在反應過程中化合價降低 的反應 氧化劑在反應時化合價降低后 得到的產物 氧化劑與還原劑的相互關系 ＋、H＋等．⑥過氧化物，如?Na?O?、H?O??等．⑦特殊物質，如?HClO?也具有強氧化性． 的化合物，如含有?S?、?S?、?I?、?Br?、?Fe?的化合物?H2S、Na2S、H2SO3、Na2SO3、HI、HBr、 重要的氧化劑和還原劑： (1)所含元素的化合價處在最高價的物質只能得到電子，只具有氧化性，只能作氧化劑(注： 不一定是強氧化劑)。重要的氧化劑有： ①活潑非金屬單質，如?X2(鹵素單質)、O2、O3

4、?等。②所含元素處于高價或較高價時的氧化物， 如?MnO2、NO2、PbO2?等。③所含元素處于高價時的含氧酸，如濃?H2SO4、HNO3?等．④所含 元素處于高價時的鹽，如?KMnO4、KClO3、K2Cr2O7?等．⑤金屬陽離子等，如?Fe3＋、Cu2＋、Ag 2 2 2 2 (2)所含元素的化合價處在最低價的物質只能失去電子，只具有還原性，只能作還原劑(注： 不一定是強還原劑)．重要的還原劑有： ①活潑金屬單質，如?Na、K、Ca、Mg、Al、Fe?等．②某些非金屬單質，如?C、H2、Si?等．③ 所含元素處于低價或較低價時的氧化物，如?CO、SO2?等．④所含元素處于

5、低價或較低價時 -2 +4 -1 -1 +2 FeSO4、NH3?等． (3)當所含元素處于中間價態(tài)時的物質，既有氧化性又有還原性，如?H2O2、SO2、Fe2＋等． (4)當一種物質中既含有高價態(tài)元素又含有低價態(tài)元素時，該物質既有氧化性又有還原性．例 學習必備 歡迎下載 如，鹽酸(HCl)與?Zn?反應時作氧化劑，而濃鹽酸與?MnO2?共熱反應時，則作還原劑． [氧化還原反應的分類] (1)不同反應物間的氧化還原反應． ①不同元素間的氧化還原反應． 例如：MnO2+?4HCl(濃) MnCl2+?C12↑+?2H2O 絕大多數(shù)氧化還原反應屬于這

6、一類． ②同種元素間的氧化還原反應． 例如：2H2S+?SO2＝3S+?2H2O KClO3+?6HCl(濃)＝KCl+?3C12↑+?3H2O 在這類反應中，所得氧化產物和還原產物是同一物質，這類氧化還原反應又叫歸中反應． (2)同一反應物的氧化還原反應． ①同一反應物中，不同元素間的氧化還原反應．例如：2KClO3 2KCl+?3O2↑ ②同一反應物中，同種元素不同價態(tài)間的氧化還原反應．例如：NH4NO3 N2O↑+?2H2O ③同一反應物中，同種元素同一價態(tài)間的氧化還原反應．例如： C12+?2NaOH＝NaCl+?NaClO+?H2O 3NO2+?H2O＝2HNO3+?

7、NO 在這類反應中，某一元素的化合價有一部分升高了，另一部分則降 低了．這類氧化還原反應又叫歧化反應． [氧化還原反應與四種基本反應類型的關系?] 如右圖所示．由圖可 知：置換反應都是氧化還原反應；復分解反應都不是氧化還原反應， 化合反應、分解反應不一定是氧化還原反應． [氧化還原反應中電子轉移的方向、數(shù)目的表示方法] (1)單線橋法．表示在反應過程中反應物里元素原子間電子轉移的數(shù)目和方向．用帶箭頭的 連線從化合價升高的元素開始，指向化合價降低的元素，再在連線上方標出電子轉移的數(shù)目． 在單線橋法中，箭頭的指向已經表明了電子轉移的方向，因此不能再

8、在線橋上寫“得”、?失” 字樣． (2)雙線橋法．表示在反應物與生成物里，同一元素原子在反應前后電子轉移的數(shù)目和方 向．在氧化劑與還原產物、還原劑與氧化產物之間分別用帶箭頭的連線從反應前的有關元素 指向反應后的該種元素，并在兩條線的上、下方分別寫出“得”“失”電子及數(shù)目．例如： [氧化還原反應的有關規(guī)律] (1)氧化性、還原性強弱判斷的一般規(guī)律． 氧化性、還原性的強弱取決于得失電子的難易；而與得失電子數(shù)的多少無關． ( ①金屬活動性順序表．金屬的活動性越強，金屬單質?原子)的還原性也越強，而其離子的氧 化性越弱．如還原性：Mg>Fe>

9、Cu>Ag；氧化性：Ag＋>Cu2＋>Fe2＋>Mg2＋ ②同種元素的不同價態(tài)． 特殊情況；氯的含氧酸的氧化性順序為：HClO>HClO3>HClO4． ⑧氧化還原反應進行的方向．一般而言，氧化還原反應總是朝著強氧化性物質與強還原性物 學習必備 歡迎下載 質反應生成弱氧化性物質與弱還原性物質的方向進行．在一個給出的氧化還原反應方程式 中，氧化劑和氧化產物都有氧化性，還原劑和還原產物都有還原性，其氧化性、還原性的強 弱關系為： 氧化性：氧化劑＞氧化產物； 還原性：還原劑＞還原產物 反之，根據(jù)給出的物質的氧化性、還原性的強弱，可

10、以判斷某氧化還原反應能否自動進行． ④反應條件的難易．不同的氧化劑(還原劑)與同一還原劑(氧化劑)反應時，反應越易進行， 則對應的氧化劑(還原劑)的氧化性(還原性)越強，反之越弱． ⑤濃度．同一種氧化劑(或還原劑)，其濃度越大，氧化性(或還原性)就越強． ⑥H＋濃度．對于在溶液中進行的氧化還原反應，若氧化劑為含氧酸或含氧酸鹽，則溶液中?H ＋濃度越大，其氧化性就越強． (2)氧化還原反應中元素化合價的規(guī)律． ①一種元素具有多種價態(tài)時，處于最高價態(tài)時只具有氧化性，處于最低價態(tài)時只具有還原性， 而處于中間價態(tài)時則既有氧化性又具有還原性．但須注意，若一種化合物中同時含最高價態(tài) 元素

11、和最低價態(tài)元素時，則該化合物兼有氧化性和還原性，如?HCl． ②價態(tài)不相交規(guī)律．同種元素不同價態(tài)間相互反應生成兩種價態(tài)不同的產物時，化合價升高 與化合價降低的值不相交，即高價態(tài)降低后的值一定不低于低價態(tài)升高后的值，也可歸納為 “價態(tài)變化只靠攏、不相交”．所以，同種元素的相鄰價態(tài)間不能發(fā)生氧化還原反應；同種 元素間隔中間價態(tài)，發(fā)生歸中反應． (3)氧化還原反應中的優(yōu)先規(guī)律：當一種氧化劑(還原劑)同時與多種還原劑(氧化劑)相遇時， 該氧化劑(還原劑)首先與還原性(氧化性)最強的物質發(fā)生反應，而只有當還原性(氧化性)最強 的物質反應完后，才依次是還原性(氧化性)較弱的物質發(fā)生反應．

12、(4)電子守恒規(guī)律．在任何氧化還原反應中，氧化劑得到的電子總數(shù)等于還原劑失去的電子 總數(shù)(即氧化劑化合價升高的總數(shù)等于還原劑化合價降低的總數(shù))．這一點也是氧化還原反應 配平的基礎。 2．離子反應 [離子反應]有離子參加或有離子生成的反應，都稱為離子反應．離子反應的本質、類型和發(fā) 生的條件： (1)離子反應的本質：反應物中某種離子的濃度減?。? (2)離子反應的主要類型及其發(fā)生的條件： ①離子互換(復分解)反應．具備下列條件之一就可以使反應朝著離子濃度減小的方向進行， 即離子反應就會發(fā)生． a．生成難溶于水的物質．如：Cu2＋+?2OH－＝Cu(OH)2↓ 注意：當有關離子濃

13、度足夠大時，生成微溶物的離子反應也能發(fā)生．如： 2Ag＋+?SO42—＝Ag2SO4↓ Ca2＋+?2OH－＝Ca(OH)2↓ 或者由微溶物生成難溶物的反應也能生成．如當石灰乳與?Na2CO3?溶液混合時，發(fā)生反應： Ca(OH)2?+?CO32—＝CaCO3↓+?2OH－ b．生成難電離的物質(即弱電解質)．如：H＋+?OH－＝H2O H＋+?CH3COO－＝CH3COOH c．生成揮發(fā)性物質(即氣體)．如：CO32－+?2H＋＝CO2↑+?H2O NH4＋+?OH－ NH3↑+?H2O ②離子間的氧化還原反應．由強氧化劑與強還原劑反應，生成弱氧化劑和弱還原劑，即 反應朝著

14、氧化性、還原性減弱的方向進行．例如： Fe?+?Cu2＋＝Fe2＋+?Cu Cl2?+?2Br－＝2C1－+?Br2 2MnO4－+?16H＋+?10C1－＝2Mn2＋+?5C12↑+?8H2O 書寫離子方程式時應注意的問題： (1)電解質在非電離條件下(不是在水溶液中或熔融狀態(tài))，雖然也有離子參加反應，但不 ＋ － ＋ －、HS??和?Ca2??、HCO???等酸式酸根的形式． —+?H?O（CO??適量） 學習必備 歡迎下載 能寫成離子方程式，因為此時這些離子并沒有發(fā)生電離．如?NH4Cl?固體與?Ca(OH)2?固體混合 加熱制取氨氣的反應、濃?H2

15、SO4?與固體(如?NaCl、Cu?等)的反應等，都不能寫成離子方程式．相 反，在某些化學方程式中，雖然其反應物不是電解質或強電解質，沒有大量離子參加反應， 但反應后產生了大量離子，因此，仍可寫成離子方程式．如Na、Na2O、Na2O2、SO3、Cl2?等 與?H2O?的反應． (2)多元弱酸的酸式鹽，若易溶于水，則成鹽的陽離子和酸根離子可拆開寫成離子的形 式，而酸根中的?H＋與正鹽陰離子不能拆開寫．例如?NaHS、Ca(HCO3)2?等，只能分別寫成?Na 3 (3)對于微溶于水的物質，要分為兩種情況來處理： ①當作反應物時？，微溶物要保留化學式的形式，不能拆開． ②當

16、作反應物時，若為澄清的稀溶液，應改寫為離子形式，如澄清石灰水等；若為濁液或固 體，要保留化學式的形式而不能拆開，如石灰乳、熟石灰等． (4)若反應物之間由于物質的量之比不同而發(fā)生不同的反應，即反應物之間可發(fā)生不止 一個反應時，要考慮反應物之間物質的量之比不同，相應的離子方程式也不同．例如，向 NaOH?溶液中不斷通入?CO2?氣體至過量，有關反應的離子方程式依次為： CO2+?2OH—＝CO32 2 2 CO2+?OH—＝HCO3—（CO2?足量） 在溶液中離子能否大量共存的判斷方法： 幾種離子在溶液中能否大量共存，實質上就是看它們之間是否發(fā)生反應．若離子間不發(fā) 生反應，

17、就能大量共存；否則就不能大量共存．離子間若發(fā)生下列反應之一，就不能大量共 存． (1)生成難溶物或微溶物．如?Ca2＋與?CO32－、SO42－、OH－；Ag＋與?C1－、Br－、I－、SO32－，等等． (2)生成氣體．如?NH4＋與?OH－；H＋與?HCO3－、CO32－、S2－、HS－、SO32－、HSO3－等． ) (3)生成難電離物質(弱酸、弱堿、水?．如?H＋與?C1O－、F－、CH3COO－生成弱酸；OH－與?NH4＋、 A13＋、Fe3＋、Fe2＋、Cu2＋等生成弱堿；H＋與?OH－生成?H2O． (4)發(fā)生氧化還原反應．具有氧化性的離子(如?MnO4－、ClO－

18、、Fe3＋等)與具有還原性的離子(?如 S2－、I－、SO32－、Fe2＋等)不能共存．應注意的是，有些離子在堿性或中性溶液中可大量共存， 但在酸性條件下則不能大量共存，如?SO32－與?S2－，NO3－與?I－、S2－、SO32－、Fe2＋等． *(5)形成配合物．如?Fe3＋與?SCN－因反應生成?Fe(SCN)3?而不能大量共存． *(6)弱酸根陰離子與弱堿陽離子因易發(fā)生雙水解反應而不能大量共存，例如?Al3＋與?HCO3－、 CO32－、A1O2－等． 說明：?在涉及判斷離子在溶液中能否大量共存的問題時，要注意題目中附加的限定性條件： ①無色透明的溶液中，不能存在有色離子

19、，如Cu2＋(藍色)、Fe3＋(黃色)、Fe2＋(淺綠色)、MnO4 －(紫色)． ②在強酸性溶液中，與?H＋起反應的離子不能大量共存． ③在強堿性溶液中，與?OH－起反應的離子不能大量共存． [電解質與非電解質] (1)電解質：在水溶液里或者熔融狀態(tài)下能夠導電的化合物叫電解質．電解質不一定能導電， 而只有在溶于水或熔融狀態(tài)時電離出自由移動的離子后才能導電(因此，電解質導電的原因 是存在自由移動的離子)．能導電的不一定是電解質，如金屬、石墨等單質． (2)非電解質：在水溶液里和熔融狀態(tài)下都不能導電的化合物．因為非電解質歸屬于化合物， 故如?C12?等不導電的單質不屬于非電解質

20、． (3)電解質與非電解質的比較． 學習必備 歡迎下載 電解質  非電解質 能否導電 溶于水后或熔融狀態(tài)時能導電 不能導電 區(qū) 能否電離 別 所屬物質 溶于水或受熱熔化時能電離產 生自由移動的離子 酸、堿、鹽等 不能電離，因此沒有自由移動的離 子存在 蔗糖、酒精等大部分有機物，氣體 化合物如?NH3、SO2?等 聯(lián)系 都屬于化合物 說明 某些氣體化合物的水溶液雖然能導電，但其原因并非該物質本身電離生成了自由移動 的離子，因此這些氣體化合物屬于非電解質．例如；氨氣能

21、溶于水，但NH3?是非電解質．氨 水能導電是因為?NH3?與?H2O?反應生成了能電離出?NH4＋和?OH－的?NH3·H2O?的緣故，所以 NH3·H2O?才是電解質． [強電解質與弱電解質] (1)強電解質：溶于水后全部電離成離子的電解質． (2)弱電解質：溶于水后只有一部分分子能電離成離子的電解質． (3)強電解質與弱電解質的比較． 強電解質 弱電解質 代表物質 電離情況 水溶液中 存在的微 粒 ①強酸：如?H2SO4、HNO3、HCl?等②強 堿：如?KOH、NaOH、Ba(OH)2?等③鹽： 絕大

22、多數(shù)可溶、難溶性鹽，如?NaCl、 CaCO3?等 完全電離，不存在電離平衡?(電離不可 逆)．電離方程式用“＝”表示． 如：HNO3＝H＋+?NO3－ 水合離子(離子)和?H2O?分子 ①H2O②弱酸：如?CH3COOH、 HF、HClO、H2CO3?等③弱堿： NH3?·?H2O?、?A1(OH)3?、?Fe(OH)3 等 不完全電離(部分電離)，存在電 離平衡．電離方程式用“”表 示． 如：CH3COOHCH3COO－+?H?十 大部分以電解質分子的形式存 在，只有少量電離出來的離子 離子方程 式的書寫 拆開為離子(特殊：難溶性

23、鹽仍以化學式?全部用化學式表示 表示) 情況 注意: (1)在含有陰、陽離子的固態(tài)強電解質中，雖然有陰、陽離子存在，但這些離子不能 自由移動，因此不導電．如氯化鈉固體不導電． (2)電解質溶液導電能力的強弱取決于溶液中自由移動離子濃度的大小(注意：不是取決于自 由移動離子數(shù)目的多少)．溶液中離子濃度大，溶液的導電性就強；反之，溶液的導電性就 弱．因此，強電解質溶液的導電能力不一定比弱電解質溶液的導電能力強．但在相同條件(相 同濃度、相同溫度)下，強電解質溶液的導電能力比弱電解質的導電能力強． [離子方程式] 用實際參加反應的離子符號來表示離子反應的式子．所謂實際參

24、加反應的離 子，即是在反應前后數(shù)目發(fā)生變化的離子．離子方程式不僅表示一定物質間的某個反應，而 且可以表示所有同一類型的離子反應．如：H＋+?OH－＝H2O?可以表示強酸與強堿反應生成可 溶性鹽的中和反應． [離子方程式的書寫步驟] (1)“寫”：寫出完整的化學方程式． (2)“拆”：將化學方程式中易溶于水、易電離的物質(強酸、強堿、可溶性鹽)拆開改寫為離 子形式；而難溶于水的物質(難溶性鹽、難溶性堿)、難電離的物質(水、弱酸、弱堿)、氧化 學習必備 歡迎下載 物、氣體等仍用化學式表示． (3)“刪”：將方程式兩邊相同的離子(包括個數(shù))刪去，并使各微粒符號

25、前保持最簡單的整數(shù) 比． (4)“查”：檢查方程式中各元素的原子個數(shù)和電荷總數(shù)是否左右相等． [復分解反應類型離子反應發(fā)生的條件] 復分解反應總是朝著溶液中自由移動的離子數(shù)目減少的方向進行．具體表現(xiàn)為： (1)生成難溶于水的物質．如：Ba2＋+?SO42－＝BaSO4↓ (2)生成難電離的物質(水、弱酸、弱堿)．如?H＋+?OH－＝H2O (3)生成氣體．如：CO32－+?2H＋＝CO2↑+?H2O 3．化學反應中的能量變化 [放熱反應] 放出熱量的化學反應．在放熱反應中，反應物的總能量大于生成物的總能量： 反應物的總能量＝生成物的總能量?+?熱量?+?其他形式的能量 放

26、熱反應可以看成是“貯存”在反應物內部的能量轉化并釋放為熱能及其他形式的能量的反 應過程． [吸熱反應] 吸收熱量的化學反應．在吸熱反應中，反應物的總能量小于生成物的總能量： 生成物的總能量＝反應物的總能量?+?熱量?+?其他形式的能量 吸熱反應也可以看成是熱能及其他形式的能量轉化并“貯存”為生成物內部能量的反應過程． *[反應熱] (1)反應熱的概念：在化學反應過程中，放出或吸收的熱量，統(tǒng)稱為反應熱．反應熱用符號 ?表示，單位一般采用?kJ·mol－1． (2)反應熱與反應物、生成物的鍵能關系：?＝生成物鍵能的總和?－反應物鍵能的總和 (3)放熱反應與吸熱反應的比較．

27、 反應熱 含義 反應本身的 能量變化 表示符號或Δ?H 值 放熱反應 反應物所具有的總能量大 于生成物所具有的總能量，反應 物轉化為生成物時放出熱量 反應放出熱量后使反應本 身的能量降低 “－”?Δ?H＜0 吸熱反應 反應物所具有的總能量小 于生成物所具有的總能量，反應 物轉化為生成物時吸收熱量 反應吸收熱量后使反應本 身的能量升高 “+”?Δ?H＞0 說明：放熱反應和吸熱反應過程中的能量變化示意圖如圖?3—1—2?所示．

28、 [熱化學方程式] (1)熱化學方程式的概念：表明反應所放出或吸收熱量的化學方程式，叫做熱化學方程式． (2)書寫熱化學方程式時應注意的問題： ①需注明反應的溫度和壓強．因為反應的溫度和壓強不同時，其??也不同．若不注明時， 學習必備 歡迎下載 則是指在?101kPa?和?25℃時的數(shù)據(jù)． ②反應物、生成物的聚集狀態(tài)要注明．同一化學反應，若物質的聚集狀態(tài)不同，則反應熱就 不同．例如： H2(g)?+?1/2O2(g)＝H2O(g) ＝－241.8kJ·mol—1 H2(g)?+?1/2O2(g)＝H2O(l) ＝－285.8kJ·mol—1

29、 比較上述兩個反應可知，由?H2?與?O2?反應生成?1?mol?H2O(l)比生成?1?mol?H2O(g)多放出?44?kJ·mol —1?的熱量． ③反應熱寫在化學方程式的右邊．放熱時??用“－”，吸熱時 ?用“＋”． 例如： H2(g)?+?1/2O2(g)＝H2O(g)?－241.8kJ·mol—1 ④熱化學方程式中各物質前的化學計量數(shù)不表示分子個數(shù)，而只表示物質的量(mol)，因此， 它可用分數(shù)表示．對于相同物質的反應，當化學計量數(shù)不同時，其??也不同．例如： 2H2(g)?+?O2(g)＝2H2O(g) l＝－483.6?kJ·mol—1 H2(g)?+?1/2O

30、2(g)＝H2O(g) 2＝－241.8kJ·mol—1 顯然， l＝ H2． *[蓋斯定律] 對于任何一個化學反應，不管是一步完成還是分幾步完成，其反應熱是相同 的．也就是說，化學反應的反應熱只與反應的始態(tài)?(各反應物)和終態(tài)(各生成物)有關，而與 具體反應進行的途徑無關．如果一個反應可以分幾步進行，則各步反應的反應熱之和與該反 應一步完成時的反應熱是相同的． *4．燃燒熱和中和熱 燃燒熱 中和熱 定義 在?101?kPa?時，1?mol?物質完 全燃燒生成穩(wěn)定的氧化物所 放出熱量 在稀溶液中，酸跟堿發(fā)生中和反應而生 成?1?mol?H2O?時

31、所放出的熱量 熱化學方程 以燃燒?1mol?物質為標準來配?物質的化學計量數(shù)平其余物質的化學 式中的表示 形式 注意點 說明 平其余物質的化學計量數(shù) “完全燃燒”包含兩個方 面的意思：①燃燒的物質全部 燃燒完；②生成穩(wěn)定氧化物， 如?C?完全燃燒生成?CO2，S?完 全燃燒生成?SO2；等等 利用燃燒熱可以計算物質在 燃燒過程中所放出的熱量 計量數(shù) 當強酸與強堿在稀溶液中發(fā)生中和反 應時，1?molH＋與?1?molOH－發(fā)生反應生 ． 成?1?molH2O，都放出?57?3kJ?的熱量．即： H＋(aq)?+?OH－(aq)＝H2O(1) △H＝－57.3?kJ·mol－1 當強酸與弱堿或弱酸與強堿或弱酸與 弱堿發(fā)生中和反應時，因生成的鹽會發(fā) 生水解而吸熱，故此時中和熱要小于 57.3?kJ·mol－1