一、知識(shí)要點(diǎn)

考綱定位：

應(yīng)用：氧化還原反應(yīng)；離子方程式。

理解：氧化劑、還原劑；電離，電解質(zhì)和非電解質(zhì)，強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)；

溶解過程及其能量變化，反應(yīng)熱，熱化學(xué)方程式。

1．有關(guān)氧化還原反應(yīng)的概念（七對(duì)對(duì)立統(tǒng)一的概念）

還原劑     還原性   失去電子  化合價(jià)升高  被氧化    氧化反應(yīng)    氧化產(chǎn)物

反應(yīng)物   表現(xiàn)性質(zhì)    本質(zhì)           特征      變化過程  發(fā)生反應(yīng)    所得產(chǎn)物

氧化劑     氧化性   得到電子  化合價(jià)降低  被還原    還原反應(yīng)    還原產(chǎn)物

可以聯(lián)系記憶為：

還原劑具有還原性（失去電子的能力）、在反應(yīng)中失去電子、化合價(jià)升高、被氧化、發(fā)生氧化反應(yīng)、得到氧化產(chǎn)物；

氧化劑具有氧化性（得到電子的能力）、在反應(yīng)中得到電子、化合價(jià)降低、被還原、發(fā)生還原反應(yīng)、得到還原產(chǎn)物。

2．常見的氧化劑與還原劑

（1）常見的還原劑（能失電子的物質(zhì)）

① 金屬單質(zhì)，如K、Na、Mg、Al、Zn、Fe、Cu等；

② 非金屬陰離子，如S2-、I-、Br-、Cl-等；

③ 含低價(jià)態(tài)元素的化合物，如NH3、CO、H2S、SO2、H2SO3、Na2SO3等；

④ 低價(jià)態(tài)陽離子，如Fe2+等；

⑤ 某些非金屬單質(zhì)，如H2、Si、C等。

（2）常見的氧化劑（能得電子的物質(zhì)）

① 活潑的非金屬單質(zhì)，如F2、Cl2、Br2、I2、O2、O3、S等；

② 含高價(jià)態(tài)元素的化合物，如HNO3、KClO3、KMnO4、MnO2、固體硝酸鹽等；

③ 高價(jià)態(tài)金屬陽離子，如Fe3+、Cu2+、Ag+、Pb4+等；

④ 能電離出H+的物質(zhì)，如HCl、H2SO4、NaHSO4溶液等。

（3）某些既可作氧化劑又可作還原劑（既能失電子又能得電子）的物質(zhì)

① 具有中間價(jià)態(tài)的物質(zhì)：S、C、N2、Cl2、H2O2、SO2、H2SO3、Fe2+等；

② 陰、陽離子可分別被氧化還原的物質(zhì)，如HCl、H2S、H2SO3、FeCl3等。

3．氧化還原反應(yīng)的一般規(guī)律

（1）表現(xiàn)性質(zhì)規(guī)律

氧化性是指得到電子的性質(zhì)（或能力）；還原性是指失去電子的性質(zhì)（或能力）。物質(zhì)氧化性、還原性的強(qiáng)弱取決于得失電子的難以程度，而與得失電子數(shù)目無關(guān)。

從元素的價(jià)態(tài)考慮：元素處于最高價(jià)態(tài)時(shí)只有氧化性，處于最低價(jià)態(tài)時(shí)只有還原性，處于中間價(jià)態(tài)時(shí)既有氧化性又有還原性。

（2）互不換位規(guī)律

相鄰價(jià)態(tài)的同種元素不發(fā)生氧化還原反應(yīng)，不同價(jià)態(tài)的同種元素之間發(fā)生“歸中反應(yīng)”，最多只能達(dá)到相同價(jià)態(tài)，而決不能出現(xiàn)高價(jià)變底價(jià)、底價(jià)變高價(jià)的交叉現(xiàn)象，也不會(huì)出現(xiàn)價(jià)態(tài)互變。

（3）反應(yīng)先后規(guī)律

在濃度相差不大的溶液中，同時(shí)含有多種還原劑（或氧化劑）時(shí)，若加入氧化劑（或還原劑）則首先與溶液中還原性（或氧化性）最強(qiáng)的還原劑（或氧化劑）作用。

4．物質(zhì)氧化性、還原性強(qiáng)弱的比較

（1）根據(jù)化學(xué)方程式判斷

氧化劑＋還原劑====還原產(chǎn)物＋氧化產(chǎn)物

氧化性：氧化劑 > 氧化產(chǎn)物；

還原性：還原劑 > 還原產(chǎn)物。     簡(jiǎn)記為：左 > 右。

（2）根據(jù)原子結(jié)構(gòu)判斷

原子結(jié)構(gòu)：原子半徑大、最外層電子數(shù)少、其單質(zhì)易失電子，還原性強(qiáng)；

                    原子半徑小、最外層電子數(shù)多、其單質(zhì)易得電子，氧化性強(qiáng)。

（3）根據(jù)元素周期表中元素性質(zhì)的遞變規(guī)律判斷

① 同主族元素從上到下，非金屬元素單質(zhì)的氧化性逐漸減弱，對(duì)應(yīng)陰離子的還原性逐漸增強(qiáng)；金屬元素單質(zhì)的還原性逐漸增強(qiáng)，對(duì)應(yīng)陽離子的氧化性逐漸減弱。

② 同周期元素從左到右，非金屬元素單質(zhì)的還原性逐漸減弱，氧化性逐漸增強(qiáng)。對(duì)應(yīng)陽離子的氧化性逐漸增強(qiáng)，陰離子的還原性逐漸減弱。

（4）根據(jù)金屬活動(dòng)順序和非金屬活動(dòng)順序判斷

① 金屬活動(dòng)順序表：

K  Ba  Ca  Na  Mg  Al  Mn  Zn  Fe  Sn  Pb  (H)  Cu  Hg  Ag  Pt  Au

在水溶液中，從前到后，金屬單質(zhì)的還原性逐漸減弱，對(duì)應(yīng)金屬陽離子的氧化性逐漸增強(qiáng)（如：Ag+ > Hg2+ > Fe3+ > Cu2+ > H+ > Fe2+）。

② 非金屬活動(dòng)的一般順序：F2 > Cl2 > O2 > Br2 > I2 > S。

在水溶液中，單質(zhì)的氧化性越強(qiáng)，其對(duì)應(yīng)的陰離子的還原性越弱。即從前到后，非金屬單質(zhì)的氧化性逐漸減弱，對(duì)應(yīng)陰離子的還原性逐漸增強(qiáng)。

（5）通過同條件下的反應(yīng)產(chǎn)物比較

如：2Fe＋3Cl2 點(diǎn)燃 2FeCl3，3Fe＋2O2 點(diǎn)燃 Fe3O4，F(xiàn)e＋S 點(diǎn)燃 FeS。

可得出氧化性：Cl2 > O2 > S。

（6）由反應(yīng)條件的難比較

① 不同的氧化劑與同一還原劑反應(yīng)，反應(yīng)條件越容易，氧化劑的氧化性越強(qiáng)。

如：鹵素單質(zhì)與H2的反應(yīng)，按F-Cl-Br-I順序反應(yīng)越來越難，F(xiàn)2 > Cl2 >  Br2 > I2。

② 不同的還原劑與同一氧化劑反應(yīng)，反應(yīng)條件越容易，還原劑的還原性越強(qiáng)。

如：金屬與水的反應(yīng)，按Na-Mg-Al-Fe順序反應(yīng)越來越難，Na > Mg > Al > Fe。

（7）通過價(jià)態(tài)的比較

對(duì)同一元素而言：價(jià)態(tài)越高，氧化性越強(qiáng)，如Fe < Fe2+ < Fe3+；

                            價(jià)態(tài)越低，還原性越強(qiáng)，如S2- > S > SO2。

（特例：氧化性HClO > HClO2 > HClO3 > HClO4，這與酸的穩(wěn)定性有關(guān)。）

（8）根據(jù)原電池的電極反應(yīng)判斷

還原性：負(fù)極發(fā)生氧化反應(yīng)，正極發(fā)生還原反應(yīng)。負(fù)極 > 正極。

（9）某些物質(zhì)的氧化性、還原性與濃度、溫度、酸堿度有關(guān)

濃度、溫度：如MnO2只與熱的濃鹽酸反應(yīng)生成Cl2，不與稀鹽酸反應(yīng)；再如硝酸具有強(qiáng)氧化性，且硝酸越濃其氧化性越強(qiáng)。

酸堿度：如KClO3能將鹽酸中的Cl-氧化成Cl2，而不能將NaCl中的Cl-氧化。

5．氧化還原反應(yīng)方程式的配平

化合價(jià)升降（或電子轉(zhuǎn)移）總數(shù)相等是配平氧化還原反應(yīng)方程式的依據(jù)。

① 標(biāo)：正確標(biāo)出反應(yīng)前后價(jià)態(tài)變化的元素的化合價(jià)；

② 等：求最小公倍數(shù)以使化合價(jià)升降數(shù)值相等；

③ 定：確定氧化劑與還原劑、氧化產(chǎn)物與還原產(chǎn)物的系數(shù)；

④ 平：根據(jù)原子守恒規(guī)律，用觀察法配平其他物質(zhì)的系數(shù)；

⑤ 查：檢查是否符合原子守恒和電子守恒。

注意：若需要標(biāo)出電子轉(zhuǎn)移方向和數(shù)目時(shí)，箭頭必須由還原劑指向氧化劑，箭頭兩端對(duì)準(zhǔn)得失電子的元素，并在箭頭的上方標(biāo)出轉(zhuǎn)移電子總數(shù)。

6．有關(guān)離子反應(yīng)的概念

（1）電解質(zhì)和非電解質(zhì)

電解質(zhì)和非電解質(zhì)的區(qū)別：在水溶液里或熔化狀態(tài)下能否導(dǎo)電不是本質(zhì)的區(qū)別，本質(zhì)區(qū)別是在水分子或熱能的作用下能否離解成自由移動(dòng)的陰陽離子，即是否電離。電解質(zhì)能電離，非電解質(zhì)不能電離。

（2）強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)

強(qiáng)電解質(zhì)：在水溶液中或熔化狀態(tài)下全部電離成離子的電解質(zhì)。非電解質(zhì)：在水溶液中或熔化狀態(tài)下只一部分電離成離子的電解質(zhì)。

強(qiáng)弱電解質(zhì)的電離，用不同的電離方程式表示。

（3）電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性

① 電解質(zhì)導(dǎo)電的原因：陰、陽離子的定向移動(dòng)。

② 電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力：離子濃度越大，離子的電荷數(shù)越多，導(dǎo)電能力越強(qiáng)。

③ 導(dǎo)電的實(shí)質(zhì)：

A．內(nèi)因：電解質(zhì)在一定條件（水或加熱）下離解出自由移動(dòng)的離子；

B．外因：電解質(zhì)溶液與電源構(gòu)成閉合回路；

C．結(jié)果：陰、陽離子定向移動(dòng)，分別在陽極（與電源正極相連）和陰極（與電源負(fù)極相連）失去和得到電子而被氧化和還原。

7．離子反應(yīng)

（1）離子反應(yīng)：化合物在溶液里或熔化狀態(tài)下，有離子參加或生成的反應(yīng)。

（2）離子反應(yīng)的條件（類型）

溶液中進(jìn)行的復(fù)分解反應(yīng)：生成難溶物、難電離物或易揮發(fā)物；有離子參加的氧化還原反應(yīng)；電解質(zhì)在水溶液中進(jìn)行的配位反應(yīng)。

8．離子方程式

（1）離子方程式及其意義：用實(shí)際參加反應(yīng)的離子的符號(hào)表示離子反應(yīng)的式子叫做離子方程式。它不僅可表示一定物質(zhì)間的反應(yīng)，而且可表示所有同一類型的離子反應(yīng)，能反映出化學(xué)反應(yīng)的實(shí)質(zhì)。

（2）離子方程式的書寫一般為四個(gè)步驟：寫、拆、刪、查。

這四步中，“寫”是基礎(chǔ)，“拆”是關(guān)鍵，“刪”是途徑，“查”是保證。

① 寫出正確的化學(xué)反應(yīng)方程式，并配平。

② 把在反應(yīng)條件下完全電離的物質(zhì)拆寫成離子形式。

③ 刪去方程式兩邊不參加反應(yīng)的離子。

④ 檢查方程式兩邊是否遵守質(zhì)量守恒、電荷守恒和電子守恒。

書寫熟練時(shí)可一步完成。在拆分時(shí)應(yīng)注意以下幾點(diǎn)，以便做出準(zhǔn)確判斷。

① 只有易溶且易電離的物質(zhì)寫成離子，其余都不能寫成離子。

② 微溶物作反應(yīng)物，若是澄清溶液寫成離子，若是濁液寫成原化學(xué)式；作為生成物，一般寫成原化學(xué)式。

③ 離子反應(yīng)通常是在水溶液中進(jìn)行的，所以非水溶液中的反應(yīng)，一般不寫成離子方程式（熔化狀態(tài)下進(jìn)行的離子反應(yīng)可寫成離子方程式）。

④ 在水溶液中，硫酸氫根離子完全電離，所以寫成氫離子和硫酸根；而多元弱酸的酸式根離子由于電離程度小，所以寫成酸式根離子。

⑤ 操作順序或反應(yīng)物相對(duì)量不同時(shí)離子方程式也可能不同。

（3）離子方程式正誤判斷

① 是否符合反應(yīng)事實(shí)。

② 化學(xué)式的書寫是否正確，該寫離子的寫離子，該寫分子的寫分子。

③ 原子是否守恒、凈電荷是否守恒。

④ 是否漏寫離子反應(yīng)、離子的配比數(shù)是否正確。

⑤ 沉淀符號(hào)、氣體符號(hào)、可逆符號(hào)是否正確。

注意：電解質(zhì)溶液中的反應(yīng)，其本質(zhì)是離子之間的反應(yīng)。而離子方程式所所反映的是物質(zhì)在溶液中存在的主要形式，不一定是真實(shí)參與反應(yīng)的離子。

9．離子共存問題

溶液中離子大量共存是指離子濃度均相當(dāng)大，若離子間發(fā)生反應(yīng)使離子濃度有些降低，也就是離子不能大量共存。離子能否大量共存可以從以下幾點(diǎn)來判斷。

① 發(fā)生復(fù)分解反應(yīng)（生成難溶/微溶、氣體、難電離的物質(zhì)）的離子不能大量共存。

② 發(fā)生氧化還原反應(yīng)的離子不能大量共存。

③ 發(fā)生雙水解反應(yīng)的離子不難大量共存。

④ 發(fā)生配位反應(yīng)的離子不能大量共存。

⑤ 有無隱蔽條件，如無色透明、強(qiáng)酸性、強(qiáng)堿性等。

10．熱化學(xué)方程式

（1）物理過程熱效應(yīng)

不同狀態(tài)物質(zhì)具有不同的能量，熱量會(huì)導(dǎo)致狀態(tài)的改變：氣態(tài) 液態(tài) 固態(tài)。

溶質(zhì)溶解的過程包括：溶質(zhì)的溶解、擴(kuò)散過程（吸熱）和溶質(zhì)的電離、水合過程（放熱），整個(gè)溶解過程的熱效應(yīng)就取決于吸熱和放熱的能量之和。常見的NaOH溶解、濃H2SO4稀釋等是放熱，NH4NO3溶解等是吸熱，NaCl溶解等熱效應(yīng)不大。

（2）化學(xué)反應(yīng)熱效應(yīng)

化學(xué)鍵的斷裂需要吸熱，化學(xué)鍵的形成需要放熱，因此通過化學(xué)鍵的鍵能可估算化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)。

表示出熱效應(yīng)的化學(xué)反應(yīng)方程式就是熱化學(xué)方程，在產(chǎn)物一方標(biāo)出熱效應(yīng)，放熱為＋Q（Q > 0），吸熱為－Q（Q > 0）。

熱化學(xué)方程式與普通方程式的區(qū)別：① 物質(zhì)需要表明狀態(tài)；② 表明反應(yīng)的熱效應(yīng)；③ 配平系數(shù)只有物質(zhì)的量的含義，即可以是分?jǐn)?shù)。

11．主要考點(diǎn)

（1）氧化還原反應(yīng)、氧化劑、還原劑、氧化產(chǎn)物、還原產(chǎn)物的判斷。

（2）計(jì)算電子轉(zhuǎn)移數(shù)目。

（3）判斷氧化劑的氧化性或還原劑的還原性的相對(duì)強(qiáng)弱。

（4）依據(jù)質(zhì)量守恒、電子守恒、凈電荷相等等解決一些計(jì)算問題。

（5）電解質(zhì)、非電解質(zhì)、強(qiáng)電解質(zhì)、弱電解質(zhì)、電解質(zhì)溶液導(dǎo)電性強(qiáng)弱的判斷。

（6）離子反應(yīng)進(jìn)行的條件、離子反應(yīng)的本質(zhì)，離子共存問題。

（7）離子方程式的書寫及正誤判斷。

（8）判斷熱化學(xué)方程式的正確性和熱效應(yīng)的大小。