高中化学《离子反应》及《氧化还原反应》重点总结
《氧化还原反应和离子反应》 讲义
《氧化还原反应和离子反应》讲义一、氧化还原反应1、氧化还原反应的基本概念氧化还原反应是化学反应中一类重要的反应类型，其特征是存在元素化合价的升降。
在氧化还原反应中，化合价升高的物质被氧化，发生氧化反应；化合价降低的物质被还原，发生还原反应。
例如，在反应 2H₂＋ O₂＝ 2H₂O 中，氢元素的化合价从 0 升高到＋1，氢被氧化；氧元素的化合价从 0 降低到－2，氧被还原。
氧化还原反应中，还涉及到氧化剂和还原剂的概念。
氧化剂是在反应中得到电子（化合价降低）的物质，它具有氧化性，能够氧化其他物质；还原剂则是在反应中失去电子（化合价升高）的物质，它具有还原性，能够还原其他物质。
2、氧化还原反应的实质氧化还原反应的实质是电子的转移。
这种电子转移可以是电子的得失，也可以是电子的偏移。
以氯化钠的形成过程为例，钠原子失去一个电子形成钠离子（Na⁺），氯原子得到一个电子形成氯离子（Cl⁻），通过电子的转移，形成了稳定的离子化合物氯化钠（NaCl）。
3、氧化还原反应的表示方法（1）双线桥法用双线桥法表示氧化还原反应时，要分别从反应物中化合价发生变化的元素指向生成物中对应元素，在线桥上标明电子的得失和化合价的升降。
例如，对于反应 Cu ＋ 2H₂SO₄(浓) ＝ CuSO₄＋ SO₂↑ ＋ 2H₂O，双线桥法表示为：从铜元素指向硫酸铜中的铜元素，线上标明“失去 2e⁻，化合价升高”；从硫酸中的硫元素指向二氧化硫中的硫元素，线上标明“得到2e⁻，化合价降低”。
（2）单线桥法单线桥法是从还原剂中失去电子的元素指向氧化剂中得到电子的元素，在线桥上标明转移的电子总数。
对于上述反应，单线桥法表示为：在反应物之间，从铜元素指向硫元素，线上标明“2e⁻”。
4、常见的氧化剂和还原剂常见的氧化剂有氧气、氯气、浓硫酸、硝酸、高锰酸钾等。
这些物质在反应中容易得到电子，使其他物质被氧化。
常见的还原剂有金属单质（如钠、铁等）、氢气、一氧化碳、硫化氢等。
高一化学《离子反应》知识点归纳总结+典例解析
离子反应【学习目标】1．了解电解质的概念||，了解酸、碱、盐在水溶液中的电离||。
2．了解离子反应的概念||，了解离子反应发生的条件||，并会判断离子在溶液中能否大量共存||。
3．能运用书写规则书写常见反应的离子方程式；或结合具体反应对所给离子方程式进行正误判断||。
【要点梳理】要点一、电解质与非电解质1．电解质与非电解质的比较2（1）电解质、非电解质均应是化合物||。
金属属于单质||，故既不是电解质||，也不是非电解质||。
（2）电解质导电必须有外界条件：水溶液或熔融状态||。
（3）电解质应是一定条件下本身电离而导电的化合物；CO2、SO2、SO3、NH3 溶于水后也导电||，却是与水反应生成新物质后电离而导电的||，不是本身电离导电的||，故属于非电解质||。
（4）能导电的物质并不一定是电解质||，如铜、铝、石墨能导电||，但因其为单质||，故不属于电解质（也不属于非电解质）；食盐水能导电||，但其为混合物||，不属于电解质||。
溶于水不能导电的物质可能是电解质||，如BaSO4 难溶于水||，但其溶于水的部分是完全电离的||，属于电解质||。
要点二、强电解质与弱电解质1．强电解质与弱电解质的比较要点诠释：电解质的强弱是以电离的程度来区分的||，与物质的溶解度、溶液的导电能力没有必然联系||。
①BaSO4、CaCO3等虽然在水中溶解度很小||，溶液的导电性很差||，但是由于都是离子化合物||，溶于水的部分是全部电离的||，是强电解质||。
②浓氨水的导电性比极稀NaOH 溶液强||，但NH 3·H2O 属于弱电解质||。
2．电离方程式的书写方法：（1）要求左边书写电解质的化学式||，右边写电解质电离出的离子的化学式||，不同离子间用加号相连||。
强电解质用“ ==|”|，弱电解质用“”||。
如：H2SO4==2H++SO42-；NaHSO4==Na++H++SO42—；Ca（HCO3）2==Ca2++2HCO 3—CH 3COOH CH3COO- + H+；NH3·H2O NH4+ +OH-；H2O H++ OH-（2）电离过程中||，元素或原子团的化合价不变||。
高中化学 离子反应知识总结
化学离子反应知识点离子反应定义：•凡是有离子参加或离子生成的反应都是离子反应。
•离子反应包括：复分解反应、氧化还原反应、络合反应、双水解反应•化学离子反应•第一片：概述•1.概念：有离子参加或生成的反应•2.环境：水溶液或熔融状态下(中学很少涉及)。
•3.分类：①复分解反应，②氧化还原反应，③双水解反应，④络合反应•4.实质：有离子的浓度发生改变(具体到最常见的复分解反应体现为：生成难溶、难电离、易挥发性物质)•5.应用：•第一片：离子共存•通常指的是大量共存，发生离子反应就不能共存，不能发生离子反应就可以共存。
其考查方式一般有判断和推断。
解决该问题需注意：•⑴首先看清楚题第一要求：•是“能”还是“不能”、是“一定”还是“可能”。
•⑵颜色要求：•通常是要求无色，有色离子MnO4-、Cu2+、Fe3+及Fe2+不能大量存在(I-、Br-无色)。
•⑶反应类型要求：•如要求是因氧化还原反应、双水解反应、生成沉淀、生成气体等等。
一般以要求氧化还原反应为多。
•⑷酸碱性要求•①酸性环境含有大量H+，能与H+反应的所有弱酸的酸根离子和酸式酸根离子(生成弱酸)、OH-离子(中和)、S2O32-(歧化)均不能大量存在。
•②碱性环境中含有大量OH-，凡能与之反应生成弱碱的金属阳离子、NH4+及所有酸式酸根离子、H+(中和)，都不能大量存在。
•③加入铝产生氢气及由水电离的H+或OH-非常小(水的电离被强烈抑制)，可能是强酸性环境，也可能是强碱性环境。
•④附：常见题给提示的溶液酸碱性情况•A.直接点明、•B.溶液的PH值、•C.H+或OH-的浓度、•D.使酸碱指示剂变色情况、•E.Kw与H+或OH-比值大小、•F.H+与OH-比值大小、•G.由水电离的H+或OH-的大小。
•⑸其他题意要求：加入某粒子的反应情况、已经含有某离子的情况等。
•⑹常见的：•A.因氧化还原反应不能大量共存的氧化性的：MnO4-、ClO-、Fe3+、NO3-(H+)与还原性的I-、S2-、HS-、SO32-、HSO3-、Fe2+等;•B.因双水解不能大量共存的：Al3+与CO32- 、HCO3-、S2-、HS-、HSO3-、AlO2-,Fe3+与CO32-、 HCO3-;•C.因络合反应不能大量共存的：Fe3+和SCN-、苯酚，NH3和Ag+、Cu2+、Ca2+等。
高一化学必修一《离子反应》知识点总结
高一化学必修一《离子反应》知识点总结第1篇：高一化学必修一《离子反应》知识点总结高一化学必修一《离子反应》知识点梳理一、离子反应的概念离子反应是指有离子参加的反应。
也就是说，反应物中有离子或生成物中有离子的反应，均为离子反应。
由于中学阶段涉及的问题多数是指水溶液中的变化，所以水溶液中电解质间的相互反应便成了离子反应的常见问题。
但须注意的是，凡是离子化合物，就含有离子，有时固体状态的物质之间（如实验室判氨）或固体与气体之间（如碱石灰与*化*）发生的反应，也可以是离子反应，只是通常不书写类似这样过程的离子反应方程式。
在水溶液中发生离子反应的条件即复分解反应的三个条件（有难电离、难溶及易挥发物质生成）和氧化还原反应（比如置换反应等）。
二、离子共存问题水溶液中所有能反应或相互促进水解的离子都不能大量共存(注意不能完全共存，而是大量共存)。
一般规则是:1、凡相互结合生成难溶或微溶*盐的离子（熟记常见的难溶、微溶盐）；2、与h+不能大量共存的离子（生成水或弱）*及*式弱*根离子：1氧族有：oh-、s2-、hs-、so32-、hso3-2氮族有：h2po4-、hpo42-、po43-3卤族有：f-、clo-4碳族有：ch3coo-、co32-、hco3-、sio32-5含金属*根离子：alo2-3、与oh-不能大量共存的离子有：nh4+和hs-、hso3-、hco3-、h2po4-、hpo42-等弱*的*式*根离子以及弱碱的简单阳离子（比如：cu2+、al3+、fe3+、fe2+、mg2+等等）4、能相互发生氧化还原反应的离子不能大量共存：1常见还原*较强的离子有:fe2+、s2-、i-、so32-。
2氧化*较强的离子有：fe3+、clo-、mno4-、cr2o72-、no3-、此外，s2o32-与h+也不能共存（发生歧化反应）。
例1：下列各组离子：①i-、clo-、no3-、h+②+、nh4+、hco3-、oh-3so32-、so42-、cl-、oh-④fe3+、cu2+、so42-、cl-⑤h+、+、alo2-、hso3-⑥ca2+、na+、so42-、co32-在水溶液中能大量共存的是a、①b、③④c、②⑤d、①④[解题分析]本题全面考查离子共存知识，在题给的六组离子中，第①组clo-与h+、i-不能大量共存，第②组中nh4+与oh-、hco3-与oh-不能大量共存，第③④组中各离子可以共存，第⑤组h+与alo2-、hso3-不能大量共存，第⑥组中ca2+与co32-甚至so42-不能大量共存。
《氧化还原反应和离子反应》反应的电化学
《氧化还原反应和离子反应》反应的电化学氧化还原反应和离子反应的电化学在化学的奇妙世界里，氧化还原反应和离子反应就像是两座重要的桥梁，连接着物质的变化和能量的转化。
而当我们深入探究这两个反应的电化学本质时，更是能够揭开许多令人惊叹的奥秘。
首先，让我们来理解一下什么是氧化还原反应。
简单来说，氧化还原反应就是在反应过程中，元素的化合价发生了变化的化学反应。
在这个过程中，有物质失去电子，被氧化；同时有物质得到电子，被还原。
比如，铁与硫酸铜溶液的反应，铁原子失去电子变成亚铁离子，化合价升高，被氧化；铜离子得到电子变成铜原子，化合价降低，被还原。
那么，氧化还原反应和电化学有什么关系呢？其实，电化学的基础就是氧化还原反应。
在电化学中，我们通过构建原电池和电解池来实现化学能和电能之间的相互转化。
原电池就是利用氧化还原反应将化学能转化为电能的装置。
以铜锌原电池为例，锌片在硫酸溶液中失去电子，发生氧化反应，成为原电池的负极；而铜片上，溶液中的氢离子得到电子，发生还原反应，成为原电池的正极。
电子从负极通过外电路流向正极，从而产生了电流。
这个过程中，氧化还原反应在不同的区域分别进行，使得化学能成功转化为电能。
与之相对的电解池，则是将电能转化为化学能的装置。
比如电解氯化铜溶液，在通电的情况下，氯离子在阳极失去电子，发生氧化反应，生成氯气；铜离子在阴极得到电子，发生还原反应，生成铜单质。
接下来，我们再谈谈离子反应。
离子反应是指有离子参加或生成的化学反应。
在水溶液中，电解质会解离成离子，这些离子之间的反应就是离子反应。
离子反应通常以离子方程式来表示，它能够更清晰地反映出反应的实质。
比如盐酸和氢氧化钠的中和反应，其实质是氢离子和氢氧根离子结合生成水。
用离子方程式可以表示为：H⁺＋ OH⁻＝ H₂O。
离子反应和氧化还原反应也有着密切的联系。
许多氧化还原反应也是离子反应。
例如，铁与硫酸铜溶液的反应，实际上是铁离子和铜离子之间的电子转移过程，同时也是离子反应。
【高中化学】高中化学知识点大全：离子反应知识点总结
【高中化学】高中化学知识点大全：离子反应知识点总结化学知识点是同学们化学学习中的重要部分，大家一定要认真掌握，小学频道为大家整理了高中化学知识点大全：离子反应知识点总结，让我们一起学习，一起进步吧!知识点概述1、学习离子反应之前要了解电解质和非电解质：在水溶液里或熔融状态下能够导电的化合物叫做电解质;在水溶液里或熔融状态下都不能电离的化合物叫非电解质;常见的电解质和非电解质：电解质一般包含：酸、碱、盐、活泼金属氧化物等;非电解质：非金属氧化物(co2、so2等)、某些非金属氢化物(如nh3)、绝大多数有机物。
2.电解质分为强电解质和弱电解质：强电解质是指在水分子作用下能完全电离成离子的电解质。
包括大多数盐、强酸、强碱、一些碱性氧化物等。
弱电解质是指在水分子的作用下，只有一些分子电离的电解质。
包括弱酸（如HAC、H2S）、弱碱（如NH3·H2O）、Al（OH）3、H2O等。
因此，强电解质和弱电解质的电离度非常不同。
3、离子反应：有离子参加的反应，知道常见的离子反应的类型，离子反应发生的条件，离子共存的条件。
4.离子方程式：以实际参与反应的离子符号表示的离子反应式。
通过编写离子方程，我们知道，由多个特定反应编写的离子方程是相同的。
这表明，离子方程不仅可以表示特定的化学反应，而且可以表示相同类型的离子反应。
离子方程式的含义：它代表反应的本质，代表同一类型的离子反应。
知识点总结（一）离子反应条件1.离子反应生成微溶物或难溶物。
2.离子反应产生气体。
3.离子反应生成弱电解质。
4.氧化还原反应发生在离子反应中。
根据化学反应类型，离子反应可分为两类，一是酸碱盐之间的复分解反应;二是氧化性离子与还原性离子间的氧化还原反应。
离子反应还应注意：1.微溶物向不溶物的转化，如用煮沸法软化临时硬水mghco3==mgco3+co2↑+h2omgco3虽然难溶，但在溶液中溶解的哪部分是完全电离的，当mg2+遇到水溶液里的oh-时会结合生成比mgco3溶解度更小的mg(oh)2而沉淀析出mgco3+h2o==mg(oh)2↓+co2↑2.生成复合离子的反应：fecl3溶液与kscn溶液的反应：fe3++scn-==fe(scn)2+生成物既不是沉淀物也不是气体，为什么反应能发生呢?主要是生成了难电离的fe(scn)2+络离子。
《氧化还原反应和离子反应》氧化还原规律
《氧化还原反应和离子反应》氧化还原规律氧化还原反应和离子反应——氧化还原规律在化学的世界里，氧化还原反应和离子反应是极其重要的概念，而其中的氧化还原规律更是理解这些反应的关键所在。
首先，让我们来弄清楚什么是氧化还原反应。
简单来说，氧化还原反应就是在反应过程中，元素的化合价发生了变化的化学反应。
在这类反应中，有物质失去电子，化合价升高，被氧化；同时也有物质得到电子，化合价降低，被还原。
氧化和还原这两个过程总是同时发生的，就像硬币的两面，缺一不可。
氧化还原反应中有一些重要的规律。
其中一个关键的规律就是“得失电子守恒”。
也就是说，在氧化还原反应中，氧化剂得到的电子总数等于还原剂失去的电子总数。
这就好比一场交易，一方给出的东西和另一方得到的东西在数量上是相等的。
举个例子，铜和硝酸的反应：3Cu ＋ 8HNO₃(稀) ＝ 3Cu(NO₃)₂＋2NO↑ ＋ 4H₂O 。
在这个反应中，铜的化合价从 0 价升高到＋2 价，每个铜原子失去 2 个电子，3 个铜原子共失去 6 个电子；而硝酸中的氮元素化合价从＋5 价降低到＋2 价，生成 2 个一氧化氮分子，每个氮原子得到 3 个电子，共得到 6 个电子。
得失电子总数相等，符合得失电子守恒的规律。
另一个重要规律是“氧化性、还原性强弱的比较”。
氧化性是指物质得电子的能力，还原性则是物质失电子的能力。
一般来说，氧化剂的氧化性强于氧化产物的氧化性，还原剂的还原性强于还原产物的还原性。
比如氯气和碘化钾的反应：Cl₂＋ 2KI ＝ 2KCl ＋ I₂。
氯气是氧化剂，碘离子是还原剂，生成的氯化钾中氯离子是还原产物，碘单质是氧化产物。
因为氯气能够氧化碘离子，所以氯气的氧化性强于碘单质的氧化性，碘离子的还原性强于氯离子的还原性。
“价态规律”也是氧化还原反应中的重要规律之一。
元素处于最高价态时，只有氧化性；处于最低价态时，只有还原性；处于中间价态时，既有氧化性又有还原性。
以硫元素为例，在硫酸（H₂SO₄）中，硫元素为＋6 价，处于最高价态，所以硫酸只有氧化性；在硫化氢（H₂S）中，硫元素为－2 价，处于最低价态，所以硫化氢只有还原性；而在二氧化硫（SO₂）中，硫元素为＋4 价，处于中间价态，所以二氧化硫既有氧化性又有还原性。
化学氧化还原反应归纳总结
氧化还原反应中电子的转移表示方法——双线桥法 双线桥法
注意事项： (1)箭头必须由反应物指向生成物，且两端对准同种元素。 (2)箭头方向不代表电子转移方向，仅表示电子转移前后的变化。 (3)在“桥”上标明电子的“得”与“失”，得(或失)电子数＝元素化合价变化数 ×化合价发生变化的原子数，且得失电子总数应相等。
又有还原性，如 ( Fe2＋、S、Cl2)。
应用于判断元素或物质的氧化性、还原性。
3．强弱律：强氧化性的氧化剂跟强还原性的还原性反应，生成弱还原性的还原 产物和弱氧化性的氧化产物。
氧化剂 ＋ 还原性 ＝ 还原产物＋氧化产物
↓
↓
↓
↓
强氧化性 强还原性 弱还原性 弱氧化性
应用于在适宜条件下，用氧化性强的物质制备氧化性弱的物质；用还原性强 的物质制备还原性弱的物质；用于比较物质间氧化性或还原性的强弱。
中失电子被氧化，而不是失电子被还原。
答案：A
1．守恒律：对于一个氧化还原反应，元素化合价升高总数与降低总数相等； 还原性失电子总数与氧化剂得电子总数相等；反应前后电荷总数相等(离子 反应)。
应用于有关氧化还原反应的计算。
2．价态律：元素处于最高价，只有氧化性(如Fe3＋、KMnO4中
等)；元素
处于最低价，只有还原性(如S2－、I－等)；元素处于中间价态，既有氧化性
【例1】 (2009·福建理综，6)下列类型的反应，一定发生电子转移的是( )
A.化合反应 B．分解反应 C．置换反应 D．复分解反应
人教版高中化学必修一--第二章 《离子反应》--知识点归纳
2―《离子反应》--知识点归纳一、电离1、电离：电解质溶于水或受热熔化时解离成自由离子的过程。
2、酸、碱、盐的水溶液可以导电，说明他们可以电离出自由移动的离子。
不仅如此，酸、碱、盐等在熔融状态下也能电离而导电，于是我们依据这个性质把能够在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物统称为电解质。
二、电离方程式H 2SO 4 = 2H + + SO 42-HCl = H + + Cl -HNO 3 = H + + NO 3-硫酸在水中电离生成了两个氢离子和一个硫酸根离子。
盐酸，电离出一个氢离子和一个氯离子。
硝酸则电离出一个氢离子和一个硝酸根离子。
1、电离时生成的阳离子全部都是氢离子的化合物我们就称之为酸。
酸 —→ H ++ 酸根离子2、电离时生成的阴离子全部都是氢氧根离子的化合物叫做碱。
碱 —→ 金属离子 + OH -3、电离时生成的金属阳离子（或 NH 4+）和酸根阴离子的化合物叫做盐。
盐 —→ 金属离子/ NH 4+ + 酸根离子书写下列物质的电离方程式：KCl 、Na 2SO 4、AgNO 3、BaCl 2、NaHSO 4、NaHCO 3KCl == K ++ Cl ―Na 2SO 4 == 2 Na ++ SO 42 -AgNO 3 ==Ag + + NO 3―CH 3COOH == CH 3COOH ― + H + NH 3·H 2O == NH 4+ + OH ―酸式盐：NaHSO 4 == Na + + H + +SO 42 - NaHCO 3 == Na + + HCO 3―［小结］注意： 1、 HCO 3-（弱酸不能拆）、OH -、SO 42-等原子团不能拆开;2、HSO 4―在水溶液中拆开写，在熔融状态下不拆开写。
三、电解质与非电解质1、 ①电解质：在水溶液里或熔化状态下能够导电的化合物，如酸、碱、盐等。
②非电解质：在水溶液里和熔融状态下都不导电的化合物，如蔗糖、酒精等。
2、总结： ①能够导电的物质不一定全是电解质。
化学必修一氧化还原反应与离子反应知识点总结及练习题
化学必修一氧化还原反应与离子反应知识点总结及练习题氧化还原反应与离子反应知识点总结一、氧化还原反应的有关概念氧化还原反应是指物质中有一种物质被氧化，必定有一种物质被还原的化学反应。
氧化反应是指物质失去电子，还原反应是指物质得到电子。
电子转移（得失或偏移）的反应都是氧化还原反应。
在氧化还原反应中，物质中的原子得电子，则元素的化合价降低被还原，发生还原反应，变成还原产物，则该物质是氧化剂，具有氧化性。
物质中的原子失电子，则元素的化合价升高被氧化，发生氧化反应，变成还原产物，则该物质是还原剂，具有还原性。
二、电子转移的表示方法单线桥法表示氧化剂与还原剂之间电子转移的方向和总数，双线桥法表示氧化剂及其还原产物、还原剂及其氧化产物之间得失电子情况。
三、常见氧化剂与还原剂及其强弱常见氧化剂包括非金属性较强的单质如F2、Cl2、Br2、I2、O2、O3等，变价元素中高价态化合物如KClO3、KMnO4、K2Cr2O7、浓H2SO4、浓HNO3、稀HNO3、固体硝酸盐等，高价态金属阳离子如Fe、Ag、Cu等，能电离出H+的物质如稀H2SO4、稀HCl、NaHSO4溶液等，以及其他物质如HClO、漂白粉、MnO2、Na2O2、NO2、H2O2、银氨溶液、新制Cu(OH)2等。
常见还原剂包括金属性较强的单质如K、Na、Mg、Al、Fe、Zn等，某些非金属单质如H2、C、Si等，变价金属中某些低价态化合物如CO、H2S及硫化物、Fe2+盐、Fe(OH)2、HBr、HI及其盐、SO2及亚硫酸盐等。
常用的氧化性、还原性判断方法有两种题型考法。
第一种是根据金属活泼性判断，金属性越强，单质还原性越强，离子氧化性越弱。
非金属性越强，单质氧化性越强，离子还原性越弱。
第二种是通过化学反应判断，氧化剂加还原剂得氧化产物加还原产物。
左边的氧化剂和氧化产物比右边的还原剂和还原产物氧化性或还原性强。
还可以通过元素周期表、相近的反应和反应条件的难易比较进行判断。
高考化学(氧化还原、离子反应) 总结
离子反应方程式与离子共存(一)、由于发生复分解反应，离子不能大量共存。
1、有气体产生。
如CO32-、HCO3-、S2-、HS-、SO32-、HSO3-等易挥发的弱酸的酸根与H+不能大量共存。
２、有沉淀生成。
如Ba2+、Ca2+、Mg2+等不能与SO42-、CO32-等大量共存；Mg2+、Al3+、Cu2+、Fe2+、Fe3+等不能与OH-大量共存；SiO32-、AlO2-、S2O3２－等不能与H+大量共存（重要方程式S2O3２－＋2H＋＝S↓＋SO2↑＋H2O）３、有弱电解质生成。
如OH-、ClO-、F-、CH3COO-、HCOO-、PO43-、HPO42-、H2PO4-等与H+不能大量共存；一些酸式弱酸根及NH4+不能与OH-大量共存。
(二)、由于发生氧化还原反应，离子不能大量共存１、I-、S2-、HS-和Fe3+不能大量共存。
２、在酸性或碱性的介质中由于发生氧化还原反应而不能大量共存。
如NO3-和I-在中性或碱性溶液中可以共存，但在有大量H+存在情况下不能共存；SO32- 和S2-在碱性条件下可以共存，但在酸性条件下由于发生2S2-＋SO32-＋6H+＝3S↓＋3H2O不能共存。
ClO-与S2-不论是在酸性条件下还是在碱性条件下都不能大量共存。
(三)、由于形成络合离子，离子不能大量共存如Fe3+和SCN-，由于Fe3+＋SCN-[Fe(SCN)]2+而不能大量共存。
（四）“双水解” Al3＋和HCO3-，Al3＋和CO32-，Al3＋和S２－，Al3＋和HS－，Al3＋和AlO2-，Fe3+和AlO2-，Fe3+和HCO3-，Fe3+和CO32-，NH4+和AlO2-等。
特别注意：NH4+和CO32-、NH4+和HCO3-、NH4+和CH3COO-在同一溶液中能大量共存。
（五）审题时应注意题中给出的附加条件，如：①酸性溶液（H＋）、碱性溶液（OH－）、能在加入铝粉后放出可燃性气体的溶液（注意有NO3－时产生的不是氢气而是氮氧化物）、由水电离出的H+或OH-浓度为1×10-10mol/L的溶液等。
《氧化还原反应和离子反应》离子反应机理
《氧化还原反应和离子反应》离子反应机理氧化还原反应和离子反应：离子反应机理在化学的世界里，氧化还原反应和离子反应是两个非常重要的概念，而离子反应的机理更是理解许多化学反应的关键。
让我们一起来深入探究一下离子反应的机理。
首先，我们要明白什么是离子反应。
简单来说，离子反应就是在溶液中有离子参加或生成的化学反应。
溶液中的离子能够相互结合，形成新的物质，从而发生化学反应。
离子反应的发生，离不开电解质在溶液中的电离。
电解质在水溶液中或熔融状态下能够解离出自由移动的离子。
比如氯化钠（NaCl）在水溶液中会电离成钠离子（Na⁺）和氯离子（Cl⁻）。
当两种电解质溶液混合时，其中的离子就有了相互接触和反应的机会。
那么，离子反应为什么会发生呢？这就涉及到离子反应发生的条件。
离子反应发生的一个重要条件是生成沉淀、气体或弱电解质。
比如说，氯化钡（BaCl₂）溶液和硫酸钠（Na₂SO₄）溶液混合时，会发生如下反应：Ba²⁺＋ SO₄²⁻＝ BaSO₄↓。
硫酸钡（BaSO₄）是一种难溶于水的沉淀，当溶液中的钡离子（Ba²⁺）和硫酸根离子（SO₄²⁻）相遇时，它们会结合形成硫酸钡沉淀，从而促使反应的发生。
再比如，盐酸（HCl）和碳酸钠（Na₂CO₃）溶液反应会生成二氧化碳气体：2H⁺＋ CO₃²⁻＝ H₂O ＋ CO₂↑。
二氧化碳气体从溶液中逸出，推动了反应的进行。
除了生成沉淀和气体，生成弱电解质也是离子反应发生的常见情况。
例如，醋酸（CH₃COOH）和氢氧化钠（NaOH）的反应：CH₃COOH ＋ OH⁻＝ CH₃COO⁻＋ H₂O。
醋酸是一种弱电解质，在溶液中部分电离，当氢氧根离子（OH⁻）与醋酸分子相遇时，会促进醋酸的电离，生成醋酸根离子（CH₃COO⁻）和水，从而发生离子反应。
离子反应的机理还与离子的浓度有关。
在一定条件下，离子浓度越大，反应速率越快。
这是因为离子浓度大意味着离子之间相互碰撞的机会增多，从而增加了反应发生的可能性。
化学高中离子反应知识点总结
化学高中离子反应知识点总结一、离子反应的概念。
1. 定义。
- 有离子参加或生成的反应称为离子反应。
在水溶液中进行的复分解反应和在溶液中进行的氧化还原反应等大多属于离子反应。
- 例如，盐酸与氢氧化钠溶液的反应：HCl + NaOH = NaCl+H_2O，其离子方程式为H^++OH^- = H_2O。
2. 离子反应发生的条件。
- 复分解型离子反应发生的条件：- 生成沉淀：如BaCl_2溶液与Na_2SO_4溶液反应，Ba^2 + +SO_4^2 -=BaSO_4↓。
- 生成气体：如Na_2CO_3溶液与稀盐酸反应，CO_3^2 - +2H^+=H_2O + CO_2↑。
- 生成弱电解质：如CH_3COONa溶液与盐酸反应，CH_3COO^-+H^+=CH_3COOH。
- 氧化还原型离子反应发生的条件：强氧化剂与强还原剂反应，如FeCl_3溶液与Cu反应，2Fe^3++Cu = 2Fe^2++Cu^2+。
二、离子方程式。
1. 离子方程式的书写步骤。
- 写：写出反应的化学方程式。
例如，碳酸钙与盐酸反应的化学方程式为CaCO_3+2HCl = CaCl_2 + H_2O+CO_2↑。
- 拆：把易溶于水、易电离的物质写成离子形式，难溶物质、气体、水等仍用化学式表示。
在上述反应中，HCl、CaCl_2要拆写成离子形式，CaCO_3难溶、H_2O 是弱电解质、CO_2是气体，保持化学式不变，得到CaCO_3 +2H^+=Ca^2++H_2O+CO_2↑。
- 删：删去方程式两边不参加反应的离子。
- 查：检查方程式两边各元素的原子个数和电荷总数是否相等。
2. 离子方程式的意义。
- 表示某一个具体的化学反应。
例如H^++OH^- = H_2O可以表示HCl和NaOH的反应，也可以表示HNO_3和KOH等强酸与强碱反应生成可溶性盐和水的反应。
- 表示同一类型的离子反应。
如Ag^++Cl^- = AgCl↓表示可溶性银盐与可溶性氯化物反应生成AgCl沉淀的一类反应。
高中化学核心考点知识总结
高中化学核心考点知识总结一、化合价(常见元素的化合价)二、氧化还原反应定义：有电子转移(或者化合价升降)的反应。
本质：电子转移(包括电子的得失和偏移)。
特征：化合价的升降。
氧化剂(具有氧化性)——得电子——化合价下降——被还原——还原产物。
还原剂(具有还原性)——失电子——化合价上升——被氧化——氧化产物。
口诀：升——失——(被)氧化——还原剂降——得——(被)还原——氧化剂。
四种基本反应类型和氧化还原反应关系。
三、金属活动性顺序表四、离子反应定义：有离子参加的反应。
电解质：在水溶液中或熔融状态下能导电的化合物。
非电解质：在水溶液中和熔融状态下都不能导电的化合物。
离子方程式的书写：第一步：写：写出化学方程式。
第二步：拆：易溶于水、易电离的物质拆成离子形式；第三步：删：删去前后都有的离子。
第四步：查：检查前后原子个数，电荷是否守恒。
离子共存问题判断：①是否产生沉淀(如：Ba2+和SO42-，Fe2+和OH-)②是否生成弱电解质(如：NH4+和OH-，H+和CH3COO-)③是否生成气体(如：H+和CO32-，H+和SO32-)④是否发生氧化还原反应(如：H+、NO3-和Fe2+/I-，Fe3+和I-)五、放热反应和吸热反应化学反应一定伴随着能量变化。
放热反应：反应物总能量大于生成物总能量的反应。
常见的放热反应：燃烧，酸碱中和，活泼金属与酸发生的置换反应。
吸热反应：反应物总能量小于生成物总能量的反应。
常见的吸热反应：Ba(OH)2·8H2O和NH4Cl的反应，灼热碳和二氧化碳的反应C、CO、H2还原CuO。
六、各物理量之间的转化公式和推论1、微粒数目和物质的量：n=N/NA，N=nNANA——阿伏加德罗常数。
规定0.012kg12C所含的碳原子数目为一摩尔，约为6.02×1023个，该数目称为阿伏加德罗常数。
2、物质的量和质量：n=m/M，m=nM。
3、对于气体，有如下重要公式：（1）气体摩尔体积和物质的量：n=V/Vm，V=nVm标准状况下：Vm=22.4L/mol （2）阿伏加德罗定律：同温同压下V(A)/V(B)=n(A)/n(B)=N(A)/N(B)（3）气体密度公式：ρ=M/Vm，ρ1/ρ2=M1/M24、物质的量浓度与物质的量关系（1）物质的量浓度与物质的量C=n/V，n=CV（2）物质的量浓度与质量分数C=(1000ρω)/M七、配置一定物质的量浓度的溶液1、计算：固体的质量或稀溶液的体积2、称量：天平称量固体，量筒或滴定管量取液体(准确量取)3、溶解：在烧杯中用玻璃棒搅拌4、检漏：检验容量瓶是否漏水(两次)5、移液：冷却到室温，用玻璃棒将烧杯中的溶液转移至选定容积的容量瓶中6、洗涤：将烧杯、玻璃棒洗涤2—3次，将洗液全部转移至容量瓶中(少量多次)7、定容：加水至叶面接近容量瓶刻度线1cm—2cm处时，改用胶头滴管加蒸馏水至溶液的凹液面最低点刚好与刻度线相切8、摇匀：反复上下颠倒，摇匀，使得容量瓶中溶液浓度均匀9、装瓶、贴标签所需仪器：天平(称固体质量)，量筒或滴定管(量液体体积)，烧杯，玻璃棒，容量瓶(规格)，胶头滴管八、钠的原子结构及性质九、钠的氧化物比较十、碳酸钠和碳酸氢钠的比校十一、金属的通性：导电、导热性，具有金属光泽，延展性，一般情况下除Hg 外都是固态。
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离子反应重难点归纳重点一、离子方程式的书写原则1．强酸、强碱和易溶于水的盐改写成离子形式，如：硫酸、氢氧化钠等要拆成离子形式；难溶物质、难电离物质、易挥发物质、单质、氧化物、非电解质等均写化学式，如：碳酸钙、硫酸钡、氯化银、硅酸、氢氧化铜、氢氧化铁等不溶物要写成化学式，醋酸、氨水等弱电解质要写成化学式。
2．微溶物作为反应物，若是澄清溶液写离子符号，若是悬浊液写化学式；微溶物作为生成物，一般写化学式(标↓号)。
3．多元弱酸酸式酸根离子，在离子方程式中不能拆开写。
注意：中强酸归为弱酸范畴，也不能拆。
如：HSO3—、H2PO4－、HPO42－等。
4．氨水作为反应物写NH3·H2O；作为生成物，若有加热条件或浓度很大时，可写NH3(标↑号)。
5．固体与固体间的反应不能写离子方程式；浓H2SO4、浓H3PO4与固体的反应不能写离子方程式。
6．离子方程式要做到原子个数配平、电荷配平。
7．一些特殊的反应，如：有酸式盐参加或生成的反应、两种或两种以上的离子被一种物质氧化或还原、Ba(OH)2与KAl(SO4)2按不同比的反应等，要考虑并满足反应物物质的量的比值。
重点二、离子方程式正误判断(六“看”)1．看离子反应是否符合客观事实，不可主观臆造产物及反应。
如：2Fe+6H+──2Fe3++3H2↑是错误的，因为H+只能将铁氧化成+2价。
Cu+2H+──Cu2++H2↑是错误的，因为铜排在金属活动顺序表氢之后，不能置换出酸中的氢。
2．看“──”、“”、“↑”、“↓”等是否正确。
如：H2S在水中发生电离的离子反应方程式H 2S──HS－+H+是错误的，因为H2S在水中发生部分电离，应当用“”。
3．看表示各物质的化学式是否正确。
如：HCO3－不能写成CO32－+ H+，HSO3－不可写成SO32－+ H+等。
4．看是否漏掉离子反应。
如：Ba(OH)2溶液与硫酸铜溶液反应，既要写Ba2+与SO42－的离子反应，又要写出Cu2+与OH－的离子反应。
5．看电荷是否守恒。
如：FeCl2溶液与C12反应，不能写成Fe3++Cl2──Fe2++2Cl－，而应写成2Fe2++Cl2──2Fe3++2Cl－，两边即要原子守恒又要电荷守恒。
6．看反应物或产物的配比是否正确。
如：稀H2SO4与Ba(OH)2溶液反应不能写成H++OH－+SO42－+Ba2+──BaSO4↓+H2O，应写成2H++2OH－+SO42－+Ba2+──BaSO4↓+2H2O。
【规律总结】视点一、量不同，离子反应不同。
1．生成的产物可与过量的物质继续反应的离子反应这类离子反应，只需注意题中所给条件，判断产物是否与过量物质继续反应，正确确定产物形式即可。
如NaOH(足量或不足量)与AlC13溶液，NaAlO2溶液通HCl(少量或足量)，CO2、H2S、SO2(少量或足量)通入到Ca(OH)2、NaOH溶液中等，有关离子方程式都有所区别。
例：向氢氧化钠溶液中通入少量二氧化碳：CO2+2OH－──CO32－+H2O向氢氧化钠溶液中通入过量二氧化碳：CO2+OH－──HCO3－2．酸式盐与量有关的离子反应这类离子反应一般书写时，量不足的物质参与反应的离子的物质的量之比一定要与它的化学式相符合，而足量的物质参与反应的离子的物质的量之比不一定与化学式相符。
如果没有明确的用量，用任一反应物作为足量写出的离子反应方程式均属正确。
如：NaHSO4溶液与Ba(HCO3)2(足量或少量)，Ca(HCO3)2溶液与NaOH(少量或足量)，Ca(OH)2溶液与NaHCO3(不限制量)，NaH2PO4溶液与Ba(OH)2(不限制量)等，均应明确量的影响。
例：Ca(HCO3)2溶液与少量NaOH溶液反应的离子方程式OH－+ HCO3－＋Ca2+──CaCO3↓+H2OCa(HCO3)2溶液与足量NaOH溶液反应的离子方程式Ca2++ 2HCO3－＋2OH－──CaCO3↓+2H2O+CO32－3．氧化还原反应中与量有关的离子反应这类离子反应中常涉及一种氧化剂（或还原剂）与多种还原剂（或氧化剂）的反应。
书写时只要找准氧化性、还原性强弱，依据氧化性或还原性强的先反应即可。
如向FeBr2、FeI2溶液中通入Cl2的离子反应。
因还原性有以下关系I－＞Fe2+＞Br－，所以当Cl2量不同时离子反应不同。
例：向FeBr2溶液中通入少量Cl2的离子反应：2Fe2++Cl2──2Fe3++2Cl－向FeBr2溶液中通人过量Cl2应：2Fe2++4Br－+3C12──2Fe3++2Br2+6Cl－4．较特殊且与量有关的离子反应这类反应要求量与其他因素统筹兼顾。
如Mg(HCO3)2溶液与过量NaOH反应，不可忽视Mg(OH)2比MgCO3更难溶、更稳定；明矾与足量Ba(OH)2溶液反应，不可忽视Al(OH)3的两性；NH4HSO4溶液与足量Ba(OH)2反应，不可忽视NH3·H2O也是弱电解质等。
例：明矾与少量Ba(OH)2溶液反应：2Al3+ +3SO42－+3Ba2++6OH－──3BaSO4↓+2Al(OH)3↓明矾与足量Ba(OH)2溶液反应Al3+ +2SO42－+2Ba2++4OH－──2BaSO4↓+AlO2－5．按实际用量书写离子方程式的离子反应这类反应是在上述书写规律的基础上增大难度，不仅是少量足量问题，而且是给出具体比进行书写总的离子反应方程式。
例：将1mol/L 的NaAlO2溶液和1.5mol/L的HCl溶液等体积充分混合的总离子反应方程式根据NaAlO2与HCl的物质的量之比可知最终生成的Al3+和Al(OH)3的物质的量之比为1：5故离子方程式为 6AlO2－+ 9H+ +3H2O──5A l(O H)3↓+ Al3+视点二、混合顺序不同时，离子反应的现象及产物如AlCl3与NaOH；Na2CO3（Na2SO3、Na2S）与HCl(H2SO4、NaHSO4)；Na2S与FeCl3；氨水与AgNO3等混合顺序不同时所对应的离子反应方程式不同，反应现象不同。
当两者用量一定时，除Na2CO3（Na2SO3、Na2S）与HCl(H2SO4、NaHSO4)；Na2S与FeCl3外最终产物相同。
当Na2CO3（Na2SO3、Na2S）与HCl(H2SO4、NaHSO4)混合时，若H+足量时，产物相同；若H+不足量时，产物不同。
同理，Na2S与FeCl3混合时，若Na2S足量时，产物相同；若Na2S不足量时，产物不同。
【典例剖析】【例1】能正确表示下列反应的离子方程式的是⑴铜片与稀硝酸反应 Cu+NO3－+ 4H+Cu2++NO↑+2H2O⑵饱和石灰水跟稀硝酸反应Ca(OH)2+2H+Ca2++2H2O⑶硫酸亚铁溶液中加过氧化氢溶液 Fe2++2H2O2+4H+Fe3++4H2O⑷硫化钠水解 S2－+2H2O H2S+2OH－⑸氯气通入水中 Cl2+H2O2H++Cl－+ClO－⑹次氯酸钙溶液中通入过量CO2 Ca2++2ClO－+H2O+CO2CaCO3↓+2HClO⑺碳酸钙与醋酸反应 CaCO3+2CH3COOH Ca2++2CH3COO－+CO2↑+H2O⑻将金属钠加入水中 Na+2H2O Na++2OH－+H2↑[解析]解题的依据是书写离子方程式的规则。
⑴中电荷不守恒；⑵中石灰水中Ca(OH)2应以Ca2+、OH－形式书写；⑶中电荷不守恒；⑷中反应没分步且没用可逆号；⑸中HClO分子不可拆开写；⑹中过量CO2能将生成的CaCO3溶解；⑺正确；⑻中电荷不守恒；【答案】⑺【例2】下列离子方程式中，正确的是A 向FeCl2溶液中通人Cl2：Fe2++Cl2Fe3++2Cl－B 石灰石和盐酸反应：CO32－+2H+CO2↑+H2OC 氢氧化钡溶液和稀硫酸反应：H++OH－H2OD 碘化钾和适量溴水反应：2I－+Br2I2+2Br－[解析]：A中离子的电荷数未配平；B中把难溶物质CaCO3写成了离子形式；C中遗漏了参加反应的Ba2+和SO42－离子；D中既符合反应规律，又遵守离子方程式的书写规则。
【答案】 D【例3】按要求正确书写离子反应方程式(1)向NaHSO4溶液中逐滴加入Ba(OH)2溶液至中性，写出此步的离子反应方程式：；在以上中性溶液中，继续滴加Ba(OH)2溶液至完全反应，此步的离子反应方程式为：。
(2) 向Ba(OH)2溶液中逐滴加入NaHSO4溶液至恰好沉淀完全，写出此步的离子反应方程式：；在以上溶液中，继续滴加NaHSO4溶液至完全反应，此步的离子反应方程式为：。
[解折] 因NaHSO4是二元强酸的酸式盐，可以理解成全部电离。
(1) 当Ba(OH)2向NaHSO4溶液中逐滴加入至中性时，其反应的化学方程式是：2NaHSO4+Ba(OH)2BaSO4↓+ Na2SO4+ 2H2O离子反应方程式是：2H+ + SO42－+ Ba2++ 2OH－BaSO4↓+ 2H2O此时溶液中成份只有Na2SO4，再加人Ba(OH)2时的离子反应方程式为：Ba2++SO42－ BaSO4↓(2)同理，当NaHSO4向Ba(OH)2溶液中逐滴加入至沉淀完全时，其反应的化学方程式是：NaHSO4+Ba(OH)2BaSO4↓+NaOH+H2O离子反应方程式是：H+ +SO42－+Ba2++OH－BaSO4↓+H2O此时溶液中成份只有NaOH，再加人NaHSO4时的离子反应方程式为：H+ +OH－H2O【答案】(1)2H+ +SO42－+Ba2++2OH－BaSO4↓+2H2O；Ba2++SO42－BaSO4↓(2)H+ +SO42－+Ba2++OH－BaSO4↓+H2O； H+ +OH－H2O【例4】在一定条件下，RO3n－和I－可以发生反应，离子方程式为：RO3n－+6I－+6H+R－+3I2+3H2O(1) RO3n－中R元素的化合价为。
(2)R元素的原子最外层电子有个。
[解析] 根据电荷守恒原理，离子方程式反应前后电荷数应相等，则有：(-n)+6×(-1)+6×(+l)= -1，解得n=l，即RO3n－为RO3－，故R的化合价为+5。
根据离子反应生成物为R－，R的最低负化合价为-1，表明元素R原子最外层电子有7个(为卤族元素)。
【答案】 (1) +5；(2) 7【例5】下列各组离子在溶液中既可以大量共存，且加入氨水后也不产生沉淀的是A Na+、Ba2+、Cl－、SO42－ B K+、AlO2－、NO3－、OH－C H+、NH4+、Al3+、SO42－ D H+、Cl－、CH3COO－、NO3－[解折] 首先用题中第一个条件“在溶液中可以大量共存”筛选ABCD四个选项：A中的Ba2+与SO42－因生成BaSO4沉淀不能大量共存，D中的H+与CH3COO－因结合生成弱电解质不能大量共存，这样将A和D排除；再用题中第二个条件“加入氨水后也不产生沉淀”去筛选B和C，C中的Al3+遇到NH3· H2O后会生成Al(OH)3沉淀，而B中本来就有AlO2－、OH－，是碱性溶液，加入氨水时不会产生沉淀。