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《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。
高中化学氧化还原反应知识点1、根据氧化还原反应方程式化合价降低，得电子，被还原氧化剂 + 还原剂 == 还原成产物 + 水解产物化合价升高，失电子，被氧化在同一水解还原成反应中，水解性：氧化剂>水解产物还原性：还原剂>还原成产物氧化剂的氧化性越强，则其对应的还原产物的还原性就越弱;还原剂的还原性越强，则其对应的氧化产物的氧化性就越弱。
基准：2cl2+2nabr===2nacl+br22、根据金属活动性顺序表在金属活动性顺序表，金属的边线越依靠前，其还原性就越弱(铂金除外);金属的边线越依靠后，其阳离子的水解性就越弱。
k、ca、na、mg、al、zn、fe、sn、pb、(h)、cu、hg、ag、pt、au3、根据元素周期表同周期元素，随着核电荷数的递增，其单质氧化性逐渐增强，还原性逐渐减弱。
同主族元素，随着核电荷数的递增，其单质氧化性逐渐减弱，还原性逐渐增强。
对于氧化剂来说，同族元素的非金属原子，它们的最为外层电子数相同而电子层数不同时，电子层数越多，原子半径越大，就越难得电子。
因此，它们单质的水解性就越强。
4、根据反应的难易程度水解还原成反应越难展开(整体表现为反应所须要条件越高)，则氧化剂的水解性和还原剂的还原性就越弱。
(例如卤族元素和氢气反应)1、电子守恒规律：氧化剂得电子总数等于还原剂失电子总数。
例如：11p4+60cuso4+96h2o=20cu3p+24h3po4+60h2so42、既有氧化性又有还原性的物质与强还原性物质反应时表现氧化性,与强氧化性物质反应时整体表现还原性,(亚铁离子和锌、次氯酸根)在自身的水解-还原成反应中既整体表现水解性又整体表现还原性(氯气异构化)。
稀硫酸与开朗金属单质反应时，就是氧化剂，起至氧化作用的就是h，被还原成分解成h2，浓硫酸就是强氧化剂，与还原剂反应时，起至氧化作用的就是s，被还原成后通常分解成so2。
3、归属于中规律：同种元素相同价态的物质之间出现水解-还原成反应时，生成物中该元素的价态介于反应物中高价与低价之间，且不能交叉。
氧化还原反应与离子反应一、氧化还原反应1、能根据反应前后元素化合价有无变化，判断是否为氧化还原反应。
2、有化合价改变的反应是氧化还原反应，否则是非氧化还原反应。
3、氧化还原反应的本质：电子的转移（电子的得失或者偏移）是本质，化合价的改变是特征；任何一个氧化还原反应中电子转移总数相等，化合价升降总数相等。
4、降得还氧，升失氧还5、单线桥、双线桥表示电子转移的方向和数目6、7、常见的氧化剂：常见的还原剂：高价氧，低价还，中间价态全。
二、离子反应1、会判断电解质与非电解质2、正确书写电解质的电离方程式注意：(1)左写化学式，右写离子符号。
(2)离子所带的电荷数应等于元素或原子团的化合价数。
(3)在电解质溶液中，阳离子所带的正电荷总数等于阴离子所带的负电荷总数。
3、离子反应发生的条件（1）生成难溶物质，如Cu(OH)2、BaSO4、AgCl等。
（2）生成气态物质，如：CO2、SO2等。
（3）生成难电离物质，如弱酸、弱碱、水等。
NaOH＋HCl＝NaCl＋H2O电解质非电解质强电解质完全电离弱电解质部分电离强酸：三大强酸强碱：四种强碱绝大多数盐：活泼金属氧化物：弱酸：弱碱：水化合物酸性氧化物：大多数有机化合物：NH3在水溶液里或熔融状态时能导电的化合物叫电解质（如酸、碱、盐等）在这两种状况时都不导电的化合物叫非电解质（如CO2、NH3等）。
4、能正确书写离子方程式书写步骤写：写出反应的化学方程式拆：把易容、易电离的物质改成离子形式删：将相同离子从方程式两端删去查：检查方程式两端原子个数和电荷数是否相等5、离子方程式正误的检查（1）违背反应客观事实：如Fe+Zn2+══Fe2++Zn（2）违反质量守恒或电荷守恒定律：如Fe2++Cl2══Fe3++2Cl-（3）拆是否正确：如碳酸钙与盐酸反应：如CO3 2-+2H+══CO2↑+H2O（4）氢氧化钡溶液与稀硫酸反应（忽视一种物质中阴、阳离子配比）：Ba2++2OH-+SO42-+2H+══BaSO4↓+2H2O（这样才正确）胶体1、三种分散系本质特征溶液(<1nm)胶体(1~100nm)浊液(>100nm)2、胶体的性质：丁达尔效应：由于胶体粒子对光线散射形成的光亮的通路利用丁达尔效应是区分胶体与溶液的一种常用物理方法。
化学离子反应知识点化学作为一门自然科学，必然有它的核心概念和理论，它的逻辑性非常强。
那么高考有哪些必背的化学离子反应知识点呢?下面小编给大家整理了关于化学离子反应知识点，希望对你有帮助！化学离子反应第一片：概述1.概念：有离子参加或生成的反应2.环境：水溶液或熔融状态下(中学很少涉及)。
3.分类：①复分解反应，②氧化还原反应，③双水解反应，④络合反应4.实质：有离子的浓度发生改变(具体到最常见的复分解反应体现为：生成难溶、难电离、易挥发性物质)5.应用：第一片：离子共存通常指的是大量共存，发生离子反应就不能共存，不能发生离子反应就可以共存。
其考查方式一般有判断和推断。
解决该问题需注意：⑴首先看清楚题第一要求：是“能”还是“不能”、是“一定”还是“可能”。
⑵颜色要求：通常是要求无色，有色离子MnO4-、Cu2+、Fe3+及Fe2+不能大量存在(I-、Br-无色)。
⑶反应类型要求：如要求是因氧化还原反应、双水解反应、生成沉淀、生成气体等等。
一般以要求氧化还原反应为多。
⑷酸碱性要求①酸性环境含有大量H+，能与H+反应的所有弱酸的酸根离子和酸式酸根离子(生成弱酸)、OH-离子(中和)、S2O32-(歧化)均不能大量存在。
②碱性环境中含有大量OH-，凡能与之反应生成弱碱的金属阳离子、NH4+及所有酸式酸根离子、H+(中和)，都不能大量存在。
③加入铝产生氢气及由水电离的H+或OH-非常小(水的电离被强烈抑制)，可能是强酸性环境，也可能是强碱性环境。
④附：常见题给提示的溶液酸碱性情况A.直接点明、B.溶液的PH值、C.H+或OH-的浓度、D.使酸碱指示剂变色情况、E.Kw与H+或OH-比值大小、F.H+与OH-比值大小、G.由水电离的H+或OH-的大小。
⑸其他题意要求：加入某粒子的反应情况、已经含有某离子的情况等。
⑹常见的：A.因氧化还原反应不能大量共存的氧化性的：MnO4-、ClO-、Fe3+、NO3-(H+)与还原性的I-、S2-、HS-、SO32-、HSO3-、Fe2+等;B.因双水解不能大量共存的：Al3+与CO32- 、HCO3-、S2-、HS-、HSO3-、AlO2-,Fe3+与CO32-、 HCO3-;C.因络合反应不能大量共存的：Fe3+和SCN-、苯酚，NH3和Ag+、Cu2+、Ca2+等。
⼈教版⾼⼀第⼀⼆章笔记氧化还原反应离⼦反应化学基础理论1、化学计量▲物质的量——表⽰含有⼀定数⽬粒⼦的集合体。
符号_____。
单位_____。
1mol任何粒⼦所含有的粒⼦数都相等，约为__________。
▲阿伏伽德罗常数——1mol任何粒⼦所含有的粒⼦数。
符号_____。
单位______。
▲摩尔质量——单位物质的量的物质所具有的质量。
符号_____。
单位______。
有关公式：n=▲⽓体摩尔体积——单位物质的量的⽓体所占的体积。
符号_____。
单位______。
标况下（___℃、___KPa），⽓体摩尔体积为__________有关公式：n=▲物质的量浓度——单位体积溶液中所含溶质的物质的量。
符号_____。
单位______。
有关公式：c=常见问题①题中涉及⽓体，是否有温度压强提⽰。
常温常压下，22.4L的NO2和CO2混合⽓体含有2N A个O原⼦。
②弱电解质⽔溶液中的粒⼦数。
1L0.1mol/L的氨⽔中含有0.1N A个OH-。
③转移电⼦数不必须写出⽅程式。
1molFe2+与⾜量H2O2溶液反应，转移电⼦数为_____。
④官能团与离⼦。
1mol –OH中含有电⼦数为_____，1mol OH-含有电⼦数为_____。
⑤混合问题。
常温常压下，92g NO2和N2O4混合⽓体含有原⼦数为_____。
▲阿伏伽德罗定律——同温同压下，相同体积任何⽓体都含有相同数⽬的分⼦。
有关公式：例1在标况下，8.96L的甲烷和⼀氧化碳混合⽓体质量为7.6g，混合⽓体平均摩尔质量为_____ g/mol，混合⽓体中甲烷的体积为_____L，⼀氧化碳的质量为_____g。
例2，某液体化合物X2Y4常⽤作⽕箭燃料，16g X2Y4在⼀定量的O2中恰好完全燃烧，反应⽅程式如下，冷却后标况下测得⽣成物体积为11.2L，密度为1.25 g/L①反应前O2的体积为_____L。
②X2的摩尔质量为_____ g/mol，Y元素的名称为_____。
第8讲氧化还原反应一、氧化还原反应从不同的观点认识氧化还原概念的发展得氧、失氧的观点化合价升降的观点电子得失（转移）的观点氧化反应得到氧的反应元素化合价升高的反应失去电子的反应还原反应失去氧的反应元素化合价降低的反应得到电子的反应氧化还原反应有得失氧的反应有元素化合价升降的反应有电子转移的反应1、定义：有电子转移（得失或偏移）的反应就叫做氧化还原反应。
判断的依据：化合价是否有变化①本质：有电子转移（得失或偏移）②特征：某些元素的化合价在反应前后发生了变化③判别依据：化合价是否发生变化2、从氧化还原反应的角度认识四种基本类型①置换反应全部属于氧化还原反应②有单质参加的化合反应和有单质生成的分解反应全部属于氧化还原反应③复分解反应全部属于非氧化还原反应3、五对对立而联系的概念（1）氧化反应与电子转移的关系①氧化反应：元素化合价升高的反应还原反应：元素化合价降低的反应氧化还原反应：凡有元素化合价升降的化学反应就是氧化还原反应②氧化剂和还原剂(反应物)氧化剂：得电子(或电子对偏向)的物质------氧化性：氧化剂具有的得电子的能力还原剂：失电子(或电子对偏离)的物质------还原性：还原剂具有的失电子的能力③氧化产物与还原产物（生成物）氧化产物：氧化后的生成物（具有氧化性）还原产物：还原后的生成物（具有还原性）④被氧化：还原剂在反应时化合价升高的过程被还原：氧化剂在反应时化合价降低的过程⑤氧化性：氧化剂具有的得电子的能力（强于氧化产物的氧化性）还原性：还原剂具有的失电子的能力（强于还原产物的还原性）总结语：（还原剂）升失氧化（氧化剂）降得还4氧化还原反应配平①配平原则：电子守恒、原子守恒、电荷守恒②配平的基本方法(化合价升降法)化合价升降法的基本步骤为：“一标、二等、三定、四平、五查”。
“一标”指的是标出反应中发生氧化和还原反应的元素的化合价，注明每种物质中升高或降低的总价数。
“二等”指的是化合价升降总数相等，即为两个互质(非互质的应约分)的数交叉相乘。
氧化还原氧化还原反应是在反应前后元素的化合价具有相应的升降变化的化学反应。
在反应过程中有元素化合价变化的化学反应叫做氧化还原反应。
这种反应可以理解成由两个半反应构成，即氧化反应和还原反应。
此类反应都遵守电荷守恒。
在氧化还原反应里，氧化与还原必然以等量同时进行。
两者可以比喻为阴阳之间相互依靠、转化、消长且互相对立的关系氧化还原反应氧化还原反应实质：发生了电子的转移。
(即在离子化合物中是电子的得失，在共价化合物里是电子的偏移）对于不属于上述四种基本反应类型的化学反应，有属于氧化还原反应的（例如一氧化碳还原氧化铜），也有不属于氧化还原反应的（例如氧气在一定条件下反应变成臭氧）氧化反应：还原剂（反应物）→失电子或共用电子对偏离→化合价升高→被氧化→发生氧化反应→生成氧化产物还原反应：氧化剂（反应物）→得电子或共用电子对偏向→化合价降低→被还原→发生还原反应→生成还原产物氧化还原反应的具体规律是：1．守衡律：氧化还原反应中，得失电子总数相等，化合价升降总值守衡2．强弱律：反应中满足：氧化性：氧化剂>氧化产物还原性：还原剂>还原产物3．价态律：元素处于最高价态，只具有氧化性；元素处于最低价态，只具有还原性；处于中间价态，既具氧化性，又具有还原性。
4．转化律：同种元素不同价态间发生归中反应时，元素的化合价只接近而不交叉，最多只能达到同种价态 5．优先律：在同一氧化还原反应中，氧化剂遇多种还原剂时，先和最强还原剂反应编辑本段永恒规律当某元素为最高价时，它只能做氧化剂。
当某元素为最低价次时，它只能做还原剂。
当某元素为中间价次时，它既能做氧化剂，又能做还原剂。
对于绝大多数氧化还原反应，还原剂的还原性大于还原产物的还原性，氧化剂的氧化性大于氧化产物的氧化性。
也有少部分例外，如氯酸分解为氧气+氯气+高氯酸，其中生成物中的氧化产物高氯酸的氧化性高于反应物氯酸根据氧化剂跟还原剂的反应方式，氧化还原反应一般可以分成三种类型：分子间的氧化还原反应、分子内的氧化还原反应和自身氧化还原反应。
专题：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。
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。
氧化还原反应知识点归纳氧化还原反应是化学反应的一种重要类型，是指物质的电子在反应过程中的转移。
氧化还原反应又称为电子转移反应，包括氧化和还原两个过程。
在氧化过程中，物质失去电子，电子以负离子的形式离开物质或以自由基的形式获得。
而在还原过程中，物质获得电子，电子以阴离子的形式进入物质或以自由基的形式捐出。
1.氧化还原反应的定义2.氧化还原反应的特征(1)存在电子转移过程：氧化还原反应的特征之一是反应物中电子的转移。
在反应中，一些物质失去电子，被氧化成正离子、负离子或自由基；而另一些物质获得电子，被还原成负离子、正离子或自由基。
(2)溶液中电离性物质的电离变化：在氧化还原反应中，如果反应物是溶液中的电离性物质，那么在反应中要考虑溶液中各物质的电离程度和电荷变化。
(3)示性方程式的表示：氧化还原反应可以使用示性方程式来表示反应物和产物之间的化学变化。
示性方程式中一般将被氧化的物质写在反应物的左边，而将被还原的物质写在反应物的右边。
3.氧化和还原的定义(1)氧化：氧化是指物质丧失电子的反应过程。
在氧化过程中，物质的氧化态增加，电子以负离子或自由基的形式离开物质。
(2)还原：还原是指物质获得电子的反应过程。
在还原过程中，物质的氧化态减少，电子以阴离子或自由基的形式捐出给物质。
4.氧化剂和还原剂的定义(1)氧化剂：氧化剂是指在氧化还原反应中能够接受电子的物质。
氧化剂本身被还原，即获得电子。
(2)还原剂：还原剂是指在氧化还原反应中能够捐出电子的物质。
还原剂本身被氧化，即失去电子。
5.氧化数和氧化态的定义(1)氧化数：氧化数是指元素在化合物或离子中的电荷状态。
氧化数可以用来表示元素丧失或获得的电子数目。
(2)氧化态：氧化态是指元素在化合物或离子中的氧化数所表示的状态。
氧化态可以用正、负或零表示。
6.氧化还原反应的分类(1)确定氧化数的氧化还原反应：这类反应中，氧化和还原剂的氧化数是可以确定的。
(2)不确定氧化数的氧化还原反应：这类反应中，氧化和还原剂的氧化数是不确定的，需要通过计算或对比确定。
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。
氧化还原反应一、氧化还原反应1、概念：凡是元素化合价变化的化学反应，就叫做氧化还原反应（或一种物质被氧化同时一种物质被还原）2、特征：反应前后，元素的化合价发生变化（这也是判断是否是氧化还原反应的依据）3、本质：反应过程中有电子转移，（转移指电子的得失或偏移）。
4、判断氧化还原反应条件：看反应过程中元素化合价在反应前后是否变化的化学反应。
复分解反应不一定是氧化还原反应5、氧化剂：在反应过程中，反应物中所含元素某些元素化合价降低，得到电子或电子对偏移。
氧化剂具有氧化性，本身被还原。
还原剂：在反应过程中，反应物中所含元素某些元素化合价升高，失去电子或电子对偏移，还原剂具有还原性，本身被氧化。
二、重要的氧化剂、还原剂1．重要的氧化剂①活泼非金属单质，如F2、Cl2、Br2、O2、I2、O3等。
②高价含氧化合物，如浓H2SO4、HNO3、KMnO4、HClO、KClO3、MnO2、K2Cr2O7等。
③高价金属阳离子，如Ag＋、Hg2＋、Fe3＋、Cu2＋等。
④过氧化物Na2O2、H2O2。
2．重要还原剂①活泼金属及某些非金属单质，如Na、Mg、Al、H2、C、Si等；②低价态化合物，如CO、H2S、浓HCl、SO2、NH3等；③低价态的某些离子，如S2－、SO2－3、Fe2＋、I－等。
最高价的阳离子化合价只能降低，只能做氧化剂，化合价最低的阴离子，只能做还原剂，化合价只能升高。
而有些离子如：Fe2+化合价成中间价态，即能升高到+3价，又能降低到0价，所以Fe2+既能做氧化剂，又能做还原剂。
氧化还原反应同时发生，得失电子守恒，得电子数等于失电子数，等于总共转移的电子数，氧化剂、还原剂可以是同一物质，也可以是不同多种物质。
氧化产物定义：必须是生成物，元素化合价升高后得到的产物，即还原剂被氧化后得到的产物。
还原产物定义：在生成物中，元素化合价降低后得到的产物，即氧化剂被还原后得到的产物三、双线桥法：1.定义：在反应物和生成物之间，表示电子转移的方法，就叫做双线桥法2.双线桥分析方程式要求：a.先写出方程式b.找出变价元素c.化合价升高的元素线桥画上面，化合价降低的元素线桥画下面d.从反应物中的变价元素开始，线桥跨过符号，箭头指向生成物中同一变价元素。
总结离子反应知识点离子反应是化学中一种重要的化学反应类型，它涉及到离子的生成、消失和重新组合。
离子反应在生活和工业生产中有着广泛的应用，因此了解离子反应的知识对于理解化学反应机理和解决实际问题具有重要意义。
一、离子的概念和性质1. 离子的概念：离子是指在化学反应中失去或得到一个或多个电子而带电的化学物质。
根据带电性质可分为阳离子和阴离子。
2. 离子的性质：离子的形成和稳定性由原子的原子序和电子结构决定。
大部分轻金属的化合物会丢失一个或几个电子，形成正离子；多为非金属元素的化合物，则易得到一个或几个电子，形成负离子。
3. 离子的符号表示：采用元素符号并在右上角标出带电量来表示离子，如Na+，Cl-。
二、离子反应的基本规律1. 离子反应的基本特点：离子反应与共价键反应是不同的化学反应类型。
共价键反应仅在物质的分子中发生电子的迁移，而离子反应中物质中的离子重新组合形成新的物质。
2. 离子反应的平衡方程式：离子反应发生时，它与化合物的共价键反应不同，通常不会发生平衡态的产物的生成。
3. 离子反应的速度：离子反应的速度是指离子在产生和消失时的速度。
离子反应的速度取决于离子的生成和重新组合速率。
4. 离子反应的热效应：在离子反应中，通常伴随着放热或吸热过程。
这种现象称为离子反应的热效应。
放热反应的焓变是负值，吸热反应的焓变是正值。
三、离子反应的基本类型1. 氧化还原反应：氧化还原反应是指物质失去或得到电子而发生的化学反应。
氧化还原反应是一种重要的离子反应类型。
在氧化还原反应中，只有电子转移，没有离子的生成或消失。
2. 酸碱反应：酸碱反应是指氢离子和氢氧根离子在水中或直接与其他溶液中的离子进行反应的过程。
酸碱反应也是一种常见的离子反应类型。
3. 沉淀反应：沉淀反应是指两种水溶液中的阳离子和阴离子结合生成不溶物的化学反应。
这种化学反应类型也是离子反应的一种。
四、离子反应的应用1. 工业生产中的应用：在工业生产过程中，离子反应广泛应用于化学物质的制备和加工工艺过程中。
氧化还原反应和离子反应的知识要点一、氧化还原反应的五条规律1、表现性质规律同种元素具有多种价态时，一般处于最高价态时只具有氧化性、处于最低价态时只具有还原性、处于中间可变价时既具有氧化性又具有还原性。
2、强弱规律：强氧化剂制弱氧化剂，强还原剂制弱还原剂已知X2、Y2、Z2、W2四种物质的氧化能力为：W2>Z2>X2>Y2，下列氧化还原反应能发生的是A、2W- + Z2 = 2Z- +W2B、2X- + Z2= 2Z- + X2C、2Y- + W2 = 2W- + Y2D、2Z- + X2= 2X- + Z23、优先反应原理：在溶液中如果存在多种氧化剂（还原剂），当向溶液中加入一种还原剂（或氧化剂）时，还原剂（或氧化剂）先把氧化性（或还原性）强的氧化剂（或还原剂）还原（或氧化）。
例如，向含有FeBr2溶液中通入Cl2，首先被氧化的是Fe2+4 价态归中且不交叉规律：同一元素不同价态间发生的氧化还原反应，化合价的变化规律遵循：高价+低价→中间价态，中间价态可相同、可不同，但只能靠近不能相互交叉（即价态向中看齐）。
5、得失电子守恒规律在任何氧化—还原反应中，氧化剂得电子（或共用电子对偏向）总数与还原剂失电子（或共用电子对偏离）总数一定相等。
二．物质氧化性或还原性强弱的比较:（1）根据反应方程式进行比较氧化剂+还原剂=还原产物+氧化产物氧化性：氧化剂的氧化性最大；还原性：还原剂的还原性最大根据下列反应判断氧化剂的氧化性由强到弱的顺序正确的是( )①Cl2+2KI＝I2+2KCl ②2FeCl3+2HI＝I2+2FeCl2+2HCl③2FeCl2+Cl2＝2FeCl3④I2+SO2+2H2O＝2HI+H2SO4A．Cl2＞I2＞Fe3＋＞SO2B．Fe3＋＞Cl2＞I2＞SO2C．Cl2＞Fe3＋＞I2＞SO2D．Cl2＞Fe3＋＞SO2＞I2（2）由元素的金属性或非金属性比较根据金属活动顺序：金属越活泼，还原性越强，其阳离子氧化性越弱非金属单质的氧化性越强，其阴离子的还原性越弱氧化性：F2＞Cl2＞Br2＞I2还原性：F—＜Cl—＜Br—＜I—（3）由反应条件的难易比较不同的氧化剂与同一还原剂反应时，反应条件越易，其氧化剂的氧化性越强。
化学笔记（离子反应和氧化还原反应）离子方程式(1)概念：用实际参加反应的离子符号表示离子反应的式子叫做离子方程式离子方程式的书写步骤：①“写”，写化学方程式。
②“拆”，把易溶于水且易电离的物质写成离子形式，其他物质写化学式：如单质、沉淀、气体、难电离物质、氧化物等。
③“删”，删去两边没反应的离子。
④“查”，检查方程式两边各元素原子个数和电荷数是否守恒。
应该改写成离子形式的物质：易溶于水、易电离的物质a、强酸：HCl、H2SO4、HNO3等；b、强碱：KOH、NaOH、Ba(OH)2。
Ca(OH)2是微溶物，一般在反应物中存在于溶液中，写成离子形式，而为生成物时一般是沉淀，写沉化学式。
c、可溶性盐：请学生课后复习溶解性表。
仍用化学式表示的物质：a、难溶的物质：Cu(OH)2、BaSO4、AgCl 等b、难电离的物质：弱酸、弱碱、水。
c、气体：H2S、CO2、SO2等d、单质：H2、Na、I2等e、氧化物：Na2O、Fe2O3等注：弱酸的酸式盐的酸根离子不能拆开写。
例：NaHCO3溶液和稀盐酸反应：HSO4- 是强酸的酸式酸根，要拆开复分解型离子反应发生的条件离子反应的实质就是通过反应使溶液中某些离子的浓度明显减小的过程。
离子反应的特点：离子反应总是向着某种离子浓度减小的方向进行。
条件之一：有沉淀生成（难溶物质）条件之二：有挥发性物质生成（放出气体）条件之三：有难电离物质生成（弱酸、弱碱、H2O）离子方程式正误判断1．符合反应的客观事实。
如铁与稀盐酸反应：2．物质可否拆写成离子形式？3．遵循质量守恒和电荷守恒原理。
如铝和盐酸反应：4．阴、阳离子配比。
如氢氧化钡溶液与稀硫酸反应：5．定性中有定量，如“足量”、“少量”等。
例：1、少量烧碱滴入Ca(HCO3)2溶液Ca2++HCO3-+OH-==CaCO3↓+H2O。
2、足量烧碱滴入Ca(HCO3)2溶液Ca2++2HCO3-+2OH-==CaCO3↓+CO32-+2H2O。
6．是否漏写离子等。
小结：离子方程式正误判断的关键（三看）1看反应的可能性：是否符合事实2看反应环境：是否在溶液中进行3看物质的溶解性（四查）1化学符号书写正误，拆的问题2 “＝”、“↑、↓”是否运用恰当3质量守恒和电荷守恒4电子得失总数是否相等(1)离子方程式的意义:①揭示了离子反应的实质。
②不仅可表示一定物质间的某个反应，且可表示所有同一类型的离子反应。
四、离子共存问题：1、溶液中若离子间符合下列任一条件就会发生离子反应，离子间便不能大量共存。
⑴生成难溶物或微溶物：如：Ba2+与CO32-、Ca2+与SO42-等⑵生成气体或挥发性物质：NH4+与OH-、H+与CO32-、HCO3-、S2-、HS-、SO32-、HSO3-⑶生成弱酸、弱碱、水：H+与CH3COO-、CO32-、S2-、SO32-生成弱酸；H+与OH-生成水2、弱酸根阴离子、弱酸酸式酸根阴离子不可与Ｈ＋大量共存。
如：CO32-、SO32-、CH3COO－、HSO3－、HPO42- HCO3-、HS-、H2PO4-、SiO32-等不可与H+大量共存。
3、弱碱根阳离子、酸式酸根离子不可以与ＯＨ－大量共存。
例：NH4+,Cu2+,Fe2+,Al3+,Mg2+,Ag+，HCO3－,HSO3－,HPO42-等不可与OH－大量共存。
4、发生氧化还原反应：氧化性离子(如Fe3+)与还原性离子(如S2-、I-等)不能大量共存。
2、附加隐含条件的应用规律：⑴溶液无色透明时，没有有色离子。
常见的有色离子：Cu2+（蓝）、Fe3+（黄）、Fe2+（绿）、MnO4-（紫）等⑵强碱性（PH>7）溶液中不存在与OH-反应的离子。
（3）强酸性（PH<7）溶液中不存在与H+反应的离子。
⑶强酸性溶液中肯定不存在与H+反应的离子。
⑷所有的弱酸的酸式酸根（如HCO3-、HSO3-、HS-、H2PO4-、HPO42-等）既不能跟H+又不能跟OH-大量共存。
(1)“不共存”情况归纳①离子之间相互结合呈沉淀析出时不能大量共存。
如形成BaS04、CaS04、H2Si03、Ca(OH)2、MgS03、MgC03、 PbCl2、Ag2S04等。
②离子之间相互结合呈气体逸出时不能大量共存，如：H+与S2-、HCO3-、SO32-、HSO3-和OH-与NH4+等，由于逸出H2S、C02、S02、NH3等气体或S2-变成HS-，CO32-变成HCO3-而不能大量共存。
③离子之间相互结合成弱电解质时不能大量共存。
如：H+与CH3COO-、OH-、PO43-等离子，由于生成 CH3COOH、H20、HPO42-、H2PO4-、H3P04而不能大量共存。
④离子之间发生双水解析出沉淀或逸出气体时不能大量共存，如Al3+与AlO2-、Fe3+与HCO3-、Al3+与HS-、S2-、HCO3-、CO32-等离子。
⑤离子之间发生氧化还原反应时不能大量共存，如：Fe3+与S2-、Fe3+与I-等。
(2)离子在酸性或城性溶液中存在情况的归纳。
①某些弱碱金屑阳离子，如：Zn2+、Fe3+、Fe2+、 Cu2+、Al3+、NH4+、Pb2+、Ag+等。
在水溶液中发生水解，有OH-则促进水解生成弱碱或难溶的氢氧化物。
故上述离子可和H+(在酸性溶液中)大量共存，不能与OH-(在碱性溶液中)共存。
但有NO3-存在时的酸性溶液，Fe2+等还原性离子不与之共存。
②某些弱酸的酸式酸根离子，如HCO3-、HS-等可和酸发生反应，由于本身是酸式酸根，故又可与碱反应，故此类离子与H+和OH-都不能共存。
③某些弱酸的阴离子，如：CH3COO-、S2-、CO32-、PO43-、AlO2-、SO32-、ClO-、SiO32-—等离子在水溶液中发生水解，有H‘则促进其水解，生成难电离的弱酸或弱酸的酸式酸根离子。
所以这些离子可和OH-(在碱性溶液中)大量共存，不能与H+(在酸性溶液中)大量共存。
④强酸的酸根离子和强碱的金属阳离子，如：Cl-、Br-、I-、SO42-、NO3-、K+、Na+等离子，因为在水溶液中不发生水解，所以不论在酸性或碱性溶液中都可以大量共存。
但SO42-与Ba2+不共存。
分析：“共存”问题，还应考虑到题目附加条件的影响，如溶液的酸碱性、PH值、溶液颜色、水的电离情况等。
溶解度口诀：钾钠硝铵溶水快硫酸盐除钡银钙氯里不溶银亚汞碱里还溶钡和钙其他物质沉水快氧化还原氧化还原反应是在反应前后元素的化合价具有相应的升降变化的化学反应。
在反应过程中有元素化合价变化的化学反应叫做氧化还原反应。
这种反应可以理解成由两个半反应构成，即氧化反应和还原反应。
此类反应都遵守电荷守恒。
在氧化还原反应里，氧化与还原必然以等量同时进行。
两者可以比喻为阴阳之间相互依靠、转化、消长且互相对立的关系氧化还原反应氧化还原反应实质：发生了电子的转移。
(即在离子化合物中是电子的得失，在共对于不属于上述四种基本反应类型的化学反应，有属于氧化还原反应的（例如一氧化碳还原氧化铜），也有不属于氧化还原反应的（例如氧气在一定条件下反应变成臭氧）氧化反应：还原剂（反应物）→失电子或共用电子对偏离→化合价升高→被氧化→发生氧化反应→生成氧化产物还原反应：氧化剂（反应物）→得电子或共用电子对偏向→化合价降低→被还原→发生还原反应→生成还原产物氧化还原反应的具体规律是：1．守衡律：氧化还原反应中，得失电子总数相等，化合价升降总值守衡2．强弱律：反应中满足：氧化性：氧化剂>氧化产物。
还原性：还原剂>还原产物3．价态律：元素处于最高价态，只具有氧化性；元素处于最低价态，只具有还原性；处于中间价态，既具氧化性，又具有还原性。
4．转化律：同种元素不同价态间发生归中反应时，元素的化合价只接近而不交叉，最多只能达到同种价态5．优先律：在同一氧化还原反应中，氧化剂遇多种还原剂时，先和最强还原剂反应对于绝大多数氧化还原反应，还原剂的还原性大于还原产物的还原性，氧化剂的氧化性大于氧化产物的氧化性。
根据氧化剂跟还原剂的反应方式，氧化还原反应一般可以分成三种类型：分子间的氧化还原反应、分子内的氧化还原反应和自身氧化还原反应。
（1）分子间的氧化还原反应这是一种最普遍的氧化还原反应。
反应中，电子的得失或电子对的偏移发生在两种不同物质的分子之间。
（2）分子内的氧化还原反应在这类反应中，电子的转移发生在同一分子内的不同原子之间。
（3）自身氧化还原反应在这类反应中，电子的转移发生在同一分子里的同种价态、同种元素的原子上。
这种反应又称为歧化反应。
例如：在氧化还原反应的方程式里，有的箭号不跨过等号（又称单线桥），有的箭号跨过了等号（又称双线桥）。
在许多书刊上，这两种表示方法都有采用。
箭号不跨过等号的，一般用于表示电子转移的方向和数目，它表明了多少个电子从还原剂中某元素的原子转移给氧化剂中某元素的原子，电子数前不用标出“得到”或“失去”。
箭号跨过了等号的，一般用于表示发生氧化还原的元素本身得、失电子的变化，在电子数前要标明“得到”还是“失去”。
这两种方法，仅仅是表示形式不同，它们都是用于表示氧化还原反应中电子得失（或转移）情况的。
一般来说，同一反应中还原产物的还原性比还原剂弱，氧化产物的氧化性比氧化剂弱，这就是所谓“强还原剂制弱还原剂，强氧化剂制弱氧化剂”。
总结：氧化剂发生还原反应，得电子，化合价降低，有氧化性，被还原，生成还原产物。
还原剂发生氧化反应，失电子，化合价升高，有还原性，被氧化，生成氧化产物。
记法1：氧化还原不可分，得失电子是根本。
失电子者被氧化，得电子者被还原。
失电子者还原剂，得电子者氧化剂。
氧化剂还原剂，相依相存永不离。
记法2：升高、失去、被氧化、氧化反应、还原剂，降低、得到、被还原、还原反应、氧化剂。
记法3：升失氧，降得还。
若问剂，两相反。
记法4：升失氧，降得还，剂相反。
解释“剂”指氧化剂与还原剂。
a、常见的氧化剂(1) 活泼的非金属单质：O2、Cl2、Br2 (2) 含高价金属阳离子的化合物：FeCl3(3) 含某些较高化合价元素的化合物：浓H2SO4、HNO3、KMnO4、MnO2b、常见的还原剂： (1) 活泼或或较活泼的金属：K、Ca、Na、Al、Mg、Zn (按金属活动性顺序，还原性递减) (2) 含低价金属阳离子的化合物：Fe2＋(3) 某些非金属单质：C、H2(4) 含有较低化合价元素的化合物：HCl 、H2S、HI、KIc、判断氧化剂或还原剂强弱的依据i. 根据方程式氧化性：氧化剂>氧化产物还原性：还原剂>还原产物ii．根据反应条件判断当不同氧化剂作用于同一还原剂时，如氧化产物价态相同，可根据反应条件的难易来进行判断，如：4HCl（浓）+MnO2= MnCl2+2H2O+Cl2↑16HCl（浓）+2KMnO4=2KCl+2MnCl2+8H2O+5Cl2↑易知氧化性：KMnO4>MnO2。
