高考化学二轮专题复习讲义《 氧化还原反应和离子反应》.docx

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高考化学二轮专题复习讲义《氧化还原反应和离子反应》

氧化还原反应和离子反应

一、考点解读：

氧化还原反应和离子反应的问题，几乎每年的高考都会有所涉及，电解质是学习离子反应的前提和基础。

所以二轮复习针对这三部分内容我们要特别的强化和巩固。

内容纲目

具体内容

复习要求

高考考查角度

1氧

化

还

原

反

应

1．氧化还原反应基本概念

（1）了解氧化还原反应的本质是电子的转移。

了解常见的氧化还原反应。

（2）能判断反应中的氧化剂、氧化产物、还原剂、还原产物；掌握物质氧化性、还原性强弱的比较方法

广泛渗透于对元素化合物性质的考查中，判断氧化剂、还原剂、氧化性、还原性、氧化反应、还原反应，氧化性、还原性强弱比较也是经常考查的内容。

利用电子得失相等配平方程式。

2．氧化还原反应的有关计算

（4）能判断氧化还原反应中电子转移的方向和数目；

（5）理解质量守恒和电子守恒，能进行氧化还原反应的有关计算

电子得失相等是进行氧化还原计算的核心守恒关系，围绕氧化还原的计算一般都是直接或间接考查这一守恒关系。

㈡电

解

质

1．强电解质和弱电解质的电离

（1）了解电解质在水溶液中的电离，掌握电解质的电离方程式的书写。

（3）了解弱电解质在水溶液中的电离。

通过电解质的电离为离子共存和离子方程式的正误判断做铺垫。

2．电解质和非电解质的判断

能够对常见电解质与非电解质进行区分。

电解质溶液导电性的比较。

判断电解质、非电解质。

㈢离

子

反

应

3．离子共存

（7）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。

通过离子是否共存考查学生对离子反应发生的条件的掌握，涉及溶液中发生的各类反应，往往需要借助题干中的限制条件（定性、定量）综合考虑。

4．离子方程式的书写和正误判断

（6）能正确书写化学方程式和离子方程式，并能进行有关计算。

以各类典型反应为载体，考查学生对离子方程式的书写规则的理解，经常以判断正误和直接书写两种形式出现。

二、重点难点易错点分析

氧化还原

考点一物质的氧化性强弱、还原性强弱的比较。

氧化性→得电子性，得到电子越容易→氧化性越强

还原性→失电子性，失去电子越容易→还原性越强

由此，金属原子因其最外层电子数较少，通常都容易失去电子，表现出还原性，所以，一般来说，金属性也就是还原性；非金属原子因其最外层电子数较多，通常都容易得到电子，表现出氧化性，所以，一般来说，非金属性也就是氧化性。

1.根据金属活动性顺序来判断:

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。

2.根据非金属活动性顺序来判断:

一般来说，越活泼的非金属，得到电子还原成非金属阴离子越容易，其阴离子失电子氧化成单质越难，还原性越弱。

3.根据氧化还原反应发生的规律来判断:

规律：

反应物中氧化剂的氧化性强于生成物中氧化产物的氧化性，反应物中还原剂的还原性强于生成物中还原产物的还原性。

4.根据氧化还原反应发生的条件来判断:

如：

Mn02+4HCl（浓）　MnCl2+C12↑+2H20

2KMn04+16HCl（浓）=2MnCl2+5C12↑+8H2O

后者比前者容易（不需要加热），可判断氧化性KMn04>Mn02

5.根据反应速率的大小来判断:

6.根据被氧化或被还原的程度来判断:

7.根据原电池的正负极来判断：

在原电池中，作负极的金属的还原性一般比作正极金属的还原性强。

8.根据元素在周期表中位置判断：

（1）对同一周期金属而言，从左到右其金属活泼性依次减弱。

如Na、Mg、A1金属性依次减弱，其还原性也依次减弱。

（2）对同主族的金属而言，从上到下其金属活泼性依次增强。

如Li、Na、K、Rb、Cs金属活泼性依次增强，其还原性也依次增强。

（3）对同主族的非金属而言，从上到下其非金属活泼性依次减弱。

如F、Cl、Br、I非金属活泼性依次减弱，其氧化性也依次减弱。

注意：

①物质的氧化性、还原性不是一成不变的。

同一物质在不同的条件下，其氧化能力或还原能力会有所不同。

如：

氧化性：

HNO3（浓）＞HNO3（稀）；Cu与浓H2SO4常温下不反应，加热条件下反应；KMnO4在酸性条件下的氧化性比在中性、碱性条件下强。

②原子的氧化性一般都强于分子的氧化性。

如：

氧化性

等。

[例1]（2007·聊城二模）常温下，在下列溶液中发生如下反应

①16H++10Z-+2XO4-＝2x2++5Z2+8H2O②2A2++B2＝2A3++2B-③2B-+Z2＝B2+2Z-由此判断下列说法错误的是（）

A.反应Z2+2A2+＝2A3++2Z-可以进行。

B.Z元素在①③反应中均被还原

C.氧化性由强到弱的顺序是XO4-、Z2、B2、A3+

D.还原性由强到弱的顺序是A2+、B-、Z-、X2+

[解析]根据上述规律4可得：

氧化性顺序：

XO4->Z2>B2>A3+，还原性顺序：

A2+>B->Z->X2+。

[答案]B

考点二氧化还原反应方程式的配平方法

1.配平原则：

电子守恒、原子守恒、电荷守恒

2.配平步骤（以高锰酸钾和浓盐酸反应制氯气为例）：

①标出化合价变化了的元素的化合价。

如：

+7-1+20

KMnO4+HCl==KCl+MnCl2+Cl2↑+H2O

②根据元素存在的实际形式调整发生了氧化还原反应的物质的系数，使之成1︰1的关系。

如：

+7-1+20

KMnO4+2HCl==KCl+MnCl2+Cl2↑+H2O

③调整系数，使化合价升降总数相等。

化合价↓5×②

KMnO4+2HCl==KCl+MnCl2+Cl2↑+H2O

化合价↑2×⑤

④根据化合价升降总数相等确定发生氧化还原反应的物质的化学计量数。

如：

2KMnO4+10HCl==KCl+2MnCl2+5Cl2↑+H2O

⑤利用元素守恒，用观察方法配平没有参加氧化还原反应的其他物质的系数。

如：

2KMnO4+16HCl==2KCl+2MnCl2+5Cl2↑+8H2O

⑥检查方程式两边各原子的个数是否相等，离子方程式还要检查方程式两边的离子所带的电荷数是否相等。

[例2]（2008·江西信丰中学）对于反应KMnO4+HCl→KCl+MnCl2+Cl2+H2O（未配平），若有0.1molKMnO4参加反应，下列说法正确的是（）

A．其转移电子0.5mol              B．生成Cl20.5mol

C．参加反应HCl为16mol            D．Cl2是还原产物

[解析]配平该方程式为：

2KMnO4+16HCl==2KCl+2MnCl2+5Cl2+8H2O，Mn由+7→+2，得到5电子，则0.1molKMnO4参加反应消耗HCl为1.6mol，转移的电子为0.5mol，生成的Cl2为0.25mol，故A正确，B、C不正确；Cl2是氧化产物，故D不正确。

[答案]A

考点三电子转移守恒应用

电子转移守恒法是依据氧化剂与还原剂得失电子数目相等这一原则进行计算的。

电子转移守恒法是氧化还原反应计算的最基本的方法。

[例3]（2007·广州·学业水平测试）在一定条件下，分别以高锰酸钾、氯酸钾、过氧化氢为原料制取氧气，当制得同温、同压下相同体积的氧气时，三个反应中转移的电子数之比为（）

A．l∶1∶1B．2∶2∶1C．2∶3∶1D．4∶3∶2

[解析]用高锰酸钾、氯酸钾制氧气，反应过程中O由-2价转化为0价，而用过氧化氢制氧气，O则由-1价转化为0价。

现要制得相同的O2，所以用过氧化氢制氧气的反应中转移的电子数只有用高锰酸钾、氯酸钾制取的反应中转移的电子数的一半。

[答案]B

离子反应

考点一、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。

考点二、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H2S=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。

考点三、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↓+H2O

Ca（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=5Al（OH）3↓+Al3+

考点四、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。

三、典型示例

例1．下列反应中，属于非氧化还原反应的是（）

A．3CuS＋8HNO3=3Cu（NO3）2＋2NO↑＋4H2O＋3S↓

B．3Cl2＋6KOH=5KCl＋KClO3＋3H2O

C．3H2O2＋2KCrO2＋2KOH=2K2CrO4＋4H2O

D．3CCl4＋K2Cr2O7=2CrO2Cl2＋3COCl2＋2KCl

解析:

判断一个反应是否氧化还原反应的关键是看反应前后各元素有无化合价的变化。

A中Cu

→

H

O3→

O

B中

2→K

＋K

O3

C中H2O2→KCr

4＋H2

，K

O2→K2

O4

都有化合价的变化，所以均为氧化还原反应。

而D中没有化合价的变化，故属于非氧化还原反应。

答案：

D

例2．氧化还原反应与四种基本类型反应的关系如下图所示，则下列化学反应属于阴影部分的是（）

A．Cl2＋2KBr=Br2＋2KCl

B．2NaHCO3

Na2CO3＋H2O＋CO2↑

C．4Fe（OH）2＋O2＋2H2O=4Fe（OH）3

D．2Na2O2＋2CO2=2Na2CO3＋O2

解析：

阴影部分代表既不属于复分解反应、化合反应、分解反应、置换反应的氧化还原反应。

A项中的反应为置换反应；B项中的反应属于分解反应；C项中的反应属于化合反应；D项中的反应属于氧化还原反应，但不属于四种基本类型。

答案：

D

例3用双线桥标出反应：

H2S＋H2SO4（浓）

S↓＋SO2↓＋2H2O的化合价变化和电子转移情况。

解析：

根据归中律知，S元素化合价的变化情况是：

从－2价上升到0价，从＋6价降到＋4价。

因此有：

经常出现的错误是：

认为S元素化合价的变化情况是从－2价上升到＋4价，从＋6价降到0价。

虽然化合价升降相等（得失电子守恒），但却违背了归中律。

又如KClO3＋6HCl

KCl＋3Cl2↑＋3H2O的反应，其双线桥的标法是：

而不是：

3．C解析：

本题所给的反应为氯元素参与的氧化还原反应，如果不明了元素的变化趋势，误将KCl当作还原产物，认为KClO3→KCl；Cl2是氧化产物，认为6HCl→3Cl2，则会选A项。

用数轴法分析如图：

，可知该反应中发生的变化情况为：

HCl→Cl2、KClO3→Cl2，其氧化产物和还原产物均为Cl2，由电子得失守恒可知，被氧化的氯原子与被还原的氯原子个数之比为5︰1。

⑷比较物质的氧化性、还原性的强弱。

例4根据表中信息，判断下列叙述中正确的是（）

序号

氧化剂

还原剂

其他反应物

氧化产物

还原产物

①

Cl2

FeBr2

————

Cl－

②

KMnO4

H2O2

H2SO4

O2

Mn2＋

③

KClO3

浓盐酸

————

C12

A．表中①组反应可能有一种或两种元素被氧化

B．氧化性强弱比较：

KClO3＞Fe3＋＞Cl2＞Br2

C．表中②组反应的离子方程式是2MnO4－＋3H2O2＋6H＋

2Mn2＋＋4O2↑＋6H2O

D．表中③组反应的还原产物是KCl，电子转移数目是6e－

解析：

Cl2与FeBr2反应，Cl2少量时只氧化Fe2＋，Cl2足量时可氧化Fe2＋和Br－，A正确；氧化性KClO3＞Cl2＞Br2＞Fe3＋，B错；C中反应不符合得失电子守恒；③组反应KClO3＋6HCl（浓）

KCl＋3Cl2↑＋3H2O的还原产物是Cl2，电子转移数目为5e－。

答案：

A

例5下列物质的水溶液能导电，但属于非电解质的是（）

A．HClOB．Cl2C．NaHCO3D．CO2

解析：

CO2的水溶液能导电是由于能CO2与H2O反应生成的H2CO3可电离出阴、阳离子而导电，而不是CO2本身导电。

答案：

D

例6下列离子方程式中正确的是（）

A．稀硫酸滴在铜片上：

Cu＋2H＋

Cu2＋＋H2↑

B．硫酸与氢氧化钡溶液:

H＋＋OH－

H2O

C．盐酸滴在石灰石上：

CaCO3＋2H＋

Ca2＋＋CO2↑＋H2O

D．氧化铜与硫酸混合：

Cu2＋＋SO42－

CuSO4

解析：

离子方程式书写错误的原因多种多样，如A项中所写离子反应不符合客观事实，铜和稀硫酸不能反应，不可臆造反应和产物；B项中漏掉了部分离子反应，H2SO4和Ba（OH）2溶液的反应，既要写H＋与OH－的反应，又要写Ba2＋和SO42－的反应，正确的写法应为：

2H＋＋SO42－＋Ba2＋＋2OH－

BaSO4↓＋H2O；另外易出错的地方就是物质能否拆写成离子形式，常常是该拆的不拆，不该拆的拆了，如D项中CuO作为氧化物在水中难电离，所以不能写成离子形式；C选项正确。

答案：

C

四、综合训练

1.在溶液中能大量共存的一组离子或分子是

（）w.w.w.k.s.5.u.c.o.m

A.NH4+、H+、NO3—、HCO3—B.K+、Al3+、SO42—、NH3·H2O

C.Na+、K+、SO32—、Cl2D.Na+、CH3COO—、CO32—、OH—

2.下列各组离子，在溶液中能大量共存、加入NaOH溶液后加热既有气体放出又有沉淀生成的一组是（）

A.Ba2+、NH4+、NO3—、Cl—B.Ca2+、HCO3—、NH4+、AlO2—

C.Ba2+、K+、HSO3—、Cl—D.Mg2+、NH4+、SO42—、K+

3.下列离子方程式与所述事实相符且正确的是（）

A.漂白粉溶液在空气中失效：

ClO—+CO2+H2O=HClO+HCO3—

B.用浓盐酸与MnO2反应制取少量氯气：

MnO2+4H++2Cl—

2H2O+Cl2↑+Mn2+

C.向NaAlO2溶液中通入少量CO2制Al（OH）3：

AlO2—+CO2+2H2O=Al（OH）3↓+HCO3—

D.在强碱溶液中次氯酸钠与Fe（OH）3反应生成Na2FeO4：

3ClO—+2Fe（OH）3=2FeO42—+3Cl—+H2O+4H+

4.已知：

2KMnO4+16HCl=2MnCl2+Cl2↑+2KCl+8H2O

K2Cr2O7+14HCl=2CrCl3+3Cl2↑+2KCl+7H2O

MnO2+4HCl

2H2O+Cl2↑+MnCl2

其中，KMnO4和一般浓度盐酸即可反应，K2Cr2O7需和较浓的盐酸（＞6mol·L—1）反应，MnO2需和浓盐酸反应。

根据以上信息，下列结论中不正确的是（）

A.上述反应既属于氧化还原反应，又属于离子反应

B.生成1molCl2转移电子数均为2NA（为阿伏伽德罗常数）

C.氧化性：

KMnO4＞K2Cr2O7＞Cl2＞MnO2

D.盐酸浓度越大，Cl—还原性越强

5.

①

②

③

将铁钉放入硫酸铜溶液中

向硫酸亚铁溶液中滴入几滴浓硝酸

将铁钉放入氯化铁溶液中

根据表中三个实验，下列判断正确的是（）

A．实验①和③中铁钉只作还原剂

B．上述实验证明氧化性：

Fe3+＞Fe2+＞Cu2+

C．实验②中Fe2+既显氧化性又显还原性

D．实验③中反应的离子方程式为Fe+Fe3+=Fe2+

6.往FeCl3和BaCl2的混合溶液中通入SO2，溶液颜色由棕黄色变成浅绿色，同时产生白色沉淀。

下列有关说法中不正确的是（）

A．白色沉淀为BaSO4B．反应后溶液的pH减小

C．此实验表明SO2有漂白性D．此实验中Fe3+表现出氧化性

7.

现有A、B、C、D、E五种强电解质，它们在水中可电离出下列离子（各种离子不重复）

阳离子

Na＋、H＋、Al3+、Ba2+、Ag+、

阴离子

OH—、Cl—、SO42—、NO3—、CO32—

已知：

①A、B两溶液呈碱性；C、D、E溶液呈酸性。

②A溶液与E溶液反应既有气体生成，又有沉淀生成；A溶液与C溶液反应只生成气体（沉淀包括微溶物，下同）。

③D溶液与另外四种溶液反应都能生成沉淀；C只能与D反应产生沉淀。

试回答下列为题：

（1）写出化学式：

A；B；C。

（2）E溶液呈酸性的原因是（用离子方程式表示）：

。

（3）将C溶液逐滴加入等体积、等物质的量浓度的A溶液中，反应后溶液中各离子浓度由大到小的顺序为。

（4）在100mL0.1mol·L—1E溶液中，逐滴加入35mL2mol·L—1NaOH溶液，最终得到沉淀物质的量为。

8氧化还原反应实际包括氧化和还原两个过程。

下面是一个还原过程的反应式：

NO3—+4H++3e—=NO↑+2H2O。

KMnO4、Na2CO3、Cu2O、Fe2（SO4）3四种物质中的一种物质（甲）能使上述还原过程发生。

（1）写出该氧化还原反应的化学方程式。

（2）反应中硝酸体现了、。

（3）反应中若产生标准状况下11.2L气体，则转移电子的物质的量为mol。

（4）现称取含有杂质的甲样品（杂质与酸不反应）5.4g，恰好和100mL1.4moL·L—1的硝酸溶液完全反应，则该样品的纯度为。

（5）若有1mol甲与某浓度的硝酸反应时，被还原硝酸的物质的量增加，原因是。

9.某强碱溶液中可能含有K+、NH4+、Al3+、AlO2—、SO42—、SiO32—、CO32—、Cl—中的某几种离子，现进行如下实验：

a.取少量的溶液用