高考化学总复习 氧化还原反应 ppt.ppt

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1、高三化学复习,基本概念,氧化还原反应专题复习,一、大纲要求,（1）掌握化学反应的四种基本类型：化合、分解、置换、复分解。 （2）理解氧化还应反应，了解氧化剂和还原剂等概念。掌握重要氧化剂、还原剂之间的常见反应。能判断氧化还原反应中电子转移的方向和数目，并能配平反应方程式。 （3）了解化学反应中的能量变化，吸热反应、放热反应、反应热、燃烧热、中和热等概念。初步了解新能源的开发。,氧化还原反应专题复习,一、基本概念复习,1特征(判别依据) ：,2实质：,反应前后元素化合价有变化的反应,电子转移,3概念体系,氧化剂 氧化性 被还原 还原反应 还原产物,反应物 表现性质 变化过程 发生反应 所得产物,

2、还原剂 还原性 被氧化 氧化反应 氧化产物,得电子,失电子,4、与四种基本反应类型的关系,5、氧化还原反应的表示方法：,双线桥：,表示同一元素得失电子变化情况。箭头都是由反应物指向生成物，在线桥上一定要注明“得”或“失”。,单线桥：,表示氧化还原反应中电子转移的方向和数目。而且箭头方向一定是由还原剂指向氧化剂,6、氧化还原反应的类型：,1、分子间氧化还原反应,2、分子内氧化还原反应,氧化剂和还原剂为同一种反应物，但被氧化、被还原的元素分别是不同的元素,3、自身氧化还原反应（或歧化反应）,4、有些物质部分作为氧化剂（或还原剂）,5、某种反应物既不是氧化剂又不是还原剂。,二常见的氧化剂和还原剂,氧

3、化剂：,(1)活泼的非金属单质：F2、Cl2、Br2、I2、O2、O3等,(2)金属的高价阳离子或不活泼的金属离子： Fe3+、Pb4+、 Sn4+、Ag+、Cu2+、Ag(NH3)2+等,(3)某些含氧酸：浓H2SO4、HNO3、HClO、HClO3等,(4)某些含氧盐：硝酸盐(固) , 氯酸盐(固) KClO3, Ca(ClO)2 NaClO、 KMnO4(H+)、K2Cr2O7(H+)等,(5)具有OO结构的过氧化物：Na2O2、H2O2,(6)某些高价氧化物：MnO2、N2O5、SO3、PbO2等,(7)其它：H+、王水(HNO3+3HCl)等,还原剂：,(1)金属单质(除Au、Pt)

4、 ：Na、K、Fe、Zn、Al、Cu等,(2)某些非金属单质：C、H2、S 等,(3)某些低价元素的物质：,CO、NH3、FeCl2、SnCl2、SO2、Na2SO3 AsH3、PH3、SiH4、H2S、Na2S2O3、 H2C2O4等,(4)含有易失去电子的阴离子的物质(非金属的阴离子),S2-、I-、Br-、Cl-、SO32-等,(5)含醛基的有机物：,甲醛、乙醛、葡萄糖、甲酸、甲酸某酯等,氧化剂和还原剂具有相对性，不是一成不变的，要具体分析。,2、遵循守恒原则: 原子守恒、电子守恒、电荷守恒,三、氧化还原反应规律,1、价态规律,最低价, 只有还原性；最高价, 只有氧化性 中间价态，既有氧

5、化性，又有还原性,3、反应顺序规律：,同一氧化剂与多种还原剂反应时，首先被氧化的是还原性较强的物质； 同一还原剂与多种氧化剂反应时，首先被还原的是氧化性较强的物质。,4. “价态归中”原则- 同种元素的不同价态之间发生氧化还原反应价态“只靠拢，不交叉”,FeS+H2SO4(浓),Fe2(SO4)3+SO2+S+H2O,5、邻位不反应,同种元素不同价态物质间需有中间价态物质存在，氧化还原反应才能发生。,6、邻位价态规律： 氧化还原反应发生时，其价态一般先变为邻位价态。,一般有：中间价态物质可以在碱液中歧化， 而歧化产物又可以在酸液中发生归中反应: 3S + 6OH- = 2S2- + SO32-

6、 + 6H+ =,7、 歧化原则：中间价态高价态 + 低价态,高氧低还中两性，归中靠拢不交叉； 歧化反应价升降，相邻价态不反应。,记忆口诀:,2S2- + SO32- + 3H2O,3S+ 3H2O,8、 “二强”生成“两弱”原则：,氧化性: 氧化剂氧化产物 还原性: 还原剂还原产物,氧化反应 ：- ne,氧化剂还原剂 还原产物氧化产物 （弱还原性) （弱氧化性）,还原反应： + ne,9、影响氧还反应发生和产物的因素：,温度、浓度、酸碱性、有无催化剂影响,温度因素,一般来说，升温可增强氧化剂的氧化性和还原剂的还原性,HNO3(浓) + C(木炭)在常温下不反应，但在加热时就剧烈反应,又如：H

7、2、C、CO 作还原剂时只有在加热或高温时才能显时出来,再如： Cl2+KOH？ Cl2+KOH(热)？,浓度因素：,增大反应物浓度能使氧化剂的氧化性增强,MnO2只与浓盐酸反应生成Cl2，不与稀盐酸反应,铜与浓硝酸反应不需加热就可进行，产物为NO2 铜与稀硝酸反应需加热才能进行，产物为NO,Br2 + SO2 + 2H2O = 2HBr + H2SO4,2HBr + H2SO4(浓) = Br2 + SO2 + 2H2O,这二个反应不矛盾，说明浓硫酸的氧化性大于稀硫酸的氧化性 稀硫酸不能氧化HBr。,介质酸碱性的影响:,含氧酸盐作氧化剂时，在酸性条件下氧化性比在中性或碱性的条件下强,KClO

8、3 + 6HCl = KCl + 3Cl2 + 3H2O ；,KClO3 +NaCl就不反应,KMnO4在酸性碱性中性解质中的还原产物分别为Mn2+、MnO2、K2MnO4,NO3- 在酸性条件下显氧化性，在中性溶液中不显氧化性,左配法: Ag3AsO4+ Zn+H2SO4Ag+AsH3+ZnSO4+H2O,2 11 11 = 6 2 11 8,四、 氧化还原反应配平技巧,要求：多种变价，合并计算，常用,4.1. 逆向配平（歧化反应、归中反应、分解反应、部分参加氧化还原反应）:,P4 + NaOH + H2O NaH2PO2 + PH3,Fe(NO3)3Fe2O3+ NO2 + O2,Al +

9、 HNO3 Al(NO3)3+ N2O+ H2O,4.2. 缺项配平，缺啥补啥 (酸、碱、水):,Pt + HNO3 + HCl = H2PtCl6 + NO,2 2 = 1 1 2 OH-,人体内的超氧离子 O2-对健康有害，使人过早衰老，但在催化剂SOD存在下可发生如下反应，请完成并配平该离子反应方程式：,【巩固】,O2-+H2O H2O2 + O2+ ,An + Bx- = Bm + Ay- Na2Sx + NaClO + = NaCl+ Na2SO4+ H2O,4.3. 字母配平，质电守恒:,NH4NO3 = N2 + HNO3 + H2O,Cu(IO3)2 + KI + H2SO4

10、= CuI + I2 + K2SO4 + H2O,原子半径大，最外层电子数少, 其单质易失电子，还原性强。 由此概括出金属活动性顺序表,决定因素: 得失电子的难易，而非多少！,五、氧化性、还原性相对强弱的判断,原子半径小，最外层电子数多， 其单质易得电子，氧化性强。 由此概括出非金属活动性顺序表,1.原子结构判据：,K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb (H2) Cu Hg Ag K+ Ca2+ Na+ Mg2+ Al3+ Zn2+ Fe2+ Sn2+ Pb2+ H+ Cu2+ Hg2+ Ag+,还原性减弱,氧化性增强,金属活动性顺序表,非金属活动性顺序表：,F2 Cl2 Br

11、2 I 2 S (F -) Cl- Br- I- S2-,氧化性减弱,还原性增强,2元素在周期表中的位置,同一周期：金属性减弱(还原性减弱) ，非金属性增强(氧化性增强),同一主族：,金属性增强(还原性增强) ，非金属性减弱(氧化性减弱),3、反应方向判据：,氧化性: 氧化剂氧化产物 还原性: 还原剂还原产物,4根据反应条件：,反应中是否加热、温度高低、又无催化剂等,5比较反应的次序：,同一还原剂(氧化剂)同时和不同的氧化剂(还原剂)反应时，强还原剂与强氧化剂优先反应，再与弱的氧化剂(还原剂)反应。,2KMnO4+16HCl浓 = 5Cl2+2KCl+2MnCl28H2O,所以氧化性：KMnO

12、4MnO2O2,例：在含等物质的量浓度的Ag+、Fe3+、Cu2+、Al3+等阳离子的溶液 中逐渐加入Zn粉，反应如下。,2Ag+ + Zn = 2Ag + Zn2+ 、 2Fe3+ + Zn = 2Fe2+ + Zn2+ Cu2+ + Zn = Cu + Zn2+ 、 Fe2+ + Zn = Fe+ Zn、 Al3+ Zn不反应,结论：氧化性强弱： Ag+ Fe3+ Cu2+ Fe2+ Al3+,例在含等物质的量浓度的S2-、I-、Fe2+、Br-等阴离子的溶液中 逐滴滴入Cl2水，反应如下。,S2- + Cl2 = S + 2Cl- 2I- + Cl2 = I2 + 2Cl- 2Fe2+

13、+ Cl2 = 2Fe3+ + 2Cl- 2Br- + Cl2 = Br2 + 2Cl-,结论：还原性强弱： S2- I- Fe2+ Br-,Zn2+、Cu2+、Fe2+、Cu,例I-、Fe2+、SO2、Cl-、H2O2均有还原性，它们在酸性溶液中还 原性强弱顺序为 Cl- Fe2+ H2O2 I- SO2，则下反应不能 发生的是 ( ) (A) 2Fe3+ + SO2 +2H2O = 2Fe2+ + SO42- + 4H+ (B) H2O2 + H2SO4 = SO2 + O2 + 2H2O (C)I2 + SO2 + 2H2O = H2SO4 + 2HI (D)2Fe2+ + I2 = 2

14、Fe3+ + 2I-,SO2 Fe2+,H2O2 SO2,错误,SO2 I-,Fe2+ I-,错误,B、D,6根据反应进行的程度,同一还原剂分别与不同氧化剂反应，还原剂被氧化剂氧化得越彻低 的(化合价升高越高) ，则氧化剂的氧化性越强。,同一氧化剂分别与不同还原剂反应，氧化剂被还原剂还原得越彻低 的(化合价降低越低) ，则还原剂的还原剂越强。,2HBr + H2SO4(浓) = Br2 + SO2 + 2H2O,8HI + H2SO4(浓) = 4I2 + H2S + 4H2O,还原剂的还原性：HI HBr HCl,7、电极反应判据:,活泼金属作原电池负板，被氧化；电解池中还原性强离子在惰性阳

15、极发生氧化,原电池负极或电解池阳极： 强还原剂-ne =弱氧化产物 原电池正极或电解池阴极： 强氧化剂+ne =弱还原产物,8、稳定性判据：,HClO HClO2 HClO3 HClO4 NaClO NaClO2 NaClO3 NaClO4,9、根据微粒得失电子放出（或吸收）能量判断：,当几种原子得到相同的电子数形成稳定结构的阴离子时，放出的能量越大或形成的离子稳定性越强，则该原子的氧化性越强。,当几种原子失去相同的电子数形成稳定结构的阳离子时，吸收的能量越小或形成的离子稳定性越强，则该原子的还原性越强。,计算依据:守恒原则(即配平原则)： 电子得失守恒，左右电荷守恒，原子质量守恒,例1、在3

16、BrF3 + 5H2O = HBrO3 + 9HF + O2 + Br2反应中，若有7.5molH2O参加反应，则 被H2O还原的BrF3为 ( ) A. 1mol B. 2mol C. 3mol D. 4.5mol,六、氧化还原反应计算技巧,实验室里可通过以下反应来制取碘: 2NO + O2 = 2NO2 ， 2H+ +2I- +NO2 = NO+I2+H2O 在这过程中,每制取1mol I2时，所消耗氧化剂 的质量为（ ） A. 46g B. 32g C. 28g D. 16g,D,【思考】,A,例. mg铁和含ng溶质的稀硝酸恰好完全反应，若有n/4gHNO3被 还原为NO，则m : n

17、 可以是 ( ) A. 1 : 5 B. 2 : 9 C. 1 : 3 D.1 : 2,B、C,分析：因铁在反应中的化合价变化不知道，所以要进行讨论。,(3)若Fe 一部分转化为Fe2+，一部分转化为Fe3+，则m : n 的值应 解于1 : 3 和2 : 9 之间,例3某温度下，将Cl2通入NaOH溶液中，反应得到NaCl、NaClO、 NaClO3的混合液、经测定ClO-与ClO3-的浓度之比为1 : 3， 则Cl2与NaOH溶液反应时被还原的氯元素与被氧化的氯元 素的物质的量之比为 ( ) A 21 : 5 B 11 : 3 C 3 : 1 D 4 : 1,分析：假设反应中生成 1 mol NaClO和3 mol NaClO3，则有 11 + 3 5 = 16 mol 电子发生转移，由电子守恒可知， 必有16 mol Cl原子被还原 n (还) / n (氧) = 16 / 1 + 3 = 4 : 1,D,