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。

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。

1.有离子参加的化学反应。

离子反应的本质是某些离子浓度发生改变。

常见离子反应多在水溶液中进行。

根据反应原理，离子反应可分为复分解、盐类水解、氧化还原、络合4个类型；2.复分解反应:在溶液中酸、碱、盐之间互相交换离子的反应，一般为非氧化还原反应。

3.氧化还原反应:置换反应的离子反应;金属单质与金属阳离子之间的置换反应，如Fe与CuSO4溶液的反应，实际上是Fe与Cu之间的置换反应。

非金属单质与非金属阴离子之间的置换反应，如Cl2与NaBr溶液的反应，实际上是Cl2与Br之间的置换反应。

6.1.钠元素保持1价，碳酸根保持-2价，氯元素保持-1价，而钙元素保持2价. 2.金属性在本质上就是还原性，而还原性不仅仅表现为金属的性质。

3.非金属性在本质上就是氧化性，而氧化性不仅仅表现为非金属单质的性质。

4.一个粒子的还原性越强，表明它的氧化性越弱；粒子的氧化性越强，表明它的还原性越弱。

即在金属活动性顺序表：K、Ca、Na、Mg、Al、Zn、Fe、Sn、Pb、（H）、Cu、Hg、Ag、Pt、Au，排在前面的金属还原性强，排在后面的金属离子氧化性强如：在元素周期表中，非金属性最强的非金属元素氟，它的氧化性最强，因此氟元素无正价。

反之，金属性越强的元素，它的还原性也就越强。

5.一切氧化还原反应之中，还原剂的还原性>还原产物的还原性 6.一切氧化还原反应之中，氧化剂的氧化性>氧化产物的氧化性7.还原性的强弱只与失电子的难易程度有关，与失电子的多少无关。

8.非金属活动顺序氟>氧>氯>溴>氮>硫>氢>红磷>碘>碳>砷>硒>硼>硅[氧和氯可对换，常温下氯的活动性强于氧，高温下氧的活动性远强于氯]9.金属得电子不一定变为0价例：2Fe3++Cu=2Fe2+ + Cu2+，Fe3+—Fe2+7.双线桥法：表明反应前后同一元素原子间的电子转移情况。

氧化还原反应及离子反应一、四种基本反应类型：化合反应，分解反应，置换反应，复分解反应氧化还原反应和四种基本反应类型的关系二．氧化还原反应1.氧化还原反应：有电子转移的反应2. 氧化还原反应实质：电子发生转移判断依据：元素化合价发生变化氧化还原反应中概念及其相互关系如下：失去电子——化合价升高——被氧化（发生氧化反应）——是还原剂（有还原性）得到电子——化合价降低——被还原（发生还原反应）——是氧化剂（有氧化性）1.氧化还原反应中电子转移的表示方法双线桥法表示电子转移的方向和数目注意：a.“e-”表示电子。

b.双线桥法表示时箭头从反应物指向生成物，箭头起止为同一种元素，应标出“得”与“失”及得失电子的总数。

c．失去电子的反应物是还原剂，得到电子的反应物是氧化剂d．被氧化得到的产物是氧化产物，被还原得到的产物是还原产物2.氧化性、还原性强弱的判断（１）通过氧化还原反应比较：氧化剂+ 还原剂→ 氧化产物＋还原产物氧化性：氧化剂> 氧化产物还原性：还原剂> 还原产物（2）从元素化合价考虑：最高价态——只有氧化性，如Fe3+、H2SO4、KMnO4等；中间价态——既具有氧化性又有还原性，如Fe2+、S、Cl2等；最低价态——只有还原性，如金属单质、Cl-、S2-等。

（3）根据其活泼性判断：①根据金属活泼性：对应单质的还原性逐渐减弱K Ca Na Mg AlZn FeSn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au对应的阳离子氧化性逐渐增强②根据非金属活泼性:对应单质的氧化性逐渐减弱Cl 2 Br 2 I 2 S对应的阴离子还原性逐渐增强(4) 根据反应条件进行判断：不同氧化剂氧化同一还原剂，所需反应条件越低，表明氧化剂的氧化剂越强；不同还原剂还原同一氧化剂，所需反应条件越低，表明还原剂的还原性越强。

如：2KMnO 4 + 16HCl (浓) = 2KCl + 2MnCl 2 + 5Cl 2↑ + 8H 2OMnO 2 + 4HCl(浓) =△= MnCl 2 + Cl 2↑ + 2H 2O前者常温下反应，后者微热条件下反应，故物质氧化性：KMnO 4 > MnO 2(5) 通过与同一物质反应的产物比较：如：2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3 Fe + S = FeS 可得氧化性 Cl 2 > S3、氧化还原方程式的配平(a)配平依据：在氧化还原反应中，得失电子总数相等或化合价升降总数相等。

2012-10课堂内外素，影响学困生中存在的消极因素，寓批评于表扬之中。

这样有利于学生之间互相学习，取长补短。

五、有声语言，左右方向鲁迅的文章似一把匕首，直刺敌人心脏。

可见文字的威力具有一定的穿透性，能进入人的灵魂深处，左右人生方向。

舆论是力量，是一把双刃剑。

一个班集体，良好的气息对班级每个成员都有感染熏陶、激励提升的作用。

在惩恶扬善的过程中，班内要注意培养正确的集体语言导向，善于引导学生对班级生活中一些现象进行辩证的分析评价。

有的学生不注重自己身边发生的小事，不屑于做小事，如，放学后窗户没关就走了，别人东西落在地上不主动帮忙捡起等等。

针对这种情况，我组织开展了“勿以善小而不为，勿以恶小而为之”的班会，会上对如何看待小事进行了辩论，还列举学生身边发生的小事的影响，最后得出结论：“千里之行，始于足下；千里之堤，溃于蚁穴。

”实践证明，有了正确的引导，就有了良好的班风，班级就有了凝聚力、向心力，就有了无形的支配集体成员的行为力量，班级生活就多彩而有情趣。

所以，充分利用语言，是教育潜移默化的力量源泉。

总之，作为班主任，德育工作是一项艰苦而耐心长久的工作，可我却乐在其中。

当我看到自己所带班级的学生朝气蓬勃、秩序井然地每天都在进步时，我坚信，有付出就有收获。

我希望每一名学生学有所成，我希望自己的辛勤与汗水似一股甘泉，流淌于学生的心灵田园，滋养他们稚嫩的灵魂深处，我的爱———对他们的思想品德修养，如影相随。

（作者单位内蒙古自治区呼伦贝尔市鄂伦春自治旗宜里学校）反应物间一对多的化学反应常有平行反应和竞争反应两类，平行反应主要指多个反应相互间没有影响，可同时进行；而竞争反应是指由于反应能力不同，多个反应按一定的先后顺序逐次进行。

竞争反应主要包括两种基本题型：（1）一种氧化剂（或还原剂）与多种还原剂（或氧化剂）反应；（2）一种酸（或碱）与多种碱性（或酸性）物质反应，此类竞争反应的先后顺序即是其有效顺序。

在实际问题中，有部分看似平行的反应，由于物质的性质而出现了“有效”和“无效”两种可能性，准确地确定有效反应就成了解题的关键。

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＋。

离子反应规律离子反应规律是化学中的一条重要规律，它描述了离子在反应中的行为和转化方式。

离子反应可以分为离子的生成和离子的消失两个过程，下面我们将详细介绍离子反应规律。

一、离子的生成过程离子的生成是指在反应中，由于反应物的作用发生了电离，形成了离子的过程。

离子的生成过程符合以下规律：1. 双替离子反应：在双替离子反应中，两个反应物中的离子交换位置，形成两个新的离子。

例如，铁离子和硫酸根离子反应生成硫酸铁离子。

2. 酸碱中和反应：在酸碱中和反应中，酸和碱反应生成盐和水。

酸中的氢离子和碱中的氢氧根离子结合形成水，而酸中的阳离子和碱中的阴离子结合形成盐。

3. 氧化还原反应：在氧化还原反应中，电子的转移导致离子的生成。

氧化剂接受电子，还原剂失去电子，形成新的离子。

例如，氯离子和铁离子反应生成亚铁离子和氯气。

二、离子的消失过程离子的消失是指在反应中，由于反应物的作用使离子发生了转化或消失的过程。

离子的消失过程符合以下规律：1. 沉淀反应：在沉淀反应中，溶液中的两种离子结合形成不溶于水的沉淀物。

例如，钡离子和硫酸根离子反应生成硫酸钡沉淀。

2. 酸碱中和反应：在酸碱中和反应中，酸和碱反应生成盐和水。

酸中的阳离子和碱中的阴离子结合形成盐，而酸中的氢离子和碱中的氢氧根离子结合形成水。

3. 氧化还原反应：在氧化还原反应中，电子的转移导致离子的消失。

氧化剂接受电子，还原剂失去电子，形成新的离子。

例如，亚铁离子和氯气反应生成铁离子和氯离子。

三、离子反应的特点离子反应具有以下特点：1. 电荷守恒：离子反应中，正负电荷的总量必须保持不变。

正离子和负离子的数量必须一致，以保持电荷的平衡。

2. 必须在溶液中进行：离子反应必须在溶液中进行，因为只有在溶液中离子才能自由移动，发生反应。

3. 溶解度的影响：离子反应的进行受到溶解度的影响。

有些离子在溶液中能够溶解，而有些离子会形成沉淀物。

4. 配位数的变化：离子反应中，离子的配位数可能会发生变化。

《氧化还原反应和离子反应》讲义一、氧化还原反应（一）氧化还原反应的基本概念氧化还原反应是化学中一类非常重要的反应类型，它涉及到电子的转移。

在氧化还原反应中，存在着氧化剂和还原剂。

氧化剂是在反应中得到电子（或电子对偏向）的物质，它使其他物质发生氧化反应，自身被还原。

而还原剂则是在反应中失去电子（或电子对偏离）的物质，它使其他物质发生还原反应，自身被氧化。

例如，在反应 2H₂＋ O₂＝ 2H₂O 中，氧气（O₂）是氧化剂，因为它得到了氢气（H₂）失去的电子，自身被还原成了水分子中的氧原子；氢气则是还原剂，失去电子被氧化成了水分子中的氢原子。

氧化产物是还原剂被氧化后得到的产物，还原产物则是氧化剂被还原后得到的产物。

还是以上面的反应为例，水（H₂O）中的氧元素来自氧气，所以水对于氧气来说是还原产物；水（H₂O）中的氢元素来自氢气，所以水对于氢气来说是氧化产物。

（二）氧化还原反应的特征和实质氧化还原反应的特征是元素化合价的升降。

化合价升高的元素发生氧化反应，化合价降低的元素发生还原反应。

而氧化还原反应的实质是电子的转移。

电子的转移包括电子的得失和电子对的偏移。

（三）氧化还原反应中电子转移的表示方法1、双线桥法用双线桥法表示电子转移时，要分别从反应物中化合价发生变化的元素指向生成物中相应的元素，桥上标明“得到”或“失去”电子的总数。

例如，对于反应 2KClO₃＝ 2KCl ＋ 3O₂↑，双线桥法的表示为：“从 Cl 指向 Cl，桥上标明‘得到 6e⁻’；从 O 指向 O，桥上标明‘失去6e⁻’。

”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，桥上只标明电子转移的总数。

比如，上述反应用单线桥法表示为：“从 Cl 指向 O，桥上标明‘6e⁻’。

”（四）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。

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。

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。