分類中夯實基礎 變化中提升能力
——化學物質及其變化專題的復習策略

■浙江省杭州外國語學校 李漢清 陳貴新(特級教師)

一、宏觀和微觀相結合,從化學的視角認識物質世界

在高考中,直接考查物質組成和分類的試題并不多見,但自覺運用“微粒觀”,從微觀粒子的視角認識宏觀物質,并正確使用化學用語進行表征是進入化學世界的第一道“門檻”,也是學習化學的基本素養。科學合理的分類,可以幫助我們更好地理解物質的性質。

【知識要點歸納】

1.物質組成:元素、核素、同位素、同素異形體。

2.物質分類:樹狀分類和交叉分類。

3.膠體:膠體的本質特征、膠體的性質(丁達爾現象、膠粒凝聚)。

【知識難點釋疑】

在對物質進行分類時要準確理解“分類依據”的內涵。例如,對酸按“元數”分類時,“電離出的H+數”不能簡單理解為“分子中H原子個數”。乙酸(CH3COOH)分子中有4個氫原子,但能電離出的H+只有1個,屬于一元酸。硼酸(H3BO3)是通過結合水所電離出來的OH-而使水溶液顯酸性,也屬于一元酸

例1下列屬于膠體的是( )。

A.冰水混合物 B.淀粉水溶液

C.水銀 D.氨基酸水溶液

解析：膠體的本質特征是膠粒的直徑在1～100nm。A項,冰水混合中只有一種分子(水分子),屬于純凈物。B項,淀粉是多糖,單個淀粉分子的直徑已經達到1～100nm。C項,水銀是金屬汞的俗稱,屬于單質。D項,氨基酸分子屬于小分子。一定數目的氨基酸分子形成蛋白質分子,其直徑會達到1～100nm。答案為B。

例2下列有關物質的分類中,正確的是( )。

①混合物:鹽酸、漂白粉、氯水、淀粉

②化合物:CaCl2、NaOH、HCl、HD

③電解質:水銀、BaSO4、HCl

④酸性氧化物:NO2、SO2、SiO2、SO3

⑤堿性氧化物:FeO、Al2O3、Na2O、CuO

A.③⑤ B.②③ C.③④ D.①

解析：①鹽酸是HCl的水溶液,漂白粉是Ca(ClO)2和CaCl2的混合物,氯水是氯氣的水溶液,淀粉是高分子化合物,屬于混合物。②HD是單質。③水銀是金屬單質,既不是電解質也不是非電解質。④NO2屬于不成鹽氧化物。⑤Al2O3屬于兩性氧化物。答案為D。

二、離子反應

高中化學中的反應絕大部分是溶液中的離子反應。離子反應和離子方程式是歷年高考的必考“熱點”。

【知識要點歸納】

1.離子反應發生的條件,判斷離子共存問題。

發生反應的類型通常有三種:復分解反應、氧化還原反應和配合反應。

①復分解反應:離子間發生復分解反應,生成難溶或微溶物、氣體或難電離物質時(包括徹底的雙水解),離子不能共存。反應的方向是使溶液中離子的數目(物質的量)減少。

②氧化還原反應:氧化性強的離子(離子系統)與還原性強的離子(離子系統)反應生成氧化性弱的離子和還原性弱的離子(強強弱弱)。

2.離子方程式的書寫與正誤判斷。

離子方程式書寫的核心是“拆”。具體來說是:單質、氧化物、氣體、難溶解的、難電離的不拆。總的來說,是看“反應前的瞬間”,物質呈現的“主要”形式是不是“自由離子態”。0.1mol·L-1CH3COOH只有1.33%是電離的,主要形式是分子,不拆;濃鹽酸的質量分數是37%,主要形式是H+和Cl-,拆;濃硫酸,只有1.7%的水,主要是硫酸分子的形式,不拆。

正誤判斷的依據:(1)是否符合客觀事實;(2)質量守恒定律;(3)電荷守恒。

3.離子檢驗與推斷。

離子推斷應遵循的原則:

(1)“肯定性”原則:結合實驗現象推出肯定存在或肯定不存在的物質或離子。

(2)“互斥性”原則:在肯定某些離子存在的同時,結合離子共存規律,確定不存在的離子。

(3)“進出性”原則:實驗過程中反應生成的離子或加試劑時引入的離子對后續實驗的干擾。

(4)電中性原則:溶液中既要有陽離子,也要有陰離子,而且要保證陰、陽離子電荷守恒。

【知識難點釋疑】

離子間的反應常存在競爭或協同,需要我們“全面”認識。例如,若用Cu2+代替Fe3+,發生2Cu2++4I-══2CuI↓+I2。本來氧化性:Cu2+＜Fe3+,使可逆性更大,但由于CuI的沉淀效應協同促進了氧化還原反應更徹底。若S2-代替I-(還原性:S2-＞I-),氧化還原反應會更徹底。但事實上,S2-與Cu2+通常不發生氧化還原反應,而發生復分解反應生成CuS↓。這是由于CuS的Ksp很小,復分解反應的趨勢超過了氧化還原反應(競爭)。

又如,往Ca(ClO)2溶液中通入CO2將會生成CaCO3。盡管HClO的酸性強于的,但CO2-3與Ca2+的沉淀反應協同促進了向右進行。若用NaClO溶液代替Ca(ClO)2溶液,就只能生成NaHCO3了。

例3下列關于離子共存或離子反應的說法正確的是( )。

A.在由水電離出的c(H+)=10-12mol·L-1的溶液中,可以大量存在Na+、Ba2+、Cl-、Br-

B.在加入Al能放出大量H2的溶液中一定大量存在

D.NaHSO4溶液中加入Ba(OH)2溶液至溶液呈中性:

解析：A項,可能是酸性溶液,也可能是堿性溶液,這些離子都可以共存。B項,若是堿性溶液,不會大量存在。C項,Mn的化合價下降2×5=10,O的化合價上升6×1=6,電子轉移不守恒。正確的離子方程式應為D項,兩者物質的量之比為1∶1,正確的離子方程式為答案為A。

三、氧化還原反應

氧化還原反應知識點多,知識面廣,概念性強。它貫穿于整個中學化學學習的全過程,是中學化學知識的重點,也是同學們學習的難點,更是歷年高考命題的熱點。

【知識要點歸納】

1.氧化還原反應的概念。

特征:反應前后元素化合價發生了變化。

本質:反應過程中電子轉移(得失或偏移)。

四對概念:氧化劑/還原劑,氧化產物/還原產物,氧化反應/還原反應,氧化性/還原性。

2.電子轉移的方向和數目(雙線橋)。

3.氧化還原反應的規律。

(1)守恒律:是氧化還原反應方程式配平和有關計算的依據。

(2)強弱律:書寫陌生氧化還原反應的依據。

(3)價態律:判斷物質氧化性、還原性的依據。

(4)轉化律:判斷變價元素反應前后“蹤跡”的依據。

(5)難易律:判斷氧化還原反應發生先后順序的依據。

【知識難點釋疑】

氧化性、還原性強弱判斷。

1.根據化學方程式判斷:氧化劑+還原劑══還原產物+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.根據元素周期律(金屬性、非金屬性強弱)判斷。

3.根據反應條件和反應劇烈程度進行判斷。

與同一物質反應,一般越易進行,則其氧化性或還原性就越強。當不同的氧化劑作用于同一還原劑時,如果氧化產物價態相同,可根據反應條件的高低進行判斷。如:濃鹽酸分別與KMnO4(常溫)、MnO2(加熱)反應生成Cl2,氧化性:KMnO4＞MnO2。

4.其他因素。如:濃度(濃、稀硝酸),溫度(Al單質在高溫下有很強的還原性),酸堿性(KMnO4在酸性環境下氧化性更強)。

例4水熱法制備Fe3O4納米顆粒的總反應為下列有關說法正確的是( )。

A.每轉移1.5mol電子,有1.125mol Fe2+被氧化

B.x=2

D.每生成1molFe3O4,反應中轉移電子2mol

解析：該反應中轉移電子為4mol,此時有2molFe2+被氧化,所以每轉移1.5mol電子,有被氧化,A項錯誤。B項,根據H元素守恒,x應等于4,錯誤。C項,中化合價均升高,都是還原劑,正確。答案為C。

例5與Cl2相比較,ClO2處理水時被還原成Cl-,不生成有機氯代物等有害物質。工業上可用亞氯酸鈉和稀鹽酸為原料制備ClO2,反應如下:

NaClO2+HCl--→ClO2↑+____(沒有配平)

(1)上述方程式中,缺項物質是____,配平方程式,并在下面補全反應物系數。

(2)該反應中氧化劑和還原劑的物質的量之比是____。

生成0.2molClO2轉移電子的物質的量為____mol。

(3)ClO2對污水中的Fe2+、Mn2+、S2-和CN-等有明顯的去除效果。某污水中含CN-amg·L-1,現用ClO2將CN-氧化,只生成兩種無毒氣體。處理100m3這種污水,至少需要ClO2____mol。

解析：(1)NaClO2既是氧化劑又是還原劑,鹽酸提供酸性環境。

(2)作還原劑的NaClO2為4mol,作氧化劑的NaClO2為1mol;當有4molClO2生成時,轉移電子4mol,所以當有0.2mol ClO2生成時,轉移電子0.2mol。

(3)amg·L-1這種污水中含有CN-的質量是100ag,CN-的物質的量為由2ClO2+2CN-══2CO2+2Cl-+N2↑可知,需要的ClO2也為