离子反应和氧化还原反应要点总结
《氧化还原反应和离子反应》 讲义
《氧化还原反应和离子反应》讲义一、氧化还原反应1、氧化还原反应的基本概念氧化还原反应是化学反应中一类重要的反应类型，其特征是存在元素化合价的升降。
在氧化还原反应中，化合价升高的物质被氧化，发生氧化反应；化合价降低的物质被还原，发生还原反应。
例如，在反应 2H₂＋ O₂＝ 2H₂O 中，氢元素的化合价从 0 升高到＋1，氢被氧化；氧元素的化合价从 0 降低到－2，氧被还原。
氧化还原反应中，还涉及到氧化剂和还原剂的概念。
氧化剂是在反应中得到电子（化合价降低）的物质，它具有氧化性，能够氧化其他物质；还原剂则是在反应中失去电子（化合价升高）的物质，它具有还原性，能够还原其他物质。
2、氧化还原反应的实质氧化还原反应的实质是电子的转移。
这种电子转移可以是电子的得失，也可以是电子的偏移。
以氯化钠的形成过程为例，钠原子失去一个电子形成钠离子（Na⁺），氯原子得到一个电子形成氯离子（Cl⁻），通过电子的转移，形成了稳定的离子化合物氯化钠（NaCl）。
3、氧化还原反应的表示方法（1）双线桥法用双线桥法表示氧化还原反应时，要分别从反应物中化合价发生变化的元素指向生成物中对应元素，在线桥上标明电子的得失和化合价的升降。
例如，对于反应 Cu ＋ 2H₂SO₄(浓) ＝ CuSO₄＋ SO₂↑ ＋ 2H₂O，双线桥法表示为：从铜元素指向硫酸铜中的铜元素，线上标明“失去 2e⁻，化合价升高”；从硫酸中的硫元素指向二氧化硫中的硫元素，线上标明“得到2e⁻，化合价降低”。
（2）单线桥法单线桥法是从还原剂中失去电子的元素指向氧化剂中得到电子的元素，在线桥上标明转移的电子总数。
对于上述反应，单线桥法表示为：在反应物之间，从铜元素指向硫元素，线上标明“2e⁻”。
4、常见的氧化剂和还原剂常见的氧化剂有氧气、氯气、浓硫酸、硝酸、高锰酸钾等。
这些物质在反应中容易得到电子，使其他物质被氧化。
常见的还原剂有金属单质（如钠、铁等）、氢气、一氧化碳、硫化氢等。
离子反应与氧化还原反应
离子反应与氧化还原反应在化学反应中，离子反应和氧化还原反应是两种常见的反应类型。
离子反应涉及到带电粒子的相互作用，而氧化还原反应则与电子的转移有关。
本文将分别对离子反应和氧化还原反应进行探讨，并对其在生活和工业中的应用进行介绍。
一、离子反应1. 离子的概念离子是带有电荷的原子或原子团，它可以通过失去或获得电子而形成。
正离子是失去了一个或多个电子的原子或分子，带有正电荷；负离子是获得了一个或多个电子的原子或分子，带有负电荷。
2. 离子反应的特点离子反应通常发生在相溶液中，其中溶解物的离子和水分子发生相互作用。
离子反应的主要特点包括：- 离子之间的吸引和排斥力：正离子与负离子之间的吸引力使它们结合成化合物，而负离子与负离子之间的排斥力使它们分散在溶液中。
- 反应速度快：由于离子之间的相互作用较强，离子反应的速度通常较快。
- 形成物溶解度：离子反应的生成物可能溶解在溶液中或沉淀出来，这取决于产物的溶解度。
3. 离子反应的应用离子反应在生活和工业中有广泛的应用。
以下是其中的几个例子：- 水的电离：水通过自离子化产生氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-），这是许多其他离子反应的基础。
- 盐的溶解和结晶：将盐溶于水中时，离子会与水分子发生化学反应，溶解成离子。
- 酸碱中和反应：酸碱反应涉及到酸离子和碱离子之间的相互作用，产生盐和水。
二、氧化还原反应1. 氧化还原反应的概念氧化还原反应是指电子的转移过程，其中发生氧化的物质失去电子，而发生还原的物质获得电子。
氧化还原反应包含两个基本概念：- 氧化：指物质失去电子或增加氧原子数量的过程。
- 还原：指物质获得电子或减少氧原子数量的过程。
2. 氧化还原反应的特点氧化还原反应具有以下特点：- 电子转移：在氧化还原反应中，电子从一个物质转移到另一个物质。
氧化剂接受电子，而还原剂失去电子。
- 氧化数的变化：氧化还原反应中，每个元素的氧化数可能会发生变化。
氧化数是描述原子对电荷状态的数值。
离子反应和氧化还原反应
1．了解氧化还原反应的本质是电子转移，了解常见的氧化还原反应。
掌握常见的氧化还原反应的配平和相关计算。
2．了解离子反应的概念，离子反应发生的条件，了解常见离子的检验方法。
3．能正确书写化学方程式、离子方程式，并能进行有关计算。
一、氧化还原反应的概念辨析及规律应用1．氧化还原反应的基本规律及应用2．正确理解氧化还原反应中的八个"不一定”(1)含最高价态元素的化合物不一定有强氧化性，如H3PO4、Na＋；而含低价态元素的化合物也可能有强氧化性，如氧化性HClO＞HClO2>HClO3>HClO4。
(2)在氧化还原反应中，一种元素被氧化，不一定有另一种元素被还原，如Cl2＋H2O HCl＋HClO。
(3)得电子难的物质不一定易失电子，如ⅣA族的碳(C)和稀有气体。
(4)元素由化合态变为游离态不一定被氧化，也可能被还原。
(5)氧化还原反应中一种反应物不一定只表现出一种性质，如Cl2＋2NaO H===NaCl＋NaClO＋H2O中的Cl2既表现氧化性又表现还原性。
(6)物质的氧化性或还原性的强弱只取决于得失电子的难易，与得失电子的多少无关。
如Na、Mg、Al 的还原性强弱依次为Na＞Mg＞Al。
(7)氧化性：氧化剂＞氧化产物，还原性：还原剂＞还原产物，此方法不适用于歧化反应和电解反应。
(8)浓H2SO4具有强氧化性，SO2具有还原性，但二者并不能发生氧化还原反应。
二、离子方程式的书写及正误判断1．离子方程式正误的判断方法2．书写离子方程式时的注意要点(1)离子反应要符合客观事实不要臆造。
(2)多元弱酸的酸式酸根离子不拆开写。
如NaHSO3应拆分为Na＋和HSO－3。
(3)盐类水解的离子方程式书写易忽视符号"===”与"”、"↑”与"↓”的正确使用。
(4)注意几个涉及氧化还原反应的离子方程式，如少量SO2通入Ca(ClO)2溶液中，产物为CaSO4而不是CaSO3；向Fe(OH)3悬浊液中加入稀碘化氢溶液中，产物中的Fe元素应为Fe2＋而不是Fe3＋。
初中化学离子反应知识点总结
初中化学离子反应知识点总结离子反应是化学中重要且常见的一类反应类型。
在离子反应中，离子之间发生电荷的转移和重新组合，形成新的离子化合物。
在初中化学学习中，离子反应也是一个重要的知识点。
本文将对初中化学离子反应的相关知识进行总结。
1. 离子的定义和分类离子是带电的原子或分子。
根据电荷的性质，离子可分为阳离子和阴离子。
正离子（阳离子）带有正电荷，通常是由金属原子失去一个或多个电子形成的；负离子（阴离子）带有负电荷，通常是由非金属原子获得一个或多个电子形成的。
2. 生成离子的方式离子可以通过以下方式生成：- 金属和非金属的化合反应：金属原子失去电子形成阳离子，非金属原子获得电子形成阴离子；- 酸和碱的中和反应：酸中的氢离子（H+）和碱中的氢氧根离子（OH-）结合形成水分子（H2O）；- 水的电离：在适当条件下，水分子自动发生电离，形成氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-）。
3. 离子方程式离子反应可以通过使用离子方程式来表示。
离子方程式使用离子符号和方括号来表示物质的离子状态。
例如，NaCl(aq) + AgNO3(aq) → AgCl(s) + NaNO3(aq) 可以写成离子方程式：Na+(aq) + Cl-(aq) + Ag+(aq) + NO3-(aq) → AgCl(s) + Na+(aq) + NO3-(aq)。
4. 离子反应的平衡离子反应中，离子会发生电荷的转移和重新组合形成新的离子化合物。
在离子反应中，离子的数量必须保持平衡。
例如，对于反应方程式：2AgNO3(aq) + Cu(s) → 2Ag(s) + Cu(NO3)2(aq)，可以看到反应前后每个离子的数量都必须相等。
5. 离子反应的常见类型离子反应有很多不同的类型，常见的类型包括：- 生成沉淀反应：当两个溶液中的离子相遇，形成不溶于水的固体产物时，就发生了生成沉淀反应；- 酸碱中和反应：酸中的氢离子（H+）和碱中的氢氧根离子（OH-）结合形成水分子；- 氧化还原反应：在氧化还原反应中，电子从一个物质转移给另一个物质；- 双水解反应：当一个化合物与水反应时，产生两个产物；- 无水物质的水解反应：无水物质与水反应，形成一种或多种化合物。
化学必修一氧化还原反应与离子反应知识点总结及练习题
化学必修一氧化还原反应与离子反应知识点总结及练习题氧化还原反应与离子反应知识点总结一、氧化还原反应的有关概念氧化还原反应是指物质中有一种物质被氧化，必定有一种物质被还原的化学反应。
氧化反应是指物质失去电子，还原反应是指物质得到电子。
电子转移（得失或偏移）的反应都是氧化还原反应。
在氧化还原反应中，物质中的原子得电子，则元素的化合价降低被还原，发生还原反应，变成还原产物，则该物质是氧化剂，具有氧化性。
物质中的原子失电子，则元素的化合价升高被氧化，发生氧化反应，变成还原产物，则该物质是还原剂，具有还原性。
二、电子转移的表示方法单线桥法表示氧化剂与还原剂之间电子转移的方向和总数，双线桥法表示氧化剂及其还原产物、还原剂及其氧化产物之间得失电子情况。
三、常见氧化剂与还原剂及其强弱常见氧化剂包括非金属性较强的单质如F2、Cl2、Br2、I2、O2、O3等，变价元素中高价态化合物如KClO3、KMnO4、K2Cr2O7、浓H2SO4、浓HNO3、稀HNO3、固体硝酸盐等，高价态金属阳离子如Fe、Ag、Cu等，能电离出H+的物质如稀H2SO4、稀HCl、NaHSO4溶液等，以及其他物质如HClO、漂白粉、MnO2、Na2O2、NO2、H2O2、银氨溶液、新制Cu(OH)2等。
常见还原剂包括金属性较强的单质如K、Na、Mg、Al、Fe、Zn等，某些非金属单质如H2、C、Si等，变价金属中某些低价态化合物如CO、H2S及硫化物、Fe2+盐、Fe(OH)2、HBr、HI及其盐、SO2及亚硫酸盐等。
常用的氧化性、还原性判断方法有两种题型考法。
第一种是根据金属活泼性判断，金属性越强，单质还原性越强，离子氧化性越弱。
非金属性越强，单质氧化性越强，离子还原性越弱。
第二种是通过化学反应判断，氧化剂加还原剂得氧化产物加还原产物。
左边的氧化剂和氧化产物比右边的还原剂和还原产物氧化性或还原性强。
还可以通过元素周期表、相近的反应和反应条件的难易比较进行判断。
氧化还原反应和离子反应
第四节氧化还原反应和离子反应【知识网络】二．离子反应：1．定义：有离子参加或生成的反应2．总趋势：向原溶液里某种或几种离子浓度降低的方向进行【易错指津】一、氧化还原反应，应注意：①判断物质氧化性或还原性强弱，依据是得失电子的难易程度，而不是得失电子数的多少。
如Na的还原性大于Al。
②元素的高价态氧化性不一定比低价态强，如HClO氧化性大于HClO4。
③有的氧化还原反应的发生与浓度有关，如MnO2只与浓HCl反应。
④元素的氧化性与还原性与物质的氧化性与还原性并不一致，如H2S中-2价的S只有还原性，而不能说H2S只有还原性。
⑤同一物质还原同一物质时，不能根据氧化剂被还原的程度判断氧化性的强弱，如：Cu+4HNO3(浓)=Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O 3Cu+8HNO3(稀)=3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O 虽然稀硝酸的还原程度大，但其氧化性比浓硝酸弱。
⑥下列氧化还原反应在标电子转移的方向和数目时，要防止错误。
错：↑正：↑+4H2O错：2Na22正：2Na反应KClO3+6HCl=KCl+3Cl2↑+3H2O中，转移的电子数为5，而非6，这可从其离子方程式看出：ClO3-+6H++5Cl-=3Cl2↑+3H2O。
二、判断离子方程式的正误，应注意以下问题：①查是否违背反应事实，如铁跟硝酸反应：Fe+2H+=Fe2++H2↑（错误）。
②查电荷守恒（这是高考考查重点），如Fe+ Fe3+=2Fe2+是错误的。
③查化学式能否拆成离子，如硫化亚铁与盐酸反应的离子方程式不能写成：S2-+2H+=H2S↑。
④查是否漏写离子反应，如硫酸铜和氢氧化钡溶液反应的离子方程式不能写成：Ba2++SO42-=BaSO4↓。
⑤查离子的配比数是否正确，如硫酸和氢氧化钡溶液反应的离子方程式不能写成：H++SO42-+ Ba2++2OH-= BaSO4↓+H2O。
⑥查反应物因过量或少量导致产物的不同，如往小苏打溶液中加入少量澄清石灰水的离子方程式为：Ca2++2OH-+2HCO3-=CaCO3↓+2H2O+CO32-；往澄清石灰水加入少量小苏打溶液的离子方程式为：Ca2++OH-+HCO3-=CaCO3↓+H2O。
氧化还原反应和离子反应
氧化还原反应和离子反应一、知识要点考纲定位：应用：氧化还原反应；离子方程式。
理解：氧化剂、还原剂；电离，电解质和非电解质，强电解质和弱电解质；溶解过程及其能量变化，反应热，热化学方程式。
1．有关氧化还原反应的概念（七对对立统一的概念）还原剂还原性失去电子化合价升高被氧化氧化反应氧化产物反应物−→表现性质−→本质−−→特征−→变化过程−→发生反应−→所得产物氧化剂氧化性得到电子化合价降低被还原还原反应还原产物2．常见的氧化剂与还原剂（1）常见的还原剂（能失电子的物质）①金属单质，如K、Na、Mg、Al、Zn、Fe、Cu等；SO、I-、Br-、Cl-等；②非金属阴离子，如S2-、-23③含低价态元素的化合物，如NH3、CO、H2S、SO2、H2SO3、Na2SO3等；④低价态阳离子，如Fe2+等；⑤某些非金属单质，如H2、Si、C等。
（2）常见的氧化剂（能得电子的物质）①活泼的非金属单质，如F2、Cl2、Br2、I2、O2、O3、S等；②含高价态元素的化合物，如HNO3、KClO3、KMnO4、MnO2、固体硝酸盐等；③高价态金属阳离子，如Fe3+、Cu2+、Ag+、Pb4+等；④能电离出H+的物质，如HCl、H2SO4、NaHSO4溶液等。
（3）某些既可作氧化剂又可作还原剂（既能失电子又能得电子）的物质①具有中间价态的物质：S、C、N2、Cl2、H2O2、SO2、H2SO3、Fe2+等；②阴、阳离子可分别被氧化还原的物质，如HCl、H2S、H2SO3、FeCl3等。
3．氧化还原反应的一般规律（1）表现性质规律氧化性是指得到电子的性质（或能力）；还原性是指失去电子的性质（或能力）。
物质氧化性、还原性的强弱取决于得失电子的难以程度，而与得失电子数目无关。
从元素的价态考虑：元素处于最高价态时只有氧化性，处于最低价态时只有还原性，处于中间价态时既有氧化性又有还原性。
（2）互不换位规律相邻价态的同种元素不发生氧化还原反应，不同价态的同种元素之间发生“归中反应”，最多只能达到相同价态，而决不能出现高价变底价、底价变高价的交叉现象，也不会出现价态互变。
高考化学(氧化还原、离子反应) 总结
离子反应方程式与离子共存(一)、由于发生复分解反应，离子不能大量共存。
1、有气体产生。
如CO32-、HCO3-、S2-、HS-、SO32-、HSO3-等易挥发的弱酸的酸根与H+不能大量共存。
２、有沉淀生成。
如Ba2+、Ca2+、Mg2+等不能与SO42-、CO32-等大量共存；Mg2+、Al3+、Cu2+、Fe2+、Fe3+等不能与OH-大量共存；SiO32-、AlO2-、S2O3２－等不能与H+大量共存（重要方程式S2O3２－＋2H＋＝S↓＋SO2↑＋H2O）３、有弱电解质生成。
如OH-、ClO-、F-、CH3COO-、HCOO-、PO43-、HPO42-、H2PO4-等与H+不能大量共存；一些酸式弱酸根及NH4+不能与OH-大量共存。
(二)、由于发生氧化还原反应，离子不能大量共存１、I-、S2-、HS-和Fe3+不能大量共存。
２、在酸性或碱性的介质中由于发生氧化还原反应而不能大量共存。
如NO3-和I-在中性或碱性溶液中可以共存，但在有大量H+存在情况下不能共存；SO32- 和S2-在碱性条件下可以共存，但在酸性条件下由于发生2S2-＋SO32-＋6H+＝3S↓＋3H2O不能共存。
ClO-与S2-不论是在酸性条件下还是在碱性条件下都不能大量共存。
(三)、由于形成络合离子，离子不能大量共存如Fe3+和SCN-，由于Fe3+＋SCN-[Fe(SCN)]2+而不能大量共存。
（四）“双水解” Al3＋和HCO3-，Al3＋和CO32-，Al3＋和S２－，Al3＋和HS－，Al3＋和AlO2-，Fe3+和AlO2-，Fe3+和HCO3-，Fe3+和CO32-，NH4+和AlO2-等。
特别注意：NH4+和CO32-、NH4+和HCO3-、NH4+和CH3COO-在同一溶液中能大量共存。
（五）审题时应注意题中给出的附加条件，如：①酸性溶液（H＋）、碱性溶液（OH－）、能在加入铝粉后放出可燃性气体的溶液（注意有NO3－时产生的不是氢气而是氮氧化物）、由水电离出的H+或OH-浓度为1×10-10mol/L的溶液等。
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离子反应和氧化还原反应要点总结
一：离子反应
的化合物。
【酸，碱，盐(BaSO4)，1）电解质：在水溶液里或熔融状态下能导电
．．．
金属氧化物（MgO）,水（H0）】
2）非电解质：在水溶液里和熔融状态下不能导电
的化合物【多数非金属氧化物
．．．．
（ＳＯ），部分有机化合物（酒精），部分非金属氢化物（ＣＨ）
混合物和单质既不是电解质也不是非电解质（如稀盐酸和液态铜）
３）如何判断电解质和判断电解质强弱。
１：1）在水溶液里能够导电，2）在熔融状态下能导电，化合物具备其中一个条件即为电解质，如HCL在液态时不导电，但在水溶液里能导电，所以HCL 为电解质。
2：不导电的不一定不是电解质，BaSO4 CaCO3，等难溶于水的盐，其水溶液的导电能力很弱，但其溶于水的部分完全电离，因此它们属于电解质。
3：物质在水溶液里能导电，物质不一定是电解质，如SO2.
强电解质：强酸（ＨＣＬ）弱电解质：弱酸（Ｈ２Ｓ，Ｈ２ＳＯ３）强碱（ＮａＯＨ）弱碱（ＮＨ．Ｈ２Ｏ）
大多数盐（Ｎａｃｌ）水和少数盐（CHCOOPb）强电解质在水溶液里面完全电离，电离方程式用等号“=”。
弱电解质在水溶液里部分电离用可逆符号（对于弱电解质写在离子方程式中只可以写成分子式）
离子方程式的正误判断1）原子个数，电荷和电子得失是否守恒2）看反应物和产物的配比是否正确。
3)看是否符合题设条件如“过量’,少量”如
Ca(0H)和ＣＯ２过量（OH -＋CO2=ＨＣＯ３－）如果ＣＯ２少量那么（Ｃａ２＋＋2OH -+ＣＯ２＝ＣａＣＯ３（沉淀符号）＋HO ） 4：NaHCO==Na+ + HCO3-(弱酸的盐不能完全电离，强酸的盐可以完全电离)
5:离子反应的条件‘1）生成难溶性物质，2)生成挥发性物质3）生成难电离物质。
离子共存问题
四种带颜色的离子：Cu2+（蓝色） Fe3+(黄色) Fe2+(浅绿色) MnO -(紫红色) 下列情况下离子不能共存：１）生成气体的两物质：如H+和S 2-，HS -，ＣＯ３２－，ＨＣＯ－，ＳＯ２－，ＨＳＯ－。
２）发生氧化还原反应的两个物质，３）生成难溶物的两物质，４）两离子间结合生成难电离物质。
1. 离子方程式书写的步骤 写 拆 删 查 （书写离子方程式对于弱酸，弱
碱，微溶物，气体都写成分子式形式。
）
二：氧化还原反应
１）区别氧化反应和还原反应：就是物质是否得氧，得氧为氧化，失去氧为还原。
２）氧化还原反应就是得氧和失氧同时发生的反应，从化合价角度分析就是伴随着化合价的升降．．．．．．【有．．
Ｏ参加的反应不一定是氧化还原反应，如３O===2O （放电）】
2＊＊）化合价升高，失去电子，氧化反应，还原剂，被氧化．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．，得到氧化产物。
．．．．．．．． 3＊＊）化合价降低，得到电子，还原反应，氧化剂，被还原。
得到还原产物。
4）化合反应（A+B=AB ）,分解反应（AB=A+B ），置换反应（A+BC=AC+B ），
复分解反应(AB+CD=AD+BC)与氧化还原反应直接的关系
氧化还原反应
化合反应
复分解反应
1）常见的氧化剂：活泼非金属单质(F),高价金属阳离子（Fe3+），高价或较高价含氧化合物(KMnO4)，其他（HO，NaO）
2）常见的还原剂：活泼或较活泼金属，（Ｋ），某些非金属单质（Ｃ），低价金属阳离子（Ｃｕ＋），非金属阴离子（Ｉ－），较低价化合物（ＣＯ）。
氧化剂＋还原剂——还原产物＋氧化产物（还原性：还原剂＞还原产物氧化性：氧化剂＞氧化产物。
（强生弱）
１）金属活动性顺序表：Ｋ，Ｃａ，Ｎａ，Ｍｇ，Ａｌ，Ｚｎ，Ｆｅ，Ｓｎ，Ｐｂ，（Ｈ）Ｃｕ，Ｈｇ，Ａｇ，Ｐｔ，Ａｕ（单质的还原性从左到右逐渐减弱，对应的阳离子的氧化性从左到右逐渐增强）
２）氧化性：同种元素高价的物质氧化性高于低价的氧化性，还原性：同种元素的低价物质高于高价物质的还原性。
*什么叫歧化反应，什么叫归中反应。
（氧化还原反应）
歧化反应：相同价态的同种元素，反应后一部分化合价升高，一部分化合价降低，（Ｃｌ２＋ＮａＯＨ＝ＮａＣｌ＋ＮａＣｌＯ＋Ｈ２Ｏ，Ｃｌ２既是氧化剂也是还原剂）
归中反应：不同价态的同种元素发生氧化还原反应时，高价态降低，低价态升高。
（２ＨＳ＋ＳＯ＝３Ｓ（沉淀符号）＋２ＨＯ）
１）强氧化微粒：Ｆｅ３＋，ＭｎＯ－，ＮＯ－（Ｈ＋）强还原：
Ｉ－，Ｓ２－，Ｆｅ２＋。