【文章內(nèi)容簡介】 屬氧化物。 固體和液體反應(yīng)： C 和水蒸氣的反應(yīng)： Fe 和水蒸氣的反應(yīng)。氣體和液體： CO和水蒸氣。 C＋ D＋ E：濃煙酸和 MnO2 反應(yīng)制備氯氣：濃硫酸和 C， Cu， Fe 的反應(yīng)，濃硝酸和 C的反應(yīng)。實驗室制備氨氣。 六、常見的重要氧化劑、還原劑 既可作氧化劑又可作還原劑的有： S、 SO3 HSO H2SO SO NO Fe2+等，及含 CHO的有機物 七、反應(yīng)條件對氧化－還原反應(yīng)的影響． 1．濃度：可能導(dǎo)致反應(yīng) 能否進行或產(chǎn)物不同 8HNO3(稀 )＋ 3Cu==2NO↑＋ 2Cu(NO3)2＋ 4H2O 4HNO3(濃 )＋ Cu==2NO2↑＋ Cu(NO3)2＋ 2H2O S+6HNO3(濃 )===H2SO4+6NO2↑+2H2O 3S+4 HNO3(稀 )===3SO2+4NO↑+2H2O 2．溫度：可能導(dǎo)致反應(yīng)能否進行或產(chǎn)物不同 冷、稀 4 Cl2+2NaOH=====NaCl+NaClO+H2O 高溫 3Cl2+6NaOH=====5NaCl+NaClO3+3H2O 7 3．溶液酸堿性 . 2S2 ＋ SO32＋ 6H+＝ 3S↓＋ 3H2O 5Cl＋ ClO3＋ 6H+＝ 3Cl2↑＋ 3H2O S SO32， Cl、 ClO3在酸性條件下均反應(yīng)而在堿性條件下共存 . Fe2+與 NO3共存 ,但當酸化后即可反應(yīng) .3Fe2+＋ NO3＋ 4H+＝ 3Fe3+＋ NO↑＋2H2O 一般含氧酸鹽作氧化劑時 ,在酸性條件下 ,氧化性比在中性及堿性環(huán)境中強 .故酸性 KMnO4溶液氧化性較 強 . 4．條件不同，生成物則不同 點燃點燃 2P＋ 3Cl2===2PCl3(Cl2不足 ) ； 2P＋ 5Cl2===2 PCl5(Cl2充足 ) 點燃點燃 2H2S＋ 3O2===2H2O＋ 2SO2(O2充足 ) ； 2H2S＋ O2===2H2O＋2S(O2不充足 ) 緩慢氧化點燃 4Na＋ O2=====2Na2O 2Na＋ O2===Na2O2 CO2 適量 Ca(OH)2＋ CO2====CaCO3↓＋ H2O ； Ca(OH)2＋ 2CO2(過量 )==Ca(HCO3)2 點燃點燃 C＋ O2===CO2(O2充足 ) ； 2 C＋ O2===2CO (O2不充足 ) 8HNO3( 稀 ) ＋ 3Cu==2NO↑＋ 2Cu(NO3)2＋ 4H2O 4HNO3( 濃 ) ＋Cu==2NO2↑＋ Cu(NO3)2＋ 2H2O AlCl3＋ 3NaOH==Al(OH)3↓＋ 3NaCl ； AlCl3＋ 4NaOH(過量 )==NaAlO2＋ 2H2O NaAlO2＋ 4HCl(過量 )==NaCl＋ 2H2O＋ AlCl3 NaAlO2＋ HCl＋H2O==NaCl＋ Al(OH)3↓ Fe＋ 6HNO3(熱、 濃 )==Fe(NO3)3＋ 3NO2↑＋ 3H2O Fe＋ HNO3(冷、濃 )→(鈍化 ) Fe 不足 Fe＋ 6HNO3(熱、濃 )====Fe(NO3)3＋ 3NO2↑＋ 3H2O Fe 過量 Fe＋ 4HNO3(熱、濃 )====Fe(NO3)2＋ 2NO2↑＋ 2H2O Fe 不足 Fe 過量 1 Fe＋ 4HNO3(稀 )====Fe(NO3)3＋ NO↑＋ 2H2O 3Fe＋8HNO3(稀 ) ====3Fe(NO3)3＋ 2NO↑＋ 4H2O 1 C2H5OH CH2 =CH2↑＋ H2O C2H5－ OH＋ HO－ C2H5 C2H5－ O－ C2H5＋ H2O 170℃ 140℃ FeCl 13 、 ＋ Cl2 → ＋ HCl 光 3Cl2→ （六氯環(huán)已烷） H2O 醇 1 C2H5Cl＋ NaOH→ C2H5OH＋ NaCl C2H5Cl＋ NaOH→CH2＝ CH2↑＋ NaCl＋ H2O 1 6FeBr2＋ 3Cl2（不足） ==4FeBr3＋ 2FeCl3 2FeBr2＋ 3Cl2（過量） ==2Br2＋ 2FeCl3 八、離子共存問題 離子在溶液中能否大量共存，涉及到離子的性質(zhì)及溶液酸堿性等綜合知識。凡能使溶液中因反應(yīng)發(fā)生使有關(guān)離子濃度顯著改變的均不能大量共存。如生成難溶、難電離、氣體物質(zhì)或能轉(zhuǎn)變成其它種類的離子（包括氧化一還原反應(yīng)） . 一般可從以下幾方面考慮 1．弱堿陽離子只存在于酸性較強的溶液中 .如 Fe3+、 Al3+、 Zn2+、 Cu2+、 NH4+、Ag+ 等均與 OH不能大 8 量共存 . 2．弱酸陰離子只存在于堿性溶液中。如 CH3COO、 F、 CO3 SO3 SPO4 AlO2均與 H+不能大量共存 . 3．弱酸的酸式陰離子在酸性較強或堿性較強的溶液中均不能大量共存 .它們遇強酸（ H+）會生成弱酸分子；遇強堿（ OH）生成正鹽和水 . 如： HSO HCOHS、 H2PO HPO42等 4．若陰、陽離子能相互結(jié)合生成難溶或微溶性的鹽，則不能大量共存 . 如： Ba2+、 Ca2+與 CO3 SO3 PO4 SO42等； Ag+與 Cl、 Br、 I 等；Ca2+與 F， C2O42 等 5．若陰、陽離子發(fā)生雙水解反應(yīng)，則不能大量共存 . 如： Al3+與 HCO CO3 HS、 S AlO ClO、 SiO32等 Fe3+與 HCO CO3 AlO ClO、 SiO3 C6H5O等； NH4+與 AlOSiO3 ClO、 CO32等 6．若陰、陽離子能發(fā)生氧化一還原反應(yīng)則不能大量共存 . 如： Fe3+與 I、 S2； MnO4（ H+）與 I、 Br、 Cl、 S SO3 Fe2+等；NO3（ H+）與上述陰離子； S SO3 H+ 7．因絡(luò)合反應(yīng)或其它反應(yīng)而不能大量共存 如： Fe3+與 F、 CN、 SCN等； H2PO4與 PO43會生成 HPO42，故兩者不共存 . 九、離子方程式判斷常見錯誤及原因分析 1．離子方程式書寫的基本規(guī)律要求：（寫、拆、刪、查四個步驟來寫） （ 1）合事實：離子反應(yīng)要符合客觀事實，不可臆造產(chǎn)物及反應(yīng)。 （ 2）式正確：化學(xué)式與離子符號使用正確合理。 （ 3）號實際： ―=‖―‖―→‖―↑‖―↓‖等符號符合實際。 （ 4）兩守恒：兩邊原子數(shù)、電荷數(shù)必須守恒（氧化還原反應(yīng)離子方程式中氧化劑得電子總數(shù)與還原劑失電子總數(shù)要相等）。 （ 5）明類型：分清類型，注意少量 、過量等。 （ 6）檢查細：結(jié)合書寫離子方程式過程中易出現(xiàn)的錯誤，細心檢查。 例如： (1)違背反應(yīng)客觀事實 如： Fe2O3 與氫碘酸： Fe2O3＋ 6H+＝ 2 Fe3+＋ 3H2O 錯因：忽視了 Fe3+與 I發(fā)生氧化一還原反應(yīng) (2)違反質(zhì)量守恒或電荷守恒定律及電子得失平衡 如： FeCl2 溶液中通 Cl2 ： Fe2+＋ Cl2＝ Fe3+＋ 2Cl 錯因：電子得失不相等，離子電荷不守恒 (3)混淆化學(xué)式（分子式）和離子書寫形式 如： NaOH溶液中通入 HI： OH＋ HI＝ H2O＋ I錯因： HI誤認為弱酸 . (4)反應(yīng)條件或環(huán)境不分： 如：次氯酸鈉中加濃 HCl： ClO＋ H+＋ Cl＝ OH＋ Cl2↑錯因：強酸制得強堿 (5)忽視一種物質(zhì)中陰、陽離子配比 . 如： H2SO4 溶液加入 Ba(OH)2溶液 :Ba2+＋ OH＋ H+＋ SO42＝ BaSO4↓＋ H2O 正確： Ba2+＋ 2OH＋ 2H+＋ SO42＝ BaSO4↓＋ 2H2O (6)―＝ ‖― ‖―↑‖―↓‖符號運用不當 如： Al3+＋ 3H2O＝ Al(OH)3↓＋ 3H+注意：鹽的水解一般是可逆的， Al(OH)3量少，故不能打 ―↓‖ ，審題一定要注意題中給出的附加條件。 ＋ ＋ ? 酸性溶液（ H）、堿性溶液（ OH）、能在加入鋁粉后放出可燃氣體的溶液、由水電離出的 H或 aOH=110mol/L(a7 或 a7)的溶液等。 3+2+2+2+? 有色離子 MnO4,Fe,Fe,Cu,Fe(SCN)。 ? MnO4,NO3等在酸性條件下具有強氧化性。 22+? S2O3在酸性條件下發(fā)生氧化還原反應(yīng)： S2O3+2H=S↓+SO2↑+H2O ? 注意題目要求 ―一定大量共存 ‖還是 ―可能大量共存 ‖； ―不能大量共存 ‖還是 ―一