第四节氧化还原反应和离子反应【知识网络】一．氧化还原反应：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3．表示方法：【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。用心爱心专心116号编辑氧化还原反应实质化合价降低，+ne-，被还原有电子转移，且得失电子数相等特征化合价有升有降，且升降总值相等基本概念化合价降低,+ne-,被还原化合价升高,-ne-,被氧化氧化剂+还原剂===还原产物+氧化产物（强氧化性）（强还原性）（弱还原性）（弱氧化性）反应规律①优先反应原理；②强弱原理；③价态原理（邻位转化规律、互不换位规律、跳位规律配平原则：①质量守恒；②电子守恒；③电荷守恒（离子方程式）方法：化合价升降法计算依据：电子守恒题型：①部分氧化还原计算；②推断产物化合价；③求氧化剂、还原剂或氧化产物、还原产物质量比④电解产物的计算书写步骤类型范围书书规则离子方程式水溶液中的离子反应①非氧化还原反应（复分解反应、双水解反应、络合反应）；②氧化还原反应（置换反应、复杂氧化还原反应、有机反应）①写离子符号的规则（可溶的强电解质）；②保留化学式的规则③配平规则（同时满足：质量守恒、电子守恒、电荷守恒）写、拆、删、查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↑+2H2O3Cu+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：2Al+2NaOH+2H2O=2NaAlO2+3H2↑正：2Al+2NaOH+6H2O=2NaAlO2+3H2↑+4H2O错：2Na2O2+2H2O=4NaOH+O2↑正：2Na2O2+4H2O=4NaOH+O2↑+2H2O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2-2e-+4e--4e-+2e-+6e-+6e--6e--6e-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。⑦电解质溶液中的反应，其本质是离子间的反应。用离子方程式所反映的是物质在溶液中存在的主要形式，而不一定是真实参与反应的离子。如H2S通入NaOH溶液，H+来自H2S的微弱电离：H2SH++HS-。若H2S气体通入NaOH溶液，由于上述H2S电离出来的H+被OH-中和，电离过程不断进行，反应的离子方程式为H2S+OH-=HS-+H2O，若NaOH过量，则反应的离子方程式为H2S+2OH-=S2-+2H2O。三、离子大量共存的判断：1.某些离子只存在一定pH范围：①只能存在酸性溶液中:水解呈酸性离子(弱的阳离子:NH4+、Fe3+)；②只能存在碱性溶液中:水解呈碱性离子(弱酸根:F-AlO2-)；③强酸强碱中均不能存在:HCO3-、HS-、HSO3-、H2PO4-、HPO42-。即使在中性溶液中像Fe3+、CO32-离子是不能存在的。2.试题的前提设置：(1)对溶液性质要求:①颜色：如指明为无色溶液，则无Cu2+、Fe3+、Fe2+、MnO4-；②酸碱性:直接或间接----指示剂（如使甲基橙显红色，则不含OH-、弱酸氢根离子或Fe2+与NO3-），水电离出[H+]或[OH-]（如在1L溶液中水电离出的[H+...
