专题复习氧化还原反应.ppt

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1、氧化还原反应考纲要求：1、掌握氧化剂和还原剂、氧化反应和还原反应等基本概念。2、掌握重要的氧化剂、还原剂之间的常见反应。3、综合运用化合价和电子转移的观点，判断氧化还原反应中电子转移的方向与数目，并能进行一些简单的计算。4、运用化合价升降关系配平一些简单的氧化还原反应。5、能够依据一些条件，判断物质氧化性、还原性的强弱。考纲解读：对于氧化还原反应，高考中通常以选择题或填空题的形式出现，主要考查相关概念的辨析、氧化性或还原性比较，以元素化合物性质为载体考查方程式配平、得失电子数目计算以及强弱规律的应用等。氧化还原反应题目涉及知识面较广，规律性强，需要一定的解题技巧。一、氧化还原反应基础知识和概念

2、 1氧化还原反应：在反应中有元素化合价变化的化学反应叫做氧化还原反应。2特征：反应前后元素的化合价发生了变化（外在表现）。3本质：反应中有电子转移（内在实质）。4.氧化还原反应的基本类型：(1)自身氧化还原反应：同一种物质的分子内，同种元素(不同价态)或不同种元素的原子(离子)之间发生电子转移的氧化还原反应。说明：自身氧化还原反应中氧化剂和还原剂必须是同一种物质。(2)歧化反应：同一种物质分子内同一种元素同一价态的原子(或离子)发生电子转移的氧化还原反应。如：C12+2NaOH=2NaCl+NaClO+H2O 3NO2+H2O=2HNO3+NO说明：歧化反应是自身氧化还原反应的特例；歧化反应的

3、特点：某元素的中间价态在适宜条件下同时向较高和较低价态转化。(3)归中反应：同种元素由不同价态(高价态和低价态)转变为中间价态的氧化还原反应。如：6HCl+KClO3KCl+3C12+3H2O 2FeCl3+Fe3FeCl2 2H2S+SO2=3S+2H2O(4)部分氧化还原反应：不同物质之间，部分被氧化或部分被还原的氧化还原反应。MnO2+4HCl(浓)=MnCl2+2H2O+C12 5.电子转移的表示方法（1）单线桥法。从被氧化（失电子，化合价升高）的元素指向被还原（得电子，化合价降低）的元素，标明电子数目，不需注明得失。例：（2）双线桥法。得失电子分开注明，从反应物指向生成物（同种元素）

4、注明得失及电子数。例：说明：注意两类特殊的化学反应。歧化反应，同种元素同价态在反应中部分原子化合价升高，部分原子化合价降低。例：归中反应。例：KClO3+6HCl 3Cl2+6KCl+3H2O 6.重要概念概念 定义 注意点氧化反应物质失去电子的反应物质失去电子的外部表现为化合价的升高还原反应物质得到电子的反应物质得到电子的外部表现为化合价的降低被氧化元素失去电子的过程元素失去电子的外部表现为化合价的升高被还原元素得到电子的过程元素得到电子的外部表现为化合价的降低氧化产物通过发生氧化反应所得的生成物氧化还原反应中，氧化产物、还原产物可以是同一种产物，也可以是不同产物，还可以是两种或两种以上的产

5、物。如反应4FeS2+11O2=2Fe2O3+8SO2中，Fe2O3和SO2均既为氧化产物，又为还原产物。还原产物 通过发生还原反应所得的生成物氧化剂 得到电子的反应物常见氧化剂：(1)活泼的非金属单质；如卤素单质(X2)、O2、S等(2)高价金属阳离子；如Fe3+、Cu2+等(3)高价或较高价含氧化合物；如MnO2、浓H2SO4、HNO3、KMnO4等(4)HClO、漂白粉、MnO2、Na2O2、H2O2、NO2、银氨溶液、新制的Cu(OH)2。等还原剂 失去电子的反应物常见还原剂：活泼或较活泼的金属；如K、Na、Zn、Fe等一些非金属单质；如H2、C、Si等较低态的化合物：CO、SO2、H

6、Cl、HBr、HI、H2S、Na2SO3、FeSO4、Fe(OH)2氧化性 得到电子的能力物质的氧化性、还原性的强弱与其得失电子能力有关，与得失电子的数目无关。还原性 失去电子的能力各概念间的关系：7.四种基本反应类型和氧化还原反应的关系反应类型 氧化还原反应 非氧化还原反应化合反应2NaCl22NaCl（有单质参加）CaOH2OCa(OH)2（没有单质参加）分解反应2H2O22H2OO2（有单质生成）H2CO3H2OCO2（没有单质生成）置换反应Zn2HClZnCl2H2复分解反应H2SO4Ba(OH)2BaSO42H2O二、氧化还原反应的规律1.性质强弱的规律在如下反应中，氧化性强弱顺序是

7、：氧化剂氧化产物；还原性强弱顺序是：还原剂还原产物。2.守恒规律化合价有升必有降，电子有得必有失对于一个完整的氧化还原反应，化合价升高总数与降低总数相等，失电子总数（或共用电子对偏离）与得电子总数（或共用电子对偏向）相等。3.价态表现性质的规律元素处于最高价，只有氧化性；元素处于最低价，只有还原性；元素处于中间价态，既有氧化性又有还原性，但主要呈现一种性质；物质若含有多种元素，其性质是这些元素性质的综合体现。简单表述为“高价氧化低价还，中间价态两头转”。4.转化规律氧化还原反应中，以元素相邻价态间的转化最容易；同种元素不同价态之间的氧化反应，化合价的变化遵循“只靠拢，不交叉”（即价态归中）；同

8、种元素相邻价态间不发生氧化还原反应。即是:歧化律处于中间价态的元素同时升降;归中律同种元素不同价态反应时，化合价向中间靠拢，且一般符合邻位转化和互不换位规律。例如：5.反应先后的一般规律在浓度相差不大的溶液中，同时含有几种还原剂时，若加入氧剂，则它首先与溶液中还原性最强的还原剂作用；同理，同时含有几种氧化剂时，若加入还原剂，则它首先与溶液中氧化性最强的氧化剂作用。说明:越易失电子的物质，失后就越难得电子；越易得电子的物质，得后就越难失电子。三、氧化还原反应的应用（一）氧化性、还原性比较氧化性得电子性，得到电子越容易氧化性越强还原性失电子性，失去电子越容易还原性越强由此，金属原子因其最外层电子数

9、较少，通常都容易失去电子，表现出还原性，所以，一般来说，金属性也就是还原性；非金属原子因其最外层电子数较多，通常都容易得到电子，表现出氧化性，所以，一般来说，非金属性也就是氧化性。1.根据金属活动性顺序来判断:一般来说，越活泼的金属，失电子氧化成金属阳离子越容易，其阳离子得电子还原成金属单质越难，氧化性越弱；反之，越不活泼的金属，失电子氧化成金属阳离子越难，其阳离子得电子还原成金属单质越容易，氧化性越强。2.根据非金属活动性顺序来判断:一般来说，越活泼的非金属，得到电子还原成非金属阴离子越容易，其阴离子失电子氧化成单质越难，还原性越弱。3.根据氧化还原反应发生的规律来判断:氧化还原反应可用如下

10、式子表示：规律：反应物中氧化剂的氧化性强于生成物中氧化产物的氧化性，反应物中还原剂的还原性强于生成物中还原产物的还原性。4.根据氧化还原反应发生的条件来判断:如：MnO2+4HCl(浓)MnCl2+C12+2H2O2KMnO4+16HCl(浓)=2MnCl2+5C12+8H2O 后者比前者容易(不需要加热)，可判断氧化性 KMnO4Mn25.根据反应速率的大小来判断:如:2Na2SO3+O2=2Na2SO4（快），2H2SO3+O2=2H2SO4（慢），其还原性:Na2SO4H2SO3SO26.根据被氧化或被还原的程度来判断:如：即氧化性:7.根据原电池的正负极来判断：在原电池中，作负极的金属

11、的还原性一般比作正极金属的还原性强。8.根据电解池中溶液里阴、阳离子在两极放电顺序来判断。如:Cl失去电子的能力强于OH，还原性:9.根据元素在周期表中位置判断：(1)对同一周期金属而言，从左到右其金属活泼性依次减弱。如Na、Mg、A1金属性依次减弱，其还原性也依次减弱。(2)对同主族的金属而言，从上到下其金属活泼性依次增强。如Li、Na、K、Rb、Cs金属活泼性依次增强，其还原性也依次增强。（3）对同主族的非金属而言，从上到下其非金属活泼性依次减弱。如F、Cl、Br、I非金属活泼性依次减弱，其氧化性也依次减弱。10.根据（氧化剂、还原剂）元素的价态进行判断：元素处于最高价只有氧化性，最低价只

12、有还原性，处于中间价态既有氧化又有还原性。一般来说，同种元素价越高，氧化性越强；价越低还原性越强。如氧化性:Fe3+Fe2+Fe,S(+6价)S(+4价)等，还原性:H2SSSO2，但是，氧化性：HClO4 HClO3 HClO2 HClO。注意：物质的氧化性、还原性不是一成不变的。同一物质在不同的条件下，其氧化能力或还原能力会有所不同。如：氧化性：HNO3（浓）HNO3（稀）；Cu与浓H2SO4常温下不反应，加热条件下反应；KMnO4在酸性条件下的氧化性比在中性、碱性条件下强。原子的氧化性一般都强于分子的氧化性。如氧化性：（二）氧化还原反应方程式的配平1.配平的原则(1)电子守恒：氧化还原反

13、应过程中，氧化剂得电子总数目等于还原剂失电子总数目，即：“电子得失数相等”“化合价升降数相等”。(2)质量守恒：反应前后各元素的原子个数相等。(3)电荷守恒：对于离子方程式，等式两边“电荷总数相等”。2.配平的思路一般分两部分:第一部分是氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物之间的配平化合价升降相等或电子得失数相等；第二部分是用观察法配平其他物质的化学计量数。3.常见配平方法：化合价升降法(即电子得失法或氧化数法)这类方法既可以配平分子反应式,也可以配平离子反应式,它是氧化还原反应的一般配平方法。化合价升降法的配平步骤是：写出反应物和生成物的化学式，分别标出变价元素的化合价，得出升降数目。使化合价

14、升高与化合价降低的总数相等（求最小公倍数法）。用观察的方法配平其它物质的化学计算数（包括部分未被氧化或还原的原子（原子团）数通过观察法增加到有关还原剂或氧化剂的化学计量数上），配平后把单线改成等号。该基本步骤可简记作：划好价、列变化、求总数、配化学计量数。（三）氧化还原反应的相关计算依据：氧化剂得到的电子总数等于还原剂失去的电子总数。计算公式：氧化剂物质的量一个分子内被还原的原子个数化合价的变化值=还原剂物质的量一个分子内被氧化的原子个数化合价的变化值。例1：(2011全国II卷)某含铬Cr2O72 废水用硫亚铁铵FeSO4(NH4)2 SO46H2O处理，反应中铁元素和铬元素完全转化为沉淀。

15、该沉淀干燥后得到n molFeOFeyCrxO3。不考虑处理过程中的实际损耗，下列叙述错误的是A消耗硫酸亚铁铵的物质量为n(2-x)molB处理废水中Cr2O72 的物质量为molC反应中发生转移的电子数为3nx molD在FeOFeyCrxO3中3x=y答案：A解析：由铬元素守恒知废水中Cr2O72 的物质量为 mol，反应中发生转移的电子数为6 mol 3nx mol。由得失电子守恒知y3x，而由铁元素守恒知消耗硫酸亚铁铵的物质量为n（1+y）moln(3x+1)mol，因此选项A是错误的。例2：（2012四川）向27.2g Cu和Cu2O的混合物中加入某浓度的稀硝酸0.5L，固体物质完全

16、反应，生成NO和Cu(NO3)2。在所得溶液中加入1.0mol/L 的NaOH溶液1.0L，此时溶液呈中性，金属离子已完全沉淀，沉淀质量为39.2g。下列有关说法不正确的是（）A.Cu与Cu2O 的物质的量之比为2:1 B.硝酸的物质的量浓度为2.6mol/LC.产生的NO在标准状况下的体积为4.48L D.Cu、Cu2O与硝酸反应后剩余HNO3为0.2molB1、分析氧化还原反应要理清知识线索：化合价升高（降低）失（得）电子还原剂（氧化剂）氧化反应（还原反应）氧化产物（还原产物）；要明确解题方法、思路，从氧化还原反应的实质电子转移去分析理解有关概念；在实际解题中，应从分析元素化合价有无变化这

17、一特征入手。小结2、几个特殊氧化还原反应中元素化合价表法及电子转移数目的计算：（1）在Cl2+H2O=HClO+HCl 中，Cl2既是氧化剂又是还原剂（Cl20Cl+1、Cl20Cl-1），在标准状况下，22.4L氯气参加反应时，电子转移数为0.01NA；类似情况的还有 Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O。（2）在2Na2O2+2H2O=4NaOH+O2中，Na2O2既是氧化剂又是还原剂（Na2O-12O-2、Na2O2O0），当有7.8g Na2O2参加反应时，电子转移数目为0.1 NA。要正确求算反应中电子数目问题，须标对反应中氧化剂、还原剂与还原产物、氧化产物之间元素化合价

18、的变化，只计算得到或失去电子数目即可，因氧化还原反应中得失电子总数相同，不要将得失电子数加起来。（3）6HCl+KClO3=KCl+3Cl2+3H2O中，HCl中氯元素的化合价为-1价，KClO3中氯元素的化合价为+5价，它们发生归中反应生成了Cl2。（4）H2SO4（浓）+H2S=S+SO2+2H2O中，浓硫中硫元素的化合价为+6价，硫化氢中硫元素的化合价为-2价；发生氧化还原反应时，由+6价的硫变成了+4价的硫，由-2价硫的变成了0价的硫，化合价不能交叉。3、强氧化剂与强还原剂相遇时，一般都会发生氧化还原反应。如：H2SO4(浓)与金属、H2S、S2-、HI、I-、HBr、Br、Fe2+、P等。Cl2与金属、H2S、S2-、HI、I-、HBr、Br-、Fe2+、H2、SO2、SO32、H2S3等。HN3与金属、H2S、S2-、HI、I-、HBr、Br-、Fe2+、P、SO2、SO32、H2S3等。O2与金属、H2S、S2-、HI、I-、Fe2+、P、Si、H2等。