化学反应中的能量变化知识归纳
一、化学反应的类型
二、基本反应类型和氧化还原反应的关系
反应类型 与氧化还原反应的关系 氧化还原反应的实例 非氧化还原反应的实例
化合反应
A+B=AB 有单质参加的化合反应
是氧化还原反应 CaO+H2O=Ca(OH)2
分解反应
AB=A+B 有单质生成的分解反应
是氧化还原反应
置换反应
A+BC=AC+B 置换反应都是氧化还原反应 Fe+CuSO4=FeSO4+Cu —
复分解反应
AB+CD=AD=CB 复分解反应都不是氧化还原反应 — NaCl+AgNO3=AgCl↓+NaNO3
三、氧化还原反应中某元素电子转移的表示方法――双线桥法
(1)用两条线桥由反应物指向生成物,且对准同种元素。
(2)要标明“得”、“失”电子,且得失电子总数相等。
(3)箭头不代表电子转移的方向。
例如:
四、常见的氧化剂和还原剂
1.具有最高价元素的物质,在氧化还原反该元素只能得到电子。
常见的氧化剂有:
(1)高价或较高价含氧化合物:MnO2、KMnO4、K2Cr2O7、HNO3、H2SO4(浓);
(2)高价(或无可变化合价)金属阳离子:Cu2+、Fe3+、Ag+;
(3)非金属单质:Cl2、Br2、I2、O2、S。
2.具有最低价元素的物质,在氧化还原反应中该元素只能失去电子。
常见的还原剂有:
(1金属:K、Ca、Na、Mg、Al、Zn、Fe等;
(2)低价金属阳离子:Fe2+等;
(3)非金属阴离子:Cl—、Br—、I—、S2—等;
(4)较低价的化合物:CO、H2、NH3等。
3.具有中间价态的化合物,在氧化还原反应中既能得到电子,又能失去电子;既可作氧化剂,又可作还原剂,因此,它们既有氧化性又有还原性
例如:
S、H2O2、Fe2+、SO2、H2SO3等。
五、物质氧化性和还原性相对强弱的判断
1.根据金属活泼性顺序进行判断
注:
此处的铁阳离子指Fe2+
2.根据非金属活泼性顺序进行判断
非金属阴离子还原性逐渐增强
F O Cl Br I S
非金属单质氧化性逐渐增强
3.根据反应方程式进行判断
氧化剂+还原剂=还原产物+氧化产物
4.根据物质被氧化或被还原的程度进行判断
同一还原剂被氧化的价态越高,则对应氧化剂的氧化性越强
例如:
氧化性:Cl2>S
5.根据反应条件进行判断
氧化同一还原剂时条件越简单,则氧化剂的氧化性越强
例如:
氧化性:KMnO4>MnO2
六、关于电解质
1.关于电解质和非电解质
(1)电解质和非电解质必须是化合物,单质、混合物(如Cl2、食盐水)既不是电解质也不是非电解质。
(2)有些化合物的水溶液能导电,如二氧化碳水溶液,但其导电的根本原因不是CO2本身发生电离产生离子所致,所以CO2是非电解质,H2CO3才是电解质。
(3)有些化合物水溶液不能导电,如BaSO4、AgCl溶液等,是因为它们的溶解度小,其水溶液测不出导电性,但溶解的部分就完全电离,在熔化状态下,它们也能完全电离,所以BaSO4和AgCl等难溶盐是电解质。
2.关于强电解质和弱电解质
(1)属于强电解质的有:
①强酸:HCl、H2SO4、HNO3等;
②强碱:KOH、NaOH、Ba(OH)2等;
③大多数盐类:NaCl、KNO3、BaSO4、NaHSO4、NaHCO3、CH3COONH4等。
(2)属于弱电解质的有:
①弱酸:H3PO4、H2SO3、H2CO3、CH3CHHO、HF、H2S等;
②弱碱:NH3·H2O、Fe(OH)2、Fe(OH)3、Cu(OH)2等;
③水及两性氢氧化物:H2O、Al(OH)3
④少数盐,如AlCl3等。
3.要区分好溶液的导电性强弱与电解质强弱的关系。
溶液的导电性强弱是由溶液中自由移动的离子浓度及离子所带电荷决定的,即离子浓度越大,离子所带电荷越多,则溶液的导电性越强,反之导电性弱。因此,强电解质溶液的导电性不一定比弱电解质溶液的导电性强,如:BaSO4是强电解质,由于其溶液浓度小,溶液中离子浓度很小,几乎不导电,其溶液的导电性就比一定浓度的弱电解质CH3COOH溶液的导电性弱。但同浓度、同温度时,强电解质溶液的导电性一般要比弱电解质溶液的导电性强。
而电解质的强弱是根据其在水溶液或熔化状态下电离程度决定的,在水中溶解的部分完全电离或熔化状态下完全电离,则这种化合物为强电解质,反之为弱电解质。
4.电离方程式的书写:
①强电解质:完全电离,用等号“=”
如:
H2SO4=2H+十SO42—
Ba(OH)2=Ba2++2OH—
CH3COONH4=CH3COO—+NH4+
②弱电解质:部分电离,用可逆号“”
如:
多元弱酸分步电离:
多元弱碱也是分步电离,但书写时可写成一步:
七、离子方程式的书写规则
1.在离子方程式中的难电离物质、难溶物、单质和氧化物、挥发性物质一律写化学式。只有同时符合两个条件①易溶于水、②在水中完全电离的强电解质才写成离子形式。
(1)难电离物质包括:
① 弱酸:H2CO3、HClO、H2S、CH3COOH、HF、H2SO3、H3PO4等;
② 弱碱:NH3·H2O、Cu(OH)2、Fe(OH)3等;
③ 两性物质:Al(OH)3等;
④ 中性物质:H2O;
(2)难溶物:详见课本溶解性表。
(3)单质:Fe、Zn、S、Cl2、Br2、I2等。
(4)氧化物:CO2、SO2、CaO、Fe2O3等。
(5)挥发性物质,如:NH3
2.在离子方程式中,微溶物(如Ca(OH)2、CaSO4、Ag2SO4、MgCO3等)写成离子形式还是写成化学式,要具体问题县体分析
(1)微溶物在生成物中要写成化学式。
(2)微溶物在反应物中如果以溶液形式存在(浓度小,如澄清石灰水),要写成离子形式;如果以悬浊液形式存在(浓度大,如石灰乳),要写成化学式。
3.酸式盐的写法
在离子方程式中的酸式盐,如果是强酸的酸式根要拆写成离子形式,如HSO4—要写成H+和SO42—;如果是弱酸的酸式根则不能拆开写,如HCO3—、HSO3—、HS—、H2PO4—等均不能拆开写。
4.不是熔融状态下固体间发生的反应和有浓硫酸或浓磷酸参加的反应不能写成离子方程式
如实验室制NH3:
这个反应虽然是离子反应,但由于没有在溶液中进行,所以,不能写成离子方程式。
实验室制HCl:
这个反应也是离子反应,但由于是浓硫酸与固体的反应,所以也不能写成离子形式。
八、离子能否大量共存的判断
离子之间能否大量共存,实际是判断离子之间能否发生化学反应,若不发生反应即可共存,若反应则不能共存。
(1)在强酸性条件下(即有大量H+),不能共存的离子有:OH—(大量)、CO32—、HCO3—、S2—、HS—、SO32—、HSO3—等。
(2)在强碱性条件下(即有大量OH—),不能共存的离子有:H+(大量)、HCO3—、HS—、HSO3—、NH4+、Mg2+、Al3+、Fe2+、Fe3+、Cu2+等。
(3)相互反应生成沉淀的离子间不能共存,如Ag+跟Cl—、Br—、I—,Ba2+跟CO32—、SO42—、
SO32—、PO43—,H+和SiO32—等。
(4)相互反应生成气体的离子间不能共存,如H+跟HSO3—、HCO3—、HS—,OH—和NH4+(加热)等。
(5)相互反应生成难电离物质的离子间不能共存,如H+跟F—、ClO—、CH3COO—,OH—和NH4+等。
(6)离子间发生氧化还原反应的不能共存,如H+跟NO3—、Fe2+,H+跟MnO4—、Cl—,S2—跟
ClO—、H+(OH—),Fe3+跟I—或S2—,H+跟S2O32—,H+跟S2—、SO32—等。
(7)离子间发生相互水解反应(以后学)的不能大量共存,如S2—和Al3+,Fe3+和CO32—
(HCO3—),Al3+和CO32—(HCO3—),NH4+和SiO32—等。
(8)离子间能相互形成络合物(以后学)的不能共存,如Fe3+和SCN—,Fe3+和C6H5O—等。
九、离子方程式正误判断
离子方程式的判断正误,可总结为“八查”:
1.一查反应是否符合客观事实
如:
钠投入CuSO4溶液中:
2Na十Cu2+=2Na+十Cu (×)
2Na十Cu2+十2H2O=2Na+十Cu(OH)2↓十H2↑ (√)
2.二查质量是否守恒、电荷是否守恒、得失电子是否守恒
如:
Fe2+十Cl2=Fe3+十2Cl— (×)
2Fe2+十Cl2=2Fe3+十2Cl— (√)
3.三查化学符号(↑、↓、=、、化学式、离子形式)使用是否正确
如:
碳酸氢钙溶液与盐酸反应:
Ca(HCO3)2十2H+=Ca2+十2H2O十2CO2↑ (×)
HCO3—十H+=H2O十CO2↑ (√)
4.四查是否忽略隐含的离子反应
如:
CuSO4溶液和Ba(OH)2溶液反应:
Ba2++SO42—=BaSO4↓ (×)
Cu2+十SO42—十Ba2+十2OH—=Cu(OH)2↓+BaSO4↓ (√)
5.五查阴、阳离子配比是否正确
如:
稀H2SO4和Ba(OH)2溶液反应:
H+十SO42—十OH—十Ba2+=BaSO4↓十H2O (×)
2H+十SO42—十2OH—十Ba2+=BaSO4↓十2H2O (√)
6.六查反应物用量与其反应是否一致
如:
碳酸氢钙溶液中加入少量氢氧化钠:
Ca2+十2HCO3—十2OH—=CaCO3↓十CO32—十2H2O (×)
Ca2+十HCO3—十OH—=CaCO3↓十H2O (√)
7.七查加入试剂顺序与其反应是否一致
如:
往Na2CO3溶液中滴入少量稀盐酸:
2H+十CO32—=H2O十CO2↑ (×)
H+十CO32—=HCO3— (√)
8.八查反应条件与其反应是否一致
如:
往氯化铵溶液中滴入烧碱溶液:
NH4+十OH—=NH3↑十H2O (×)
NH4+十OH— NH3·H2O (√)
十、化学反应中能量的变化
化学反应都伴随着能量变化,如热、光、声、电、功等,通常表现为热量变化.
1.化学反应的特点是:
①有新物质生成,②有能量的变化。
新物质的总能量和反应物总能量不同,这是由于各种物质所具有的能量是不同的。
2.反应中能量守恒:化学反应前后,反应物具有的总能量等于反应所生成物质的总能量与反应体系对外界吸收或释放的能量之和。
3.如果反应物所具有的总能量高于生成物的总能量,那么在发生化学反应时,有一部分能量就会转变成热能的形式释放出来,这就是放热反应;反之则是吸热反应.
十一、燃料充分燃烧的条件
1.要有足够的空气.
2.燃料与空气要有足够大的接触面.
燃料燃烧时,不仅要注意节约燃料,而且还要注意减少污染.
例1 下列反应不属于四种基本反应类型,但属于氧化还原反应的是( )
A.2Na+2H2O=2NaOH+H2↑
B.
C.Cu+2AgNO3=2Ag+Cu(NO3)2
D.
分析:
四种化学反应类型不能包括所有的反应。
四个反应均有元素化合价的变化,所以均为氧化还原反应,但A、C为置换反应,D为分解反应,只有B为正确选项.
辨误:
对四种反应类型和氧化还原反应概念的理解和判断一定要抓住其实质,
否则会把B选项中的反应误判为置换反应,在B选项中反应物中没有单质参加反应.
反思:
有些化学反应虽然没有学过,但运用已掌握的概念去分析它,是锻炼能力的过程.若把B选项中的CO变为C,即为置换反应.
例2 下列叙述正确的是( )
A.含最高价元素的化合物一定具有强的氧化性
B.阳离子只有氧化性,阴离子只有还原性
C.失电子数越多,还原性越强
D.含金属元素的离子不一定都是阳离子
分析:
从元素化合价变化的角度来分析氧化性和还原性,一般规律是当元素处于最高价态时,该元素只有氧化性;元素处于最低价态时,该元素只有还原性;当元素处于中间价态时,则既有氧化性又有还原性。
A错误.如稀H2SO4中H、S均有最高价,但无强氧化性。
B错误.变价的金属元素形成的阳离子,高价态时只有氧化性,如Fe3+和Sn4+;低价态时则主要表现还原性,如Fe2+和Sn2+;也有表现氧化性的阴离子,如ClO—和MnO4—.
C错误.氧化性、还原性的强弱取决于得失电子的难易程度,而不是得失电子的多少.如:1个Al原子能失3e-,1个Na原子只能失1e-,但还原性Al<Na。
D正确.如AlO2—、MnO4—含金属元素.
辨误:
本题涉及了氧化还原反应中大家常容易模糊的问题,解答中应认真分析思考,防止顾此失彼.一般采取特例法,对题中出现的“一定”、“只有”、“不一定”、“可能”等有关字词要挖掘其内涵和外延,以防错解.对于含最高价元素的化合物一般来讲都有氧化性,但不一定具有强的氧化性,甚至有些低价化合物也能呈现出强氧化性,对一些特殊的离子一定要熟记,如ClO—、Fe3+、Fe2+、AlO2—、MnO4—等。
反思:
物质所含元素所处的价态不同,在有的反应中作氧化剂,在有的反应中作还原剂,
如Fe十2HCl=FeCl2十H2↑,HCl作的是氧化剂;
,HCl作的是还原剂.
HCl中 ,故HCl既有氧化性又有还原性.
例3 已知①I2十SO2十2H2O=H2SO4十2HI;②2FeCl2十Cl2=2FeCl3;③2FeCl3十2HI=2FeCl2十2HCl十I2判断正确的是( )
A.氧化性:FeCl3>Cl2>I2
B.氧化性:Cl2>FeCl3>I2
C.还原性:SO2>HI>FeCl2
D.还原性:SO2>FeCl2>HI
分析:
只要找出反应中的氧化剂和氧化产物,按氧化性:氧化剂>氧化产物,同理,还原性:还原剂>还原产物比较即可得出结论。
由①可知氧化性I2>H2SO4,还原性SO2>HI.由②可知氧化性Cl2>FeCl3,还原性FeCl2>FeCl3.由③可知氧化性FeCl2>I2,还原性HI>FeCl2.其结论为氧化性:Cl2>FeCl3>I2>H2SO4,还原性:SO2>HI>FeCl2>FeCl3,故答案:选B、C.
辨误:
氧化性、还原性强弱要在具体的反应中进行比较.FeCl3的氧化性体现在Fe3+,还原性体现在Cl-,FeCl3主要呈现氧化性.
反思:
判断各反应中物质的氧化能力强弱要根据强“氧化剂+强还原剂→弱还原剂+弱氧化剂”的规律进行判断.
例4 针对以下A—D四个涉及H2O2的反应(未配平),填写空白:
A.Na2O2十HCl→H2O2十NaCl
B.Ag2O十H2O2→Ag十O2↑十H2O
C.H2O2→H2O十O2↑
D.H2O2十Cr2(SO4)3十KOH→K2CrO4十K2SO4十H2O
(1)H2O2仅体现氧化性的反应是________。
(2)H2O2既体现氧化性又体现还原性的反应是_______。
(3)H2O2体现弱酸性的反应是_______.其理由为_______。
分析:
反应A是一个非氧化还原反应,盐酸是强酸,它与Na2O2反应除生成盐以外还得到H2O2,按“强酸可制备弱酸”的规律,在此反应中H2O2表现出弱酸的性质.反应B中Ag2O变成单质银,可见H2O2应当是一种还原剂.其中的氧元素应合理地认为转化成为氧气,至于生成物中的水,其氧元素可认为从氧化银而来.C反应是H2O2的分解,既表现氧化性,又表现还原性.
答案:
(1) D
(2) C
(3) A 这一反应可看作是强酸制取弱酸的反应
例5 下列离子方程式正确的是( )
A.碳酸氢钙溶液跟稀硝酸反应 HCO3—十H+=H2O十CO2↑
B.饱和石灰水跟稀硝酸反应 Ca(OH)2十2H+=Cu2+十2H2O
C.向稀氨水中加入稀盐酸 NH3·H2O十H+=NH4+十H2O
D.碳酸钙溶于醋酸中 CaCO3十2H+=Ca2+十H2O十CO2↑
分析:
解题时应注意元素及化合物知识和书写离子反应所遵循的规律。
饱和石灰水是Ca(OH)2的饱和溶液,完全处于溶解状态,在溶液中完全电离成Ca2+和OH—.弱电解质醋酸是部分电离应写成CH2COOH.应选A、C.
辨误:
碳酸氢钙Ca(HCO3)2=Ca2+十2HCO3—是易溶的.
反思:
对于弱电解质如NH3·H2O、CH3COOH等一定要注意在离子方程式中出现都要写成化学式.
如NH3·H2O十CH3COOH=NH4+十CH3COO—十H2O
例6 已知方程式:5R2O4n—十2MnO4—十16H+=10RO2十2Mn2+十8H2O,则R2O4n—中n的值为( )
A.1 B.2 C.3 D.无法确定
分析:
由电荷守恒得5×(—n)十2×(—1)十16×(十1)=2×(十2),n=2
答案:B
例7 某校甲、乙两个研究性学习小组对某地区土壤溶液中所含离子进行测定,得到该土壤溶液中含有较多量的下列离子的结论:甲组H+、NH4+、NO3—、Fe2+,乙组OH—、NO3—、NH4+、K+。请判断其结论是否正确,甲组_______,乙组_________。
分析:
甲组中存在H+、NO3—具有强氧化性,Fe2+会被氧化成Fe3+.乙组中有NH4+十OH—=NH3·H2O.故甲、乙两组都是错误的.
例8 某河道两旁有甲、乙两厂,它们排放的工业废水中,共含有K+、Ag+、Fe3+、Cl—、OH—、NO3—六种离子,甲厂的废水明显显碱性,故甲厂废水中所含的三种离子是_______;乙厂的废水中含有另外三种离子,如果加入一定量的_______(添“活性炭”、硫酸亚铁”或“铁粉”),可以回收其中的金属_______。
另一种设想是将甲、乙两厂废水按适当的比例混合,可以使废水中的_______(离子)转化为沉淀,经过滤后废水主要含_______,可以用来浇灌农田.
分析:
甲厂排放的废水明显显碱性,则其中一定含有OH—,与OH—可共存的离子有K+、Cl—、NO3—,考虑Ag+与Cl—不能共存.所以甲厂废水含OH—、K+、Cl—,乙厂废水中含Ag+、Fe3+和NO3—.
答案:
OH—、Cl—、K+ ;铁粉 Ag(银) ;Ag+、Fe3+、Cl—、OH—,KNO3
