【正文】 又可分為三種． (1)單質(zhì)＋單質(zhì) → 化合物 (2)單質(zhì) ＋ 化合物 1 → 化合物 2 2FeCl2＋ Cl2 ＝ 2FeCl3 4Fe(OH) 2 ＋ O2 ＋ 2H2O ＝ ４ Fe(OH)3 2Na2SO3 ＋ O2 ＝ 2Na2SO4 (3)化合物 1 ＋ 化合物 2 → 化合物 3 ① 酸性氧化物 ＋ 水 → 可溶性酸 堿性氧化物 ＋ 水 → 可溶性堿 穩(wěn)定性：碳酸正鹽＞碳酸酸式鹽＞碳酸 分解條件： (高溫 ) (加熱 ) (常溫 ) 判斷：有單質(zhì)參與或生成的反應(yīng)一定是置 換反應(yīng)嗎 ? 結(jié)論：反應(yīng)物或生成物各兩種且其中一種必定是單質(zhì)的反應(yīng)才稱作置換反應(yīng)． 分類：可有多種分類方法，如根據(jù)兩種單質(zhì)是金屬或非金屬來分；也可根據(jù)反應(yīng)物狀態(tài)來分；還可以根據(jù)兩單質(zhì)的組成元素在周期表中的位置來分． 注意：下列置換反應(yīng)特別值得重視． ①2Na ＋ 2H2O ＝ 2NaOH ＋ H2↑ ②3Fe ＋ 4H2O Fe3O4 ＋ 4H2↑ ③F 2 ＋ 2H2O ＝ 4HF ＋ O2 ④Cl 2 ＋ H2S ＝ S ＋ 2HCl ⑤2H 2S ＋ O2 ＝ 2S ＋ 2H2O ⑥2C ＋ SiO2 Si ＋ 2CO ⑦2Mg ＋ CO2 2MgO ＋ C ⑧2Al ＋ Fe2O3 2Fe ＋ Al2O3 ⑨C ＋ H2O CO ＋ H2 ⑩3Cl 2 ＋ 2NH3 N2 ＋ 6HCl ⑾ Si ＋ 4HF SiF4＋ 2H2 (1)本質(zhì)：通過兩種化合物相互接觸，交換成份，使溶液中離子濃度降低． (3)基本類型： ① 酸 ＋ 堿 → 鹽 ＋ 水 (中和反應(yīng) ) ② 酸 ＋ 鹽 → 新酸 ＋ 新鹽 ③ 堿 ＋ 鹽 → 新堿 ＋ 新鹽 ④ 鹽 ＋ 鹽 → 兩種新鹽 ⑤ 堿性氧化物＋酸 → 鹽＋水 思考題： (1)酸與堿一定能發(fā)生反應(yīng)嗎 ?若能，一定是發(fā)生中和反應(yīng)嗎 ? (2)復(fù)分解反應(yīng)中的每一類反應(yīng)物必須具備什么條件 ? (3)鹽與鹽一定發(fā)生復(fù)分解反應(yīng)嗎 ? (4)有鹽和水生成的反應(yīng)一定是中和反應(yīng)嗎 ? 提示： (1)酸與堿不一定能發(fā)生中和反應(yīng)．聯(lián)系中和反應(yīng)的逆反應(yīng)是鹽的水解知識．如： 酸與堿發(fā)生的反應(yīng)也不一定是中和反應(yīng)．如： 2Fe(OH) 3 ＋ 6HI ＝ 2FeI2 ＋ I2 ＋ 6H2O 2Fe(OH)2 ＋ 10HNO3（稀 ) ＝ 3Fe(NO3)3 ＋ NO↑ ＋ 8H2O 故特別要注意氧化性酸 (堿 )與還原性堿 (酸 )很可能發(fā)生的是氧化 — 還原反應(yīng)． (2)復(fù)分解反應(yīng)中反應(yīng)物的條件： ① 鹽 ＋ 鹽、鹽 ＋ 堿的反應(yīng)物一般要可溶且在溶液中進行或加熱時進行．如 ② 鹽 1 ＋ 酸 1 → 鹽 2 ＋ 酸 2 一般只需滿足以下兩條中的各一條： i)強酸制弱酸即酸性：酸 1＞酸 2 ii)難揮發(fā)酸制易揮發(fā)酸，即揮發(fā)性：酸 1＜酸 2 原因： 上述三種金屬硫化物溶解度特小，滿足離子反應(yīng)朝離子濃度降得更低的方向進行． (3)鹽與鹽可能發(fā)生的反應(yīng)有： ① 復(fù)分解 ② 雙水解 ③ 氧化 — 還原 ④ 絡(luò)合反應(yīng) 現(xiàn)列表比較如下： (4)生成鹽和水的反應(yīng)有： 三、常見的重要氧化劑、還原劑 氧化劑 還原劑 活潑非金屬單質(zhì)： X O S 活潑金屬單質(zhì)： Na、 Mg、 Al、 Zn、 某些非金屬單質(zhì)： C、 H 高價金屬離子： Fe3+、 Sn4+ 不活潑金屬離子： Cu2+、 Ag+ 其它：［ Ag(NH3)2］ +、新制 Cu(OH)2 低價金屬離子： Fe2+、 Sn2+ 非金屬的陰離子及其化合物： S H2S、 I 、 HI、 NH Cl、 HCl、 Br、 HBr 含氧化合物： NO N2O MnO Na2O H2O2 、 HClO、 HNO濃 H2SO NaClO、 Ca(ClO) KClO KMnO王水 低價含氧化合物： CO、 SO H2SO Na2SO Na2S2O NaNO H2C2O含 CHO 的有機物： 醛、甲酸、甲酸鹽、甲酸某酯、葡萄糖、麥芽糖等 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 四、總結(jié) ① 在酸性介質(zhì)中的反應(yīng)，生成物中可以有 H+、 H2O，但不能有 OH ； ② 在堿性介質(zhì)中的反應(yīng)，生成物中無 H+； ③ 在近中性條件，反應(yīng)物中只能出現(xiàn) H2O，而不能有 H+或 OH ，生成物方面可以 有H+或 OH – 現(xiàn)把 H+、 OH 、 H2O 在不同條件下的相互關(guān)系列于下表： 條 件 反應(yīng)物中余 O 反應(yīng)物中缺 O 酸性溶液 O + 2H+ → H 2O H2O → O + 2H + 近中性溶液 O + H2O → 2OH H2O → O + 2H + 堿性溶液 O + H2O → 2OH 2OH → O + H 2O 五、物質(zhì)內(nèi)發(fā)生的氧化－還原反應(yīng) 反應(yīng)類型 實 例 同一物質(zhì)不同 元素的原子間 光 ４ＨＮＯ ３ ４ＮＯ 2↑＋Ｏ 2↑＋２Ｈ 2Ｏ 或 熱 光 ２ＨＣ lＯ ２ＨＣ l＋Ｏ ２ ↑ 加 熱 ２ＫＭ nＯ ４ Ｋ 2Ｍ nＯ ４ ＋Ｍ nＯ ２ ＋Ｏ ２ ↑ ２Ａ gＮＯ ３ ２Ａ g＋２ＮＯ ２ ↑ ＋Ｏ ２ ↑ ２ＫＣ lＯ ３ ２ＫＣ l＋３Ｏ ２ ↑ 同一物質(zhì)同一 元素 不同價態(tài)原子間 ５ＮＨ ４ ＮＯ ３ ＝４Ｎ ２ ↑ ＋２ＨＮＯ ３ ＋９Ｈ ２ Ｏ Ｎ a2Ｓ ２ Ｏ ３ ＋Ｈ ２ ＳＯ ４ ＝Ｎ a2ＳＯ ４ ＋Ｈ ２ Ｏ＋ＳＯ 2↑ ＋Ｓ ↓ 同一物質(zhì)同一元素 同一價態(tài)原子間 （歧化反應(yīng)） Ｃ l2＋２Ｎ aＯＨ＝ NaCl＋Ｎ aＣ lＯ＋Ｈ ２ Ｏ ３ＮＯ ２ ＋Ｈ ２ Ｏ ２ＨＮＯ ３ ＋ＮＯ ２Ｎ a2Ｏ ２ ＋２Ｈ ２ Ｏ ４Ｎ aＯＨ＋Ｏ ２ ↑ ２Ｎ a２ Ｏ ２ ＋２ＣＯ ２ ＝２Ｎ a２ ＣＯ ３ ＋Ｏ ２ ↑ ２Ｈ ２ Ｏ ２ ２Ｈ ２ Ｏ＋Ｏ ２ ↑ Ｃ aＯ＋３Ｃ (電爐 ) CaＣ ２ ＋ＣＯ↑ Ｓ iＯ ２ ＋３Ｓ Ｓ iＣ＋２ＣＯ ↑ 濃硫酸 Ｈ ２ Ｃ ２ Ｏ ４ Ｈ ２ Ｏ＋ＣＯ ２ ↑ ＋ＣＯ ↑ 六、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 . 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(dāng)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 . 七、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 CH3COO、 F、 CO3 SO3 S PO4 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 HCO HS、 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 AlO SiO3 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 . 八、離子方程式判斷常見錯誤及原因分析 (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(rèn)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(dāng) 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“↓” 九、 判斷金屬性或非金屬性的強弱 金屬性強弱 非金屬性強弱 最高價氧化物水化物堿性強弱 最高價氧化物水化物酸性強弱 與水或酸反應(yīng)，置換出 H2的易難 與 H2化合的易難及生成氫化物穩(wěn)定性 活潑金屬能從鹽溶液中置換出不活潑金屬 活潑非金屬單質(zhì) 能置換出較不活潑非金屬單 質(zhì) 陽離子氧化性強的為不活潑金屬，氧化性弱的為活潑金屬 陰離子還原性強的為非金屬性弱，還原性弱的為非金屬性強 原電池中負(fù)極為活潑金屬，正極為不活潑金屬 將金屬氧化成高價的為非金屬性強的單質(zhì)，氧化成低價的為非金屬性弱的單質(zhì) 電解時，在陰極先析出的為不活潑金屬 電解時，在陽極先產(chǎn)生的為非金屬性弱的單質(zhì) 十、 比較微粒半徑的大小 無論是原子還是離子（簡單）半徑，一般由原子核對核外電子的吸引力及電子間的排斥力的相對大小來決定 .故比較微粒半徑大小時只需考慮核電荷數(shù)、核外電子排斥情況 .具體規(guī)律小結(jié)如下： 1. 核電荷數(shù)相同的微粒，電子數(shù)越多，則半徑越大 .即同種元素： 陽離子半徑＜原子半徑＜陰離子半徑 如 :H+＜ H＜ H。 7．與 Na2O2反應(yīng) 8． 2FeCl3+H2S=2FeCl2+S↓ +2HCl 9．電解 10．鋁熱反應(yīng)： Al+金屬氧化物 ?? ?? 高溫 金屬 +Al2O3 11． Al3+ Al(OH)3 AlO2 12．歸中反應(yīng)： 2H2S+SO2=3S+2H2O 4NH3+6NO ?? ?? 催化劑 4N2+6H2O 13．置換反應(yīng)：（ 1）金屬→金屬 （ 2）金屬→非金屬 （ 3）非金屬→非金屬 （ 4）非金屬→金屬