离子反应电解质与非电解质氧化还原反应.docx

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离子反应电解质与非电解质氧化还原反应

离子反应、电解质与非电解质、氧化还原反应

一、离子反应

1、电离（ionization）

电离：

电解质溶于水或受热熔化时解离成自由离子的过程。

酸、碱、盐的水溶液可以导电，说明他们可以电离出自由移动的离子。

不仅如此，酸、碱、盐等在熔融状态下也能电离而导电，于是我们依据这个性质把能够在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物统称为电解质。

2、电离方程式

H2SO4=2H++SO42-硫酸在水中电离生成了两个氢离子和一个硫酸根离子；

HCl=H++Cl-盐酸，电离出一个氢离子和一个氯离子；

HNO3=H++NO3-硝酸则电离出一个氢离子和一个硝酸根离子。

电离时生成的阳离子全部都是氢离子的化合物我们就称之为酸。

从电离的角度，我们可以对酸的本质有一个新的认识。

那碱还有盐又应怎么来定义呢？

电离时生成的阴离子全部都是氢氧根离子的化合物叫做碱。

电离时生成的金属阳离子（或NH4+）和酸根阴离子的化合物叫做盐。

书写下列物质的电离方程式：

KCl、Na2SO4、AgNO3、BaCl2、NaHSO4、NaHCO3

KCl==K＋+Cl-Na2SO4==2Na＋+SO42-

AgNO3==Ag＋+NO3-BaCl2==Ba2＋+2Cl-

NaHSO4==Na＋+H＋+SO42-NaHCO3==Na＋+HCO3-

这里大家要特别注意，碳酸是一种弱酸，弱酸的酸式盐如碳酸氢钠在水溶液中主要是电离出钠离子还有碳酸氢根离子；而硫酸是强酸，其酸式盐就在水中则完全电离出钠离子，氢离子还有硫酸根离子。

HSO4-==H＋+SO42-

［小结］注意：

HCO3-、OH-、SO42-等原子团不能拆开

HSO4-在水溶液中拆开写，在熔融状态下不拆开写。

3、离子方程式的书写

第一步：

写（基础）

写出正确的化学方程式

例如：

CuSO4+BaCl2=BaSO4↓+CuCl2

第二步：

拆（关键）

把易溶、易电离的物质拆成离子形式（难溶、难电离的以及气体等仍用化学式表示）Cu2＋＋SO42－＋Ba2＋＋2Cl－＝BaSO4↓＋Cu2＋＋2Cl－

第三步：

删（途径）

删去两边不参加反应的离子

Ba2++SO42－=BaSO4↓

第四步：

查（保证）

检查（质量守恒、电荷守恒）

Ba2++SO42－=BaSO4↓

质量守恒：

左——Ba，S，4O右——Ba，S，4O

电荷守恒：

左2+（-2）=0右0

※离子方程式的书写注意事项:

（1）非电解质、弱电解质、难溶于水的物质，气体在反应物、生成物中出现，均写成化学式或分式。

HAc＋OH－=Ac－＋H2O

（2）固体间的反应，即使是电解质，也写成化学式或分子式。

2NH4Cl（固）＋Ca（OH）2（固）=CaCl2＋2H2O＋2NH3↑

（3）氧化物在反应物中、生成物中均写成化学式或分子式。

SO3＋Ba2+＋2OH－=BaSO4↓＋H2O

CuO＋2H+=Cu2+＋H2O

（4）浓H2SO4作为反应物和固体反应时，浓H2SO4写成化学式。

（5）H3PO4中强酸，在写离子方程式时按弱酸处理，写成化学式。

（6）金属、非金属单质，无论在反应物、生成物中均写成化学式。

如：

Zn+2H+=Zn2++H2↑

（7）微溶物作为反应物时，处于澄清溶液中时写成离子形式；处于浊液或固体时写成化学式。

微溶物作为生成物的一律写化学式。

如条件是澄清石灰水，则应拆成离子；若给的是石灰乳或浑浊石灰水则不能拆，写成化学式。

另加：

盐酸、硫酸、硝酸为强酸；醋酸、碳酸为弱酸；氢氧化钠、氢氧化钙是强碱。

酸————在水溶液中电离出的阳离子全部是氢离子的化合物。

所谓强酸、弱酸是相对而言，酸溶于水能发生完全电离的，属于强酸。

如HCl、H2SO4、HNO3、HBr、HI；酸溶于水不能发生完全电离的，属于弱酸。

如碳酸、H2S、HF、磷酸、乙酸（醋酸）等。

碱————在水溶液中电离出的阴离子全部是氢氧根离子的化合物。

所谓强碱、弱碱是相对而言，碱溶于水能发生完全电离的，属于强碱。

如KOH、NaOH、Ba（OH）2；碱溶于水不能发生完全电离的，属于弱碱。

如一水和氨、氢氧化钙（中强碱）、氢氧化铝、氢氧化锌等。

4、离子共存问题

凡是能发生反应的离子之间或在水溶液中水解相互促进的离子之间不能大量共存（注意不是完全不能共存，而是不能大量共存）一般规律是：

（1）凡相互结合生成难溶或微溶性盐的离子（熟记常见的难溶、微溶盐）；

（2）与H+不能大量共存的离子（生成水或弱）酸及酸式弱酸根离子：

氧族有：

OH-、S2-、HS-、SO32-、HSO3-

卤族有：

F-、ClO-

碳族有：

CH3COO-、CO32-、HCO3-、SiO32-

（3）与OH-不能大量共存的离子有：

NH4+和HS-、HSO3-、HCO3-等弱酸的酸式酸根离子以及弱碱的简单阳离子（比如：

Cu2+、Al3+、Fe3+、Fe2+、Mg2+等等）

（4）能相互发生氧化还原反应的离子不能大量共存：

常见还原性较强的离子有：

Fe3+、S2-、I-、SO32-。

氧化性较强的离子有：

Fe3+、ClO-、MnO4-、Cr2O72-、NO3-

二、电解质与非电解质

1、电解质与非电解质

①电解质：

在水溶液里或熔化状态下能够导电的化合物，如酸、碱、盐等。

②非电解质：

在水溶液里和熔融状态下都不导电的化合物，如蔗糖、酒精。

小结：

（1）能够导电的物质不一定全是电解质。

（2）电解质必须在水溶液里或熔化状态下才能有自由移动的离子。

（3）电解质和非电解质都是化合物，单质既不是电解也不是非电解质。

（4）溶于水或熔化状态；注意：

“或”字

（5）溶于水和熔化状态两种条件只需满足其中之一，溶于水不是指和水反应；

（6）化合物，电解质和非电解质，对于不是化合物的物质既不是电解质也不是非电解质。

2、电解质与电解质溶液的区别：

电解质是纯净物，电解质溶液是混合物。

无论电解质还是非电解质的导电都是指本身，而不是说只要在水溶液或者是熔化能导电就是电解质。

注意事项：

①电解质和非电解质是对化合物的分类，单质既不是电解质也不是非电解质。

电解质应是化合物（属于纯净物）。

而Cu则是单质（能导电的物质不一定是电解质，如石墨或金属），K2SO4与NaCl溶液都是混合物。

②电解质应是一定条件下本身电离而导电的化合物。

有些化合物的水溶液能导电，但溶液中离子不是它本身电离出来的，而是与水反应后生成的，因此也不是电解质。

例如CO2能导电是因CO2与H2O反应生成了H2CO3，H2CO3能够电离而非CO2本身电离。

所以CO2不是电解质，是非电解质（如氨气、二氧化硫、三氧化硫）。

H2CO3、H2SO3、NH3·H2O是电解质。

③酸、碱、盐、金属氧化物、水是电解质，蔗糖、酒精为非电解质。

④BaSO4、AgCl难溶于水，导电性差，但由于它们的溶解度太小，测不出（或难测）其水溶液的导电性，但它们溶解的部分是完全电离的，所以他们是电解质.

⑤化合物在水溶液中或受热熔化时本身能否发生电离是区别电解质与非电解质的理论依据，能否导电则是实验依据。

能导电的物质不一定是电解质，如石墨；电解质本身不一定能导电，如NaCl晶体。

⑥电解质包括离子化合物和共价化合物。

离子化合物是水溶液还是熔融状态下均可导电，如盐和强碱。

共价化合物是只有在水溶液中能导电的物质，如HCl。

{补充：

①溶液导电能力强弱与单位体积溶液中离子的多少和离子所带电荷数有关；

②在溶液的体积、浓度以及溶液中阴（或阳）离子所带的电荷数都相同的情况下，导电能力强的溶液里能够自由移动的离子数目一定比导电能力弱的溶液里能够自由移动的离子数目多。

③HCl、NaOH、NaCl在水溶液里的电离程度比CH3COOH、NH3·H2O在水溶液中的电离程度大。

据此可得出结论：

电解质应有强弱之分。

3、强电解质与弱电解质

强电解质：

在水溶液里全部电离成离子的电解质。

弱电解质：

在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质。

强、弱电解质对比

强电解质

弱电解质

物质结构

离子化合物，某些共价化合物

某些共价化合物

电离程度

完全

部分

溶液时微粒

水合离子

分子、水合离子

导电性

强

弱

物质类别实例

大多数盐类、强酸、强碱

弱酸、弱碱、水

强电解质与弱电解质的注意点

①电解质的强弱与其在水溶液中的电离程度有关，与其溶解度的大小无关。

例如：

难溶的BaSO4、CaSO3等和微溶的Ca（OH）2等在水中溶解的部分是完全电离的，故是强电解质。

而易溶于水的CH3COOH、H3PO4等在水中只有部分电离，故归为弱电解质。

②电解质溶液的导电能力的强弱只与自由移动的离子浓度及离子所带的电荷数有关，而与电解质的强弱没有必然的联系。

例如：

一定浓度的弱酸溶液的导电能力也可能比较稀的强酸溶液强。

③强电解质包括：

强酸（如HCl、HNO3、H2SO4）、强碱（如NaOH、KOH、Ba（OH）2）和大多数盐（如NaCl、MgCl2、K2SO4、NH4Cl）及所有的离子化合物和少数的共价化合物。

④弱电解质包括：

弱酸（如CH3COOH）、弱碱（如NH3·H2O）、中强酸（如H3PO4），注意：

水也是弱电解质。

⑤共价化合物在水中才能电离，熔融状态下不电离。

举例：

KHSO4在水中的电离式和熔融状态下电离式是不同的。

}

三、氧化还原反应

氧化反应：

元素化合价升高的反应

还原反应：

元素化合价降低的反应

氧化还原反应：

凡有元素化合价升降的化学反应就是

氧化还原反应的判断依据——有元素化合价变化

失电子总数=化合价升高总数==得电子总数==化合价降低总数。

氧化还原反应的实质——电子的转移（电子的得失或共用电子对的偏移

口诀：

失电子，化合价升高，被氧化（氧化反应），还原剂；

得电子，化合价降低，被还原（还原反应），氧化剂；

氧化剂和还原剂（反应物）

氧化剂：

得电子（或电子对偏向）的物质——氧化性

还原剂：

失电子（或电子对偏离）的物质——还原性

氧化产物：

氧化后的生成物

还原产物：

还原后的生成物。

常见的氧化剂与还原剂

、常见的氧化剂

（1）活泼的非金属单质：

O2、Cl2、Br2

（2）含高价金属阳离子的化合物：

FeCl3

（3）含某些较高化合价元素的化合物：

浓H2SO4、HNO3、KMnO4、MnO2

、常见的还原剂：

（1）活泼或或较活泼的金属：

K、Ca、Na、Al、Mg、Zn（按金属活动性顺序，还原性递减）

（2）含低价金属阳离子的化合物：

Fe2＋

（3）某些非金属单质：

C、H2

（4）含有较低化合价元素的化合物：

HCl、H2S、HI、KI

氧化剂+还原剂==还原产物+氧化产物

⑥氧化还原反应中电子转移的表示方法

（1）双线桥——表示电子得失结果

（2）单线桥——表示电子转移情况

步骤：

重点：

（1）单箭号（在反应物之间）；

（2）箭号起点为被氧化（失电子）元素，终点为被还原（得电子）元素；

（3）只标转移电子总数，不标得与失（氧化剂得电总数等于还原剂失电子总数）

⑦氧化还原反应与四种基本反应类型的关系

⑧氧化剂、还原剂之间反应规律

（1）对于氧化剂来说，同族元素的非金属原子，它们的最外层电子数相同而电子层数不同时，电子层数越多，原子半径越大，就越难得电子。

因此，它们单质的氧化性就越弱。

（2）金属单质的还原性强弱一般与金属活动顺序相一致。

（3）元素处于高价的物质具有氧化性，在一定条件下可与还原剂反应，在生成的新物质中该元素的化合价降低。

（4）元素处于低价的物质具有还原性，在一定条件下可与氧化剂反应，在生成的新物质中该元素的化合价升高。

（5）稀硫酸与活泼金属单质反应时，是氧化剂，起氧化作用的是

，被还原生成H2，浓硫酸是强氧化剂，与还原剂反应时，起氧化作用的是

，被还原后一般生成SO2。

（6）不论浓硝酸还是稀硝酸都是氧化性极强的强氧化剂，几乎能与所有的金属或非金属发生氧化还原反应，反应时，主要是

得到电子被还原成NO2，NO等。

一般来说浓硝酸常被还原为NO2，稀硝酸常被还原为NO。

（7）变价金属元素，一般处于最高价时的氧化性最强，随着化合价降低，其氧化性减弱，还原性增强。

氧化剂与还原剂在一定条件下反应时，一般是生成相对弱的还原剂和相对弱的氧化剂，即在适宜的条件下，可用氧化性强的物质制取氧化性弱的物质，也可用还原性强的物质制取还原性弱的物质。

　⑨判断氧化剂或还原剂强弱的依据

.根据方程式判断

氧化性：

氧化剂>氧化产物还原性：

还原剂>还原产物

．根据反应条件判断

当不同氧化剂作用于同一还原剂时，如氧化产物价态相同，可根据反应条件的难易来进行判断。

如：

4HCl（浓）+MnO2

MnCl2+2H2O+Cl2↑

16HCl（浓）+2KMnO4=2KCl+2MnCl2+8H2O+5Cl2↑

易知氧化性：

KMnO4>MnO2。

.由氧化产物的价态高价来判断

当含变价元素的还原剂在相似的条件下作用于不同的氧化剂时，可由氧化产物相关元素价态的高低来判断氧化剂氧化性的强弱。

如：

2Fe+3Cl2

2FeCl3Fe+S

FeS

可知氧化性：

Cl2>S。

.根据元素周期表判断

（

）同主族元素（从上到下）：

非金属原子（或单质）氧化性逐渐减弱，对应阴离子还原性逐渐增强；

金属原子（或单质）还原性逐渐增强，对应阳离子氧化性逐渐减弱。

（

）同周期元素（从左到右）：

原子或单质还原性逐渐减弱，氧化性逐渐增强；

阳离子的氧化性逐渐增强；

阴离子的还原性逐渐减弱。

、氧化还原方程式的配平

（

）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。

（

）配平步骤：

“一标、二找、三定、四配、五查”，即标好价，找变化，定总数，配系数、再检查。

”

．确定氧化剂、氧化产物、还原剂、还原产物的化合价

．用观察法找出元素化合价的变化值

．用化合价升降总数相等的原则确定化学计量数。

．调整计量数，用观察法确定化合价无变化的物质的计量数，同时将单线改成等号。

．检查核实各元素原子个数在反应前后是否相等。

对于用离子方程式表示的氧化还原方程式还必须核对反应前后离子的总电荷数是否相等。

（

）配平技法

．奇数配偶法：

如S＋C＋KNO3——CO2＋N2＋K2S，反应物KNO3中三种元素原子数均为奇数，而生成物中三种元素的原子数均为偶数，故可将KNO3乘以2，然后观察法配平得1，3，2，3，1，1。

此法适于物质种类少且分子组成简单的氧化还原反应。

．逆向配平法：

即先确定生成物的化学计量数，然后再确定反应物的化学计量数。

例如：

由于S的化合价既升又降，而且升降总数要相等，所以K2S的化学计量数为2，K2SO3的计量数为1，然后再确定S的化学计量数为3。

此类方法适宜于一种元素的化合价既升高又降低的氧化还原反应，即歧化反应。

．零价法：

配平依据是还原剂中各元素化合价升高总数等于氧化剂中各元素化合价降低总数，此法适宜于还原剂中两种元素价态难以确定但均属于升高的氧化还原反应。

例如：

Fe3P＋HNO3——Fe（NO3）3＋NO＋H3PO4＋H2O，因Fe3P中价数不好确定，而把Fe、P皆看成零价。

在相应的生成物中Fe为＋3价，P为＋5价，所以价态升高总数为3×3＋5＝14，而降低的价态为3，最小公倍数为42，故Fe3P的计量数为3，HNO3作氧化剂部分计量数为14，然后用观察法配平得到：

3，41，9，14，3，16。

、1·n法（不用标价态的配平法）

本法往往用于多元素且有氧元素时氧化还原反应方程式的配平，但不能普遍适用。

其法是先把有氧元素的较复杂反应物的计量数设为1，较简单的设为n。

然后，a.丢掉氧，用观察法来调整其它项的计量数。

b.再由a得的系数根据氧原子数相等列出方程求出n值，c.将n值代入有n的各计量数，再调整配平。

例如：

KI＋KIO3＋H2S——I2＋K2SO4＋H2O设KIO3的化学计量数为1，KI的化学计量数为n。

a.nKI＋1KIO3＋

H2S——

I2＋

K2SO4＋

H2O

b.列方程（根据氧原子数相等）

3＝

×4＋

解之n＝

c.代入n值：

KI＋KIO3＋

H2S——

I2＋

K2SO4＋

H2O

将分数调整为整数得1，5，3，3，3，3。

有时也可以把没氧的复杂项定为1，如配平

1Na2Sx＋nNaClO＋（2x－2）NaOH——xNa2SO4＋nNaCl＋

H2O

据氧原子相等列方程：

n＋2x－2＝4x＋x－1解之n＝3x＋1

将n值代入得：

1，（3x＋1），2（x－1），x，（3x＋1），（x－1）

小结：

氧化还原反应的配平重点注意以下几点：

1：

“集合原子”应做到优先配平。

2：

先拆后合的拆项配平法中，需要拆的项是那些在反应中化合价既升高又降低（既作氧化剂又作还原剂）的物质。

3：

整体法配平法中，选择把哪第个化合价升降过程“捆绑”作为一个过程是关键，选择时一定要把在反应中存在固定物质的量之比的升降过程过程进行“捆绑”，不存在固定物质的量之比的升降过程就不能进行“捆绑”。

如S+KNO3+C——K2S+CO2+N2

4：

离子反应配平：

关键在于能否充分利用“电荷守恒”

5：

缺项配平：

注意两点：

★如果是化学后应方程式其缺项一般为：

水、酸、碱。

如果是离子反应方程式其缺项般为：

水、H+、OH-。

★在离子反应方程式配平其缺项时如有两种可能如（H2O、H+）或（H2O、OH-），还应考虑离子共存的问题如：

Cu2++FeS2+囗____——Cu2S+SO42-+Fe2++囗____

可有两种选择：

（14、5、12H2O、7、3、5、24H+）或（14、5、24OH-、7、3、5、12H2O）后一种配平由于OH-与Cu2+不能共存所以不正确。