离子反应和氧化还原反应.docx
一、氧化还原反应的概念辨析及规律应用
1．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＞HClO2HClO3HClO4。
(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＋H2OHCl＋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＋2NaOH=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HSO3-。
(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+。
(5)注意“量”的条件，如漂白粉溶液通入少量CO2：Ca2+＋2ClO-＋CO2＋H2O=CaCO3↓＋2HClO；通入足量CO2：ClO-＋CO2＋H2O=HClO＋HCO3-。
(6)注意反应环境，不在溶液中进行的离子反应不能写离子方程式，如实验室用NH4Cl固体和Ca(OH)2固体反应制取NH3的反应。
(7)注意操作顺序，操作顺序不同，离子方程式有时也不同。如AlCl3溶液逐滴加入到NaOH溶液和NaOH溶液逐滴加入到AlCl3溶液中的反应。
(8)注意是否漏掉了离子反应，如Ba(OH)2溶液与NaHCO3溶液反应，既要写出OH-与HCO3-生成CO32-的反应，又不能漏掉Ba2+与CO32-生成BaCO3的反应。
(9)看是否遵循守恒规律，离子方程式中一定符合两个守恒、电荷守恒、质量(原子)守恒，如是氧化还原反应则还要遵循得失电子守恒。
【方法技巧】有限定条件的离子方程式的书写
1．过量型
书写程序：①按照化学式组成比例写出不足量物质参加反应的离子形式及比例。如Ca(HCO3)2溶液与过量NaOH溶液反应，离子方程式中不足量物质Ca(HCO3)2中Ca2+与HCO3-的比例一定是1∶2。②过量物质的离子满足不足量离子的需要，如上述反应中OH-的化学计量数为2，满足2HCO3-。综合起来可得离子方程式：Ca2+＋2HCO3-＋2OH-=CaCO3↓＋CO32-＋2H2O。
2．定量型
书写的关键是参加反应的离子严格按照给定的量之间的关系进行，如等物质的量的Ba(OH)2溶液与明矾溶液的反应，Al3+、SO42-、Ba2+和OH-的物质的量之比为1∶2∶1∶2，显然OH-不足量，然后按照以少定多的方法写出离子方程式：2Al3+＋3SO42-＋3Ba2+＋6OH-=2Al(OH)3↓＋3BaSO4↓。
3．目标型
先写出能达到目标的主要离子方程式，然后用设“1”的方法使其完善。如向NaHSO4溶液中逐滴加入Ba(OH)2溶液，写出溶液呈中性时的离子方程式：先写出H＋＋OH－=H2O，再设两物质各为1mol，因NaHSO4=Na++H++SO42-，Ba(OH)2=2OH-＋Ba2+，所以当溶液中的H+被完全中和时，加入的Ba(OH)2只有0.5mol，故离子反应方程式为SO42-＋H+＋OH-＋Ba2+=BaSO4↓＋H2O。
4．条件限定型
在书写离子反应方程式时，有不同的限定条件，一类是生成物的形态不同，如NH4+与OH-反应，不加热时生成NH3·H2O，而加热时有NH3产生；再如反应时使用澄清石灰水与使用石灰乳，书写时所用的符号不同，前者用离子符号表示，后者则用化学式表示。
三、离子共存
离子共存中的题设“陷阱”
条件类型
高考中的常见表述
误点点拨
常见的限
制条件
“无色”
有色离子不能大量存在
“pH＝1”或“pH＝13”
溶液显酸性或碱性
“因发生氧化还原反应而不能共存”
只能是氧化性离子和还原性离子不共存，不是其他离子反应类型
常见的
易错点
“透明”
“透明”也可“有色”
“不能共存”
易看成“能