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【核心知識梳理】
一、電解質(zhì)及其電離
1．電解質(zhì)和非電解質(zhì)
(1)電解質(zhì)：在水溶液中或熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物，稱作電解質(zhì)。如：氯化鈉、硝酸鉀、氫氧化鈉等
(2)非電解質(zhì)：在水溶液中和熔融狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物，稱作非電解質(zhì)。如：蔗糖、酒精等
2．強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)
(1)強(qiáng)電解質(zhì)：在水溶液中全部電離成離子的電解質(zhì)稱為強(qiáng)電解質(zhì)。強(qiáng)電解質(zhì)溶液中不存在電離平衡
(2)弱電解質(zhì)：在水溶液中只有一部分分子電離成離子的電解質(zhì)稱為弱電解質(zhì)。弱電解質(zhì)溶液中存在電離平衡

【微點撥】
①單質(zhì)和混合物既不是電解質(zhì)也不是非電解質(zhì)，如Cu、NaCl溶液
②電解質(zhì)本身不一定能導(dǎo)電，如固態(tài)KNO3、液態(tài)硫酸、HCl(g)等就不能導(dǎo)電；電解質(zhì)的導(dǎo)電是有條件的(必須發(fā)生電離)，電解質(zhì)必須在水溶液中或熔化狀態(tài)下才能導(dǎo)電，且是本身電離而導(dǎo)電的化合物
③能導(dǎo)電的物質(zhì)并不全部是電解質(zhì)：如：銅、鋁、石墨、NaOH溶液等雖能導(dǎo)電，但它們既不是電解質(zhì)，也不是非電解質(zhì)
④SO2、SO3、CO2、NH3的水溶液能導(dǎo)電，但導(dǎo)電原因是與水作用后的生成物(H2SO3、H2SO4、H2CO3、NH3 ·H2O)電離所致，并非本身電離出自由離子而導(dǎo)電，所以SO2、SO3、CO2、NH3等為非電解質(zhì)，而H2SO3、H2SO4、、H2CO3、NH3 ·H2O則是電解質(zhì)
⑤CaCO3、BaSO4、AgCl等某些難溶鹽在水中的溶解度極小，不能導(dǎo)電，但因這些物質(zhì)在水中可溶的部分能完全電離，所以這些難溶鹽屬于電解質(zhì)且是強(qiáng)電解質(zhì)
⑥金屬氧化物(CuO)等物質(zhì)在水中不溶，但因其在熔融狀態(tài)下能夠?qū)щ姡赃@類金屬氧化物屬于強(qiáng)電解質(zhì)
⑦電解質(zhì)溶于水能導(dǎo)電，但熔融狀態(tài)下不一定能導(dǎo)電，如：氯化氫
3．強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)比較

強(qiáng)電解質(zhì)
弱電解質(zhì)
定義
溶于水后幾乎完全電離的電解質(zhì)
溶于水后只有部分電離的電解質(zhì)
化合物類型
離子化合物及具有強(qiáng)極性鍵的共價化合物
某些具有弱極性鍵的共價化合物
電離程度
幾乎100％完全電離，無電離平衡
只有部分電離，存在電離平衡
微粒的種類
只有電離出的陰陽離子，不存在電解質(zhì)分子
既有電離出的陰陽離子，又有電解質(zhì)分子
相互關(guān)系
均為電解質(zhì)。在相同溫度下，同濃度的強(qiáng)電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力強(qiáng)于弱電解質(zhì)溶液
4．電離及電離方程式
(1)電離：電解質(zhì)在水溶液中或熔融狀態(tài)下產(chǎn)生自由移動離子的過程，電離過程可以用電離方程式表示
(2)電離方程式：表示電解質(zhì)電離成離子的式子，用化學(xué)式和離子符號表示的式子)
①強(qiáng)電解質(zhì)：全部電離，用“===”連接，如：H2SO4===2H＋＋SO、NaOH===Na＋＋OH－
②弱電解質(zhì)：部分電離，用“”表示，如：CH3COOHH+＋CH3COO－ NH3·H2ONH＋OH－
③多元弱酸：分步電離(即每次只電離出一個H+)，且電離程度逐步減弱，以第一步電離為主
如：H2CO3H+＋HCO (主要) 決定H2CO3的酸性
HCO3—H+＋CO (次要)
④多元弱堿：分步電離，但一步寫出，如：Cu(OH)2的電離方程式：Cu(OH)2Cu2＋＋2OH－
⑤兩性氫氧化物：雙向電離，如Al(OH)3的電離方程式：H＋＋AlO＋H2OAl(OH)3Al3＋＋3OH－
⑥酸式鹽的書寫方法
a．弱酸的酸式鹽在溶液中完全電離，生成酸式酸根離子和陽離子，如：NaHCO3===Na＋＋HCO
b．強(qiáng)酸的酸式鹽在水溶液中完全電離，如：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO (水溶液中)
c．強(qiáng)酸的酸式鹽在熔融狀態(tài)時，生成酸式酸根離子和陽離子，如：NaHSO4===Na＋＋HSO (熔融狀態(tài))
5．金屬導(dǎo)電與電解質(zhì)溶液導(dǎo)電的區(qū)別
(1)導(dǎo)電本質(zhì)(電荷的定向移動)
①金屬：金屬導(dǎo)電的粒子是自由移動的電子
②電解質(zhì)溶液：電解質(zhì)溶液或熔融液的導(dǎo)電粒子是自由移動的離子，其導(dǎo)電的前提是電離
(2)導(dǎo)電過程發(fā)生的變化
①金屬：物理變化
②電解質(zhì)溶液：導(dǎo)電的同時發(fā)生化學(xué)變化
(3)與溫度的關(guān)系
①金屬：溫度升高，導(dǎo)電能力減弱
②電解質(zhì)溶液：溫度升高時強(qiáng)電解質(zhì)的導(dǎo)電能力不變；溫度升高時，弱電解質(zhì)電離程度增大、離子濃度增大、導(dǎo)電性會增強(qiáng)
(4)影響電解質(zhì)溶液導(dǎo)電能力的因素：電解質(zhì)溶液導(dǎo)電能力的大小，決定于溶液中自由移動離子的濃度和離子的電荷數(shù)，與電解質(zhì)的強(qiáng)弱沒有必然聯(lián)系，導(dǎo)電能力強(qiáng)的不一定是強(qiáng)電解質(zhì)，強(qiáng)電解質(zhì)的導(dǎo)電能力不一定比弱電解質(zhì)的導(dǎo)電能力強(qiáng)
二、離子反應(yīng)和離子方程式
1．離子反應(yīng)
(1)概念：有離子參加或有離子生成的反應(yīng)統(tǒng)稱為離子反應(yīng)
(2)本質(zhì)：溶液中某些離子的物質(zhì)的量的減少
(3)離子反應(yīng)發(fā)生的條件
①復(fù)分解反應(yīng)類型
a．生成難溶的物質(zhì)：在稀H2SO4中加入BaCl2溶液：Ba2＋＋SO===BaSO4↓
b．生成難電離(弱酸、弱堿、水)的物質(zhì)：在稀H2SO4中加入CH3COONa溶液：CH3COO－＋H＋===CH3COOH
c．生成易揮發(fā)的物質(zhì)：在稀H2SO4中加入Na2CO3溶液：CO＋2H＋===CO2↑＋H2O
②氧化還原反應(yīng)類型：強(qiáng)氧化性物質(zhì)＋強(qiáng)還原性物質(zhì)弱氧化性物質(zhì)＋弱還原性物質(zhì)
如：FeCl3溶液與Cu反應(yīng)的離子方程式為2Fe3＋＋Cu===2Fe2＋＋Cu2＋
③生成絡(luò)合物：如FeCl3溶液加入KSCN或其它可溶性硫氰化物溶液：Fe3+＋3SCN－===Fe(SCN)3
④雙水解反應(yīng)：如FeCl3溶液加入NaHCO3溶液：Fe3+＋3HCO3－===Fe(OH)3↓＋3CO2↑
2．離子方程式
(1)概念：用實際參加反應(yīng)的離子符號來表示反應(yīng)的式子
(2)意義：離子方程式不僅可以表示某一個具體的化學(xué)反應(yīng)，還可以表示同一類型的離子反應(yīng)
(3)書寫步驟
①寫：根據(jù)反應(yīng)事實，寫出正確的化學(xué)方程式
②拆：把易溶于水、易電離的物質(zhì)拆寫成離子形式，難溶于水、難電離的物質(zhì)及氣體仍用化學(xué)式表示
③刪：等量刪去方程式兩邊不參加反應(yīng)的離子
④查：檢查方程式兩邊各元素的原子個數(shù)和電荷數(shù)是否相等(三大守恒：質(zhì)量、電荷、得失電子守恒)
(4)書寫要點
①單質(zhì)、氧化物、過氧化物在離子方程式中一律寫化學(xué)式；弱酸(HF、H2S、HClO、H2SO3等)、弱堿(如NH3·H2O)、水等難電離的物質(zhì)必須寫化學(xué)式；難溶于水的物質(zhì)(如CaCO3、BaSO3、FeS、PbS、BaSO4，F(xiàn)e(OH)3等)必須寫化學(xué)式，氣體、非電解質(zhì)必須寫化學(xué)式
a．常見的強(qiáng)酸、弱酸
強(qiáng)酸
HNO3、H2SO4、HClO4、HCl、HBr、HI，濃鹽酸、濃硝酸在離子方程式中可拆，濃硫酸一般不拆
弱酸
H2CO3、H2SiO3、CH3COOH、H2C2O4、HClO、HF、H2S、H2SO3
b．常見的強(qiáng)堿、弱堿
強(qiáng)堿
NaOH、KOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2
弱堿
NH3·H2O、Mg(OH)2、Fe(OH)3
②酸式鹽
a．弱酸的酸式酸根離子不能拆開，如HCO、HS－、HSO等
b．強(qiáng)酸的酸式酸根離子(如HSO)在水溶液中寫成拆分形式，如NaHSO4應(yīng)寫成Na＋、H＋和SO；而NaHSO4在熔融狀態(tài)下HSO不能拆開，應(yīng)寫成Na＋和HSO
③微溶物[Ag2SO 4、CaSO4、Ca(OH)2、MgCO3]在離子方程式中的書寫方法
a．生成物中有微溶物[Ag2SO 4、CaSO4、Ca(OH)2、MgCO3]時，微溶物用化學(xué)式并打↓表示
如：Na2SO4溶液中加入AgNO3 溶液：2Ag+＋SO===Ag2SO4↓
b．當(dāng)反應(yīng)物里有微溶物處于溶液狀態(tài)(稀溶液)，應(yīng)寫成離子的形式
如：CO 2氣體通人澄清石灰水中：CO2＋Ca2+＋2OH－===CaCO3↓＋H2O
c．當(dāng)反應(yīng)物里有微溶物處于懸濁液或固態(tài)時，應(yīng)寫成化學(xué)式
如：用石灰乳制漂白粉的反應(yīng)：2Ca(OH)2＋2Cl2===Ca2＋＋2Cl－＋2ClO－＋H2O
④氨水在離子方程式中的書寫方法
a．作反應(yīng)物時用NH3·H2O
如：硫酸鋁溶液中加入氨水：Al3＋＋3NH3·H2O===Al(OH)3↓＋3NH
b．作生成物時，若加熱或濃溶液時寫成NH3↑+H2O；若無加熱條件或在稀溶液中生成，則書寫成NH3·H2O
如：濃NaOH溶液中加入硫酸銨固體：OH－＋NH===NH3↑＋H2O
(NH4)2SO4與NaOH兩溶液混合加熱：NH＋OH－NH3↑＋H2O
NH4Cl與NaOH兩稀溶液混合：NH＋OH－===NH3·H2O
⑤固體之間的反應(yīng)、濃硫酸(或濃磷酸)與固體之間的反應(yīng)，不能電離出離子，所以不寫離子方程式
如：Ca(OH)2(s)＋2NH4Cl(s)CaCl2(s)＋2NH3↑＋2H2O
3．離子方程式正誤判斷——“七看”
(1)看是否符合反應(yīng)的客觀事實
如向稀鹽酸溶液中加鐵：2Fe＋6H+===2Fe3+＋3H2↑(　　)
(2)看反應(yīng)是否符合拆寫原則
如碳酸氫鈣溶液與鹽酸反應(yīng)：Ca(HCO3)2+2H+===Ca2++2H2O+2CO2↑(　　)
(3)看是否符合原子守恒和電荷守恒
如Fe2++Cl2＝Fe3++2Cl— (　　)
(4)看是否漏寫離子反應(yīng)
如CuSO4溶液和Ba(OH)2溶液反應(yīng)：Ba2++SO42— ＝BaSO4↓(　　)
(5)看陰、陽離子配比是否正確　
如稀H2SO4和Ba(OH)2溶液反應(yīng)：H++SO42— +OH— +Ba2+===BaSO4↓+H2O(　　)
(6)看“===”、“ ”、“↓”、“↑”是否使用恰當(dāng)
如NaHCO3的水解：HCO＋H2O===H2CO3＋OH－( )
(7)看反應(yīng)物的用量。如過量、少量、足量、等物質(zhì)的量等
如次氯酸鈣溶液中通入過量CO2：Ca2＋＋2ClO－＋H2O＋CO2 === CaCO3↓＋2HClO
三、離子方程式中常見的少量和過量問題
(一)少量、過量知識要點
1．若一個反應(yīng)的生成物能夠和反應(yīng)物繼續(xù)反應(yīng)，則該反應(yīng)的反應(yīng)物之間存在少量、過量問題
如：CO2與Ca(OH)2溶液反應(yīng)，CO2(少量)＋Ca(OH)2===CaCO3↓＋H2O，生成的CaCO3能與CO2繼續(xù)反應(yīng)，則說明CO2與Ca(OH)2溶液之間存在少量、過量問題
2．少量和過量是相對的：向Na2CO3溶液滴加少量鹽酸，Na2CO3＋HCl(少量)===NaHCO3+NaCl，對于鹽酸來說是少量的，對于來Na2CO3說就是過量的，即過量的Na2CO3溶液與鹽酸反應(yīng)依舊是這個反應(yīng)
3．注意逐滴滴加的問題，向A中加入B，開始B是少量的
如：向Ca(OH)2溶液逐滴滴加NaHCO3溶液，Ca(OH)2＋NaHCO3(少量)===H2O+CaCO3↓+NaOH
(二)“三法”突破與量有關(guān)的離子方程式的書寫
類型一、連續(xù)反應(yīng)型
【反應(yīng)特點】反應(yīng)生成的離子(生成物)因又能跟剩余(過量)的反應(yīng)物繼續(xù)反應(yīng)而跟用量有關(guān)
【方法技巧】“分步書寫”法——疊加法
如：向Ca(OH)2溶液中通入過量CO2氣體，可按照反應(yīng)順序分別寫出兩步反應(yīng)：
①CO2＋Ca(OH)2===CaCO3↓＋H2O
②CaCO3＋H2O＋CO2===Ca(HCO3)2
由①＋②可得：2CO2＋Ca(OH)2===Ca(HCO3)2
1．堿溶液與酸性氧化物反應(yīng)：向[Ca(OH)2、NaOH、氨水]中通入酸性氣體(CO2、SO2)
(1)向澄清石灰水中通入CO2 氣體
少量CO2與Ca(OH)2溶液反應(yīng)
CO2(少量)＋Ca(OH)2===CaCO3↓＋H2O
過渡反應(yīng)
CaCO3＋H2O＋CO2===Ca(HCO3)2
過量CO2與Ca(OH)2溶液反應(yīng)
2CO2(過量)＋Ca(OH)2===Ca(HCO3)2
(2)向NaOH溶液中通入CO2 氣體
少量CO2與NaOH溶液反應(yīng)
CO2(少量)＋2NaOH===Na2CO3＋H2O
過渡反應(yīng)
Na2CO3＋CO2 +H2O===2NaHCO3
過量CO2與NaOH溶液反應(yīng)
CO2(過量)＋NaOH===NaHCO3
(3)向氨水中通入CO2氣體
少量CO2與氨水反應(yīng)
CO2(少量)＋2NH3?H2O===(NH4)2CO3＋H2O
過渡反應(yīng)
(NH4)2CO3＋H2O＋CO2===2NH4HCO3
過量CO2與氨水反應(yīng)
CO2(過量)＋NH3?H2O===NH4HCO3
(4)向澄清石灰水中通入SO2氣體 ???
少量SO2與Ca(OH)2溶液反應(yīng)
SO2(少量)＋Ca(OH)2===CaSO3↓＋H2O
過渡反應(yīng)
CaSO3＋H2O＋SO2===Ca(HSO3)2
過量SO2與Ca(OH)2溶液反應(yīng)
2SO2(過量)＋Ca(OH)2===Ca(HSO3)2
(5)向NaOH溶液中通入SO2氣體 ???
少量SO2與NaOH溶液反應(yīng)
SO2(少量)＋2NaOH===Na2SO3＋H2O
過渡反應(yīng)
Na2SO3＋SO2＋H2O===2NaHSO3
過量SO2與NaOH溶液反應(yīng)
SO2(過量)＋NaOH===NaHSO3
(6)向氨水中通入SO2氣體 ???
少量SO2與氨水反應(yīng)
SO2(少量)＋2NH3?H2O===(NH4)2SO3＋H2O
過渡反應(yīng)
(NH4)2SO3＋H2O+SO2===2NH4HSO3
過量SO2與氨水反應(yīng)
SO2(過量)＋NH3?H2O===NH4HSO3
2．可溶性多元弱酸與堿溶液反應(yīng)
(7)向H2A(弱酸)溶液中滴入NaOH溶液
少量NaOH溶液與H2A溶液反應(yīng)
H2A＋NaOH(少量)===NaHA＋H2O
過渡反應(yīng)
NaHA＋NaOH===Na2A＋H2O
過量NaOH溶液與H2S溶液反應(yīng)
H2A＋2NaOH(過量)===Na2A＋2H2O
(8)向H2S溶液中滴入NaOH溶液
少量NaOH溶液與H2S溶液反應(yīng)
H2S＋NaOH(少量)===NaHS＋H2O
過渡反應(yīng)
NaHS＋NaOH===Na2S＋H2O
過量NaOH溶液與H2S溶液反應(yīng)
H2S＋2NaOH(過量)===Na2S＋2H2O
(9)向NaOH溶液通入H2S氣體
少量H2S與NaOH溶液反應(yīng)
H2S(少量)＋2NaOH===Na2S＋2H2O
過渡反應(yīng)
Na2S＋H2O＋H2S===2NaHS
過量H2S與NaOH溶液反應(yīng)
H2S(過量)＋NaOH===NaHS＋H2O
3．多元弱酸的正鹽[Na2CO3、Na2SO3、Na2S]與強(qiáng)酸的反應(yīng)
(10)向Na2CO3溶液中滴入稀鹽酸
少量HCl溶液與Na2CO3溶液反應(yīng)
Na2CO3＋HCl(少量)===NaHCO3＋NaCl
過渡反應(yīng)
NaHCO3＋HCl===NaCl＋H2O＋CO2↑
過量HCl溶液與Na2CO3溶液反應(yīng)
Na2CO3＋2HCl(過量)===2NaCl＋H2O＋CO2↑
(11)向Na2SO3溶液滴入稀鹽酸
少量HCl溶液與Na2SO3溶液反應(yīng)
Na2SO3＋HCl(少量)===NaHSO3＋NaCl
過渡反應(yīng)
NaHSO3＋HCl===NaCl＋H2O＋SO2↑
過量HCl溶液與Na2SO3溶液反應(yīng)
Na2SO3＋2HCl(過量)===2NaCl＋H2O＋SO2↑
(12)向Na2S溶液滴入稀鹽酸
少量HCl溶液與Na2S溶液反應(yīng)
Na2S＋HCl(少量)===NaHS＋NaCl
過渡反應(yīng)
NaHS＋HCl===NaCl＋H2S↑
過量HCl溶液與Na2S溶液反應(yīng)
Na2S＋2HCl(過量)===2NaCl＋H2S↑
4．多元弱酸(或其酸酐)與更弱酸的鹽溶液反應(yīng)
(13)向漂白粉[Ca(ClO)2]的水溶液中通入CO2氣體
少量CO2與Ca(ClO)2溶液反應(yīng)
Ca(ClO)2＋H2O＋CO2(少量)===CaCO3↓＋2HClO
過渡反應(yīng)
CaCO3＋H2O＋CO2===Ca(HCO3)2
過量CO2與Ca(ClO)2溶液反應(yīng)
Ca(ClO)2＋2H2O＋2CO2(過量)===Ca(HCO3)2＋2HClO
(14)向NaClO溶液中通入CO2氣體——無少量、過量問題
少量CO2與NaClO溶液反應(yīng)
NaClO＋H2O＋CO2(少量)===NaHCO3＋HClO
(15)向NaAlO2溶液中通入CO2 氣體
少量CO2與NaAlO2溶液反應(yīng)
2NaAlO2＋3H2O＋CO2(少量)===2Al(OH)3 ↓＋Na2CO3
過渡反應(yīng)
Na2CO3＋H2O＋CO2===2NaHCO3
過量CO2與NaAlO2溶液反應(yīng)
NaAlO2＋2H2O＋CO2(過量)===Al(OH)3 ↓＋ NaHCO3
(16)向Na2SiO3溶液中通入CO2 氣體
少量CO2與Na2SiO3溶液反應(yīng)
Na2SiO3＋H2O＋CO2(少量)===H2SiO3↓＋Na2CO3
過渡反應(yīng)
Na2CO3＋H2O＋CO2===2NaHCO3
過量CO2與Na2SiO3溶液反應(yīng)
Na2SiO3＋2H2O＋2CO2(過量)===H2SiO3↓＋2NaHCO3
5．與SO2有關(guān)的幾個重要的反應(yīng)
(17)向NaClO溶液中通入SO2氣體
SO2氣體與少量NaClO溶液反應(yīng)
SO2＋ClO－(少量)＋H2O===Cl－＋SO42—＋2H＋
過渡反應(yīng)
H＋＋ClO－===HClO
SO2氣體與過量NaClO溶液反應(yīng)
SO2＋3ClO－(過量)＋H2O===Cl－＋SO42—＋2HClO
(18)向Ca(ClO)2溶液中通入SO2氣體
SO2氣體與少量Ca(ClO)2溶液反應(yīng)
2SO2＋Ca(ClO)2(少量)＋2H2O===CaSO4↓＋2HCl＋H2SO4
過渡反應(yīng)
H＋＋ClO－===HClO
SO2氣體與過量Ca(ClO)2溶液反應(yīng)
2SO2＋3Ca(ClO)2(過量)＋2H2O===2CaSO4↓＋4HClO＋CaCl2
6．與“鋁”有關(guān)的離子反應(yīng)
(19)向AlCl3溶液中滴入NaOH溶液
少量NaOH溶液與AlCl3溶液反應(yīng)
AlCl3＋3NaOH(少量)===Al(OH)3↓＋3NaCl
過渡反應(yīng)
Al(OH)3＋NaOH===NaAlO2＋2H2O
過量NaOH溶液與AlCl3溶液反應(yīng)
AlCl3＋4NaOH(過量)===NaAlO2＋3NaCl＋2H2O
(20)向NaAlO2溶液中滴入稀鹽酸
少量稀鹽酸與NaAlO2溶液反應(yīng)
NaAlO2＋HCl(少量)＋H2O===Al(OH)3↓＋NaCl
過渡反應(yīng)
Al(OH)3＋3HCl===AlCl3＋3H2O
過量稀鹽酸與NaAlO2溶液反應(yīng)
NaAlO2＋4HCl(過量)===NaCl＋AlCl3＋2H2O
7．其它連續(xù)反應(yīng)型
(22)Fe與稀硝酸的反應(yīng)
少量Fe與稀硝酸反應(yīng)
Fe(少量)＋4HNO3(稀)===Fe(NO3)3＋NO↑＋2H2O
過渡反應(yīng)
2Fe(NO3)3＋Fe===3Fe(NO3)2
過量Fe與稀硝酸反應(yīng)
3Fe(過量)＋8HNO3(稀)===3Fe(NO3)2＋2NO↑＋4H2O
(23)Na2S溶液與FeCl3溶液的反應(yīng)
少量Na2S溶液與FeCl3溶液反應(yīng)
Na2S(少量)＋2FeCl3===2NaCl＋2FeCl2＋S↓
過渡反應(yīng)
Na2S＋FeCl2===2NaCl＋FeS↓
過量Na2S溶液與FeCl3溶液反應(yīng)
3Na2S(過量)＋2FeCl3===6NaCl＋2FeS↓＋S↓
(24)氯水與Na2SO3溶液的反應(yīng)
氯水與少量Na2SO3溶液反應(yīng)
Na2SO3(少量)＋Cl2＋H2O===2NaCl＋H2SO4
過渡反應(yīng)
H2SO4＋Na2SO3===Na2SO4＋H2O＋SO2↑
氯水與過量Na2SO3溶液反應(yīng)
2Na2SO3(過量)＋Cl2===2NaCl＋Na2SO4＋SO2↑
(25)溴水與Na2SO3溶液的反應(yīng)
溴水與少量Na2SO3溶液反應(yīng)
Na2SO3(少量)＋Br2＋H2O===2NaBr＋H2SO4
過渡反應(yīng)
H2SO4＋Na2SO3===Na2SO4＋H2O＋SO2↑
溴水與過量Na2SO3溶液反應(yīng)
2Na2SO3(過量)＋Br2===2NaBr＋Na2SO4＋SO2↑
(26)碘水與Na2SO3溶液的反應(yīng)
碘水與少量Na2SO3溶液反應(yīng)
Na2SO3(少量)＋I(xiàn)2＋H2O===2NaI＋H2SO4
過渡反應(yīng)
H2SO4＋Na2SO3===Na2SO4＋H2O＋SO2↑
碘水與過量Na2SO3溶液反應(yīng)
2Na2SO3(過量)＋I(xiàn)2===2NaI＋Na2SO4＋SO2↑
(27)Cl2與Na2CO3溶液的反應(yīng)
少量Cl2與Na2CO3溶液反應(yīng)
①Cl2＋H2OHCl＋HClO
②Na2CO3＋HCl(少量)===NaHCO3＋NaCl
③Na2CO3＋HClO===NaHCO3＋NaClO
①＋②＋③得：
Cl2(少量)＋2Na2CO3＋H2O===2NaHCO3＋NaCl＋NaClO
過量Cl2與Na2CO3溶液反應(yīng)
①Cl2＋H2OHCl＋HClO
②Na2CO3＋2HCl(過量)===2NaCl＋H2O＋CO2↑
①＋②得：
2Cl2(過量)＋Na2CO3＋H2O===2NaCl＋CO2↑＋2HClO
類型二、離子配比型
【反應(yīng)特點】當(dāng)一種反應(yīng)物中有兩種或兩種以上組成離子參與反應(yīng)時，因其組成比例不協(xié)調(diào)(一般為復(fù)鹽或酸式鹽)，當(dāng)一種組成離子恰好完全反應(yīng)時，另一種組成離子不能恰好完全反應(yīng)(有剩余或不足)而跟用量有關(guān)
【方法技巧】“定一法”——找出引起配比的本質(zhì)反應(yīng)
①根據(jù)相對量將少量物質(zhì)定為“1 mol”，若少量物質(zhì)有兩種或兩種以上離子參加反應(yīng)，則參加反應(yīng)離子的物質(zhì)的量之比與物質(zhì)組成之比相符
②依據(jù)少量物質(zhì)中離子的物質(zhì)的量，確定過量物質(zhì)中實際參加反應(yīng)的離子的物質(zhì)的量
③依據(jù)“先中和后沉淀”的思路正確書寫離子方程式
8．酸式鹽與“量”有關(guān)的離子反應(yīng)——“定一法”
(28)向澄清石灰水中滴入NaHCO3溶液
本質(zhì)反應(yīng)
HCO3－＋OH－===CO32—＋H2O
少量NaHCO3溶液與Ca(OH)2溶液反應(yīng)
Ca(OH)2＋NaHCO3(少量)===H2O＋CaCO3↓＋NaOH
過量NaHCO3溶液與Ca(OH)2溶液反應(yīng)
Ca(OH)2＋2NaHCO3(過量)===2H2O＋CaCO3↓＋Na2CO3
(29)向Ca(HCO3)2滴入NaOH溶液
本質(zhì)反應(yīng)
HCO3－＋OH－===CO32—＋H2O
少量NaOH溶液與Ca(HCO3)2溶液反應(yīng)
Ca(HCO3)2＋NaOH(少量)===CaCO3↓＋NaHCO3＋H2O
過量NaOH溶液與Ca(HCO3)2溶液反應(yīng)
Ca(HCO3)2＋2NaOH(過量)===CaCO3↓＋Na2CO3＋2H2O
(30)向Ba(OH)2溶液中滴入NaHCO3溶液
本質(zhì)反應(yīng)
HCO3－＋OH－===CO32—＋H2O
少量NaHCO3溶液與Ba(OH)2溶液反應(yīng)
Ba(OH)2＋NaHCO3(少量)===BaCO3↓＋NaOH＋H2O
過量NaHCO3溶液與Ba(OH)2溶液反應(yīng)
Ba(OH)2＋2NaHCO3(過量)===BaCO3↓＋Na2CO3＋2H2O
(31)向碳酸氫鋇[Ba(HCO3)2]溶液中滴入NaOH溶液
本質(zhì)反應(yīng)
HCO3－＋OH－===CO32—＋H2O
少量NaOH溶液與Ba(HCO3)2溶液反應(yīng)
Ba(HCO3)2＋NaOH(少量)===BaCO3↓＋NaHCO3＋H2O
過量NaOH溶液與Ba(HCO3)2溶液反應(yīng)
Ba(HCO3)2＋2NaOH(過量)===BaCO3↓＋Na2CO3＋2H2O
(32)向Ca(OH)2溶液中滴入Ca(HCO3)2溶液——無少量、過量
Ca(OH)2溶液與過量Ca(HCO3)2溶液
Ca(OH)2＋Ca(HCO3)2===2H2O＋2CaCO3↓
(33)向NaOH溶液中滴入NaHCO3溶液——無少量、過量
NaOH溶液與過量NaHCO3溶液
NaHCO3＋NaOH===Na2CO3＋H2O
(34)向Ba(OH)2溶液滴入NaHSO4溶液
本質(zhì)反應(yīng)
H＋＋OH－===H2O
少量NaHSO4溶液與Ba(OH)2溶液反應(yīng)
Ba(OH)2＋NaHSO4(少量)===H2O＋BaSO4↓＋NaOH
過量NaHSO4溶液與Ba(OH)2溶液反應(yīng)
Ba(OH)2＋2NaHSO4(過量)===2H2O＋BaSO4↓＋Na2SO4
(35)向Ba(HCO3)2溶液中滴入NaHSO4溶液
本質(zhì)反應(yīng)
HCO3－＋H＋===CO2↑＋H2O
少量NaHSO4與Ba(HCO3)2溶液反應(yīng)
Ba(HCO3)2＋NaHSO4(少量)===H2O＋CO2↑+BaSO4↓＋NaHCO3
過量NaHSO4與Ba(HCO3)2溶液反應(yīng)
Ba(HCO3)2+2NaHSO4(過量)===2H2O+2CO2↑+BaSO4↓+Na2SO4
9．其它離子配比型——“定一法”
(36)向明礬溶液中滴入Ba(OH)2溶液
Al3+沉淀完全(沉淀的物質(zhì)的量最大)
2KAl(SO4)2＋3Ba(OH)2===2Al(OH)3↓＋3BaSO4↓＋K2SO4
SO沉淀完全(沉淀的質(zhì)量最大)
KAl(SO4)2＋2Ba(OH)2===2BaSO4↓＋KAlO2＋2H2O
(37)NH4Al(SO4)2與Ba(OH)2溶液反應(yīng)
n[NH4Al(SO4)2]∶n[Ba(OH)2]＝1∶1
3Ba2＋＋3SO＋2Al3＋＋6OH－===3BaSO4↓＋2Al(OH)3↓
n[NH4Al(SO4)2]∶n[Ba(OH)2]＝1∶2
NH＋Al3＋＋2SO＋2Ba2＋＋4OH－===NH3·H2O＋Al(OH)3↓＋2BaSO4↓
類型三、先后反應(yīng)型
【反應(yīng)特點】一種反應(yīng)物的兩種或兩種以上的組成離子，都能跟另一種反應(yīng)物的組成離子反應(yīng)，但因反應(yīng)順序不同而跟用量有關(guān)
【方法技巧】“假設(shè)定序”法：這類反應(yīng)只要明確離子反應(yīng)的先后順序，書寫也就迎刃而解了。在不明確離子反應(yīng)的先后順序時，可假設(shè)Cl2先與Br－反應(yīng)，則生成的溴單質(zhì)還要氧化Fe2＋生成Fe3＋，這樣即可確定Cl2先與Fe2＋反應(yīng)，后與Br－反應(yīng)，然后再根據(jù)量的關(guān)系書寫即可
10．因發(fā)生氧化還原反應(yīng)而且與“量”和“反應(yīng)順序”有關(guān)的離子反應(yīng) (還原性：I－>Fe2＋>Br－)
(38)FeBr2溶液與氯氣反應(yīng)
少量Cl2與FeBr2溶液反應(yīng)
3Cl2(少量)＋6FeBr2===2FeCl3＋4FeBr3
過量Cl2與FeBr2溶液反應(yīng)
3Cl2(過量)＋2FeBr2===2FeCl3＋2Br2
n(FeBr2):n(Cl2)==1:1時
6Cl2＋6FeBr2===4FeCl3＋3Br2＋2FeBr3
(39)FeI2溶液與氯氣反應(yīng)
少量Cl2與FeI2溶液反應(yīng)
Cl2(少量)＋FeI2===FeCl2＋I(xiàn)2
過量Cl2與FeI2溶液反應(yīng)
3Cl2(過量)＋2FeI2===2FeCl3＋2I2
n(FeI2):n(Cl2)==4:5時
5Cl2＋4FeI2===4I2＋2FeCl3＋2FeCl2
11．其它先后反應(yīng)型
(40)NH4HSO4溶液與NaOH溶液的反應(yīng)
NaOH不足
H＋＋OH－===H2O
NaOH過量
NH＋H＋＋2OH－===NH3·H2O＋H2O
(41)將Fe(NO3)3溶液與HI混合
HI不足
H＋＋2NO＋6I－===4H2O＋3I2＋2NO↑
HI過量
Fe3＋＋12H＋＋3NO＋10I－===Fe2＋＋5I2＋6H2O＋3NO↑
(42)向含有OH－、CO、AlO的溶液中，逐滴加入稀鹽酸至過量，反應(yīng)的離子方程式依次為：
①
OH－＋H＋===H2O
②
AlO＋H＋＋H2O===Al(OH)3↓
③
CO＋H＋===HCO
④
HCO＋H＋===CO2↑＋H2O
⑤
Al(OH)3＋3H＋===Al3＋＋3H2O
(435)向含有H＋、Al3＋、NH的溶液中，逐滴加入NaOH溶液至過量，反應(yīng)的離子方程式依次為：
①
H＋＋OH－===H2O
②
Al3＋＋3OH－===Al(OH)3↓
③
NH＋OH－===NH3·H2O
④
Al(OH)3＋OH－===AlO＋2H2O








氧化還原反應(yīng)的基本概念和規(guī)律
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【核心知識梳理】
一、氧化還原反應(yīng)的基本概念
1．氧化還原反應(yīng)的本質(zhì)和特征
(1)本質(zhì)：電子轉(zhuǎn)移(得失或偏移)
(2)特征：反應(yīng)過程中元素的化合價發(fā)生變化
【微點撥】
①氧化還原反應(yīng)的概念：凡是有元素化合價升降的化學(xué)反應(yīng)叫做氧化還原反應(yīng)
②氧化還原反應(yīng)的判斷方法和依據(jù)，就是元素的化合價有沒有發(fā)生變化
2．相關(guān)概念及其關(guān)系
相關(guān)概念及其關(guān)系

規(guī)律
升 (化合價升高) 失 (失電子) 氧 (被氧化，發(fā)生氧化反應(yīng)) 還 (作還原劑，本身具有還原性)
降 (化合價降低) 得 (得電子) 還 (被還原，發(fā)生還原反應(yīng)) 氧 (作氧化劑，本身具有氧化性)
概括為：升失氧、降得還，劑性一致、其他相反
幾組
概念
①氧化反應(yīng)：元素化合價升高的反應(yīng) (失去電子的反應(yīng))
②還原反應(yīng)：元素化合價降低的反應(yīng) (得到電子的反應(yīng))
③氧化劑：元素化合價降低的反應(yīng)物 (得電子的反應(yīng)物)
④還原劑：元素化合價升高的反應(yīng)物 (失去電子的物質(zhì))
⑤氧化產(chǎn)物：還原劑失去電子被氧化所得的生成物叫氧化產(chǎn)物
⑥還原產(chǎn)物：氧化劑得到電子被還原所得的生成物叫還原產(chǎn)物
實例
在Fe2O3＋3CO2Fe＋3CO2的反應(yīng)中Fe2O3是氧化劑，CO是還原劑；C元素被氧化，F(xiàn)e元素被還原；Fe2O3具有氧化性，CO具有還原性；CO2是氧化產(chǎn)物，F(xiàn)e是還原產(chǎn)物

3．氧化還原反應(yīng)電子轉(zhuǎn)移的表示方法
(1)雙線橋法：①標(biāo)變價，②畫箭頭，③算數(shù)目，④說變化
表示方法

實例

微點撥

①箭頭必須由反應(yīng)物指向生成物，且兩端對準(zhǔn)同一種元素
②在“橋”上標(biāo)明電子的“得”與“失”且得失電子總數(shù)相等、化合價的升降、被氧化或被還原
③得失電子數(shù)目的正確表述是a×be—，a表示得或失電子的原子的數(shù)目，b表示每個原子失去或得到的電子數(shù)（即化合價升高或降低的數(shù)目），當(dāng)a或b為1時，必須省略
(2)單線橋法：箭頭由失電子原子指向得電子原子，線橋上只標(biāo)電子轉(zhuǎn)移的數(shù)目，不標(biāo)“得到”、“失去”字樣
表示方法

實例

微點撥

①箭頭必須由還原劑中失電子的元素指向氧化劑中得電子的元素
②箭頭方向表明電子轉(zhuǎn)移的方向，“橋”上只標(biāo)出轉(zhuǎn)移電子的總數(shù)，無需注明電子的“得”與“失”
4．氧化還原反應(yīng)與四種基本反應(yīng)類型之間的關(guān)系
四大基本反應(yīng)與氧化還原反應(yīng)的關(guān)系圖

微點撥
①有單質(zhì)參加或者生成的反應(yīng)不一定是氧化還原反應(yīng)
如：同素異形體之間的轉(zhuǎn)化，3O22O3
②沒有單質(zhì)參加的化合反應(yīng)和沒有單質(zhì)生成的分解反應(yīng)有可能是氧化還原反應(yīng)
如：Na2O2＋SO2===Na2SO4 H2O2＋SO2===H2SO4 NH4NO3N2O↑＋2H2O
5．常見的氧化劑和還原劑
(1)常見氧化劑：常見氧化劑包括某些非金屬單質(zhì)、含有高價態(tài)元素的化合物、過氧化物等。如：

(2)常見還原劑：常見還原劑包括活潑的金屬單質(zhì)、非金屬陰離子及含低價態(tài)元素的化合物、低價金屬陽離子、某些非金屬單質(zhì)及其氫化物等。如：

(3)元素化合價處于中間價態(tài)的物質(zhì)既有氧化性，又有還原性
元素化合價處于中間價態(tài)的物質(zhì)
氧化產(chǎn)物
還原產(chǎn)物
Fe2＋
Fe3＋
Fe
SO(H2SO3)
SO
S
H2O2
O2
H2O
【微點撥】Fe2＋、SO主要表現(xiàn)還原性，H2O2主要表現(xiàn)氧化性
6．三類重要的氧化還原反應(yīng)
(1)歧化反應(yīng)：氧化劑和還原劑為同種物質(zhì)，且發(fā)生氧化還原反應(yīng)的元素均為同種元素之間，這樣的氧化還原反
應(yīng)反應(yīng)稱為歧化反應(yīng)
如：Cl2＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2O 3S＋6NaOH2Na2S＋Na2SO3＋3H2O
(2)歸中反應(yīng)：氧化產(chǎn)物和還原產(chǎn)物為同種物質(zhì)，且發(fā)生氧化還原反應(yīng)的元素均為同種元素之間，這樣的氧化還
原反應(yīng)反應(yīng)稱為歸中反應(yīng)?；颍和N元素由不同價態(tài)(高價態(tài)和低價態(tài))轉(zhuǎn)變?yōu)橹虚g價態(tài)的氧化還原反應(yīng)，稱之
為歸中反應(yīng)
如：SO2＋2H2S===2H2O＋3S↓ 5NaCl＋NaClO3＋3H2SO4===3Cl2↑＋3Na2SO4＋3H2O
(3)部分氧化還原反應(yīng) (注意酸性作用)
如：MnO2＋4HCl(濃)MnCl2＋2H2O＋Cl2↑ Cu＋2H2SO4(濃)CuSO4＋SO2↑＋2H2O
【微點撥】對于部分氧化還原反應(yīng)，氧化劑(還原劑)中被還原(氧化)與未被還原(氧化)的比例，要依據(jù)化學(xué)方程式或得失電子數(shù)來確定，只有被還原(氧化)的那部分才作氧化劑(還原劑)
如：在3Cu＋8HNO3(稀)===3Cu(NO3)2＋2NO↑＋4H2O中，8 mol HNO3參加反應(yīng)只有2 mol HNO3作氧化劑
二、氧化性、還原性及其強(qiáng)弱比較
1．氧化性、還原性的判斷
(1)氧化性是指得電子的性質(zhì)(或能力)；還原性是指失電子的性質(zhì)(或能力)
(2)氧化性、還原性的強(qiáng)弱取決于得、失電子的難易程度，與得、失電子數(shù)目的多少無關(guān)
如：Na－e－===Na＋，Al－3e－===Al3＋，但根據(jù)金屬活動性順序表，Na比Al活潑，更易失去電子，所以Na比Al的還原性強(qiáng)
2．氧化性、還原性強(qiáng)弱的比較方法
(1)根據(jù)化學(xué)方程式判斷
氧化還原反應(yīng)發(fā)生規(guī)律可用如下式子表示
規(guī)律

氧化性強(qiáng)弱：氧化劑>氧化產(chǎn)物
還原性強(qiáng)弱：還原劑>還原產(chǎn)物
【實例】有以下反應(yīng)：①H2SO3＋I(xiàn)2＋H2O===2HI＋H2SO4
②2FeCl3＋2HI===2FeCl2＋I(xiàn)2＋2HCl
③3FeCl2＋4HNO3===2FeCl3＋NO↑＋2H2O＋Fe(NO3)3

還原性
氧化性
從反應(yīng)①可知
H2SO3＞I－
I2＞H2SO4
從反應(yīng)②可知
I－＞Fe2＋
Fe3＋＞I2
從反應(yīng)③可知
Fe2＋＞NO
HNO3＞Fe3＋
總的強(qiáng)弱順序
還原性：H2SO3＞I－＞Fe2＋＞NO
氧化性：HNO3＞Fe3＋＞I2＞H2SO4
(2)根據(jù)元素的活動性順序來判斷
規(guī)律
特點

上左下右可反應(yīng)，隔之愈遠(yuǎn)愈易行

【微點撥】
①金屬陽離子的氧化性隨其單質(zhì)還原性的增強(qiáng)而減弱；非金屬陰離子的還原性隨其單質(zhì)的氧化性增強(qiáng)而減弱
②Fe對應(yīng)的離子為Fe2+，即氧化性：Cu2+＞Fe2+；又由于2FeCl3＋Cu===2FeCl2＋CuCl2可以發(fā)生，則氧化性：Fe3+＞Cu2+，因此三種離子的氧化性為：Fe3+＞Cu2+＞Fe2+
(3)根據(jù)反應(yīng)條件的難易來判斷
化學(xué)反應(yīng)
反應(yīng)條件
2KMnO4＋16HCl(濃)===2KCl＋2MnCl2＋5Cl2↑＋8H2O
常溫
MnO2＋4HCl(濃)MnCl2＋Cl2↑＋2H2O
加熱

加熱、加催化劑
氧化性：KMnO4＞MnO2＞O2
【結(jié)論】當(dāng)不同氧化劑作用于同一還原劑時，若氧化產(chǎn)物化合價相同，可根據(jù)反應(yīng)條件的難易來判斷。反應(yīng)越易進(jìn)行(反應(yīng)條件要求越低)，則氧化劑的氧化性越強(qiáng)；同理，當(dāng)不同還原劑作用于同一氧化劑時，若還原產(chǎn)物化合價相同，可根據(jù)反應(yīng)條件的難易來判斷。反應(yīng)越易進(jìn)行(反應(yīng)條件要求越低)，則還原劑的還原性越強(qiáng)
(4)根據(jù)反應(yīng)的劇烈程度來判斷
①金屬單質(zhì)與水反應(yīng)的劇烈程度
Na、Mg、Al分別與水的反應(yīng)
分析
Na與冷水劇烈反應(yīng)
Mg與冷水幾乎不反應(yīng)，能與熱水反應(yīng)
Al加熱條件下也不明顯
還原性：Na＞Mg＞Al
②非金屬單質(zhì)與H2化合的難易程度
化學(xué)反應(yīng)
反應(yīng)條件及現(xiàn)象
分析
H2＋F2===2HF
冷暗處劇烈反應(yīng)而爆炸
氧化性：F2＞Cl2＞Br2＞I2
H2＋Cl22HCl
光照條件下劇烈反應(yīng)而爆炸
H2＋Br22HBr
加熱至500 ℃時才能發(fā)生反應(yīng)
H2＋I(xiàn)22HI
在不斷加熱的條件下才能緩慢進(jìn)行，且為可逆反應(yīng)
【結(jié)論】反應(yīng)越劇烈，對應(yīng)物質(zhì)的氧化性或還原性越強(qiáng)
(5)根據(jù)變價元素被氧化或被還原的程度不同來判斷
化學(xué)反應(yīng)
分析
2Fe＋3Cl2 2FeCl3
鐵元素被氯氣氧化為＋3價，被硫氧化為＋2價，則氧化性：Cl2＞S
Fe＋SFeS
【結(jié)論】當(dāng)變價的還原劑在相似的條件下作用于不同的氧化劑時，可由氧化產(chǎn)物中元素化合價的高低來判斷氧化劑氧化性的強(qiáng)弱。即：在相同條件下，使還原劑中元素化合價升得越高，則氧化劑的氧化性越強(qiáng)
(6)根據(jù)元素周期表判斷
①同周期：從左到右，金屬單質(zhì)的還原性逐漸減弱；非金屬單質(zhì)的氧化性逐漸增強(qiáng)
②同主族：從上到下，金屬單質(zhì)的還原性逐漸增強(qiáng)；非金屬單質(zhì)的氧化性逐漸減弱
(7)根據(jù)電化學(xué)原理來判斷
①原電池：一般情況下，兩種不同的金屬構(gòu)成原電池的兩極，其還原性：負(fù)極＞正極
②電解池：用惰性電極電解混合溶液時，在陰極先放電的陽離子的氧化性較強(qiáng)，在陽極先放電的陰離子的還原性較強(qiáng)
(8)某些氧化劑的氧化性或還原劑的還原性與下列因素有關(guān)
①濃度：一般來說，氧化劑的濃度越大，其氧化性越強(qiáng)；還原劑的濃度越大，其還原性越強(qiáng)，如：
氧化性：濃H2SO4＞稀H2SO4，濃HNO3＞稀HNO3；還原性：濃鹽酸＞稀鹽酸
②溫度：許多氧化還原反應(yīng)是在加熱條件下進(jìn)行的?？梢娚邷囟瓤稍鰪?qiáng)氧化劑的氧化性、還原劑的還原性
如：熱的濃硫酸的氧化性比冷的濃硫酸的氧化性強(qiáng)
③酸堿性：同一種物質(zhì)，所處環(huán)境酸(堿)性越強(qiáng)其氧化性(還原性)越強(qiáng)
如：中性環(huán)境中NO不顯氧化性，酸性環(huán)境中NO顯氧化性
如：酸性條件：2MnO＋6H＋＋5SO===2Mn2＋＋5SO＋3H2O
中性條件：2MnO＋H2O＋3SO===2MnO2＋3SO＋2OH－
堿性條件：2MnO＋2OH－＋SO===2MnO＋SO＋H2O
其氧化性：KMnO4(酸性)>KMnO4(中性)>KMnO4(堿性)
【微點撥】
①常見的氧化性、還原性順序
氧化性：KMnO4＞Cl2＞Br2＞Fe3＋＞I2>稀H2SO4＞S
還原性：Mn2＋＜Cl－＜Br－＜Fe2＋＜I－＜SO2 (SO)＜H2S (S2－)
②H2O2中氧元素盡管處于中間價態(tài)，但H2O2主要表現(xiàn)為氧化性，其還原產(chǎn)物是H2O，故H2O2又被稱為綠色氧化劑
三、 氧化還原反應(yīng)的基本規(guī)律及應(yīng)用
1．價態(tài)規(guī)律
(1)價態(tài)規(guī)律：物質(zhì)中元素具有最高價，該元素只有氧化性，如Fe3＋、Ag＋等；物質(zhì)中元素具有最低價，該元素只有還原性，如S2－、I－等；物質(zhì)中元素具有中間價，該元素既有氧化性又有還原性，如Fe2＋、Cl2等。物質(zhì)含有多種元素時，性質(zhì)是這些元素性質(zhì)的綜合體現(xiàn)，如HCl，H＋可體現(xiàn)氧化性，Cl－可體現(xiàn)還原性

【應(yīng)用】判斷元素或物質(zhì)是否具有氧化性或還原性
【微點撥】元素的化合價處于最高(最低)價態(tài)時，具有氧化(還原)性，但不一定具有強(qiáng)氧化(還原)性
(2)價態(tài)歸中規(guī)律(不交叉規(guī)律)：含不同價態(tài)的同種元素的物質(zhì)間發(fā)生氧化還原反應(yīng)時，該元素價態(tài)的變化一定遵循“高價＋低價中間價”，而不會出現(xiàn)交叉現(xiàn)象。簡記為“兩相靠，不相交”
【應(yīng)用】標(biāo)明電子轉(zhuǎn)移的方向與數(shù)目，判斷氧化產(chǎn)物、還原產(chǎn)物等
如：H2S與濃硫酸的反應(yīng)

(3)歧化規(guī)律：具有多種價態(tài)的元素(如氯、硫、氮和磷元素等)均可發(fā)生歧化反應(yīng)，遵循“中間價高價＋低價”
如：Cl2＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2O，1 mol Cl2反應(yīng)時轉(zhuǎn)移電子數(shù)為NA
(4)鄰位不反應(yīng)規(guī)律：同種元素，相鄰價態(tài)之間不發(fā)生氧化還原反應(yīng)
如：SO2和濃硫酸不反應(yīng)，可用濃硫酸干燥SO2氣體
2．強(qiáng)弱規(guī)律：自發(fā)進(jìn)行的氧化還原反應(yīng)，一般遵循強(qiáng)氧化劑制弱氧化劑，強(qiáng)還原劑制弱還原劑，即“強(qiáng)制弱”的規(guī)律
3．先后規(guī)律
(1)同時含有幾種還原劑時將按照還原性由強(qiáng)到弱的順序依次反應(yīng)
如：在FeBr2溶液中通入少量Cl2時，因為還原性Fe2＋>Br－，所以Fe2＋先與Cl2反應(yīng)
(2)同時含有幾種氧化劑時將按照氧化性由強(qiáng)到弱的順序依次反應(yīng)
如：在含有Fe3＋、Cu2＋、H＋的溶液中加入鐵粉，因為氧化性Fe3＋>Cu2＋>H＋，所以鐵粉先與Fe3＋反應(yīng)，然后依次為Cu2＋、H＋
【應(yīng)用】判斷氧化還原反應(yīng)的先后順序
4．電子守恒規(guī)律：氧化還原反應(yīng)中，氧化劑得到的電子總數(shù)等于還原劑失去的電子總數(shù)，表現(xiàn)為元素化合價升高的總數(shù)等于元素化合價降低的總數(shù)
【應(yīng)用】用于氧化還原反應(yīng)方程式的配平及計算
四、氧化還原方程式的配平
1．氧化還原方程式配平的三大原則
(1)電子守恒：氧化劑和還原劑得失電子總數(shù)相等，化合價升高的總數(shù)＝化合價降低的總數(shù)
(2)質(zhì)量守恒：反應(yīng)前后原子的種類和個數(shù)不變
(3)電荷守恒：離子反應(yīng)前后，陰、陽離子所帶的電荷總數(shù)相等
2．氧化還原方程式配平的一般步驟
(1)標(biāo)變價——標(biāo)出有變的元素化合價
(2)列得失——列出化合價的變化值
(3)求總數(shù)——求出化合價升降的最小公倍數(shù)，使化合價升高和降低的數(shù)目相等
(4)配系數(shù)——配出氧化劑、還原劑、氧化產(chǎn)物、還原產(chǎn)物的系數(shù)，觀察法配平其它物質(zhì)的系數(shù)
(5)查守恒——查原子是否守恒、電荷是否守恒(通常通過檢查氧元素的原子數(shù))，畫上等號
3．熟記常見的氧化劑及對應(yīng)的還原產(chǎn)物、還原劑及對應(yīng)的氧化產(chǎn)物
氧化劑
對應(yīng)還原產(chǎn)物

還原劑
對應(yīng)氧化產(chǎn)物
Cl2、ClO－、KClO3?
Cl－
Fe2＋
Fe3＋
O2
O2－、H2O、OH－
SO2、SO32-、S2O32-
SO42-
Fe3＋
Fe2＋
H2O2
O2
KMnO4(H+)、MnO2
Mn2＋(紫色褪去)
S2－、HS－、H2S
S
H2O2(綠色氧化劑)
H2O
I－(HI)
I2
K2Cr2O7(H+)
Cr3＋
H2C2O4
CO2
濃H2SO4
SO2＋H2O
CO、C
CO2
濃HNO3
NO2＋H2O
NH3
N2、NO
稀HNO3
NO＋H2O


4．常用方法
(1)正向配平：氧化劑、還原劑中某元素化合價是全變的以及歸中反應(yīng)，一般從左邊反應(yīng)物著手配平，即正向配平法，根據(jù)化合價升降總數(shù)相等，確定氧化劑和還原劑的化學(xué)計量數(shù)，然后用觀察法配平其他物質(zhì)
(2)逆向配平：部分氧化還原反應(yīng)、自身氧化還原反應(yīng)(包括分解、歧化)一般從右邊著手配平，即逆向配平法，先確定氧化產(chǎn)物和還原產(chǎn)物的化學(xué)計量數(shù)，然后用觀察法確定氧化劑和還原劑的化學(xué)計量數(shù)
(3)缺項配平：先將得失電子數(shù)配平，再觀察兩邊電荷。若反應(yīng)物這邊缺正電荷，一般加H＋，生成物一邊加水；若反應(yīng)物這邊缺負(fù)電荷，一般加OH－，生成物一邊加水，然后進(jìn)行兩邊電荷數(shù)配平。其補(bǔ)項原則有：
條件
補(bǔ)項原則
酸性條件
缺H(氫)或多O(氧)補(bǔ)H＋，少O(氧)補(bǔ)H2O(水)
堿性條件
缺H(氫)或多O(氧)補(bǔ)H2O(水)，少O(氧)補(bǔ)OH－
(4)有機(jī)物參與的氧化還原反應(yīng)方程式的配平：在有機(jī)物參與的氧化還原反應(yīng)方程式的配平中，一般有機(jī)物中H顯＋1價，O顯－2價，根據(jù)物質(zhì)中元素化合價代數(shù)和為零的原則，確定碳元素的平均價態(tài)，然后進(jìn)行配平
配平化學(xué)方程式：H2S＋HNO3S↓＋NO↑＋H2O
第一步：標(biāo)變價
H2＋↓＋O↑＋H2O
第二步：列得失
H2　　　＋　　　HO3
失去↓2e－　　　　　　 ↓得到(5－2)e－
　　　　　　　　 O
第三步：求總數(shù)
通過求最小公倍數(shù)的方法使化合價升降總數(shù)相等，從而確定氧化劑(或還原產(chǎn)物)和還原劑(或氧化產(chǎn)物)的化學(xué)計量數(shù)
H2　　　＋　　　HO3
失去2e－×3↓　　　　　　　 ↓得到3e－×2
　　　　 　　　　　　　 O
故H2S的化學(xué)計量數(shù)為3，HNO3的化學(xué)計量數(shù)為2
第四步：配系數(shù)
先配平變價元素，再利用原子守恒配平其他元素：
3H2S＋2HNO3===3S↓＋2NO↑＋4H2O
第五步：查守恒
其他原子在配平時相等，最后利用O原子守恒來進(jìn)行驗證
【微點撥】
①配平之前應(yīng)觀察該反應(yīng)是否是部分氧化還原反應(yīng)，若是則部分參與氧化還原反應(yīng)的計量系數(shù)應(yīng)最后配
②若反應(yīng)中有雙原子或者多原子時，化合價應(yīng)當(dāng)整體處理
五、氧化還原反應(yīng)的計算方法——電子守恒法
1．計算依據(jù)
對于氧化還原反應(yīng)的計算，要根據(jù)氧化還原反應(yīng)的實質(zhì)——反應(yīng)中氧化劑得到的電子總數(shù)與還原劑失去的電子總數(shù)相等，即得失電子守恒。利用守恒思想，可以拋開繁瑣的反應(yīng)過程，可不寫化學(xué)方程式，不追究中間反應(yīng)過程，只要把物質(zhì)分為始態(tài)和終態(tài)，從得電子與失電子兩個方面進(jìn)行整體思維，便可迅速獲得正確結(jié)果
2．守恒法解題的思維流程
(1)找出氧化劑、還原劑及相應(yīng)的還原產(chǎn)物和氧化產(chǎn)物
(2)列出一個原子或離子的化合價的變化 (注意化學(xué)式中粒子的個數(shù))
(3)根據(jù)題中物質(zhì)的物質(zhì)的量和電子守恒列出等式
在氧化還原反應(yīng)中，轉(zhuǎn)移電子數(shù)＝n(氧化劑)×變價原子個數(shù)×化合價變化值(高價—低價)
＝n(還原劑)×變價原子個數(shù)×化合價變化值(高價—低價)
【微點撥】部分氧化和部分還原的計算：要注意參加反應(yīng)的量不一定完全是被氧化、或被還原的量，或一種物質(zhì)由于歧化，有一部分被氧化，而另一部分被還原


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