2025年高一上学期化学专题三离子反应与氧化还原反应

2025年高一上学期化学专题三离子反应与氧化还原反应一、离子反应（一）电解质及其电离电解质是在水溶液中或熔融状态下能够导电的化合物，而非电解质则不能。需要注意的是，电解质和非电解质的范畴仅为化合物，单质和混合物既不属于电解质也不属于非电解质。同时，只有自身能电离出自由移动离子的化合物才是电解质，像SO₂、CO₂、NH₃等物质，它们的水溶液虽能导电，但导电离子并非由其自身电离产生，因此属于非电解质。电离是电解质在水溶液中或熔融状态下离解成自由移动离子的过程。例如，氯化钠在水溶液中会电离出Na⁺和Cl⁻，其电离方程式为：NaCl=Na⁺+Cl⁻。强电解质在水溶液中能完全电离，如强酸（HCl、H₂SO₄等）、强碱（NaOH、KOH等）和大多数盐；弱电解质则部分电离，如弱酸（CH₃COOH、H₂CO₃等）、弱碱（NH₃·H₂O等）。（二）离子反应与离子方程式离子反应是指有离子参加或生成的化学反应。离子方程式是用实际参加反应的离子符号来表示反应的式子，它不仅能表示某一个具体的化学反应，还能表示同一类型的离子反应。书写离子方程式需遵循以下步骤：写出反应的化学方程式；把易溶于水、易电离的物质拆写成离子形式，难溶的物质、气体和水等仍用化学式表示；删去方程式两边不参加反应的离子；检查方程式两边各元素的原子个数和电荷总数是否相等。例如，稀盐酸与氢氧化钠溶液反应的化学方程式为：HCl+NaOH=NaCl+H₂O，拆写成离子形式为：H⁺+Cl⁻+Na⁺+OH⁻=Na⁺+Cl⁻+H₂O，删去不参加反应的离子后得到离子方程式：H⁺+OH⁻=H₂O。（三）离子共存的判断判断离子能否大量共存，可采用“两看”法。看条件一看题干要求，明确是“能大量共存”“不能大量共存”“可能共存”还是“一定共存”。二看附加条件，如溶液的颜色，若为无色溶液，则MnO₄⁻（紫红色）、Fe³⁺（棕黄色）、Cu²⁺（蓝色）、Fe²⁺（浅绿色）等有色离子不能大量存在；溶液的酸碱性，如在酸性溶液中，OH⁻、CO₃²⁻等不能大量存在，在碱性溶液中，H⁺、NH₄⁺等不能大量存在；溶液的氧化性或还原性，如在强氧化性溶液中，还原性离子（I⁻、S²⁻等）不能大量存在。看反应复分解反应：若离子之间能结合生成沉淀、气体或水，则不能大量共存。如Ba²⁺与SO₄²⁻会结合生成BaSO₄沉淀，H⁺与CO₃²⁻会反应生成CO₂气体和水，NH₄⁺与OH⁻会反应生成NH₃·H₂O。氧化还原反应：具有氧化性的离子与具有还原性的离子会发生氧化还原反应，不能大量共存。例如Fe³⁺具有氧化性，I⁻具有还原性，二者会发生反应：2Fe³⁺+2I⁻=2Fe²⁺+I₂，所以Fe³⁺与I⁻不能大量共存。相互促进的水解反应：某些弱酸根离子和弱碱阳离子在水溶液中会相互促进水解，使水解反应趋于完全，从而不能大量共存。如Al³⁺与CO₃²⁻、HCO₃⁻等，Al³⁺水解显酸性，CO₃²⁻、HCO₃⁻水解显碱性，它们相互促进水解，反应的离子方程式为：2Al³⁺+3CO₃²⁻+3H₂O=2Al(OH)₃↓+3CO₂↑。配合反应：一些离子之间会发生配合反应，生成配合物，从而不能大量共存。如Fe³⁺与SCN⁻会形成[Fe(SCN)]²⁺等配合物，所以Fe³⁺与SCN⁻不能大量共存。二、氧化还原反应（一）氧化还原反应的概念从化合价升降角度：氧化反应是物质所含元素化合价升高的反应，还原反应是物质所含元素化合价降低的反应。在氧化还原反应中，化合价升高的物质被氧化，作还原剂；化合价降低的物质被还原，作氧化剂。从电子转移角度：氧化还原反应的本质是电子转移（得失或偏移）。物质失去电子（或电子对偏离）的反应是氧化反应，物质得到电子（或电子对偏向）的反应是还原反应。所含元素失去电子（或电子对偏离）的物质是还原剂，所含元素得到电子（或电子对偏向）的物质是氧化剂。可以用“升失氧还，降得还氧”来记忆：化合价升高，失去电子，发生氧化反应，作还原剂；化合价降低，得到电子，发生还原反应，作氧化剂。氧化剂具有氧化性，在反应中得电子，化合价降低，被还原，生成还原产物；还原剂具有还原性，在反应中失电子，化合价升高，被氧化，生成氧化产物。它们之间的关系可表示为：氧化剂→氧化性→得电子→价降低→被还原→还原产物；还原剂→还原性→失电子→价升高→被氧化→氧化产物。（二）氧化还原反应的特征与判断氧化还原反应的特征是反应前后元素的化合价发生变化。判断一个反应是否为氧化还原反应，只需看反应前后物质所含元素的化合价是否有改变，若有变化则为氧化还原反应，反之则不是。例如，在反应2H₂+O₂=2H₂O中，氢元素的化合价从0升高到+1，氧元素的化合价从0降低到-2，有化合价的变化，所以该反应是氧化还原反应；而在反应CaCO₃+2HCl=CaCl₂+CO₂↑+H₂O中，各元素的化合价均未发生变化，因此不属于氧化还原反应。（三）氧化还原反应的表示方法双线桥法：在反应中，用两条带箭头的线从反应物指向生成物，箭头两端对准同种变价元素，在线上标明电子转移的总数，并注明“得”“失”。箭头方向不代表电子转移的方向，仅表示电子转移的前后变化。例如，对于反应CuO+H₂=Cu+H₂O，用双线桥法表示为：从CuO中的Cu指向Cu，线上写“得2e⁻，化合价降低，被还原”；从H₂中的H指向H₂O中的H，线上写“失2e⁻，化合价升高，被氧化”。单线桥法：用一条带箭头的线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，线上标明电子转移的总数，不写“得”“失”。如上述反应CuO+H₂=Cu+H₂O，用单线桥法表示为：从H₂中的H指向CuO中的Cu，线上写“2e⁻”。（四）氧化还原反应与基本反应类型的关系在四种基本反应类型中，置换反应一定是氧化还原反应，因为置换反应是一种单质和一种化合物反应生成另一种单质和另一种化合物的反应，反应中有单质参与和生成，单质的化合价为0，化合物中元素的化合价不为0，所以一定有化合价的变化。复分解反应一定不是氧化还原反应，因为复分解反应是两种化合物相互交换成分生成另外两种化合物的反应，反应过程中各元素的化合价都没有发生变化。化合反应和分解反应不一定是氧化还原反应。若化合反应中有单质参与，则一定是氧化还原反应，如2H₂+O₂=2H₂O；若没有单质参与，则可能不是氧化还原反应，如CaO+H₂O=Ca(OH)₂。分解反应同理，若有单质生成，则为氧化还原反应，如2KMnO₄=K₂MnO₄+MnO₂+O₂↑；若没有单质生成，则可能不是氧化还原反应，如CaCO₃=CaO+CO₂↑。（五）常见的氧化剂和还原剂常见的氧化剂：在反应中易得电子，化合价降低。如活泼的非金属单质（O₂、Cl₂等）；含有高价态元素的化合物（KMnO₄、K₂Cr₂O₇、HNO₃、浓H₂SO₄等）；某些金属阳离子（Fe³⁺、Cu²⁺等）。常见的还原剂：在反应中易失电子，化合价升高。如活泼的金属单质（Na、Mg、Al、Zn、Fe等）；某些非金属单质（H₂、C等）；含有低价态元素的化合物（CO、SO₂、H₂S等）；一些阴离子（I⁻、S²⁻等）。（六）氧化还原反应的基本规律守恒律：对于一个完整的氧化还原反应，化合价升高总数与降低总数相等，失电子总数与得电子总数相等。这一规律是进行氧化还原反应计算的依据。例如，在反应3Cu+8HNO₃（稀）=3Cu(NO₃)₂+2NO↑+4H₂O中，铜元素的化合价从0升高到+2，每个Cu原子失去2个电子，3个Cu原子共失去6个电子；氮元素的化合价从+5降低到+2，每个N原子得到3个电子，2个N原子共得到6个电子，得失电子总数相等。价态律：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，但主要呈现一种性质。可简记为“高价氧化低价还，中间价态两头转”。例如，S元素在H₂S中显-2价（最低价态），只有还原性；在H₂SO₄中显+6价（最高价态），只有氧化性；在SO₂中显+4价（中间价态），既有氧化性又有还原性，如SO₂与H₂S反应时表现氧化性（SO₂+2H₂S=3S↓+2H₂O），与O₂反应时表现还原性（2SO₂+O₂=2SO₃）。强弱律：在氧化还原反应中，一般遵循“强制弱”的规律，即强氧化剂与强还原剂反应生成弱还原剂和弱氧化剂。利用这一规律可以比较物质氧化性、还原性的相对强弱。例如，根据反应Cl₂+2NaBr=2NaCl+Br₂可知，氧化性：Cl₂>Br₂；还原性：Br⁻>Cl⁻。转化律：氧化还原反应中，同种元素不同价态之间发生反应时，化合价的变化遵循“只靠拢，不交叉”的原则（即价态归中）。例如，反应H₂S+H₂SO₄（浓）=S↓+SO₂↑+2H₂O中，H₂S中的S从-2价升高到0价，H₂SO₄中的S从+6价降低到+4价，化合价只靠拢不交叉。此外，同种元素相邻价态间不发生氧化还原反应，如SO₂和H₂SO₄（S的价态分别为+4和+6，相邻）之间不发生反应。（七）氧化还原反应的计算氧化还原反应的计算主要涉及氧化剂、还原剂得失电子数的计算，以及与反应物或生成物的物质的量之间的关系。计算的关键是抓住守恒律，即化合价升高总数等于化合价降低总数，失电子总数等于得电子总数。例如，在反应K₂Cr₂O₇+14HCl（浓）=2KCl+2CrCl₃+3Cl₂↑+7H₂O中，若有1molK₂Cr₂O₇参加反应，求被氧化的HCl的物质的量。首先分析化合价变化：K₂Cr₂O₇中Cr元素的化合价为+6，反应后生成CrCl₃中Cr元素的化合价为+3，每个Cr原子得到3个电子，1molK₂Cr₂O₇中含有2molCr原子，共得到6mol电子。HCl中Cl元素的化合价为-1，反应后部分Cl元素化合价升高到0价生成Cl₂，每个Cl原子失去1个电子。根据得失电子守恒，失去电子的Cl原子的物质的量为6mol，即被氧化的HCl的物质的量为6mol（因为每个HCl分子中只有1个Cl原子被氧化）。三、离子反应与氧化还原反应的综合应用（一）离子反应中的氧化还原反应有些离子反应同时也是氧化还原反应，这类反应不仅要考虑离子之间的复分解反应，还要考虑氧化还原反应。例如，在酸性条件下，MnO₄⁻与Fe²⁺的反应，既涉及离子的存在环境（酸性），又涉及氧化还原反应：MnO₄⁻+5Fe²⁺+8H⁺=Mn²⁺+5Fe³⁺+4H₂O。（二）氧化还原反应在离子共存判断中的应用在判断离子能否大量共存时，若存在氧化性离子和还原性离子，它们之间可能发生氧化还原反应而不能共存。如在酸性溶液中，NO₃⁻具有强氧化性，能与Fe²⁺发生氧化还原反应：3Fe²⁺+NO₃⁻+4H⁺=3Fe³⁺+NO↑+2H₂O，所以NO₃⁻（H⁺）与Fe²⁺不能大量共存。（三）实际应用工业生产：金属冶炼是利用氧化还原反应将金属从其化合物中还原出来，如炼铁过程中，用CO还原Fe₂O₃：Fe₂O₃+3CO=2Fe+3CO₂。能源转换：电池是通过氧化还原反应将化学能转化为电能的装置，如锌铜原电池，锌作负极被氧化，铜作正极，Cu²⁺在正极被还原，电子的定向移动形成电流。环境保护：处理含重金属离子的废水时，可利用氧化还原反应将重金属离子转化为沉淀或无毒物