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吴忠中学
高一年级
化学会考
模块训练
模块三
离子反应
【知识梳理】
一、电解质和非电解质
1、概念：在
或
能够导电的化合物叫做电解质；
在
和
不能够导电的化合物叫做非电解质。
2、电解质的分类
根据在水溶液中的电离程度，把电解质分为
和
。
1、强电解质：溶于水后能
电离的电解质。（强酸、强碱、大部分盐）
强电解质溶液中只含
。
2、弱电解质：溶于水后只能
电离的电解质。（弱酸、中强酸、弱碱、中强碱、H2O、HgCl2、Pb(CH3COO)2）
弱电解质溶液中
、
共存。
3、注意事项：
（1）电解质和非电解质都是
，单质和混合物既不是电解质也不是非电解质。
（2）电解质一定是指本身含有离子或能生成离子的化合物。有些化合物的水溶液能导电，但溶液中的离子不是它本身电离产生的，不属于电解质，而是非电解质。如CO2、SO2、SO3、NH3等，但它们与水反应生成的产物H2CO3、H2SO3、H2SO4、NH3·H2O本身能电离，是电解质。
（3）电解质是强电解质还是弱电解质与溶解性无关，某些盐如BaSO4、AgCl、CaCO3等，虽难溶于水却是强电解质。
（4）金属之所以能导电，是因为它有自由移动的
；电解质溶液之所以能导电，是因为它有自由移动的
。
（5）电解质溶液导电能力的强弱只取决于在相同条件下溶液中自由离子的浓度及其所带电荷的多少。强电解质溶液的导电能力不一定强，弱电解质溶液的导电能力不一定弱。
二、电离和电离方程式
1、电离：电解质溶解于水或熔融时离解成
的过程。（电离是自发的，不需要通电。）
2、电离方程式：表示电解质离解成自由移动的离子的式子。
3、电离方程式的书写：遵循质量守恒、电荷守恒；强电解质“
”表示，弱电解质“
”表示。
（1）强电解质：一步电离
MgCl2：
Na2SO4：
HCl：
H2SO4：
NaOH：
Ba(OH)2：
（2）多元弱酸：分步电离步步停
H2CO3：
H3PO4：
H2S：
（3）NH3·H2O：
CH3COOH：
（4）强酸对应的酸式盐可以电离出
种离子，其中
H+；弱酸对应的酸式盐可以电离出
种离子，其中
H+。
NaHSO4：
NaHCO3：
4、酸、碱、盐的定义
酸：电离时生成的
离子全部是
的化合物。
碱：电离时生成的
离子全部是
的化合物。
盐：电离时能生成
和
的化合物。
三、离子反应和离子方程式
1、离子反应：有离子参加或生成的反应。
2、离子反应发生的条件：生成(a)
(b)
(c)
。
3、离子方程式：用
表示化学反应的式子。
4、离子方程式的书写
（1）书写原则：a、以
为依据，不能凭空臆造事实上不存在的物质、离子和离子反应；b、遵守
守恒、
守恒。
（2）书写步骤：
写：写出正确的
。
拆：把易
、易
的强电解质拆写成
；把单质、氧化物、浓硫酸、
、
、
仍写成化学式；微溶物作为反应物，澄清溶液拆成
，悬浊液写
，作为生成物一律写
；氨水作为反应物写成NH3·H2O，作为生成物若有加热条件或浓度很大时写成NH3和H2O（NH3标“↑”）。
删：删去方程式两边不参与反应的
。
查：检查方程式两边各元素的
和
是否相等。
（3）注意事项：
a、固体与固体间的反应不能写离子方程式。
b、多元弱酸酸式酸根离子在离子方程式中不能拆开写。
5、离子方程式的意义：不仅可以表示
，而且还可以表示
。
四、离子共存
1、生成弱电解质、气体、难溶物或微容物不能共存。
2、隐含条件
（1）无色溶液中不能存在有色离子。
常见的有色离子：
（2）强酸性溶液中不能存在:________________________离子；强碱性溶液中不能存在:
离子;
弱酸的酸式酸根离子既不与
共存，又不与
共存。
(3)Fe3+与SCN-不能共存；
(4)发生氧化还原反应不能共存如：H+、NO3-与Fe2+、I-、S2-等还原性离子,MnO4-
与I-
，Fe3+与S2-；
模块四
氧化还原反应
【知识梳理】
一、相关概念
1、氧化还原反应的特征：
的升降。
2、氧化还原反应的实质：
的转移（得失或偏移）。
3、氧化反应：
电子（化合价
）的反应。还原反应：
电子（化合价
）的反应。
4、氧化剂：
电子的反应物，具有______性。
常见氧化剂：
还原剂：
电子的反应物，具有______性。
常见还原剂：
5、氧化产物：
剂在反应中
电子后被
形成的生成物。
还原产物：
剂在反应中
电子后被
形成的生成物。
7、四种基本反应类型与氧化反应的关系
（1）置换反应一定是氧化还原反应。
（2）复分解反应一定不是氧化还原反应。
（3）有单质参加的化合反应是氧化还原反应。
（4）有单质生成的分解反应是氧化还原反应。
8、歧化反应：（举例）
归中反应：（举例）
二、氧化还原反应的表示方法
1、双线桥法
步骤：一标变价，二画线桥，三注得失电子数。
【注意】a、箭头必须由反应物指向生成物，且两端对准同种元素。
b、在“桥”上标明电子的“得到”与“失去”，且得到与失去的电子总数必须相等。
c、得到（或失去）电子总数===化合价变化值×变价原子个数。
（1）MnO2
+
4HCl
===
MnCl2
+
Cl2↑+
2H2O
（2）CH4
+
2O2
===
CO2
+2H2O
2、单线桥法
线的起点是反应物中失去电子的原子，线的终点是反应物中得到电子的原子，线上注明电子转移的总数，不写“得到”或“失去”。
(
△
)（1）MnO2
+
4HCl
===
MnCl2
+
Cl2↑+
2H2O
（2）CH4
+
2O2
===
CO2
+2H2O
三、氧化性、还原性的强弱比较
氧化性、还原性的强弱取决于得失电子的
，而与得失电子
无关。
1、根据金属活动性顺序判断
金属活动性顺序表：
从左往右：单质的还原性越来越
，金属阳离子的氧化性越来越
。
2、根据非金属活动性顺序判断
非金属活动性顺序表：
从左往右：单质的氧化性越来越
，非金属阴离子的还原性越来越
。
3、根据化学方程式判断（强强制弱弱）
氧化剂
+
还原剂
===
还原产物
+
氧化产物
还原性：
＞
；氧化性：
＞
。
(
△
加热
)
(
△
加热
)
(
点
燃
)
(
点
燃
)4、根据被氧化或被还原程度的不同判断
例如：2Fe
+
3Cl2
===
2FeCl3，3Fe
+
2O2
===
Fe3
O4，Fe
+
S
===
FeS
氧化性：
。
(
△
)5、根据氧化还原反应进行的难易程度（反应条件）的不同判断
(
△
)例如：MnO2
+
4HCl
===
MnCl2
+
Cl2↑+
2H2O
2KMnO4
+
16HCl
===
2KCl
+
2MnCl2
+
5Cl2↑+
8H2O
氧化性：
。
6、对同一元素而言，价态越高，氧化性越强（氧化性：Fe3+＞Fe2+＞Fe）；价态越低，还原性越强（还原性：H2S＞S＞SO2）。
【特例】氧化性：HClO＞HClO2＞HClO3＞HClO4
四、氧化还原反应规律
1、守恒律
在一个氧化还原反应中，氧化剂得电子的数目等于还原剂失电子的数目，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。
2、价态律（高价氧化低价还，中间价态两边转）
元素处于最高价，只有氧化性；元素处于最低价，只有还原性；元素处于中间价态，既有氧化性又有还原性。
3、强弱律
在一个氧化还原反应中，各物质的氧化性强弱为氧化剂强于氧化产物，强于还原剂；还原性强弱为还原剂强于还原产物，强于氧化剂。
4、归中律
同种元素不同价态之间发生氧化还原反应：高价态+低价态→中间价态，也可归纳为“只靠拢不相交”；同种元素相邻价态间不发生氧化还原反应。
5、优先律
一种氧化剂（或还原剂）与多种还原剂（或氧化剂）相遇时，总是按照还原性（氧化性）的强弱顺序先后被氧化（或被还原）。
五、氧化还原反应的配平
1、
K2Cr2O7
+
HCl
→
KCl
+
CrCl3
+
Cl2↑+
H2O
2、
H2S
+
SO2
→
S↓+
H2O
相信自己
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