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专题复习二 第二章 化学物质及变化
【知识框架】

① 根据化合价是否变化 —— 氧化还原反应和非氧化还原反应
② 四种基本反应类型与氧化还原反应（或非氧化还原反应）的关系
氧化还原反应
非氧化还原反应
置换
反应
分解反应
复分解反应
化合反应

分类：
分散系
溶液
胶体
悬（乳）浊液
分散系粒子的直径
＜1nm
1nm～100nm
＞100nm
分散质粒子的组成
小分子或离子
大分子或分子集合体
许多分子的集合体
外观
均一、透明
大多均一、透明
不均一、不透明
能否透过滤纸
能
能
一般不能
能否透过半透膜
能
不能
不能
实例
食盐水、糖水
淀粉胶体、Fe(OH)3胶体
泥水
．电解质与非电解质的区别

电解质
非电解质
定义
在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物
在水溶液里和熔融状态下都不导电的化合物
化合物类型
离子化合物（强碱、盐），强极性共价化合物
非极性共价化合物、弱极性共价化合物、大多数有机物
能否直接电离
溶于水或熔融时，直接能电离
溶于水或熔融时，不能直接导电
通电时的现象
溶于水或熔融时能导电
溶于水或熔融时不能导电
实例
H2SO4、HF、CaO等
SO3、NH3、CH4等
强弱电解质的区别

强电解质
弱电解质
相 同 点
都是电解质，在水溶液中都能电离，都能导电，与溶解度无关
不
同
点
电离程度
完全电离
部分电离
电离过程
不可逆过程
可逆过程，存在电离平衡
表示方法
电离方程式用“==”
电离方程式用“”
水溶液中微粒存在形式
电离出的阴、阳离子，不存在电解质分子
既有电离出的阴、阳离子，又有电解质分子
实 例
绝大多数盐：NaCl、BaSO4等。
强酸：H2SO4、HCl、HClO4等。
强碱：Ba(OH)2、Ca(OH)2等。
弱酸：H2CO3、CH3COOH等。
弱碱：NH3·H2O、Cu(OH)2等。
极少数盐。
【专题1】离子反应及离子共存的判断
离子反应的种类及条件
（1）复分解型，发生条件是生成沉淀、气体、难电离的物（具备其一即可）；
（2）看是否生成难电离物质。常见的难电离物质有H2O、NH3·H2O（NH4+与OH-生成） 、CH3COOH（CH3COO-与H+生成）等。
（3）看离子间能否发生氧化还原反应。如Fe3+与 I-、S2-等不能大量共存。
（4）注意HCO3－在强酸性和强碱性溶液中都不能大量共存，HCO3－+H+=CO2 ↑+H2O ，
HCO3－+ OH-=CO32- +H2O 。
（5）看清要求，是“能大量共存”还是“不能大量共存”，是“一定能大量共存”还是“可能能大量共存”。（6）看清题目是否有前提条件。若“在强酸性溶液中”，则每组离子中再增加H+；若“在强碱性溶液中”，则每组离子中再增加OH-；是否限定无色溶液；是否限制“因------反应不能大量共存”；是否限定溶液中已存在某些离子等。
熟记(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-、等，即：OH－和弱酸的酸根、弱酸的根式根离子不能与H＋共存。
　　(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-、Cu2+等，即：H＋及弱酸的酸式根离子、弱碱的阳离子不能与OH－共存。
　　(3)相互反应生成沉淀的离子间不能共存，如Ag+跟Cl-，Ba2+跟CO32-、SO42-等。
　　(4)相互反应生成气体的离子间不能共存，如H+跟HCO3-等。
(5)相互反应生成难电离物质的离子间不能共存，如H+跟OH-等
离子共存题易错点：
⑴ 在题目中告知是无色溶液，应排除具有颜色的离子
Fe2＋（浅绿色）、Fe3＋（黄色）、Cu2＋（蓝色）、MnO4—（紫色）等离子。
⑵ 忽视因发生氧化还原而不能共存
如：ClO—与I—、SO32—、S2—， 酸性条件下ClO—与Cl—， 酸性条件下NO3—与Fe2＋， 酸性条件下SO32—与S2—， 酸性条件下MnO4—与Cl—。
⑶多元弱酸的酸式酸根离子不能与H＋、OH—大量共存
HCO3— 、HSO3-、
【专题2】离子方程式：
概念：用实际参加反应的离子的符号表示离子反应的式子。
书写
方法
写：写出正确的化学方程式；
离子方程式
拆：把易溶强电解质的化学式改写成离子符号；
删：把没有参加反应的离子从方程式两边删去；
查：检查方程式两边原子及电荷数是否相等。
书写
原则
（1）可溶性强电解质写成离子，非电解质、难溶物等写成化学式；
（2）电解质固体或纯液体之间反应，不写离子方程式；
（3）氧化物作为反应物和生成物均写成化学式；
（4）微溶物的处理。作为澄清液反应时，可以拆成离子形式；作为悬浊液反应时，要保留化学式；作为生成物时，一般写化学式。如Ca(OH)2、CaSO4等。
意义：不仅表示一定物质间的特定反应，还能表示同一类反应。
【专题3】、氧化还原反应
1氧化还原反应：特征
实质
2. 氧化还原反应：
氧化剂化合价 ，发生 反应，被
还原剂化合价 ，发生 反应，被
3. 氧化还原反应：
电子守恒原理：
依据电子得失与化合价升降的关系，分析可知：
化合价升高的总数目 化合价降低的总数目
氧化还原反应产物的价态有时与反应物的量有关。

常见的氧化剂和还原剂

4、氧化还原反应的基本规律
（1）守恒规律
①对于一个完整的氧化还原反应，要遵循电子守恒，即失电子总数与得电子总数相等，表现为化合价升高总数与降低总数相等。
②氧化还原型的离子反应，要遵循电子守恒及电荷守恒。
应用：常用于有关氧化还原反应的计算及配平氧化还原反应方程式。
（2）强弱规律

应用：①在适宜条件下，用氧化性较强的物质制备氧化性较弱的物质；用还原性较强的物质制备还原性较弱的物质；②判断氧化还原反应能否发生；③可用于比较物质间氧化性或还原性的强弱。
（3）转化规律
氧化还原反应中，以元素相邻价态之间的转化最容易；同种元素不同价态之间发生反应，元素的化合价只靠近而不交叉；同种元素相邻价态之间不发生氧化还原反应。例如：

应用：判断氧化还原反应能否发生及表明电子转移情况。
（4）先后规律
一种氧化剂同时和几种还原剂相遇时，还原性最强的优先发生反应；同理，一种还原剂同时与多种氧化剂相遇时，氧化性最强的优先发生反应。