七、反应条件对氧化－还原反应的影响．

1

．浓度：可能导致反应能否进行或产物不同

8HNO3(稀)＋3Cu==2NO↑＋2Cu(NO3)2＋4H2O S+6HNO3(浓)===H2SO4+6NO2↑+2H2O 4HNO3(浓)＋Cu==2NO2↑＋Cu(NO3)2＋2H2O 3S+4 HNO3(稀)===3SO2+4NO↑+2H2O 2．温度：可能导致反应能否进行或产物不同 冷、稀4

Cl2+2NaOH=====NaCl+NaClO+H2O

高温

3Cl2+6NaOH=====5NaCl+NaClO3+3H2O

3．溶液酸碱性.

2S2- ＋SO32-＋6H+＝3S↓＋3H2O 5Cl-＋ClO3-＋6H+＝3Cl2↑＋3H2O

S2-、SO32-，Cl-、ClO3-在酸性条件下均反应而在碱性条件下共存. 2+-2+-+3+

Fe与NO3共存,但当酸化后即可反应.3Fe＋NO3＋4H＝3Fe＋NO↑＋2H2O

一般含氧酸盐作氧化剂,在酸性条件下,氧化性比在中性及碱性环境中强.故酸性KMnO4溶液氧化性较强. 4．条件不同，生成物则不同

点燃点燃

1、2P＋3Cl2===2PCl3(Cl2不足) ； 2P＋5Cl2===2 PCl5(Cl2充足) 点燃点燃

2、2H2S＋3O2===2H2O＋2SO2(O2充足) ； 2H2S＋O2===2H2O＋2S(O2不充足) 缓慢氧化点燃

3、4Na＋O2=====2Na2O 2Na＋O2===Na2O2

CO2适量

4、Ca(OH)2＋CO2====CaCO3↓＋H2O ； Ca(OH)2＋2CO2(过量)==Ca(HCO3)2 点燃点燃

5、C＋O2===CO2(O2充足) ； 2 C＋O2===2CO (O2不充足)

6、8HNO3(稀)＋3Cu==2NO↑＋2Cu(NO3)2＋4H2O 4HNO3(浓)＋Cu==2NO2↑＋Cu(NO3)2＋2H2O 7、AlCl3＋3NaOH==Al(OH)3↓＋3NaCl ； AlCl3＋4NaOH(过量)==NaAlO2＋2H2O 8、NaAlO2＋4HCl(过量)==NaCl＋2H2O＋AlCl3 NaAlO2＋HCl＋H2O==NaCl＋Al(OH)3↓ 9、Fe＋6HNO3(热、浓)==Fe(NO3)3＋3NO2↑＋3H2O Fe＋HNO3(冷、浓)→(钝化) Fe不足

10、Fe＋6HNO3(热、浓)====Fe(NO3)3＋3NO2↑＋3H2O Fe过量

Fe＋4HNO3(热、浓)====Fe(NO3)2＋2NO2↑＋2H2O

Fe不足Fe过量

11、Fe＋4HNO3(稀)====Fe(NO3)3＋NO↑＋2H2O 3Fe＋8HNO3(稀) ====3Fe(NO3)3＋2NO↑＋4H2O

12、C2H5OH CH2=CH2↑＋H2O C2H5－OH＋HO－C2H5 C2H5－O－C2H5＋H2O

140℃

FeCl

13、 ＋ Cl2 → ＋ HCl

光

＋3Cl2→ （六氯环已烷）

Cl Cl

H2O醇

14、C2H5Cl＋NaOH→ C2H5OH＋NaCl C2H5Cl＋NaOH→CH2＝CH2↑＋NaCl＋H2O 15、6FeBr2＋3Cl2（不足）==4FeBr3＋2FeCl3 2FeBr2＋3Cl2（过量）==2Br2＋2FeCl3

八、离子共存问题

离子在溶液中能否大量共存，涉及到离子的性质及溶液酸碱性等综合知识。凡能使溶液中因反应发生使有关离子浓度显著改变的均不能大量共存。如生成难溶、难电离、气体物质或能转变成其它种类的离子（包括氧化一还原反应）. 一般可从以下几方面考虑

1．弱碱阳离子只存在于酸性较强的溶液中.如Fe3+、Al3+、Zn2+、Cu2+、NH4+、Ag+ 等均与OH-不能 大量共存.

--2-2-2-3--+

2．弱酸阴离子只存在于碱性溶液中。如CH3COO、F、CO3、SO3、S、PO4、 AlO2均与H

不能大量共存.

3．弱酸的酸式阴离子在酸性较强或碱性较强的溶液中均不能大量共存.它们遇强酸（H+）会生成弱 酸分子；遇强碱（OH-）生成正盐和水. 如：HSO3-、HCO3-、HS-、H2PO4-、HPO42-等

4．若阴、阳离子能相互结合生成难溶或微溶性的盐，则不能大量共存.如：Ba2+、Ca2+与CO32-、

2-3-2-+--- 2+-2-

SO3、 PO4、SO4等；Ag与Cl、Br、I等；Ca与F，C2O4等

5．若阴、阳离子发生双水解反应，则不能大量共存.如：Al3+与HCO3-、CO32-、HS-、S2-、AlO2-、ClO-、 2- 3+-2---2--+-2--2- SiO3等Fe与HCO3、CO3、AlO2、ClO、SiO3、C6H5O等；NH4与AlO2、SiO3、ClO、CO3等

3+-2--+--6．若阴、阳离子能发生氧化一还原反应则不能大量共存.如：Fe与I、S；MnO4（H）与I、Br、

-2-2-2+-+2-2-+

Cl、S、SO3、Fe等；NO3（H）与上述阴离子；S、SO3、H 7．因络合反应或其它反应而不能大量共存

如：Fe3+与F-、CN-、SCN-等； H2PO4-与PO43-会生成HPO42-，故两者不共存.

九、离子方程式判断常见错误及原因分析

1．离子方程式书写的基本规律要求：（写、拆、删、查四个步骤来写） （1）合事实：离子反应要符合客观事实，不可臆造产物及反应。 （2）式正确：化学式与离子符号使用正确合理。 （3）号实际：“=”“”“→”“↑”“↓”等符号符合实际。

（4）两守恒：两边原子数、电荷数必须守恒（氧化还原反应离子方程式中氧化剂得电子总数与还原剂失电子总数要相等）。

（5）明类型：分清类型，注意少量、过量等。

（6）细检查：结合书写离子方程式过程中易出现的错误，细心检查。 例如：(1)违背反应客观事实

如：Fe2O3与氢碘酸：Fe2O3＋6H+＝2 Fe3+＋3H2O错因：忽视了Fe3+与I-发生氧化一还原反应

(2)违反质量守恒或电荷守恒定律及电子得失平衡

如：FeCl2溶液中通Cl2 ：Fe2+＋Cl2＝Fe3+＋2Cl- 错因：电子得失不相等，离子电荷不守恒

(3)混淆化学式（分子式）和离子书写形式

-- 如：NaOH溶液中通入HI：OH＋HI＝H2O＋I错因：HI误认为弱酸.

(4)反应条件或环境不分：

-+-- 如：次氯酸钠中加浓HCl：ClO＋H＋Cl＝OH＋Cl2↑错因：强酸制得强碱

(5)忽视一种物质中阴、阳离子配比.

2+-+2- 如：H2SO4 溶液加入Ba(OH)2溶液:Ba＋OH＋H＋SO4＝BaSO4↓＋H2O

正确：Ba2+＋2OH-＋2H+＋SO42-＝BaSO4↓＋2H2O

(6)“＝”“ ”“↑”“↓”符号运用不当

如：Al3+＋3H2O＝Al(OH)3↓＋3H+ 注意：盐的水解一般是可逆的，Al(OH)3量少，故不能打“↓”