第一節(jié)  氧化還原反應(yīng)

一、氧化還原反應(yīng)的本質(zhì)

㈠實(shí)質(zhì)：電子的轉(zhuǎn)移（得失或偏移）。

㈡特征：反應(yīng)前后元素的化合價(jià)發(fā)生了變化。 二、氧化還原反應(yīng)與四種基本反應(yīng)類型的關(guān)系 三、氧化還原反應(yīng)的表示方法

a.用兩條線由反應(yīng)物指向生成物，且對(duì)準(zhǔn)同種元素。 ㈠雙線橋法 b.要標(biāo)明“得”、“失”電子，且得失電子數(shù)相等。            c.箭頭不代表電子轉(zhuǎn)移的方向。

a.用一條線表示不同元素原子得失電子的情況。

㈡單線橋法 b.由失電子的元素指向得電子的元素，并標(biāo)明電子轉(zhuǎn)移的總數(shù)。            c.箭頭表示電子轉(zhuǎn)移的方向

Fe2O3+3CO高溫  2Fe+3CO2            3Cu+8HNO3==3Cu（NO3）22O

四、有關(guān)氧化還原反應(yīng)的總結(jié)

㈠從化合價(jià)升降角度認(rèn)識(shí)氧化還原反應(yīng) ㈡從電子轉(zhuǎn)移角度理解氧化還原反應(yīng)

1、在離子化合物的形成過程中，金屬元素原子失去電子使化合價(jià)升高，發(fā)生氧化反應(yīng)；非金屬元素原子得到電子使化合價(jià)降低，發(fā)生還原反應(yīng)。

2、在共價(jià)化合物的形式過程中，公用電子對(duì)偏向哪一方，該元素的化合價(jià)降低，發(fā)生還原反應(yīng)，共用電子對(duì)偏離哪一方，該元素化合價(jià)升高，發(fā)生氧化反應(yīng)。

3、元素化合價(jià)的升降既與氧化還原反應(yīng)有著密切的關(guān)系，又與元素原子之間的電子轉(zhuǎn)移有著密切的關(guān)系。 五、氧化還原反應(yīng)的基本規(guī)律

㈠守恒律：化合價(jià)升高總數(shù)與降低總數(shù)相等，失電子總數(shù)與得電子總數(shù)相等，反應(yīng)前后電離總數(shù)相等（離子反應(yīng)）

㈡價(jià)態(tài)律：元素處于最好價(jià)態(tài)，只有氧化性；元素處于最低價(jià)態(tài)，只有還原性。

㈢強(qiáng)弱律：強(qiáng)氧化性的氧化劑跟強(qiáng)還原性的還原劑反應(yīng)，生成弱還原性的還原產(chǎn)物和弱氧化性的氧化產(chǎn)物。 ㈣轉(zhuǎn)化律：以元素相鄰價(jià)態(tài)之間的轉(zhuǎn)化最容易；同種元素不同價(jià)態(tài)之間發(fā)生反應(yīng)，元素的化合價(jià)只靠近不交叉(有可能生成同一價(jià)態(tài)的物質(zhì))；同種元素相鄰價(jià)態(tài)之間不發(fā)生氧化還原反應(yīng)。

㈤難易律：越易失電子的物質(zhì)，失去后就越難得電子；越易得電子的物質(zhì)，得到后就越難失去電子。 ㈥跳位律

在特殊情況下，氧化劑遇到強(qiáng)還原劑時(shí)，或還原劑遇到強(qiáng)氧化劑時(shí)，元素的價(jià)態(tài)變化不是臨位變化而是跳位變化的。 ㈦有效律

㈧分部律：分部反應(yīng)覆蓋了某些氧化還原反應(yīng)的本質(zhì)

當(dāng)一個(gè)氧化劑（還原劑）遇到還原劑（氧化劑）時(shí)，自身氧化還原能力較強(qiáng)的優(yōu)先。 六、氧化還原反應(yīng)的類型

㈠還原劑+氧化劑===氧化產(chǎn)物+還原產(chǎn)物 ㈡部分氧化還原反應(yīng) ㈢自身氧化還原反應(yīng)

七、常見的氧化劑和還原劑

㈠具有最高價(jià)元素的物質(zhì)，在氧化還原反應(yīng)中只能得到電子，一般是較強(qiáng)的氧化劑，具有較強(qiáng)的氧化性。

a.高價(jià)或較高價(jià)含氧化合物：MnO2 KClO3  KMnO4  K2Cr2O7  HNO3  H2SO4（濃）

常見的氧化劑  b.高價(jià)金屬陽(yáng)離子：Cu2+   Fe3+   Ag+    Pb4+              c.非金屬單質(zhì)：Cl2   Br2    I2    O2    S               d.過氧化物：Na2O2    H2O2

a.活潑或較活潑的金屬：K   Ca   Na  Mg   Al   Zn   Fe

b.低價(jià)金屬陽(yáng)離子：Fe2+  Cu+

常見的還原劑 c.非金屬離子及低價(jià)態(tài)化合物：S2-   H2S   I-   SO2  H2SO3   Na2SO3               d.較低價(jià)的化合物：CO    NH3    H2

e．少數(shù)金屬化合物：NaH   CaH2   CaC2

八、氧化性、還原性的強(qiáng)弱判斷方法 ㈠由氧化還原反應(yīng)方向比較

還原劑A+氧化劑氧化產(chǎn)物a+還原產(chǎn)物b，則：氧化性B＞a，還原性A＞b。 如：由2 Fe2++ Br2===2 Fe3++2Br-可知：氧化性Br2＞Fe3+，還原性Fe2+＞Br- ㈡根據(jù)物質(zhì)活動(dòng)性順序比較判斷： 1、金屬活動(dòng)性順序（常見元素）

K   Ca   Na?Fe?Cu     Hg   Ag      原子還原性逐漸減弱，對(duì)應(yīng)陽(yáng)離子氧化性逐漸增強(qiáng)2、非金屬活動(dòng)性順序（常見元素）           F     Cl    Br    I     S

原子（或單質(zhì)）氧化性逐漸減弱，對(duì)應(yīng)陰離子還原性逐漸增強(qiáng) 3、由反應(yīng)條件的難易比較

a. 不同氧化劑與同一還原劑反應(yīng)，反應(yīng)條件約易，氧化性越強(qiáng)。

如：F2和H2混合在暗處就能劇烈化合而爆炸，而I2與H2需在不斷加熱的情況下才能緩慢化合，因而F2的氧化性比I2強(qiáng)。

b. 不同還原劑與同一氧化劑反應(yīng)，反應(yīng)條件越易，還原性越強(qiáng)。

如有兩種金屬M(fèi)和N均能與水反應(yīng)，M在常溫下能與水反應(yīng)產(chǎn)生氫氣，而N需在高溫下才能與水蒸氣反應(yīng)，由此判斷M的還原性比N強(qiáng)。

4、 條件相同，與同一物質(zhì)反應(yīng)，能使這一物質(zhì)化合價(jià)變化大的 ，氧化（還原）性強(qiáng)。

如：2 Fe+3 Cl2=== 2 Fe Cl3      Fe+S=== FeS   可以判斷氧化性：Cl2＞S

5、對(duì)于同種元素：化合價(jià)高的氧化能力強(qiáng)，化合價(jià)低的還原能力強(qiáng)

如：氧化性：H2SO4（濃）＞SO2＞S       還原性：H2S＞S＞SO2 九、氧化還原反應(yīng)方程式的配平技巧 ㈠逆向配平法

K2Cr2O7 + HCl（濃）=== KCl+ CrCl3+ Cl+ H2O ㈡設(shè)“1”配平法

P4O+ Cl2=== POCl3+ P2Cl6 ㈢零價(jià)配平法

Fe3+ HNO3== Fe（NO3）3+ NO+ CO+ H2O ㈣整體標(biāo)價(jià)法

S+ Ca(OH)2==  CaSx+  CaS2O3+  H2O ㈤缺項(xiàng)配平法

MnO4+Cl+      ==Mn+Cl2+H2O ㈥有機(jī)氧化還原反應(yīng)方程式的配平

KMnO4+ H2SO4+ H2C2O4== CO+ MnSO4+ K2SO4+ H2O

--2+

第二節(jié)   離子反應(yīng)

一、電解質(zhì)和非電解質(zhì)

1、 電解質(zhì)：水溶液或融化狀態(tài)、能導(dǎo)電、化合物 2、 非電解質(zhì)：水溶液和融化狀態(tài)、不能導(dǎo)電、化合物

3、 電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力：離子濃度越大，離子的電荷數(shù)越多，導(dǎo)電能力越強(qiáng)。 注：⑴單質(zhì)與混合物不屬于電解質(zhì)，也不屬于非電解質(zhì)。

⑵金屬氧化物是電解質(zhì)。

⑶能導(dǎo)電的物質(zhì)不一定是電解質(zhì)，如石墨等；電解質(zhì)本身不一定能導(dǎo)電，如食鹽晶體。

⑷有些化合物的水溶液能導(dǎo)電，但因?yàn)檫@些化合物在水中或融化狀態(tài)下本身不能電離，也不是電解質(zhì)。如SO2、SO3、NH3、CO2等，它們的水溶液都能導(dǎo)電，是因?yàn)楦磻?yīng)生成了電解質(zhì)，它們本身都不是電解質(zhì)。

⑸有些電解質(zhì)不溶于水。如：硫酸鋇、碳酸鈣都是電解質(zhì)。 二、電解質(zhì)的電離

㈠電離：酸、堿、鹽等在溶解與水或受熱融化時(shí)，理解成能夠自由移動(dòng)的離子的過程。 ※ 注意：1、電離的條件：溶解于水或受熱融化。           2、電離不需要通電。           3、電離一般是吸熱過程。 ㈡強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)

2、電解質(zhì)的強(qiáng)弱與溶解性無關(guān)，BaSO4等一些難溶電解質(zhì)，在水中的溶解度極小、但溶解的部分全部電離成

離子，只是離子濃度太小、它不僅是電解質(zhì)、而且是強(qiáng)電解質(zhì)。

3、電解質(zhì)的強(qiáng)弱與溶液的導(dǎo)電性沒有必然聯(lián)系，其導(dǎo)電能力強(qiáng)弱由溶液中自由離子的濃度決定，也與離子

所帶電荷多少有關(guān)。 ㈢電離方程式

1、 離子反應(yīng)是在溶液中或融化狀態(tài)時(shí)進(jìn)行的反應(yīng)，凡非溶液中進(jìn)行的反應(yīng)，一般不能寫成離子方程式。

如：NH4Cl固體和Ca（OH）2固體混合加熱，只能寫成化學(xué)方程式

2、 單質(zhì)、氧化物、氣體、水在離子方程式中一律寫化學(xué)式；弱酸、弱堿等難電離的物質(zhì)必須寫化學(xué)式；難

溶于水的物質(zhì)等必須寫化學(xué)式。

3、 ①弱酸的酸式鹽：第一步完全電離，其余部分電離，如：NaHCO3== Na++ HCO3-

②強(qiáng)酸的酸式鹽在溶液中一步完全電離，如：NaHSO4== Na++H++SO42-，但在熔融狀態(tài)下，只電離出離子和酸根離子，NaHSO4（熔融）== Na++ HSO42-

③ 元弱酸的酸式酸根離子在離子方程式中不能拆開寫，如NaHSO3溶液和稀硫酸反應(yīng)： HSO3-+H+===SO+H2O

4Na2O融化++O2- 5、微溶物的處理有三種情況：

⑴在生成物中有微溶物析出時(shí)，微溶物用化學(xué)式表示 ⑵當(dāng)反應(yīng)物里有微溶物處于濁液狀態(tài)（稀溶液）、應(yīng)寫成離子的形式，如CO2氣體通入澄清石灰水中 ⑶當(dāng)反應(yīng)物里有微溶物處于濁液或固態(tài)時(shí)，應(yīng)寫成化學(xué)式，如石灰乳中加入Na2CO3

6、操作順序或反應(yīng)物相對(duì)量不同時(shí)離子方程式不同，例如少量燒堿滴入Ca（HCO3）2溶液（此時(shí)Ca（HCO3）2過量）有：

Ca2++ HCO3-+OH-===CaCO3

2O

少量Ca（HCO3）2NaOH過量）有： Ca2++2HCO3-+2OH-=== CaCO3   +CO32-+2 H2O 7、離子方程式中濃硫酸的處理   濃硫酸跟固體反應(yīng)，一律不寫成離子方程式，只用化學(xué)方程式但若是濃硫酸與某溶液反應(yīng)，則一律寫為“2H+

2-SO4”形式

8、氨在離子方程式中的書寫形式

⑴有關(guān)氨氣跟某溶液反應(yīng)的寫成“NH3”或 “NH3·H2O” ⑵有關(guān)氨氣跟某物質(zhì)反應(yīng)的寫成“NH3·H2O” ⑶在冷的稀溶液中生成氨氣的寫成“NH3·H2O” ⑷在熱的溶液或冷的濃溶液中生成氨氣的寫成：“NH” 常見的離子在溶液中不能大量共存的情況主要有以下幾種： 1、 離子之間相互反應(yīng)有沉淀析出 2、 離子之間相互反應(yīng)有氣體逸出 3、 離子之間相互反應(yīng)生成弱電解質(zhì) 4、 離子之間因相互促進(jìn)水解 5、 離子之間因發(fā)生氧化還原反應(yīng) 6、 離子之間因發(fā)生反應(yīng)生成絡(luò)離子 7、 因題目的附加條件而不能大量共存

2+2+-⑴ 無色溶液中Cu、Fe、MnO4等有色離子不能大量共存。

⑵ 看是否符合題設(shè)條件及要求，如“過量”“少量”“等物質(zhì)的量”“適量”“任意量”。 ⑶ 滴加順序

+-12

⑷ 注意溶液隱含的酸堿性，如PH=1；水電離的H濃度為1×10，則隱含著溶液具有很強(qiáng)酸性或強(qiáng)堿性。 ⑸ 注意溶液中隱含的氧化性離子與還原性離子不能共存。

--2+2-如：在PH=1的溶液中含有大量NO3，由于酸性溶液中NO3有強(qiáng)氧化性，則不能再有Fe、S等還原性離子。

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