1、離子反應重難點歸納重點一、離子方程式的書寫原則1 .強酸、強堿和易溶于水的鹽改寫成離子形式，如：硫酸、氫氧化鈉等要拆成 離子形式；難溶物質、難電離物質、易揮發物質、單質、氧化物、非電解質等均 寫化學式，如：碳酸鈣、硫酸鋼、氯化銀、硅酸、氫氧化銅、氫氧化鐵等不溶物 要寫成化學式，醋酸、氨水等弱電解質要寫成化學式。2 .微溶物作為反應物，若是澄清溶液寫離子符號，若是懸濁液寫化學式；微溶 物作為生成物，一般寫化學式（標I號）。3 .多元弱酸酸式酸根離子，在離子方程式中不能拆開寫。注意：中強酸歸為弱 2 酸范疇，也不能拆。如：HS03、HzPCh、HPO4等。4 .氨水作為反應物寫 NH. H2O；作

2、為生成物，若有加熱條件或濃度很大時，可寫NH3 （標t號）。5 .固體與固體間的反應不能寫離子方程式；濃H2s0八濃H3PCh與固體的反應不能寫離子方程式。6 .離子方程式要做到原子個數配平、電荷配平。7 . 一些特殊的反應，如：有酸式鹽參加或生成的反應、兩種或兩種以上的離子被一種物質氧化或還原、Ba（OH）2與KA1（SO4） 2按不同比的反應等，要考慮并滿足 反應物物質的量的比值。重點二、離子方程式正誤判斷（六“看”）1 .看離子反應是否符合客觀事實，不可主觀臆造產物及反應。如：2Fe+6d2Fe3+3H2 t是錯誤的，因為H+只能將鐵氧化成+2價。CU4-2HC；+H2 t是錯誤的，因為

3、銅排在金屬活動順序表氫之后，不能置換出 酸中的氫。2 .看“ "、k'、" t ”、“ I ”等是否正確。如：H2s在水中發生電離 的離子反應方程式一+H2sHS +H是錯誤的，因為H2 s在水中發生部分電離，應當用“一”。-2- +一3 .看表示各物質的化學式是否正確。如： HCCh不能寫成CO? +H, HSO3不可寫成 SO.p-+ H+等。2+4 .看是否漏掉離子反應。如：Ba(0H)2溶液與硫酸銅溶液反應，既要寫Ba與SO, -2+的離子反應，又要寫出Cu與OH的離子反應。5 .看電荷是否守恒。如：FeCL溶液與C12反應，不能寫成Fe3+CLFe2+2C

4、1 ; 而應寫成2Fe2+Cb 2Fe3+2Cf,兩邊即要原子守恒又要電荷守恒。6 .看反應物或產物的配比是否正確。如：稀 H2sCh與Ba(OH»溶液反應不能寫成 +42-2+ 42+-42 2十 4H+OH+SO +Ba BaSO I +HO,應寫成 2H+2OH+SO +Ba BaSO J+2H0。【規律總結】視點一、量不同，離子反應不同。1.生成的產物可與過量的物質繼續反應的離子反應這類離子反應，只需注意題中所給條件，判斷產物是否與過量物質繼續反應， 正確確定產物形式即可。如NaOH(足量或不足量)與A1C13溶液，NaAlO?溶液通HC1(少量或足量)，CO?、H?S、SC

5、h(少量或足量)通入到Ca(OH)2、NaOH溶液中等， 有關離子方程式都有所區別。-2"?3?例：向氫氧化鈉溶液中通入少量二氧化碳：CO+2OH CO +HO23向氫氧化鈉溶液中通入過量二氧化碳：CO+OH HCO2 .酸式鹽與量有關的離子反應這類離子反應一般書寫時，量不足的物質參與反應的離子的物質的量之比一定 要與它的化學式相符合，而足量的物質參與反應的離子的物質的量之比不一定與化 學式相符。如果沒有明確的用量，用任一反應物作為足量寫出的離子反應方程式均屬正確。如： NaHSCh溶液與 Ba(HCCh)2(足量或少量)，Ca(HCCh)2溶液與NaOH(少量或足量)，Ca(OH)

6、2溶液與NaHCC)3(不限制量),NaH2PO,溶液與Ba(OH(不限制量)等，均應明確量的影響。例：Ca(HCOs) 2溶液與少量NaOH溶液反應的離子方程式OH + HCO +Ca CaCO I +H0Ca(HCOs) 2溶液與足量NaOH溶液反應的離子方程式Ca + 2HCO3 + 20H CaCOs I +2H0+CCh3 .氧化還原反應中與量有關的離子反應這類離子反應中常涉及一種氧化劑(或還原劑)與多種還原劑(或氧化劑) 的反應。書寫時只要找準氧化性、還原性強弱，依據氧化性或還原性強的先反應 即可。如向FeBr、Fei溶液中通入C1的離子反應。因還原性有以下關系 I > 22

7、2一Fe2+> Br ,所以當Cl 2量不同時離子反應不同。例：向FeBn溶液中通入少量Ch的離子反應：2Fe2+Cb2Fe3+2CF向FeBm溶液中通人過量C12應：2Fe2+4Br-+3C122Fe3+2Br2 +6CF4 .較特殊且與量有關的離子反應這類反應要求量與其他因素統籌兼顧。如Mg(HCO3)2溶液與過量NaOH反應，不 可忽視Mg(OH)2比MgCCh更難溶、更穩定；明磯與足量Ba(OH)2溶液反應，不可忽視 Al(OH) 3的兩性；NH,HSChi溶液與足量Ba(OH)2反應，不可忽視NH3 H2O也是 弱電解質等。例：明磯與少量Ba(OH)2溶液反應：3+2 -2+2

8、A1+3SO4 +3Ba+60H3BaSCh I +2Al(0H)s I明研與足量Ba(OH)2溶液反應3+2-2+-Al +2SO4 +2Ba +40H2BaSO4 I 4-AIO25 .按實際用量書寫離子方程式的離子反應這類反應是在上述書寫規律的基礎上增大難度，不僅是少量足量問題，而且是給出具體比進行書寫總的離子反應方程式。例：將lmol/L的NaAlO2溶液和L5mol/L 的HC1溶液等體積充分混合的總離子 反應方程式根據NaAlO2與HC1的物質的量之比可知最終生成的A13+和Al(OH) 3的物質的1+233+量之比為1： 5故離子方程式為6A1O +9H+3HO5A1(O H)

9、I + Al視點二、混合順序不同時，離子反應的現象及產物如 A1C13 與 NaOH； Na2co GNazSCh、Na2S )與 HC1(H2so、NaHSCh)； Na2s 與 FeCh； 氨水與AgNO?等混合順序不同時所對應的離子反應方程式不同，反應現象不同。當兩者用量一定時， 除 Na2cCh （ Na2s。3、Na2S ）與 HC1（H2 sCh、NaHSO。； Na2s 與 FeCh 外最終產物相同。當 Na2 cCh （Na2sCh、Na2S ）與 HC1（H? SO、NaHSCh）混合時，若 H+足量時，產 物相同；若H+不足量時，產物不同。同理，Na2s與FeCh混合時，若

10、Na2s足量時, 產物相同；若Na2s不足量時，產物不同。【典例剖析】例1能正確表示下列反應的離子方程式的是 +2+銅片與稀硝酸反應 Cu+NO3 + 4HCu +N0 t +2H0飽和石灰水跟稀硝酸反應Ca（OH）2+2H+= Ca2+2HO硫酸亞鐵溶液中加過氧化氫溶液Fe 2+2HO2+4H=Fe3+4H2O9硫化鈉水解S+2HO= H2s +20H氯氣通入水中ci 2+H2©= 2h+cr+c 1O-2?+22，3次氯酸鈣溶液中通入過量 CO Ca +2C1O +HO+CO CaCO I +2HC10 （7）碳酸鈣與醋酸反應 CaCO +2CHCOQH= Ca +2CHCOO+

11、CO f +HO33322+ 將金屬鈉加入水中 Na +2H2。 Na +2OH+H? t解析解題的依據是書寫離子方程式的規則。中電荷不守恒；中石灰水中 2+-Ca（OH）2應以Ca、OH形式書寫；（3）中電荷不守恒；中反應沒分步且沒用可逆 CCh能將生成的CaCCh溶解；正號；（5）中HC1O分子不可拆開寫；（6）中過量 確；中電荷不守恒；【答案】【例2】下列離子方程式中，正確的是A 向 FeCL 溶液中通人 CI2： Fe2+Cb Fe3+4-2CF2-+,B石灰石和鹽酸反應：CO3 +2H CO2 t 4-H2O+ C 氫氧化名貝溶液和稀硫酸反應：H+OH H2 OD 碘化鉀和適量溟水反

12、應：21 一 +Br2 12+2BL解析:A中離子的電荷數未配平；B中把難溶物質CaCCh寫成了離子形式；C 中遺漏了參加反應的Ba2+和SCV一離子；D中既符合反應規律，又遵守離子方程式 的書寫規則。【答案】D【例3按要求正確書寫離子反應方程式(1)向NaHSCh溶液中逐滴加入Ba(OH)2溶液至中性，寫出此步的離子反應方程 式：;在以上中性溶液中，繼續滴加 Ba(OH)2溶液至完全反應，此步的離子反應方程式為： O(2)向Ba(OH)2溶液中逐滴加入NaHSCh溶液至恰好沉淀完全，寫出此步的離子反 應方程式：;在以上溶液中，繼續滴加 NaHSCh溶液至完全反應，此步的離子反應方程式為：解折

13、因NaHSCU是二元強酸的酸式鹽，可以理解成全部電離。(1)當Ba(OH)2向NaHSCh溶液中逐滴加入至中性時: 其反應的化學方程式是：2NaHSO4+Ba(OH=BaS04 I + Na2SO4+ 2H2O+42-2+-;42離子反應方程式是：2H + SO + Ba + 2OH BaSO I + 2H 0此時溶液中成份只有Na2so4,再加人Ba(OH)2時的離子反應方程式為：Ba2+SO4? BaSO4 I(2)同理，當NaHSCh向Ba(OH)2溶液中逐滴加入至沉淀完全時，其反應的化學方程式是：NaHS04+Ba(0H)i BaS04 I +NaOH+H?+2-2+離子反應方程式是：

14、H +SO4 +Ba +OH =BaSO4 I +H2O此時溶液中成份只有NaOH,再加人NaHSCh時的離子反應方程式為：【答案】+42-2+- 42+42-： :4(1)2H +SO +Ba+20HBaSO I +2HO； Ba +SO BaSO I+2-2+(2)H +SO4 +Ba +OH BaSCh I +H2O； H +0H H2O nn 例4在一定條件下，ROa和I 可以發生反應，離子方程式為：ROa +61+6H4=R"+3l2+3H2On -(1)RO 3中R元素的化合價為 o(2)R 元素的原子最外層電子有 個。解析根據電荷守恒原理，離子方程式反應前后電荷數應相等

15、，則有： (-n)+6X (-D+6 X(+l)=.G。-，故R的化合價為+5。根據離子33M-5用反應生成物為R- , R的最低負化合價為-1 ,表明元素R原子最外層電子有7個(為 鹵族元素)。【答案】+5 ； (2)7【例5】下列各組離子在溶液中既可以大量共存，且加入氨水后也不產生沉淀的A Na + .人 一 2-B K4+3+2C H 、NH4、Al 、SO4D H是.、NO、OH 23、CI、CHCOO、NO3 ABCD四個選解折首先用題中第一個條件“在溶液中可以大量共存”篩選項：與CH3co0因結合A中的Ba與SO4因生成BaSCh沉淀不能大量共存，D中的H生 成弱電解質不能大量共存

16、，這樣將A和D排除；再用題中第二個條件“加入氨水 后也不產生沉淀”去篩選 B和C, C中的AP+遇到nh.,印0后會生成Al(OH) 3沉淀，而B中本來就有A10?、0H ,是堿性溶液，加入氨水時不會產生沉淀。【答案】B【例6】(05年天津)下列各組離子的溶液中能大量共存的是A.酸性溶液 Na+、K+、MnOJ、Br"B.酸性溶液 Fe： NhA SCN、NO +2 C.堿性溶液 Na、K、AIO2 、SO4 2+2D.堿性溶液 Ba、Na、CO3 、Cl.MM'. Xho-具有強氧化性，氧化8f二 3+- 4應不共存，B措；C對；Ba2+與CO32一生成沉淀不共存，D錯。【

17、答案】C【例7】某無色透明溶液中存在以下離子中的幾種，且跟金屬鋁反應能放出氫氣，2+2+2+-2-2-試判斷下列離子：Mg、Ba、Cu、H、Ag、HCO3、SCh、SO3、OH、NO3何者能存在于此溶液中？ (1)當生成AP+時，一定存在 可能存在 (2)當生成A1O2 一時，一定存在，可能存在。解折此類題目的解題方法是：當肯定一種離子后，一定要看在此基礎上是否能否定一些離子。4 -，-. A首先用溶液無色一條件，判定一定沒有 Cu2+(1)當生成Al 3+ ,溶液必定呈 酸性，所以一定存在H+,而與H+不共存的離子一 一 一一 一A1反不會生 2-不共存的離子有有HC03、SO3、OH、NO

18、3 ( NO.在酸性條件下有氧化性，與，.&JO星宣 soa so42+2+Ba Ag , Me T能在在-不共存的(2)常贏嘉- ：溶液必定呈堿性，所以一定存在 會-2+離子有HCO3、Mg、H、Ag+,但溶液中必定要有陽離子，因此一定含有Ba2+,2 一與Ba2+不共存的離子有SO42 、SO3 ;NO3可能存在+2-2+【答案】H、S04; Mg-2+一(2)OH、Ba ;NO3氧化還原反應考點整合考點一 氧化原反、氧化、原、氧化物、原物概念定注意點氧化反物季去子的反物失去子的外部表化合價的升高原反物得到子的反物得到子的外部表 化合價的降低被氧化元素失去子的程元素失去子的外部表化

19、合價的升高被原元素得到子的程元素得到子的外部表化合價的降低氧化 物通生氧化區顯得的生 成物氧化原反中，氧化物、原物可以是同一種物，也可以是不同物，可以是兩種或兩種以上的物。如反 4FeS2+llO2=2FeOs +8SO2 中，FezCh 和 SO2 均既 氧化 物，又 原物。原物通生原反所得的牛 成物氧化得至U子的反物常氧化：活的非金屬；如素(X2)、02、S等(2)高價金屬陽離子;如Fe3 CM+等(3)高價或高價含氧化合物；如 MnOz、H2SO4. HNO3、KMnCh等(4)氧化物;如 Nm Ch、H2 0?等原失去子的反物 原：沽或沽日勺金屬；如K、Na、Z、Fe等一些非金屬MHC

20、Si等亨的化合物；CO、SO、HS、n22NazSCh、FeSO4氧化性售到子的能力物的氧化性、原性的弱與其得失子能力有關，與得失 子的數目無關。MB朱去子的能力金屬(Ti)性能越，被稱、制后的“第三金屬”。工上以金石原料制取Ti的反 ,1173K小aTiO2 + bCl2m 次 146P aTiCU + cCO 反 TiCU +2MgTi + 2MgCl反關于反、的分析不正確的是()TiCL在反中是原物，在反中是氧化；C、Mg在反中均原，被原；在反、中Mg的原性大于C, C的原性大于TiCU;a= 1, b=c=2;每生成19.2g Ti,反應、中共轉移4.8 mol e-。A. B . C

21、 . D .解析中C、Mg在反應中均為還原劑，被氧化；經計算知中每生成19.2 g Ti ,反應、中共轉移3.2 mol e-答案D知識規律還原性化合價升高考點二變化/氧化反應一反應物f 氧化劑丁還原反應 .I變化氧化性化合價降低物質的氧化性強弱、還原性強弱的比較。弱氧化性 t 事化產物 環原 物弱還原性氧化性一得電子性，得到電子越容易一氧化性越強 還原性一失電子性，失去電子越容易一還原性越強由此，金屬原子因其最外層電子數較少，通常都容易失去電子，表現出還原性, 所以，一般來說，金屬性也就是還原性；非金屬原子因其最外層電子數較多，通常都 容易得到電子，表現出氧化性，所以，一般來說，非金屬性也就

22、是氧化性。1 .根據金屬活動性順序來判斷：一般來說，越活潑的金屬，失電子氧化成金屬陽離子越容易，其陽離子得電 子還原成金屬單質越難，氧化性越弱；反之，越不活潑的金屬，失電子氧化成金屬 陽離子越難，其陽離子得電子還原成金屬單質越容易，氧化性越強。2 .根據非金屬活動性順序來判斷：一般來說，越活潑的非金屬，得到電子還原成非金屬陰離子越容易，其陰離 子失電子氧化成單質越難，還原性越弱。3 .根據氧化還原反應發生的規律來判斷：規律：反應物中氧化劑的氧化性強于生成物中氧化產物的氧化性，反應物中還原劑的還原性強于生成物中還原產物的還原性。4 .根據氧化還原反應發生的條件來判斷：如：MnO2+4HC*

23、87; M11CI2+CI2 t +2HO2KMnO4+16HC1（濃）=2MnCL+5C12 t +8H2O后者比前者容易（不需要加熱），可判斷氧化性KMnO4>MnO25 .根據反應速率的大小來判斷：如:2Na.SO+O=2NaSO （快）,2HSO+O=2HSO （慢2324324催化劑2 SO 2 +。2 七=二7 2SO 3，其還原性&Na zSOaH2so3>SO26 .根據被氧化或被還原的程度來到斷：如：Cu 12 =CuCl 2 , 2Cu+S-Cu2S,即氧化性：Cl2>S。乂加,*2HBr+H 2 som屏=+SO2 + 2H2O 8HI +H 2

24、sO 4（濃）=4I 2 + H 2s 七H 2O即有還原性：HI >HBr。7 .根據原電池的正負極來判斷：在原電池中，作負極的金屬的還原性一般比作正極金屬的還原性強。8 .根據電解池中溶液里陰、陽離子在兩極放電順序來判斷。如:C1 一失去電子的能力強于0H還原性：5UH。一-9 .根據元素在周期表中位置判斷：（1）對同一周期金屬而言，從左到右其金屬活潑性依次減弱。如Na、Mg、Al金 屬性依次減弱，其還原性也依次減弱。（2）對同主族的金屬而言，從上到下其金屬活潑性依次增強。如 Li、Na、K、 Rb、Cs金屬活潑性依次增強，其還原性也依次增強。（3）對同主族的非金屬而言，從上到下其非

25、金屬活潑性依次減弱。如F、C1、 Br、I非金屬活潑性依次減弱，其氧化性也依次減弱。10 .根據（氧化劑、還原劑）元素的價態進行判斷 ：元素處于最高價只有氧化性，最低價只有還原性，處于中間價態既有氧化又 有還原性。一般來說，同木嬴 素價越高，氧化性 越強；價越 低還原 性越強。如 氧化性:Fe 3+>Fe2+>Fe,S（+6 價）>S（+4 價）等，還原性：H2S>S>SO2,但是,氧化性：HC1O4VHe1O34VHC1O24< HClOo注意：物質的氧化性、還原性不是一成不變的。同一物質在不同的條件下， 其氧化能力或還原能力會有所不同。如：氧化性：HNO

26、3 （濃）> HNO3 （稀）；Cu 與濃H2sO,常溫下不反應，加熱條件下反應；KMnCh在酸性條件下的氧化性比在中 性、堿性條件下強。原子的氧化性一般都強于分子的氧化性。 如：氧化性F>F2、Cl> Cl 2、0 02等, °常溫下;在下列溶液中發學如下反應2+3+. 16H+；OZ+2XO= 2x +5zt+8HzO 2：+B = 2A+2B +（3）2B +Z2 = B2+2Z由此判斷下列說法錯誤的是（）A.反應Zz+2A2+=2A3+2Z-可以進行。B.Z元素在反應中均被還原C.氧化性由強到弱的順序是XO4-、Z2、Bz、A3+D.還原性由強到弱的順序是

27、A2+、B-、Z-、*+解析根據上述規律4可得：氧化性順序： XO4- >Z2>B2>A3+,還原性順序：A >B>Z >X o 考點三氧化還原反應方程式的配平方法1 .配平原則：電子守恒、原子守恒、電荷守恒2 .配平步驟（以高鎰酸鉀和濃鹽酸反應制氯氣為例）： 標出化合價變化了的元素的化合價。如：+7 -1+4 0KMnO4+HCl=KC14-MnCb4-Ch t +H2O根據元素存在的實際形式調整發生了氧化還原反應的物質的系數，使之成1 ： 1的關系。如：+7 -1 +4 0KMnO4+2HCl=KC14-MnCl+Cb t +H2 O調整系數，使化合價升

28、降總數相等。化盒的J_5義KMnO4+2HCl=KCl+MnCl+Cb t +H2O 化合價| 2 X （5）根據化合價升降總數相等確定發生氧化還原反應的物質的化學計量數。如：2KMnO4+10HCl=KCl+2MnCl+5C12 t +H2 O利用元素守恒，用觀察方法配平沒有參加氧化還原反應的其他物質的系 數。如：2KMnO4+16HCl=2KC14-2MnC14-5Ch t +8H2 O 檢查方程式兩邊各原子 的個數是否相等，離子方程式還要檢查方程式兩邊的離子所帶的電荷數是否相等。對于反應 KMnCh+HCIf KCl+MnCL+Cb+HO （未配平），若有 O.lmol KMnCh參加

29、反應，下列說法止確的是（）A.其轉移電子0.5molB ,生成Cl 20.5molC.參加反應HC1為16moiD.。2是還原產物國華析配平該方程式為：2KMnO4+16HCl=2KCl+2MnC14-5Cb+8H2O , Mn 由 +7->+2,得到5電子，則O.lmolKMnCh參加反應消耗HC1為1.6mol ,轉移的電子為 0.5mol ,生成的CI2為0.25mol,故A正確，B、C不正確；C12是氧化產物， 故D不正確。答案A 考點四 電子轉移守恒應用電子轉移守恒法是依據氧化劑與還原劑得失電子數目相等這一原則進行計 算的。電子轉移守恒法是氧化還原反應計算的最基本的方法。在一定

30、條件下，分別以高鎰酸鉀、氯酸鉀、過氧化氫為原料制取氧氣，當制 得同溫、同壓下相同體積的氧氣時，三個反應中轉移的電子數之比為（）A. 1 ： 1 ： 1 B , 2 ： 2 ： 1 C . 2 ： 3 ： 1 D , 4 ： 3 ： 2解析用高鎰酸鉀、氯酸鉀制氧氣，反應過程中 O由-2價轉化為。價，而 用過氧化氫制氧氣，O則由-1價轉化為0價。現要制得相同的,所以用過氧化 氫制氧氣的反應中轉移的電子數只有用高鋅酸鉀、氯酸鉀制取的反應中轉移的電子 數的一半。答案B高考重點熱點題型探究熱點1氧化還原反應、氧化劑、還原劑、氧化產物、還原產物判斷下列反應中，氧化劑與還原劑物質的量的關系為1 ： 2的是（

31、）A.O 3+2KI+H2O=2KOH+I+O2B.2cH3coOH+Ca（ CIO） 2 =2HC1O+（CH3coO»CaC.12+2NaClO3=2NaIO3+Cb D.4HCl+MnO2=MnCL+CL t +2HO解題思路根據氧化還原反應規律，正確判斷氧化劑與還原劑，由方程式的 系數確定出它們的物質的量，再求比即可。解析反應A中氧化劑為03 ,還原劑為KI,從方程式系數易知，其物質的量 之比為1 ： 2；反應B為非氧化還原反應；反應C中氧化劑為NaClOs,還原劑為12, 從方程式系數易知，其物質的量之比為2： 1；反應D中氧化劑為MnCh,還原劑為 HCL但4moiHC1

32、中只有2moiHC1作還原劑。故答案為A D。答案A D名師指引氧化還原反應一般可分為以下幾種類型：一 1. 一般的氧化還原反應：指氧化劑和還原劑分別屬于不同物質的氧化還原 反應。如:H2還原氧化銅，實驗室用二氧化鎰和濃鹽酸反應制氯氣等等。2 .自身氧化還原反應：指氧化劑和還原劑屬于同一種物質的氧化還原反應。 如：實驗室用氯酸鉀和二氧化鎰加熱制氧氣，氯氣和水的反應等等。3 .歧化反應：指發生在同一物質分子內、同一價態的同一元素之間的氧化還原 反應。其反應規律是：所得產物中，該元素一部分價態升高，一部分價態降低，即 “中間價一高價+低價”。具有多種價態的元素（如氯、硫、氮和磷元素等）均 可發生歧

33、化反應，如：得5e-Ch + 2NaOH=NaCl+ NaClO+H2；對于歧化反應，可通過分析參加氧化還原反 應的元素的去失5e-向，從而確定氧化劑、還原劑的物質的量之比。4 .歸中反應：指食不同價態同種元素的物質問發生氧化還原反應。其反應規律是：反應物中，該元蚩一部分價態升高，一部分價態降低，該元素價態的變化 一定遵循“高價+低價（大5c NKC10 得3+6HCI=KC1+3c15e2+3H?O ；對于 一中間價”，而不會出現交錯現象。如：歸-中反應，可通過分析參加氧化還原反應的元素的來源，從而確定氧化產物、還原產物的物質 的量之比。熱點2 氧化劑的氧化性、還原劑的還原性強弱判斷已知CoO在酸性溶液中易被還原成g2+, CoO、Cl、FeCk I 的氧化性依232 3232次減弱。下列反應在水溶液 中不可能發生的是（一 ）一A.3C12 + 6FeI 2 = 2FeCL+4FeI 3B.C12+FeL =FeCb + LC.Co 0+ 6HCl=2CoCl +C1t + 3H0D.2Fe