離子反應(yīng)、電解質(zhì)與非電解質(zhì)、氧化還原反應(yīng)

1、離子反應(yīng)、電解質(zhì)與非電解質(zhì)、氧化還原反應(yīng)一、離子反應(yīng)1、電離 ( ionization )電離：電解質(zhì)溶于水或受熱熔化時(shí)解離成自由離子的過(guò)程。酸、堿、鹽的水溶液可以導(dǎo)電，說(shuō)明他們可以電離出自由移動(dòng)的離子。不僅如此，酸、堿、鹽等在熔融狀態(tài)下也能電離而導(dǎo)電，于是我們依據(jù)這個(gè)性質(zhì)把能夠在水溶液里或熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物統(tǒng)稱為電解質(zhì)。2、電離方程式H2SO4 = 2H+ + SO42- 硫酸在水中電離生成了兩個(gè)氫離子和一個(gè)硫酸根離子；HCl = H+ + Cl- 鹽酸，電離出一個(gè)氫離子和一個(gè)氯離子； HNO3 = H+ + NO3- 硝酸則電離出一個(gè)氫離子和一個(gè)硝酸根離子。電離時(shí)生成的陽(yáng)離子全部都是

2、氫離子的化合物我們就稱之為酸。從電離的角度，我們可以對(duì)酸的本質(zhì)有一個(gè)新的認(rèn)識(shí)。那堿還有鹽又應(yīng)怎么來(lái)定義呢？電離時(shí)生成的陰離子全部都是氫氧根離子的化合物叫做堿。電離時(shí)生成的金屬陽(yáng)離子（或NH4+）和酸根陰離子的化合物叫做鹽。 書(shū)寫下列物質(zhì)的電離方程式：KCl、Na2SO4、AgNO3、BaCl2、NaHSO4、NaHCO3KCl = K + Cl- Na2SO4 = 2 Na +SO42-AgNO3 =Ag + NO3- BaCl2 = Ba2 + 2Cl-NaHSO4 = Na + H +SO42- NaHCO3 = Na + HCO3-這里大家要特別注意，碳酸是一種弱酸，弱酸的酸式鹽如碳酸氫

3、鈉在水溶液中主要是電離出鈉離子還有碳酸氫根離子；而硫酸是強(qiáng)酸，其酸式鹽就在水中則完全電離出鈉離子，氫離子還有硫酸根離子。HSO4- = H +SO42-小結(jié)注意：HCO3-、OH-、SO42-等原子團(tuán)不能拆開(kāi)HSO4-在水溶液中拆開(kāi)寫，在熔融狀態(tài)下不拆開(kāi)寫。3、離子方程式的書(shū)寫第一步：寫（基礎(chǔ)）寫出正確的化學(xué)方程式例如：CuSO4+BaCl2=BaSO4+CuCl2第二步：拆（關(guān)鍵）把易溶、易電離的物質(zhì)拆成離子形式（難溶、難電離的以及氣體等仍用化學(xué)式表示） Cu2SO42Ba22ClBaSO4Cu22Cl第三步：刪（途徑）刪去兩邊不參加反應(yīng)的離子Ba2+ + SO42 = BaSO4第四步：查

4、（保證）檢查（質(zhì)量守恒、電荷守恒）Ba2+ + SO42 = BaSO4質(zhì)量守恒：左Ba，S，4 O 右Ba，S，4 O電荷守恒：左 2+（-2）=0 右 0離子方程式的書(shū)寫注意事項(xiàng):(1)非電解質(zhì)、弱電解質(zhì)、難溶于水的物質(zhì)，氣體在反應(yīng)物、生成物中出現(xiàn)，均寫成化學(xué)式或分式。HAcOH=AcH2O(2)固體間的反應(yīng)，即使是電解質(zhì)，也寫成化學(xué)式或分子式。2NH4Cl(固)Ca(OH)2(固)=CaCl22H2O2NH3(3)氧化物在反應(yīng)物中、生成物中均寫成化學(xué)式或分子式。SO3Ba2+2OH=BaSO4H2OCuO2H+=Cu2+H2O(4)濃H2SO4作為反應(yīng)物和固體反應(yīng)時(shí)，濃H2SO4寫成化學(xué)

5、式。(5)H3PO4中強(qiáng)酸，在寫離子方程式時(shí)按弱酸處理，寫成化學(xué)式。(6)金屬、非金屬單質(zhì)，無(wú)論在反應(yīng)物、生成物中均寫成化學(xué)式。如：Zn+2H+=Zn2+H2(7)微溶物作為反應(yīng)物時(shí)，處于澄清溶液中時(shí)寫成離子形式；處于濁液或固體時(shí)寫成化學(xué)式。微溶物作為生成物的一律寫化學(xué)式。如條件是澄清石灰水，則應(yīng)拆成離子；若給的是石灰乳或渾濁石灰水則不能拆，寫成化學(xué)式。另加：鹽酸、硫酸、硝酸為強(qiáng)酸；醋酸、碳酸為弱酸；氫氧化鈉、氫氧化鈣是強(qiáng)堿。酸在水溶液中電離出的陽(yáng)離子全部是氫離子的化合物。所謂強(qiáng)酸、弱酸是相對(duì)而言， 酸溶于水能發(fā)生完全電離的，屬于強(qiáng)酸。如HCl、H2SO4、HNO3、HBr、HI；酸溶于水不能

6、發(fā)生完全電離的，屬于弱酸。如碳酸、H2S、HF、磷酸、乙酸（醋酸）等。堿在水溶液中電離出的陰離子全部是氫氧根離子的化合物。所謂強(qiáng)堿、弱堿是相對(duì)而言， 堿溶于水能發(fā)生完全電離的，屬于強(qiáng)堿。如KOH、NaOH、Ba(OH)2；堿溶于水不能發(fā)生完全電離的，屬于弱堿。如一水和氨、氫氧化鈣（中強(qiáng)堿）、氫氧化鋁、氫氧化鋅等。4、離子共存問(wèn)題凡是能發(fā)生反應(yīng)的離子之間或在水溶液中水解相互促進(jìn)的離子之間不能大量共存（注意不是完全不能共存，而是不能大量共存）一般規(guī)律是：(1)凡相互結(jié)合生成難溶或微溶性鹽的離子（熟記常見(jiàn)的難溶、微溶鹽）；(2)與H+不能大量共存的離子（生成水或弱）酸及酸式弱酸根離子： 氧族有：OH

7、-、S2-、HS-、SO32-、HSO3-鹵族有：F-、ClO-碳族有：CH3COO-、CO32-、HCO3-、SiO32-(3)與OH-不能大量共存的離子有：NH4+和HS-、HSO3-、HCO3-等弱酸的酸式酸根離子以及弱堿的簡(jiǎn)單陽(yáng)離子（比如：Cu2+、Al3+、Fe3+、Fe2+、Mg2+等等）(4)能相互發(fā)生氧化還原反應(yīng)的離子不能大量共存：常見(jiàn)還原性較強(qiáng)的離子有：Fe3+、S2-、I-、SO32-。氧化性較強(qiáng)的離子有：Fe3+、ClO-、MnO4-、Cr2O72-、NO3-二、電解質(zhì)與非電解質(zhì)1、電解質(zhì)與非電解質(zhì)電解質(zhì)：在水溶液里或熔化狀態(tài)下能夠?qū)щ姷幕衔铮缢?、堿、鹽等。 非電解質(zhì)

8、：在水溶液里和熔融狀態(tài)下都不導(dǎo)電的化合物，如蔗糖、酒精。 小結(jié)：（1）能夠?qū)щ姷奈镔|(zhì)不一定全是電解質(zhì)。（2）電解質(zhì)必須在水溶液里或熔化狀態(tài)下才能有自由移動(dòng)的離子。（3）電解質(zhì)和非電解質(zhì)都是化合物，單質(zhì)既不是電解也不是非電解質(zhì)。（4）溶于水或熔化狀態(tài)；注意：“或”字(5)溶于水和熔化狀態(tài)兩種條件只需滿足其中之一，溶于水不是指和水反應(yīng)；（6）化合物，電解質(zhì)和非電解質(zhì)，對(duì)于不是化合物的物質(zhì)既不是電解質(zhì)也不是非電解質(zhì)。2、電解質(zhì)與電解質(zhì)溶液的區(qū)別：電解質(zhì)是純凈物，電解質(zhì)溶液是混合物。無(wú)論電解質(zhì)還是非電解質(zhì)的導(dǎo)電都是指本身，而不是說(shuō)只要在水溶液或者是熔化能導(dǎo)電就是電解質(zhì)。注意事項(xiàng)： 電解質(zhì)和非電解質(zhì)是對(duì)

9、化合物的分類，單質(zhì)既不是電解質(zhì)也不是非電解質(zhì)。電解質(zhì)應(yīng)是化合物（屬于純凈物）。而Cu則是單質(zhì)（能導(dǎo)電的物質(zhì)不一定是電解質(zhì)，如石墨或金屬），K2SO4與NaCl溶液都是混合物。 電解質(zhì)應(yīng)是一定條件下本身電離而導(dǎo)電的化合物。有些化合物的水溶液能導(dǎo)電，但溶液中離子不是它本身電離出來(lái)的，而是與水反應(yīng)后生成的，因此也不是電解質(zhì)。例如CO2能導(dǎo)電是因CO2與H2O反應(yīng)生成了H2CO3，H2CO3能夠電離而非CO2本身電離。所以CO2不是電解質(zhì)，是非電解質(zhì)（如氨氣、二氧化硫、三氧化硫）。H2CO3、 H2SO3、NH3·H2O是電解質(zhì)。 酸、堿、鹽、金屬氧化物、水是電解質(zhì)，蔗糖、酒精為非電解質(zhì)。

10、BaSO4、AgCl 難溶于水，導(dǎo)電性差，但由于它們的溶解度太小，測(cè)不出(或難測(cè))其水溶液的導(dǎo)電性，但它們?nèi)芙獾牟糠质峭耆婋x的，所以他們是電解質(zhì). 化合物在水溶液中或受熱熔化時(shí)本身能否發(fā)生電離是區(qū)別電解質(zhì)與非電解質(zhì)的理論依據(jù)，能否導(dǎo)電則是實(shí)驗(yàn)依據(jù)。能導(dǎo)電的物質(zhì)不一定是電解質(zhì)，如石墨；電解質(zhì)本身不一定能導(dǎo)電，如NaCl晶體。 電解質(zhì)包括離子化合物和共價(jià)化合物。離子化合物是水溶液還是熔融狀態(tài)下均可導(dǎo)電，如鹽和強(qiáng)堿。共價(jià)化合物是只有在水溶液中能導(dǎo)電的物質(zhì)，如HCl。補(bǔ)充：溶液導(dǎo)電能力強(qiáng)弱與單位體積溶液中離子的多少和離子所帶電荷數(shù)有關(guān)；在溶液的體積、濃度以及溶液中陰（或陽(yáng)）離子所帶的電荷數(shù)都相同的情

11、況下，導(dǎo)電能力強(qiáng)的溶液里能夠自由移動(dòng)的離子數(shù)目一定比導(dǎo)電能力弱的溶液里能夠自由移動(dòng)的離子數(shù)目多。HCl、NaOH、NaCl在水溶液里的電離程度比CH3COOH、NH3·H2O在水溶液中的電離程度大。據(jù)此可得出結(jié)論：電解質(zhì)應(yīng)有強(qiáng)弱之分。3、強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)強(qiáng)電解質(zhì)：在水溶液里全部電離成離子的電解質(zhì)。弱電解質(zhì)：在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質(zhì)。強(qiáng)、弱電解質(zhì)對(duì)比強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)的注意點(diǎn)電解質(zhì)的強(qiáng)弱與其在水溶液中的電離程度有關(guān)，與其溶解度的大小無(wú)關(guān)。例如：難溶的BaSO4、CaSO3等和微溶的Ca(OH)2等在水中溶解的部分是完全電離的，故是強(qiáng)電解質(zhì)。而易溶于水的CH3COOH

12、、H3PO4等在水中只有部分電離，故歸為弱電解質(zhì)。電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力的強(qiáng)弱只與自由移動(dòng)的離子濃度及離子所帶的電荷數(shù)有關(guān)，而與電解質(zhì)的強(qiáng)弱沒(méi)有必然的聯(lián)系。例如：一定濃度的弱酸溶液的導(dǎo)電能力也可能比較稀的強(qiáng)酸溶液強(qiáng)。強(qiáng)電解質(zhì)包括：強(qiáng)酸(如HCl、HNO3、H2SO4)、強(qiáng)堿(如NaOH、KOH、Ba(OH)2)和大多數(shù)鹽(如NaCl、 MgCl2、K2SO4、NH4Cl)及所有的離子化合物和少數(shù)的共價(jià)化合物。弱電解質(zhì)包括：弱酸(如CH3COOH)、弱堿(如NH3·H2O)、中強(qiáng)酸 (如H3PO4 )，注意：水也是弱電解質(zhì)。共價(jià)化合物在水中才能電離，熔融狀態(tài)下不電離。舉例：KHSO4在水

13、中的電離式和熔融狀態(tài)下電離式是不同的。三、氧化還原反應(yīng) 氧化反應(yīng)：元素化合價(jià)升高的反應(yīng)還原反應(yīng)：元素化合價(jià)降低的反應(yīng)氧化還原反應(yīng)：凡有元素化合價(jià)升降的化學(xué)反應(yīng)就是 氧化還原反應(yīng)的判斷依據(jù)有元素化合價(jià)變化失電子總數(shù)=化合價(jià)升高總數(shù)=得電子總數(shù)=化合價(jià)降低總數(shù)。 氧化還原反應(yīng)的實(shí)質(zhì)電子的轉(zhuǎn)移(電子的得失或共用電子對(duì)的偏移 口訣：失電子，化合價(jià)升高，被氧化（氧化反應(yīng)），還原劑；得電子，化合價(jià)降低，被還原（還原反應(yīng)），氧化劑； 氧化劑和還原劑(反應(yīng)物)氧化劑：得電子(或電子對(duì)偏向)的物質(zhì)氧化性還原劑：失電子(或電子對(duì)偏離)的物質(zhì)還原性氧化產(chǎn)物：氧化后的生成物還原產(chǎn)物：還原后的生成物。 常見(jiàn)的氧化劑與還

14、原劑a、常見(jiàn)的氧化劑(1) 活潑的非金屬單質(zhì)：O2、Cl2、Br2(2) 含高價(jià)金屬陽(yáng)離子的化合物：FeCl3(3) 含某些較高化合價(jià)元素的化合物：濃H2SO4、HNO3、KMnO4、MnO2 b、常見(jiàn)的還原劑：(1) 活潑或或較活潑的金屬：K、Ca、Na、Al、Mg、Zn (按金屬活動(dòng)性順序，還原性遞減)(2) 含低價(jià)金屬陽(yáng)離子的化合物：Fe2(3) 某些非金屬單質(zhì)：C、H2(4) 含有較低化合價(jià)元素的化合物：HCl 、H2S、HI、KI化合價(jià)降低，得電子，被還原氧化劑 +化合價(jià)升高，失電子，被氧化 氧化還原反應(yīng)中電子轉(zhuǎn)移的表示方法(1)雙線橋表示電子得失結(jié)果(2)單線橋表示電子轉(zhuǎn)移情況步驟

15、：重點(diǎn)：(1)單箭號(hào)（在反應(yīng)物之間）；(2)箭號(hào)起點(diǎn)為被氧化（失電子）元素，終點(diǎn)為被還原（得電子）元素；(3)只標(biāo)轉(zhuǎn)移電子總數(shù)，不標(biāo)得與失(氧化劑得電總數(shù)等于還原劑失電子總數(shù)) 氧化還原反應(yīng)與四種基本反應(yīng)類型的關(guān)系 氧化劑、還原劑之間反應(yīng)規(guī)律（1）對(duì)于氧化劑來(lái)說(shuō)，同族元素的非金屬原子，它們的最外層電子數(shù)相同而電子層數(shù)不同時(shí)，電子層數(shù)越多，原子半徑越大，就越難得電子。因此，它們單質(zhì)的氧化性就越弱。（2）金屬單質(zhì)的還原性強(qiáng)弱一般與金屬活動(dòng)順序相一致。（3）元素處于高價(jià)的物質(zhì)具有氧化性，在一定條件下可與還原劑反應(yīng)，在生成的新物質(zhì)中該元素的化合價(jià)降低。（4）元素處于低價(jià)的物質(zhì)具有還原性，在一定條件下可

16、與氧化劑反應(yīng)，在生成的新物質(zhì)中該元素的化合價(jià)升高。（5）稀硫酸與活潑金屬單質(zhì)反應(yīng)時(shí)，是氧化劑，起氧化作用的是原生成H2，濃硫酸是強(qiáng)氧化劑，與還原劑反應(yīng)時(shí)，起氧化作用的是后一般生成SO2。（6）不論濃硝酸還是稀硝酸都是氧化性極強(qiáng)的強(qiáng)氧化劑，幾乎能與所有的金屬或非金屬發(fā)生氧化還原反應(yīng)，反應(yīng)時(shí)，主要是得到電子被還原成NO2，被還，被還原NO等。一般來(lái)說(shuō)濃硝酸常被還原為NO2，稀硝酸常被還原為NO。（7）變價(jià)金屬元素，一般處于最高價(jià)時(shí)的氧化性最強(qiáng)，隨著化合價(jià)降低，其氧化性減弱，還原性增強(qiáng)。氧化劑與還原劑在一定條件下反應(yīng)時(shí)，一般是生成相對(duì)弱的還原劑和相對(duì)弱的氧化劑，即在適宜的條件下，可用氧化性強(qiáng)的物質(zhì)制

17、取氧化性弱的物質(zhì)，也可用還原性強(qiáng)的物質(zhì)制取還原性弱的物質(zhì)。 判斷氧化劑或還原劑強(qiáng)弱的依據(jù)i. 根據(jù)方程式判斷氧化性：氧化劑>氧化產(chǎn)物 還原性：還原劑>還原產(chǎn)物ii 根據(jù)反應(yīng)條件判斷當(dāng)不同氧化劑作用于同一還原劑時(shí)，如氧化產(chǎn)物價(jià)態(tài)相同，可根據(jù)反應(yīng)條件的難易來(lái)進(jìn)行判斷。如：4HCl（濃）+MnO2MnCl2+2H2O+Cl216HCl（濃）+2KMnO4=2KCl+2MnCl2+8H2O+5Cl2易知氧化性：KMnO4>MnO2。iii. 由氧化產(chǎn)物的價(jià)態(tài)高價(jià)來(lái)判斷當(dāng)含變價(jià)元素的還原劑在相似的條件下作用于不同的氧化劑時(shí)，可由氧化產(chǎn)物相關(guān)元素價(jià)態(tài)的高低來(lái)判斷氧化劑氧化性的強(qiáng)弱。如：

18、2Fe+3Cl22FeCl3Fe+S FeS可知氧化性：Cl2>S。iv. 根據(jù)元素周期表判斷（a）同主族元素（從上到下）：非金屬原子（或單質(zhì)）氧化性逐漸減弱，對(duì)應(yīng)陰離子還原性逐漸增強(qiáng)； 金屬原子（或單質(zhì)）還原性逐漸增強(qiáng)，對(duì)應(yīng)陽(yáng)離子氧化性逐漸減弱。（b）同周期元素（從左到右）：原子或單質(zhì)還原性逐漸減弱，氧化性逐漸增強(qiáng)；陽(yáng)離子的氧化性逐漸增強(qiáng)；陰離子的還原性逐漸減弱。、氧化還原方程式的配平(a)配平依據(jù)：在氧化還原反應(yīng)中，得失電子總數(shù)相等或化合價(jià)升降總數(shù)相等。 8(b)配平步驟：“一標(biāo)、二找、三定、四配、五查”，即標(biāo)好價(jià)，找變化，定總數(shù)，配系數(shù)、再檢查?！眎確定氧化劑、氧化產(chǎn)物、還原劑、還

19、原產(chǎn)物的化合價(jià)ii用觀察法找出元素化合價(jià)的變化值iii用化合價(jià)升降總數(shù)相等的原則確定化學(xué)計(jì)量數(shù)。iv調(diào)整計(jì)量數(shù)，用觀察法確定化合價(jià)無(wú)變化的物質(zhì)的計(jì)量數(shù)，同時(shí)將單線改成等號(hào)。v檢查核實(shí)各元素原子個(gè)數(shù)在反應(yīng)前后是否相等。對(duì)于用離子方程式表示的氧化還原方程式還必須核對(duì)反應(yīng)前后離子的總電荷數(shù)是否相等。(c)配平技法i奇數(shù)配偶法：如SCKNO3CO2N2K2S，反應(yīng)物KNO3中三種元素原子數(shù)均為奇數(shù)，而生成物中三種元素的原子數(shù)均為偶數(shù)，故可將KNO3乘以2，然后觀察法配平得1，3，2，3，1，1。此法適于物質(zhì)種類少且分子組成簡(jiǎn)單的氧化還原反應(yīng)。ii逆向配平法：即先確定生成物的化學(xué)計(jì)量數(shù)，然后再確定反應(yīng)物

20、的化學(xué)計(jì)量數(shù)。例如：由于S的化合價(jià)既升又降，而且升降總數(shù)要相等，所以K2S的化學(xué)計(jì)量數(shù)為2，K2SO3的計(jì)量數(shù)為1，然后再確定S的化學(xué)計(jì)量數(shù)為3。此類方法適宜于一種元素的化合價(jià)既升高又降低的氧化還原反應(yīng)，即歧化反應(yīng)。iii零價(jià)法：配平依據(jù)是還原劑中各元素化合價(jià)升高總數(shù)等于氧化劑中各元素化合價(jià)降低總數(shù)，此法適宜于還原劑中兩種元素價(jià)態(tài)難以確定但均屬于升高的氧化還原反應(yīng)。例如：Fe3PHNO3Fe(NO3)3NOH3PO4H2O，因Fe3P中價(jià)數(shù)不好確定，而把Fe、P皆看成零價(jià)。在相應(yīng)的生成物中Fe為3價(jià)，P為5價(jià)，所以價(jià)態(tài)升高總數(shù)為3×3514，而降低的價(jià)態(tài)為3，最小公倍數(shù)為42，故Fe3P的計(jì)量數(shù)為3，HNO3作氧化劑部分計(jì)量數(shù)為14，然后用觀察法配平得到：3，41，9，14，3，16。iv、1·n法(不用標(biāo)價(jià)態(tài)的配平法)本法往往用于多元素且有氧元素時(shí)氧化還原反應(yīng)方程式的配平，但不能普遍適用。其法是先把有氧元素的較復(fù)雜反應(yīng)物的計(jì)量數(shù)設(shè)為1，較簡(jiǎn)單的設(shè)為n。然后，a.丟掉氧，用觀察法來(lái)調(diào)整其它項(xiàng)的計(jì)量數(shù)。b.再由a得的系數(shù)根據(jù)氧原子數(shù)相等列出方程求出n值，c.將n值代入有n的各計(jì)量數(shù)，再調(diào)整配平。 9例如：KIKIO3H2SI2K2SO4H2O設(shè)KIO3的化學(xué)計(jì)量數(shù)為1，KI的化學(xué)計(jì)量數(shù)為n。a.nKI1KIO3