氧化还原及离子反应

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1、氧化还原反应及离子反应11、四种基本反应类型： 化合反应，分解反应，置换反应，复分解反应氧化还原反应和四种基本反应类型的关系二氧化还原反应1.氧化还原反应：有电子转移的反应2. 氧化还原反应 实质：电子发生转移判断依据：元素化合价发生变化氧化还原反应中概念及其相互关系如下：失去电子化合价升高一一被氧化（发生氧化反应）一一是还原剂（有还原性） 得到电子化合价降低被还原（发生还原反应）一一是氧化剂（有氧化性）1. 氧化还原反应中电子转移的表示方法双线桥法表示电子转移的方向和数目失去2乂“I-10 0 -1 2KBr + 01= Br2 + 2KC1 丨牛注意：a.“e-”表示电子。得到农巳b. 双

2、线桥法表示时箭头从反应物指向生成物，箭头起止为同一种元素， 应标出“得”与“失”及得失电子的总数。c. 失去电子的反应物是还原剂，得到电子的反应物是氧化剂d. 被氧化得到的产物是氧化产物，被还原得到的产物是还原产物2. 氧化性、还原性强弱的判断（1）通过氧化还原反应比较：氧化剂+还原剂氧化产物 + 还原产物 氧化性：氧化剂 氧化产物 还原性：还原剂 还原产物（ 2）从元素化合价考虑： 最高价态一一只有氧化性，如 Fe3+、H2SO4、KMnO4 等； 中间价态一一既具有氧化性又有还原性，如 Fe2+、S、Cl2 等；最低价只有还原性，如金属单质、Cl-、S2-等。3）根据其活泼性判断根据金属活

3、泼性对应单质的还原性逐渐减弱*K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au 对应的阳离子氧化性逐渐增强 根据非金属活泼性:对应单质的氧化性逐渐减弱片Cl2 Br2I2S对应的阴离子还原性逐渐增强(4) 根据反应条件进行判断： 不同氧化剂氧化同一还原剂，所需反应条件越低，表明氧化剂的氧化剂越强；不同还原剂还原同一氧化剂，所需反应条件越低，表明还原剂的还原性越强。如：2KMnO 4+ 16HC1 浓)=2KC1 + 2MnCl2 + 5C|f + 聊MnO 2 + 4HC1 浓)= MnCl 2 + C|f + 缈前者常温下反应，后者微热条件下反应，故物

4、质氧化性：KMnO 4 MnO 2Fe + S = FeS可得氧化性Cl2 S(5) 通过与同一物质反应的产物比较 如：2Fe + 3C| = 2FeC|3、氧化还原方程式的配平(aBB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。(b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。”i、确定氧化剂、氧化产物、还原剂、还原产物的化合价ii用观察法找出元素化合价的变化值ii、用化合价升降总数相等的原则确定化学计量数。iv、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。V、检查核实各元素原子个数在反应前后是否相等。对

5、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。(c配平技法i、奇数配偶法：如S+C+KNO 3CO 2+N2 + K2S，反应物KNO 3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KNO 3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。如：ii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 化合价升高4024S+KOH（热、浓）=K2S+K2SO3 + H2O化合价降低2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

6、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。iii、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+HNO3Fe（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3X3+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

7、法配平得到： 3， 41， 9， 14， 3， 16。iv、1n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+h2si2+k2so4+h2o设kio3的化学计量数为1, KI的化学计量 数为 n。a. nKl+1KIO3+ 土 H2S凹 I2+ 土 K2SO4+ 旦 H2O3 2 2 2 2 2 2 4 2

8、2b. 列方程（根据氧原子数相等） 3=匕X4+ 土解之n= 12 2 5c. 代入n值：5KI+KIO3+ fH2S|屮 fK2SO4+ |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1Na2S + nNaClO+ （2x2）NaOHxNa2SO4+nNaCl+2（ x -1）2H2O据氧原子相等列方程：n+ 2x2= 4x+ x1 解之 n= 3x+1 将 n 值代入得：1, （3x+1）, 2（x1）, x, （3x+ 1）, （x1） 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

9、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+cK2S+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：

10、Cu2+FeS2+ Cu2S+SO42-+Fe2+ _可有两种选择：（14、5、12H2O、7、3、5、24H+ ）或（14、5、24OH-、7、3、5、12电0） 后一种配平由于OH-与Cu2+不能共存所以不正确。三、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- HCl = H+ Cl-HNO 3 = H+

11、 + NO3-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。这是酸的3本质。 同样的，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NH 4+）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、Na2S0 NaHSO NaHCO 3KC1 = K+ + ClNa2SO 4 = 2 Na +SO ,2-NaHSO 4 = Na+ + H+ +SO 42NaHCo 3 = Na+ + HCO 3 注意， 4碳酸是一种弱酸；而4硫酸是强酸，完3全电离。3小结注意：1、HCO 3-、OH -、SO 42-等原子团不能拆开2、HSO 4-在水溶液中拆

12、开写，在熔融状态下不拆开写。3、电解质与非电解质 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。 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、酒精等。 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，只需满足其中之一。（5）、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。4、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

13、解质还是非电解质的导电都是指本身，厂混合物单质强酸、犬多数盐、数有的蔑子化合物厂电解质I化合物非电解质:C02. S02. NH3. CH3CH2OH而不是说只要在水溶液或者是熔化能导电就是电解质。莊不是电解盛也不是非电解威=MO. CO注意事项： 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4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

14、。例如CO 2能 导电是因CO与H2O反应生成了 H2CO 3, H2CO 3能够电离而非co 2本身电离。所以 CO 2不 是电解质，是2非电解2 质（如氨气、二2氧化3 硫、2 三3氧化硫）。 H2CO 3 H22SO3NH3. H2O 是电解2质 酸、碱、盐、金属氧化物、水是电解质，蔗糖、酒精为非电解质。 BaSO 4 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4电性，但它们溶解的部分是完全电离的，所以他们是电解质 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

15、墨；电解质本身不一定能导电， 如 NaCl 晶体。 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：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；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。 HC1、NaOH、NaCl在水溶液里的电离程度比CH3COOH、NH3H2O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。5、强电解质：在水溶液里全部电

16、离成离子的电解质。6、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7、强电解质与弱电解质的注意点 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 BaS04、CaS03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。 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

17、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。 强电解质包括：强酸（如HC1、HN03、H2S04）、强碱（如NaOH、KOH、Ba（OH）2）和大多数 盐（如NaCl、MgCl2、K2S04、NH4C1）及所有的离子化合物和少数的共价化合物。 弱电解质包括：弱酸（如ch3cooh）、弱碱（如nh3h2o）、中强酸（如 h3po4 ），注意：水 也是弱电解质。 共价化合物在水中才能电离，熔融状态下不电离举例： KHSO 在水中的电离式和熔融状态下电离式是不同的。48、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:

18、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 +SO?-+Ba2 + + 2Cl=BaSO+Cu2 +2C卜44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 4 O右Ba， S 4 O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。 HA

19、c 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。 2NH4C1 （固）+Ca（0H）2 （固）=CaCl2+2H2O+2NH3 f 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 CuO2H+=Cu2+H2O4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 f7. 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

20、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HCI、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

21、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。9、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、结合生成气体或易挥发性物质的离子不能大量共存3、结合生成水、弱酸及酸式弱酸根离子的离子不能大量共存归纳：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-、 H SO3-卤族有： F-、 ClO-碳族有： CH3COO-、 CO32-、 HC

22、O32-、 SiO32-3、与OH-不能大量共存的离子有：NH42+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:Fe2+、S2-、I-、SO32-。氧化性较强的离子有：Fe3+、CIO-、MnO4-、CO?-、NO3-5、发生络合反应：如Fe3+与SCN-（4）离子方程式正误判断（六看）一、看反应是否符合事实：主要看反应能否进行或反应产物是否正确二、看能否写出离子方程式：纯固体之间的反应不能写离子方程式三、看化学用语是否正确：化学式、离子符号、沉淀、气体符号、等号等书写是否符合事实四、看离子配比是否正确五、看原子个数、电荷数是否守恒六、看与量有关的反应表达式是否正确（过量、适量）