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第二章 元素與物質世界知識梳理
第一節
一、元素與物質的關系
1．元素與物質的關系
元素是物質的基本組成成分，物質都是由元素組成的。
2．元素組成物質的形式
(1)單質：由一種元素組成的純凈物叫單質，有金屬單質和非金屬單質。
(2)化合物：由多種元素組成的純凈物叫化合物。
微點撥：
只由一種元素組成的物質可能是純凈物(單質)，也有可能是混合物，如C60和石墨的混合物。
3．元素的存在形態
(1)游離態：元素以自身形式結合成單質時的存在狀態，此時元素的化合價為零。
(2)化合態：元素與另外的元素結合成化合物時的存在狀態，此時元素的化合價一般為正價或負價。
微點撥：
(1)金屬元素有0價和正價，無負價；非金屬元素有0價，正價和負價。
(2)化合物中各元素化合價的代數和等于0。
物質元素
二、物質分類的依據
1．根據物質的組成
物質
易錯警示
對物質進行分類時，要明確物質的俗稱及其成分，如純堿(Na2CO3)、膽礬(CuSO4·5H2O)、明礬[KAl(SO4)2·12H2O]、苛性鈉(NaOH)、生石灰(CaO)、小蘇打(NaHCO3)等。
2．根據組成特點和所具有的性質
(1)氧化物
項目 酸性氧化物 堿性氧化物 兩性氧化物
概念 能與堿起反應生成鹽和水的氧化物 凡能跟酸起反應而生成鹽和水的氧化物 兼具酸性氧化物與堿性氧化物的通性
組成 大多數是非金屬氧化物 都是金屬氧化物 Al2O3
性質 ①與水反應生成對應的含氧酸(SiO2除外) ②與可溶性堿反應生成鹽和水 ①與水反應生成可溶性堿 ②與酸反應生成鹽和水 能與堿起反應生成鹽和水的氧化又能跟酸起反應而生成鹽和水的氧化物物
示例 SO2．SO3．CO2．Mn2O7 CaO．MgO．CuO．Fe2O3 Al2O3．ZnO
【示例】
酸性氧化物：以CO2為例
CO2+NaOH=Na2CO3+H2O CO2+H2O=H2CO3
CO2+Na2O=2NaOH
堿性氧化物：以CaO為例
CaO+2HCl=CaCl2+H2O CaO+H2O=Ca(OH)2
CaO+CO2=Ca2CO3
兩性氧化物：以Al2O3為例
Al2O3+3HCl=AlCl3+3H2O
Al2O3+2NaOH+ 3H2O= 2Na[Al(OH) 4] (四羥基合氯酸鈉)
【注意】
①堿性氧化物一定是金屬氧化物，但金屬氧化物不一定是堿性氧化物（如Na2O2）。
②酸性氧化物不一定是非金屬氧化物（如Mn2O7）非金屬氧化物也不一定是酸性氧化物（如CO、NO）。
③酸性氧化物．堿性氧化物不一定都能與水反應生成對應的酸．堿（如SiO2．CuO）
(2)酸
分類標準 實例
根據酸分子里有無氧原子分 含氧酸 HNO3．H2SO4
無氧酸 HCl
根據酸分子電離產生的H+個數分 一元酸 CH3COOH．HNO3．HCl
二元酸 H2SO4．H2CO3．H2S
多元酸 H3PO4
根據酸性的強弱 強酸 HNO3．H2SO4．HCl
弱酸 H2CO3．H2S
根據酸的揮發性 揮發性酸 HNO3．HCl
難揮發性酸 H2SO4
(3)堿
分類 根據在水中的溶解性
（強堿）可溶性堿 （強堿）微溶性堿 （弱堿）難溶性堿
根據堿分子電離產生的OH－個數分 一元堿 NaOH．KOH
二元堿 Ba(OH)2 Ca(OH)2 Cu(OH)2 Mg(OH)2 Fe(OH)2
三元堿 Al(OH)3 Fe(OH)3
命名 氫氧化某
(4)鹽
分類 示例
正鹽 NaCl氯化鈉，K2S硫化鉀
酸式鹽 NaHCO3碳酸氫鈉．KHSO4硫酸氫鉀．Ca(HCO3)2碳酸氫鈣
堿式鹽 Cu2(OH)2CO3堿式碳酸銅
三、根據物質類別研究物質的性質
1．單質、氧化物、酸、堿和鹽之間的轉化關系圖
2．具體轉化示例
(1)金屬的化學通性。
金屬單質
(2)氧化物的化學通性。
氧化物
(3)酸的化學通性。
酸
(4)堿的化學通性。
堿
(5)鹽的化學通性。
鹽
第二節
一、分散系及其分類
1.概念
一種(或多種)物質分散到另一種(或多種)物質中所得到的體系叫分散系。
2.組成
【說明】
對溶液來說，溶質是分散質，溶劑是分散劑；對懸濁液和乳濁液來說，其中的固體小顆粒或小液滴是分散質，所用的溶劑是分散劑。
3.分類
(1)分散系按照分散質或分散劑聚集狀態不同分類，有9種類型。對比如下：
分散質 分散劑 實例
氣 氣 空氣
液 氣 云．霧
固 氣 煙灰塵
氣 液 泡沫
液 液 牛奶．酒精的水溶液
固 液 糖水．油漆
氣 固 泡沫塑料
液 固 珍珠（包藏著水的碳酸鈣）
固 固 有色玻璃．合金
如果分散劑是液態的，叫液態分散體系，在化學反應中此類分散體系最為常見和重要，水溶液．懸濁液和乳濁液都屬液態分散體系。溶液．懸濁液和乳濁液分散質粒子的大小(近似其直徑大小)來分類。一般地說，溶液分散質粒子小于1nm，濁液中離子通常大于100nm，介于1nm～100nm的為膠體。在分散體系中，分散質的顆粒大小有所不同，分散體系的性質也隨之改變，溶液．膠體和濁液各具有不同的特性。
(2)按照分散質粒子大小分類：
【說明】溶液．膠體．濁液的本質區別就是分散質粒子大小
分散系 溶液 膠體 濁液
分散質微粒 單個小分子或離子 高分子或多分子集合體 巨大數目的分子集合體
分散質微粒直徑 小于1 nm 1～100 nm 大于100 nm
性 質 外觀 均一、透明 多數均一、透明 不均一、不透明
穩定性 穩定 較穩定 不穩定
能否透過濾紙 能 能 不能
能否透過半透膜 能 不能 不能
二、膠體
【探究實驗】清晨，當太陽照射時，在茂密的樹林中，常常可以看到從枝葉間透過的一道道光柱，這就是丁達爾現象。這是因為云、霧、煙塵也是膠體，只是這些膠體的分散劑是空氣，分散質是微小的塵埃或小液滴。
【探究實驗】膠體具有一定的穩定性，具有丁達爾效應和電泳的性質(如圖)，在一定條件下膠體還能發生聚沉，膠體因具有這些性質而在生產和生活中具有廣泛的應用。
[思考交流]
(1)膠體一定是液體狀態嗎？膠體一定是無色的嗎？
【提示】　都不一定。膠體除了液溶膠還有氣溶膠和固溶膠；膠體不一定無色，如氫氧化鐵膠體是紅褐色的。
(2)膠體為什么比較穩定？
【提示】　
①主要原因是同種膠體粒子帶同種電荷，膠粒相互排斥，膠粒間無法聚集成大顆粒形成沉淀從分散劑中析出。
②次要原因是膠粒小，質量輕，布朗運動劇烈，能克服重力引起的沉降作用。
(3)已知雞蛋清是一種膠體，現有三瓶無色溶液：NaCl溶液、Na2SO4溶液、雞蛋清溶液，根據已學過的知識鑒別它們。
【提示】　
①用激光筆照射這三瓶無色溶液，在與光垂直的方向進行觀察，產生丁達爾效應的是雞蛋清溶液；
②用小試管分別取2 mL另外兩種溶液，分別向里面滴加BaCl2溶液，產生白色沉淀的是Na2SO4溶液，另一種是NaCl溶液，方法不唯一，合理即可。
(4)除去NaCl溶液或Fe(OH)3膠體中的泥沙采用什么方法？
【提示】　根據三種分散系中分散質微粒的直徑大小、結合濾紙的孔隙大小可知，溶液、膠體中的分散質微粒均能透過濾紙，濁液不能透過，因此除去NaCl溶液或Fe(OH)3膠體中的泥沙時應用過濾的方法。
(5)氫氧化鐵膠體通電后與電源負極相連的區域顏色加深說明了什么？
【提示】　氫氧化鐵膠粒帶正電荷，通電后向電源負極附近移動。
(6)向Fe(OH)3膠體中加入稀鹽酸，先產生紅褐色沉淀，繼續滴加稀鹽酸，紅褐色沉淀又溶解，為什么？
【提示】　向Fe(OH)3膠體中加入稀鹽酸，膠體先發生聚沉形成Fe(OH)3沉淀，繼續滴加稀鹽酸，酸堿發生中和反應，Fe(OH)3沉淀又溶解。
1.膠體的制備
（1）原理：FeCl3+3H2OFe(OH)3(膠體)+3HCl
（2）實驗操作步驟：
①取燒杯盛25mL蒸餾水(不用自來水，是因為自來水中有電解質，會使膠體聚沉)，加熱至沸騰；
②向沸水中逐滴加入5－6滴FeCl3飽和溶液；
③繼續煮沸至溶液呈紅褐色，觀察所得紅褐色液體是Fe(OH)3膠體（帶正電）。
2.膠體的性質和應用
(1)
(2)聚沉
(3)電泳
【注意】
① 膠體的丁達爾效應是區別溶液和膠體的一種常見的物理方法。
② 由于溶液中帶電的離子在通電時也能發生定向移動不能用電泳現象來區分溶液與膠體。
③ 膠體微粒不能透過半透膜，而小分子、離子能夠透過半透膜，因此可用滲析的方法分離。
④ 膠體不帶電荷，膠體粒子(分散質)帶電荷，但淀粉的膠體粒子也不帶電荷。
第三節
一、氧化劑和還原劑
1．氧化劑和還原劑的相關概念
(1)氧化劑和還原劑
氧化劑： 得到電子或電子對偏向的物質--------所含元素化合價降低的物質
還原劑：失去電子或電子對偏離的物質———所含元素化合價升高的物質
（2）氧化產物和還原產物
氧化產物：氧化反應得到的產物
還原產物：還原反應得到的產物
（3）氧化性和還原性
氧化性：氧化劑得電子的能力。
還原性：還原劑失電子的能力。
（4）氧化反應和還原反應
氧化反應（被氧化）：指反應物中的某元素失電子、化合價升高的反應過程。
還原反應（被還原）：指反應物中某元素得電子、化合價降低的反應過程。
【總結】
概括： “升失氧化還原劑；降得還原氧化劑”
即：物質所含元素化合價升高，是因為在反應過程中失去電子，結果被氧化，是還原劑，
物質所含元素化合價降低，是因為在反應過程中得到電子，結果被還原，是氧化劑。
2．常見的氧化劑和還原劑
(1)常見的氧化劑
①活潑的非金屬單質，如O2、Cl2等。
②含有較高價態元素的鹽，如FeCl3、KMnO4、KClO3等。
③含有較高價態元素的含氧酸，如硝酸、濃硫酸等。
④過氧化物，如H2O2、Na2O2等
(2)常見的還原劑
①活潑的金屬單質，如K、Na、Mg、 Al、Fe、Zn等。
②某些非金屬單質，如H2、C等。
③低價態元素的氧化物，如CO、NO、SO2等。
④低價態的鹽，如KI、Na2SO3、FeSO4等。
⑤非金屬陰離子及低價化合物,如S2-、I-、H2S等
⑥非金屬氫化物及其水溶液,如HBr、HI、H2S等
【思考與交流】　電閃雷鳴時會發生如下反應：
①N2＋O2===2NO　②2NO＋O2===2NO2　③3NO2＋H2O===2HNO3＋NO
分析三個反應是否為氧化還原反應，并說明原因。是氧化還原反應的，指出反應的氧化劑、還原劑、氧化產物、還原產物。
[提示]　三個反應都是氧化還原反應。反應①中氧化劑是O2，還原劑是N2，NO既是氧化產物又是還原產物；反應②中氧化劑是O2，還原劑是NO，NO2既是氧化產物又是還原產物；反應③中NO2既是氧化劑又是還原劑，HNO3是氧化產物，NO是還原產物。
重難突破1：氧化還原反應各概念間的關系及氧化性、還原性比較
分析下列六大反應，探究以下問題：
①Cl2＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2O
②2KClO32KCl＋3O2↑
③Mg＋SMgS
④S＋O2SO2
⑤2H2S＋SO2===3S↓＋2H2O
⑥Fe＋Cu2＋===Fe2＋＋Cu
【思考與交流】
[問題1]　同一反應中，氧化劑和還原劑可以是同一種物質嗎？氧化產物和還原產物呢？
[提示]　氧化劑和還原劑可以是同一種物質。在反應①中0價的Cl既轉化生成了－1價的Cl－，又轉化生成了＋1價的ClO－，所以反應①中Cl2既是氧化劑又是還原劑；同理反應②中的KClO3既是氧化劑又是還原劑。氧化產物和還原產物也可能為同種物質，如反應⑤中的S既是氧化產物又是還原產物。
[問題2]　同一物質在不同的反應中，可能作氧化劑也可能作還原劑嗎？
[提示]　同一物質在不同的反應中，可能作氧化劑也可能作還原劑。如S在反應③中作氧化劑，在反應④中作還原劑。
[問題3]　試通過上述反應比較Fe、Cu還原性的強弱；比較Fe2＋、Cu2＋氧化性的強弱。
[提示]　在反應⑥中，Fe是還原劑，Cu2＋是氧化劑，Fe2＋是氧化產物，Cu是還原產物，故還原性：Fe>Cu；氧化性：Cu2＋>Fe2＋。
1．理解氧化還原反應的相關概念及相互關系，要抓住兩條線
記憶口訣：升失氧，還原劑；降得還，氧化劑。
2．氧化性、還原性強弱的比較
(1)根據氧化還原反應的方向判斷
氧化性：氧化劑＞氧化產物
還原性：還原劑＞還原產物
(2)根據元素的活動性順序比較
二、氧化還原反應的應用
1．研究物質的性質
(1)氧化性、還原性與價態的關系
元素處于最低價態時，只有還原性；元素處于中間價態時既有氧化性又有還原性，但一般情況下主要表現某一方面的性質；元素處于最高價態時，只有氧化性。
(2)H2O2的氧化性和還原性探究
①預測
H2O2中的氧元素的化合價為－1價，是氧元素的中間價態，由此可推測H2O2既有氧化性又有還原性。
②實驗方案
證明H2O2具有還原性，需加入氧化劑，如酸性KMnO4溶液。證明H2O2具有氧化性，需加入還原劑，如KI溶液。
③實驗步驟、現象和結論
實驗內容 實驗現象 結論
滴入酸性KMnO4溶液，有氣泡產生，酸性KMnO4溶液紫紅色褪去 H2O2被氧化為O2，表現還原性
向H2O2中滴加KI溶液，溶液變黃色，再滴加淀粉溶液，溶液變藍 H2O2可氧化KI生成I2，H2O2表現氧化性
5H2O2＋2MnO＋6H＋ === 2Mn2＋＋5O2↑＋8H2O；
H2O2＋2I－＋2H＋===I2＋2H2O。
2．實現物質轉化與獲得能量
(1)金屬冶煉
①金屬的冶煉本質：利用氧化還原反應使金屬元素的化合價由正價降低至0價，生成金屬單質，即Mn＋＋ne－===M。
②金屬冶煉的方法：
(2)實驗室制備氯氣
①制取Cl2的裝置設計
②制取Cl2的反應原理
化學方程式：MnO2＋4HCl(濃)MnCl2＋Cl2↑＋2H2O
離子方程式：MnO2＋4H＋＋2Cl－Mn2＋＋Cl2↑＋2H2O。
氧化劑：MnO2，還原劑：濃鹽酸，濃鹽酸在反應中表現的性質有還原性和酸性。
③吸收Cl2的反應原理
化學方程式：Cl2＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2O。
離子方程式：Cl2＋2OH－===Cl－＋ClO－＋H2O。
氧化劑：Cl2，還原劑：Cl2。
(3)利用氧化還原反應獲得能量
①燃燒：化學能轉化為熱能。
②原電池：化學能轉化為電能。
【思考與交流】
(1)鹽酸是無機化工中常說的“三酸”之一。以下是鹽酸所發生的四個反應，
①Zn＋2HCl===ZnCl2＋H2↑
②NaOH＋HCl===NaCl＋H2O
③2HClH2↑＋Cl2↑
④KClO3＋6HCl(濃)===3Cl2↑＋KCl＋3H2O
鹽酸在上述反應中分別表現什么性質？
[提示]　HCl中氯元素處于最低價態，只表現還原性，氫元素處于最高價態，只表現氧化性。①Zn與HCl反應，HCl表現為酸性，同時發生氧化還原反應，Cl→2↑，HCl又表現為氧化性。②NaOH與HCl反應生成鹽和水，發生中和反應，HCl表現為酸性。③電解稀鹽酸，發生氧化還原反應，＋→2↑，l－→l2↑，HCl既表現為氧化性又表現為還原性。④6HCl中5l－→l2↑，Cl元素被氧化，HCl表現出還原性，又6H＋→3H2O，故HCl中的H＋表現出酸性。
(2)教材P68“無論是哪種冶煉方法，其本質都是利用氧化還原反應中的電子轉移，使被還原的化合物中的金屬元素的化合價從正價降低至0價，生成金屬單質。”金屬元素被還原一定生成金屬單質嗎？金屬冶煉過程中一定需要加入還原劑嗎？
[提示]　金屬陽離子被還原化合價一定降低，但是不一定生成金屬單質，如三價鐵離子可能被還原成二價鐵離子；金屬冶煉過程中未必加入還原劑，如電解法制備金屬鈉。
[提示]　
。
KMnO4為氧化劑，HCl在反應中作還原劑，同時還起到酸的作用。
1．反應原理
化學方程式：MnO2＋4HCl(濃) MnCl2＋Cl2↑＋2H2O，離子方程式：MnO2＋4H＋＋2Cl－Mn2＋＋2H2O＋Cl2↑。
也可以用高錳酸鉀、重鉻酸鉀、氯酸鉀等氧化劑代替二氧化錳。
如2KMnO4＋16HCl(濃)===2KCl＋2MnCl2＋5Cl2↑＋8H2O。
2．實驗裝置
(1)發生裝置(Ⅰ)
①特點：固體＋液體氣體。
②儀器：鐵架臺、酒精燈、石棉網、圓底燒瓶、分液漏斗等。
③試劑：A中盛放濃鹽酸，B中盛放二氧化錳。
(2)凈化裝置(Ⅱ)
裝置 盛放試劑 試劑的作用
C 飽和氯化鈉溶液 除去氯氣中的氯化氫
D 濃硫酸 干燥氯氣
(3)收集裝置(Ⅲ)
①收集方法：向上排空氣法(裝置E，Cl2的密度大于空氣的密度)。
②驗滿方法：用濕潤的淀粉KI試紙檢驗。將濕潤的淀粉KI試紙放在集氣瓶口，若試紙變藍，則證明Cl2已收集滿。
(4)尾氣處理裝置(Ⅳ)
①導氣管要伸入液面以下。
②F中盛放試劑：氫氧化鈉溶液，作用：吸收過量的氯氣，防止污染環境。
1 實驗室制備Cl2注意事
①必須用濃鹽酸，MnO2與稀鹽酸不反應。
②為了減少制得的Cl2中HCl的含量，所以加熱溫度不宜過高，減少HCl的揮發。
③實驗結束后，先使反應停止并排出裝置中殘留的Cl2，再拆卸裝置，避免污染空氣。
④尾氣吸收時，不能用澄清石灰水吸收Cl2，因為溶液中c OH－ 濃度小，吸收不完全。
2 MnO2與濃鹽酸反應特點
①濃鹽酸中，部分Cl－的化合價升高，4 mol HCl參加反應，被氧化的Cl－為2 mol。
②隨著反應的進行鹽酸濃度變小，故MnO2足量時，鹽酸不能完全反應，反應后溶液為鹽酸和MnCl2的混合液。

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