2017新一期歌从黄河来:氧化还原反应和离子反应复习要点

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

可以联系记忆为：

还原剂具有还原性（失去电子的能力）、在反应中失去电子、化合价升高、被氧化、发生氧化反应、得到氧化产物；

氧化剂具有氧化性（得到电子的能力）、在反应中得到电子、化合价降低、被还原、发生还原反应、得到还原产物。

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；

② 非金属阴离子，如S2-、I-、Br-、Cl-等；

③ 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。

（3）反应先后规律

在浓度相差不大的溶液中，同时含有多种还原剂（或氧化剂）时，若加入氧化剂（或还原剂）则首先与溶液中还原性（或氧化性）最强的还原剂（或氧化剂）作用。

4．物质氧化性、还原性强弱的比较

（1）根据化学方程式判断

氧化剂＋还原剂====还原产物＋氧化产物

氧化性：氧化剂 > 氧化产物；

还原性：还原剂 > 还原产物。     简记为：左 > 右。

（2）根据原子结构判断

原子结构：原子半径大、最外层电子数少、其单质易失电子，还原性强；

                    原子半径小、最外层电子数多、其单质易得电子，氧化性强。

（3）根据元素周期表中元素性质的递变规律判断

① 同主族元素从上到下，非金属元素单质的氧化性逐渐减弱，对应阴离子的还原性逐渐增强；金属元素单质的还原性逐渐增强，对应阳离子的氧化性逐渐减弱。

② 同周期元素从左到右，非金属元素单质的还原性逐渐减弱，氧化性逐渐增强。对应阳离子的氧化性逐渐增强，阴离子的还原性逐渐减弱。

（4）根据金属活动顺序和非金属活动顺序判断

① 金属活动顺序表：

K  Ba  Ca  Na  Mg  Al  Mn  Zn  Fe  Sn  Pb  (H)  Cu  Hg  Ag  Pt  Au

在水溶液中，从前到后，金属单质的还原性逐渐减弱，对应金属阳离子的氧化性逐渐增强（如：Ag+ > Hg2+ > Fe3+ > Cu2+ > H+ > Fe2+）。

② 非金属活动的一般顺序：F2 > Cl2 > O2 > Br2 > I2 > S。

在水溶液中，单质的氧化性越强，其对应的阴离子的还原性越弱。即从前到后，非金属单质的氧化性逐渐减弱，对应阴离子的还原性逐渐增强。

（5）通过同条件下的反应产物比较

如：2Fe＋3Cl2 点燃 2FeCl3，3Fe＋2O2 点燃 Fe3O4，Fe＋S 点燃 FeS。

可得出氧化性：Cl2 > O2 > S。

（6）由反应条件的难比较

① 不同的氧化剂与同一还原剂反应，反应条件越容易，氧化剂的氧化性越强。

如：卤素单质与H2的反应，按F-Cl-Br-I顺序反应越来越难，F2 > Cl2 >  Br2 > I2。

② 不同的还原剂与同一氧化剂反应，反应条件越容易，还原剂的还原性越强。

如：金属与水的反应，按Na-Mg-Al-Fe顺序反应越来越难，Na > Mg > Al > Fe。

（7）通过价态的比较

对同一元素而言：价态越高，氧化性越强，如Fe < Fe2+ < Fe3+；

                            价态越低，还原性越强，如S2- > S > SO2。

（特例：氧化性HClO > HClO2 > HClO3 > HClO4，这与酸的稳定性有关。）

（8）根据原电池的电极反应判断

还原性：负极发生氧化反应，正极发生还原反应。负极 > 正极。

（9）某些物质的氧化性、还原性与浓度、温度、酸碱度有关

浓度、温度：如MnO2只与热的浓盐酸反应生成Cl2，不与稀盐酸反应；再如硝酸具有强氧化性，且硝酸越浓其氧化性越强。

酸碱度：如KClO3能将盐酸中的Cl-氧化成Cl2，而不能将NaCl中的Cl-氧化。

5．氧化还原反应方程式的配平

化合价升降（或电子转移）总数相等是配平氧化还原反应方程式的依据。

① 标：正确标出反应前后价态变化的元素的化合价；

② 等：求最小公倍数以使化合价升降数值相等；

③ 定：确定氧化剂与还原剂、氧化产物与还原产物的系数；

④ 平：根据原子守恒规律，用观察法配平其他物质的系数；

⑤ 查：检查是否符合原子守恒和电子守恒。

注意：若需要标出电子转移方向和数目时，箭头必须由还原剂指向氧化剂，箭头两端对准得失电子的元素，并在箭头的上方标出转移电子总数。

6．有关离子反应的概念

（1）电解质和非电解质

电解质和非电解质的区别：在水溶液里或熔化状态下能否导电不是本质的区别，本质区别是在水分子或热能的作用下能否离解成自由移动的阴阳离子，即是否电离。电解质能电离，非电解质不能电离。

（2）强电解质和弱电解质

强电解质：在水溶液中或熔化状态下全部电离成离子的电解质。非电解质：在水溶液中或熔化状态下只一部分电离成离子的电解质。

强弱电解质的电离，用不同的电离方程式表示。

（3）电解质溶液的导电性

① 电解质导电的原因：阴、阳离子的定向移动。

② 电解质溶液的导电能力：离子浓度越大，离子的电荷数越多，导电能力越强。

③ 导电的实质：

A．内因：电解质在一定条件（水或加热）下离解出自由移动的离子；

B．外因：电解质溶液与电源构成闭合回路；

C．结果：阴、阳离子定向移动，分别在阳极（与电源正极相连）和阴极（与电源负极相连）失去和得到电子而被氧化和还原。

7．离子反应

（1）离子反应：化合物在溶液里或熔化状态下，有离子参加或生成的反应。

（2）离子反应的条件（类型）

溶液中进行的复分解反应：生成难溶物、难电离物或易挥发物；有离子参加的氧化还原反应；电解质在水溶液中进行的配位反应。

8．离子方程式

（1）离子方程式及其意义：用实际参加反应的离子的符号表示离子反应的式子叫做离子方程式。它不仅可表示一定物质间的反应，而且可表示所有同一类型的离子反应，能反映出化学反应的实质。

（2）离子方程式的书写一般为四个步骤：写、拆、删、查。

这四步中，“写”是基础，“拆”是关键，“删”是途径，“查”是保证。

① 写出正确的化学反应方程式，并配平。

② 把在反应条件下完全电离的物质拆写成离子形式。

③ 删去方程式两边不参加反应的离子。

④ 检查方程式两边是否遵守质量守恒、电荷守恒和电子守恒。

书写熟练时可一步完成。在拆分时应注意以下几点，以便做出准确判断。

① 只有易溶且易电离的物质写成离子，其余都不能写成离子。

② 微溶物作反应物，若是澄清溶液写成离子，若是浊液写成原化学式；作为生成物，一般写成原化学式。

③ 离子反应通常是在水溶液中进行的，所以非水溶液中的反应，一般不写成离子方程式（熔化状态下进行的离子反应可写成离子方程式）。

④ 在水溶液中，硫酸氢根离子完全电离，所以写成氢离子和硫酸根；而多元弱酸的酸式根离子由于电离程度小，所以写成酸式根离子。

⑤ 操作顺序或反应物相对量不同时离子方程式也可能不同。

（3）离子方程式正误判断

① 是否符合反应事实。

② 化学式的书写是否正确，该写离子的写离子，该写分子的写分子。

③ 原子是否守恒、净电荷是否守恒。

④ 是否漏写离子反应、离子的配比数是否正确。

⑤ 沉淀符号、气体符号、可逆符号是否正确。

注意：电解质溶液中的反应，其本质是离子之间的反应。而离子方程式所所反映的是物质在溶液中存在的主要形式，不一定是真实参与反应的离子。

9．离子共存问题

溶液中离子大量共存是指离子浓度均相当大，若离子间发生反应使离子浓度有些降低，也就是离子不能大量共存。离子能否大量共存可以从以下几点来判断。

① 发生复分解反应（生成难溶/微溶、气体、难电离的物质）的离子不能大量共存。

② 发生氧化还原反应的离子不能大量共存。

③ 发生双水解反应的离子不难大量共存。

④ 发生配位反应的离子不能大量共存。

⑤ 有无隐蔽条件，如无色透明、强酸性、强碱性等。

10．热化学方程式

（1）物理过程热效应

不同状态物质具有不同的能量，热量会导致状态的改变：气态 液态 固态。

溶质溶解的过程包括：溶质的溶解、扩散过程（吸热）和溶质的电离、水合过程（放热），整个溶解过程的热效应就取决于吸热和放热的能量之和。常见的NaOH溶解、浓H2SO4稀释等是放热，NH4NO3溶解等是吸热，NaCl溶解等热效应不大。

（2）化学反应热效应

化学键的断裂需要吸热，化学键的形成需要放热，因此通过化学键的键能可估算化学反应的热效应。

表示出热效应的化学反应方程式就是热化学方程，在产物一方标出热效应，放热为＋Q（Q > 0），吸热为－Q（Q > 0）。

热化学方程式与普通方程式的区别：① 物质需要表明状态；② 表明反应的热效应；③ 配平系数只有物质的量的含义，即可以是分数。

11．主要考点

（1）氧化还原反应、氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物的判断。

（2）计算电子转移数目。

（3）判断氧化剂的氧化性或还原剂的还原性的相对强弱。

（4）依据质量守恒、电子守恒、净电荷相等等解决一些计算问题。

（5）电解质、非电解质、强电解质、弱电解质、电解质溶液导电性强弱的判断。

（6）离子反应进行的条件、离子反应的本质，离子共存问题。

（7）离子方程式的书写及正误判断。

（8）判断热化学方程式的正确性和热效应的大小。

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

可以联系记忆为：

还原剂具有还原性（失去电子的能力）、在反应中失去电子、化合价升高、被氧化、发生氧化反应、得到氧化产物；

氧化剂具有氧化性（得到电子的能力）、在反应中得到电子、化合价降低、被还原、发生还原反应、得到还原产物。

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；

② 非金属阴离子，如S2-、I-、Br-、Cl-等；

③ 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。

（3）反应先后规律

在浓度相差不大的溶液中，同时含有多种还原剂（或氧化剂）时，若加入氧化剂（或还原剂）则首先与溶液中还原性（或氧化性）最强的还原剂（或氧化剂）作用。

4．物质氧化性、还原性强弱的比较

（1）根据化学方程式判断

氧化剂＋还原剂====还原产物＋氧化产物

氧化性：氧化剂 > 氧化产物；

还原性：还原剂 > 还原产物。     简记为：左 > 右。

（2）根据原子结构判断

原子结构：原子半径大、最外层电子数少、其单质易失电子，还原性强；

                    原子半径小、最外层电子数多、其单质易得电子，氧化性强。

（3）根据元素周期表中元素性质的递变规律判断

① 同主族元素从上到下，非金属元素单质的氧化性逐渐减弱，对应阴离子的还原性逐渐增强；金属元素单质的还原性逐渐增强，对应阳离子的氧化性逐渐减弱。

② 同周期元素从左到右，非金属元素单质的还原性逐渐减弱，氧化性逐渐增强。对应阳离子的氧化性逐渐增强，阴离子的还原性逐渐减弱。

（4）根据金属活动顺序和非金属活动顺序判断

① 金属活动顺序表：

K  Ba  Ca  Na  Mg  Al  Mn  Zn  Fe  Sn  Pb  (H)  Cu  Hg  Ag  Pt  Au

在水溶液中，从前到后，金属单质的还原性逐渐减弱，对应金属阳离子的氧化性逐渐增强（如：Ag+ > Hg2+ > Fe3+ > Cu2+ > H+ > Fe2+）。

② 非金属活动的一般顺序：F2 > Cl2 > O2 > Br2 > I2 > S。

在水溶液中，单质的氧化性越强，其对应的阴离子的还原性越弱。即从前到后，非金属单质的氧化性逐渐减弱，对应阴离子的还原性逐渐增强。

（5）通过同条件下的反应产物比较

如：2Fe＋3Cl2 点燃 2FeCl3，3Fe＋2O2 点燃 Fe3O4，Fe＋S 点燃 FeS。

可得出氧化性：Cl2 > O2 > S。

（6）由反应条件的难比较

① 不同的氧化剂与同一还原剂反应，反应条件越容易，氧化剂的氧化性越强。

如：卤素单质与H2的反应，按F-Cl-Br-I顺序反应越来越难，F2 > Cl2 >  Br2 > I2。

② 不同的还原剂与同一氧化剂反应，反应条件越容易，还原剂的还原性越强。

如：金属与水的反应，按Na-Mg-Al-Fe顺序反应越来越难，Na > Mg > Al > Fe。

（7）通过价态的比较

对同一元素而言：价态越高，氧化性越强，如Fe < Fe2+ < Fe3+；

                            价态越低，还原性越强，如S2- > S > SO2。

（特例：氧化性HClO > HClO2 > HClO3 > HClO4，这与酸的稳定性有关。）

（8）根据原电池的电极反应判断

还原性：负极发生氧化反应，正极发生还原反应。负极 > 正极。

（9）某些物质的氧化性、还原性与浓度、温度、酸碱度有关

浓度、温度：如MnO2只与热的浓盐酸反应生成Cl2，不与稀盐酸反应；再如硝酸具有强氧化性，且硝酸越浓其氧化性越强。

酸碱度：如KClO3能将盐酸中的Cl-氧化成Cl2，而不能将NaCl中的Cl-氧化。

5．氧化还原反应方程式的配平

化合价升降（或电子转移）总数相等是配平氧化还原反应方程式的依据。

① 标：正确标出反应前后价态变化的元素的化合价；

② 等：求最小公倍数以使化合价升降数值相等；

③ 定：确定氧化剂与还原剂、氧化产物与还原产物的系数；

④ 平：根据原子守恒规律，用观察法配平其他物质的系数；

⑤ 查：检查是否符合原子守恒和电子守恒。

注意：若需要标出电子转移方向和数目时，箭头必须由还原剂指向氧化剂，箭头两端对准得失电子的元素，并在箭头的上方标出转移电子总数。

6．有关离子反应的概念

（1）电解质和非电解质

电解质和非电解质的区别：在水溶液里或熔化状态下能否导电不是本质的区别，本质区别是在水分子或热能的作用下能否离解成自由移动的阴阳离子，即是否电离。电解质能电离，非电解质不能电离。

（2）强电解质和弱电解质

强电解质：在水溶液中或熔化状态下全部电离成离子的电解质。非电解质：在水溶液中或熔化状态下只一部分电离成离子的电解质。

强弱电解质的电离，用不同的电离方程式表示。

（3）电解质溶液的导电性

① 电解质导电的原因：阴、阳离子的定向移动。

② 电解质溶液的导电能力：离子浓度越大，离子的电荷数越多，导电能力越强。

③ 导电的实质：

A．内因：电解质在一定条件（水或加热）下离解出自由移动的离子；

B．外因：电解质溶液与电源构成闭合回路；

C．结果：阴、阳离子定向移动，分别在阳极（与电源正极相连）和阴极（与电源负极相连）失去和得到电子而被氧化和还原。

7．离子反应

（1）离子反应：化合物在溶液里或熔化状态下，有离子参加或生成的反应。

（2）离子反应的条件（类型）

溶液中进行的复分解反应：生成难溶物、难电离物或易挥发物；有离子参加的氧化还原反应；电解质在水溶液中进行的配位反应。

8．离子方程式

（1）离子方程式及其意义：用实际参加反应的离子的符号表示离子反应的式子叫做离子方程式。它不仅可表示一定物质间的反应，而且可表示所有同一类型的离子反应，能反映出化学反应的实质。

（2）离子方程式的书写一般为四个步骤：写、拆、删、查。

这四步中，“写”是基础，“拆”是关键，“删”是途径，“查”是保证。

① 写出正确的化学反应方程式，并配平。

② 把在反应条件下完全电离的物质拆写成离子形式。

③ 删去方程式两边不参加反应的离子。

④ 检查方程式两边是否遵守质量守恒、电荷守恒和电子守恒。

书写熟练时可一步完成。在拆分时应注意以下几点，以便做出准确判断。

① 只有易溶且易电离的物质写成离子，其余都不能写成离子。

② 微溶物作反应物，若是澄清溶液写成离子，若是浊液写成原化学式；作为生成物，一般写成原化学式。

③ 离子反应通常是在水溶液中进行的，所以非水溶液中的反应，一般不写成离子方程式（熔化状态下进行的离子反应可写成离子方程式）。

④ 在水溶液中，硫酸氢根离子完全电离，所以写成氢离子和硫酸根；而多元弱酸的酸式根离子由于电离程度小，所以写成酸式根离子。

⑤ 操作顺序或反应物相对量不同时离子方程式也可能不同。

（3）离子方程式正误判断

① 是否符合反应事实。

② 化学式的书写是否正确，该写离子的写离子，该写分子的写分子。

③ 原子是否守恒、净电荷是否守恒。

④ 是否漏写离子反应、离子的配比数是否正确。

⑤ 沉淀符号、气体符号、可逆符号是否正确。

注意：电解质溶液中的反应，其本质是离子之间的反应。而离子方程式所所反映的是物质在溶液中存在的主要形式，不一定是真实参与反应的离子。

9．离子共存问题

溶液中离子大量共存是指离子浓度均相当大，若离子间发生反应使离子浓度有些降低，也就是离子不能大量共存。离子能否大量共存可以从以下几点来判断。

① 发生复分解反应（生成难溶/微溶、气体、难电离的物质）的离子不能大量共存。

② 发生氧化还原反应的离子不能大量共存。

③ 发生双水解反应的离子不难大量共存。

④ 发生配位反应的离子不能大量共存。

⑤ 有无隐蔽条件，如无色透明、强酸性、强碱性等。

10．热化学方程式

（1）物理过程热效应

不同状态物质具有不同的能量，热量会导致状态的改变：气态 液态 固态。

溶质溶解的过程包括：溶质的溶解、扩散过程（吸热）和溶质的电离、水合过程（放热），整个溶解过程的热效应就取决于吸热和放热的能量之和。常见的NaOH溶解、浓H2SO4稀释等是放热，NH4NO3溶解等是吸热，NaCl溶解等热效应不大。

（2）化学反应热效应

化学键的断裂需要吸热，化学键的形成需要放热，因此通过化学键的键能可估算化学反应的热效应。

表示出热效应的化学反应方程式就是热化学方程，在产物一方标出热效应，放热为＋Q（Q > 0），吸热为－Q（Q > 0）。

热化学方程式与普通方程式的区别：① 物质需要表明状态；② 表明反应的热效应；③ 配平系数只有物质的量的含义，即可以是分数。

11．主要考点

（1）氧化还原反应、氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物的判断。

（2）计算电子转移数目。

（3）判断氧化剂的氧化性或还原剂的还原性的相对强弱。

（4）依据质量守恒、电子守恒、净电荷相等等解决一些计算问题。

（5）电解质、非电解质、强电解质、弱电解质、电解质溶液导电性强弱的判断。

（6）离子反应进行的条件、离子反应的本质，离子共存问题。

（7）离子方程式的书写及正误判断。

（8）判断热化学方程式的正确性和热效应的大小。