专题一 离子共存问题 氧化还原问题.doc

专题一离子共存问题1发生复分解反应，离子不能大量共存。(1)有气体产生。如CO、HCO、S2、HS、SO、HSO等易挥发的弱酸的酸根与H不能大量共存，主要是由于发生CO2H=CO2H2O、HSH=H2S等。(2)有沉淀生成。如Ba2、Ca2、Mg2等不能与SO、CO等大量共存，主要是由于Ba2CO=BaCO3，Ca2SO=CaSO4(微溶)；Mg2、Al3、Cu2、Fe2、Fe3等不能与OH大量共存是因为Cu22OH=Cu(OH)2，Fe33OH=Fe(OH)3等；SiO、AlO 等不能与H大量共存是因为SiO2H=H2SiO3，AlOHH2O=Al(OH)3。(3)有难电离物质(弱酸、弱碱、水)生成。如：OH与H不能大量共存，因为OHH=H2O。如：AlO、S2、CO、SO、ClO、CH3COO、PO 、SiO等弱酸根离子不能与H大量共存，必须在碱性条件下才能在溶液中大量存在。因为CH3COOH=CH3COOH等。如：Mg2、Al3、Cu2、Fe2、Fe3、NH 等弱碱阳离子不能与OH大量共存，必须在酸性条件下才能在溶液中大量存在。因为NHOH=NH3H2O等。如：酸式酸根离子(如HCO、HSO、HS、HPO、H2PO)在酸性、碱性环境都不能大量存在，只能共存在中性溶液。因为HCOH=CO2 H2O并且HCOOH=CO H2O。2发生氧化还原反应，离子不能大量共存。(1)较强还原性离子I、S2、HS与较强氧化性离子Fe3、ClO不能大量共存，因为2I2Fe3=I22Fe2、2Fe3S2=S2Fe2，2Fe33S2=S2FeS。(2)在酸性或碱性的环境，由于发生氧化还原反应而不能大量共存。如：NO本身没有氧化性，但在有大量H存在情况下具有强氧化性，不能与还原性离子Fe2、I、S2、HS共存,因为3Fe2 NO 4H=3Fe3NO2H2O；如：SO 和S2在碱性条件下可以共存，但在H存在情况下：2S2SO6H=3S3H2O 如：MnO 与Cl在H存在时也不能大量共存，因为2MnO + 10Cl16H=2Mn25Cl28H2O3形成络合离子，离子不能大量共存。中学化学中还应注重有少数离子可形成络合离子而不能大量共存的情况。如：Fe3与SCN、C6H5O不能大量共存，因为Fe3SCN= Fe(SCN)2等。特别提示：(1)在中学化学中要求把握的离子反应规律：复分解反应、氧化还原反应，络合反应等。(2)审题时注重挖掘题目中隐含的附加条件：酸性溶液(H)、碱性溶液(OH)、能在加入铝粉后放出气体的溶液等。有色离子：MnO、Fe3、Fe2、Cu2、Fe(SCN)2使溶液呈现一定的颜色。MnO、NO、Cr2O等在H存在情况下具有强氧化性。注重题目要求。如“一定大量共存”、“可能大量共存”还是“不能大量共存” 等要求。专题二离子方程式的书写及其正误判断问题1书写离子方程式时应注意的问题。(1)离子反应是在溶液或熔融状态时进行反应的，凡非溶液中进行的反应没有自由移动离子参加，不能写出离子反应方程式。如NH4Cl固体和Ca(OH)2固体混合加热。(2)单质、氧化物、气体在溶液中的反应一律写化学式；弱电解质如弱酸(HF、H2S、HClO、H2CO3等)，弱碱(如NH3H2O)和中强酸(如H2SO3、H3PO4)等难电离的物质必须写化学式；难溶于水的物质如CaCO3、BaSO3、FeS、PbS、BaSO4、Fe(OH)3等必须写化学式。(3)酸式盐的酸根离子不能拆写。如NaHCO3和稀硫酸反应：HCO H=CO2H2O。(4)对于微溶物的处理有三种情况。在生成物里有微溶物析出时，微溶物用化学式表示。如Na2SO4溶液中加入AgNO3溶液：2Ag SO =Ag2SO4。当反应物里有微溶物处于溶液状态(稀溶液)时，应写成离子的形式。如CO2气体通入澄清石灰水中：CO2Ca22OH =CaCO3H2O。当反应物里有微溶物处于浊液或固态时，应写化学式。如在石灰乳中加入Na2CO3溶液：Ca(OH)2CO=CaCO32OH 。(5)酸式盐+碱：操作顺序或反应物相对量不同时，离子方程式不同。一般使用设“1”法：将少量的物质设为1mol参加反应，再根据需要配平其它离子的系数。如：NaOH与Ca(HCO3)2溶液反应，有两种情况：少量烧碱滴入Ca(HCO3)2溶液中：OHCa2HCO= H2O CaCO3少量Ca(HCO3)2溶液滴入烧碱溶液中：Ca22HCO2OH=2H2O CaCO3CO。如：Ca(OH)2与NaHCO3反应，有两种情况：若Ca(OH)2过量，Ca2OHHCO=CaCO3H2O。若NaHCO3过量，Ca22OH2HCO =CaCO32H2OCO。2检查离子方程式书写是否正确的几个原则。(1)必须遵循依据客观实验事实的原则。只有电解质参加的且具备电离条件的反应，才可写出离子方程式。(2)必须满足三个守恒原则。元素守恒：反应前后各元素的原子个数相等；电荷守恒：方程式左右两边离子的电荷总数相等；电子守恒(价守恒)：对于氧化还原反应，元素化合价升高总数与降低总数相等。(3)正确把握与“量”有关的反应原则。某物质若其阴、阳离子都参加了反应、且反应完全，则方程式中该物质阴、阳离子个数比应与化学式中组成一致，如Ba(OH)2与H2SO4溶液反应，离子方程式为：Ba22OH2HSO=BaSO42H2O。特别提示：H、OH、H2O之前的化学计量数2是不能省去的。若反应物之间由于量比不同可发生反应时，必须结合量比书写。参考书写方法（5）。(4)注意反应条件的原则。溶液酸碱性条件：有些物质在不同条件下存在形态不同，如反应产物有碳酸盐时，则CO与HCO取决于溶液碱性强弱，强碱溶液中写CO ，弱碱溶液中(如CO2过量时)写HCO 。温度条件：NH4Cl与NaOH溶液反应时，只有在浓溶液且加热条件下，才可写成NH3，否则写成NH3H2O。浓度条件：Cu与稀H2SO4溶液不发生反应，而与浓H2SO4反应。注意实验操作条件：如Na2CO3溶液与稀盐酸之间的反应，若将少量的HCl往多量Na2CO3溶液中滴加时，先发生：COH=HCO ；后发生：HHCO=CO2H2O；若将少量Na2CO3往多量HCl中滴加时：CO2H=CO2H2O。3离子方程式正误判定规律(“八看”)。(1)看离子反应是否符合客观事实，不可主观臆造产物及反应。(2)看“=”、“ ”、“”、“”等是否正确。(3)看表化学式是否拆分正确。(4)是否符合三大守恒。(4)看是否符合题设条件(温度、少量过量、pH等)。专题三氧化还原反应基本规律1电子守恒规律。在一个氧化还原反应中，氧化剂得到电子的数目等于还原剂失去电子的数目。或者说氧化剂化合价降低总数等于还原剂化合价升高总数。根据这个规律，我们可以进行氧化还原反应方程式的配平以及有关氧化还原反应的计算。2表现性质规律。(1)某种元素处于最高价态时，就具有氧化性。例如：、Cl3、 (无正价)等。(2)某种元素处于最低价态时，就具有还原性。例如：H、 (无负价)、Na2等。(3)某元素处于中间价态时，既具有氧化性又具有还原性。例如：、O2等。(4)金属单质只具有还原性，非金属单质多数既具有氧化性又具有还原性，少数只具有氧化性。(5)含同种元素相邻价态的两物质之间不发生氧化还原反应。例如：C与CO、CO与CO2、Cl2与HCl、浓H2SO4与SO2等均不能发生氧化还原反应。3性质强弱规律。 氧化性：氧化剂强于氧化产物； 还原性：还原剂强于还原产物。例如：2FeCl3Cu=2FeCl2CuCl2，氧化性：Fe3Cu2，还原性：CuFe2。4反应先后规律:强强先联合若加入氧化剂，则它首先与溶液中最强的还原剂作用；若加入还原剂，则它首先与溶液中最强的氧化剂作用。例如：把Cl2通入FeBr2溶液中，由于还原性Fe2 Br，所以：(1)当通入少量Cl2时，根据先后规律