化學必修一氧化還原反應與離子反應知識點總結及練習題

1、氧化還原反應與離子反應知識點總結一、氧化還原反應的有關概念 概念轉化：還原劑 氧化劑 物 質 產物 氧化產物 還原產物 反應物 生成物 發(fā)生還原反應（反應）具有氧化性（性質） 元素化合價降低 元素化合價升高 具有還原性（性質）發(fā)生氧化反應（反應）元素失電子 元素得電子 元素被氧化 元素被還原 同時發(fā)生 電子轉移 變價相等 口訣：升失氧，降得還，若說性，恰相反；1、在化學反應中，有一種物質被氧化，必定有一種物質被還原，這樣的反應叫氧化還原反應。 2、物質失去電子的反應就是氧化反應，物質得電子的反應就是還原反應。 3、凡有電子轉移（得失或偏移）的反應就是氧化還原反應。

2、 4、在氧化還原反應中，物質中的原子得電子，則元素的化合價降低被還原，發(fā)生還原反應，變成還原產物，則該物質是氧化劑，具有氧化性。 5、在氧化還原反應中，物質中的原子失電子，則元素的化合價升高被氧化，發(fā)生氧化反應，變成還原產物，則該物質是還原劑，具有還原性。二、電子轉移的表示方法1、單線橋法：表示氧化劑與還原劑之間電子轉移的方向和總數。還原劑 + 氧化劑 = 氧化產物 + 還原產物 ne-2、雙線橋法（了解）：表示氧化劑及其還原產物、還原劑及其氧化產物之間得失電子情況。還原劑 + 氧化劑 = 氧化產物 + 還原產物得 ne-失 e-三、中學常見的氧化劑和還原劑及氧化性、還原性

3、強弱的判斷方法（一）常見氧化劑與還原劑1、氧化劑（1）非金屬性較強的單質：（2）變價元素中高價態(tài)化合物：（3）高價態(tài)金屬陽離子：（4）能電離出H+的物質：（5）其他：2、還原劑（1）金屬性較強的單質：（2）某些非金屬單質：（3）變價金屬中某些低價態(tài)化合物：（4）其他：單質S、Sn2+鹽、濃鹽酸、NH3等（二）氧化性、還原性強弱的常用判斷方法（兩種題型考法）1、根據金屬活潑性判斷金屬的金屬性越強，單質的還原性越強，其對應離子的氧化性越弱。（1）單質的還原性：按金屬活動性順序依次減弱。（強調順序）（2）離子的氧化性：按金屬活動性順序依次增強（鐵指Fe2+）如氧化性：2、根據非金屬的活潑性判斷非金屬

4、性越強，單質的氧化性越強，其對應離子的還原性越弱。（1）單質的氧化性：（2）離子的還原性：3、通過元素周期表判斷4、通過化學反應判斷氧化劑+還原劑 氧化產物+還原產物氧化性：氧化劑>氧化產物；還原性：還原劑>還原產物。簡記為：左>右。5、通過相近的反應判斷如由，可得出氧化性：6、有反應條件的難易比較不同氧化劑與同一還原劑反應時，反應條件越易，氧化性越強；不同還原劑與同一氧化劑反應時，反應條件越易，還原性越強。如鹵素單質按的順序反應條件越來越難，反應條件要求越來越高，則可得出氧化性：。氧化還原反應專項練習1下列反應不屬于四種基本反應類型，但屬于氧化還原反應的是 A2F2+2H2

5、O=4HF+O2C2AgNO3+Na2CO3=2NaNO3+Ag2CO3 2下列變化屬于還原反應的是 AFeFeSO4 BCu(NO3)2CuCPP2O5 DNaClAgCl3下列說法中錯誤的是 A化合反應不一定是氧化還原反應 B分解反應不一定是氧化還原反應C置換反應一定是氧化還原反應D復分解反應一定是氧化還原反應4實現下列反應需加入氧化劑的是 AHClCaCl2 BHClH2CHClCl2 DHClCO25下列對氧化還原反應的分析中合理的是 AMg變?yōu)镸gO時化合價升高，因此Mg在該反應中應中作還原劑BKMnO4受熱分解時，Mn元素化合價一方面升高一方面降低，因此反應中錳元素既被氧化又被還原

6、 C凡是氧化還原反應能能造福于人類6某元素在化學反應中由化合態(tài)變?yōu)橛坞x態(tài)，則該元素 A一定被氧化 B一定被還原C既可能被氧化又可能被還原 D以上都不是7在下列有關氧化還原反應的敘述中，正確的是 A肯定有一種元素被氧化，另一種元素被還原B在反應中不一定所有元素的化合價都發(fā)生變化C置換反應一定屬于氧化還原反應D氧化還原反應中的任一反應物，不是氧化劑，就一定是還原劑8.下列粒子中,既具有氧化性,又具有還原性的是( ) A.Mg B. Zn2+ C. Fe2+ D.HCl 9.下列各反應中,水只做氧化劑的是( ) A. C+ H2O =CO+ H2 B.2 H2O= 2 H2+ O2C. Na2O +

7、 H2O =2NaOH D.CuO+ H2= Cu+ H2O 10、對C+CO2=2CO的說法不正確的是A、 該反應是氧化還原反應 B、該反應的氧化劑是CO2C、氧化產物與還原產物的物質的量之比是1：1 D、按照方程式該反應中轉移的電子數是411、已知反應CL2+H2O=HCL+HCLO，對該反應的說法正確的是A、 CL2是氧化劑，H2O是還原劑 B、氧化劑與還原劑的物質的量比是1：2C、按照方程式進行，氧化劑失電子1 mol D、CL2既是氧化劑又是還原劑12. 黑火藥爆炸反應為：S+2KNO3+3C=K2S+3CO2+N2。在該反應中，氧化劑是（ ）C S K2S KNO3 N2A、 B、

8、 C、 D、13.在H2SO3+2 H2S=3 H2O+3S反應中,被氧化與被還原元素的質量比為( ) A.1:1 B.2:1 C.1:2 D.3:214M2O7x-離子和S2-在酸性溶液中發(fā)生如下反應：M2O7x-+3S2- +14H+ =2M3+3S+7H2O，則M2O7x-離子中M的化合價是（ ） A +2 B +3 C +4 D +615.已知:Ni+CuSO4=NiSO4+Cu Cu+2AgNO3=Cu(NO3)2+2Ag 則下列判斷正確的是( ) A.還原性:Ni>Cu>Ag B.氧化性:Ni2+ >Cu2+ >Ag+ C.還原性:Ni<Cu<A

9、g D.氧化性:Ni2+ <Cu2+ <Ag+16標出下列氧化還原反應中電子轉移的方向和數目。 Cl2 + 2KBr = 2KCl + Br2 H2S + Cl2 = S+ 2HCl氧化劑：還原劑： 氧化劑：還原劑：MnO2+ 4HCl = MnCl2 + Cl2+ 2H2O3Cu + 8HNO3(稀) = 3Cu(NO3)2 +2NO+ 4H2O氧化劑：還原劑： 氧化劑：還原劑：2H2S + SO2 = 3S + 2H2O Cl2 + H2O = HCl + HClO氧化劑：還原劑： 氧化劑：還原劑： 2FeCl3 + 2KI = 2FeCl2 + 2KCl + I2 2Al +

10、 6H+ = 2Al3+ + 3H2氧化劑：還原劑： 氧化劑：還原劑：17在2KClO3 = 2KCl + 3O2的反應中，氯元素從_ 價變?yōu)開價，發(fā)生_ 反應；氧化劑是_ ，還原劑是_。電子從_ _元素轉移給_元素，轉移的電子總數是_。18氧化還原反應的實質是_，其特征是_。物質中的某元素發(fā)生氧化反應時，反應結果該元素的化合價_，該物質在反應中所起的作用是_；物質中某元素被還原時，它發(fā)生了_反應，_電子，結果化合價_，該物質在反應中所起的作用是_。19在Cu2+、Fe2+、Al3+、Fe、Cl2、Cl-、S2-、S八種粒子中，只具有氧化性的是_，只具有還原性的是_ ，既具有氧化性又具有還原性

11、的是 _ 。1.最外層具有8個電子（只有一個電子層的具有2個電子）的結構，屬于相對穩(wěn)定結構。金屬元素最外層電子一般少于4個，在反應中易失去電子；非金屬元素最外層電子一般多于4個，在反應中易得到電子。2.離子：是帶電的原子  原子離子定義化學反應中的最小微粒帶電的原子（或原子團）電性不帶電帶電荷陽離子：所帶電荷數=+（質子數-核外電子數）陰離子：所帶電荷數=-（核外電子數-質子數）聯系都是構成物質的一種粒子，原子失去電子變成陽離子，原子得到電子變成陰離子3、物質與其構成粒子之間的關系 4.物質的構成和物質組成的表示  5.相對原子質量：是原子的相

12、對質量，即以一種碳原子（原子核內有6個質子和6個中子的一種碳原子）質量的十二分之一作為標準，其他原子的實際質量跟它相比較，所得的數值，就是該種原子的相對原子質量 6. a.離子概念：帶電的原子或原子團分類及形成：陽離子（由于原子失去電子而形成）帶正電；陰離子（由于原子得到電子而形成）帶負電b.注意：原子在變?yōu)殡x子時，質子數、元素種類沒有改變；電子數、最外層電子數、元素化學性質發(fā)生了改變。c.表示方法：在元素符號右上角標明電性和電荷數，數字在前，符號在后。若數字為1時，可省略不寫。例如：鈉離子：Na。d.離子符號表示的意義：表示一個某種離子；表示帶n個單位某種電荷的離子。例如：Fe3+

13、 ：帶3個單位正電荷的鐵離子e.元素符號右上角的數字的含義：表示一個離子所帶的電荷數。例如：Fe3+ ：3表示一個鐵離子帶3個單位的正電荷f.離子中質子數與電子數的關系：陽離子：質子數>電子數 陰離子：質子數<電子數g.離子與原子的區(qū)別與聯系粒子的種類原 子離 子陽離子陰離子區(qū)別粒子結構質子數=電子數質子數>電子數質子數<電子數粒子電性不顯電性顯正電顯負電符 號用元素符號表示用離子符號表示用離子符號表示相互轉化得到電子失去電子得到電子失去電子 陽離子 原子 陰離子相同點都是構成物質的一種微粒；質量、體積都很?。辉诓煌＿\動；有間隙h.離子個數的表示方法：在離子符號前面加系

14、數。例如：2個鈉離子：2Nai.離子符號前面的數字：表示離子的個數。7.、離子間能發(fā)生復分解反應而不能大量共存：（1）離子間能生成難溶或微溶的物質，而不能大量共存。如： SO42與Ba2+、Ca2+、Ag+等不能共存； CO32與Ba2+、Ca2+、Mg2+、Ag+、Cu2+、Zn2+等不能共存； S2與Cu2+、Pb2+、Fe2+、Hg2+、Ag+等不能共存； OH與Mg2+、Al3+、Fe2+、Fe3+、Cu2+、Ag+、Zn2+等不能共存； AlO2與HCO3不能大量共存：AlO2+HCO3+H2O=Al(OH)3+CO32（2）離子間能生成氣體或易揮發(fā)性物質而不能大量共存。如：H+與C

15、O32、HCO3、SO32、HSO3、S2、HS等不能共存；（3）離子間能發(fā)生氧化還原反應而不能大量共存。如： H+與OH、AlO2、SiO32、ClO、F、PO43、HPO42、H2PO4、CH3COO、C6H5O等不能大量共存； OH與H+、NH4+、HCO3、HSO3、HS、H2PO4、HPO42等不能大量共存；8.、離子間能發(fā)生氧化還原反應而不能大量共存：（1）在酸性條件下 NO3與I、Br、Fe2+、S2、HS、SO32、HSO3等不能共存； S2與SO32等不能共存；（堿性條件下可以共存） MnO4與I、Br、Cl、S2、HS、SO32、HSO3、Fe2+等不能共存； ClO與Fe

16、2+、I、S2、HS、SO32、HSO3等不能共存；（2）Fe2+與S2、HS、SO32、HSO3、I等不能共存；9、離子間能發(fā)生絡合反應而不能大量共存：（1）Fe3+與SCN、C6H5O不能共存；（2）Ag+與NH4+在堿性條件下不能共存。10、離子間能發(fā)生雙水解反應而不能大量共存：（1）Al3+與AlO2、HCO3、CO32、HS、S2、SO32、HSO3、SiO32、ClO、C6H5O等不能共存；（2）Fe3+與AlO2、HCO3、CO32、SiO32、ClO等不能共存；（3）NH4+與AlO2、SiO32等不能共存；11.與氫離子不能大量共存的離子有OH- ,弱酸根離子如：CO32-

17、、SO32- 等，還有酸式根離子如：HCO3- 、HS-等12.與氫氧根離子不能大量共存的離子有H+,弱堿陽離子如：Cu2+ 、Fe3+ 等，還有酸式根離子如：HCO3- 、HS- 等13.與氫離子和氫氧根離子均不能大量共存的離子HCO3- 、HS- 等14.有色溶液中不能大量共存的離子有Cu2+,Fe2+,Fe3+,MnO4-均是有色離子 二價和三價鐵離子 MnO4-、是常見的強氧化性離子，它與S2-、SO32-等強還原性離子無論在酸性、中性還是堿性溶液中，都不能大量共存 銅離子不能跟氫氧根等共存15.鋁離子與什么離子生成沉淀而不能大量共存 碳酸根16.偏鋁酸根離子與什么離子生成沉淀而不能大

18、量共存 ALO2-不能和能水解產生H+的弱堿陽離子大量共存，否則會產生AL(OH)3沉淀。弱堿陽離子水解產生的酸性不足以溶解產生的AL(OH)3。H+ + ALO2- +H2O=AL(OH)3, ALO2不能和少量H+共存，大量可以，因為大量H+可以溶解AL(OH)3。17.鐵離子與什么離子發(fā)生絡合反應而不能大量共存如：Fe3+和SCN- 三價鐵離子會和硫氰根離子發(fā)生絡合反應，生成血紅色的絡合物18.鐵離子與什么離子因發(fā)生還原氧化反應而不能大量共存 S2-、I-等等 Fe3+和S2-不能共存是氧化還原反應，因為鐵離子有一定的氧化性，硫離子處于最低價態(tài)，具有一定的還原性，兩者反應生成單質硫沉淀和

19、亞鐵離子19.亞鐵離子與什么離子因發(fā)生還原氧化反應而不能大量共存HNO3-3Fe2+4H+ +NO3-=3Fe3+2H2O+NO,Fe2+被NO3-氧化成Fe3+因發(fā)生氧化還原反應而不能大量共存像8,9題因為氧化還原反應不能共存的更多的例子：強氧化性的：MnO4-,ClO-,Fe3+,MnO4(2-),CrO4-(重鉻酸根離子），等等較強還原性的：Ag+,Fe2+,S2-,Cu2+,I-,等等，這些與上面的結合都會反應（兩個鐵結合的除外）通過以上分析可知離子不能共存的原因一般是：20.溶液里的離子間能夠反應，生成難溶、難電離、易揮發(fā)的物質時，不能大量共存。21.弱堿的金屬陽離子不能存在于強堿溶

20、液中。如NH4、Fe3+、Cu2、Al3+等不能與OH大量共存。22.弱酸根的陰離子不能存于強酸溶液中，如碳酸根、醋酸根、硫離子、偏鋁酸根、次氯酸根不能與氫離子大量共存。23.弱酸的酸式酸根，既不能存在于強酸溶液中，也不能存在于強堿溶液中。如碳酸氫根、硫氫離子、亞硫酸氫根、磷酸氫根、磷酸二氫根等既不能與氫離子共存，也不能與氫氧根共存。24.水解顯酸性的離子與水解顯堿性的離子一般不能大量共存，如三價鐵離子、鋁離子不能與偏鋁酸根、碳酸根、碳酸氫根、硫離子等陰離子大量共存。25.兩種離子間發(fā)生氧化還原反應時不能大量共存。如在強酸溶液中二價鐵離子、硫離子、碘離子不能與高錳酸根、硝酸根等離子大量共存。2

21、6.兩種離子相遇生成穩(wěn)定的絡離子時不能大量共存。如三價鐵離子與硫氰根離子大量共存。27.離子方程式概念：用實際參加反應的離子符號表示離子反應的式子。 （概念關鍵在理解，并不能說明實質。離子方程式有其書寫規(guī)則，并不是所有的離子方程式都是用實際參加反應的離子表示離子反應。例如：醋酸與氫氧化鈉反應實質是氫離子與氫氧根反應，寫離子方程式時由于醋酸是弱酸，應寫分子式。） 意義：1.揭示離子反應的本質 2.表示同一類型離子反應 28.書寫離子方程式的基本步驟為：“寫”：寫出有關反應的化學方程式。 “拆”：可溶性的強電解質(強酸、強堿、可溶性鹽)用離子符號表示，其它難溶的物質、氣體、水等仍用分子式表示。微溶

22、的強電解質應看其是否主要以自由離子形式存在，例如，石灰水中的Ca(OH)2寫離子符號，石灰乳中的Ca(OH)2用分子式表示。濃硫酸中由于存在的主要是硫酸分子，也書寫化學式。濃硝酸、鹽酸書寫離子式。 “刪”：刪去方程式兩邊不參加反應的離子。 “查”：檢查式子兩邊的各種原子的個數及電荷數是否相等（看是否配平），還要看所得式子化學計量數是不是最簡整數比，若不是，要化成最簡整數比。 29.離子方程式的正誤判斷規(guī)律：1.依據四原則 (1)客觀事實原則 如2Fe + 6H+ = 2Fe3+ + 3H2，錯在H+不能把Fe氧化成Fe3+，而只能氧化成Fe2+。應為：Fe + 2H+ = Fe2+ + H2。

23、 (2)質量守恒原則 如Na + H20 =Na+ + OH- + H2，錯在反應前后H原子的數目不等。應為：2Na + 2H2O = 2Na+ + 2OH- + H2。 (3)電荷守恒原則 如Fe3+ + Cu = Fe2+ + Cu2+，錯在左右兩邊電荷不守恒。應為：2Fe3+ + Cu =2Fe2+ + Cu2+。 (4)定組成原則 如稀硫酸與Ba(OH)2溶液反應：H+ + SO4- + Ba2+ + OH- = BaSO4 + H2O，錯在SO42-和H+，Ba2+和OH-未遵循1：2這一定組成。應為：2H+ + SO4- + Ba2+ + 2OH- =BaSO4 + 2H2O。 2

24、.看拆分正誤 (1)能拆分的物質 如Ca(HCO3)2 + 2H+ =Ca2+ + 2CO2 + 2H2O，錯在未將Ca(HCO3)2拆分成Ca2+ 和HCO3-。應為：HCO3- + H+ =CO2 + H2O。 可見：能拆分的物質一般為強酸（如鹽酸HCl）、強堿（如氫氧化鈉NaOH）、和大多數可溶性鹽（氯化鈉NaCl）等強電解質 (2)不能拆分的物質 如Cl2 + H2O 2H+ + Cl- + ClO-，錯在將弱酸HClO改寫成了H+ 和 ClO-。應為：Cl2 + H2O = H+ + Cl- + HClo。 可見不可拆分的物質一般為弱酸（如氫硫酸H2S）、弱堿（如氫氧化鎂Mg(OH)

25、2、一水合氨NH3H2O）、少數可溶性鹽（如氯化亞汞HgCl2）、沉淀（CaCO3、AgCl、Cu(OH)2等）、氣體（CO2、H2等）和水 3.分析量的關系 如把過量的NaHCO3溶液與Ca(OH)2溶液混合：HCO3- + Ca2+ + OH- =CaCO3 + H2O，錯在未考慮反應物中量的關系。應為：2HCO3- + Ca2+ + 2OH- = CaCO3 + 2H2O +CO32-。 4.查看是否有忽略隱含反應 如將少量SO2通入漂白粉溶液中：H2O + SO2 + Ca2+ + 2ClO- = CaSO3 + 2HClO，錯在忽略了HClO可以將+4價的硫氧化。應為： Ca2+ +

26、 2ClO- + SO2 + H2O = CaSO4 + H+ + Cl- + HClO。 30.易錯分析：所有氧化物過氧化物統(tǒng)一寫化學式,初學者易忽略只有易溶且易電離的電解質用離子符號表示，往往將許多不可溶的強電解質拆開，導致錯誤。這里必須清楚，像過氧化鈉、氧化鈉等活潑金屬氧化物或過氧化物，雖然是易溶的電解質,但是不可拆。 還有像碳酸氫鈉，屬于可溶的強電解質，但是有時（例如向飽和碳酸鈉中通二氧化碳）也寫作化學式，那就要看它主要是以固態(tài)物質形式存在，還是在溶液中以離子形式存在。 強酸的酸式鹽如硫酸氫鈉要拆成鈉離子、氫離子和硫酸根離子（高中只有硫酸氫鹽屬此類）；弱酸酸式鹽如碳酸氫鈉則拆成鈉離子和

27、碳酸氫根離子（碳酸、磷酸、亞硫酸等的酸式鹽皆屬此類）。 弱電解質、非電解質、氧化物、單質、沉淀、氣體都不能拆。 31. 33種易誤拆而不能拆的物質BaSO4,BaCO3,CaCO3,MgCO3,Ag2CO3 FeS,CuS Fe(OH)3,Cu(OH)2,Al(OH)3,Mg(OH)2 NH3·H2O AgCl,AgBr,AgI CH3COOH,HF,HClO,H2CO3,H2S,H2SO3 MnO2,CuO,Fe2O3,Al2O3,Na2O,Na2O2 HCO3-,HS-,HSO3-,H2PO4-,HPO4 2- 32.判斷溶液中離子能否大量共存的規(guī)律:多種離子能否大量共存于同一溶

28、液中，歸納起來就是：一色，二性，三特殊，四反應。 a.一色-溶液顏色:若限定無色溶液，則Cu2+,Fe2+,Fe3+,MnO4-等有色離子不能存在。 b.二性-溶液的酸，堿性:（1）在強酸性溶液中，H+及弱酸根陰離子（如CO32-,SO32-,S2-,CH3COO-等）均不能大量存在； （2）在強堿性溶液中，OH-及弱堿陽離子（如NH4+,Al3+,Mg2+,Fe3+等）均不能大量存在； （3）酸式弱酸根離子（如HCO3-,HSO3-,HS-）在強酸性或強堿性溶液中均不能大量存在。 c.三特殊-三種特殊情況:（1）AlO2-與HCO3-不能大量共存： AlO2-+HCO3-+H2O=Al(OH

29、)3+CO32-； （2）“NO3-+H+”組合具有強氧化性，能與S2-,Fe2+,I-,SO32-等因發(fā)生氧化還原反應而不能大量共存； （3）NH4+與CH3COO-，CO32-，Mg2+與HCO3-等組合中，雖然兩種離子都能水解且水解相互促進，但總的水解程度很小，它們在溶液中能大量共存（加熱就不同了）。 d.四反應-四種反應類型:指離子間通常能發(fā)生的四種類型的反應，能相互反應的離子顯然不能大量共存。 （1）復分解反應 如Ba2+與SO42-，NH4+與OH-，H+與CH3COO-等； （2）氧化還原反應 如Fe3+與I-,NO3-(H+)與Fe2+,MnO4-(H+)與Br-等； （3）相互促進的水解反應 如Al3+與HCO3-,Al3+與AlO2-等； （4）絡合反應 如Fe3+與SCN-等。33、a.定義：有離子參加或生成的化學反應 所以有的物質后面沒有離子符號，只要反應方程式中出現離子就可以用實際參加反應的離子的符號表示離子反應的式子 稱為離子反應方程式b.離子反應方程式書寫：寫、改、刪、查寫：寫出化學反應方程式改：把易溶解、易電離的物質改成離子刪：刪去不參加反應的離子查：檢查原子個數和電荷數是否守恒關鍵記住:不可以改為離子的物質：難溶物（如BaSO4)；難電離物（弱酸、弱堿等弱電解質, H2O）；氣體（CO2