氧化還原 物質分類 離子反應 總結

1、高考化學專題復習氧化還原反應1理解氧化還原反應,了解氧化劑和還原劑等概念。此類試題主要考查考生對氧化還原的有關概念的理解。 2掌握重要氧化劑、還原劑之間的常見反應。主要考查考生判斷氧化還原中物質的氧化性、還原性的強弱。3能判斷氧化還原反應中電子轉移的方向和數(shù)目，并能配平反應方程式。此類試題主要考查考生有關得失電子守恒的應用能力、氧化還原反應方程式配平技巧的掌握程度及思維的推演和抽象能力等。4在高考中直接配平氧化還原方程式的題型在前些年常有出現(xiàn)，但近幾年卻幾乎沒有出現(xiàn)過，而是以選擇題和填空題等題型為主。5氧化還原部分的內(nèi)容每年高考都要考到，無一例外，但直接考查氧化還原反應的題在高考化學試卷中所占

2、比重并不大，只占幾分，一般不會超過十分。一、氧化還原反應的基本概念1.判斷一個氧化還原反應能否進行，也應遵循“由強到弱”的規(guī)律，即反應式中的物質應符合“氧化性：氧化劑>氧化產(chǎn)物；還原性：還原劑>還原產(chǎn)物”。2.根據(jù)元素周期表比較：同周期元素的單質（或原子）從左到右還原性漸弱，氧化性漸強（稀有氣體元素除外），同主族元素單質（或原子）從上到下還原性漸強，氧化性漸弱。例如， 單質氧化性：F2>Cl2>Br2>I2>S， 還原性：Na<K<Rb<Cs。離子還原性：F-<Cl-<Br-<I-<S2-， 氧化性：Na+>K

3、+>Rb+>Cs+3.根據(jù)金屬活動順序：K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb（H）Cu Hg Ag Pt Au 還 原 性 漸 弱 K+ Ca2+ Na+ Mg2+ Al3+ Zn2+ Fe2+ Sn2+ Pb2+（H+）Cu2+ Fe3+ Ag+ 氧 化 性 漸 強4.據(jù)原電池電極：負極金屬比正極金屬活潑（還原性強）；據(jù)電解池中放電順序，先得電子者氧化性強，先失電子者還原性強。陽離子得電子順序（即氧化性強弱順序）：參考3中規(guī)律。陰離子失電子順序（即還原性強弱順序）：S2->I->Br->Cl->OH->NO3->SO42->

4、F- 5根據(jù)化合價：同種元素價態(tài)越高，氧化性越強（如Fe3+>Fe2+），但例外地，氧化性：HClO>HClO2>HClO3>HClO4），最高價態(tài)只有氧化性；價態(tài)越低，還原性越強（如S2->S>SO2），最低價態(tài)只有還原性；中間價態(tài)兼具氧化性和還原性。6.根據(jù)反應條件：反應原理相似的不同反應中，反應條件要求低，說明氧化劑或還原劑越強。7. 外界條件對氧化性或還原性強弱的影響（同一物質在不同條件下的氧化性或還原性）（1）、物質的濃度越高，氧化性或還原性越強。（2）、溫度越高，氧化性或還原性越強。（3）、酸性越強，氧化性越強；堿性越強，還原性越強。注意：比較氧

5、化性和還原性強弱的根本依據(jù)在于得失電子能力的大小，而絕不能以得失電子數(shù)目的多少作為依據(jù)。三、氧化還原反應中電子轉移的表示方法雙線橋法1、雙箭號從反應物指向生成物，箭號起止所指的均為同一種元素。2、線上標出得失電子的情況及價的升降、被氧化或被還原等內(nèi)容。單橋線法1、箭號由還原劑中失電子的元素指向氧化劑中得電子的元素；2、線上只標出轉移電子的總數(shù)。四、氧化還原反應的本質及應用 氧化還原反應的特征是化合價的升降，其本質是電子的轉移，且得失電子數(shù)目相等，這既是氧化還原反應方程式配平的原則，也是判斷氧化產(chǎn)物或還原產(chǎn)物的依據(jù)。五、氧化還原反應的規(guī)律和應用 1.一種氧化劑總是優(yōu)先氧化還原性更強的微粒，一種還

6、原劑優(yōu)先還原氧化性更強的微粒。2.價態(tài)歸中規(guī)律：同種元素的不同價態(tài)物質之間反應，產(chǎn)物中該元素的化合價為反應物的中間價態(tài)，若不能完全歸中，則化合價的升降不應有交叉 六、氧化還原反應方程式的配平氧化還原反應配平的依據(jù)是兩個守恒：質量守恒定律（反應前后各元素原子個數(shù)守恒）和得失電子守恒（若為離子方程式，則離子所帶電荷也應守恒）。配平的關鍵是找到作為配平出發(fā)點的基準物質。1、依據(jù)：化合價升降總數(shù)相等或電子轉移總數(shù)相等2、步驟：（1）、標出發(fā)生變化的元素的化合價；（2）、列出各價態(tài)的升降及數(shù)值； （3）、用最小公倍數(shù)法使化合價升降總數(shù)相等；（4）、用觀察法配平其他元素； （5）最后用氧元素檢查是否配平，

7、并將“”改為“”。3、氧化還原方程式的配平關鍵問題：列出化合價升降，再使化合價升降總數(shù)相等。方法技巧：一般從完全變價的物質入手，對于部分變價的物質應從產(chǎn)物入手。氧化還原反應的規(guī)律1.電子守恒規(guī)律 在氧化還原反應中，化合價有升必有降，電子有得必有失，對于一個完整的氧化還原反應，化合價升高的總數(shù)與降低的總數(shù)相等，失電子總數(shù)與得電子總數(shù)相等。2.價態(tài)規(guī)律 根據(jù)元素的化合價可以判斷物質是否具有氧化性或還原性，若元素處于最高價態(tài)，則只具有氧化性（如Fe3+、HNO3等），元素處于最低價態(tài)，則只具有還原性（如S2-、I-等），元素處于中間價態(tài)，既具有氧化性又具有還原性（如SO2、Fe2+等）。 應用：判斷

8、物質是否具有氧化性和還原性。3.強弱規(guī)律 在氧化還原反應中，具有氧化性的氧化劑在與具有還原性的還原性劑反應時，生成弱還原性的還原產(chǎn)物和弱氧化性的氧化產(chǎn)物。氧化劑 + 還原劑 = 還原產(chǎn)物 + 氧化產(chǎn)物在適宜條件下判斷用氧化性較強的物質制取氧化性較弱的物質，也可用于比較物質氧化性或還原性的強弱。氧化性：氧化劑 > 氧化產(chǎn)物 氧化劑 > 還原劑還原性：還原劑 > 還原產(chǎn)物 還原劑 > 氧化劑4.轉化規(guī)律 在氧化還原反應中，以元素相鄰價態(tài)之間的轉化比較容易，同時元素不同價態(tài)之間若發(fā)生反應，元素的化合價只靠近而不交叉。同種元素相鄰價態(tài)之間不發(fā)生氧化還原反應. 應用：分析氧化還原

9、反應的電子轉移情況。 5.難易規(guī)律 越易失電子的物質，失電子后就越難得到電子;越易得到電子的物質得電子后，就越難失電子。一種氧化劑同時和幾種還原劑相遇時，先與還原性較強的還原劑反應，同理，一種還原劑同時和幾種氧化劑相遇時，先與氧化性較強的氧化劑反應。離子反應1了解電解質的概念，了解酸、堿、鹽在水溶液中的電離。2了解離子反應的概念，了解離子反應發(fā)生的條件，并會判斷離子在溶液中能否大量共存。3能根據(jù)題目所給信息，運用書寫規(guī)則寫出典型反應的離子方程式；或結合具體反應，根據(jù)書寫規(guī)則對所給離子方程式進行正誤判斷。4掌握常見離子的檢驗方法。離子判斷1有關離子方程式的正誤判斷，是每年高考的必考題型，此類試題

10、常常從強弱電解質問題、得失電子守恒問題、電荷守恒問題及反應用量問題等方面去設題，著重考查考生對不同情況下離子方程式書寫中的易錯問題。解此類題時務必十分仔細，稍有疏忽就會鑄成大錯。2有關離子方程式的書寫要從離子反應過程中少量、多量及一定物質的量之比的反應物間、不同離子方程式的書寫要求，去分析離子之間的反應。對復雜問題可以采用分層次解決，各個擊破。3離子反應與離子共存是相互聯(lián)系的統(tǒng)一體。離子共存問題，主要從是否發(fā)生復分解反應、氧化還原反應和絡合反應三個方面進行分析。一、電解質與非電解質1分類依據(jù) 在_或_能否_。導電的是_，不導電的是_。2電離(1)概念：電解質_或_離解成能夠_的過程。(2)電離

11、的條件：_(離子化合物)或_(離子或共價化合物)。(3)表示方法電離方程式：強電解質，如_。弱電解質，如_。二、離子反應1概念 化合物在_下，有離子參加或生成的反應。2實質：_。3離子反應發(fā)生的條件(1)在水溶液中進行的復分解反應發(fā)生的條件：生成_，如BaSO4、CaCO3、CuS等； 生成_，如弱酸、弱堿、水等；生成_，如CO2、H2S等。(2)發(fā)生氧化還原反應類型的離子反應的條件：強氧化劑轉變?yōu)槿踹€原劑，強還原劑轉變?yōu)槿跹趸瘎╇x子方程式1概念 用實際參加反應的離子符號表示離子反應的式子。2書寫步驟(以碳酸鈣和鹽酸的反應為例)(1)寫：寫出正確的化學方程式，并配平，如_(2)拆：把_寫成離子

12、形式，如_。(3)刪：刪去方程式兩邊不參加反應的離子，如_。(4)查：檢查方程式兩邊是否_守恒和_守恒3意義離子方程式可表示_的離子反應。例如：離子方程式CO2H=CO2H2O可以表示_和_在溶液中的反應，如_。注意：電解質的強弱與物質內(nèi)部結構有關，與外界因素無關電解質的強弱與溶解性無關，某些鹽如BaSO4、CaCO3等，雖難溶于水卻是強電解質，如HgCl2、Pb(CH3COO)2盡管能溶于水，卻部分電離，是弱電解質。電解質的強弱與溶液的導電性沒有必然聯(lián)系，其導電能力強弱由溶液中自由離子的濃度決定，也與離子所帶電荷多少有關，很稀的強電解質溶液導電性很弱，濃度較大的弱電解質溶液導電性可能較強。因

13、此強電解質溶液的導電能力不一定強，弱電解質溶液的導電能力不一定弱。3對電解質和非電解質定義的理解，應注意如下幾點：(1)電解質與非電解質都屬于化合物，單質、混合物既不是電解質，也不是非電解質。例如NaCl溶液能導電，但不能說NaCl溶液是電解質，因為溶液是混合物；同樣地，鋁、銅等單質雖能導電，但也不是電解質。注意：不能錯誤的認為一種物質不是電解質就一定是非電解質。(2)電解質溶液導電不是電解質溶液電離的原因。恰恰相反，正因為電解質在水溶液中發(fā)生電離，溶液才能導電。例如NaCl固體并不導電，但其水溶液導電。注意：電解質導電的前提條件是發(fā)生電離，電解質不一定導電，導電的物質也不一定是電解質。(3)

14、電解質與非電解質之間沒有嚴格的界限。經(jīng)典電離理論是建立在水溶液基礎之上的。電解質在水分子作用下電離。水分子之間的作用也能部分電離，這叫做水的自電離(許多共價化合物分子能發(fā)生自電離)。因此水是最弱的電解質，是電解質與非電解質的分界線。當某化合物溶于水后離解出的離子數(shù)目(應該是濃度)遠遠大于水離解出的離子數(shù)目時，溶液的導電性明顯強于水。這種化合物就是電解質，反之就是非電解質。(4)某化合物是否是電解質與溶解性無關。如蔗糖溶于水，但是蔗糖是非電解質；難溶或不溶于水的鹽，由于溶解度很小，很難測出其溶液的導電性，但它們?nèi)苡谒囊稽c點，卻完全電離成離子，在熔融狀態(tài)下也完全電離，所以它們是電解質，例如BaS

15、O4、CaCO3。(5)有些溶于水能導電的化合物，還需要分析其導電原因。例如CO2、SO2水溶液能導電，但并不是CO2、SO2分子電離所致，而是它們與水反應生成的H2CO3、H2SO3電離出自由移動的離子而導電，所以只能說H2CO3、H2SO3是電解質，不能說CO2、SO2是電解質。注意：電解質的判斷關鍵是看本身能否電離出自由移動的離子。1.書寫離子方程式的注意事項(1)強酸、強堿和可溶性鹽寫成離子形式。(2)弱酸、弱堿、難溶鹽、單質、氧化物、氣體用化學式表示。(3)固體之間的反應(如消石灰與氯化銨)或固體與特定溶液(如銅和濃硫酸)的反應不能用離子方程式表示。只有在水溶液中或熔融狀態(tài)下進行的離

16、子反應，才能寫離子方程式。(4)對于微溶物的處理有三種情況：在生成物中有微溶物析出時，微溶物用化學式表示。例如，Na2SO4溶液中加入AgNO3溶液：2Ag=Ag2SO4。當反應物是微溶物的澄清稀溶液時，微溶物應寫成離子形式。當反應物是微溶物的濁液或固態(tài)時，微溶物應寫化學式。例如，在石灰乳中加入Na2CO3溶液：Ca(OH)2 =CaCO32OH。（5）多元弱酸的酸式鹽的酸根離子在離子方程式中不拆開，多元強酸酸式鹽的酸根在離子方程式中拆開寫。多種離子能否大量共存于同一溶液中，歸納起來就是：一色、二性、三特殊、四反應。1一色溶液顏色 若限定無色溶液，則Cu2、Fe3、Fe2、MnO 等有色離子不

17、能存在。2二性溶液的酸、堿性 (1)在強酸性溶液中，OH及弱酸根陰離子(如S2、CH3COO)不能大量存在；(2)在強堿性溶液中，H及弱堿陽離子(如NH 、Al3、Mg2、Fe3等)均不能大量存在；(3)酸式弱酸根離子(如HCO 、HSO 、HS等)在強酸性或強堿性溶液中均不能大量存在。3三特殊三種特殊情況歸判斷離子方程式正確與否的方法納：（1）檢查反應能否發(fā)生。 （2）檢查反應物、生成物是否正確。（3）檢查各物質拆分是否正確。 （4）檢查是否符合守恒關系（如：質量守恒和電荷守恒等）。（5）檢查是否符合原化學方程式?！拘〗Y】1.能發(fā)生復分解反應的離子之間（即生成沉淀，氣體，水、弱酸、弱堿等難電

18、離物質）。2.能生成微溶物的離子之間（如：Ca2+和SO42-；Ag+和SO42-）。3.能完全水解的離子之間，如多元弱酸和弱堿鹽的陰、陽離子（Al3+，F(xiàn)e3+與CO32-、HCO3-、AlO2-、ClO-，S2-）。4.能發(fā)生氧化還原反應的離子之間（如：Fe2+、H+、NO3-；S2-、ClO-；S2-、Fe3+等）。5.能發(fā)生絡合反應的離子之間（如Fe3+和SCN-）。解決離子共存問題時還應該注意題目所隱含的條件：1.溶液的酸堿性，據(jù)此來判斷溶液中是否有大量的H+或OH-。2.溶液的顏色，如無色時可排除Cu2+、Fe2+、Fe3+、MnO4-等有色離子的存在。3.溶液的具體反應條件，如“

19、氧化還原反應”，“加入鋁粉產(chǎn)生氫氣”。4.是“可能”共存，還是“一定”共存。一幾種重要陽離子的檢驗離子檢驗方法H+能使紫色石蕊試液或橙色的甲基橙試液變?yōu)榧t色。Na+、K+用焰色反應來檢驗時，它們的火焰分別呈黃色、淺紫色（通過鈷玻片）。Ba2+能使稀硫酸或可溶性硫酸鹽溶液產(chǎn)生白色BaSO4沉淀，且沉淀不溶于稀硝酸。Mg2+能與NaOH溶液反應生成白色Mg(OH)2沉淀，該沉淀能溶于NH4Cl溶液。Al3+能與適量的NaOH溶液反應生成白色Al(OH)3絮狀沉淀，該沉淀能溶于鹽酸或過量的NaOH溶液。Ag+能與稀鹽酸或可溶性鹽酸鹽反應，生成白色AgCl沉淀，不溶于稀 HNO3，但溶于氨水，生成Ag

20、(NH3)2+。NH4+銨鹽（或濃溶液）與NaOH濃溶液反應，并加熱，放出使?jié)駶櫟募t色石藍試紙變藍的有刺激性氣味NH3氣體。Fe2+能與少量NaOH溶液反應，先生成白色Fe(OH)2沉淀，迅速變成灰綠色，最后變成紅褐色Fe(OH)3沉淀?；蛳騺嗚F鹽的溶液里加入KSCN溶液，不顯紅色，加入少量新制的氯水后，立即顯紅色。2Fe2+Cl22Fe3+2ClFe3+能與 KSCN溶液反應，變成血紅色 Fe(SCN)3溶液，能與 NaOH溶液反應，生成紅褐色Fe(OH)3沉淀。Cu2+藍色水溶液（濃的CuCl2溶液顯綠色），能與NaOH溶液反應，生成藍色的Cu(OH)2沉淀，加熱后可轉變?yōu)楹谏?CuO沉

21、淀。含Cu2+溶液能與Fe、Zn片等反應，在金屬片上有紅色的銅生成。二幾種重要的陰離子的檢驗離子檢驗方法OH能使無色酚酞、紫色石蕊、橙色的甲基橙等指示劑分別變?yōu)榧t色、藍色、黃色。Cl能與硝酸銀反應，生成白色的AgCl沉淀，沉淀不溶于稀硝酸，能溶于氨水，生成Ag(NH3)2+。Br能與硝酸銀反應，生成淡黃色AgBr沉淀，不溶于稀硝酸。I能與硝酸銀反應，生成黃色AgI沉淀，不溶于稀硝酸；也能與氯水反應，生成I2，使淀粉溶液變藍。SO42能與含Ba2+溶液反應，生成白色BaSO4沉淀，不溶于硝酸。SO32濃溶液能與強酸反應，產(chǎn)生無色有刺激性氣味的SO2氣體，該氣體能使品紅溶液褪色。能與BaCl2溶液

22、反應，生成白色BaSO3沉淀，該沉淀溶于鹽酸，生成無色有刺激性氣味的SO2氣體。S2能與Pb(NO3)2溶液反應，生成黑色的PbS沉淀。CO32能與BaCl2溶液反應，生成白色的BaCO3沉淀，該沉淀溶于硝酸（或鹽酸），生成無色無味、能使澄清石灰水變渾濁的CO2氣體。HCO3取含HCO3鹽溶液煮沸，放出無色無味CO2氣體，氣體能使澄清石灰水變渾濁?；蛳騂CO3鹽酸溶液里加入稀MgSO4溶液，無現(xiàn)象，加熱煮沸，有白色沉淀 MgCO3生成，同時放出 CO2氣體。PO43含磷酸根的中性溶液，能與AgNO3反應，生成黃色Ag3PO4沉淀，該沉淀溶于硝酸。NO3濃溶液或晶體中加入銅片、濃硫酸加熱，放出紅

23、棕色氣體?？键c點撥 本講知識點在高考中的題型主要以選擇題為主，常常結合元素化合物來進行考查。本講高考命題除直接考查基本概念外，近年還出現(xiàn)以物質組成和分類的概念為出發(fā)點，逐步向環(huán)保、高科技、生產(chǎn)、生活等方向滲透發(fā)展，以反映高新科技和人們普遍關注的社會問題為切入口，將有關物質組成、分類的概念與物質結構融合于試題之中的信息遷移型試題智能整合1分子、原子、離子：是微觀概念，說明物質的微觀構成。（1）由分子構成的物質（分子晶體）：非金屬單質（H2、X2、O2、O3、N2、P4、S、C60、稀有氣體等）非金屬氫化物（HX、H2O、NH3、H2S等） 酸酐（SO2、CO2、SO3、P2O5、N2O5 等）酸

24、類（HClO4、HClO、H2SO4、H3PO4、H2SiO3等）有機物（烴類、烴的衍生物、糖類、氨基酸等） 其它（NO、N2O4、Al2Cl6等）（2）由原子直接構成 原子晶體：稀有氣體 金剛石 晶體硅 二氧化硅 碳化硅 石墨（混合型晶體）等（3）由陰陽離子構成的物質（離子晶體）：絕大多數(shù)鹽、強堿、低價金屬氧化物。2元素：宏觀概念，說明物質的宏觀組成。 地殼中前五種元素的質量分數(shù)：O48.6；Si26.4；Al7.73；Fe4.75；Ca3.45；3純凈物和混合物的判斷純凈物 有固定的組成和結構 有一定的熔沸點 混合物 無固定的組成和結構 無一定的熔沸點 保持一種物質的性質 保持原有物質各自

25、性質（1）常見混合物： 高分子（如蛋白質、纖維素、聚合物、淀粉等）；分散系（如溶液、膠體、濁液等）； 同分異構體（如二甲苯總是混合物）；（2）常見特殊名稱的混合物：石油、石油的各種餾分、煤、漂粉精、堿石灰、福爾馬林、天然油脂、天然氣、水煤氣、鋼鐵、黃銅（含Zn）、青銅（含Sn）、鋁熱劑、黑火藥等。4物質的分類注意點（1）氧化物的兩種分類及相互關系通常所講酸酐是針對含氧酸而言的，對于一般的無機含氧酸來說，酸酐是酸中心元素的等價氧化物，如H2SO3SO2；HNO3N2O5 。對于某些有機酸，則酸酐中還含有其他元素（如H）。某些金屬元素也有相應的含氧酸，如HMnO4、H2CrO4，其對應酸酐分別是M

26、n2O7 、CrO3均為金屬氧化物。難溶性酸的酸酐一般不能直接與水化合，如SiO2。（2）按酸分子中H原子數(shù)來決定幾元酸，是不科學的。對于某些含氧酸 如H3PO3其分子結構為 其中只有2個OH直接與中心原子成鍵，二元酸。CH3COOH分子中雖有4個H，但根據(jù)OH數(shù)確定它為一元酸。5物理變化和化學變化的特征和本質（1）特征：有無新物質生成（2）本質：有無化學鍵的斷裂和形成（3）現(xiàn)象：物理變化大小、形狀、狀態(tài)改變化學變化發(fā)光、發(fā)熱、變色、析出沉淀等（4）實例：物理變化蒸餾（分餾）、鹽析、吸附、電泳、升華、焰色反應、金屬導電等化學變化干餾、電解、水解、變性、電解質溶液導電、同素異形體轉變等。物質的量

27、濃度考點一 物質的量濃度1.定義：以1L溶液里所含溶質B的物質的量來表示溶液的濃度叫做物質的量濃度.符號為：cB；單位為： molL-12.表達式：cB=(n為溶質B的物質的量，單位為mol/L；V為溶液的體積，單位為L)考點二 物質的量濃度溶液的配制1.物質的量濃度溶液的配制步驟：（1）計算：如溶質為固體時，計算所需固體的質量；如溶液是液體時，則計算所需液體的體積。（2）稱量：用天平稱出所需固體的質量或用量筒量出所需液體的體積。（3）溶解：把稱量出的溶質放在燒杯中加少量的水溶解，邊加水邊震蕩。（4）轉移：把所得的溶解液用玻璃棒引流注入容量瓶中。（5）洗滌：用少量的蒸餾水洗滌燒杯和玻棒2-3次，把每次的洗滌液一并注入容量瓶中。（6）定容：向容量瓶中緩緩注入蒸餾水至離容量瓶刻度線1-2cm處，再用膠頭滴管滴加蒸餾水至凹液面與刻度線相切。（7）搖勻：蓋好瓶塞，用食指頂住瓶塞，另一只手托住瓶底，反復上下顛倒搖勻，然后將所配的溶液倒入指定試劑瓶并貼好標簽。2.誤差分析：根據(jù)c=n/V =m/MV來判斷，看m、V是變大還是變小，然后確定c的變化。特別提醒：在配制物質的量濃度的溶液時，按操作順序來講，需注意以下幾點：1.計算所用溶質的多少時，以下問題要弄清楚：溶質為固體時，分兩