物质及其变化
PS：侯德榜联合制碱法、结晶牛胰岛素
一、物质的分类：
1．原子、分子、离子概念比较
(1)原子、分子、离子的概念
原子是化学变化中的最小微粒。分子是保持物质化学性质的最小微粒，离子是带电荷的原子或原子团，分为阳离子和阴离子
2、元素
元素是具有相同质子数的一类原子的总称。元素在自然界的存在形式有游离态和化合态。①游离态：元素以单质形式存在的状态。②化合态：元素以化合物形式存在的状态。
Tips：
由同一种元素组成的物质不一定是单质——由12C和13C组成的石墨则是纯净物
纯净物有固定熔、沸点；
碱性氧化物一定是金属氧化物，但金属氧化物不一定是碱性氧化物；
酸性氧化物不一定是非金属氧化物（Mn2O7为酸性氧化物）。
Ⅱ分散系（混合物）
分散系：分散系是指把一种（或多种）物质分散在另一种（或多种）物质中所得到的体系。
胶体：气溶胶、液溶胶、固溶胶。特性：布朗运动；丁铎尔效应。
二、物质的转化
酸：碱：
盐：
酸碱盐的转化：
酸+碱=盐+H2O；酸+金属=盐+氢气；酸+碱性氧化物=盐+H2O；酸+弱酸盐=较弱酸+新盐；碱+酸性氧化物=盐+H2O；强碱+弱碱盐=较弱碱+新盐；
酸性氧化物+H2O=酸；碱性氧化物+H2O=碱
氢氧化钠的制取：
（1）Na2O+H2O==2NaOH;
（2）2NaCl+2H2O==2NaOH+H2+Cl2;
（3）Na2CO3+Ca(OH)2==NaOH+CaCO3。
三、离子反应
据初中所学判断，下列物质中能导电吗？为什么？请大家思考。
盐酸、NaOH溶液、NaCl固体、石墨、蔗糖溶液、K2SO4溶液、酒精溶液、Cu，NaCl溶液。
1、电解质：在水溶液或熔融状态下能够导电的化合物。
（1）能够导电的物质不一定全是电解质。
（2）电解质必须在水溶液里或熔化状态下才能有自由移动的离子。
（3）电解质和非电解质都是化合物，单质既不是电解也不是非电解质。
（4）溶于水或熔化状态；注意：“或”字
（5）溶于水和熔化状态两各条件只需满足其中之一，溶于水不是指和水反应；
（6）化合物，电解质和非电解质，对于不是化合物的物质既不是电解质也不是非电解质
电离方程式：化学式和离子符号表示电离过程
注意：NaHCO3=Na++HCO3-
2、离子反应：
（1）定义：有离子参加的反应。
类型：①复分解反应型：（当有难溶物：CaCO3难电离物，弱电解质：H2O、弱酸、弱碱)以及挥发性物质(如HCl)生成时离子反应可以发生。
②离子间的氧化还原反应型：取决于氧化剂和还原剂的相对强弱，氧化剂和还原剂越强，离子反应越完全。③络合反应；④双水解反应，以后再介绍
（2）离子方程式：用实际参加反应的离子符号表示离子反应的式子
离子方程式的书写：可按照“写、拆、删、查”这四个步骤来写：
正确写出化学方程式；易溶于水且易电离的物质写成离子形式，其他物质写化学式；删去方程式两边没反应的离子；检查方程式两边各元素、原子个数质量守恒和电荷数是否守恒并简化。
（3）书写离子方程式的有关规定：难溶于水的物质，难电离的物质（弱酸、弱碱、水），气体，非电解质，氧化物，一律写成化学式。
①难溶于水的：硅酸H2SiO3难溶，碱中NaOH、KOH、Ba(OH)2、NH3·H2O可溶，Ca(OH)2微溶，其余一般不溶于水。盐只有钾、钠、铵盐、硝酸盐全溶于水且都是强电解质。氯化物中AgCl、Hg2Cl2不溶，硫酸盐中BaSO4、PbSO4不溶，CaSO4、Ag2SO4微溶。
②常见的弱酸、弱碱（难电离物质）
弱酸：HF、HClO、H2CO3、H2S、H2SO3、CH3COOH（有机酸）、H3PO4等
弱碱：NH3·H2O多数难溶性碱
③单质、氧化物在离子方程式中一律写化学式
④反应物中微溶物处于溶液状态(稀溶液)应写成离子的形式，处于悬浊液或固态时，应写成化学式，生成物中有微溶物一律写成化学式
⑤一般浓硫酸写成化学式，浓盐酸、浓硝酸写成离子形式
⑥多元弱酸的酸式盐的酸根离子在离子方程式中不能拆开写
3、离子共存（离子之间不能发生反应）
离子共存问题：即互相之间发生反应的离子不能共存
在强酸性溶液中不能存在大量的氢氧根；
强碱性溶液中不能大量存在弱碱金属离子；
能形成络离子的也不能共存；
生成难溶物或微溶物的不能大量共存；
生成气体或挥发性物质的不能大量共存；
生成难电离的物质的不能大量共存；
发生氧化还原反应的不能大量共存。
注意题目是否给出附加条件：
例如：酸碱性，在酸性溶液中除题给离子外，还应有大量H+，在碱性溶液中除题给离子外，还应有大量OH-；
是否给定溶液无色，若给定无色时则应排除：Cu2+（蓝色）、Fe3+（黄棕色）、Fe2+（浅绿色）、MnO4-（紫色）。
4、与量有关的离子反应（少定多变）
少量CO2与足量Ca(OH)2的反应
过量CO2与少量Ca(OH)2的反应
5、离子鉴定
四、氧化还原反应
1、氧化反应/还原反应
①从得失氧的角度分析氧化还原反应——得氧为氧化，失氧为还原；
从化合价变化的角度分析氧化还原反应——化合价升高为氧化反应，化合价降低为还原反应；
从电子得失的角度：氧化还原反应的实质——电子的得失或偏移；
氧化还原反应实质的表示方法
A、双线桥法
a、两条线桥从反应物指向生成物，且对准同种元素
b、要标明得、失电子，且数目要相等。
c、箭头不代表电子转移的方向
B、电子转移法即单线桥法
a、一条线桥表示不同元素原子得失电子的情况。
b、不需标明得、失电子，只标明电子转移的数目。
c、箭头表示电子转移的方向。
d、单线桥箭头从还原剂指向氧化剂
PS：氧化还原反应与四种基本反应类型的关系
置换反应都是氧化还原反应。
化合反应不都是氧化还原反应，有单质参加的化合反应是氧化还原反应；
分解反应不都是氧化还原反应，有单质生成的分解反应才是氧化还原反应；
复分解反应都不是氧化还原反应。
2、常见的氧化剂、还原剂
3、强弱对比
（1）对于同一元素
高价态——氧化剂(HClOHClO4)
低价态——还原剂
中间价态——兼有
（2）金属活动性顺序
（3）根据氧化反应方程式判断
氧化性：氧化剂氧化产物
还原性：还原剂还原产物
（4）根据反应需要的条件判断
反应条件越温和，则还原性或氧化性越强
（5）一般溶液的酸性越强或温度越高或浓度越大，则氧化剂的氧化性和还原剂的还原性就越强
3、配平
物质守恒——对应的元素以及原子数目守恒；
电子配平——得失电子守恒、电荷守恒；
利用环境配平——根据环境判断产物及是否需要加H2O。
例：NaClO与SO2的反应
NH3+O2==NO+H2O（催化剂，加热）
Cu+HNO3=Cu(NO3)2+NO↑+H2O
KMnO4+HCl=KCl+MnCl2+Cl2↑+H2O
FeS2+O2===Fe2O3+SO2（高温）