氧化还原、离子反应
《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。
氧化还原反应和离子反应的关系
氧化还原反应和离子反应的关系
一、氧化还原反应
氧化还原反应（Redox reaction）是一种化学反应，它可以用来说明物
质或分子是如何传递电子或吸收电子，从而导致最终产物的产生。
它
从一个叫做“氧化剂”的物质损失电子，另一个叫“还原剂”的物质则获得电子。
氧化反应可提供能量，还原反应则消耗能量。
二、离子反应与氧化还原反应的关系
氧化还原反应的关键因素是构建电子的传递，并且它们通常受到离子
或离子复杂的影响。
在整个反应过程中，离子会影响电子的流动，也
会影响反应物或产物的构建，从而改变最终产物。
在大多数离子反应中，多种化合物都参与，这些化合物之间会有离子互换，从而改变氧
化还原反应的发生。
三、离子反应的案例分析
让我们以酸性水溶液中的氯化钠与铝离子反应为例，来看看氧化还原
反应对于离子反应的影响。
在这种反应中，铝离子（Al3+）与氯离子（Cl-）间的反应会导致一种叫做“氯氧化铝”的复合物的生成。
由于铝
离子比氯离子稍微活泼一些，它们更容易被氧化，从而导致反应向氧
化方向发展。
氯离子则会获得铝离子的电子，并且通过电子重新组合，从而导致其被还原成氯化物。
四、总结
总之，氧化还原反应和离子反应之间有着千丝万缕的关系。
离子反应影响着氧化还原反应的过程，使其向一个方向发展，而氧化还原反应又会影响离子反应，从而改变最终反应产物。
因此，我们可以得出结论，氧化还原反应是离子反应发生过程中不可或缺的因素之一。
离子反应与氧化还原反应
离子反应与氧化还原反应在化学反应中，离子反应和氧化还原反应是两种常见的反应类型。
离子反应涉及到带电粒子的相互作用，而氧化还原反应则与电子的转移有关。
本文将分别对离子反应和氧化还原反应进行探讨，并对其在生活和工业中的应用进行介绍。
一、离子反应1. 离子的概念离子是带有电荷的原子或原子团，它可以通过失去或获得电子而形成。
正离子是失去了一个或多个电子的原子或分子，带有正电荷；负离子是获得了一个或多个电子的原子或分子，带有负电荷。
2. 离子反应的特点离子反应通常发生在相溶液中，其中溶解物的离子和水分子发生相互作用。
离子反应的主要特点包括：- 离子之间的吸引和排斥力：正离子与负离子之间的吸引力使它们结合成化合物，而负离子与负离子之间的排斥力使它们分散在溶液中。
- 反应速度快：由于离子之间的相互作用较强，离子反应的速度通常较快。
- 形成物溶解度：离子反应的生成物可能溶解在溶液中或沉淀出来，这取决于产物的溶解度。
3. 离子反应的应用离子反应在生活和工业中有广泛的应用。
以下是其中的几个例子：- 水的电离：水通过自离子化产生氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-），这是许多其他离子反应的基础。
- 盐的溶解和结晶：将盐溶于水中时，离子会与水分子发生化学反应，溶解成离子。
- 酸碱中和反应：酸碱反应涉及到酸离子和碱离子之间的相互作用，产生盐和水。
二、氧化还原反应1. 氧化还原反应的概念氧化还原反应是指电子的转移过程，其中发生氧化的物质失去电子，而发生还原的物质获得电子。
氧化还原反应包含两个基本概念：- 氧化：指物质失去电子或增加氧原子数量的过程。
- 还原：指物质获得电子或减少氧原子数量的过程。
2. 氧化还原反应的特点氧化还原反应具有以下特点：- 电子转移：在氧化还原反应中，电子从一个物质转移到另一个物质。
氧化剂接受电子，而还原剂失去电子。
- 氧化数的变化：氧化还原反应中，每个元素的氧化数可能会发生变化。
氧化数是描述原子对电荷状态的数值。
离子反应和氧化还原反应课堂笔记
化学笔记（离子反应和氧化还原反应）离子方程式(1)概念：用实际参加反应的离子符号表示离子反应的式子叫做离子方程式离子方程式的书写步骤：①“写”，写化学方程式。
②“拆”，把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：如单质、沉淀、气体、难电离物质、氧化物等。
③“删”，删去两边没反应的离子。
④“查”，检查方程式两边各元素原子个数和电荷数是否守恒。
应该改写成离子形式的物质：易溶于水、易电离的物质a、强酸：HCl、H2SO4、HNO3等；b、强碱：KOH、NaOH、Ba(OH)2。
Ca(OH)2是微溶物，一般在反应物中存在于溶液中，写成离子形式，而为生成物时一般是沉淀，写沉化学式。
c、可溶性盐：请学生课后复习溶解性表。
仍用化学式表示的物质：a、难溶的物质：Cu(OH)2、BaSO4、AgCl 等b、难电离的物质：弱酸、弱碱、水。
c、气体：H2S、CO2、SO2等d、单质：H2、Na、I2等e、氧化物：Na2O、Fe2O3等注：弱酸的酸式盐的酸根离子不能拆开写。
例：NaHCO3溶液和稀盐酸反应：HSO4- 是强酸的酸式酸根，要拆开复分解型离子反应发生的条件离子反应的实质就是通过反应使溶液中某些离子的浓度明显减小的过程。
离子反应的特点：离子反应总是向着某种离子浓度减小的方向进行。
条件之一：有沉淀生成（难溶物质）条件之二：有挥发性物质生成（放出气体）条件之三：有难电离物质生成（弱酸、弱碱、H2O）离子方程式正误判断1．符合反应的客观事实。
如铁与稀盐酸反应：2．物质可否拆写成离子形式？3．遵循质量守恒和电荷守恒原理。
如铝和盐酸反应：4．阴、阳离子配比。
如氢氧化钡溶液与稀硫酸反应：5．定性中有定量，如“足量”、“少量”等。
例：1、少量烧碱滴入Ca(HCO3)2溶液Ca2++HCO3-+OH-==CaCO3↓+H2O。
2、足量烧碱滴入Ca(HCO3)2溶液Ca2++2HCO3-+2OH-==CaCO3↓+CO32-+2H2O。
氧化还原反应与离子反应
氧化还原反应与离子反应一、氧化还原反应1、能根据反应前后元素化合价有无变化，判断是否为氧化还原反应。
2、有化合价改变的反应是氧化还原反应，否则是非氧化还原反应。
3、氧化还原反应的本质：电子的转移（电子的得失或者偏移）是本质，化合价的改变是特征；任何一个氧化还原反应中电子转移总数相等，化合价升降总数相等。
4、降得还氧，升失氧还5、单线桥、双线桥表示电子转移的方向和数目6、7、常见的氧化剂：常见的还原剂：高价氧，低价还，中间价态全。
二、离子反应1、会判断电解质与非电解质2、正确书写电解质的电离方程式注意：(1)左写化学式，右写离子符号。
(2)离子所带的电荷数应等于元素或原子团的化合价数。
(3)在电解质溶液中，阳离子所带的正电荷总数等于阴离子所带的负电荷总数。
3、离子反应发生的条件（1）生成难溶物质，如Cu(OH)2、BaSO4、AgCl等。
（2）生成气态物质，如：CO2、SO2等。
（3）生成难电离物质，如弱酸、弱碱、水等。
NaOH＋HCl＝NaCl＋H2O电解质非电解质强电解质完全电离弱电解质部分电离强酸：三大强酸强碱：四种强碱绝大多数盐：活泼金属氧化物：弱酸：弱碱：水化合物酸性氧化物：大多数有机化合物：NH3在水溶液里或熔融状态时能导电的化合物叫电解质（如酸、碱、盐等）在这两种状况时都不导电的化合物叫非电解质（如CO2、NH3等）。
4、能正确书写离子方程式书写步骤写：写出反应的化学方程式拆：把易容、易电离的物质改成离子形式删：将相同离子从方程式两端删去查：检查方程式两端原子个数和电荷数是否相等5、离子方程式正误的检查（1）违背反应客观事实：如Fe+Zn2+══Fe2++Zn（2）违反质量守恒或电荷守恒定律：如Fe2++Cl2══Fe3++2Cl-（3）拆是否正确：如碳酸钙与盐酸反应：如CO3 2-+2H+══CO2↑+H2O（4）氢氧化钡溶液与稀硫酸反应（忽视一种物质中阴、阳离子配比）：Ba2++2OH-+SO42-+2H+══BaSO4↓+2H2O（这样才正确）胶体1、三种分散系本质特征溶液(<1nm)胶体(1~100nm)浊液(>100nm)2、胶体的性质：丁达尔效应：由于胶体粒子对光线散射形成的光亮的通路利用丁达尔效应是区分胶体与溶液的一种常用物理方法。
离子反应氧化还原反应
1.有离子参加的化学反应。
离子反应的本质是某些离子浓度发生改变。
常见离子反应多在水溶液中进行。
根据反应原理，离子反应可分为复分解、盐类水解、氧化还原、络合4个类型；2.复分解反应:在溶液中酸、碱、盐之间互相交换离子的反应，一般为非氧化还原反应。
3.氧化还原反应:置换反应的离子反应;金属单质与金属阳离子之间的置换反应，如Fe与CuSO4溶液的反应，实际上是Fe与Cu之间的置换反应。
非金属单质与非金属阴离子之间的置换反应，如Cl2与NaBr溶液的反应，实际上是Cl2与Br之间的置换反应。
6.1.钠元素保持1价，碳酸根保持-2价，氯元素保持-1价，而钙元素保持2价. 2.金属性在本质上就是还原性，而还原性不仅仅表现为金属的性质。
3.非金属性在本质上就是氧化性，而氧化性不仅仅表现为非金属单质的性质。
4.一个粒子的还原性越强，表明它的氧化性越弱；粒子的氧化性越强，表明它的还原性越弱。
即在金属活动性顺序表：K、Ca、Na、Mg、Al、Zn、Fe、Sn、Pb、（H）、Cu、Hg、Ag、Pt、Au，排在前面的金属还原性强，排在后面的金属离子氧化性强如：在元素周期表中，非金属性最强的非金属元素氟，它的氧化性最强，因此氟元素无正价。
反之，金属性越强的元素，它的还原性也就越强。
5.一切氧化还原反应之中，还原剂的还原性>还原产物的还原性 6.一切氧化还原反应之中，氧化剂的氧化性>氧化产物的氧化性7.还原性的强弱只与失电子的难易程度有关，与失电子的多少无关。
8.非金属活动顺序氟>氧>氯>溴>氮>硫>氢>红磷>碘>碳>砷>硒>硼>硅[氧和氯可对换，常温下氯的活动性强于氧，高温下氧的活动性远强于氯]9.金属得电子不一定变为0价例：2Fe3++Cu=2Fe2+ + Cu2+，Fe3+—Fe2+7.双线桥法：表明反应前后同一元素原子间的电子转移情况。
离子反应与氧化还原反应
离子反应与氧化还原反应离子反应和氧化还原反应是化学中两个重要的反应类型。
在许多化学反应中，离子反应和氧化还原反应是不可或缺的。
本文将介绍离子反应和氧化还原反应的定义、特点和常见示例，并探讨它们在日常生活和工业中的应用。
一、离子反应离子反应是指在化学反应中，离子之间的相互作用和重组。
离子是有电荷的原子或分子，分为阳离子和阴离子。
在离子反应中，离子根据其电荷和反应物的种类进行组合和分解。
离子反应可以包括阴离子和阴离子之间的反应、阳离子和阳离子之间的反应，以及阳离子和阴离子之间的反应。
离子反应的例子包括酸碱中和反应、盐的生成反应等。
酸碱中和反应是指酸和碱反应生成盐和水的反应。
例如，硫酸和氢氧化钠反应生成硫酸钠和水：H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2H2O在这个反应中，硫酸和氢氧化钠分别是酸和碱，生成的硫酸钠则是盐。
二、氧化还原反应氧化还原反应是指化学物质被氧化剂氧化或还原剂还原的过程。
在氧化还原反应中，物质的电荷状态发生改变，通常涉及电子的转移。
氧化还原反应包括氧化反应和还原反应。
氧化反应是指物质失去电子或增加氧原子的反应。
例如，铁原子失去两个电子形成铁离子，被称为氧化反应：Fe - 2e → Fe2+还原反应是指物质获得电子或减少氧原子的反应。
例如，氯气接受两个电子形成氯离子，被称为还原反应：Cl2 + 2e → 2Cl-氧化还原反应的例子包括燃烧反应、金属与酸的反应等。
燃烧反应是指物质与氧气发生反应，产生大量热和光。
例如，木材燃烧时与氧气反应生成二氧化碳和水：C6H12O6 + 6O2 → 6CO2 + 6H2O三、离子反应与氧化还原反应的区别离子反应和氧化还原反应在化学性质和反应机制上有一些明显的区别。
首先，离子反应是指离子之间的相互作用和重组，而氧化还原反应是指物质的电荷状态发生改变。
离子反应可以涉及不同电荷的离子之间的反应，但不一定涉及电子的转移。
而氧化还原反应一定涉及电子的转移。
氧化还原及离子反应
氧化还原反应及离子反应一、四种基本反应类型：化合反应，分解反应，置换反应，复分解反应氧化还原反应和四种基本反应类型的关系二．氧化还原反应1.氧化还原反应：有电子转移的反应2. 氧化还原反应实质：电子发生转移判断依据：元素化合价发生变化氧化还原反应中概念及其相互关系如下：失去电子——化合价升高——被氧化（发生氧化反应）——是还原剂（有还原性）得到电子——化合价降低——被还原（发生还原反应）——是氧化剂（有氧化性）1.氧化还原反应中电子转移的表示方法双线桥法表示电子转移的方向和数目注意：a.“e-”表示电子。
b.双线桥法表示时箭头从反应物指向生成物，箭头起止为同一种元素，应标出“得”与“失”及得失电子的总数。
c．失去电子的反应物是还原剂，得到电子的反应物是氧化剂d．被氧化得到的产物是氧化产物，被还原得到的产物是还原产物2.氧化性、还原性强弱的判断（１）通过氧化还原反应比较：氧化剂+ 还原剂→ 氧化产物＋还原产物氧化性：氧化剂> 氧化产物还原性：还原剂> 还原产物（2）从元素化合价考虑：最高价态——只有氧化性，如Fe3+、H2SO4、KMnO4等；中间价态——既具有氧化性又有还原性，如Fe2+、S、Cl2等；最低价态——只有还原性，如金属单质、Cl-、S2-等。
（3）根据其活泼性判断：①根据金属活泼性：对应单质的还原性逐渐减弱K Ca Na Mg AlZn FeSn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au对应的阳离子氧化性逐渐增强②根据非金属活泼性:对应单质的氧化性逐渐减弱Cl 2 Br 2 I 2 S对应的阴离子还原性逐渐增强(4) 根据反应条件进行判断：不同氧化剂氧化同一还原剂，所需反应条件越低，表明氧化剂的氧化剂越强；不同还原剂还原同一氧化剂，所需反应条件越低，表明还原剂的还原性越强。
如：2KMnO 4 + 16HCl (浓) = 2KCl + 2MnCl 2 + 5Cl 2↑ + 8H 2OMnO 2 + 4HCl(浓) =△= MnCl 2 + Cl 2↑ + 2H 2O前者常温下反应，后者微热条件下反应，故物质氧化性：KMnO 4 > MnO 2(5) 通过与同一物质反应的产物比较：如：2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3 Fe + S = FeS 可得氧化性 Cl 2 > S3、氧化还原方程式的配平(a)配平依据：在氧化还原反应中，得失电子总数相等或化合价升降总数相等。
《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。
离子反应和氧化还原反应
1．了解氧化还原反应的本质是电子转移，了解常见的氧化还原反应。
掌握常见的氧化还原反应的配平和相关计算。
2．了解离子反应的概念，离子反应发生的条件，了解常见离子的检验方法。
3．能正确书写化学方程式、离子方程式，并能进行有关计算。
一、氧化还原反应的概念辨析及规律应用1．氧化还原反应的基本规律及应用2．正确理解氧化还原反应中的八个"不一定”(1)含最高价态元素的化合物不一定有强氧化性，如H3PO4、Na＋；而含低价态元素的化合物也可能有强氧化性，如氧化性HClO＞HClO2>HClO3>HClO4。
(2)在氧化还原反应中，一种元素被氧化，不一定有另一种元素被还原，如Cl2＋H2O HCl＋HClO。
(3)得电子难的物质不一定易失电子，如ⅣA族的碳(C)和稀有气体。
(4)元素由化合态变为游离态不一定被氧化，也可能被还原。
(5)氧化还原反应中一种反应物不一定只表现出一种性质，如Cl2＋2NaO H===NaCl＋NaClO＋H2O中的Cl2既表现氧化性又表现还原性。
(6)物质的氧化性或还原性的强弱只取决于得失电子的难易，与得失电子的多少无关。
如Na、Mg、Al 的还原性强弱依次为Na＞Mg＞Al。
(7)氧化性：氧化剂＞氧化产物，还原性：还原剂＞还原产物，此方法不适用于歧化反应和电解反应。
(8)浓H2SO4具有强氧化性，SO2具有还原性，但二者并不能发生氧化还原反应。
二、离子方程式的书写及正误判断1．离子方程式正误的判断方法2．书写离子方程式时的注意要点(1)离子反应要符合客观事实不要臆造。
(2)多元弱酸的酸式酸根离子不拆开写。
如NaHSO3应拆分为Na＋和HSO－3。
(3)盐类水解的离子方程式书写易忽视符号"===”与"”、"↑”与"↓”的正确使用。
(4)注意几个涉及氧化还原反应的离子方程式，如少量SO2通入Ca(ClO)2溶液中，产物为CaSO4而不是CaSO3；向Fe(OH)3悬浊液中加入稀碘化氢溶液中，产物中的Fe元素应为Fe2＋而不是Fe3＋。
氧化还原反应和离子反应.
第一课时
氧化还原反应和离子反应
一、化学反应的分类
1、按反应物和生成物以及反应前后物质的 种类分 2、按有无电子转移分
3、按是否有离子参加反应分 4、按反应热效应分 5、按反应过程是否有生成物转化为反应物
二、氧化还原反应
特征：反应前后元素的化合价有变化
实质：有电子转移
电子的转移可发生在不同的物质之间或同一物 质之间（同一物质的不同元素之间，同一物质的不 同价态的同种元素之间，同一物质的同种价态的同 种元素之间）
还原①剂2K失Cl电O3子=2，K物Cl+质3所O2含↑ 元素化合价升高， 具有②还2N原H性4N，O3本=2身N被2 ↑氧+O化2，↑ +转4变H2为O 氧化产物 氧 具化 有③氧剂Cl得化2+性电H2子，O=，本H物身Cl质被+H所还C含原lO元，素转化化为合价还降原低产物，
ห้องสมุดไป่ตู้
指出下列水的作用(氧化剂或还原剂) (1) 2Na+2H2O=2NaOH+H2↑ (2) 2F2+2H2O=4HF+O2 (3) 2Na2O2+2H2O=4NaOH+O2↑
A.+6 B.+3 C.+2 D.0 化合价升高总数=化合价降低总数
3、在一定条件下，PbO2与Cr3+反应，产物是
Cr2O72-和Pb2+,则与1molCr3+反应所需PbO2的
物质的量为
（B）
A.3mol B.1.5mol C.1mol D.0.75mol
4、用0.1mol/LNa2SO3溶液30mL恰好将2×10-3mol XO4-离子还原，则元素X在还原产物中的化合价是
氧化还原反应与离子反应
专题：氧化还原反应和离子反应一、知识要点考纲定位：应用：氧化还原反应；离子方程式。
理解：氧化剂、还原剂；电离，电解质和非电解质，强电解质和弱电解质；溶解过程及其能量变化，反应热，热化学方程式。
1．有关氧化还原反应的概念（七对对立统一的概念）还原剂还原性失去电子化合价升高被氧化氧化反应氧化产物反应物表现性质本质特征变化过程发生反应所得产物氧化剂氧化性得到电子化合价降低被还原还原反应还原产物可以联系记忆为：还原剂具有还原性（失去电子的能力）、在反应中失去电子、化合价升高、被氧化、发生氧化反应、得到氧化产物；氧化剂具有氧化性（得到电子的能力）、在反应中得到电子、化合价降低、被还原、发生还原反应、得到还原产物。
2．常见的氧化剂与还原剂（1）常见的还原剂（能失电子的物质）①金属单质，如K、Na、Mg、Al、Zn、Fe、Cu等；②非金属阴离子，如S2-、I-、Br-、Cl-等；③含低价态元素的化合物，如NH3、CO、H2S、SO2、H2SO3、Na2SO3等；④低价态阳离子，如Fe2+等；⑤某些非金属单质，如H2、Si、C等。
（2）常见的氧化剂（能得电子的物质）①活泼的非金属单质，如F2、Cl2、Br2、I2、O2、O3、S等；②含高价态元素的化合物，如HNO3、KClO3、KMnO4、MnO2、固体硝酸盐等；③高价态金属阳离子，如Fe3+、Cu2+、Ag+、Pb4+等；④能电离出H+的物质，如HCl、H2SO4、NaHSO4溶液等。
（3）某些既可作氧化剂又可作还原剂（既能失电子又能得电子）的物质①具有中间价态的物质：S、C、N2、Cl2、H2O2、SO2、H2SO3、Fe2+等；②阴、阳离子可分别被氧化还原的物质，如HCl、H2S、H2SO3、FeCl3等。
3．氧化还原反应的一般规律（1）表现性质规律氧化性是指得到电子的性质（或能力）；还原性是指失去电子的性质（或能力）。
物质氧化性、还原性的强弱取决于得失电子的难以程度，而与得失电子数目无关。
氧化还原反应和离子反应
第四节氧化还原反应和离子反应【知识网络】二．离子反应：1．定义：有离子参加或生成的反应2．总趋势：向原溶液里某种或几种离子浓度降低的方向进行【易错指津】一、氧化还原反应，应注意：①判断物质氧化性或还原性强弱，依据是得失电子的难易程度，而不是得失电子数的多少。
如Na的还原性大于Al。
②元素的高价态氧化性不一定比低价态强，如HClO氧化性大于HClO4。
③有的氧化还原反应的发生与浓度有关，如MnO2只与浓HCl反应。
④元素的氧化性与还原性与物质的氧化性与还原性并不一致，如H2S中-2价的S只有还原性，而不能说H2S只有还原性。
⑤同一物质还原同一物质时，不能根据氧化剂被还原的程度判断氧化性的强弱，如：Cu+4HNO3(浓)=Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O 3Cu+8HNO3(稀)=3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O 虽然稀硝酸的还原程度大，但其氧化性比浓硝酸弱。
⑥下列氧化还原反应在标电子转移的方向和数目时，要防止错误。
错：↑正：↑+4H2O错：2Na22正：2Na反应KClO3+6HCl=KCl+3Cl2↑+3H2O中，转移的电子数为5，而非6，这可从其离子方程式看出：ClO3-+6H++5Cl-=3Cl2↑+3H2O。
二、判断离子方程式的正误，应注意以下问题：①查是否违背反应事实，如铁跟硝酸反应：Fe+2H+=Fe2++H2↑（错误）。
②查电荷守恒（这是高考考查重点），如Fe+ Fe3+=2Fe2+是错误的。
③查化学式能否拆成离子，如硫化亚铁与盐酸反应的离子方程式不能写成：S2-+2H+=H2S↑。
④查是否漏写离子反应，如硫酸铜和氢氧化钡溶液反应的离子方程式不能写成：Ba2++SO42-=BaSO4↓。
⑤查离子的配比数是否正确，如硫酸和氢氧化钡溶液反应的离子方程式不能写成：H++SO42-+ Ba2++2OH-= BaSO4↓+H2O。
⑥查反应物因过量或少量导致产物的不同，如往小苏打溶液中加入少量澄清石灰水的离子方程式为：Ca2++2OH-+2HCO3-=CaCO3↓+2H2O+CO32-；往澄清石灰水加入少量小苏打溶液的离子方程式为：Ca2++OH-+HCO3-=CaCO3↓+H2O。
氧化还原 离子反应
第一节 氧化还原反应1、根据下列三个反应，排出氧化剂氧化性的强弱顺序：A ．4HCl ＋MnO 2∆ MnCl 2＋Cl 2↑＋2H 2OB ．16HCl ＋2KMnO 4=2KCl ＋2MnCl 2＋5Cl 2↑＋8H 2OC ．4HCl ＋O 22CuCl 450︒2Cl 2↑＋2H 2O 解析：这三个反应中还原剂都是盐酸。
不同的氧化剂与同一还原剂反应时，若反应越易发生，则氧化剂的氧化性越强，反之就弱，故其氧化性顺序由强到弱：KMnO 4>MnO 2>O 2。
2、配平氧化还原方程式：P 4O ＋Cl 2FY=POCl 3＋P 2Cl 5解析：本题中P 4O 中的P 元素对应有两种产物，故设P 4O 的化学计量数为“1”。
用待定系数法配平的关键是选准一种物质的化学计量数为1。
令P 4O ＋a Cl 2=b POCl 3＋c P 2Cl 5，由原子守恒得：42,21/4,1,1,235,3/2。
b c a b b a b c c =+=⎧⎧⎪⎪==⎨⎨⎪⎪=+=⎩⎩解得 代入整理得：4P 4O ＋21Cl 2=4POCl 5＋6P 2Cl 53、配平下列方程式：Fe 3C ＋HNO 3=Fe(NO 3)3＋NO 2＋CO 2＋H 2O解析：复杂物质Fe 3C 按常规化合价分析无法确定Fe 和C 的具体化合价，此时可令组成该物质的各元素化合价为零价，再根据化合价升降法配平。
33Fe (03)9C 0+4 4N +5+4113→+⎫⨯⎬→⎭→⨯升共升131升降 再用观察法，不难确定各物质的化学计量数为：1、22、3、13、1、11，故为Fe 3C ＋22HNO 3=3Fe(NO 3)3＋13NO 2↑＋CO 2↑＋11H 2O4、配平NH 4NO 3FY=N 2＋HNO 3＋H 2O解析：NH 4NO 3中N 的平均化合价为＋1价，则元素化合价升降关系为：2N 2(＋1→0) 降2×1N ＋1→＋5 升4×1用观察法调整确定各物质的化学计量数，故：5NH 4NO 3=4N 2↑＋9H 2O ＋2HNO 3注：若配平时不用此平均标价法，则要分析同种元素化合价升降关系。
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。
氧化还原及离子反应
2、依据最高价氧化物的水化物酸性的强弱：酸性愈强，其元素的非金属性也愈强；
3、依据其气态氢化物的稳定性：稳定性愈强，非金属性愈强；
4、与氢气化合的条件或反应的剧烈程度；
5、与盐溶液之间的置换反应（非金属性强的置换出非金属性弱的）；
6、其他，例：2Cu＋SΔ===Cu2S Cu＋Cl2点燃===CuCl2 所以，Cl的非金属性强于S。
C．I2+2NaClO3==2NaIO3+Cl2
D．4HCl+MnO2==MnCl2+Cl2↑+2H2O
3、物质氧化性、还原性的强弱，不仅与物质的结构有关，还与物质的浓度和反应温度有关。下列各组物质：
①Cu与HNO3溶液 ②Cu与FeCl3溶液 ③Zn与H2SO4溶液 ④Fe与HCl溶液
C. 碳酸钙溶于醋酸CaCO3 + 2H+ Ca2+ + CO2↑ + H2O
D. 氯化亚铁溶液中通入氯气：2Fe2+ + Cl2 2Fe3+ + 2Cl-
2．下列离子方程式正确的是
A．Cl2与NaOH溶液反应：Cl2+2OH-==Cl-+ClO-+H2O
B．F2与NaOH溶液反应：F2+4OH-==2F-+O2+2H2O
A．8mol B．10mol C．11mol D．12mol
离 子 反 应
1．下列反应的离子方程式书写正确的是：
A. 氯化铝溶液中加入过量氨水：Al3+ + 4NH3•H2O AlO2- + 4NH4+ + 2H2O
《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。
氧化还原反应 离子反应
专题七离子反应氧化还原反应第一部分离子反应[要点精析]一、基本概念电解质非电解质定义在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物在水溶液中和熔化状态下都不导电的化合物不同点在一定条件下能电离不能电离在水溶液中或熔化状态下能导电在水溶液中和熔化状态下都不导电与常见物质类别的关系离子化合物和部分共价化合物全是共价化合物通常为酸、碱、盐、水、活泼金属氧化物等大多数非金属氧化物、含氧酸酐、绝大多数有机物等强电解质弱电解质概念在水溶液中全部电离成离子的电解质在水溶液中只有一部分电离成离子的电解质电离程度完全部分溶液里粒子离子（水合离子）分子、离子（水合离子）物质结构离子化合物、某些共价化合物某些共价化合物物质类别强酸，强碱，绝大多数盐，活泼金属氧化物弱酸，弱碱，极少数盐、水（1）离子化合物都是强电解质。
有些离子化合物因难溶于水而使其水溶液难导电。
（2）共价化合物在水溶液中可电离的为电解质，相反为非电解质，如HCl、H2SO4、HNO3等；在液态时不导电。
（3）有些化合物如SO2、SO3、NH3、PCl5等，其水溶液也可导电，但它们却是非电解质，原因是它们在水溶液中并不能电离出离子，只是与水发生反应产生电解质而引起导电。
（4）氯水、铁、石墨等尽管能导电，但既不是电解质，又不非电解质。
【例1】下列物质属于电解质的是（）A．SO2B．Cu C．氨水D．NaCl E．NaOH F．HCl G．酒精H．AgCl I.盐酸二、电解质在水溶液中的电离以及电解质溶液的导电性1．电解质溶于水或受热熔化时离解成自由移动离子的过程称为电离。
HCl = H+ + Cl- Ba(OH)2 = Ba2+ + 2OH-(NH4)2SO4 = 2NH4+ + SO42-NH3·H2O NH4+ + OH- H2CO3H+ + HCO3-HCO3-H+ + CO32-2．电解质导电与金属导电在导电微粒和导电发生的变化方面均不同。
【例2】下列电离方程式正确的是（）。
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A．2mol B．5mol C． mol D． mol
1.下面有关氧化还原反应的叙述不正确的是( )
A．在反应中不一定所有元素的化合价都发生变化
B．肯定有一种元素被氧化，另一种元素被还原
强电解质
弱电解质
概念
在水溶液中能完全电离的电解质
在水溶液中能部分电离的电解质
电离程度
溶质在溶液中存在的形式
只有电离出的阴、阳；离子
既有电离出的阴阳离子，又有电解质分子
物质类别
离子化合物部分共价化合物
部分共价化合物
实例
绝大数的盐（包括难溶性盐）：
强酸：HCl、HNO3、H2SO4等
强碱：KOH、NaOH、Ba(OH)2等
1．氧化还原反应的概念
1、氧化还原反应的本质及判断依据
（1）氧化还原反应的本质：电子。
（2）判断依据：元素化合价或。
2、氧化还原反应的有关概念及相互关系：
3、常见的氧化剂和还原剂
氧化剂
具体物质
活泼非金属单质
O3、Cl2、Br2、O2
高价的氧化物
NO2、CO2、MnO2
高价的含氧酸
HClO、浓H2SO4、HNO3
A．NaBH4既是氧化剂又是还原剂B．NaBH4是还原剂，H2O是氧化剂
C．硼元素被氧化，氢元素被还原D．被氧化的元素与被还原的元素质量比为1:1
4.下列粒子中，既具有氧化性，又具有还原性的是( )
A.MgB. Zn2+C. Fe2+D.HCl
5.在复杂体系中，确认化学反应先后顺序有利于解决化学问题．已知溶液中阳离子氧化性顺序为：Ag+＞Fe3+＞Cu2+＞H+＞Fe2+＞Na+，下列离子反应方程式错误的是（ ）
高价的盐
KMnO4、KClO3、FeCl3
过氧化物
Na2O2、H2O2等
还原剂
具体物质
活泼金属单质
Na、Al、Zn、Fe
某些非金属单质
H2、C、Si
低价的氧化物
CO、SO2
低价的酸
HCl、H2S、H2SO3
低价的盐
Na2SO3、FeCl2
4、氧化还原反应中电子转移的表示方法
(1)双线桥法
注意事项：
a.箭头必须由反应物指向生成物，且两端对准同种元素。
⑶物质的氧化性或还原性与物质得到或掉失去电子的多少无关。
⑷得到电子难的元素失去电子不一定容易，例如：第ⅣA族的C，既难得到电子，又难失去电子，与其它原子易以共价键结合。
⑸元素由化合态变为游离态不一定是是氧化反应，也可能是还原反应。
四、氧化还原反应方程式的配平和相关计算
1、配平氧化还原反应方程式的步骤
A．2Ag++Fe→2Ag+Fe2+B．2Fe3++Cu→Cu2++2Fe2+
C．2Fe3++3Zn→3Zn2++2FeD．Cu2++2Na→Cu+2Na+
少数盐；
弱酸：CH3COOH、H2CO3、HClO等；
弱碱：NH3·H2O、Cu(OH)2、Fe(OH)3等；
水
2.离子反应发生的条件
（1）离子反应的概念:有的一类反应。
（2）离子反应发生的条件：
a.复分解类型的离子反应：生成沉淀、难电离物质、生成气体
b.氧化还原型离子反应：强氧化剂转变为弱还原剂，强还原剂转变为弱氧化剂。
1、由元素的金属性或非金属性比较金属阳离子的氧化性随其单质还原性的增强而减弱
非金属阴离子的还原性随其单质的氧化性增强而减弱
2、由反应条件的难易比较不同的氧化剂与同一还原剂反应时，反应条件越易，其氧化剂的氧化性越强。如：
(常温）
（加热）
前者比后者容易发生反应，可判断氧化性： 。同理，不同的还原剂与同一氧化剂反应时，反应条件越易，其还原剂的还原性越强。
C．在氧化还原反应中，失去电子的物质，所含元素化合价降低
D．氧化还原反应的本质是电子的转移
2.实验室利用氧化还原反应制取的气体是（）
A．O2H2CO2B．O2CO2C．CO2D．H2O2
3.被称为万能还原剂的NaBH4溶于水并和水反应：NaBH4+2H2O NaBO2+4H2↑下列说法中正确的是(NaBH4中H元素为－1价)（）
1．电解质
（1）电解质的概念：在能够导电的。
（2）电解质的电离：
a.概念:电解质在水溶液中产生的过程。
b.电离的条件：（离子化合物）或（离子化合物或共价化合物）。
c.表示方法————电离方程式
ⅰ)强电解质，如H2SO4==== 2H++ SO42-
ⅱ)弱电解质，如NH3·H2O NH4++ OH-
(3)强电解质和弱电解质
注意：物质的氧化性或还原性的强弱只决定于得到或失去电子的难易，与得失电子的多少无关。如还原性：
，氧化性： 。
【注意】氧化还原反应中的不一定：
⑴含有最高价态元素的化合物不一定具有强氧化性。如前述的氯元素的含氧酸及其盐，是价态越低，氧化性超强。H3PO4中＋5价的P无强氧化性。
⑵有单质参加的反应不一定是氧化还原反应。如同素异形体之间的转化。
b.箭头方向不代表电子转移的方向，仅表示。
c.在“桥”上标明电子的得与失，且得、失电子的总数应相等
（2） 单线桥法
（3）
氧化剂+还原剂=====还原产物+氧化产物
注意事项：
a.箭头必须由还原剂中失电子的元素指向氧化剂中得电子的元素，
b.箭头方向表示。
c.在“桥”上标明转移的。
三．物质氧化性或还原性强弱的比较:
3.离子方程式
（1）离子方程式的概念：用实际参加反应的来表示反应的式子。离子方程式可表示的
离子反应。他与化学方程式不同，化学方程式只能表示化学反应。
（2）离子方程式的书写
a.写：正确书写化学方程式。
b.拆：将的物质改写成离子形式；将等均写成化学式。
c.删：从方程式两边删去，并使化学计量数最简化。
d.查：检查方程式两边个元素的原子个数是否守恒、是否守恒，以及是否守恒。
氧化性：氧化剂>氧化产物；还原性：还原剂>还原产物
5、根据元素周期律进行比较
一般地，氧化性：上>下，右>左；还原性：下>上，左>右。
6、某些氧化剂的氧化性或还原剂的还原性与下列度：如浓硝酸的氧化性比稀硝酸的强。
酸碱性：如中性环境中 不显氧化性，酸性环境中 显氧化性；又如 溶液的氧化性随溶液的酸性增强而增强。
3、 根据被氧化或被还原的程度不同进行比较，当不同的氧化剂与同一还原剂反应时，还原剂被氧化的程度越大，氧化剂的氧化性就越强。如 ， ，根据铁被氧化程度的不同 ，可判断氧化性： 。同理，当不同的还原剂与同一氧化剂反应时，氧化剂被还原的程度越大，还原剂的还原性就越强。
4、根据反应方程式进行比较
氧化剂+还原剂=还原产物+氧化产物
（1）一标：标出发生氧化反应和还原反应的元素的；
（2）二等：使升价和降价；
（3）三定：确定含化合价的元素的物质的化学计量数；
（4）四平：用观察法确定其他个物质的化学计量数；
（5）五查：检查反应前后、、是否守恒。
2、氧化还原反应的计算依据
进行有关氧化还原反应的计算应分析化合价变化，以得失电子守恒为切入点，并结合化学方程式和原子守恒列式求解。计算公式如下：氧化剂物质的量×变价元素原子的个数×化合价的变化值=还原剂物质的量×变价元素原子的个数×化合价的变化值。