化学笔记（离子反应和氧化还原反应）离子方程式(1)概念：用实际参加反应的离子符号表示离子反应的式子叫做离子方程式离子方程式的书写步骤：①“写”，写化学方程式。
②“拆”，把易溶于水且易电离的物质写成离子形式，其他物质写化学式：如单质、沉淀、气体、难电离物质、氧化物等。
③“删”，删去两边没反应的离子。
④“查”，检查方程式两边各元素原子个数和电荷数是否守恒。
应该改写成离子形式的物质：易溶于水、易电离的物质a、强酸：HCl、H2SO4、HNO3等；b、强碱：KOH、NaOH、Ba(OH)2。
Ca(OH)2是微溶物，一般在反应物中存在于溶液中，写成离子形式，而为生成物时一般是沉淀，写沉化学式。
c、可溶性盐：请学生课后复习溶解性表。
仍用化学式表示的物质：a、难溶的物质：Cu(OH)2、BaSO4、AgCl 等b、难电离的物质：弱酸、弱碱、水。
c、气体：H2S、CO2、SO2等d、单质：H2、Na、I2等e、氧化物：Na2O、Fe2O3等注：弱酸的酸式盐的酸根离子不能拆开写。
例：NaHCO3溶液和稀盐酸反应：HSO4- 是强酸的酸式酸根，要拆开复分解型离子反应发生的条件离子反应的实质就是通过反应使溶液中某些离子的浓度明显减小的过程。
离子反应的特点：离子反应总是向着某种离子浓度减小的方向进行。
条件之一：有沉淀生成（难溶物质）条件之二：有挥发性物质生成（放出气体）条件之三：有难电离物质生成（弱酸、弱碱、H2O）离子方程式正误判断1．符合反应的客观事实。
如铁与稀盐酸反应：2．物质可否拆写成离子形式？3．遵循质量守恒和电荷守恒原理。
如铝和盐酸反应：4．阴、阳离子配比。
如氢氧化钡溶液与稀硫酸反应：5．定性中有定量，如“足量”、“少量”等。
例：1、少量烧碱滴入Ca(HCO3)2溶液Ca2++HCO3-+OH-==CaCO3↓+H2O。
2、足量烧碱滴入Ca(HCO3)2溶液Ca2++2HCO3-+2OH-==CaCO3↓+CO32-+2H2O。
6．是否漏写离子等。
小结：离子方程式正误判断的关键（三看）1看反应的可能性：是否符合事实2看反应环境：是否在溶液中进行3看物质的溶解性（四查）1化学符号书写正误，拆的问题2 “＝”、“↑、↓”是否运用恰当3质量守恒和电荷守恒4电子得失总数是否相等(1)离子方程式的意义:①揭示了离子反应的实质。
②不仅可表示一定物质间的某个反应，且可表示所有同一类型的离子反应。
四、离子共存问题：1、溶液中若离子间符合下列任一条件就会发生离子反应，离子间便不能大量共存。
⑴生成难溶物或微溶物：如：Ba2+与CO32-、Ca2+与SO42-等⑵生成气体或挥发性物质：NH4+与OH-、H+与CO32-、HCO3-、S2-、HS-、SO32-、HSO3-⑶生成弱酸、弱碱、水：H+与CH3COO-、CO32-、S2-、SO32-生成弱酸；H+与OH-生成水2、弱酸根阴离子、弱酸酸式酸根阴离子不可与Ｈ＋大量共存。
如：CO32-、SO32-、CH3COO－、HSO3－、HPO42- HCO3-、HS-、H2PO4-、SiO32-等不可与H+大量共存。
3、弱碱根阳离子、酸式酸根离子不可以与ＯＨ－大量共存。
例：NH4+,Cu2+,Fe2+,Al3+,Mg2+,Ag+，HCO3－,HSO3－,HPO42-等不可与OH－大量共存。
4、发生氧化还原反应：氧化性离子(如Fe3+)与还原性离子(如S2-、I-等)不能大量共存。
2、附加隐含条件的应用规律：⑴溶液无色透明时，没有有色离子。
常见的有色离子：Cu2+（蓝）、Fe3+（黄）、Fe2+（绿）、MnO4-（紫）等⑵强碱性（PH>7）溶液中不存在与OH-反应的离子。
（3）强酸性（PH<7）溶液中不存在与H+反应的离子。
⑶强酸性溶液中肯定不存在与H+反应的离子。
⑷所有的弱酸的酸式酸根（如HCO3-、HSO3-、HS-、H2PO4-、HPO42-等）既不能跟H+又不能跟OH-大量共存。
(1)“不共存”情况归纳①离子之间相互结合呈沉淀析出时不能大量共存。
如形成BaS04、CaS04、H2Si03、Ca(OH)2、MgS03、MgC03、 PbCl2、Ag2S04等。
②离子之间相互结合呈气体逸出时不能大量共存，如：H+与S2-、HCO3-、SO32-、HSO3-和OH-与NH4+等，由于逸出H2S、C02、S02、NH3等气体或S2-变成HS-，CO32-变成HCO3-而不能大量共存。
③离子之间相互结合成弱电解质时不能大量共存。
如：H+与CH3COO-、OH-、PO43-等离子，由于生成 CH3COOH、H20、HPO42-、H2PO4-、H3P04而不能大量共存。
④离子之间发生双水解析出沉淀或逸出气体时不能大量共存，如Al3+与AlO2-、Fe3+与HCO3-、Al3+与HS-、S2-、HCO3-、CO32-等离子。
⑤离子之间发生氧化还原反应时不能大量共存，如：Fe3+与S2-、Fe3+与I-等。
(2)离子在酸性或城性溶液中存在情况的归纳。
①某些弱碱金屑阳离子，如：Zn2+、Fe3+、Fe2+、 Cu2+、Al3+、NH4+、Pb2+、Ag+等。
在水溶液中发生水解，有OH-则促进水解生成弱碱或难溶的氢氧化物。
故上述离子可和H+(在酸性溶液中)大量共存，不能与OH-(在碱性溶液中)共存。
但有NO3-存在时的酸性溶液，Fe2+等还原性离子不与之共存。
②某些弱酸的酸式酸根离子，如HCO3-、HS-等可和酸发生反应，由于本身是酸式酸根，故又可与碱反应，故此类离子与H+和OH-都不能共存。
③某些弱酸的阴离子，如：CH3COO-、S2-、CO32-、PO43-、AlO2-、SO32-、ClO-、SiO32-—等离子在水溶液中发生水解，有H‘则促进其水解，生成难电离的弱酸或弱酸的酸式酸根离子。
所以这些离子可和OH-(在碱性溶液中)大量共存，不能与H+(在酸性溶液中)大量共存。
④强酸的酸根离子和强碱的金属阳离子，如：Cl-、Br-、I-、SO42-、NO3-、K+、Na+等离子，因为在水溶液中不发生水解，所以不论在酸性或碱性溶液中都可以大量共存。
但SO42-与Ba2+不共存。
分析：“共存”问题，还应考虑到题目附加条件的影响，如溶液的酸碱性、PH值、溶液颜色、水的电离情况等。
溶解度口诀：钾钠硝铵溶水快硫酸盐除钡银钙氯里不溶银亚汞碱里还溶钡和钙其他物质沉水快氧化还原氧化还原反应是在反应前后元素的化合价具有相应的升降变化的化学反应。
在反应过程中有元素化合价变化的化学反应叫做氧化还原反应。
这种反应可以理解成由两个半反应构成，即氧化反应和还原反应。
此类反应都遵守电荷守恒。
在氧化还原反应里，氧化与还原必然以等量同时进行。
两者可以比喻为阴阳之间相互依靠、转化、消长且互相对立的关系氧化还原反应氧化还原反应实质：发生了电子的转移。
(即在离子化合物中是电子的得失，在共对于不属于上述四种基本反应类型的化学反应，有属于氧化还原反应的（例如一氧化碳还原氧化铜），也有不属于氧化还原反应的（例如氧气在一定条件下反应变成臭氧）氧化反应：还原剂（反应物）→失电子或共用电子对偏离→化合价升高→被氧化→发生氧化反应→生成氧化产物还原反应：氧化剂（反应物）→得电子或共用电子对偏向→化合价降低→被还原→发生还原反应→生成还原产物氧化还原反应的具体规律是：1．守衡律：氧化还原反应中，得失电子总数相等，化合价升降总值守衡2．强弱律：反应中满足：氧化性：氧化剂>氧化产物。
还原性：还原剂>还原产物3．价态律：元素处于最高价态，只具有氧化性；元素处于最低价态，只具有还原性；处于中间价态，既具氧化性，又具有还原性。
4．转化律：同种元素不同价态间发生归中反应时，元素的化合价只接近而不交叉，最多只能达到同种价态5．优先律：在同一氧化还原反应中，氧化剂遇多种还原剂时，先和最强还原剂反应对于绝大多数氧化还原反应，还原剂的还原性大于还原产物的还原性，氧化剂的氧化性大于氧化产物的氧化性。
根据氧化剂跟还原剂的反应方式，氧化还原反应一般可以分成三种类型：分子间的氧化还原反应、分子内的氧化还原反应和自身氧化还原反应。
（1）分子间的氧化还原反应这是一种最普遍的氧化还原反应。
反应中，电子的得失或电子对的偏移发生在两种不同物质的分子之间。
（2）分子内的氧化还原反应在这类反应中，电子的转移发生在同一分子内的不同原子之间。
（3）自身氧化还原反应在这类反应中，电子的转移发生在同一分子里的同种价态、同种元素的原子上。
这种反应又称为歧化反应。
例如：在氧化还原反应的方程式里，有的箭号不跨过等号（又称单线桥），有的箭号跨过了等号（又称双线桥）。
在许多书刊上，这两种表示方法都有采用。
箭号不跨过等号的，一般用于表示电子转移的方向和数目，它表明了多少个电子从还原剂中某元素的原子转移给氧化剂中某元素的原子，电子数前不用标出“得到”或“失去”。
箭号跨过了等号的，一般用于表示发生氧化还原的元素本身得、失电子的变化，在电子数前要标明“得到”还是“失去”。
这两种方法，仅仅是表示形式不同，它们都是用于表示氧化还原反应中电子得失（或转移）情况的。
一般来说，同一反应中还原产物的还原性比还原剂弱，氧化产物的氧化性比氧化剂弱，这就是所谓“强还原剂制弱还原剂，强氧化剂制弱氧化剂”。
总结：氧化剂发生还原反应，得电子，化合价降低，有氧化性，被还原，生成还原产物。
还原剂发生氧化反应，失电子，化合价升高，有还原性，被氧化，生成氧化产物。
记法1：氧化还原不可分，得失电子是根本。
失电子者被氧化，得电子者被还原。
失电子者还原剂，得电子者氧化剂。
氧化剂还原剂，相依相存永不离。
记法2：升高、失去、被氧化、氧化反应、还原剂，降低、得到、被还原、还原反应、氧化剂。
记法3：升失氧，降得还。
若问剂，两相反。
记法4：升失氧，降得还，剂相反。
解释“剂”指氧化剂与还原剂。
a、常见的氧化剂(1) 活泼的非金属单质：O2、Cl2、Br2 (2) 含高价金属阳离子的化合物：FeCl3(3) 含某些较高化合价元素的化合物：浓H2SO4、HNO3、KMnO4、MnO2b、常见的还原剂： (1) 活泼或或较活泼的金属：K、Ca、Na、Al、Mg、Zn (按金属活动性顺序，还原性递减) (2) 含低价金属阳离子的化合物：Fe2＋(3) 某些非金属单质：C、H2(4) 含有较低化合价元素的化合物：HCl 、H2S、HI、KIc、判断氧化剂或还原剂强弱的依据i. 根据方程式氧化性：氧化剂>氧化产物还原性：还原剂>还原产物ii．根据反应条件判断当不同氧化剂作用于同一还原剂时，如氧化产物价态相同，可根据反应条件的难易来进行判断，如：4HCl（浓）+MnO2= MnCl2+2H2O+Cl2↑16HCl（浓）+2KMnO4=2KCl+2MnCl2+8H2O+5Cl2↑易知氧化性：KMnO4>MnO2。