【正文】 還是化學變化． —— 結(jié)晶水合物在室溫和干燥的空氣里失去部分或全部結(jié)晶水的過程． 注意：自然條件． —— 能改變反應速度，本身一般參與反應但質(zhì)量和化學性質(zhì)不變．應了解中學里哪些反應需用催化劑．如 (硬化 )—— 液態(tài)油在一定條件下與 H2發(fā)生加成反應生成固態(tài)脂肪的 過程． 作用：植物油轉(zhuǎn)變成硬化油后，性質(zhì)穩(wěn)定，不易變質(zhì)，便于運輸?shù)龋? —— 油脂在堿性條件下發(fā)生水解反應的過程． 產(chǎn)物 —— 高級脂肪酸鈉＋甘油 —— 橡膠、塑料等制品露置于空氣中，因受空氣氧化、日光照射而使之變硬發(fā)脆的過程． —— 向橡膠中加硫，以改變其結(jié)構(gòu) (雙鍵變單鍵 )來改善橡膠的性能，減緩其老化速度的過程． —— 在一定條件下，分子量大、沸點高的烴斷裂為分子量小、沸點低的烴的過程． 目的 提高汽油的 質(zhì)量和產(chǎn)量 . —— 醇與酸生成酯和水的過程． (磺化 )—— 苯環(huán)上的 H被 — NO2或 — SO3Ｈ取代的過程． 二、基本反應中，有一些特別值得注意的反應或規(guī)律． 現(xiàn)分述如下： ：思考：化合反應是指單質(zhì)間生成化合物的反應嗎 ? 結(jié)論：不一定 !化合反應即“多合一”的反應，根據(jù)反應物和生成物的種類，化合反應又可分為三種． (1)單質(zhì)＋單質(zhì) → 化合物 (2)單質(zhì) ＋ 化合物 1 → 化合物 2 2FeCl2＋ Cl2 ＝ 2FeCl3 4Fe(OH) 2 ＋ O2 ＋ 2H2O ＝ ４ Fe(OH)3 2Na2SO3 ＋ O2 ＝ 2Na2SO4 (3)化合物 1 ＋ 化合物 2 → 化合物 3 ①酸性氧化物 ＋ 水 → 可溶性酸 堿性氧化物 ＋ 水 → 可溶性堿 穩(wěn)定性：碳酸正鹽＞碳酸酸式鹽＞碳酸 分解條件： (高溫 ) (加熱 ) (常溫 ) 判斷：有單質(zhì)參與或生成的反應一定是置 換反應嗎 ? 結(jié)論：反應物或生成物各兩種且其中一種必定是單質(zhì)的反應才稱作置換反應． 分類：可有多種分類方法，如根據(jù)兩種單質(zhì)是金屬或非金屬來分；也可根據(jù)反應物狀態(tài)來分；還可以根據(jù)兩單質(zhì)的組成元素在周期表中的位置來分． 注意：下列置換反應特別值得重視． ① 2Na ＋ 2H2O ＝ 2NaOH ＋ H2↑ ② 3Fe ＋ 4H2O Fe3O4 ＋ 4H2↑ ③ F2 ＋ 2H2O ＝ 4HF ＋ O2 ④ Cl2 ＋ H2S ＝ S ＋ 2HCl ⑤ 2H2S ＋ O2 ＝ 2S ＋ 2H2O ⑥ 2C ＋ SiO2 Si ＋ 2CO ⑦ 2Mg ＋ CO2 2MgO ＋ C ⑧ 2Al ＋ Fe2O3 2Fe ＋ Al2O3 ⑨ C ＋ H2O CO ＋ H2 ⑩ 3Cl2 ＋ 2NH3 N2 ＋ 6HCl ⑾ Si ＋ 4HF SiF4＋ 2H2 (1)本質(zhì)：通過兩種化合物相互接觸，交換成份，使溶液中離子濃度降低． (3)基本類型： ①酸 ＋ 堿 → 鹽 ＋ 水 (中和反應 ) ②酸 ＋ 鹽 → 新酸 ＋ 新鹽 ③堿 ＋ 鹽 → 新堿 ＋ 新鹽 ④鹽 ＋ 鹽 → 兩種新鹽 ⑤堿性氧化物＋酸 → 鹽＋水 思考題： (1)酸與堿一定能發(fā)生反應嗎 ?若能，一定是發(fā)生中和反應嗎 ? (2)復分解反應中的每一類反應物必須具備什么條件 ? (3)鹽與鹽一定發(fā)生復分解反應嗎 ? (4)有鹽和水生成的反應一定是中和反應嗎 ? 提示： (1)酸與堿不一定能發(fā)生中和反應．聯(lián)系中和反應的逆反應是鹽的水解知識．如： 酸與堿發(fā)生的反應也不一定是中和反應．如： 2Fe(OH) 3 ＋ 6HI ＝ 2FeI2 ＋ I2 ＋ 6H2O 2Fe(OH)2 ＋ 10HNO3（稀 ) ＝ 3Fe(NO3)3 ＋ NO↑＋ 8H2O 故特別要注意氧化性酸 (堿 )與還原性堿 (酸 )很可能發(fā)生的是氧化 — 還原反應． (2)復分解反應中反應物的條件： ①鹽 ＋ 鹽、鹽 ＋ 堿的反應物一般要可溶且在溶液中進行或加熱時進行．如 ②鹽 1 ＋ 酸 1 → 鹽 2 ＋ 酸 2 一般只需滿足以下兩條中的各一條： i)強酸制弱酸即酸性：酸 1＞酸 2 ii)難揮發(fā)酸制易揮發(fā)酸，即揮發(fā)性：酸 1＜酸 2 原因： 上述三種金屬硫化物溶解度特小，滿足離子反應朝離子濃 度降得更低的方向進行． (3)鹽與鹽可能發(fā)生的反應有： ①復分解 ②雙水解 ③氧化 — 還原 ④絡合反應 現(xiàn)列表比較如下： (4)生成鹽和水的反應有： 三、常見的重要氧化劑、還原劑 氧化劑 還原劑 活潑非金屬單質(zhì)： X O S 活潑金屬單質(zhì)： Na、 Mg、 Al、 Zn、 Fe 某些非金屬單質(zhì)： C、 H S 高價金屬離子： Fe3+、 Sn4+ 不活潑金屬離子： Cu2+、 Ag+［ Ag(NH3)2］ +、新制 Cu(OH)2 低價金屬離子： Fe2+、 Sn2+ 非金屬的陰離子及其化合物： S H2S、 I 、 HI、 NH Cl、 HCl、 Br 、 HBr 含氧化合物： NO N2O MnO Na2O H2O2 HClO、 HNO濃 H2SO NaClO、 Ca(ClO) KClO KMnO王水 低價含氧化合物： CO、 SO H2SO Na2SO Na2S2O NaNO H2C2O含 CHO 的有機物： 甲酸鹽、甲酸某酯、葡萄糖、麥芽糖等 既可作氧化劑又可作還原劑的有： S、 SO3 HSO H2SO SO NO Fe2+等，及含 CHO 四、總結(jié) ①在酸性介質(zhì)中的反應，生成物中可以有 H+、 H2O，但不能有 OH ②在堿性介質(zhì)中的反應，生成物中無 H+ ③在近中性條件，反應物中只能出現(xiàn) H2O，而不能有 H+或 OH ，生成物方面可以 有H+或 OH – 現(xiàn)把 H+、 OH 、 H2O 在不同條件下的相互關系列于下表： 條 件 反應物中余 O 反應物中缺 O 酸性溶液 O + 2H+ → H2O H2O → O + 2H+ 近中性溶液 O + H2O → 2OH H2O → O + 2H+ 堿性溶液 O + H2O → 2OH 2OH → O + H2O 五、物質(zhì)內(nèi)發(fā)生的氧化－還原反應 反應類型 實 例 同一物質(zhì)不同 元素的原子間 光 ４ＨＮＯ３ ４ＮＯ 2↑＋Ｏ 2↑＋２Ｈ 2Ｏ 或 熱 光 ２ ＨＣ lＯ ２ＨＣ l＋Ｏ ２ ↑ 加 熱 ２ＫＭ nＯ ４ Ｋ 2Ｍ nＯ ４ ＋Ｍ nＯ ２ ＋Ｏ ２ ↑ ２Ａ gＮＯ ３ ２Ａ g＋２ＮＯ ２ ↑＋Ｏ ２ ↑ ２ＫＣ lＯ ３ ２ＫＣ l＋３Ｏ ２ ↑ 同一物質(zhì)同一元素 不同價態(tài)原子間 ５ＮＨ ４ ＮＯ ３ ＝４Ｎ ２ ↑＋２ＨＮＯ ３ ＋９Ｈ ２ Ｏ Ｎ a2Ｓ ２ Ｏ ３ ＋Ｈ ２ ＳＯ ４ ＝Ｎ a2ＳＯ ４ ＋Ｈ ２ Ｏ＋ＳＯ 2↑＋Ｓ↓ 同一物質(zhì)同一元素 同一價態(tài)原子間 （歧化反應） Ｃ l2＋２Ｎ aＯＨ＝ NaCl＋Ｎ aＣ lＯ＋Ｈ ２ Ｏ ３ＮＯ ２ ＋Ｈ ２ Ｏ ２ＨＮＯ ３ ＋ＮＯ ２Ｎ a2Ｏ ２ ＋２Ｈ ２ Ｏ ４Ｎ aＯＨ＋Ｏ ２ ↑ ２Ｎ a２ Ｏ ２ ＋２ＣＯ ２ ＝２Ｎ a２ ＣＯ ３ ＋Ｏ ２ ↑ ２Ｈ ２ Ｏ ２ ２Ｈ ２ Ｏ＋Ｏ ２ ↑ Ｃ aＯ＋３Ｃ (電爐 ) CaＣ ２ ＋ＣＯ↑ Ｓ iＯ ２ ＋３Ｓ Ｓ iＣ＋２ＣＯ↑ 濃硫酸 Ｈ ２ Ｃ ２ Ｏ ４ Ｈ ２ Ｏ＋ＣＯ ２ ↑＋ＣＯ↑ 六、反應條件對氧化－還原反應的影響 ． １ . 濃度：可能導致反應能否進行或 產(chǎn)物不同 . 2S2 ＋ SO32＋ 6H+＝ 3S↓＋ 3H2O 5Cl＋ ClO3＋ 6H+＝ 3Cl2↑＋ 3H2O S SO32， Cl、 ClO3在酸性條件下均反應而在堿性條件下共存 . Fe2+與 NO3共存 ,但當酸化后即可反應 .3Fe2+＋ NO3＋ 4H+＝ 3Fe3+＋ NO↑＋2H2O 一般含氧酸鹽作氧化劑時 ,在酸性條件下 ,氧化性比在中性及堿性環(huán)境中強 .故酸性 KMnO4溶液氧化性較強 . 七、離子共存問題 離子在溶液中能否大量共存，涉及到離子的性質(zhì)及溶液酸堿性等綜合知識。如 CH3COO、 F、 CO3 SO3 S PO4 AlO2均與 H+不能大量共存 . 3．弱酸的酸式陰離子在酸性較強或堿性較強的溶液中均不能大量共存 .它們遇強酸（ H+）會生成弱酸分子；遇 強堿（ OH）生成正鹽和水 . 如： HSO HCO HS、 H2PO HPO42等 4．若陰、陽離子能相互結(jié)合生成難溶或微溶性的鹽，則不能大量共存 . 如： Ba2+、 Ca2+與 CO3 SO3 PO4 SO42等； Ag+與 Cl、 Br 、 I 等； Ca2+與 F， C2O42 等 5．若陰、陽離子發(fā)生雙水解反應，則不能大量共存 . 如： Al3+與 HCO CO3 HS、 S AlO ClO、 SiO32等 Fe3+與 HCO CO3 AlO ClO、 SiO3 C6 H5O等； NH4+與 AlO SiO3 ClO、CO32等 6．若陰、陽離子能發(fā)生氧化一還原反應則不能大量共存 . 如： Fe3+與 I、 S2； MnO4（ H+）與 I、 Br 、 Cl、 S SO3 Fe2+等； NO3（ H+）與上述陰離子； S SO3 H+ 7．因絡合反應或其它反應而不能大量共存 如： Fe3+與 F、 CN、 SCN等； H2PO4與 PO43會生成 HPO42，故兩者不共存 . 八、離子方程式判斷常見錯誤及 原因分析 (1)違背反應客觀事實 如： Fe2O3與氫碘酸： Fe2O3＋ 6H+＝ 2 Fe3+＋ 3H2O 錯因：忽視了 Fe3+與 I發(fā)生氧化一還原反應 (2)違反質(zhì)量守恒或電荷守恒定律及電子得失平衡 如： FeCl2溶液中通 Cl2 ： Fe2+＋ Cl2＝ Fe3+＋ 2Cl 錯因：電子得失不相等，離子電荷不守恒 (3)混淆化學式（分子式）和離子書寫形式 如： NaOH溶液中通入 HI： OH＋ HI＝ H2O＋ I錯因： HI 誤認為弱酸 . (4)反應條件或環(huán)境不分： 如：次氯酸鈉中加濃 HCl： ClO＋ H+＋ Cl＝ OH＋ Cl2↑錯因：強酸制得強堿 (5)忽視一種物質(zhì)中陰、陽離子配比 . 如： H2SO4 溶液加入 Ba(OH)2溶液 :Ba2+＋ OH＋ H+＋ SO42＝ BaSO4↓＋ H2O 正確： Ba2+＋ 2OH＋ 2H+＋ SO42＝ BaSO4↓＋ 2H2O (6)“＝”“ ”“↑”“↓”符號運 用不當 如： Al3+＋ 3H2O＝ Al(OH)3↓＋ 3H+注意：鹽的水解一般是可逆的， Al(OH)3量少，故不能打“↓” 九、 判斷金屬性或非金屬性的強弱 金屬性強弱 非金屬性強弱 最高價氧化物水化物堿性強弱 最高價氧化物水化物酸性強弱 與水或酸反應，置換出 H2的易難 與 H2化合的易難及生成氫化物穩(wěn)定性 活潑金屬能從鹽溶液中置換出不活潑金屬 活潑非金屬單質(zhì)能置換出較不活潑非金屬單質(zhì) 陽離子氧化性強的為不活潑金屬，氧化性弱