——化學反應及其能量變化瀟整理2014學業*** 217400566
1．氧化還原反應
[氧化還原反應] 有電子轉移(包括電子的得失和共用電子對的偏移)或有元素化合價公升降的反應．如2na+ c12＝2nacl(有電子得失)、h2+ c12＝2hcl(有電子對偏移)等反應均屬氧化還原反應。
氧化還原反應的本質是電子轉移(電子得失或電子對偏移)。
[氧化還原反應的特徵] 在反應前後有元素的化合價發生變化．根據氧化還原反應的反應特徵可判斷乙個反應是否為氧化還原反應．某一化學反應中有元素的化合價發生變化，則該反應為氧化還原反應，否則為非氧化還原反應。
[氧化劑與還原劑]
氧化劑與還原劑的相互關係
重要的氧化劑和還原劑：
(1)所含元素的化合價處在最**的物質只能得到電子，只具有氧化性，只能作氧化劑(注：不一定是強氧化劑)。重要的氧化劑有：
①活潑非金屬單質，如x2(鹵素單質)、o2、o3等。②所含元素處於**或較**時的氧化物，如mno2、no2、pbo2等。③所含元素處於**時的含氧酸，如濃h2so4、hno3等．④所含元素處於**時的鹽，如kmno4、kclo3、k2cr2o7等．⑤金屬陽離子等，如fe3＋、cu2＋、ag＋、h＋等．⑥過氧化物，如na2o2、h2o2等．⑦特殊物質，如hclo也具有強氧化性．
(2)所含元素的化合價處在最低價的物質只能失去電子，只具有還原性，只能作還原劑(注：不一定是強還原劑)．重要的還原劑有：
①活潑金屬單質，如na、k、ca、mg、al、fe等．②某些非金屬單質，如c、h2、si等．③所含元素處於低價或較低價時的氧化物，如co、so2等．④所含元素處於低價或較低價時的化合物，如含有、、、、的化合物h2s、na2s、h2so3、na2so3、hi、hbr、feso4、nh3等．
(3)當所含元素處於中間價態時的物質，既有氧化性又有還原性，如h2o2、so2、fe2＋等．
(4)當一種物質中既含有**態元素又含有低價態元素時，該物質既有氧化性又有還原性．例如，鹽酸(hcl)與zn反應時作氧化劑，而濃鹽酸與mno2共熱反應時，則作還原劑．
[氧化還原反應的分類]
(1)不同反應物間的氧化還原反應．
①不同元素間的氧化還原反應．
例如：mno2+ 4hcl(濃) mncl2+ c12↑+ 2h2o 絕大多數氧化還原反應屬於這一類．
②同種元素間的氧化還原反應．
例如：2h2s+ so2＝3s+ 2h2o kclo3+ 6hcl(濃)＝kcl+ 3c12↑+ 3h2o
在這類反應中，所得氧化產物和還原產物是同一物質，這類氧化還原反應又叫歸中反應．
(2)同一反應物的氧化還原反應．
①同一反應物中，不同元素間的氧化還原反應．例如：2kclo32kcl+ 3o2↑
②同一反應物中，同種元素不同價態間的氧化還原反應．例如：nh4no3n2o↑+ 2h2o
③同一反應物中，同種元素同一價態間的氧化還原反應．例如：
c12+ 2naoh＝nacl+ naclo+ h2o3no2+ h2o＝2hno3+ no
在這類反應中，某一元素的化合價有一部分公升高了，另一部分則降低了．這類氧化還原反應又叫歧化反應．
[氧化還原反應與四種基本反應型別的關係] 如右圖所示．由圖可知：置換反應都是氧化還原反應；復分解反應都不是氧化還原反應，化合反應、分解反應不一定是氧化還原反應．
[氧化還原反應中電子轉移的方向、數目的表示方法]
(1)單線橋法．表示在反應過程中反應物裡元素原子間電子轉移的數目和方向．用帶箭頭的連線從化合價公升高的元素開始，指向化合價降低的元素，再在連線上方標出電子轉移的數目．
在單線橋法中，箭頭的指向已經表明了電子轉移的方向，因此不能再**橋上寫「得」、「失」字樣．
(2)雙線橋法．表示在反應物與生成物裡，同一元素原子在反應前後電子轉移的數目和方向．在氧化劑與還原產物、還原劑與氧化產物之間分別用帶箭頭的連線從反應前的有關元素指向反應後的該種元素，並在兩條線的上、下方分別寫出「得」、「失」電子及數目．例如：
[氧化還原反應的有關規律]
(1)氧化性、還原性強弱判斷的一般規律．
氧化性、還原性的強弱取決於得失電子的難易；而與得失電子數的多少無關．
①金屬活動性順序表．金屬的活動性越強，金屬單質(原子)的還原性也越強，而其離子的氧化性越弱．如還原性：mg>fe>cu>ag；氧化性：ag＋>cu2＋>fe2＋>mg2＋
②同種元素的不同價態．
特殊情況；氯的含氧酸的氧化性順序為：hclo>hclo3>hclo4．
⑧氧化還原反應進行的方向．一般而言，氧化還原反應總是朝著強氧化性物質與強還原性物質反應生成弱氧化性物質與弱還原性物質的方向進行．在乙個給出的氧化還原反應方程式中，氧化劑和氧化產物都有氧化性，還原劑和還原產物都有還原性，其氧化性、還原性的強弱關係為：
氧化性：氧化劑＞氧化產物； 還原性：還原劑＞還原產物
反之，根據給出的物質的氧化性、還原性的強弱，可以判斷某氧化還原反應能否自動進行．
④反應條件的難易．不同的氧化劑(還原劑)與同一還原劑(氧化劑)反應時，反應越易進行，則對應的氧化劑(還原劑)的氧化性(還原性)越強，反之越弱．
⑤濃度．同一種氧化劑(或還原劑)，其濃度越大，氧化性(或還原性)就越強．
⑥h＋濃度．對於在溶液中進行的氧化還原反應，若氧化劑為含氧酸或含氧酸鹽，則溶液中h＋濃度越大，其氧化性就越強．
(2)氧化還原反應中元素化合價的規律．
①一種元素具有多種價態時，處於最**態時只具有氧化性，處於最低價態時只具有還原性，而處於中間價態時則既有氧化性又具有還原性．但須注意，若一種化合物中同時含最**態元素和最低價態元素時，則該化合物兼有氧化性和還原性，如hcl．
②價態不相交規律．同種元素不同價態間相互反應生成兩種價態不同的產物時，化合價公升高與化合價降低的值不相交，即**態降低後的值一定不低於低價態公升高後的值，也可歸納為「價態變化只靠攏、不相交」．所以，同種元素的相鄰價態間不能發生氧化還原反應；同種元素間隔中間價態，發生歸中反應．
(3)氧化還原反應中的優先規律：當一種氧化劑(還原劑)同時與多種還原劑(氧化劑)相遇時，該氧化劑(還原劑)首先與還原性(氧化性)最強的物質發生反應，而只有當還原性(氧化性)最強的物質反應完後，才依次是還原性(氧化性)較弱的物質發生反應．
(4)電子守恆規律．在任何氧化還原反應中，氧化劑得到的電子總數等於還原劑失去的電子總數(即氧化劑化合價公升高的總數等於還原劑化合價降低的總數)．這一點也是氧化還原反應配平的基礎。
2．離子反應
[離子反應]有離子參加或有離子生成的反應，都稱為離子反應．離子反應的本質、型別和發生的條件：
(1)離子反應的本質：反應物中某種離子的濃度減小．
(2)離子反應的主要型別及其發生的條件：
①離子互換(復分解)反應．具備下列條件之一就可以使反應朝著離子濃度減小的方向進行，即離子反應就會發生．
a．生成難溶於水的物質．如：cu2＋+ 2oh－＝cu(oh)2↓
注意：當有關離子濃度足夠大時，生成微溶物的離子反應也能發生．如：
2ag＋+ so42—＝ag2so4ca2＋+ 2oh－＝ca(oh)2↓
或者由微溶物生成難溶物的反應也能生成．如當石灰乳與na2co3溶液混合時，發生反應：
ca(oh)2 + co32—＝caco3↓+ 2oh－
b．生成難電離的物質(即弱電解質)．如：h＋+ oh－＝h2o h＋+ ch3coo－＝ch3cooh
c．生成揮發性物質(即氣體)．如：co32－+ 2h＋＝co2↑+ h2o nh4＋+ oh－nh3↑+ h2o
● ②離子間的氧化還原反應．由強氧化劑與強還原劑反應，生成弱氧化劑和弱還原劑，即反應朝著氧化性、還原性減弱的方向進行．例如：
fe + cu2＋＝fe2＋+ cu cl2 + 2br－＝2c1－+ br2
2mno4－+ 16h＋+ 10c1－＝2mn2＋+ 5c12↑+ 8h2o
書寫離子方程式時應注意的問題：
(1)電解質在非電離條件下(不是在水溶液中或熔融狀態)，雖然也有離子參加反應，但不能寫成離子方程式，因為此時這些離子並沒有發生電離．如nh4cl固體與ca(oh)2固體混合加熱製取氨氣的反應、濃h2so4與固體(如nacl、cu等)的反應等，都不能寫成離子方程式．相反，在某些化學方程式中，雖然其反應物不是電解質或強電解質，沒有大量離子參加反應，但反應後產生了大量離子，因此，仍可寫成離子方程式．如na、na2o、na2o2、so3、cl2等與h2o的反應．
(2)多元弱酸的酸式鹽，若易溶於水，則成鹽的陽離子和酸根離子可拆開寫成離子的形式，而酸根中的h＋與正鹽陰離子不能拆開寫．例如nahs、ca(hco3)2等，只能分別寫成na＋、hs－和ca2＋、hco3－等酸式酸根的形式．
(3)對於微溶於水的物質，要分為兩種情況來處理：
①當作反應物時？，微溶物要保留化學式的形式，不能拆開．
②當作反應物時，若為澄清的稀溶液，應改寫為離子形式，如澄清石灰水等；若為濁液或固體，要保留化學式的形式而不能拆開，如石灰乳、熟石灰等．
(4)若反應物之間由於物質的量之比不同而發生不同的反應，即反應物之間可發生不止乙個反應時，要考慮反應物之間物質的量之比不同，相應的離子方程式也不同．例如，向naoh溶液中不斷通入co2氣體至過量，有關反應的離子方程式依次為： co2+ 2oh—＝co32—+ h2o（co2適量）
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