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（2）化學物質及其變化—高考化學一輪復習大單元知識清單
常見物質的分類方法
(1)樹狀分類法
(2)交叉分類法
根據性質對氧化物進行分類
(1)酸性氧化物：與堿反應生成鹽和水的氧化物：如CO2、SO3等。多數酸性氧化物能溶于水，與水化合生成酸：如CO2＋H2O=H2CO3。
(2)堿性氧化物：與酸反應生成鹽和水的氧化物：如CaO、Fe2O3等。有的堿性氧化物能溶于水生成堿：如CaO＋H2O=Ca(OH)2。
(3)兩性氧化物（如Al2O3）
(4)其他（如CO、Na2O2等）
分散系及其分類
(1)概念：化學上把一種或多種物質以粒子形式分散到另一種或多種物質中所形成的混合物，叫做分散系。
(2)組成：分散系中被分散成粒子(小液滴或固體小顆粒)的物質叫做分散質，另一種物質叫做分散劑。
(3)分類：因為分散質和分散系的狀態都有固體、液體和氣體三種，所以用交叉分類法得到的分散系的組合方式為：
按照分散質粒子的直徑大小分類。
溶液 膠體 乳濁液或懸濁液
分散質粒子 小分子或離子 許多分子的集合體或大分子 大量分子聚集在一起的小液滴或固體小顆粒
外觀 均一、透明 均一 不均一、不透明
穩定性 穩定 較穩定 不穩定
鑒別 無丁達爾效應 有丁達爾效應 靜置分層
實例 食鹽水、碘酒 氫氧化鐵膠體、云、霧 油水混合物、泥水
(4)膠體分類：按照分散劑不同可分為液溶膠（氫氧化鐵膠體）、氣溶膠（云、霧）、固溶膠（有色玻璃）。
(5)膠體的主要性質
膠體的性質 內容
丁達爾效應 膠體粒子對可見光的散射而產生的，是一種物理現象
介穩性 膠體的穩定性介于溶液和濁液之間，在一定條件下相對穩定
電泳 膠體粒子在外加電場作用下作定向移動
聚沉 膠體粒子聚集成較大的顆粒形成沉淀
(6)膠體性質的重要應用
①鹵水點豆腐：在熱豆漿中加入鹵水(電解質溶液)，使豆漿發生聚沉，聚沉的同時帶出大量的水，形成凝膠，即為豆腐。
②明礬凈水：明礬[KAl(SO4)2·12H2O]溶于水后，與水發生反應生成Al(OH)3(膠體)，Al(OH)3膠體具有吸附性，可以吸附水中的懸浮雜質形成沉淀，達到凈水效果。
③“三角洲”的形成：河流中的水在流動過程中與土壤等物質接觸，溶有大量雜質而形成膠體，入海時與海水接觸，海水中的電解質使膠體發生聚沉，長年累月在河流入?？谛纬扇侵?。
④靜電除塵：冶金廠的大量煙塵分散在空氣中形成膠體，可用高壓電除去，這是利用了氣溶膠的電泳性質
【注意】膠體的提純
滲析——用于分離膠體與溶液。將膠體與溶液放入半透膜(如玻璃紙、蛋殼內膜等)，溶液中的溶質分子或離子可以透過半透膜，膠體粒子不能透過而留在半透膜中。圖示如下：
單質、氧化物、酸、堿、鹽之間的轉化關系
物質變化過程中的“三餾”、“四色”、“五解”和“十七化”
物理變化 化學變化
三餾 蒸餾、分餾 干餾
四色 焰色反應 顯色反應、顏色反應、指示劑變色反應
五解 溶解 分解、電解、水解、裂解
十七化 熔化、汽化、液化 氫化、水化、炭化、鹵化、氧化、風化、鈍化、催化、皂化、歧化、硝化、酯化、裂化、油脂的硬化
電解質：在水溶液或熔融狀態下能夠導電的化合物叫做電解質。
判斷物質是不是電解質的方法
離子反應：是指電解質在溶液中電離產生的離子之間進行的反應。
離子反應發生的條件
(1)生成難溶物或微溶物。如Ba2＋與CO32－、SO42－，Ag＋與Cl－，Fe3＋、Ca2＋與OH－等。
(2)生成氣體或揮發性物質。如NH4+與OH－，H＋與CO32－、HCO3－等。
(3)生成難電離物質。如H＋與CH3COO－、CO32－、HCO3－、S2－、HS－、SO42－、HSO3－等生成難電離的酸；OH－與NH4+生成難電離的堿；H＋與OH－生成水等。
書寫離子方程式的拆分原則
（1）常見物質的拆分原則
書寫原則 物質類型
能拆成離子的物質 ①強酸：HCl、H2SO4、HNO3等 ②強堿：KOH、NaOH、Ba(OH)2等 ③可溶性鹽：NaCl、K2SO4、NaNO3等
不能拆成離子的物質 ①單質　②氣體　③氧化物 ④難溶物：Cu(OH)2、BaSO4、AgCl等 ⑤難電離的物質：CH3COOH、NH3·H2O、H2O ⑥非電解質：乙醇等 ⑦濃硫酸
（2）微溶物的書寫原則
離子共存問題中易忽視的三類隱含條件
(1)溶液無色透明時，則溶液中一定沒有有色離子，如Cu2＋、Fe3＋、Fe2＋、MnO4－等。
(2)滴入酚酞溶液變紅的溶液或pH>7(常溫下)的溶液中肯定不能大量存在與OH－反應的離子，如Al3＋、Mg2＋、Cu2＋、Zn2＋、Fe3＋、Fe2＋、Ca2＋、NH4+、H＋、HCO3－、HSO3－等。
(3)滴入石蕊溶液變紅的溶液或pH<7(常溫下)的溶液中肯定不能大量存在與H＋反應的離子，如OH－、CO32－、HCO3－等。
氧化還原反應
記憶口訣：
氧化劑：降→得→還
即氧化劑：所含元素化合價降低→得到電子→被還原，發生還原反應，得到還原產物；
還原劑：升→失→氧
即還原劑：所含元素化合價升高→失去電子→被氧化，發生氧化反應，得到氧化產物。
氧化還原反應電子轉移的表示方法
雙線橋法
示例：用雙線橋法表示氫氣還原氧化銅的電子轉移情況：
單線橋法
示例：用單線橋法表示鐵與鹽酸反應的電子轉移情況：
常見的氧化劑和還原劑
物質種類 常見物質
氧化劑 部分非金屬單質 O2、Cl2等
含有高價態元素的化合物 濃硫酸、HNO3、KMnO4、FeCl3等
還原劑 活潑的金屬單質 Al、Zn、Fe等
某些非金屬單質 C、H2等
某些非金屬氧化物 CO、SO2等
物質氧化性、還原性強弱的比較
（1）根據氧化還原反應方程式判斷：
較強氧化性的氧化劑跟較強還原性的還原劑反應，生成較弱還原性的還原產物和較弱氧化性的氧化產物。
氧化劑＋還原劑=還原被還原產物＋氧化被氧化產物
氧化性：氧化劑＞氧化產物 還原性：還原劑＞還原產物
（2）根據金屬、非金屬活動性順序判斷：
（3）根據反應的條件及反應的劇烈程度比較：反應條件要求越低，反應越劇烈，對應物質的氧化性或還原性越強，如是否加熱、反應溫度高低、有無催化劑和反應物濃度大小等。
例如，MnO2＋4HCl(濃)MnCl2＋Cl2↑＋2H2O
2KMnO4＋16HCl(濃)===2KCl＋2MnCl2＋5Cl2↑＋8H2O
氧化性：KMnO4＞MnO2
（4）根據氧化還原反應的程度比較：不同氧化劑與相同還原劑作用時，還原劑化合價升高的數值越大，氧化劑的氧化性越強。
氧化還原反應價態規律
（1）高低規律：最高價態只有氧化性，最低價態只有還原性，中間價態既有氧化性又有還原性。
（2）“價態歸中，互不交叉”規律：同種元素不同價態之間發生氧化還原反應時可總結為：價態相鄰能共存，價態相間能歸中，歸中價態不交叉，價升價降只靠攏。

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