离子反应和氧化还原反应的关系
氧化还原反应和四种基本反应的关系
氧化还原反应和四种基本反应的关系1. 什么是氧化还原反应？嘿，大家好！今天咱们聊聊氧化还原反应，这个听起来高大上的名字其实挺有趣的。
想象一下，氧化还原反应就像一场舞会，舞者们在舞池里来回穿梭，互相交替。
简单来说，氧化反应就像一个舞者把“电子”借给了另一个舞者，而还原反应则是那个舞者把“电子”还给了它的伙伴。
听起来像在演戏，其实这在化学世界里可是大事儿！这场舞会里的每个角色都有自己的任务，缺一不可。
1.1 氧化还原反应的日常例子说到这儿，大家可能会问，氧化还原反应跟我们生活有什么关系呢？其实，咱们身边随处可见！比如，铁生锈了，那就是氧化反应在作怪。
铁和氧气在空气中搭上了“车”，结果就形成了锈。
而当水果被切开后，表面变黑，那也是氧化的结果。
你看，这种反应不光是在实验室里发生，生活中可是随处可见呢！1.2 氧化还原的奥秘而且，氧化还原反应还有一个神奇之处，那就是它能释放出能量。
这就好比一场“化学派对”，当电子在反应中跳舞时，就会释放出热量和光。
你想想，火焰的燃烧、汽车的动力，都是在这一场舞会中得来的。
所以，氧化还原反应不仅是学问，还是我们生活的动力源泉！2. 基本反应的种类好啦，咱们再聊聊化学反应的四种基本类型：合成反应、分解反应、单置换反应和双置换反应。
这四种反应就像四个性格迥异的小伙伴，各自有各自的风格。
2.1 合成与分解反应首先是合成反应，想象一下，两个小伙伴一见面就决定“组团”，结合成一个新朋友。
比如，氢气和氧气结合成水，这就是合成反应。
而分解反应就像是老朋友分开，各自去追求自己的梦想。
比如水在电流的作用下分解成氢气和氧气，这就是分解反应。
2.2 置换反应的精彩然后是单置换反应，想象一下，一个朋友看到另一个朋友和第三者在一起，便插了进去，成功“夺回”了对方。
比如，锌和盐酸反应，锌把氢“抢”了过来，形成了锌盐和氢气。
而双置换反应则是两个“组合”互相换舞伴，就像“换换换”一样有趣。
盐和盐反应，产生新的化合物，就像一场盛大的舞会，大家都在变换角色。
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。
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。
离子反应顺序口诀 反应先后顺序规律
离子反应顺序口诀反应先后顺序规律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。
有离子参加的化学反应。
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。
1. 在氧化还原反应中，多种氧化剂遇到一种还原剂，或者多种还原剂遇到一种氧化剂，根据强者优先的原则予以确定反应先后。
2. 根据反应后生成物的稳定程度来判断，生成物越稳定的离子优先反应。
3. 根据反应后生成物的溶解度来判断，生成物溶解度越小的离子优先反应。
4. 根据反应后生成物的电离程度来判断，生成物电离程度越小的离子优先反应。
复分解型离子反应的先后原则为:生成的电解质越弱越优先反应，同理，生成的沉淀溶解度越小，越优先反应，但有时也要考虑离子共存(例如双水解)的影响。
阳离子氧化性:Ag+>Fe3+>Cu2+>H+>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+阴离子还原性:S2+>I->SO32->Br->Cl->OH->含氧酸根其实这些都是高中强行规定的，实际反应要参照概率因素和速率因素共同得到的整体效应结果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。
离子反应器这类离子反应发生的条件与复分解反应的条件一致，分三种情况：（1）生成难溶的物质（2）生成难电离的物质①常见的难电离的物质②反应规律：由强酸制弱酸，由强碱制弱碱。
如：盐酸+Ca(ClO)2溶液H++ClO－=HClO稀醋酸+苯酚钠溶液CH3COOH+C6H5O－=CH3COO－+C6H5OHNH4Cl溶液+NaOH溶液NH4++OH－=NH3·H2O（3）生成挥发性物质①常见的挥发性物质有：SO2、CO2、NH3、H2S等。
其中SO2、CO2、NH3即是挥发性物质，也是难电离物质（H2SO3、H2CO3、NH3·H2O）进一步分解的产物，因此，从离子反应的本质上是相同的。
2离子反应+氧化还原反应
否完全电离,与该物质溶解度无关.
2.书写电解质电离方程式
强电解质在溶液中完全电离,用“＝” 弱电解质在溶液中部分电离,用“ 多元弱酸的电离应分步完成 多元弱碱则一步完成 ”
【课前练习】 写出下列物质的溶解性
OH－ Ag+ Ca2+ Mg2+ Ba2+ Zn2+ Cu2+ Fe2+ Fe3+ Al3+
⑸缺项配平法 确 定 反 应 物
电 子 转 移 价态表现规律
价 态 分 析
实 验 现 象
确 定 产 物
配 平 方 程 守恒规律 一般用电荷守恒+配平式
生成物添加
反 应 介 质
补 齐 缺 项ຫໍສະໝຸດ 反应介质 酸性介质 中性介质 碱性介质
反应物添加
Ｈ＋ Ｈ ２Ｏ ＯＨ－
Ｈ ２Ｏ Ｈ＋或ＯＨ－ Ｈ ２Ｏ
试推断下列氧化还原反应中,划线物质中元素化 合价变化情况,并写出相应离子方程式: 1、在淀粉碘化钾溶液中,滴加少量次氯酸钠 溶液,看到溶液变蓝色: 2、SO2通入FeCl3溶液中；
如：OH-、HCO3-、HS-、HSO3-、CO32SO32-、ClO-、CH3COO-、S2-…
(6)盐类水解反应
Al3+, Fe3+与CO32- ,HCO3- 不能大量共存,会发生双水解.
AlO2-与HCO3-不能大量共存等
有弱才水解，谁强显谁性，越弱越水解
(7)络合反应
Fe3+和SCN-也不能共存。会生成络合物
拆
易溶于水 强电解质
注：要改写成离子的物质
强酸：盐酸、硫酸、硝酸等
微溶物Ca(OH)2做反应物, 强碱:NaOH,KOH,Ba(OH)2等 澄清石灰水-写离子 石灰乳/悬浊液-写化学式 大多数可溶性盐 做生成物时-写化学式
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。
高中化学之相互竞争的离子反应和氧化还原反应先后顺序问题
高中化学之相互竞争的离子反应和氧化还原反应先后顺序问题反应物间一对多的化学反应常有“平行反应”和“竞争反应”两类，平行反应主要指多个反应相互间没有影响可同时进行；而竞争反应是指由于反应能力不同，多个反应按一定的先后顺序逐次进行。
竞争反应主要包括两种基本题型：一是一种氧化剂（还原剂）与多种还原剂（氧化剂）反应，如把Cl2通入含I－、Br－、Fe2＋的溶液中，按照还原能力由强到弱的顺序，I－优先反应，其次是Fe2＋，最后是Br－；二是一种酸（碱）与多种碱性（酸性）物质反应，如把盐酸逐滴加入到含有NaOH、Na2CO3、NaHCO3的混合溶液中，按照碱性由强到弱的顺序，NaOH优先反应，其次是Na2CO3，最后是NaHCO3，此类竞争反应的先后顺序即是其有效顺序。
在实际问题中有部分看似平行的反应，由于物质的性质而出现了“有效”和“无效”两种可能性，准确地确定有效反应就成了解题的关键。
解决此类问题最简单的方法就是假设法1．复分解反应之间的竞争若某一溶液中同时存在几个可能的复分解反应，则生成更难溶解或更难电离的物质的反应将优先进行。
【例1】写出在硫酸铝铵溶液中加入少量氢氧化钡溶液的离子方程式：。
解析：假设NH4＋与OH－先反应，则生生NH3ˑH2O，而Al3＋又与NH3ˑH2O反应生成NH4＋和2Al（OH）3，故认为是Al3＋和OH－先反应。
在硫酸铝铵溶液中，存在NH4＋、Al3＋与SO42－，当加入少量的Ba（OH）2溶液后，Ba2＋和SO42－结合生成BaSO4，OH－则既可与Al3＋结合又能与NH结合，它们彼此之间发生相互竞争的反应。
由于在含有Al3＋的溶液中滴入NH3·H2O，有白色沉淀生成可知，Al3＋结合OH－的能力大于NH4＋结合OH－的能力，OH－优先与Al3＋结合生成Al（OH）3，则上述离子方程式为2Al3＋＋3SO42－＋3Ba2＋＋6OH－===2Al（OH）3↓＋3BaSO4↓。
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。
专题一 离子共存问题 氧化还原问题
专题一离子共存问题1．发生复分解反应，离子不能大量共存。
(1)有气体产生。
如CO2－3、HCO－3、S2－、HS－、SO2－3、HSO－3等易挥发的弱酸的酸根与H＋不能大量共存，主要是由于发生CO2－3＋2H＋===CO2↑＋H2O、HS－＋H＋===H2S↑等。
(2)有沉淀生成。
如Ba2＋、Ca2＋、Mg2＋等不能与SO2－4、CO2－3等大量共存，主要是由于Ba2＋＋CO2－3===BaCO3↓，Ca 2＋＋SO2－4===CaSO4↓(微溶)；Mg2＋、Al3＋、Cu2＋、Fe2＋、Fe3＋等不能与OH－大量共存是因为Cu2＋＋2OH－===Cu(OH)2↓，Fe3＋＋3OH＋===Fe(OH)3↓等；SiO2－3、AlO－2等不能与H＋大量共存是因为SiO2－3＋2H＋===H2SiO3↓，AlO－2＋H＋＋H2O===Al(OH)3↓。
(3)有难电离物质(弱酸、弱碱、水)生成。
如：OH－与H＋不能大量共存，因为OH－＋H＋===H2O。
如：AlO－2、S2－、CO2－3、SO2－3、ClO－、CH3COO－、PO3－4、SiO2－3等弱酸根离子不能与H＋大量共存，必须在碱性条件下才能在溶液中大量存在。
因为CH3COO－＋H＋===CH3COOH等。
如：Mg2＋、Al3＋、Cu2＋、Fe2＋、Fe3＋、NH＋4等弱碱阳离子不能与OH－大量共存，必须在酸性条件下才能在溶液中大量存在。
因为NH＋4＋OH－===NH3·H2O等。
如：酸式酸根离子(如HCO－3、HSO－3、HS－、HPO2－4、H2PO－4)在酸性、碱性环境都不能大量存在，只能共存在中性溶液。
因为HCO－3＋H＋===CO2＋H2O并且HCO－3＋OH－===CO2－3＋H2O。
2．发生氧化还原反应，离子不能大量共存。
(1)较强还原性离子I－、S2－、HS－与较强氧化性离子Fe3＋、ClO－不能大量共存，因为2I－＋2Fe3＋===I2＋2Fe2＋、2Fe3＋＋S2－===S↓＋2Fe2＋，2Fe3＋＋3S2－===S↓＋2FeS↓。
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
2023届高三化学高考备考二轮复习专题三 氧化还原反应 离子反应课件
摩尔盐溶液呈酸性，标定时，KMnO4溶液和摩尔盐溶液都选用酸式滴定管，故B正
−×−×
确；过二硫酸结构如题图所示，中心原子硫原子价层电子对数为4＋
＝
4，则S2−
含有两个四面体结构，故C正确；标定过程中，消耗的摩尔盐和过二硫
酸钠物质的量之比为2∶1，2Fe2＋＋S2−
3＋
2S−
钟乳（CaCO3）“色黄，以苦酒（醋）洗刷则白”是指CaCO3＋2CH3COOH
（CH3COO）2Ca＋H2O＋CO2↑，未发生氧化还原反应，没有体现其氧化性，D不
符合题意。
3.[2022·山东化学]实验室制备KMnO4过程为①高温下在熔融强碱性介质中用KClO3
氧化MnO2制备K2MnO4；②水溶后冷却，调溶液pH至弱碱性，K2MnO4歧化生成
解析：Na2S2O3＋H2SO4
Na2SO4＋S↓＋SO2↑ ＋H2O，该反应的本质是硫代硫酸
根离子在酸性条件下发生歧化反应生成硫和二氧化硫，化合价发生变化的只有S元
素，硫酸的作用是提供酸性环境。A.H2SO4转化为硫酸钠和水，其中所含元素的化
合价均未发生变化，故其没有发生还原反应，A说法不正确；B.Na2S2O3中S的化合
约为66.7%，D说法正确。
4.[2022·浙江6月选考]关于反应Na2S2O3＋H2SO4
列说法正确的是
（
）
A.H2SO4发生还原反应
B.Na2S2O3既是氧化剂又是还原剂
C.氧化产物与还原产物的物质的量之比为2∶1
D.1 mol Na2S2O3发生反应，转移4 mol电子
答案：B
Na2SO4＋S↓＋SO2↑＋H2O，下
＋2Fe ，故D错误。
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（）。
化学方程式中的离子反应与氧化还原反应
03
对于弱电解质、难溶物等，应写其化学式，而不是拆成离子形
式。
常见离子反应类型
01
02
03
复分解反应
由两种化合物互相交换成 分，生成另外两种化合物 的反应。
盐类的水解反应
盐类的离子与水电离出来 的氢离子或氢氧根离子结 合生成弱电解质的反应。
氧化还原பைடு நூலகம்应
反应过程中有电子转移的 化学反应。
影响因素与条件
运用统计分析方法， 对实验数据进行处理 ，得出科学结论。
拓展延伸：其他相关领域应用
01
02
03
04
离子反应在环境监测中的应用 ，如水质检测、大气污染监测
等。
氧化还原反应在能源领域的应 用，如燃料电池、金属腐蚀与
防护等。
离子反应与氧化还原反应在生 物医学领域的应用，如药物合
成、生物传感器等。
离子反应与氧化还原反应在材 料科学领域的应用，如纳米材
阴离子放电顺序
含氧酸根离子（如硫酸根离子、硝酸根离子等）在电解过程中一般不放电；氢氧根离子在阳极上放电 生成氧气；卤素离子（如氯离子、溴离子、碘离子等）在阳极上按照非金属性从弱到强的顺序放电。
复杂体系中多步反应分析
要点一
氧化还原反应与沉淀反应共存
在一个复杂体系中，可能同时存在氧化还原反应和沉淀反 应。例如，向含有亚铁离子的溶液中加入氯气和氢氧化钠 溶液，亚铁离子被氯气氧化为铁离子，同时铁离子与氢氧 根离子结合生成氢氧化铁沉淀。
特点
反应过程中有电子的得失或偏移，导致元素化合价发生变化 。
氧化剂与还原剂概念辨析
氧化剂
在氧化还原反应中，得到电子（或电子对偏向）的物质，具有氧化性。
还原剂
氧化反应和还原反应的关系
氧化反应和还原反应的关系氧化反应和还原反应是化学中非常重要的概念，它们涉及原子、分子或离子的电荷转移和化学键的形成或断裂。
这两种反应是紧密相关的，通常以氧化还原反应（简称为氧化还原反应或简称为氧化反应和还原反应）的形式出现，其中一个物质被氧化（失去电子），而另一个物质被还原（获得电子）。
这两种反应的关系可以通过以下几个方面来理解：1. 电子转移：氧化反应和还原反应涉及电子的转移。
在氧化反应中，物质失去电子，因此它被氧化。
而在还原反应中，物质获得电子，因此它被还原。
2. 氧化剂与还原剂：氧化反应和还原反应总是成对出现。
其中，接受电子的物质被称为氧化剂，因为它促使其他物质氧化。
而提供电子的物质被称为还原剂，因为它促使其他物质还原。
3. 氧化态和还原态：在氧化还原反应中，物质的氧化态和还原态发生变化。
氧化态是指一个原子或离子所带电子的数量，它反映了该物质的电子分布。
在氧化反应中，氧化剂使物质的氧化态增加，而在还原反应中，还原剂使物质的氧化态减少。
4. 化学键的形成与断裂：氧化还原反应通常涉及化学键的形成和断裂。
在氧化反应中，一些化学键可能被断裂，从而导致原子或离子的电子流动。
在还原反应中，新的化学键可能会形成，以便原子或离子可以获得电子。
5. 氧的作用：尽管氧化还原反应的名称中包含"氧化"和"还原"，但氧并不总是必需的。
在某些情况下，氧可以是氧化剂，接受其他物质的电子；而在其他情况下，它可以是还原剂，提供电子。
总之，氧化反应和还原反应是化学中基本的电荷转移过程，它们相互联系、相互依存，在自然界和实验室中广泛存在，对于物质的性质和反应过程有着重要影响。