离子反应及氧化还原反应专题.docx

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离子反应及氧化还原反应专题

高考化学离子反应专题复习

一、离子方程式的正误判断

1.看物质能否被拆成离子。

在溶液中不能被拆成离子的有：

单质，气体；氧化物；难溶物（如：

BaSO4、BaCO3、CaCO3、AgCl、Mg（OH）2、Al（OH）3、Fe（OH）3、Fe（OH）2、Cu（OH）2等）；弱电解质其包括弱酸（如：

CH3COOH、H2CO3、H2SiO3、H2S、H2SO3、H3PO4、HClO、HF等），弱碱（如：

NH3•H2O、Fe（OH）3、Cu（OH）2 等）和其它物质：

（如：

Pb（CH3COO）2、HgCI2、H2O等）；微溶物（如：

CaSO4、AgSO4、Ca（OH）2等）作为反应物若是浑浊的和作为生成物；还有特殊的物质如：

浓硫酸。

2.看离子反应是否符合客观事实，不可主观臆造产物及反应。

例如稀盐酸中加入铁片的离子方程式为：

2Fe + 6H+ ==2Fe3+ +3H2↑（错误）

分析：

稀盐酸的氧化性是由H+引起的，H+的氧化性不是很强只能将Fe氧化为Fe2+而不是Fe3+，因此这个离子方程式不符和客观事实，所以正确的离子方程式为：

Fe + 2H+ ==Fe2+ +H2↑（正确）

3.看“＝＝”“

”“↑”“↓”等运用是否正确。

对于盐的单水解因为水解程度小，要用可逆号“

”而且生成物不能有气体符号“↑”和沉淀符号“↓”；但对于盐的双水解因为离子相互促进使水解趋向于完全，这时要用“==”而且生成物要用相应的气体符号“↑”和沉淀符号“↓”；对于生成胶体的反应，由于离子水解完全要用“＝＝”但生成的胶体没有发生聚沉不能有沉淀符号“↓”。

4.看质量、电荷是否守恒，若是氧化还原反应还要看电子是否守恒。

即离子方程式两边的原子个数和电荷总数均应相等。

氧化还原反应还应看转移的电子个数是否相等。

例如氯化亚铁溶液中通入氯气反应的离子方程式为：

Fe2+ + Cl2＝＝Fe3+ +2Cl—（错误）

分析：

Fe2+确实被Cl2氧化为Fe3+，Cl2自身被还原为Cl—，看反应前后原子个数和种类没变而且相等，质量确实守恒但是反应前后电荷总数不相等及电荷不守恒，所以正确的离子方程式为：

2Fe2+ + Cl2＝＝2Fe3+ +2Cl—（正确）

5.看反应物和产物的配比是否正确。

例如稀硫酸与氢氧化钡溶液反应的离子方程式为：

Ba2++SO42— +H+ +OH—＝＝BaSO4↓+H2O（错误）

分析：

可以看出该离子反应前后原子个数和种类没变而且相等及质量确实守恒，而且该离子反应前后电荷总数相等及电荷也守恒。

但稀硫酸是二元强酸，氢氧化钡是二元强碱，反应前后H+、OH—、H2O的配比错误，它们的系数应该的为2。

所以正确的离子方程式为：

Ba2++SO42— +2H+ +2OH—＝＝BaSO4↓+2H2O（正确）[来源:

学科网ZXXK]

6.看反应物用量的要求。

它包括过量、少量、等物质的量、适量、任意量以及滴加顺序等对离子方程式的影响。

如往NaOH溶液中滴入几滴AlCl3溶液的离子方程式为：

Al3+ +3OH—＝＝Al（OH）3↓（错误）

可以看出该离子反应前后原子个数和种类没变而且相等及质量确实守恒，而且该离子反应前后电荷总数相等及电荷也守恒。

但没有注意到反应物的用量问题，由于AlCl3溶液只有几滴，所以相当于AlCl3溶液的用量为少量，所以应该以AlCl3溶液的用量来写离子方程式及正确的离子方程式为：

Al3+ +4OH—＝＝AlO2—+2H2O（正确）

7.离子方程式中不能改写成离子的物质

1.单质；2.氧化物；3.挥发性物质（即气体）；

4.沉淀：

Mg（OH）2Al（OH）3Fe（OH）2Fe（OH）3Cu（OH）2BaSO4BaSO3BaCO3CaSO3CaCO3MgCO3Ag2CO3FeCO3AgClAgBrAgICaF2FeSCuS等；

5.弱电解质：

（1）水

（2）弱酸：

CH3COOHH2SiO3H3PO4HFHClOH2SH2SO3等；

（3）弱碱：

NH3·H2OAl（OH）3Fe（OH）2Fe（OH）3Cu（OH）2等；

6.微溶物：

CaSO4Ag2SO4Ca（OH）2等；若未溶解（不改写成离子）；若已溶解（改写成离子）。

（2010·江苏高考·T3·2分）下列离子方程式表达正确的是

A．用惰性电极电解熔融氯化钠：

2Cl—+2H2O

Cl2↑+H2↑+2OH—

B．用氢氧化钠溶液出去铝表面的氧化膜：

Al2O3+2OH—=2AlO—2+H2O

C．用稀氢氧化钠吸收二氧化氮：

2OH—+2NO2=NO—3+NO↑+H2O

D．用食醋除去水瓶中的水垢：

CO2—3+2CH3COOH=2CH3COO-+CO2↑+H2O

选B。

A项，电解熔融氯化钠，没有水，A项错；B项，铝表面的氧化膜为氧化铝，氧化铝与氢氧化钠溶液反应，B项正确；C项，反应方程式为：

2NO2+2NaOH=NaNO2+NaNO3+H2O,离子方程式为：

2NO2+2OH-—=NO—3+NO—2+H2O，C项错；D项，水垢的主要成分为碳酸钙和氢氧化镁，碳酸钙不能改写成离子形式。

二、离子不能大量共存的规律

1.离子共存条件：

同一溶液中若离子间符合下列任意一个条件就会发生离子反应，它们之间便不能在溶液中大量共存。

⑴生成难溶物或微溶物：

如：

Ba2+与CO32-，Ag+与Br-，Ca2+与SO42-等不能大量共存。

⑵生成气体或挥发性物质：

如：

NH4+与OH-，H+与CO32-、HCO3-、S2-、HS-、SO32-、HSO3-等不能大量共存。

⑶生成难电离物质：

如：

H+与CH3COO-、CO32-、S2-、SO32-等因生成弱酸不能大量共存；OH-与NH4+因生成的弱碱不能大量共存；H+与OH-生成水不能大量共存。

⑷发生氧化还原反应：

氧化性离子（如Fe3+、NO3-、ClO-、MnO4-（H+）等）与还原性离子（如S2-、I-、Fe2+、SO32-等）不能大量共存。

注意Fe2+与Fe3+可以共存。

（5）弱酸酸式酸根离子不能与H+、OH-大量共存如HCO3-与H+、OH-，H2PO4-与H+、OH-等。

（6）离子之间相互促进水解时不能大量共存

（7）形成配合物：

如Fe3+与SCN-反应生成配合物而不能大量共存。

2.附加隐含条件的应用规律：

⑴溶液无色透明时，则溶液中一定没有有色离子，如Cu2+、Fe3+、Fe2+、MnO4-

⑵强碱性溶液中肯定不存在与OH-反应的离子，如Fe3+、Fe2+、HCO3-、NH4+、Al3+

⑶强酸性溶液中肯定不存在与H+反应的离子,如HCO3-、CO32-、S2-、CH3COO-、AlO2-

注：

（一）常见能生成沉淀的离子：

1.生成碱：

2.生成盐：

Cu2+与OH—→Cu（OH）2蓝色沉淀Ag+与Cl—→AgCl白色

Al3+与OH–→Al（OH）3白色沉淀Ba2+与SO42—→BaSO4白色沉淀

Fe3+与OH—→Fe（OH）3红褐色沉淀Ca2+与CO32—→CaCO3白色沉淀

Fe2+与OH—→Fe（OH）2白色沉淀Ba2+与CO32—→BaCO3白色沉淀

Mg2+与OH—→Mg（OH）2白色沉淀

（二）常见能生成气体的离子有：

H+与CO32—，H+与HCO3—，H+与S2—，H+与SO32—

（三）常见能生成H2O的离子有：

H+与OH—，H+与CO32—，H+与HCO3—，H+与SO32—

（四）常见能生成弱酸、弱碱的离子有：

NH4+与OH—生成NH3·H2O（弱碱），CH3COO—与H+生成醋酸（弱酸）。

（五）审题时应注意题目中隐含条件：

1.无色透明：

不能存在Cu2+或Fe2+或Fe3+或MnO4—

离子

2.酸性溶液、PH＜7（或＝1、2等），说明含有大量的H+

3.碱性溶液、PH＞7（或＝13、14等），说明含有大量的OH—

4.注意题目要求是“大量共存”还是“不能大量共存”。

（六）限制酸性溶液的条件

1.PH=1的溶液。

2.使紫色石蕊溶液呈红色。

3.使甲基橙呈红色。

4.加镁粉放氢气。

5.c（OH-）为10-14mol/l。

隐含有H+。

（七）限制碱性的条件

1.PH=14的溶液。

2.使红色石蕊变蓝。

3.酚酞呈红色。

4.甲基橙呈黄色。

5.c（H+）为10-14。

（八）可酸可碱的条件

1.水电离c（OH-）或者c（H+）浓度。

2.加入铝粉有氢气产生。

3.HCO3-离子不能稳定存在的溶液。

（2010·安徽高考·T9·6分）在pH

1的溶液中，能大量共存的一组离子或分子是

A.Mg2+、Na+、ClO-、NO3-B.Al3+、

、

、C1-

C.K+、Cr2O72-、CH3CHO、

D.Na+、K+、

、C1-

选B。

pH

1说明溶液中含有大量的H+，A项，在酸性条件下，ClO-和H+生成弱酸HClO，C项，Cr2O72-能氧化CH3CHO（具有还原性）生成CH3COOH，D项，H+与

生成硅酸沉淀。

三、离子共存问题题型

题型1：

离子间因发生复分解反应（离子互换反应）而不能大量共存。

例1、（全国高考题）下列各组离子在水溶液中能大量共存的是（）

（A）K+HCO3-CO32-Br-（B）CO32-HCO3-OH-K+

（C）Fe3+Cu2+NO3-SO42-（D）H+Cl-Na+SO42-

题型2：

在酸性（或碱性）溶液中不能大量共存。

例3、（高考试测题）室温时某溶液的pH为1，该溶液中可能大量共存的离子组是（）

A、Zn2+Cl-Ba2NO3-B、Na+NO3-K+CO32-

C、K+SO32-Na+[Al（OH）4]-D、Cu2+NO3Al3+SO42-

题型3：

在强酸或强碱性溶液中均不能大量共存。

例4、（2003年江苏高考题）若溶液中由水电离产生的C（OH-）=1×10-14mol·L-1，满足此条件的溶液中一定可以大量共存的离子组是（）

（A）Al3+Na+NO3-Cl-（B）K+Na+Cl-NO3-

（C）K+Na+Cl-[Al（OH）4]-（D）K+NH4+SO42-NO3-

题型4：

离子间因发生氧化还原反应而不能大量共存。

例5（上海市高考题）下列离子在溶液中因发生氧化还原反应而不能大量共存的是（）

（A）H+、NO3-、Fe2+、Na+（B）Ag+、NO3-、Cl-、K+

（C）K+、Ba2+、OH-、SO42-（D）Cu2+、NH4+、Br-、OH-

点拨：

抓住不能共存的条件——发生氧化还原反应。

强强反应规律及中学常见强氧化剂、强还原剂的识记，是解决氧化还原应用问题（特别是隐

氧化还原反应问题）的关键，例如检验SO42-时不能用硝酸酸化，就是因为HNO3会使SO32-氧化为SO42-，而干扰检验。

题型5：

在无色透明的溶液中离子间能够大量共存。

例7、某无色透明溶液,跟金属铝反应放出H2，试判断下列离子:

Mg2+、Cu2+、Ba2+、H+、Ag+、SO42-、SO32-、HCO3-、OH-、NO3-，何者能存在于此溶液中?

（1）当生成Al3+时,可能存在__________；

（2）当生成[Al（OH）4]-时,可能存在__________。

解题回顾：

一是审题中注意溶液是无色的，二是注意H+、NO3-与Al作用不产生H2。

题型6：

在特殊条件下能够大量共存。

例8、下列各组离子中，在碱性溶液中共存，且加入盐酸过程中会产生气体和沉淀的是（）

（A）Na+NO3-[Al（OH）4]-SO42-（B）Na+NO3-SiO32-K+

（C）K+Cl-[Al（OH）4]-CO32-（D）Na+Cl-HCO3-Ca2+

【规律总结】

离子不能大量共存的情况：

一色、二性、三特殊、四、反应

四、离子反应中的过量问题

离子反应中有一个重要内容，就是“过量”问题，这是近年高考离子反应中的热点问题也是易丢分的地方。

有些离子反应与“量”有着密切的关系，量不同反应就不同。

有关“过量”问题离子方程式的书写时，以不足的物质为“标准”，以哪个物质为标准，该物质的系数就为1，现就从以下几个方面加以简单阐述：

（1）、多元弱酸盐与酸的反应

  例：

a.将碳酸钠溶液滴加到稀盐酸溶液中   b.将稀盐酸溶液滴加到碳酸钠溶液中

解析：

a中其实就是盐酸过量，以碳酸钠为“标准”

 化学方程式为：

Na2CO3＋2HCl=2NaCl＋H2O＋CO2↑

 离子方程式为：

CO32－＋2H+=H2O＋CO2↑

 b中其实就是碳酸钠过量，以盐酸为“标准”

化学方程式为：

HCl＋Na2CO3=NaCl＋NaHCO3

离子方程式为：

H+＋CO32－=HCO3-

（2）、多元酸的酸式盐与碱反应

例1：

a.碳酸氢钠溶液中加入过量的氢氧化钡溶液b.氢氧化钡溶液中加入过量的碳酸氢钠溶液

解析：

a中氢氧化钡过量，以碳酸氢钠为“标准”化学方程式为：

NaHCO3＋Ba（OH）2=BaCO3↓＋NaOH＋H2O，离子方程式为：

HCO3－＋Ba2+＋OH－=BaCO3↓＋H2O

b中碳酸氢钠过量，以氢氧化钡为“标准”

化学方程式为：

Ba（OH）2＋2NaHCO3=BaCO3↓＋Na2CO3＋2H2O

离子方程式为：

2OH－＋Ba2+＋2HCO3－=BaCO3↓＋CO32－＋2H2O

例2：

a.碳酸氢钙溶液中加入过量的氢氧化钠溶液

b.氢氧化钠溶液中加入过量的碳酸氢钙溶液

解析：

a中氢氧化钠过量，以碳酸氢钙为“标准”

化学方程式为：

Ca（HCO3）2＋2NaOH=CaCO3↓＋Na2CO3＋2H2O

离子方程式为：

2HCO3－＋Ca2+＋2OH－=CaCO3↓＋CO32-＋2H2O

b中碳酸氢钙过量，以氢氧化钠为“标准”

化学方程式为：

NaOH＋Ca（HCO3）2=CaCO3↓＋NaHCO3＋H2O

离子方程式为：

OH－＋Ca2+＋HCO3－=CaCO3↓＋H2O

例3：

a.硫酸氢钠溶液中加入过量的氢氧化钡溶液

b.氢氧化钡溶液中加入过量的硫酸氢钠溶液

解析：

a中氢氧化钡过量，以硫酸氢钠为“标准”

化学方程式为：

NaHSO4＋Ba（OH）2=BaSO4↓＋NaOH＋H2O

离子方程式为：

H+＋SO42－＋Ba2+＋OH－=BaSO4↓＋H2O

b中硫酸氢钠过量，以氢氧化钡为“标准”

化学方程式为：

Ba（OH）2＋2NaHSO4=BaSO4↓＋Na2SO4＋2H2O

离子方程式为：

Ba2+＋2OH-＋2H+＋SO42-=BaSO4↓＋2H2O

（3）、Al3+与[Al（OH）4]-的问题

 例1：

a.向氯化铝溶液中滴加氢氧化钠溶液有大量白色沉淀生成，继续滴加沉淀溶解并逐渐消失；b.向氯化铝溶液中加入过量的氢氧化钠溶液

解析：

a中先发生Al3+＋3OH－=Al（OH）3↓继续滴加发生Al（OH）3＋OH－=[Al（OH）4]-＋2H2O；b中氢氧化钠过量，Al3+直接转化为AlO2－Al3+＋4OH-=[Al（OH）4]-＋2H2O

例2：

a.向偏铝酸钠溶液中滴加稀盐酸溶液有大量白色沉淀生成，继续滴加沉淀溶解并逐渐消失；b.向偏铝酸钠溶液中滴加过量稀盐酸溶液

 解析：

a中先发生[Al（OH）4]-＋H+＋H2O=Al（OH）3↓继续滴加发生Al（OH）3＋3H+=Al3+＋3H2O

b中盐酸过量，[Al（OH）4]-直接转化为Al3+[Al（OH）4]-＋4H+=Al3+＋2H2O

 注：

弱碱NH3·H2O、弱酸H2CO3均不能使Al（OH）3溶解

 （4）、酸性氧化物与碱的反应

 例：

a.氢氧化钠溶液中通入少量的二氧化硫气体；

b.氢氧化钠溶液中通入过量的二氧化硫气体

 解析：

a中氢氧化钠过量，以二氧化硫为“标准”SO2＋2OH－=SO32－＋H2O

b中二氧化硫过量，以氢氧化钠为“标准”OH－＋SO2=HSO3－

（5）多种还原剂同时存在的问题

 例：

a.向溴化亚铁溶液中通入少量氯气Cl2＋2Fe2+=2Cl－＋2Fe3+

b.向溴化亚铁溶液中通入过量氯气2Fe2+＋4Br-＋3Cl2=2Fe3+＋2Br2＋6Cl-

注：

根据还原性的强弱判断，还原性强的优先被氧化

高考化学氧化还原反应专题复习

一、氧化还原反应的基本概念

反应规律

强氧化剂＋强还原剂→还原产物＋氧化产物

（弱还原性）（弱氧化性）

在同一反应中：

（1）氧化和还原总是同时发生、同时存在，有氧化必有还原；

（2）氧化性：

氧化剂＞氧化产物

还原性：

还原剂＞还原产物

例1、下列变化中，需要加入氧化剂的是（）

A．SO2→SO3B．HCl→H2C．FeCl2→FeCl3D．Fe2O3→Fe

 二、氧化性和还原性强弱的比较

1.在同一氧化还原反应中，

氧化性：

氧化剂>氧化产物；还原性：

还原剂>还原产物。

  2.氧化性、还原性判断规律

（1）从元素的价态考虑：

同种元素价态越高，氧化性越强（如Fe3+>Fe2+），但例外地，氧化性：

HClO>HClO2>HClO3>HClO4），最高价态只有氧化性；价态越低，还原性越强（如S2->S>SO2），最低价态只有还原性；中间价态兼具氧化性和还原性。

最高价态——只有氧化性，如Fｅ3＋、H2SO4、KMnO4等；

最低价态——只有还原性，如金属单质、Cｌ－、S2＿等；

中间价态——既有氧化性又有还原性，如Fｅ2＋、S、Cｌ2等

（2）根据金属活泼性判断：

KCaNaMgAlZnFeSnPb（H）CuHgAgPtAu 

          还    原    性    渐    弱

          K+Ca2+Na+Mg2+Al3+Zn2+Fe2+Sn2+Pb2+（H+）Cu2+Fe3+Ag+

          氧    化    性    渐    强

金属性越强，单质的还原性越强，其对应离子的氧化性越弱。

Aｇ＋＞Hｇ2＋＞Fｅ3＋＞Cｕ2＋＞H＋＞Fｅ2＋

单质还原性：

按金属活动性顺序表的顺序依次减弱。

（3）根据非金属的活泼性判断：

非金属性越强，单质的氧化性越强，其对应离子的还原性越弱。

单质氧化性：

F2＞Cｌ2＞Bｒ2＞I2＞S

离子还原性：

S2＿＞I－＞Bｒ－＞Cｌ－＞F－

（4）通过化学反应规律判断：

强氧化剂＋强还原剂→还原产物＋氧化产物

（弱还原性）（弱氧化性）

如：

Cl2+H2S→2HCl+S

氧化性：

氧化剂＞氧化产物，Cl2>S；还原性：

还原剂＞还原产物，H2S>HCl

（5）通过与同一物质反应的产物比较：

如：

2Fe+3Cl2→2FeCl3，Fe+S→FeS，可得出氧化性Cl2＞S。

（6）由反应条件的难易比较：

是否加热、有无催化剂及反应温度高低或反应物浓度。

MnO2+4HCl（浓）→MnCl2+Cl2↑+2H2O（浓、加热）

KClO3+6HCl（浓）→KCl+3Cl2↑+3H2O（浓、不加热）

2KMnO4+16HCl（浓）→2KCl+2MnCl2+5Cl2↑+8H2O（不加热）

氧化性：

KMnO4＞KClO3＞MnO2

（7）根据元素周期表比较：

同周期元素的单质（或原子）从左到右还原性渐弱，氧化性渐强（稀有气体元素除外），同主族元素单质（或原子）从上到下还原性渐强，氧化性渐弱。

例如，单质氧化性：

F2>Cl2>Br2>I2>S，还原性：

Na

离子还原性：

F-

Na+>K+>Rb+>Cs+

（8）①据原电池电极：

负极金属比正极金属活泼（还原性强）；

②据电解池中放电顺序，先得电子者氧化性强，先失电子者还原性强。

阳离子得电子顺序（即氧化性强弱顺序）：

参考3中规律。

阴离子失电子顺序（即还原性强弱顺序）：

S2->I->Br->Cl->OH->NO3->SO42->F-

（9）外界条件对氧化性或还原性强弱的影响（同一物质在不同条件下的氧化性或还原性）

（1）、物质的浓度越高，氧化性或还原性越强。

（2）、温度越高，氧化性或还原性越强。

（3）、酸性越强，氧化性越强；碱性越强，还原性越强。

注意：

比较氧化性和还原性强弱的根本依据在于得失电子能力的大小，而绝不能以得失电子数目的多少作为依据。

3.常见的氧化剂和还原剂

（1）常见氧化剂：

①非金属单质：

如Cl2、O2、Br2等。

②含有高价态元素的化合物：

如浓H2SO4、HNO3、KMnO4、MnO2、KClO3、K2Cr2O7等。

③某些金属性较弱的高价态离子：

如Fe3＋、Ag＋、Pb2＋、Cu2＋等。

④过氧化物：

如Na2O2、H2O2等。

（2）常见的还原剂：

①活泼金属单质：

如K、Na、Mg、Al等。

②非金属离子及低价态化合物：

如S2一、H2S、I-、CO、SO2、H2SO3、Na2SO3等。

③低价阳离子：

如Fe2＋等。

④非金属单质及其氢化物：

如H2、C、NH3等。

例3.根据反应：

①I2+SO2+2H2O=H2SO4+2HI ②2FeCl2+Cl2=2FeCl3  

③2FeCl3+2HI=2FeCl2+I2+2HCl可知：

I-、Fe2+、Cl-、SO2的还原性由强到弱的顺序是（  ）

A．I->Fe2+>Cl->SO2      B．Cl->Fe2+>SO2>I- 

C．Fe2+>I->Cl->SO2      D．SO2>I->Fe2+>Cl-

判断一个氧化还原反应能否进行，也应遵循“由强到弱”的规律，即反应式中的物质应符合“氧化性：

氧化剂>氧化产物；还原性：

还原剂>还原产物”。

   例4已知I-、Fe2+、SO2、Cl-和H2O2均有还原性，它们在酸性溶液中还原性的强弱顺序为Cl-

C．H2O2+H2SO4=SO2+O2+2H2O      D．2Fe2++I2=2Fe3++2I-

三、氧化还原反应中电子转移的表示方法

●双线桥法

1、双箭号从反应物指向生成物，箭号起止所指的均为同一种元素。

2、线上标出得失电子的情况及价的升降、被氧化或被还原等内容。

氧化剂为Fe2O3，还原剂为CO，氧化产物为CO2，还原产物为Fe。

氧化剂为HCl，还原剂为Zn，氧化产物为ZnCl2，还原产物为H2。

●单桥线法

1、箭号由还原剂中失电子的元素指向氧化剂中得电子的元素；

2、线上只标出转移电子的总数。

四、氧化还原反应的本质及应用

氧化还原反应的特征是化合价的升降，其本质是电子的转移，且得失电子数目相等，这既是氧化还原反应方程式配平的原则，也是判断氧化产物或还原产物的依据。