高中化学竞赛自主招生化学培训化学反应类型.docx

高中化学竞赛自主招生化学培训化学反应类型.docx

《高中化学竞赛自主招生化学培训化学反应类型.docx》由会员分享，可在线阅读，更多相关《高中化学竞赛自主招生化学培训化学反应类型.docx（20页珍藏版）》请在冰豆网上搜索。

高中化学竞赛自主招生化学培训化学反应类型

高中化学奥林匹克竞赛辅导

化学反应的类型

化学反应是指反应物经过化学变化转化为新的物质的过程，化学变化涉及到化学键的断裂和形成，物质在化学反应中表现出来的性质称为化学性质，包括酸碱性、热稳定性、氧化还原性等。

在中学化学中，我们曾从不同的角度对化学反应进行分类：

（1）根据反应物和生成物的类别、反应前后物质种类的多少，将化学反应分为化合反应、分解反应、置换反应和复分解反应。

（2）根据是否有电子得失，将化学反应分为氧化还原反应和非氧化还原反应。

（3）从化学反应的所处的体系，化学反应可分为水相反应、非水溶剂液相反应、气相反应、固相反应等。

一、溶液中的反应：

1.电解质与非电解质：

在水溶液中或熔融状态下能导电的化合物称为电解质，电解质分强电解质和弱电解质；在水溶液或熔融状态下都不能导电的化合物称为非电解质。

2.强酸、强碱、绝大多数盐（醋酸铅（PbAc2）除外）在水溶液中是完全电离的，属于强电解质，强电解质在水溶液中的电离方程式用“→”表示完全电离。

弱酸、弱碱、少数的盐在水溶液中的电离是不完全的，属于弱电解质，水自身能发生很弱的电离，是一种极弱的电解质，弱电解在水溶液中的电离方程式用“

”表示不完全电离。

3.当不同的物质在水溶液中发生电离生成不同的离子，这些离子间可发生相互反应，这样的反应称为离子反应，离子反应的本质是使溶液中某种离子的浓度降低。

4.用实际参加反应的离子来表示的反应式称为离子反应方程式。

离子方程式揭示了一个反应的本质，也能表示一类反应。

离子方程式的书写方法：

“写、拆、删、查”

注意：

将易溶于水、易电离的物质（即易溶的强电解质）拆写成离子形式，将难溶的物质、气体、弱电解质仍用化学式表示。

5.离子反应发生的条件：

使溶液中某种离子的浓度降低，即生成弱电解质（如弱酸、弱碱、水），生成气体，生成沉淀，生成配离子，溶液中氧化还原反应等，如2Fe3++Cu→2Fe2++Cu2+等。

FeS可溶于稀硫酸，发生反应：

FeS+H2SO4→H2S↑+FeSO4，H2S通入CuSO4溶液中发生反应：

H2S+CuSO4→CuS↓+H2SO4，上述两个反应发生的方向截然相反。

对于难溶的硫化物（如FeS、CuS）能否与强酸的反应生成H2S，取决于FeS、CuS、H2S在溶液中产生的自由离子浓度的相对大小。

虽然FeS难溶于水，但在其饱和溶液中的离子浓度仍然大于H2S饱和溶液的离子浓度，而CuS是一种极其难溶的物质，其饱和溶液中产生的离子浓度最小，即有：

FeS产生自由离子浓度＞H2S产生自由离子浓度＞CuS产生自由离子浓度，所以有FeS可溶于稀硫酸，而CuS不溶于稀硫酸，相反可以发生“弱酸制强酸”的反应。

6.离子的检验：

可以利用离子在溶液中的反应现象来检验，如：

利用生成沉淀可检验阳离子：

Ba2+、Mg2+、Al3+、Ag+、Fe3+、Fe2+、Cu2+等；

利用生成沉淀可检验阴离子：

Cl－、Br－、I－、SO42－、CO32－、PO43－、S2－、SO32－等；

利用生成气体可检验离子：

NH4+、S2－、HCO3－等；

利用生成配合物可检验离子：

Cu2+、Fe3+、Fe2+等；

7.离子浓度的测定—滴定分析法

（1）滴定分析法简介：

滴定分析法是将一种已知浓度的滴定剂溶液（标准溶液），滴加到待测溶液中去，直到滴定的化学反应按计量关系完全反应为止，然后根据所消耗的标准溶液的浓度和体积计算出待测物的浓度，这样的操作过程称为“滴定”。

由于这种分析方法是通过“滴定”来实现的，所以称为滴定分析法。

滴定分析方法分类：

酸碱滴定法、沉淀滴定法、配位滴定法和氧化还原滴定法，它们分别以溶液中的酸碱中和反应、沉淀反应、配位反应、氧化还原反应为基础。

滴定剂和待测组分按化学反应的计量关系完全反应的那一点，称为化学计量点。

对于酸碱中和滴定而言，酸和碱完全中和时即达到化学计量点。

指示剂：

在滴定过程中，溶液往往没有什么现象发生，通常是用一种辅助试剂的颜色变化来确定化学计量点的到达，这种辅助试剂称为指示剂。

指示剂发生颜色变化的转变点称为滴定终点。

（2）酸碱中和滴定：

酸碱中和滴定，是用已知浓度的酸或碱来测定一定体积的未知浓度的碱或酸的方法。

实验中可用石蕊、甲基橙等做酸碱指示剂来判断是否完全中和。

如强酸滴定强碱的原理为：

H++OH—→H2O

滴定终点时（指示剂变色）：

n（H+）=n（OH—），c（H+）×V（H+）=c（OH—）×V（OH—）

当选用的指示剂变色时，不一定恰好完全中和，但是滴定误差很小，在可接受的误差范围之内（相对误差＜0.1%）。

（3）沉淀滴定：

沉淀滴定是利用定量进行的沉淀反应为基础的滴定分析方法。

应用较多的是利用生成难溶性银盐的反应。

例如用标准的硝酸银溶液和K2CrO4作为指示剂测定Cl—、Br—等的浓度。

如滴定Cl—，反应原理：

Ag++Cl－→AgCl↓（白），Ksp＝1.8×10－10，溶解度S=1.3×10－5mol·L－1

指示剂反应：

2Ag++CrO42－→Ag2CrO4↓（砖红），Ksp＝2.0×10－12，溶解度S＝7.9×10-5mol·L－1

（4）氧化还原滴定：

氧化还原滴定是利用定量进行的氧化还原反应为基础的滴定分析方法。

常用于分析的试剂有例如利用标准高锰酸钾溶液来测定Fe2+、H2O2、NO2－、C2O42－等。

有关的反应为：

MnO4－+5Fe2++8H+→Mn2++5Fe3++4H2O

2MnO4－+5H2O2+16H+→2Mn2++5O2↑+8H2O

2MnO4－+5NO2－+6H+→2Mn2++5NO3－+3H2O

2MnO4－+5C2O42－+16H+→2Mn2++10CO2↑+8H2O

利用高锰酸钾溶液进行滴定时不需要另外加试剂，可利用高锰酸钾和还原产物之间的颜色变化来指示反应的终点。

如用酸性高锰酸钾溶液滴定Fe2+溶液，当溶液颜色变为淡紫红色时，说明达到了滴定终点。

利用高锰酸钾进行滴定的方法称为高锰酸钾法，此外还有重铬酸钾法、碘量法、溴酸盐法、铈量法等。

利用氧化还原法，不仅可以测定具有氧化性或还原性的物质，而且还可以测定能与氧化剂或还原剂定量反应形成沉淀的物质。

因此，氧化还原法的应用范围很广泛。

（5）配位滴定：

配位滴定法是以配位反应为基础的滴定分析法。

在配位滴定中，应用最为广泛的滴定剂是EDTA（乙二胺四乙酸），利用它可以直接或间接滴定几十种金属离子。

8.滴定的方式：

根据滴定方式的不同，可以分为直接滴定法、间接滴定法和返滴定法等。

（1）直接滴定法：

直接法滴定是将滴定剂直接加入到被测物质溶液中进行，这是滴定分析中最常用的方法，适用于能定量、快速完成的滴定反应，如用氢氧化钠溶液滴定盐酸溶液等。

（2）间接滴定法：

不能与滴定剂直接反应的物质，有时可以通过另外的化学反应间接测定。

例如Ca2+不能直接用氧化还原法滴定。

但可以先将其沉淀为CaC2O4，然后将沉淀滤过洗涤后再溶解于硫酸中，就可用KMnO4标准溶液滴定溶液中的草酸，间接测定Ca2+的含量，相关反应：

Ca2++C2O42－→CaC2O4↓

CaC2O4+2H+→Ca2++H2C2O4

2MnO4－+5C2O42－+16H+→2Mn2++10CO2↑+8H2O

（3）返滴定法：

对于一些反应速率比较慢或没有合适指示剂的化学反应，可以用返滴定法滴定。

这种方法是先在被测溶液中加入过量的一种标准溶液，反应完全后，再用另一种标准溶液滴定过剩的第一种标准溶液。

如测定MnO2的含量，可以用过量的已知准确体积的Na2C2O4标准溶液与MnO2反应，然后用KMnO4标准溶液来滴定剩余的Na2C2O4，根据消耗的KMnO4标准溶液的含量进而得到MnO2的含量。

MnO2+Na2C2O4+2H2SO4→MnSO4+Na2SO4+2CO2↑+2H2O

2MnO4－+5C2O42－+16H+→2Mn2++10CO2↑+8H2O

二、氧化还原反应：

1.常见的氧化剂有：

（1）活泼非金属单质，如F2、Cl2、Br2、I2、O2、O3等；

（2）元素价态处于较高价的化合物，如KMnO4、K2Cr2O7、FeCl3、K2FeO4、次氯酸盐等；

（3）氧化性酸，如浓硫酸、硝酸、次氯酸；

（4）过氧化物，如Na2O2、CaO2等；

2.常见的还原剂有：

（1）活泼的金属单质，如Na、Mg、Al、Zn、Fe等；

（2）元素价态处于较低价的化合物，如H2S、HI、Na2SO3、Fe2+；

（3）某些非金属单质，如H2、C、Si等；

（4）某些低价态氧化物，如CO、SO2、NO等；

3.影响物质氧化性的因素：

物质的氧化性受物质自身性质（内因）、浓度、温度、pH等的影响。

常温下MnO2不能与浓盐酸反应，需要加热，说明升高温度MnO2的氧化性增强；MnO2与稀盐酸不反应，而与浓盐酸反应，Cl－被氧化的半反应为：

2Cl－—2e→Cl2↑，浓盐酸中Cl—浓度较大，有利于反应正向进行，其次MnO2的氧化性随H+浓度的增加而增加，MnO2被还原的半反应为：

MnO2+2e+4H+

→Mn2++2H2O，可得到H+浓度增加，有利于MnO2的还原反应。

一般来说，含氧酸根、氧化物在表现氧化性被还原时，都有H+参与反应，所以H+浓度的增加，有利于反应进行，即提高了这类氧化剂的氧化性。

4.氧化性、还原性强弱的判断方法：

（1）根据氧化还原反应（包括原电池、电解池反应）判断，如：

2Fe2++Cl2→Fe3++2Cl－

氧化性：

Cl2＞Fe3+还原性：

Fe2+＞Cl－

（2）根据反应条件判断。

不同氧化剂与同一还原剂反应，反应条件越苛刻氧化剂的氧化性越弱。

如：

MnO2与浓盐酸在加热的条件下才能将盐酸氧化成氯气，而KMnO4氧化盐酸不需要加热，可见KMnO4的氧化性强于MnO2；钠与水在常温下即可剧烈反应，而镁与水反应需要进行加热，可见钠的还原性强于镁。

（3）根据被氧化或被还原的程度判断，如：

2Fe+3Cl2

2FeCl3，Fe+S

FeS

氯气可将铁氧化至+3价，而硫只能将铁氧化至+2价，可见氯气的氧化性强于硫。

（4）根据金属活动性顺序判断：

一般来说，越活泼的金属，失电子氧化成金属阳离子越容易，其阳离子得电子还原成金属单质越难，氧化性越弱；反之，越不活泼的金属，失电子氧化成金属阳离子越难，其阳离子得电子还原成金属单质越容易，氧化性越强。

5.化合价与氧化数：

在高中阶段的表述中，氧化还原反应是化合价发生变化的反应，这里所指的化合价包括“正负化合价”，在1970年，国际联合化学会（IUPAC）建议将这种“正负化合价”改称为氧化数或氧化值，并将其定义为：

某元素的一个原子的荷电数，该荷电数是假定把每一化学键的电子指定给电负性更大的原子而求得。

在氧化还原反应中，电子转移将引起相关原子的价电子层结构发生变化，从而改变它们的带电状态，氧化数的高低反应了元素被氧化的程度。

对于简单离子来说，元素的氧化数与离子带的电荷是一致的，对于共价键结合的分子或离子而言，共用电子对偏向于电负性大的原子，使其氧化数降低。

元素的氧化数与反应中得失电子相关联。

如果反应中某元素的原子失去电子，则该元素的氧化数升高，反之，得到电子，元素的氧化数降低。

确定氧化数的规则如下：

（1）在单原子离子中，元素的氧化数等于离子所带的电荷数。

（2）在大多数化合物中，氢的氧化数为+1，在金属氢化物中，由于金属的电负性小于氢，氢的氧化数为－1，如NaH、KH、CaH2等。

（3）碱金属的氧化数为+1，碱土金属的氧化数为+2.

（4）在所有含氟化合物中，氟的氧化数为－1.

（5）在大多数化合物中氧的氧化数为－2，但在过氧化物中，氧化数为－1，如H2O2，Na2O2、BaO2等，这是基于在这些化合物中H、Na的氧化数为+1，Ba的氧化数为+