高中安全第一課教案

高二化學第一章《化學反應原理》復習提綱。

高二化學第一章《化學反應原理》復習提綱

第一章
第一節(jié)焓變與反應熱
一、焓變與反應熱
1.反應熱:一定溫度下進行的化學反應，所吸收或釋放的熱量稱為化學反應的反應熱。
理解反應熱應注意幾點:
單位:kJ/mol或kJ?mol-1
描述的對象:化學反應前后的熱量變化
測定條件：一定條件（溫度、壓強）下
概念適用范圍：任何反應；反應熱的測量儀器叫量熱計.
2.焓:用于描述物質(zhì)內(nèi)能的物理量。用H表示。
3.物質(zhì)不同，內(nèi)能不同，焓（H）的值也不同。所以化學反應前后物質(zhì)發(fā)生變化時，焓（H）也在變化，物質(zhì)焓（H）的變化稱為化學反應中的焓變。用△H表示。單位：kJ/mol或kJ?mol-1.(mol-1表明參加反應的各物質(zhì)的物質(zhì)的量與化學方程式中各物質(zhì)的化學式的系數(shù)相同.)
△H=H（反應物）-H（生成物）
4.反應熱與焓變的關(guān)系:若反應在恒溫、恒壓（敞口容器）的條件下進行，此時，化學反應的反應熱等于焓變。高中化學一般認為：反應熱=焓變。
5.化學反應中能量變化的兩種形式:
當?H為“－”（△H0）時，為放熱反應
當?H為“＋”（△H0）時，為吸熱反應
記住：正吸負放
反應熱產(chǎn)生的原因（從微觀或宏觀兩個角度認識）
（1）從鍵能的變化來認識
①化學反應的本質(zhì)是化學鍵的斷裂和形成;
②舊鍵斷裂需要能量，新鍵形成會能量。
③放熱反應：反應物斷鍵時吸收的能量＜生成物成鍵時釋放的能量△H為“—”或△H0
吸熱反應：反應物斷鍵時吸收的能量＞生成物成鍵時釋放的能量△H為“+”或△H0
④ΔH＝反應物總鍵能－生成物總鍵能
例析:實驗測得有如下鍵能數(shù)據(jù)：H-H436kJ/mol;Cl-Cl243kJ/mol;H-Cl431kJ/mol
又知1molH2與1molCl2反應生成2molHCl時放出184.6kJ的熱量，從微觀角度應如何解釋？
（2）從內(nèi)能的變化來認識：
①反應物的總能量高，生成物的總能量低，當反應物轉(zhuǎn)化為生成物時，反應體系能量降低，反應放熱
《化學反應原理》中段考試復習提綱(有些表格圖片貼不上,稍后整理)-韓東輝化學教育在線-韓東輝化學教育在線
△H=∑E生成物—∑E反應ΔH＜0
②反應物的總能量低，生成物的總能量高，當反應物轉(zhuǎn)化為生成物時，反應體系能量升高
，反應吸熱
注意：①加熱是反應的條件，與反應吸放熱無直接關(guān)系
②反應熱由化學鍵破壞與形成過程中吸收和放出的能量決定
③溫度決定物質(zhì)的存在狀態(tài)影響物質(zhì)的鍵能，反應熱與外界條件有關(guān).
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△H=∑E生成物—∑E反應物ΔH＞0
二、熱化學方程式的書寫
表示參加反應物質(zhì)的量和反應熱的關(guān)系的化學方程式，叫做熱化學方程式。
(1)書寫熱化學方程式要注明反應的溫度和壓強,而常溫、常壓可以不注明，即不注明則是常溫、常壓。
為何要注明外在條件?
反應放出或吸收的熱量的多少與外界的溫度和壓強有關(guān)。
常溫、常壓指101kPa和25℃。
(2)標出了反應物與生成物的狀態(tài)：
固體一s液體一l氣體一g
為何要注明各物質(zhì)的狀態(tài)?
物質(zhì)的聚集狀態(tài)不同所含的能量也不同。
(3)寫出了反應熱，還注明了“＋”，“－”(正吸負放)
(4)方程式中的計量系數(shù)可以是整數(shù)也可以是分數(shù)。
反應物和生成物前的系數(shù)它代表了什么？
熱化學方程式中各物質(zhì)前的化學計量數(shù)不表示分子個數(shù)，表示對應物質(zhì)的物質(zhì)的量。
在方程式中?H它表示了什么意義？
△H(kJ/mol)它表示每摩爾反應所放出的熱量。
△H的值與什么有關(guān)系？
△H它的值與方程式中的計量系數(shù)有關(guān)，即對于相同的反應，當化學計量數(shù)不同時，其△H不同。
第二節(jié)燃燒熱能源
一、燃燒熱
定義：在25℃，101kPa時，lmol純物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定的化合物時所放出的熱量，叫
做該物質(zhì)的燃燒熱。單位：kJ/mol。
物質(zhì)燃燒放出的熱=該物質(zhì)的量X該物質(zhì)的燃燒熱
概念要點：
（1）在25℃，101kPa時，生成穩(wěn)定的化合物。
（2）燃燒熱通常是由實驗測得的。
（3）可燃物以1mol作為標準進行測量。
（4）計算燃燒熱時，熱化學方程式的系數(shù)常以分數(shù)表示。
二、中和熱
1．定義：在稀溶液中，酸跟堿發(fā)生中和反應而生成1molH2O，這時的反應熱叫做中和熱。
概念分析：
（1）條件：稀溶液。
（2）反應物：酸與堿。（中學階段，只討論強酸和強堿反應的中和熱）
（3）生成物及其物質(zhì)的量：1molH＋與1molOH－反應生成1molH2O。
（4）放出的熱量：57.3kJ/mol
三、中和反應反應熱的測定
1.我們利用什么原理來測定酸、堿反應的反應熱(也稱中和熱)呢？
Q=mcΔt?①
Q:中和反應放出的熱量。
m：反應混合液的質(zhì)量。
c：反應混合液的比熱容。
Δt：反應前后溶液溫度的差值。
m的質(zhì)量為所用酸、堿的質(zhì)量和，測出參加反應的酸、堿質(zhì)量相加即可；c需要查閱，Δt可用溫度計測出反應前后的溫度相減得到。
酸、堿反應時，我們用的是它的稀溶液，它們的質(zhì)量應怎樣得到？
量出它們的體積，再乘以它們的密度即可。
Q=（V酸ρ酸＋V堿ρ堿）·c·（t2－t1）②
本實驗中，我們所用一元酸、一元堿的體積均為50mL，它們的濃度分別為0.50mol/L和0.55mol/L。由于是稀溶液，且為了計算簡便，我們近似地認為，所用酸、堿溶液的密度均為1g/cm3，且中和后所得溶液的比熱容為4.18J/（g·℃)
已知V酸=V堿=50mL。
c酸=0.50mol/Lc堿=0.55mol/L。
ρ酸=ρ堿=1g/cm3
c=4.18J/（g·℃）
請把以上數(shù)據(jù)代入式②,得出Q的表示式。其中熱量的單位用kJ。得出結(jié)果。
Q=0.418（t2－t1）kJ③
③式表示的是不是該反應的反應熱？是中和熱嗎？為什么？
③式不是該反應的反應熱，因為反應熱是有正負的，中和反應放熱，故其ΔH為“－”。中和熱是稀的酸、堿中和生成1mol水的反應熱，而50mL0.50mol/L的鹽酸與50mL0.55mol/L氫氧化鈉反應后生成的水只有0.025mol，故③式表示的也不是中和熱。
該反應的中和熱應怎樣表示呢？
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實驗儀器與藥品:
大燒杯（500mL）、小燒杯（100mL）溫度計、量筒（50mL）兩個、泡沫塑料或紙條、泡沫塑料板或硬紙板（中心有兩個小孔）、環(huán)形玻璃攪拌棒。
0.50mol/L鹽酸、0.55mol/LNaOH溶液
實驗步驟：
1.在大燒杯底部墊泡沫塑料（或紙條），使放入的小燒杯杯口與大燒杯杯口相平。然后再在大、小燒杯之間填滿碎泡沫塑料（或紙條），大燒杯上用泡沫塑料板（或硬紙板）作蓋板，在板中間開兩個小孔，正好使溫度計和環(huán)形玻璃攪拌棒通過，如下圖所示。

問：大、小燒杯放置時，為何要使兩杯口相平？填碎紙條的作用是什么？對此裝置，你有何更好的建議？
兩杯口相平，可使蓋板把杯口盡量蓋嚴，從而減少熱量損失；填碎紙條的作用是為了達到保溫隔熱、減少實驗過程中熱量損失的目的。若換用隔熱、密封性能更好的裝置（如保溫杯）會使實驗結(jié)果更準確。
2.用一個量筒量取50mL0.50mol/L鹽酸，倒入小燒杯中，并用溫度計測量鹽酸的溫度，記入下表。然后把溫度計上的酸用水沖洗干凈。
問：溫度計上的酸為何要用水沖洗干凈？沖洗后的溶液能否倒入小燒杯？為什么？
因為該溫度計還要用來測堿液的溫度，若不沖洗，溫度計上的酸會和堿發(fā)生中和反應而使熱量散失，故要沖洗干凈；沖洗后的溶液不能倒入小燒杯，若倒入，會使總?cè)芤旱馁|(zhì)量增加，而導致實驗結(jié)果誤差。
3.用另一個量筒量取50mL0.55mol/LNaOH溶液，并用溫度計測量NaOH溶液的溫度，記入下表。
問：酸、堿混合時，為何要把量筒中的NaOH溶液一次倒入小燒杯而不能緩緩倒入？
因為本實驗的關(guān)鍵是測反應的反應熱，若動作遲緩，將會使熱量損失而使誤差增大。
4.把溫度計和環(huán)形玻璃攪拌棒放入小燒杯的鹽酸中，并把量筒中的NaOH溶液一次倒入小燒杯（注意不要灑到外面）。用環(huán)形玻璃攪拌棒輕輕攪動溶液，并準確讀取混合溶液的最高溫度，記為終止溫度，記入下表。
問：實驗中所用HCl和NaOH的物質(zhì)的量比為何不是1∶1而是NaOH過量？若用HCl過量行嗎？
為了保證0.50mol/L的鹽酸完全被NaOH中和，采用0.55mol/LNaOH溶液，使堿稍稍過量。若使鹽酸過量，亦可。
5.重復實驗兩次，取測量所得數(shù)據(jù)的平均值作為計算依據(jù)。
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你所測得的數(shù)據(jù)是否為57.3kJ/mol，若不是，分析產(chǎn)生誤差的原因。
可能的原因有：
①量取溶液的體積有誤差（測量結(jié)果是按50mL的酸、堿進行計算，若實際量取時，多于50mL或小于50mL都會造成誤差）
②溫度計的讀數(shù)有誤。
③實驗過程中有液體灑在外面。
④混合酸、堿溶液時，動作緩慢，導致實驗誤差。
⑤隔熱操作不到位，致使實驗過程中熱量損失而導致誤差。
⑥測了酸后的溫度計未用水清洗而便立即去測堿的溫度，致使熱量損失而引起誤差。
問：本實驗中若把50mL0.50mol/L的鹽酸改為50mL0.50mol/L醋酸，所測結(jié)果是否會有所變化？為什么？
會有所變化。因為醋酸為弱電解質(zhì)，其電離時要吸熱，故將使測得結(jié)果偏小。
問：若改用100mL0.50mol/L的鹽酸和100mL0.55mol/L的NaOH溶液，所測中和熱的數(shù)值是否約為本實驗結(jié)果的二倍（假定各步操作沒有失誤）？
否。因中和熱是指酸與堿發(fā)生中和反應生成1molH2O時放出的熱量，其數(shù)值與反應物的量的多少無關(guān)，故所測結(jié)果應基本和本次實驗結(jié)果相同（若所有操作都準確無誤，且無熱量損失，則二者結(jié)果相同）。
四、燃燒熱和中和熱的區(qū)別與聯(lián)系
燃燒熱
中和熱
相同點
能量變化
放熱反應
△H
△H＜0
不同點
反應物的量
可燃物為1mol
(O2的量不限)
可能多種情況
生成物的量
不限量
H2O是1mol
反應熱的含義
1mol反應物完全燃燒時放出的熱量；不同反應物，燃燒熱不同。
生成1molH2O時放出的熱量；不同反應物的中和熱大致相同，均約為57.3kJ/mol。
二.能源
1.定義:能源就是能提供能量的自然資源，它包括化石燃料
（煤，石油，天然氣），陽光，風力，流水，朝汐以及柴草等.
2.能源的分類
分類標準
類別
定義
舉例
按轉(zhuǎn)換
過程分
一次能源
從自然界直接取得的自然資源
煤、原油、天然氣等化石能源，水能、風能、生物質(zhì)能、太陽能
二次能源
一次能源經(jīng)過加工轉(zhuǎn)換后獲得的能源
各種石油制品、煤氣、蒸汽、電力、氫能、沼氣等
按性質(zhì)分
可再生
能源
可持續(xù)再生，永遠利用的一次能源
風能、水能、生物質(zhì)能、太陽能、潮汐能等
不可再
生能源
經(jīng)過億萬年形成的短期內(nèi)無法恢復的能源
石油、煤、天然氣等化石能源，核能
按利用
歷史分
常規(guī)能源
在一定歷史時期和科技水平下，已被人們廣泛利用的能源
石油、煤、天然氣、水能、生物質(zhì)能等
新能源
隨著科技的發(fā)展，才開始被人類用先進的方法加以利用的古老能源及新發(fā)展的利用先進技術(shù)所獲得的能源
地熱能、氫能、核能、風能、太陽能、海洋能等
3.中國現(xiàn)在的能源構(gòu)成
煤:76.2%;石油:16.6%;水電:5.1%;天然氣:2.1%
4.我國目前的能源利用狀況
①目前使用最多的能源是化石能源，但它有限、不再生，開采、運輸、加工、利用效率都很低；
②煤作燃料浪費大,可用清潔煤技術(shù)，液化，汽化，煙氣除塵，脫硫防污染，或做深加工，作化工原料;
5.能源危機的解決辦法
①開源節(jié)流，提高利用效率；
②開發(fā)新能源；
第三節(jié)化學反應熱的計算
1．蓋斯定律:不管化學反應是一步完成或分幾步完成,其反應熱是相同.換句話說,化學反應的反應熱只與反應體系的始態(tài)和終態(tài)有關(guān),而與反應的途徑無關(guān)
因為有些反應進行得很慢,有些反應不容易直接發(fā)生,有些反應的產(chǎn)品不純(有副反應發(fā)生),這給測定反應熱造成了困難.此時如果應用蓋斯定律,就可以間接地把它們的反應熱計算出來.
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相關(guān)知識

第一章《化學反應與能量》總復習資料

第一章《化學反應與能量》總復習資料

【編者按】化學反應過程中，不僅有物質(zhì)的變化，同事還伴隨有能量的變化，并可以熱能、電能或光能等形式表現(xiàn)出來。當能量以熱的形式表現(xiàn)是，我們把反應分為放熱反應和吸熱反應。在化學反應中，能量的釋放或吸收是以發(fā)生變化的物質(zhì)為基礎(chǔ)的，二者密不可分，但以物質(zhì)為主。能量的多少則以反應物和產(chǎn)物的質(zhì)量為基礎(chǔ)。這是我們學習化學反應與能量這一張是必須把握的一個基本思想。
一、化學反應與能量的變化
課標要求
1、了解化學反應中能量轉(zhuǎn)化的原因和常見的能量轉(zhuǎn)化形式
2、了解反應熱和焓變的含義
3、認識熱化學方程式的意義并能正確書寫熱化學方程式
要點精講
1、焓變與反應熱
（1）化學反應的外觀特征
化學反應的實質(zhì)是舊化學鍵斷裂和新化學鍵生成，從外觀上看，所有的化學反應都伴隨著能量的釋放或吸收、發(fā)光、變色、放出氣體、生成沉淀等現(xiàn)象的發(fā)生。能量的變化通常表現(xiàn)為熱量的變化，但是化學反應的能量變化還可以以其他形式的能量變化體現(xiàn)出來，如光能、電能等。
（2）反應熱的定義
當化學反應在一定的溫度下進行時，反應所釋放或吸收的熱量稱為反應在此溫度下的熱效應，簡稱為反應熱。通常用符號Q表示。
反應熱產(chǎn)生的原因：由于在化學反應過程中，當反應物分子內(nèi)的化學鍵斷裂時，需要克服原子間的相互作用，這需要吸收能量；當原子重新結(jié)合成生成物分子，即新化學鍵形成時，又要釋放能量。生成物分子形成時所釋放的總能量與反應物分子化學鍵斷裂時所吸收的總能量的差即為該反應的反應熱。
（3）焓變的定義
對于在等壓條件下進行的化學反應，如果反應中物質(zhì)的能量變化全部轉(zhuǎn)化為熱能（同時可能伴隨著反應體系體積的改變），而沒有轉(zhuǎn)化為電能、光能等其他形式的能，則該反應的反應熱就等于反應前后物質(zhì)的焓的改變，稱為焓變，符號ΔΗ。
ΔΗ=Η（反應產(chǎn)物）—Η（反應物）
為反應產(chǎn)物的總焓與反應物總焓之差，稱為反應焓變。如果生成物的焓大于反應物的焓，說明反應物具有的總能量小于產(chǎn)物具有的總能量，需要吸收外界的能量才能生成生成物，反應必須吸熱才能進行。即當Η（生成物）Η（反應物），ΔΗ0，反應為吸熱反應。
如果生成物的焓小于反應物的焓，說明反應物具有的總能量大于產(chǎn)物具有的總能量，需要釋放一部分的能量給外界才能生成生成物，反應必須放熱才能進行。即當Η（生成物）Η（反應物），ΔΗ0，反應為放熱反應。
（4）反應熱和焓變的區(qū)別與聯(lián)系
第一章1
2、熱化學方程式
（1）定義
把一個化學反應中物質(zhì)的變和能量的變化同時表示出來的學方程式，叫熱化學方程式。
（2）表示意義
不僅表明了化學反應中的物質(zhì)化，也表明了化學反應中的焓變。
（3）書寫熱化學方程式須注意的幾點
①只能寫在標有反應物和生成物狀態(tài)的化學方程式的右邊。
若為放熱反應，ΔΗ為“-”；若為吸熱反應，ΔΗ為“+”。ΔΗ的單位一般為kJ·mol-1。②焓變ΔΗ與測定條件（溫度、壓強等）有關(guān)。因此書寫熱化學方程式時應注明ΔΗ的測定條件。
③熱化學方程式中各物質(zhì)化學式前面的化學計量數(shù)僅表示該物質(zhì)的物質(zhì)的量，并不表示物質(zhì)的分子數(shù)或原子數(shù)。因此化學計量數(shù)可以是整數(shù)，也可以是分數(shù)。
④反應物和產(chǎn)物的聚集狀態(tài)不同，焓變ΔΗ不同。因此，必須注明物質(zhì)的聚集狀態(tài)才能完整地體現(xiàn)出熱化學方程式的意義。氣體用“g”，液體用“l(fā)”，固體用“s”，溶液用“aq”。熱化學方程式中不用“↑”和“↓”。若涉及同素異形體，要注明同素異形體的名稱。
⑤熱化學方程式是表示反應已完成的量。
由于ΔΗ與反應完成的物質(zhì)的量有關(guān)，所以方程式中化學式前面的化學計量數(shù)必須與ΔΗ相對應，如果化學計量數(shù)加倍，則ΔΗ也要加倍。當反應向逆向進行時，其焓變與正反應的焓變數(shù)值相等，符號相反。
（4）熱化學方程式與化學方程式的比較
第一章2
3、中和反應反應熱的測定
（1）實驗原理
將兩種反應物加入儀器內(nèi)并使之迅速混合，測量反應前后溶液溫度的變化值，即可根據(jù)溶液的熱容C，利用下式計算出反應釋放或吸收的熱量Q。
Q=-C（T2-T1）
式中：C表示體系的熱容；T1、T2分別表示反應前和反應后體系的溫度。
（2）實驗注意事項：
①作為量熱器的儀器裝置，其保溫隔熱的效果一定要好。
②鹽酸和NaOH溶液濃度的配制須準確，且NaOH溶液的濃度須大于鹽酸的濃度。為了使測得的中和熱更準確，所用鹽酸和NaOH的濃度宜小不宜大，如果濃度偏大，則溶液中陰陽離子間相互牽制作用就大，電離度就會減少，這樣酸堿中和時產(chǎn)生的熱量勢必要用去一部分來補償未電離分子的離解熱，造成較大的誤差。
③宜用有0.1分度值的溫度計，且測量時盡可能讀準，并估讀到小數(shù)點后第二位。溫度計的水銀球部分要完全浸沒在溶液中，而且要穩(wěn)定一段時間后再讀數(shù)，以提高所測溫度的
精度。
（3）實驗結(jié)論
所測得的三次中和反應的反應熱相同。
（4）實驗分析
以上溶液中所發(fā)生的反應均為H++OH-=H2O。由于三次實驗中所用溶液的體積相同，溶液中H+和OH-的濃度也是相同的，因此三個反應的反應熱也是相同的。
4、中和熱
（1）定義：在稀溶液中，酸與堿發(fā)生中和反應生成1molH2O（l）時所釋放的熱量為中和熱。中和熱是反應熱的一種形式。
（2）注意：中和熱不包括離子在水溶液中的生成熱、物質(zhì)的溶解熱、電解質(zhì)電離的吸收熱等。中和反應的實質(zhì)是H+與OH-化合生成H2O，若反應過程中有其他物質(zhì)生成，這部分反應熱也不在中和熱內(nèi)。
5、放熱反應與吸熱反應的比較
第一章3第一章4

第一章5
二、燃燒熱能源
課標要求
1、掌握燃燒熱的概念
2、了解資源、能源是當今社會的重要熱點問題
3、常識性了解使用化石燃料的利弊及新能源的開發(fā)
要點精講
1、燃燒熱
（1）概念：25℃，101kPa時，1mol純物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定的化合物時所放出的熱量，叫做該物質(zhì)的燃燒熱，單位為kJ·mol-1。如果是1g物質(zhì)完全燃燒的反應熱，就叫做該物質(zhì)的熱值。
（2）對燃燒熱的理解
①燃燒熱是反應熱的一種，并且燃燒反應一定是放熱反應，其ΔΗ為“-”或ΔΗ0。
②25℃，101kPa時，可燃物完全燃燒時，必須生成穩(wěn)定的化合物。如果該物質(zhì)在燃燒時能生成多種燃燒產(chǎn)物，則應該生成不能再燃燒的物質(zhì)。如C完全燃燒應生成CO2（g），而生成CO（g）屬于不完全燃燒，所以C的燃燒熱應該是生成CO2時的熱效應。
（3）表示燃燒熱的熱化學方程式書寫
燃燒熱是以員1mol物質(zhì)完全燃燒所放出的熱量來定義的，因此在書寫表示燃燒熱的熱化學方程式時，應以燃燒1mol物質(zhì)為標準，來配平其余物質(zhì)的化學計量數(shù)，故在其熱化學方程
式中常出現(xiàn)分數(shù)。
（4）研究物質(zhì)燃燒熱的意義
了解化學反應完成時產(chǎn)生熱量的多少，以便更好地控制反應條件，充分利用能源。
2、能源
能提供能量的自然資源，叫做能源。能量之間的相互轉(zhuǎn)化關(guān)系如下：
第一章6
（1）能源的分類
①一次能源與二次能源
從自然界直接取得的自然能源叫一次能源，如原煤、原油、流過水壩的水等；一次能源經(jīng)過加工轉(zhuǎn)換后獲得的能源稱為二次能源，如各種石油制品、煤氣、蒸氣、電力、氫能、沼氣等。
②常規(guī)能源與新能源在一定歷史時期和科學技術(shù)水平下，已被人們廣泛利用的能源稱為常規(guī)能源，如煤、石油、天然氣、水能等。人類采用先進的方法剛開始加以利用的古老能源以及利用先進技術(shù)新發(fā)展的能源都是新能源，如核聚變能、風能、太陽能、海洋能等。
③可再生能源與非再生能源可連續(xù)再生、永遠利用的一次能源稱為可再生能源，如水力、風能等；經(jīng)過億萬年形成的、短期內(nèi)無法恢復的能源，稱為非再生能源，如石油、煤、天然氣等。
（2）人類對能源利用的三個時代
①柴草能源時代：草木、人力、畜力、大陽、風和水的動力等。
②化石能源時代：煤、石油、天然氣。
③多能源時代：核能、太陽能、氫能等。
（3）燃料充分燃燒的條件
①要有足夠的空氣
②燃料與空氣要有足夠大的接觸面
注意：足夠的空氣不是越多越好，而是通入量要適當，否則過量的空氣會帶走部分熱量，造成浪費。擴大燃料與空氣的接觸面，工業(yè)上常采用固體燃料粉碎或液體燃料以霧狀噴出的方法，從而提高燃料燃燒的效率。
（4）我國目前的能源利用狀況
目前主要能源是化石燃料，它們蘊藏有限且不能再生，終將枯竭，且從開采、運輸、加工到終端的利用效率都很低。我們目前使用的最多的燃料，仍是化石燃料，它們都是古代動植物遺體埋在地下經(jīng)過長時間復雜變化形成的，除含有C、H等元素外，還有少量S、N等元素，它們?nèi)紵a(chǎn)生SO2、氮的氧化物，對環(huán)境造成污染，形成酸雨。此外，煤的不充分燃燒，還產(chǎn)生CO，既造成浪費，也造成污染。
（5）解決能源危機的方法：節(jié)約能源；開發(fā)新能源。
3、有關(guān)燃燒熱的計算
（1）計算公式：Q放=n（可燃物）×ΔΗ
（2）含義：一定量的可燃物完全燃燒放出的熱量，等于可燃物的物質(zhì)的量乘以該物質(zhì)的燃燒熱。
（3）應用：“熱量值與熱化學方程式中各物質(zhì)的化學計量數(shù)（應相對應）成正比”進行有關(guān)計算。
（4）應用：“總過程的反應熱值等于各分過程反應熱之和”進行有關(guān)計算。
4、燃燒熱和中和熱的比較
第一章7

第一章8
三、化學反應熱的計算
課標要求
1、從能量守恒角度理解并掌握蓋斯定律
2、能正確運用蓋斯定律解決具體問題
3、學會化學反應熱的有關(guān)計算
要點精講
1、蓋斯定律
（1）蓋斯定律的內(nèi)容
化學反應的焓變只與反應體系的始態(tài)（各反應物）和終態(tài)（各生成物）有關(guān)，而與反應的途徑無關(guān)。如果一個反應可以分幾步進行，則各分步反應的反應焓變之和與該反應一步完成時的焓變是相同的，這就是蓋斯定律。
（2）特點
①反應熱效應只與始態(tài)、終態(tài)有關(guān)，與過程無關(guān)。
②反應熱總值一定。
（3）意義
有些反應很慢，有些反應不容易直接發(fā)生，有些反應的產(chǎn)品不純（有副反應發(fā)生），給測定反應熱造成了困難。應用蓋斯定律，可以間接地把它們的反應熱計算出來。
2、反應熱的計算
（1）依據(jù)
①熱化學方程式與數(shù)學上的方程式相似，可以移項（同時改變正、負號）；各項的系數(shù)（包括ΔΗ的數(shù)值）可以同時擴大或縮小相同的倍數(shù)。
②根據(jù)蓋斯定律，可以將兩個或兩個以上的熱化學方程式（包括其ΔΗ）相加或相減，從而得到一個新的熱化學方程式。
③可燃物完全燃燒產(chǎn)生的熱量=可燃物的物質(zhì)的量×燃燒熱。
注：計算反應熱的關(guān)鍵是設(shè)計合理的反應過程，正確進行已知方程式和反應熱的加減合并。
（2）計算方法
列出方程或方程組計算求解。
①明確解題模式：審題→分析→求解。
②有關(guān)熱化學方程式及有關(guān)單位書寫正確。
③計算準確。
（3）進行反應熱計算的注意事項：
①反應熱數(shù)值與各物質(zhì)的化學計量數(shù)成正比，因此熱化學方程式中各物質(zhì)的化學計量數(shù)改變時，其反應熱數(shù)值需同時做相同倍數(shù)的改變。
②熱化學方程式中的反應熱，是指反應按所給形式完全進行時的反應熱。
③正、逆反應的反應熱數(shù)值相等，符號相反。
④用某種物質(zhì)的燃燒熱計算反應放出的總熱量時，注意該物質(zhì)一定要滿足完全燃燒且生成穩(wěn)定的氧化物這一條件。

第一章9
四、本章知識網(wǎng)絡
第一章10第一章11

;第一章 化學反應及能量變化

第一章化學反應及能量變化

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【教材分析】

▲本節(jié)教材包括：化學反應的類型、氧化還原反應、氧化劑與還原劑三部分，主要從化合價的升降、電子的轉(zhuǎn)移討論氧化還原反應。

▲"氧化還原反應原教材穿插在第一章"鹵素"中學習，新舊教材這部分的要求基本一致，但比起原教材來，新教材有三個特色：

1、結(jié)構(gòu)合理：新教材從研究燃燒出發(fā)，導入氧化還原，先由復習初中所學的四種基本類型入手，對照Fe2O3+3CO==2Fe+3CO2類屬判斷的矛盾導出氧化還原，順理成章。全節(jié)擬成三個相互聯(lián)系的問題，綱目清晰。

2、表述生動：用擬人漫畫形象生動的表述概念，激發(fā)興趣，便于理解。

3、聯(lián)系實際：列舉生產(chǎn)、生活中對人類有益或有害的氧化還原反應。

【教學目標】

知識目標：（1）以價態(tài)升降和電子轉(zhuǎn)移的觀點理解氧化還原反應，氧化劑、還原劑的概念。
（2）了解初中所學的基本反應類型與氧化還原不同分類的關(guān)系。
（3）會用"雙線橋"式表示基本的氧化還原方程式。

能力目標：通過判斷一個反應是否是氧化還原，誰是氧化劑、還原劑，培養(yǎng)學生的邏輯思維能力。

情感目標：培養(yǎng)學生能用辨證的對立統(tǒng)一的觀點分析事物的意識。

【課時分配】

3課時：（1）學習"一、二"；（2）學習"三"，練習寫"雙線橋"反應式；（3）課堂小結(jié)，課堂訓練及作業(yè)評析、補償。

【教學設(shè)計】

1、化合價的升降、電子的轉(zhuǎn)移

教學內(nèi)容要點

教與學活動建議

一、化學反應類型

初中化學學習了化學反應分類共有：

1、根據(jù)反應物與生成物的種數(shù)、類別分：

基本類型：化合：A+B=AB
　分解：AB=A+B
　置換：A+BC=AC+B
　復分解：AB+CD=AD+CB

2、根據(jù)反應物得失氧分：
氧化：物質(zhì)得到氧
還原：物質(zhì)失去氧

3、判斷反應屬于何類型：

Fe2O3+3CO==2Fe+3CO

CuO+H2===Cu+H2O

二、氧化還原反應：

1、實驗分析：

實例：CuO+H2＝Cu+H2O
　↓↓
從得失氧分析：失氧得氧
　↓↓
從升降價分析：降價升價
　↓↓
電子轉(zhuǎn)移分析：得e失e
　↓↓
反應結(jié)論：還原反應氧化反應
------------
同時發(fā)生，稱為氧化還原反應

2、概念遷移：

用價態(tài)升降和電子轉(zhuǎn)移的觀點判斷沒有得失氧的反應。

（1）電子完全得失：2Na+Cl2===2NaCl

（2）電子對偏移：H2+Cl2===2HCl

得出氧化還原的本質(zhì)定義：

凡是有電子轉(zhuǎn)移（得失、偏移）的反應。

3、氧化還原反應與四種基本反應類型的關(guān)系。

三、氧化劑和還原劑

1、實例分析：

CuO　+　H2＝Cu+H2O
↓↓
　還原反應　氧化反應
↓↓
　被還原被氧化
↓↓
　氧化劑還原劑
↓↓
得電子物質(zhì)　失電子物質(zhì)
------------------------
從反應物中找
2、用"雙線橋式"表示氧化還原反應

▲聯(lián)系生活生產(chǎn)實際，了解氧化還原反應對人類社會的利弊。

▲詢問學生回顧初中化學知識引入：

　1、初中化學學習過那些類型？各有何特點？（引出左列各基本類型的特征）

　2、從得失氧的角度還學習過那些類型？（以CuO與H2的反應為例，它屬于何類型？）

　3、Fe2O3和CO的反應屬于什么基本類型？（激發(fā)學生思維中的矛盾點，引出氧化還原反應進一步的認識）

▲由學生按照左列（1）-（3）的三個層次分析，得出氧化還原反應的結(jié)論。指出；從價態(tài)變化和電子轉(zhuǎn)移觀點來分析化學反應。

可以擴展到對許多沒有氧參加的化學變化實質(zhì)的認識．

（引出Na與Cl2，H2與Cl2反應）

▲最好能運用電教手段將課本圖1-2，1-5，1-8改成動畫，配合分析各概念放映。

▲學生以左列兩反應為例，分析Na、H2發(fā)生氧化反應，Cl2發(fā)生反應。也可擴充至其他實例。

教師提示學生全面理解：電子轉(zhuǎn)移包括電子的偏移和電子的得失

▲由學生說出課本圖1-7的含義，以明確氧化還原與基本類型的關(guān)系。

▲進一步引導學生分析"還原反應-被還原-氧化劑"和"氧化反應-被氧化-還原劑"的內(nèi)聯(lián)系

（配合課本圖1-8的動畫分析）

▲歸納小結(jié)：師生共同討論。

綜合得出如下的氧化還原反應對立統(tǒng)一關(guān)系的兩根推斷線：

實質(zhì)　判斷依據(jù)　元素變化　反應物稱為　反應物性質(zhì)
失e—→升價—→被氧化—→還原劑—→還原性
得e—→降價—→被還原—→氧化劑—→氧化性

第一章化學反應及其能量變化專題復習

一名優(yōu)秀的教師在教學方面無論做什么事都有計劃和準備，作為教師就需要提前準備好適合自己的教案。教案可以讓學生能夠聽懂教師所講的內(nèi)容，幫助授課經(jīng)驗少的教師教學。所以你在寫教案時要注意些什么呢？下面是由小編為大家整理的“第一章化學反應及其能量變化專題復習”，歡迎您參考，希望對您有所助益！

第一節(jié)氧化還原反應

1、氧化還原反應的重要概念

練習1：判斷下列那些為氧化還原反應，并說出理由

IBr+H2O=HBr+HIO

KOH+Cl2=KCl+KClO+H2O

NaH+H2O=NaOH+H2

CaO2+H2O=Ca(OH)2+H2O2

5C2H5OH+2KMnO4+3H2SO4→5CH3CHO+K2SO4+2MnSO4+8H2O

氧化還原反應的實質(zhì)是，

判斷氧化還原反應的依據(jù)是。

小結(jié)：氧化還原反應發(fā)生規(guī)律和有關(guān)概念可用如下式子表示：

化合價升高、失電子、變成

化合價降低、得電子、變成

氧化劑+還原劑還原產(chǎn)物+氧化產(chǎn)物

練習：練習1中是氧化還原反應的，請指出氧化劑，還原劑，氧化產(chǎn)物，還原產(chǎn)物，標出電子轉(zhuǎn)移的方向和數(shù)目。

2、物質(zhì)氧化性和還原性相對強弱的判斷方法

（1）根據(jù)金屬活動順序進行判斷

[說明]一般來說，越活潑的金屬，失電子氧化成金屬陽離子越容易，其陽離子得電子還原成金屬單質(zhì)越難，氧化性越弱；反之，越不活潑的金屬，失電子氧化成金屬陽離子越難，其陽離子得電子還原成金屬單質(zhì)越容易，氧化性越強。如Cu2++2e→Cu遠比Na++e→Na容易，即氧化性Cu2+Na+,還原性NaCu

（2）根據(jù)非金屬活動順序進行判斷

（3）根據(jù)氧化還原反應的發(fā)生規(guī)律判斷

氧化還原反應發(fā)生規(guī)律可用如下式子表示：

化合價升高、失電子、變成

化合價降低、得電子、變成

氧化劑+還原劑還原產(chǎn)物+氧化產(chǎn)物

氧化性：反應物中的強氧化劑，生成物中的弱氧化劑

還原性：反應物中的強還原劑，生成物中的弱述原劑

例：已知①2FeCl3+2KI=2FeCl2+I2+2KCl

②2FeCl2+C12=2FeCl3

由①知，氧化性Fe3+I2，由②知，氧化性C12Fe3+，綜合①②結(jié)論，可知氧化性Cl2Fe3+

（4）根據(jù)氧化還原反應發(fā)生反應條件的不同進行判斷

如：Mn02十4HCl(濃)?MnCl2+C12↑+2H20

2KMn04十16HCl(濃)=2MnCl2+5C12↑+8H2O

后者比前者容易(不需要加熱)，可判斷氧化性KMn04Mn02

（5）根據(jù)被氧化或被還原的程度的不同進行判斷

Cu十C12?CuCl2

2Cu+S?Cu2S

C12可把Cu氧化到Cu(+2價)，而S只能把Cu氧化到Cu(+1價)，這說明氧化性Cl2S

（6）根據(jù)元素周期表判斷

①對同一周期金屬而言，從左到右其金屬活潑性依次減弱。如Na、Mg、A1金屬性依次減弱，其還原性也依次減弱。

②對同主族的金屬和非金屬可按上述方法分析。

3、氧化還原反應的基本規(guī)律

（1）表現(xiàn)性質(zhì)規(guī)律

當元素具有可變化合價時,一般處于最高價態(tài)時只具有氧化性，處于最低價態(tài)時只具有原性，處于中間價態(tài)時既具有氧化性又具有還原姓。如：濃H2SO4的S只具有氧化性，H2S中的S只具有還原性，單質(zhì)S既具有氧化性又具有還原性。

（2）性質(zhì)強弱規(guī)律

在氧化還原反應中，強氧化劑+強還原劑=弱氧化劑(氧化產(chǎn)物)+弱還原劑(還原產(chǎn)物)，即氧化劑的氧化性比氧化產(chǎn)物強，還原劑的還原性比還原產(chǎn)物強。如由反應2FeCl3+2KI=2FeC3+2KCl+I2可知，F(xiàn)eCl3的氧化性比I2強，KI的還原性比FeCl2強。

一般來說，含有同種元素不同價態(tài)的物質(zhì)，價態(tài)越高氧化性越強(氯的含氧酸除外)，價態(tài)越低還原性越強。如氧化性：濃H2SO4，S02(H2S03)，S；還原性：H2SSSO2。

在金屬活動性順序表中，從左到右單質(zhì)的還原性逐漸減弱，陽離子(鐵指Fe2+)的氧化性逐漸增強。

（3）反應先后規(guī)律

同一氧化劑與含多種還原劑(物質(zhì)的量濃度相同)的溶液反應時，首先被氧化的是還原性較強的物質(zhì)；同一還原劑與含多種氧化劑(物質(zhì)的量濃度相同)的溶液反應時，首先被還原的是氧化性較強的物質(zhì)。如：將Cl2通人物質(zhì)的量濃度相同的NaBr和NaI的混合液中，C12首先與NaI反應；將過量鐵粉加入到物質(zhì)的量濃度相同的Fe2+、和Cu2+的混合溶液中，F(xiàn)e首先與Fe3+反應。FeBr2中通入Cl2,HBr和H2SO3中通入Cl2

（4）價態(tài)歸中規(guī)律

含不同價態(tài)同種元素的物質(zhì)問發(fā)生氧化還原反應時，該元素價態(tài)的變化一定遵循“高價+低價一中間價”，而不會出現(xiàn)交錯現(xiàn)象。

-5e-

+5e-

-6e-

+6e-

KClO3+6HCl=KCl+3Cl2+3H2O而不是KClO3+2HCl=KCl+3Cl2+3H2O

(5)歧化反應規(guī)律

發(fā)生在同一物質(zhì)分子內(nèi)、同一價態(tài)的同一元素之間的氧化還原反應，叫做歧化反應。其反應規(guī)律是：所得產(chǎn)物中，該元素一部分價態(tài)升高，一部分價態(tài)降低，即“中間價→高價+低價”。具有多種價態(tài)的元素(如氯、硫、氮和磷元素等)均可發(fā)生歧化反應，如：

Cl2十2NaOH=NaCl十NaClO十H20

5、有關(guān)計算

在氧化還原反應中，氧化劑與還原劑得失電子數(shù)相等。這是進行氧化還原反應計算的基本依據(jù)。

舉例：

1、在100mLFeBr2中通入Cl22.24L(STP),充分反應后，有的Br-被氧化，則原FeBr2的濃度是多少mol·L-1（分別用電子得失相等和電解質(zhì)溶液電荷守恒來解題）

2、物質(zhì)的量相等的HBr和H2SO3溶液中，中通入0.1molCl2，結(jié)果有的Br-被氧化，求HBr的物質(zhì)的量？

有機物化合價升降的計算

(1)得氧或失氫被氧化，每得1個O原子或失去2個H原子，化合價升高2。

(2)失氧或得氫被還原，每失去1個O原子或得2個H原子，化合價降低2。

例：CH3CH20HCH3CHOCH3COOH

過程(1)是失氫，氧化過程，化合價升高1×2

過程(2)是得氧，氧化過程，化合價升高2×1

過程(3)是加氫，還原過程，化合價升高1×24

練習3

1．已知I-、Fe2+、SO2、Cl-、H2O2都有還原性，它們在酸性溶液中還原性的強弱順序為Cl-Fe2+H2O2I-SO2。則下列反應不能發(fā)生的是()。

Ａ．2Fe3++SO2+2H2O＝2Fe2++SO42-+4H+

Ｂ．I2+SO2+2H2O＝H2SO4+2HI

Ｃ．H2O2+H2SO4＝SO2+O2+2H2O

Ｄ．2Fe2++I2＝2Fe3++2I-

2．下列反應中，不屬于氧化還原反應的是()。

A．2CO+O2點燃2CO2B．CH4+2O2點燃CO2+2H2O

C．2KClO3加熱2KCl+3O2↑D．2Fe(OH)3加熱Fe2O3+3H2O

3．關(guān)于C+CO2點燃2CO的反應，下列說法正確的是()。

A．是化合反應，不是氧化還原反應

B．CO既是氧化產(chǎn)物又是還原產(chǎn)物

C．單質(zhì)C中C的化合價升高，被還原，是氧化劑

D．CO2中C的化合價降低，被氧化，CO2是還原劑

4．R、X、Y和Z是四種元素，其常見化合價均為+2價，且X2＋與單質(zhì)R不反應；

X2＋＋Z＝X＋Z2＋；Y＋Z2＋＝Y(jié)2＋＋Z。這四種離子被還原成0價時表現(xiàn)的氧化性大小符合()。

A．R2＋＞X2＋＞Z2＋＞Y2＋B．X2＋＞R2＋＞Y2＋＞Z2＋

C．Y2＋＞Z2＋＞R2＋＞X2＋D．Z2＋＞X2＋＞R2＋＞Y2＋

5．化合物BrFx與水按物質(zhì)的量之比3︰5發(fā)生反應，其產(chǎn)物為溴酸、氫氟酸、單質(zhì)溴和氧氣。

（1）BrFx中，x＝。

（2）該反應的化學方程式是：。

（3）此反應中的氧化劑和還原劑各是什么?

第一章《化學反應及其能量變化》期中復習講義

復習要求

1．理解離子的涵義，理解離子方程的意義。

2．能正確書寫離子方程式。

知識規(guī)律總結(jié)

離子反應是指在溶液中(或熔化狀態(tài))有離子參加或生成的反應離子反應發(fā)生的條件是反應前后至少有二種離子的數(shù)目發(fā)生了改變。離子方程式表示了反應的實質(zhì)即所有同一類型的離子之間的反應。其書寫原則是：可溶性或微溶性的強電解質(zhì)寫離子形式，多元弱酸的酸式鹽寫成酸式根形式，其它物質(zhì)寫分子式或化學式。檢查離子方程式是否正確的三個規(guī)則①質(zhì)量守恒——微粒種類與數(shù)目相等，②電荷守恒——方程式兩邊電荷總數(shù)相等，③得失電子相等——屬于氧化還原反應的離子反應中得失電子數(shù)相等。離子共存問題應轉(zhuǎn)化為離子之間能否反應來考慮。

一、離子方程式

離子方程式書寫的基本規(guī)律要求。

（1）合事實：離子反應要符合客觀事實，不可臆造產(chǎn)物及反應。

（2）式正確：化學式與離子符號使用正確合理。

（3）號實際：“=”“”“→”“↑”“↓”等符號符合實際。

（4）兩守恒：兩邊原子數(shù)、電荷數(shù)必須守恒（氧化還原反應離子方程式中氧化劑得電子總數(shù)與還原劑失電子總數(shù)要相等）。

（5）明類型：依據(jù)離子反應原理，分清類型，總結(jié)方法技巧。

（6）檢查細：結(jié)合書寫離子方程式過程中易出現(xiàn)的錯誤，細心檢查。

二、離子共存

1．由于發(fā)生復分解反應，離子不能大量共存。

（1）有氣體產(chǎn)生。如CO32-、SO32-、S2-、HCO3-、HSO3-、HS-等易揮發(fā)的弱酸的酸根與H+不能大量共存。

（2）有沉淀生成。如Ba2+、Ca2+、Mg2+、Ag+等不能與SO42-、CO32-等大量共存；Mg2+、Fe2+、Ag+、Al3+、Zn2+、Cu2+、Fe3+等不能與OH-大量共存；Pb2+與Cl-，F(xiàn)e2+與S2-、Ca2+與PO43-、Ag+與I-不能大量共存。

（3）有弱電解質(zhì)生成。如OH-、CH3COO-、PO43-、HPO42-、H2PO4-、F-、ClO-、AlO2-、SiO32-、CN-、等與H+不能大量共存；一些酸式弱酸根如HCO3-、HPO42-、HS-、H2PO4-、HSO3-不能與OH-大量共存；NH4+與OH-不能大量共存。

*（4）一些容易發(fā)生水解的離子，在溶液中的存在是有條件的。如AlO2-、S2-、CO32-、C6H5O-等必須在堿性條件下才能在溶液中存在；如Fe3+、Al3+等必須在酸性條件下才能在溶液中存在。這兩類離子不能同時存在在同一溶液中，即離子間能發(fā)生“雙水解”反應。如3AlO2-+3Al3++6H2O=4Al(OH)3↓等。

2．由于發(fā)生氧化還原反應，離子不能大量共存。

（1）具有較強還原性的離子不能與具有較強氧化性的離子大量共存。如S2-、HS-、SO32-、I-和Fe3+不能大量共存。

（2）在酸性或堿性的介質(zhì)中由于發(fā)生氧化還原反應而不能大量共存。如MnO4-、Cr2O7-、NO3-、ClO-與S2-、HS-、SO32-、HSO3-、I-、Fe2+等不能大量共存；SO32-和S2-在堿性條件下可以共存，但在酸性條件下則由于發(fā)生2S2-+SO32-+6H+=3S↓+3H2O反應不能共在。H+與S2O32-不能大量共存。

*3．能水解的陽離子跟能水解的陰離子在水溶液中不能大量共存。

例：Al3+和HCO3-、CO32-、HS-、S2-、AlO2-、ClO-等；Fe3+與CO32-、HCO3-、AlO2-、ClO-等不能大量共存。

思維技巧點撥

1．首先必須從化學基本理論和概念出發(fā)，搞清楚離子反應的規(guī)律和“離子共存”的條件。在中學化學中要求掌握的離子反應規(guī)律主要是離子間發(fā)生復分解反應和離子間發(fā)生氧化反應，以及在一定條件下一些微粒（離子、分子）可形成絡合離子。“離子共存”的條件是根據(jù)上述三個方面統(tǒng)籌考慮、比較、歸納整理而得出。因此解決“離子共存”問題可從離子間的反應規(guī)律入手，逐條梳理。

2．審題時應注意題中給出的附加條件。

①酸性溶液（H+）、堿性溶液（OH-）、能在加入鋁粉后放出可燃氣體的溶液、由水電離出的H+或OH-=1×10-10mol/L的溶液等。

②有色離子MnO4-,Fe3+,Fe2+,Cu2+,Fe(SCN)2+。

③MnO4-,NO3-等在酸性條件下具有強氧化性。

④S2O32-在酸性條件下發(fā)生氧化還原反應：S2O32-+2H+=S↓+SO2↑+H2O

⑤注意題目要求“大量共存”還是“不能大量共存”。

3．審題時還應特別注意以下幾點：

（1）注意溶液的酸性對離子間發(fā)生氧化還原反應的影響。如：Fe2+與NO3-能共存，但在強酸性條件下（即Fe2+、NO3-、H+相遇）不能共存；MnO4-與Cl-在強酸性條件下也不能共存；S2-與SO32-在鈉、鉀鹽時可共存，但在酸性條件下則不能共存。

（2）酸式鹽的含氫弱酸根離子不能與強堿（OH-）、強酸（H+）共存。

如HCO3-+OH-=CO32-+H2O（HCO3-遇堿時進一步電離）；

HCO3-+H+=CO2↑+H2O

典型題剖析

例1、下列離子方程式正確的是（）

A．氯化鋁溶液與氨水反應：Al3++3OH-＝Al(OH)3↓

B．磷酸二氫鈣溶液跟足量NaOH溶液反應：

3Ca2++2H2PO4-+4OH-＝Ca3(PO4)2↓+4H2O

C．硝酸亞鐵溶液中滴入稀硫酸：3Fe2++NO3-+4H+＝3Fe3++NO↑+2H2O

D．硫氫化鈉水解：HS-+H2O＝H2S↑+OH

解析：本題涉及溶液中電解質(zhì)強弱、離子反應規(guī)律、氧化還原反應、鹽的水解等知識，需要對各選項仔細全面地分析，才能正確解答。

A中氨水是弱電解質(zhì)，應寫化學式；B中NaOH足量，Ca(H2PO4)2全部參加反應，式中Ca2+與H2PO4-不符合Ca(H2PO4)2化學式中的比例，故不正確；C中在酸性條件下具有氧化性，正確。D中HS-水解程度很小。不能用“＝”、“↑”，故不正確。答案為C。

例2、（1）向NaHSO4溶液中，逐滴加入Ba(OH)2溶液至中性，請寫出發(fā)生反應的離子方程式_________________________。

（2）在以上中性溶液中，繼續(xù)滴加Ba(OH)2溶液，請寫出此步反應的離子方程式______________________________。

解析：本題是一個“反應進程”的試題。解題的關(guān)鍵是“中性”。即加入的Ba(OH)2溶液中OH-恰好與H+完全反應。再繼續(xù)滴加Ba(OH)2溶液時，要分析此溶液中還有什么離子能繼續(xù)反應。

答案：（1）2H++SO42-+Ba2++2OH-＝BaSO4↓+2H2O

(2)Ba2++SO42-＝BaSO4↓

例3、下列各組中的離子，能在溶液中大量共存的是（）

A.K+、Ag+、、Cl－B.Ba2+、、CO32-、OH-C.Mg2+、Ba2+、OH-、NO3-D.H+、K+、CO32-、SO42-E.Al3+、Fe3+、SO42-、Cl－F.K+、H+、NH4＋、OH-

解析：A組中：Ag++Cl-=AgCl↓B組中，+=BaCO3↓

C組中，Mg2++2OH-=Mg(OH2)↓D組中，2H++CO32-=CO2↑+H2O

E組中，各種離子能在溶液中大量共存。

F組中，NH4+與OH-能生難電離的弱電解質(zhì)NH3·H2O，甚至有氣體逸出。

NH4++OH-NH3·H2O或NH4++OH-=NH3↑+H2O

答案：E

例4、在pH=1的無色透明溶液中，不能大量共存的離子組是（）

A.Al3+、Ag+、NO3－、Cl－B.Mg2+、NH4＋、NO3-、Cl-

C.Ba2+、K+、S2-、Cl－D.Zn2+、Na+、NO3-、SO42-

解析：題目給出兩個重要條件：pH=1(即酸性)和無色透明，并要求找出不能共存的離子組。選項A中Ag+與Cl-不能共存，生成的AgCl不溶于HNO3（H+和NO3-），Al3+、H+都為無色，符合題意。選項B、D中的各離子雖都是無色的，但能共存于酸性溶液中，不符合題意。選項C中各離子能夠共存，且為無色，但S2-與H+不能大量共存，所以C也符合題意。

答案：AC