高考化學(xué)總復(fù)習(xí)一輪化學(xué)反應(yīng)與能量公開(kāi)課一等獎(jiǎng)?wù)n件省賽課獲獎(jiǎng)?wù)n件

高三化學(xué)復(fù)習(xí)基本概念第1頁(yè)(1)理解氧化還應(yīng)反應(yīng)，理解氧化劑和還原劑等概念。(2)掌握主要氧化劑、還原劑之間常見(jiàn)反應(yīng)。能判斷氧化還原反應(yīng)中電子轉(zhuǎn)移方向和數(shù)目，并能配平反應(yīng)方程式。(3)掌握離子反應(yīng)發(fā)生條件和離子方程式書(shū)寫(xiě)和判斷(4)理解化學(xué)反應(yīng)中能量變化，吸熱反應(yīng)、放熱反應(yīng)；理解反應(yīng)熱、燃燒熱和中和熱等概念。(5)掌握熱化學(xué)方程式書(shū)寫(xiě)。

考綱要求五、化學(xué)反應(yīng)與能量1第2頁(yè)離子反應(yīng)專項(xiàng)復(fù)習(xí)（一）.強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)比較項(xiàng)目強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)電離程度溶液中溶質(zhì)微粒存在形式表達(dá)措施化合物類別完全電離部分電離只有陰、陽(yáng)離子沒(méi)有分子現(xiàn)有陰、陽(yáng)離子又有分子用“=”例：H2SO4=2H++SO42-用“”例：HFH++F-強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、絕大多數(shù)鹽類、活潑金屬氧化物弱酸、弱堿、H2O及很少數(shù)鹽類﹝如：HgCl2、(CH3COO)2Pb﹞第3頁(yè)離子反應(yīng)定義：有自由離子參與或生成化學(xué)反應(yīng).離子方程式：用實(shí)際參與反應(yīng)離子符號(hào)來(lái)表達(dá)離子反應(yīng)式子。①表達(dá)某一種特定離子反應(yīng)；②表達(dá)所有同一類型離子反應(yīng)例：H＋＋OH－＝H2O表達(dá)：

強(qiáng)酸與強(qiáng)堿作用生成可溶性鹽反應(yīng)（二）.離子反應(yīng)第4頁(yè)盡也許減小反應(yīng)物某些離子濃度?。‰x子間能否反應(yīng)判據(jù)（1）能否發(fā)生復(fù)分解反應(yīng)難電離物質(zhì)？揮發(fā)性物質(zhì)？難溶物質(zhì)？（2）能否發(fā)生氧化還原反應(yīng)（3）能否發(fā)生雙水解反應(yīng)（4）能否發(fā)生絡(luò)合反應(yīng)離子反應(yīng)本質(zhì)在水溶液進(jìn)行反應(yīng)！Fe2+、NH4+----AlO2-Fe3+----AlO2-、CO32-、HCO3-Al3+----AlO2-、CO32-、HCO3-、S2-、HS-、SO32-Fe3+

與SCN－；Fe3+與C6H5O－；Al3+與F－；Ag+與NH3·H2O第5頁(yè)“一色”：若要求是無(wú)色溶液，則Cu2+（藍(lán)）、Fe3+（黃）、Fe2+（淡綠）、MnO4-（紫）、Fe(SCN)2+（血紅）、Fe(C6H5O)63-（紫）等有色金屬離子、酸根離子和非金屬單質(zhì)分子如Br2、I2等均不能大量存在。若顯堿性：一切弱堿陽(yáng)離子,如NH4+、Al3+、Fe3+、Fe2+、Cu2+、Mg2+以及H+離子不能大量共存。弱酸酸式根離子，如HCO3-、HS-、H2PO4-、HPO42-、HSO3-等在酸堿性溶液中都不能大量共存！?。　岸浴保褐溉芤核嵝?pH<7)、堿性(pH>

7)若顯酸性：一切弱酸根離子,如CO32-、SO32-、S2-、F-AlO2-、SiO32-、CH3COO-、C6H5O-以及OH-離子不能大量共存。第6頁(yè)“三特”：判斷離子共存應(yīng)注意下列三種特殊問(wèn)題：判斷離子共存應(yīng)注意下列三種特殊問(wèn)題：①AlO2-和HCO3-、

HSO3-不能大量共存?！逜lO2-+2H2O=Al(OH)3+OH-

，AlO2-水解能力很強(qiáng)，OH-濃度較大，∴HCO3-+OH-=CO32-+H2O，即AlO2-+HCO3-+H2O=Al(OH)3↓

+CO32-②Mg2+、Ca2+、Ba2+和HCO3-、HSO3-等能夠大量共存，不考慮它們之間雙水解。第7頁(yè)NO3-、ClO3-------

S2-、Fe2+、I-在非酸性溶液里能夠大量共存，在酸性環(huán)境中會(huì)發(fā)生氧還反應(yīng)。MnO4-

SO32-、S2O32-、S2-、I-MnO4-

SO32-、S2O32-、S2-、I-、Cl-

、Br-OH-常溫氧化H+常溫氧化③離子間氧化還原反應(yīng)受溶液酸、堿性影響第8頁(yè)離子能否共存判斷規(guī)律“四反應(yīng)”：假如離子間能發(fā)生下列四種反應(yīng)中任一種，均不能共存：（1）發(fā)生復(fù)分解反應(yīng)生成難溶物質(zhì)或難電離物質(zhì)或揮發(fā)性物質(zhì)。（2）發(fā)生氧化還原反應(yīng)（3）發(fā)生雙水解反應(yīng)（4）發(fā)生絡(luò)合反應(yīng)(1)I－、ClO－、NO3－、H＋(2)K＋、NH4＋、HCO3－、OH－

(3)SO32－、SO42－、Cl－、OH－(4)Fe3＋、Cu2＋、SO42－、Cl－(5)H＋、K＋、AlO2-、HSO3-

(6)Ca2＋、Na＋、SO42-、CO32-在水溶液中能大量共存是()√√第9頁(yè)Exe1:在強(qiáng)酸性溶液中能大量共存且溶液為無(wú)色透明離子組是（）A.NH4+、Al3+、SO42-、NO3-；B.K+、Na+、AlO2-、NO3-C.K+、NH4+、MnO4-、SO42

-；D.Na+、K+、NO3-、HSO3-Exe2:下列離子在溶液中因發(fā)生氧化還原反應(yīng)而不能大量共存是（）A.H+Cu2+SO42-Cl-；B.Al3+Ba2+S2-NO3-C.K+Na+OH-AlO2-；D.H+Fe2+MnO4-SO42-Exe3:在強(qiáng)酸性溶液中能夠大量共存一組離子是（）A.K+Al3+MnO4-Cl

-；B.Fe2+Cu2+NO3-SO42-C.Ca2+Fe3+SO42-I-；D.Cu2+Fe3+SO42-NO3-√√第10頁(yè)Exe4:常溫下某溶液中，由水電離出氫離子物質(zhì)量濃度為1×10-13mol/L，該溶液中不能大量共存離子組是（）A.K+Fe2+NH4+NO3-；B.K+Na+SO42-NO3-C.Ba2+Cl-K+NO3-；D.Fe2+Mg2+Cl-SO42-Exe5:某溶液中具有大量Ag+、NH4+、Al3+、Fe2+四種離子。往該溶液中加入足量Na2O2,充足攪拌后，再加入過(guò)量稀鹽酸，此時(shí)溶液中一定能大量存在離子是（）A.Na+NH4+OH-B.Fe2+Al3+Cl-C..Na+Fe3+Al3+D.Fe3+Ag+NH4+Exe6:下列各組離子在溶液中能夠大量共存，且加入氨水后也不產(chǎn)生沉淀是（）A.Na+Ca2+Cl-SO42-B.K+AlO2-NO3-OH-C.H+NH4+Al3+SO42-D.H+Cl-CH3COO-NO3-√√√√第11頁(yè)（三）、離子方程式書(shū)寫(xiě)步驟：(1)寫(xiě)；(2)改；(3)刪；(4)查。（一）基礎(chǔ)和關(guān)鍵a.難溶物質(zhì)：BaSO4、Cu(OH)2、CaCO3、AgCl、Fe(OH)3、Mg(OH)2等b.難電離物質(zhì)：弱酸、弱堿、水。c.氣體：CO2、SO2、、H2S

等d.單質(zhì)：H2、

Na、I2等e.氧化物：Na2O、Fe2O3等仍用化學(xué)式表達(dá)物質(zhì)第12頁(yè)（二）問(wèn)題和注意1、酸式鹽參與離子反應(yīng)，弱酸酸式根不能拆寫(xiě)！?。aHCO3與NaOH：HCO3-+OH-=CO32-+H2O不能寫(xiě)成：H++OH-=H2O(但注意：HSO4-除外)2、有微溶物參與反應(yīng)，第13頁(yè)3、必須考慮反應(yīng)物適量、少許、過(guò)量問(wèn)題?。?！漂白粉中通入過(guò)量CO2:ClO-+CO2+H2O=HCO3-+HClO溴化亞鐵與氯氣：Cl2少許：2Fe2++Cl2=2Fe3++2Cl-Cl2過(guò)量：2Fe2++4Br-+3Cl2=2Fe3++6Cl-+2Br24、操作程序不一樣，其離子方程式不一樣。將少許NaOH滴入AlCl3溶液：Al3++3OH-=Al(OH)3↓將少許AlCl3

滴入NaOH溶液：Al3++4OH-=AlO2-+2H2OAlCl3和NaOHNaAlO2和HClNa2CO3和HClAgNO3和NH3·H2O物質(zhì)處于過(guò)量時(shí)，不考慮離子間組成比；處于少許或適量物質(zhì)一定要考慮離子間組成比。第14頁(yè)例：寫(xiě)出下列反應(yīng)離子方程式：（1）NaOH溶液中通入少許CO2氣體；（2）NaOH溶液中通入過(guò)量CO2氣體；（3）NaHCO3溶液中加入少許澄清石灰水；（4）澄清石灰水中加入少許NaHCO3溶液；（5）AlCl3溶液中加入少許NaOH溶液；（6）AlCl3溶液中加入過(guò)量NaOH溶液；【課堂練習(xí)】寫(xiě)出下列反應(yīng)離子方程式：（1）Na2CO3溶液中逐滴加入稀硫酸；（2）H3PO4與NaOH溶液中和；（3）明礬溶液與Ba(OH)2溶液反應(yīng)。第15頁(yè)練習(xí)鞏固1.寫(xiě)出下列反應(yīng)離子方程式：(1)試驗(yàn)室制?、貶2、②CO2、③Cl2(2)Cl2分別通入①H2O、②NaOH溶液、③KI溶液(3)NaHCO3溶液中分別加入①硫酸溶液、②澄清石灰水(4)鐵銹溶于鹽酸(5)硫酸鋁溶液與氨水反應(yīng)2.寫(xiě)出符合離子反應(yīng)化學(xué)方程式：(!)H++OH-=H2O(2)S2-+Cl2=S↓+2Cl-第16頁(yè)5、只有在溶液中進(jìn)行離子反應(yīng)才能寫(xiě)離子方程式(沒(méi)有自由離子參與或生成反應(yīng)不能寫(xiě)離子方程式）Cu+2H2SO4(濃)=CuSO4+SO2↑+2H2O△2NaCl+

H2SO4(濃)=Na2SO4+2HCl↑△2NH4Cl(固)+Ca(OH)2=CaCl2+2NH3↑+2H2O△2KClO32KCl+3O2↑△MnO2像以上這些反應(yīng)均不能寫(xiě)離子方程式!!!第17頁(yè)常見(jiàn)少許、過(guò)量問(wèn)題分析（1）硫酸氫鈉與氫氧化鋇1、NaHSO4少許：2、Ba(OH)2少許：H++SO42-+Ba2++OH-=BaSO4↓+H2O2H++SO42-+Ba2++2OH-=BaSO4↓+2H2O物質(zhì)處于過(guò)量時(shí)，不考慮離子間組成比；處于少許或適量物質(zhì)一定要考慮離子間組成比（2）碳酸氫鈣與氫氧化鈉1、Ca(HCO3)2少許：Ca2++2HCO3-+2OH-=CaCO3↓

+CO32-+2H2O2、NaOH少許：Ca2++HCO3-+OH-=CaCO3↓

+H2O第18頁(yè)常見(jiàn)少許、過(guò)量問(wèn)題分析（3）氯化鋁與氫氧化鈉1、AlCl3少許：Al3++4OH-=AlO2-+2H2O2、NaOH少許：Al3++3OH-=Al(OH)3↓（4）偏鋁酸鈉與鹽酸1、HCl少許：AlO2-+H++H2O=Al(OH)3↓2、NaAlO2少許：AlO2-+4H+=Al3++2H2O（5）溴化亞鐵與氯氣1、Cl2少許：2Fe2++Cl2=2Fe3++2Cl-2、FeBr2少許：2Fe2++4Br-+3Cl2=2Fe3++2Br2+6Cl-第19頁(yè)離子方程式正誤判斷（五標(biāo)準(zhǔn)）1.必須遵守客觀事實(shí)；（生成物是否正確）2.必須遵守質(zhì)量守恒定律；3.必須遵守電荷平衡原理；4.必須遵守定組成定律；5.必須遵守書(shū)寫(xiě)規(guī)則；第20頁(yè)正：2Fe2++H2O2+2H+=2Fe3++2H2O↑典型例題例1.判斷下列離子方程式是否正確●雙氧水與KMnO4、H2SO4溶液混合，寫(xiě)出反應(yīng)離子方程式:●酸性氯化亞鐵溶液中加入雙氧水:

Fe2++H2O2+2H+=Fe3++2H2O↑2MnO4-+5H2O2+6H+=2Mn2++5O2↑+8H2O第21頁(yè)Mg2++2HCO3-+Ca2++2OH-=MgCO3↓+CaCO3↓+2H2O正：

Mg2++2HCO3-+2Ca2++4OH-=Mg(OH)2↓+2CaCO3↓+2H2O●Mg(HCO3)2溶液中加入過(guò)量澄清石灰水：第22頁(yè)例2：下列反應(yīng)離子方程式正確是A．鋁片跟氫氧化鈉溶液反應(yīng)：

Al十2OH－=AlO2－＋H2↑B．硫酸鎂溶液跟氫氧化鋇溶液反應(yīng)：

SO42－＋Ba2＋=BaSO4↓C．碳酸鈣跟醋酸反應(yīng)：CaCO3＋2CH3COOH=Ca2＋＋2CH3COO－＋H2O＋CO2↑D．銅片跟稀硝酸反應(yīng)：

Cu＋NO3－＋4H＋=Cu2＋＋NO↑＋2H2O√第23頁(yè)例3：下列離子方程式中，正確是（）

A.二氧化硫氣通入到漂白粉溶液中

Ca2++2ClO-+SO2+H2O==CaSO3

+2HClO

B.酸式硫化鈉溶液中滴入幾滴硫酸銅溶液 Cu2++HS-==CuS

+H+

C.用濕潤(rùn)醋酸鉛試紙檢查硫化氫Pb2++H2S==PbS

+2H+

D.碳酸鎂溶液中加入過(guò)量澄清石灰水

Mg2++2HCO3-+2Ca2++4OH-==Mg(OH)2

+2CaCO3

+2H2O

D第24頁(yè)例4.下列反應(yīng)離子方程正確是A.氟氣通入水中：2F2+2H2O==4F-+4H++O2B.向小蘇打溶液中加入過(guò)量石灰水：Ca2++2OH-+2HCO3-==CaCO3

+CO32-+2H2OC.硫氫化鈉溶液與碘反應(yīng)：HS-+I2==S+2I-+H+D.FeBr2溶液與等摩Cl2反應(yīng)：2Fe2++2Br-+2Cl2==2Fe3++4Cl-+Br2CD第25頁(yè)例5、下列離子方程式正確是A、銀氨溶液中加入足量鹽酸產(chǎn)生沉淀[Ag(NH3)2]++OH-+3H++Cl-=AgCl

+2NH4++H2OB、在亞硫酸鋇沉淀中加入稀硝酸后，沉淀不溶解3BaSO3+2H++2NO3-=3BaSO4

+2NO

+H2OC、孔雀石可溶于鹽酸CO32-+2H+=CO2

+H2O

D、氧化鐵可溶于氫碘酸Fe2O3+6H+=2Fe3++3H2OAB第26頁(yè)例6：某無(wú)色稀溶液(透明)，僅由下列離子中若干種組成，該溶液與鋁作用放出氫氣，試分析下列離子中H＋、Ba2＋、Mg2＋、Cu2＋、OH－、Cl－、CO32-、NO3-，也許有哪些離子存在于此溶液中：第一種情況，該溶液中也許有

離子。第二種情況，該溶液中也許有

離子。解析：若為強(qiáng)酸性溶液也許具有H＋、Cl－、Ba2＋(但一定不含NO3-，因在酸性條件下NO3-具有氧化性與Al反應(yīng)不放氫氣)。若為堿性溶液也許具有：OH－、Ba2＋、NO3-、Cl－。

第27頁(yè)(2)將以上中性溶液過(guò)濾，在濾液中滴加Ba(OH)2溶液，會(huì)不會(huì)有反應(yīng)現(xiàn)象出現(xiàn)？若無(wú)，請(qǐng)說(shuō)明理由；若有，請(qǐng)寫(xiě)出反應(yīng)現(xiàn)象以及反應(yīng)離子方程式？2H+＋SO42-＋Ba2+＋2OH-=2H2O＋BaSO4↓例7：(1997年全國(guó)高考題)(1)向NaHSO4溶液中逐滴加入Ba(OH)2溶液至中性，請(qǐng)寫(xiě)出發(fā)生反應(yīng)離子方程式：Ba2+＋SO42-=BaSO4↓

答：會(huì)有白色沉淀出現(xiàn)，反應(yīng)離子方程式是：第28頁(yè)但可溶于醋酸銨溶液，并形成無(wú)色透明溶液，則反應(yīng)離子方程式為：

；當(dāng)在醋酸鉛中加入NaHS溶液時(shí)，又有黑色沉淀生成，此時(shí)離子方程式為：

.PbSO4+2Ac-=Pb(Ac)2+SO42-

Pb(Ac)2+HS-

=PbS↓+HAc+Ac-例8：已知硫酸鉛不溶于硝酸，.

.或：Pb(Ac)2+2HS-

=PbS↓+2HAc+S2-第29頁(yè)6bFeBr2+3bCl2=2bFeCl3+4bFeBr3

(Cl2不足)2aFeBr2+3aCl2=2aFeCl3+2aBr2

(Cl2過(guò)量)aFeBr2+bCl2

=xFeCl3+yFeBr3

+zBr2aFeBr2+bCl2＝2b/3FeCl3+(3a-2b)/3FeBr3+(2b-a)/2Br2●當(dāng)a:b≥2:1：●當(dāng)a:b≤2:3:●當(dāng)2:3≤a:b≤2:1：例9.

寫(xiě)出amolFeBr2與bmolCl2反應(yīng)離子方程式

第30頁(yè)能量與反應(yīng)熱專項(xiàng)復(fù)習(xí)放熱反應(yīng)和吸熱反應(yīng)放熱反應(yīng)：

反應(yīng)過(guò)程中放出熱量反應(yīng)NaOH+HCl=NaCl+H2O

典型放熱反應(yīng)CaO+H2O=Ca(OH)22Al+6HCl=AlCl3+3H2↑

C+O2CO2點(diǎn)燃

CH4+2O2CO2+2H2O點(diǎn)燃物質(zhì)燃燒中和反應(yīng)H2+Cl22HCl點(diǎn)燃第31頁(yè)放熱反應(yīng)和吸熱反應(yīng)

反應(yīng)過(guò)程中吸取熱量反應(yīng)CH3COONa+H2OCH3COOH+NaOH（水解）典型吸熱反應(yīng)CO2＋C2CO高溫Ba(OH)2·8H2O+2NH4Cl=BaCl2+2NH3↑+10H2O吸熱反應(yīng)：N2O4＝2NO21.化合反應(yīng)一般放熱，分解反應(yīng)一般吸熱；2.需要加熱才能發(fā)生反應(yīng)不一定是吸熱反應(yīng)。Fe+S=FeS△N2＋3H22NH34NH3+6O24NO+6H2O注意

CaCO3CaO+CO2↑高溫

C+H2OCO+H2高溫第32頁(yè)反應(yīng)熱化學(xué)反應(yīng)反應(yīng)物分子解離成原子原子重新結(jié)合成新分子當(dāng)

吸熱>放熱吸熱放熱吸熱反應(yīng)

吸熱<放熱放熱反應(yīng)反應(yīng)過(guò)程中放出或吸取熱叫做反應(yīng)熱符號(hào)：△H單位：一般采取:kJ/mol許多反應(yīng)反應(yīng)熱可通過(guò)試驗(yàn)測(cè)定測(cè)量?jī)x器：量熱計(jì)化學(xué)反應(yīng)放熱或吸熱內(nèi)因（破壞化學(xué)鍵）（生成化學(xué)鍵）要求其△H為“＋”要求其△H為“－”第33頁(yè)△H＝反應(yīng)物總鍵能－生成物總鍵能當(dāng)△H為“－”或△H＜0時(shí)，為當(dāng)△H為“＋”或△H＞0時(shí)，為如：反應(yīng)H2(g)+Cl2(g)=2HCl(g)反應(yīng)熱為:△H＝（436＋243）－2×431＝－183（kJ/mol)例：已知反應(yīng)N2(g)+3H2(g)=2NH3(g)△H＝－88.4kJ/mol，鍵能H－H：436kJ/mol，N－H：390.4kJ/mol，試計(jì)算N≡N鍵能。X＋3×436－6×390.4＝－88.4X＝946(kJ/mol)反應(yīng)熱與鍵能關(guān)系放熱反應(yīng)吸熱反應(yīng)第34頁(yè)反應(yīng)熱與物質(zhì)內(nèi)能關(guān)系反應(yīng)物轉(zhuǎn)化為生成物時(shí)放出熱量，這是放熱反應(yīng)若E反應(yīng)物＞E生成物若E反應(yīng)物＜E生成物反應(yīng)物轉(zhuǎn)化為生成物時(shí)吸取熱量，這是吸熱反應(yīng)第35頁(yè)放熱反應(yīng)與吸熱反應(yīng)比較放熱反應(yīng)吸熱反應(yīng)體現(xiàn)形式△H為“－”或△H＜0

△H為“＋”或△H＞0時(shí)能量變化E生成物

＜

E反應(yīng)物

E生成物＞E反應(yīng)物

鍵能變化生成物鍵能>反應(yīng)物鍵能反應(yīng)物鍵能>生成物鍵能聯(lián)系△H＝E生成物-E反應(yīng)物=(鍵能)反應(yīng)物-(鍵能)生成物鍵能越大，能量越低，越穩(wěn)定.第36頁(yè)主要反應(yīng)熱－燃燒熱1.概念：在101kPa時(shí)，1mol物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定氧化物時(shí)所放出熱量，叫做該物質(zhì)燃燒熱2.單位：kJ/mol(1)燃燒物質(zhì)必須為:1mol(2)完全燃燒是指物質(zhì)中下列元素完全轉(zhuǎn)變成對(duì)應(yīng)物質(zhì)：C→CO2，H→H2O(l)，S→SO2等。(3)燃燒熱一般由試驗(yàn)測(cè)得3.注意：第37頁(yè)4.表達(dá)意義：