高中化学化学反应进行的方向教案

化学反应进行的方向

水往低处流，而不会自发的向上流；一般在室温下，冰块会融化，铁器在潮湿空气中会生锈，甲烷与氧气的混合气体遇明火就燃烧，这些过程都是自发的。这些不用借助于外力就可以自动进行的自发过程的共同特点是，体系会对外部做功或释放热量，即体系趋向于从高能状态转变为低能状态。那是否就意味着放热反应自发进行，吸热反应就是非自发进行呢？

〖副板书〗在25℃和1．01×105Pa时，

2N2O5(g)== 4NO2(g)+O2(g) ?H=56．7 kJ／mol

(NH4)2CO3(s)== NH4 HCO3(s)+NH3(g) ?H=74．9 kJ／mol

〖分析〗不难看出，上述两个反应都是吸热反应，显然只根据反应热（焓变）来判断反应进行的方向是不全面的。那么究竟如何来判断反应的自发性呢？

科学家根据体系存在着力图使自身能量趋于“最低”和由“有序”变为“无序”的自然现象，提出了互相关联的能量判据和熵判据，为最终解决反应自发性问题提供了必要的依据。〖讲解〗除自发的化学反应外，还有一类自发过程，例如放在同一密闭容器中的气体或液体物质(也包括能够挥发的固态物质)的蒸汽，不需要外界的任何作用，气态物质会通过分子的扩散自发地形成均匀混合物。这种现象可以推广到相互接触的固体物质体系，经过长期放置后，人们能够找到通过扩散而进入的另一种固体中的原子或分子(这种现象可以作为纯物质难以保存的最本质的解释)。又如把硝酸铵溶于水虽然要吸热，它却能够自发地向水中扩散。为了解释这样一类与能量状态的高低无关的过程的自发性，人们提出在自然界还存在着另一种能够推动体系变化的因素，即在密闭条件下，体系有由有序自发地转变为无序的倾向。因为与有序体系相比，无序体系“更加稳定”，可以采取更多的存在方式。以扑克牌为例，经过多次的洗牌之后，严格按照花色和序号排列的机会与花色序号毫无规律的混乱排列的机会相比，大概要相差几十个数量级。科学家把这种因素称作熵。

〖板书〗熵：

1、概念：描述体系混乱度的物理量

2、符号：S

3、单位：J?mol-1?K-1

4、熵判据：在与外界隔离的体系中，自发过程将导致体系的熵增大，这个原理也叫做熵增原理。在用来判断过程的方向时，就称为熵判据。

5、同一物质的熵与其聚集状态有关：S（g）>S（l）>S（s）

6、熵变（?S）：?S==反应物总熵—生成物总熵

7、反应进行方向的判断方法：

?H—T?S<0 反应能自发进行

?H—T?S=0 反应达到平衡状态

?H—T?S>0 反应不能自发进行

〖讲解〗在温度、压强一定的条件下，焓因素和熵因素共同决定一个化学反应的方向。放热反应的焓变小于零，熵增加反应的熵变大于零，都对?H—T?S<0有所贡献，因此放热和熵增加有利于反应自发进行。

〖补充习题〗

1．下列说法中，正确的是 ( )

A．化学反应总是伴随着能量变化的

B．能够自发进行的反应不一定都是放热反应

C．只有放热反应才能够自发进行

高中化学氧化还原反应教案

氧化还原反应氧化还原反应与四大基本反应类型的关系①置换反应都是氧化还原反应； ③有单质生成的分解反应是氧化还原反应； ④有单质参加的化合反应也是氧化还原反应。从数学集合角度考虑：氧化还原反应的概念 1.基本概念 . 2.基本概念之间的关系：

氧化剂有氧化性化合价降低得电子被还原发生还原反应生成还原产物还原剂有还原性化合价升高失电子被氧化发生氧化反应生成氧化产物 [例1]金属钛（Ti）性能优越，被称为继铁、铝制后的“第三金属”。工业上以金红石为原料制取Ti的反应为： aTiO2＋ bCl2＋ cC aTiCl4＋ c CO ……反应① TiCl4＋2Mg Ti ＋ 2MgCl2 ……反应② 关于反应①、②的分析不正确的是（） ①TiCl4在反应①中是还原产物，在反应②中是氧化剂； ②C、Mg在反应中均为还原剂，被还原； ③在反应①、②中Mg的还原性大于C，C的还原性大于TiCl4； ④a＝1，b＝c＝2； ⑤每生成19.2 g Ti，反应①、②中共转移4.8 mol e-。 A．①②④B．②③④C．③④D．②⑤ 标电子转移的方向和数目（双线桥法、单线桥法） ①单线桥法。从被氧化（失电子，化合价升高）的元素指向被还原（得电子，化合价降低）的元素，标明电子数目，不需注明得失。例： MnO2+4HCl（浓）MnCl2+Cl2↑+2H2O ②双线桥法。得失电子分开注明，从反应物指向生成物（同种元素）注明得失及电子数。例： MnO2+4HCl（浓）MnCl2+Cl2↑+2H2O 两类特殊的化学反应 ①歧化反应，同种元素同价态在反应中部分原子化合价升高，部分原子化合价降低。例： 3Cl2+6KOH KClO3+5KCl+3H2O ②归中反应。不同价态的同种元素的原子在反应中趋于中间价态，解此类题最好将该元素的不同价态用数轴标出，变化的区域只靠拢，不重叠。例：得2e-—— 2e- 失2e-— — 失5e 得5×e

人教版高中化学选修4-2.3《化学平衡状态》参考教案

第三节化学平衡一、可逆反应与不可逆反应溶解平衡的建立开始时v（溶解）＞v(结晶) 平衡时v（溶解）=v（结晶）结论：溶解平衡是一种动态平衡二、化学平衡状态 1、定义：指在一定条件下的可逆反应里，正反应速率和逆反应速率相等，反应混合物中各组分的浓度保持不变的状态。

[引入]我们已经学过许多化学反应，有的能进行到底，有的不能进行到底。请同学们思考并举例说明。 [讲]化学反应速率讨论的是化学反应快慢的问题，但是在化学研究和化工生产中，只考虑化学反应进行的快慢是不够的，因为我们既希望反应物尽可能快地转化为生成物，同时又希望反应物尽可能多地转化为生成物。例如在合成氨工业中，除了需要考虑如何使N2和H2尽快地转变成NH3外，还需要考虑怎样才能使更多的N2和H2转变为NH3，后者所说的就是化学反应进行的程度问题——化学平衡。［板书］第三节化学平衡［讲］如果对于一个能顺利进行的、彻底的化学反应来说，由于反应物已全部转化为生成物，如酸与碱的中和反应就不存在什么反应限度的问题了，所以，化学平衡主要研究的是可逆反应的规律。 [板书]一、可逆反应与不可逆反应 [思考］大家来考虑这样一个问题，我现在在一个盛水的水杯中加蔗糖，当加入一定量之后，凭大家的经验，你们觉得会怎么样呢？开始加进去的很快就溶解了，加到一定量之后就不溶了。［问］不溶了是否就意味着停止溶解了呢？［讲］回忆所学过的溶解原理，阅读教材自学思考后回答：没有停止。因为当蔗糖溶于水时，一方面蔗糖分子不断地离开蔗糖表面，扩散到水里去；另一方面溶解在水中的蔗糖分子不断地在未溶解的蔗糖表面聚集成为晶体，当这两个相反的过程的速率相等时，蔗糖的溶解达到了最大限度，形成蔗糖的饱和溶液。［讲］所以说刚才回答说不溶了是不恰当的，只能说从宏观上看到蔗糖的量不变了，溶解并没有停止。我这里把这一过程做

高中化学知识点总结氧化还原反应

三、氧化还原反应 1、准确理解氧化还原反应的概念 1.1 氧化还原反应各概念之间的关系（1）反应类型：氧化反应：物质所含元素化合价升高的反应。还原反应：物质所含元素化合价降低的反应。氧化还原反应：有元素化合价升高和降低的反应。（2）反应物：氧化剂：在反应中得到电子(化合价降低)的物质-----表现氧化性还原剂：在反应中失去电子（化合价升高）的物质-----表现还原性（3）产物：氧化产物：失电子被氧化后得到的产物-----具有氧化性还原产物：得电子被还原后得到的产物-----具有还原性（4）物质性质：氧化性：氧化剂所表现出得电子的性质还原性：还原剂所表现出失电子的性质注意：a.氧化剂还原剂可以是不同物质，也可以是同种物质 b氧化产物、还原产物可以是不同物质，也可以是同种物质 C.物质的氧化性（或还原性）是指物质得到（或失去）电子的能力，与物质得失电子数目的多少无关（5）各个概念之间的关系如下图 1.2 常见的氧化剂与还原剂 (1)物质在反应中是作为氧化剂还是作为还原剂，主要取决于元素的化合价。 ①元素处于最高价时，它的原子只能得到电子，因此该元素只能作氧化剂，如+7价的Mn和+6价的S ②元素处于中间价态时，它的原子随反应条件不同，既能得电子，又能失电子，因此该元素既能作氧化剂，又能作还原剂，如0价的S和+4价的S ③元素处于最低价时，它的原子则只能失去电子，因此该元素只能作还原剂，如-2价的S (2)重要的氧化剂 ①活泼非金属单质，如F2、Cl2、Br2、O2等。 ②元素处于高价时的氧化物、高价含氧酸及高价含氧化酸盐等，如MnO2，NO2；浓H2SO4，HNO3；

高中化学所有化学反应方程式

高中化学所有化学反应方程式一、非金属单质（F2，Cl2,O2,S,N2,P,C,Si，H） 1、氧化性： F2+H2===2HF (阴暗处爆炸) F2+Xe(过量)==XeF2 2F2(过量)+Xe==XeF4(XeF4是强氧化剂，能将Mn2+氧化为MnO4–) nF2+2M===2MFn(M表示大部分金属) 2F2+2H2O===4HF+O2 (水是还原剂) 2F2+2NaOH===2NaF+OF2+H2O F2+2NaCl===2NaF+Cl2 F2+2NaBr===2NaF+Br2 F2+2NaI===2NaF+I2 7F2(过量)+I2===2IF7 F2+Cl2(等体积)===2ClF (ClF属于类卤素：ClF+H2O==HF+HClO ) 3F2(过量)+Cl2===2ClF3 (ClF3+3H2O==3HF+HClO3 ) Cl2+H22HCl (将H2在Cl2点燃；混合点燃、加热、光照发生爆炸) 3Cl2+2P2PCl3Cl2+PCl3PCl5Cl2+2Na2NaCl 3Cl2+2Fe2FeCl3Cl2+Cu CuCl2 Cl2+2FeCl2===2FeCl3(在水溶液中：Cl2+2Fe2+===2Fe3++3Cl-) Cl2+2NaBr===2NaCl+Br2Cl2+2Br-=2Cl-+Br2 Cl2+2KI===2KCl+I2Cl2+2I-=2Cl-+I2 3Cl2(过量)+2KI+3H2O===6H Cl+KIO3 3Cl2+I–+3H2O=6H++6Cl–+IO3– 5Cl2+I2+6H2O===2HIO3+10HCl 5Cl2+I2+6H2O=10Cl–+IO3–+12H+ Cl2+Na2S===2NaCl+S↓Cl2+S2–=2Cl–+S↓ Cl2+H2S===2HCl+S↓(水溶液中：Cl2+H2S=2H++2Cl–+S↓ Cl2+SO2+2H2O===H2SO4+2HCl Cl2+SO2+2H2O=4H++SO42–+2Cl– Cl2+H2O2===2HCl+O2Cl2+H2O2=2H++Cl–+O2 2O2+3Fe Fe3O4O2+K===KO2 S+H2H2S 2S+C CS2S+Zn ZnS S+Fe FeS (既能由单质制取，又能由离子制取) S+2Cu Cu2S (只能由单质制取，不能由离子制取) 3S+2Al Al2S3 (只能由单质制取，不能由离子制取)

《化学平衡状态》教案

一、可逆反应与不可逆反应溶解平衡的建立开始时v（溶解）＞v(结晶) 平衡时v（溶解）=v（结晶）结论：溶解平衡是一种动态平衡二、化学平衡状态 1、定义：指在一定条件下的可逆反应里，正反应速率和逆反应速率相等，反应混合物中各组分的浓度保持不变的状态。

［板书］第三节化学平衡［讲］如果对于一个能顺利进行的、彻底的化学反应来说，由于反应物已全部转化为生成物，如酸与碱的中和反应就不存在什么反应限度的问题了，所以，化学平衡主要研究的是可逆反应的规律。 [板书]一、可逆反应与不可逆反应 [思考］大家来考虑这样一个问题，我现在在一个盛水的水杯中加蔗糖，当加入一定量之后，凭大家的经验，你们觉得会怎么样呢？开始加进去的很快就溶解了，加到一定量之后就不溶了。［问］不溶了是否就意味着停止溶解了呢？［讲］回忆所学过的溶解原理，阅读教材自学思考后回答：没有停止。因为当蔗糖溶于水时，一方面蔗糖分子不断地离开蔗糖表面，扩散到水里去；另一方面溶解在水中的蔗糖分子不断地在未溶解的蔗糖表面聚集成为晶体，当这两个相反的过程的速率相等时，蔗糖的溶解达到了最大限度，形成蔗糖的饱和溶液。［讲］所以说刚才回答说不溶了是不恰当的，只能说从宏观上看到蔗糖的量不变了，溶解并没有停止。我这里把这一过程做成了三维动画效果，以帮助大家理解溶解过程。

［投影］演示一定量蔗糖分子在水中的溶解过程。［讲］这时候我们就说，蔗糖的溶解达到了平衡状态，此时溶解速率等于结晶速率，是一个动态平衡。［板书］溶解平衡的建立开始时v （溶解）＞v (结晶) 平衡时v （溶解）=v （结晶）结论：溶解平衡是一种动态平衡 [探讨]我们学过那些可逆反应？可逆反应有什么特点？在同一条件下,既能向正反应方向进行,同时又能向逆反应方向进行的反应,叫做可逆反应.可逆反应不能进行完全，［讲］在容积为1L 的密闭容器里，加0.01molCO 和0.01molH 2O(g),的体系中各组分的速率与浓度的变化［投影］［讲］开始时c(CO) 、c(H 2O)最大，c(CO 2) 、c(H 2)=0。相等 V 正时间速率 V 逆

高中化学选修4化学反应原理-知识点

化学反应原理第一章化学反应与能量第一节化学反应与能量的变化第二节燃烧热能源第三节化学反应热的计算归纳与整理第二章化学反应速率和化学平衡第一节化学反应速率第二节影响化学反应速率的因素第二节影响化学反应速率的因素第三节化学平衡第四节化学反应进行的方向归纳与整理第三章水溶液中的离子平衡第一节弱电解质的电离第二节水的电离和溶液的酸碱性第三节盐类的水解第四节难溶电解质的溶解平衡归纳与整理第四章电化学基础第一节原电池第二节化学电源第三节电解池第四节金属的电化学腐蚀与防护归纳与整理化学选修4化学反应与原理章节知识点梳理第一章化学反应与能量一、焓变反应热 1．反应热：一定条件下，一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量 2．焓变(ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应（1）.符号：△H（2）.单位：kJ/mol 3.产生原因：化学键断裂——吸热化学键形成——放热放出热量的化学反应。(放热>吸热) △H 为“-”或△H <0 吸收热量的化学反应。（吸热>放热）△H 为“+”或△H >0 ☆常见的放热反应：①所有的燃烧反应②酸碱中和反应 ③大多数的化合反应④金属与酸的反应 ⑤生石灰和水反应⑥浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等 ☆常见的吸热反应：①晶体Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl ②大多数的分解反应 ③以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应④铵盐溶解等二、热化学方程式书写化学方程式注意要点: ①热化学方程式必须标出能量变化。 ②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（g,l,s分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq表示） ③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。

高中化学选修四：化学平衡状态教案

教学目标：1．了解可逆反应，掌握化学平衡状态的建立。 2．化学平衡常数的概念、，运用化学平衡常数进行计算，转化率的计算教学重点：化学平衡状态的建立，运用化学平衡常数对化学反应进行的程度判断。教学难点：化学平衡状态的建立课时安排：1课时教学过程：一、化学平衡状态 1、可逆反应定义：在相同条件下同时向正、反两个方向进行的反应称可逆反应。例：下列说法是否正确：（1）氢气在氧气中燃烧生成水，水在电解时生成氢气和氧气，H2+O2=H2O是可逆反应。（2）硫酸铜晶体加热变成白色粉末，冷却又变成蓝色，所以无水硫酸铜结合结晶水的反应是可逆反应。（3）氯化铵加热变成氨气和氯化氢气体，两种气体又自发变成氯化铵，氯化铵的分解是可逆反应。可逆反应的特点：（1）不能进行到底，有一定限度（2）正反两个方向的反应在同时进行（3）一定条件下，正逆反应达平衡可逆反应在反应过程中的速率变化：反应开始V正> V逆反应过程中V正减小, V逆增大到一定时间V正＝V逆≠0 2．化学平衡定义：在一定条件下可逆反应进行到一定程度时，正反应速率和逆反应速率相等，反应物和生成物的浓度不再发生变化，这种状态称为化学平衡状态，简称化学平衡。要点：对象——可逆反应条件——一定条件下，V正=V逆特征——各成份的浓度不再变化特点：动—化学平衡是一种动态平衡V正＝V逆≠0；定—反应混合物中各组成的浓度保持不变；变—当外界条件（C、P、T）改变时，V正≠V逆，平衡发生改变二、化学平衡状态的标志: （1）等速标志，υ正= υ逆（本质特征） ①同一种物质：该物质的生成速率等于它的消耗速率。 ②不同的物质：速率之比等于方程式中各物质的计量数之比，但必须是不同方向的速率。（2）恒浓标志，反应混合物中各组成成分的浓度保持不变（外部表现）： ①各组成成分的质量、物质的量、分子数、体积（气体）、物质的量浓度均保持不变。 ②各组成成分的质量分数、物质的量分数、气体的体积分数均保持不变。

高一化学反应与能量知识点总结

高一化学反应与能量知识点总结一、在化学反应过程中，化学键的断裂需要吸收外界的能量，化学键的形成会向外界释放出能量，因此在化学反应中，参与反应的物质会伴随着能量的变化。 1、化学变化中能量变化的本质原因 ①当化学键键能越大，断开时所需的能量就越多，形成时所释放出的能量也越多。 ②化学反应中，反应物中的化学键（总键能E1）断裂时，吸收能量E1，在形成化学键变成生成物（总键能E2）时，放出能量E2。整个过程中，反应体系从外界吸收的能量为 ΔE=E1-E2 . 2、有的化学反应会吸收能量，有的化学反应会放出能量。据图可知，一个化学反应是吸收能量还是放出能量，决定于反应物总能量与生成物总能量的相对大小。 3、任何化学反应除遵循质量守恒外，同样也遵循能量守恒。反应物与生成物的能量差若以热量形式表现即为放热反应（化学能转化成热能）或吸热反应（热能转化成化学能）。 (E反：反应物具有的能量；E生：生成物具有的能量)： 4、放热反应和吸热反应表现形式放热反应吸热反应键能变化生成物总键能大于反应物总键能生成物总键能小于反应物总键能由1、2联系得键能越大，物质能量越低，越稳定；反之键能越小，物质能量越高，越不稳定，图示

5、常见的放热反应和吸热反应 ☆常见的放热反应： ①所有的燃烧与缓慢氧化。②酸碱中和反应。③金属与酸反应制取氢气。 ④大多数化合反应（特殊：C＋CO2△ 2CO是吸热反应）。注意：有热量放出未必是放热反应，放热反应和吸热反应必须是化学变化。某些常见的热效应：放热：①浓硫酸溶于水②NaOH溶于水③CaO溶于水，其中属于放热反应的是③ ☆常见的吸热反应：①以C、H2、CO为还原剂的氧化还原反应如： C(s)＋H2O(g)△ CO(g)＋H2(g)。 ②铵盐和碱的反应如Ba(OH)2·8H2O＋NH4Cl＝BaCl2＋2NH3↑＋10H2O ③大多数分解反应如KClO3、KMnO4、CaCO3的分解等。 [思考]一般说来，大多数化合反应是放热反应，大多数分解反应是吸热反应，放热反应都不需要加热，吸热反应都需要加热，这种说法对吗？试举例说明。点拔：这种说法不对。如C＋O2＝CO2的反应是放热反应，但需要加热，只是反应开始后不再需要加热，反应放出的热量可以使反应继续下去。Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl的反应是吸热反应，但反应并不需要加热。二、化学反应中化学能除了可以转化为热能，还可以转化为电能，因此，可以将化学反应用于电池中电能的生产源，由此制备将化学能转化为电能的装置------原电池。 1、原电池原理（1）概念：把化学能直接转化为电能的装置叫做原电池。（2）原电池的工作原理：通过氧化还原反应（有电子的转移）把化学能转变为电能。（3）构成原电池的条件：①两种活泼性不同的电极 ②电解质溶液（做原电池的内电路，并参与反应） ③形成闭合回路 ④能自发地发生氧化还原反应（4）电极名称及发生的反应：负极：较活泼的金属作负极，负极发生氧化反应，电极反应式：较活泼金属－ne－＝金属阳离子负极现象：负极溶解，负极质量减少。正极：较不活泼的金属或石墨作正极，正极发生还原反应，

2019-2020年高一化学《2.3 氧化还原反应》教案新人教版

2019-2020年高一化学《2.3 氧化还原反应》教案新人教版教学设计教学重点：氧化还原反应的本质。教学难点：氧化还原反应的本质。课时安排：2课时第1课时三维目标 1、从得氧和失氧的分类标准认识氧化还原反应的概念。 2、从化合价变化的分类标准认识氧化还原反应的特征。 3、培养学生用概念去分析问题，解决问题的能力，培养学生的归纳能力推理能力。 4、重视培养学生科学探究的基本方法，提高科学探究的能力。 5、培养学生的思维能力。 6、探究氧化还原反应概念的发展。 7、对学生进行对立统一等辩证唯物主义观点的教育，使学生形成勇于创新的习惯，培养创新能力。教学设计教学重点：探究氧化还原反应的概念及其发展。教学难点：氧化还原反应的特征。教具准备：多媒体课件、投影仪教学过程引入：初中阶段我们学过许多化学反应，这些反应是如何分类的？ [板书] 一、化学基本反应类型 [提问] ①化学基本反应分类的依据是什么？包括哪些化学反应？表示式如何？举具体实例？ [提问] ②Fe 2O 32属于哪种基本反应类型？ [教师小结] 基本反应的分类是有一定的局限性，不能包括所有的化学反应。

[提问] 3、我们初中学过的化学反应还有其它分类方法吗？ [板书] 二、氧化还原反应 1、定义(1)：有得失氧的反应叫氧化还原反应(局限性) [提问] 4 分析：Fe 2O 32 [学生小结] [练习] 完成下列反应方程式,并从得氧失氧的角度分析氧化还原反应。 a 、碳还原氧化铜。 b 、氢气还原氧化铜。 c 、镁与盐酸反应。 [启发] 仔细观察分析上述三个反应，它们有何共同特征？ [探究] 上述三个反应 [板书] 定义(2) 有元素化合价升降的化学反应叫氧化还原反应(特征) [学与问] 书P 35 [xx] 举例讨论 [板书] 2、四种基本反应类型反应与氧化还原反应的关系！化合反应分解反应氧化还原反应置换反应复分解反应非氧化还原反应 [作业] [小结] [教后感] 板书设计氧化还原反应(第1课时) 一、化学基本反应类型二、氧化还原反应 1、定义(1)有得失氧的反应叫氧化还原反应(局限性)

高中化学_化学平衡教学设计学情分析教材分析课后反思

教学设计：化学平衡（第一课时）一、教学目标：知识与技能 1、了解可逆反应与不可逆反应 2、了解化学平衡状态的建立和特征过程与方法： 1、借助数学知识的图像来理解化学平衡的建立，利用数学工具解决化学问题 2、培养学生的分析、推理、归纳和总结能力情感态度与价值观通过对动态平衡的学习，加深理解“对立统一”这一辩证唯物主义观点二、教学重点 1、化学平衡状态概念 2、化学平衡状态的建立和判断标志三、教学难点化学平衡状态的建立和判断标志四、教学方法类比、归纳、精讲点拨五、教学过程 [导入]：图片引入课题 [复习]：可逆反应的定义和可逆反应的特点 1.可逆反应的定义： [练习] 判断下列有关可逆反应的说法是否正确（1）H2和O2反应能生成水，水又能分解生成H2和O2，该反应为可逆反应（2）SO2溶于水的反应是可逆反应（3）在一定条件下，把氢气和足量的氮气混合，充分反应后，氮气完全消耗。 2.可逆反应的特点： [引导学生理解溶解过程及溶解平衡的建立，为化学平衡建立做铺垫]

[类比溶解平衡，引导学生建立化学平衡] [类比溶解平衡，引导学生建立化学平衡] [引导学生归纳化学平衡相关结论] （二）化学平衡

[引导学生完成思考与交流1和2，归纳有关的规律]。【思考与交流1】在一定温度下，可逆反应：A(g)+3B(g) 2C(g) 达到平衡的标志是（） A. C的生成速率与C分解的速率相等 B. 单位时间内生成nmolA，同时生成3n mol B C. A、B、C的浓度不再变化 D. A、B、C的分子数比为1:3:2 【思考与交流2】在一定温度下的定容密闭容器中，当物质的下列物理量不再变化时，不能表明反应A（g）+2B（g） C（g）+ D（g）达到平衡。（） A. 混合气体总物质的量 B.混合气体的总压强 C.混合气体的平均相对分子质量 D.混合气体的密度 [指导学生完成练习] [试一试]： [布置] ：课下作业 1教材P32 2、3、4 2、预习化学学平衡的移动

重点高中化学氧化还原反应教案

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氧化还原反应氧化还原反应与四大基本反应类型的关系 ①置换反应都是氧化还原反应； ②复分解反应都不是氧化还原反应； ③有单质生成的分解反应是氧化还原反应； ④有单质参加的化合反应也是氧化还原反应。从数学集合角度考虑：氧化还原反应的概念 1.基本概念 .氧化还原反应、氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物概念定义注意点氧化反应物质失去电子的反应物质失去电子的外部表现为化合价的升高还原反应物质得到电子的反应物质得到电子的外部表现为化合价的降低被氧化元素失去电子的过程元素失去电子的外部表现为化合价的升高被还原元素得到电子的过程元素得到电子的外部表现为化合价的降低氧化产物通过发生氧化反应所得的生成物氧化还原反应中，氧化产物、还原产物可以是同一种产物，也可以是不同产物，还可以是两种或两种以上的产物。如反应4FeS2+11O2=2Fe2O3+8SO2 中，Fe2O3和SO2均既为氧化产物，又为还原产物。还原产物通过发生还原反应所得的生成物氧化剂得到电子的反应物常见氧化剂：(1)活泼的非金属单质；如卤素单质(X2)、O2、S等(2)高价金属阳离子；如Fe3+、Cu2+等(3)高价或较高价含氧化合物；如MnO2、浓H2SO4、HNO3、KMnO4等(4)过氧化物；如Na2O2、H2O2等还原剂失去电子的反应物常见还原剂：①活泼或较活泼的金属；如K、Na、Z n、Fe等②一些非金属单质；如H2、C、Si等③较低态的化合物；CO、SO2、H2S、Na2SO3、FeSO4 氧化性得到电子的能力物质的氧化性、还原性的强弱与其得失电子能力有关，与得失电子的数目无关。还原性失去电子的能力 2.基本概念之间的关系：

高中化学氧化还原专题练习题(答案)

高三一轮复习氧化还原反应专题练习可能用到的相对原子质量：H-1 N-14 O-16 C-23 一、选择题（本题包括15 小题，每小题 3 分，共45 分，每小题只有一个选项符合题意。） 1．硒是人体微量元素中的“抗癌之王”，补充适量的硒还可以延缓衰老。中国科学家尝试用Na2SeO3 清除人体内能加速人体衰老的活性氧。下面有关Na2SeO3 在该反应的作用说法正确的是（A） A．该反应中是还原剂B．既是氧化剂又是还原剂 C．反应过程中Se 的化合价从+2→+4 D．既不是氧化剂又不是还原剂 2．氢化亚铜（CuH）是一种难溶的物质，可用CuSO4 溶液和“另一种物质”在40oC~50oC 时反应来制备，CuH不稳定，它既能与HCl 反应产生气体，又能在氯气中燃烧，以下有关判断不正确的是（D） A ．CuH既可做氧化剂又可做还原剂 B ．另一种物质一定具有还原性 C ．CuH跟HCl 反应的化学方程式为：2CuH+2HCl=CuC2l+2H2↑+Cu D ．CuH在Cl 2 燃烧的化学方程式为：CuH+Cl2 CuCl+HCl 3．下列叙述中正确的是 A A．元素的单质可由氧化含该元素的化合物来制得 B．失电子越多的还原剂，其还原性就越强 C．阳离子只能得电子被还原，作氧化剂 D．含有最高价元素的化合物一定具有强氧化性 2+ 还原性的强弱与失电子多少无关， B 错，Fe 有还原性， C 错，NaCl 没有强氧化性， D 错 4．据广州日报：2008 年2 月23 日深圳市龙岗宝龙工业区小食店发生疑似食物中毒事件，经调查该事件已正式确定为食品或水受到亚硝酸盐污染而引起的中毒事件。为了食品安全，可以用酸性高锰酸钾溶液进行－－＋NO－ 2＋滴定实验，定量检测NaNO2 的含量：NO2 ＋MnO4 ＋H ＋Mn ＋H2O（未配平）。下列叙述中错误的 3 是C A．滴定过程中不需加入指示剂 B．滴定实验后溶液的pH增大 C．滴定实验时酸性高锰酸钾溶液盛装在碱式滴定管中 D．1molKMnO4 参加反应时消耗 2.5molNaNO2 根据溶液颜色变化，可以确定滴定终点，不需加入指示剂， A 对；该反应中消耗H ＋，滴定实验后pH增大， B 对；高锰酸钾溶液盛装在碱式滴定管下端的橡胶部分， C 错；该反应中亚硝酸钠作还原剂，KMnO4 作氧化剂，－Mn －NO－，根据得失电子守恒，1molKMnO 2＋ A 对；MnO4 ，NO2 4参加反应时消耗 2.5molNaNO2，D 3

高中化学《化学反应与能量的变化》教学设计

《化学反应与能量的变化》教学设计知道反应热与化学键的关系。知道反应热与反应物、生成物总能量第一章化学反应与能量

第一节化学反应与能量的变化（第1课时） 1．焓变 ①概念：焓(H)是与内能有关的。在一定条件下，某一化学反应是吸热反应还是放热反应，由生成物与反应物的即焓变(ΔH)决定。 ②常用单位：。焓变与反应热的关系：恒压条件下，反应的热效应等于焓变。因此，我们常用表示反应热。2．1 mol H2分子中的化学键断裂吸收436 kJ的能量，1 mol Cl2分子中的化学键断裂吸收243 kJ的能量， 2 mol HCl分子中的化学键形成释放862 kJ的能量，则H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g)的反应放出的热量为。 3．ΔH的正、负和吸热、放热反应的关系 (1)放热反应：ΔH 0(填“<”或“>”)，即ΔH为 (填“＋”或“－”)。 (2)吸热反应：ΔH 0(填“<”或“>”)，即ΔH为 (填“＋”或“－”)。 4．△H计算的表达式：合作探究一、探究： 1、对于放热反应：能量如何转换的？能量从哪里转移到哪里？体系的能量如何变化？升高还是降低？环境的能量如何变化？升高还是降低？规定放热反应的ΔH 为“－”，是站在谁的角度？体系还是环境？ 2、由课本P2 中H2+Cl2=2HCl反应热的计算总结出用物质的键能计算反应热的数学表达式 △H＝ 3、△H＜0时反应热△H ＞ 0时反应热 4、如何理解课本P3中△H =-184.6kJ/mol中的“/mol 5、由课本P3 中图1-2 总结出用物质的能量计算反应热的数学表达式二、反思总结 1、常见的放热、吸热反应分别有哪些？ ①常见的放热反应有 ②常见的吸热反应有： 2、△H＜0时反应热△H ＞ 0时反应热 3、反应热的数学表达式：△H= 【小结】焓变反应热在化学反应过程中，不仅有物质的变化，同时还伴有能量变化。 1．焓和焓变焓是与物质内能有关的物理量。单位：kJ·mol－1，符号：H。

【人教版】高中化学选修4知识点总结：第二章化学反应速率和化学平衡

第二章化学反应速率和化学平衡一、化学反应速率课标要求 1、掌握化学反应速率的含义及其计算 2、了解测定化学反应速率的实验方法要点精讲 1、化学反应速率（1）化学反应速率的概念化学反应速率是用来衡量化学反应进行的快慢程度的物理量。（2）化学反应速率的表示方法对于反应体系体积不变的化学反应，通常用单位时间内反应物或生成物的物质的量浓度的变化值表示。某一物质A的化学反应速率的表达式为：式中——某物质A的浓度变化，常用单位为mol·L-1。 ——某段时间间隔，常用单位为s,min,h。 υ——物质A的反应速率，常用单位是mol·L-1·s-1，mol·L-1·s-1等。（3）化学反应速率的计算规律 ①同一反应中不同物质的化学反应速率间的关系同一时间内，用不同的物质表示的同一反应的反应速率数值之比等于化学方程式中各物质的化学计量数之比。 ②化学反应速率的计算规律同一化学反应，用不同物质的浓度变化表示的化学反应速率之比等于反应方程式中相应的物质的化学计量数之比，这是有关化学反应速率的计算或换算的依据。（4）化学反应速率的特点 ①反应速率不取负值，用任何一种物质的变化来表示反应速率都不取负值。 ②同一化学反应选用不同物质表示反应速率时，可能有不同的速率数值，但速率之比等于化学方程式中各物质的化学计量数之比。 ③化学反应速率是指时间内的“平均”反应速率。小贴士：①化学反应速率通常指的是某物质在某一段时间内化学反应的平均速率，而不是在某一时刻的瞬时速率。 ②由于在反应中纯固体和纯液体的浓度是恒定不变的，因此对于有纯液体或纯固体参加的反应一般不用纯液体或纯固体来表示化学反应速率。其化学反应速率与其表面积大小有关，而

高中化学_化学平衡常数转化率教学设计学情分析教材分析课后反思

“平衡常数"复习课教学设计—— 一轮复习【课堂引入】关于平衡常数，高考怎么考? 2015----2018全国卷考察知识点年份Ⅰ卷Ⅱ卷Ⅲ卷 201526、电离常数的应用 28、Ksp、K的计算26、利用Ksp的计算 K的表达式及影响因素 28、K的计算 201627、转化率大小判断 K 、Ksp的计算26、K的计算，产率的判断 27、α、K大小的判断、K的表达式 201727、利用Ksp的计算，α、K 的计算及α大小的判断27、转化率α与平衡移动关系【自主学习】：化学平衡常数转化率环节一自主学习巩固基础 1．化学平衡常数转化率 (1)平衡常数概念：在一定温度下，当一个可逆反应达到时，生成物与反应物的比值是一个常数。以反应m A(g)＋n B(g)p C(g)＋q D(g)为例,写出下列表达式： ( c0(A)代表A的初始浓度，[A]代表A的平衡浓度) 平衡常数。A(g)的平衡转化率 (2)意义：化学平衡常数和转化率的大小反映了。平衡常数K 正反应进行的程度平衡时生成物浓度平衡时反应物浓度反应物转化率α 越大越越越越越小越越越越一般地说，当K>105时，就认为反应基本进行完全了，当K<10－5时，认为反应很难进行。

2．平衡常数的影响因素对于确定的化学反应，平衡常数K只与温度有关，与浓度、压强无关。 (1)对于吸热反应，升高温度，K值。 (2)对于放热反应，升高温度，K值。(填增大或减小) [应用体验] 1、书写下列化学平衡的平衡常数表达式。 ①N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)K1 ②2NH3(g)N2(g)＋3H2(g)K2 ③NH3(g)1 2N2(g)＋ 3 2H2(g)K3 ④CO2－3＋H2O HCO－3＋OH－K4 ⑤C(s)＋H2O(g)CO(g)＋H2(g) K5 2、已知反应A(g)＋3B(g)3C(g)在一定温度下达到平衡，该反应的平衡常数表达式为 K＝。若各物质的平衡浓度分别为c(A)＝2.0 mol·L－1、c(B)＝2.0 mol·L－1、 c(C)＝1.0 mol·L－1，则K＝。 3、在一密闭容器中，等物质的量的A和B发生如下反应：A(g)＋2B(g)2C(g)，反应达到平衡时，若混合气体A和B的物质的量之和与C的物质的量相等，则这时A的转化率为() （三段式写出计算过程） A．40%B．50%C．60%D．7 总结:关于平衡常数我们要注意什么? 【学生活动】课前自习自主学习完成。【学生展示】自主完成,全体提交,老师批阅【课堂活动】自主学习课前案反馈，展示学生学案情况，引导他们分析如何解决问题，及时反馈【学生活动】根据展示总结补充完善基本知识 1、固体及纯液体（浓度视作常数），不写入表达式 2、K代入的是物质的平衡浓度，而不是任意时刻浓度，也不能用物质的量。 3、平衡移动，只要温度不变，K大小不变 4、反应逆向进行或方程式计量数变，K就变

高中化学-化学反应与能量

§选修四-化学反应原理化学反应与能量一．知识解读一、焓变反应热 1．反应热：一定条件下，一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量 2．焓变(ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应（1）.符号：△H（2）.单位：kJ/mol 3.产生原因：化学键断裂——吸热化学键形成——放热放出热量的化学反应。(放热>吸热) △H 为“-”或△H <0 吸收热量的化学反应。（吸热>放热）△H 为“+”或△H >0 ☆常见的放热反应：①所有的燃烧反应②酸碱中和反应 ③大多数的化合反应④金属与酸的反应 ⑤生石灰和水反应⑥浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等☆常见的吸热反应：①晶体Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl ②大多数的分解反应 ③以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应④铵盐溶解等二、热化学方程式书写化学方程式注意要点: ①热化学方程式必须标出能量变化。 ②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（g,l,s分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq表示）

③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。 ④热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数 ⑤各物质系数加倍，△H加倍；反应逆向进行，△H改变符号，数值不变三、燃烧热 1．概念：25 ℃，101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。燃烧热的单位用kJ/mol表示。 ※注意以下几点： ①研究条件：101 kPa ②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。 ③燃烧物的物质的量：1 mol ④研究内容：放出的热量。（ΔH<0，单位kJ/mol）四、中和热 1．概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1mol H2O，这时的反应热叫中和热。 2．强酸与强碱的中和反应其实质是H+和OH-反应，其热化学方程式为： H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) ΔH=－57.3kJ/mol 3．弱酸或弱碱电离要吸收热量，所以它们参加中和反应时的中和热小于57.3kJ/mol。 4．中和热的测定实验五、盖斯定律 1．内容：化学反应的反应热只与反应的始态（各反应物）和终态（各生成物）有关，而与具体反应进行的途径无关，如果一个反应可以分几步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成的反应热是相同的。

压强对化学平衡的影响(教案)

压强对化学平衡的影响化学化工学院2011级师范222011316011207 成文婵学习需求分析：以化学平衡的概念及影响其的因素（浓度、温度）为知识的基点，进一步学习压强如何影响化学平衡，而与前2个因素不一样的是压强只对于特定的化学平衡才适用。这对完善影响化学平衡的因素有着重要的作用，而且这个因素在工业生产上也占着重要的地位。化学来源于生活也服务于生活，利用生活中的常见的现象进行可的讲授，既增加的学生学习的兴趣也提高了学生的理解能力。对于教材，它选自选修四化学反应原理第二章第三节第二小节，既是对前面所学习的内容的一个升华与补充，也联系这必修2 第二章第三节的化学反应的快慢与限度，两者之前相互补充相互联系，让知识间的结构更加完整，而且也指导着后期弱电解质的电离平衡的影响因素的学习。不仅如此，它更加影响着学生整个高中的化学反应的学习，学好化学反应影响因素对化学学习有着重要的作用。在教材中对于压强对化学平衡的影响描述的很少，但是它确实一个比较重要的知识点，所以在教学设计时，我利用生活中常见的现象为例子进行详细讲解压强是如何影响化学平衡（必须强调的是由于固态或液态的物质参加的化学平衡受压强的影响很小，所以压强只对适用气体参加的化学平衡），进一步导出著名的列夏特列原理，它也是作为当外界条件改变时，判断平衡移动的依据。做相应的课堂练习检查学生的理解状况。学情分析：知识层面：学生已经学习了可逆反应和化学平衡的基本定义，对化学平衡概念及特征初步的认识，但不能正确判断外界条件改变将怎么样影响化学平衡（根据奥苏贝尔的同化理论，在学习新课时要适当复习旧知识，让学生在新旧知识间产生一定的联系，构建有意义的学习），且对化学平衡的知识容易出现遗忘，所以在讲授新知识前应先回顾旧知识。能力层面：高中阶段学生的思维发展处于形式运算阶段，计算能力、逻辑

高中化学必修二第二章化学反应与能量知识点总结.doc

第二章化学反应与能量第一节化学能与热能 1、在任何的化学反应中总伴有能量的变化。原因：当物质发生化学反应时，断开反应物中的化学键要吸收能量，而形成生成物中的化学键要放出能量。化学键的断裂和形成是化学反应中能量变化的主要原因。一个确定的化学反应在发生过程中是吸收能量还是放出能量，决定于反应物的总能量与生成物的总能量的相对大小。E 反应物总能量＞E 生成物总能量，为放热反应。E 反应物总能量＜E 生成物总能量，为吸热反应。 2、常见的放热反应和吸热反应常见的放热反应：①所有的燃烧与缓慢氧化。②酸碱中和反应。③金属与酸反应制取氢气。 ④大多数化合反应（特殊：C ＋CO 2 △ 2CO 是吸热反应）。常见的吸热反应：①以C 、H 2、CO 为还原剂的氧化还原反应如：C(s)＋H 2O(g) △ CO(g)＋H 2(g)。 ②铵盐和碱的反应如Ba(OH)2·8H 2O ＋NH 4Cl ＝BaCl 2＋2NH 3↑＋10H 2O ③大多数分解反应如KClO 3、KMnO 4、CaCO 3的分解等。 [思考]一般说来，大多数化合反应是放热反应，大多数分解反应是吸热反应，放热反应都不需要加热，吸热反应都需要加热，这种说法对吗？试举例说明。点拔：这种说法不对。如C ＋O 2＝CO 2的反应是放热反应，但需要加热，只是反应开始后不再需要加热，反应放出的热量可以使反应继续下去。Ba(OH)2·8H 2O 与NH 4Cl 的反应是吸热反应，但反应并不需要加热。第二节化学能与电能 2、原电池原理（1）概念：把化学能直接转化为电能的装置叫做原电池。（2）原电池的工作原理：通过氧化还原反应（有电子的转移）把化学能转变为电能。（3）构成原电池的条件：（1）电极为导体且活泼性不同；（2）两个电极接触（导线连接或直接接触）；（3）两个相互连接的电极插入电解质溶液构成闭合回路。（4）电极名称及发生的反应：负极：较活泼的金属作负极，负极发生氧化反应，电极反应式：较活泼金属－ne －＝金属阳离子负极现象：负极溶解，负极质量减少。正极：较不活泼的金属或石墨作正极，正极发生还原反应，电极反应式：溶液中阳离子＋ne －＝单质正极的现象：一般有气体放出或正极质量增加。（5）原电池正负极的判断方法： ①依据原电池两极的材料：

高中化学选修四：化学平衡的移动教案

一、教学目的要求: 1、使学生理解浓度,压强和温度等条件对化学平衡的影响. 2、使学生理解化学平衡的移动. 二、本节重难点: 重点: 浓度,压强和温度等条件对化学平衡的影响. 难点: 平衡移动原理的应用. 课时安排：1课时教学过程: 导言: 我们研究化学平衡的目的,不是要保持一个化学平衡不变.而是要研究如何利用外界条件的改变,去破坏化学平衡.使之向我们所希望的方向转变,去建立新的化学平衡. 化学平衡的移动:可逆反应中,旧化学平衡的破坏,新化学平衡的建立的过程就叫做化学平衡的移动. （一）浓度对化学平衡的影响: 做实验:实验1、2 实验证明: 加入硝酸溶液变橙色，加入NaOH 溶液变黄色。说明加入硝酸溶液化学平衡向正反应的方向移动了，加入NaOH 溶液化学平衡向正反应的方向移动。无数实验证明：增大任何一种反应物的浓度，都可以使化学平衡向正反应方向移动。增大任何一种生成物的浓度，都可以使化学平衡向逆反应方向移动。减小任何一种反应物的浓度，都可以使化学平衡向逆反应方向移动。减小任何一种生成物的浓度，都可以使化学平衡向正反应方向移动。（二）压强对化学平衡的影响: 处于平衡状态的反应混合物里，无论是反应物，还是生成物，只要有气态物质存在，压强的改变，就有可能使化学平衡移动。如：3222NH 3H N 高温高压催化剂?+ 反应中，1体积氮气和3体积的氢气反应，生成了2体积的氨气。反应后，气体总体积减少了！可知，对这种气体总体积减少的反应，增大压强，平衡向正反应方向移动。即：增大压强，平衡向体积缩小的方向移动；减小压强，平衡向体积增大的方向移动。气体总体积不变化，改变压强，化学平衡不移动！如：222H CO O(g)H CO +==+反应前后，气体物质总体积不变。改变压强，平衡不移动！（三）温度对化学平衡的影响: 在吸热或放热的可逆反应中,反应混合物达平衡后,改变温度,也会使化学平衡移动. 在可逆反应中,正反应如果放热,则,逆反应必定吸热!反之亦然. 做实验：P51页实验由实验可知: 升高温度, (混合气体颜色加深,)平衡向吸热反应的方向移动. 降低温度,(混合气体颜色变浅,)平衡向放热反应的方向移动（四）催化剂对化学平衡的影响: 催化剂能同等程度的增加正反应速率和逆反应速率,即,催化剂不能改变达到化学平衡状态的

高一化学氧化还原反应习题和答案及解析

第二章第三节氧化还原反应一、选择题（只有1个正确答案；共6小题，每小题3分，共18分。） 1．有关氧化还原反应实质的说法中正确的是（） A．是否有元素的电子转移B．是否有元素的化合价的变化 C．是否有氧元素的参加D．是否有原子的重新组合 2．下列有关四种基本反应类型与氧化还原反应关系的说法中正确的是（）A．化合反应一定是氧化还原反应B．分解反应一定不是氧化还原反应 C．置换反应一定是氧化还原反应D．复分解反应不一定是氧化还原反应 3．下列有关实验室制取气体的反应中，其原理不属于氧化还原反应的是（）A．实验室中用稀硫酸与锌粒反应制取H2B．实验室中用浓盐酸与二氧化锰加热制Cl2(见 P3-20) C．实验室中用高锰酸钾加热分解制取O2D．实验室中用稀盐酸与石灰石反应制取CO2 4．下列化学反应中，属于氧化还原反应的是（） A．Na2CO3＋CaCl2===CaCO3↓＋2NaCl B．Fe+CuSO4===Cu+FeSO4 C．2NaHCO3Na2CO3+CO2↑+H2O D．CaO＋H2O===Ca （OH）2 5．氧化还原反应在生产、生活中具有广泛的用途。下列生产、生活中的事例不属于氧化还原反应的是 A．金属冶炼B．燃放鞭炮C．食物腐败D．点制豆腐 6．从硫元素的化合价态上判断，下列物质中的硫元素不能表现氧化性的是（）A．Na2S B．S C．SO2D．H2SO4 二、选择题（有1-2个答案，只有一个正确选项的，多选不给分；有两个正确选项的，选对一个给2分，选错一个该小题不给分。共10小题，每小题4分，计40分。） 7．下列说法中，能够判断一个反应是否是氧化还原反应的是（）A．反应前后，元素是否有电子转移B．反应前后，元素是否有化合价变化C．反应前后，是否有氧元素参加D．反应前后，是否有氢元素参加 8．对溶液中的离子反应存在下列几种说法，其中正确的是（）A．不可能是氧化还原反应B．只能是复分解反应 C．可能是置换反应D．可能是化合反应 9．下列水溶液中的各组离子因为发生氧化还原反应而不能大量共存的是（）A．Na+、Ba2+、Cl?、SO42-B．Ca2+、HCO3?、C1?、K+ C．MnO4?、K+、I?、H+D．H+、Cl?、Na+、CO32?