备考2019高考化学第一轮复习 第2章 化学物质及其变化 第3节 氧化还原反应学案 必修1.doc

第三节 氧化还原反应一、氧化还原反应1定义：在反应过程中有 的化学反应叫做氧化还原反应。2实质与特征：氧化还原反应的实质是 ，特征是 。3有关概念及相互关系（记忆口诀：“降得还还氧化剂，升失氧氧还原剂”）：氧化剂（有氧化性）降（化合价 ）得（ 电子）还（ 反应）还（ 产物）还原剂（有还原性）升（化合价 ）失（ 电子）氧（ 反应）氧（ 产物）4电子转移的表示方式单线桥法：箭头从 指向 ；桥上只标电子数，不写“得”、“失”等，如下左式。双线桥法：得失电子分开注明，从同种元素 指向 ，注明 情况及 数。如下右式。MnO2 + 4HCl（浓）MnCl2+Cl2+2H2O 2e- 得2e-失2e-MnO2+4HCl（浓）MnCl2+Cl2+2H2O二、氧化还原反应与四种基本类型反应之间的关系1所有的 反应都是氧化还原反应。2所有的 反应都不是氧化还原反应。3有 参加的化合或分解反应一定是氧化还原反应，没有单质参加的化合、分解反应 是氧化还原反应。4有单质参加的反应 是氧化还原反应，如：2O3=3O2 。三 、常见氧化剂和还原剂及其产物1常见氧化剂（化合价能 的物质）及其产物形式：Cl2、Br2、I2 ；KClO、KClO3（或 ClO2） +多出的负二价氧再形成其它化合物；酸性KMnO4（用H2SO4酸化） +多出的负二价氧再形成其它化合物；H2O2（Na2O2) +多出的负二价氧再形成其它化合物；HNO3 (浓) +多出的负二价氧再形成其它化合物；HNO3（稀） +多出的负二价氧再形成其它化合物；H2SO4(浓) +多出的负二价氧再形成其它化合物；FeCl3 +多出的Cl再形成其它化合物。2常见还原剂（化合价能 的物质）及其产物形式：Fe（金属单质） ； Fe2 ； SO2（SO32) ；SO2的氧化产物，在无水时生成SO3，有水存在时生成SO42-。H2S 一般生成 ；遇强氧化剂时也可以生成 。HCl(HBr、HI) 。H2 。3既可作氧化剂又作还原剂的有：S、SO、H2SO3、SO2、NO、Fe2及含CHO的有机物。4写总方程式时，把氧化剂的模式与还原剂的模式合并在一起写出来就可以了，但是要考虑阴阳离子结合后的产物在反应的环境中是否存在，可能会转化为什么物质。另外再注意：负价粒子必须结合正价粒子形成分子，酸根若遇到金属离子时则优先结合金属离子，一般阴离子原来与谁结合，则在生成物中仍与谁结合，若无金属则结合H+生成酸。但是负二价氧（O2）最优先结合的对象是H+，这样处理可以使方程式配平变得容易。需补充物质时，所补充的物质中价态一般都是 的，若在水溶液中进行反应时，可以随时在方程式左侧或右侧补充 分子以便于配平。依据氧化还原规律“有得必有失，有升必有降”确定产物的形式。并依据“电子守恒”原则配平。四、氧化还原反应方程式的配平1. 化合价升降法(即电子得失法或氧化数法)配平步骤：(1)标明反应前后化合价有 的元素化合价。(2)通过求最小公倍数，使化合价 相等，要注意考虑化学式中各原子的角标（化合物整体性）。(3)确定氧化剂和还原剂的系数。(4)观察配平其它元素的系数。先配平 、再配平 、最后配平 ，然后用 检查配平结果。1已知某强氧化剂RO(OH)22+中的元素R可被亚硫酸钠还原到较低价态。若把1.210-3 mol RO(OH)22+还原，需要6 mL 0.2 mol/L的亚硫酸钠溶液，则反应后R的化合价为( )A.0 B.+2 C.+3 D.+4一、氧化还原反应中的主要规律1守恒规律：(1)质量守恒：反应前后元素的 和 不变。(2)电子守恒：氧化剂获得的电子总数还原剂失去的电子总数。这是配平氧化还原反应方程式的依据，也是有关氧化还原反应计算的依据。表达式为：n(氧化剂)分子中 化合价 n(还原剂)分子中 化合价 。2价态归中规律：同种元素不同价态之间的反应，遵循以下规律： 。3若某元素有多种可变价态，处于最高价态时，只有 性；处于最低价态时，只有 性；处于中间价态时 ，。4. “先强后弱”规律：在浓度相差不大的溶液中，(1)同时含有几种还原剂时，加入一种氧化剂后，将按照还原性 的顺序依次反应。(2)同时含有几种氧化剂时，加入一种还原剂后，将按照氧化性 的顺序依次反应。(3)常见离子氧化性强弱：MnO4（Cr2O72） ClO （NO3+H+） Fe3+ Cu2+；常见离子还原性强弱：S2 SO32 I Fe2+ Br Cl。MnO4、Cr2O72与 种还原性离子S2、SO32、I、Fe2+、Br、Cl以及乙醇、乙醛等不共存。ClO与 种还原性离子S2、SO32、I、Fe2+、Br等不共存。（NO3+H+）与 种还原性离子S2、SO32、I、Fe2+等不共存。Fe3+与 种还原性离子S2、SO32、I等不共存。(4)（S2+SO32）、（ClO+Cl）在 时能共存， 因氧化还原时不共存。二、氧化性、还原性强弱的判断1依据化学反应方程式(主要)：氧化性： ；还原性： 。2依据金属、非金属活动性顺序依据金属活动性顺序：K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au单质还原性逐渐 ，对应阳离子的氧化性逐渐 。依据非金属活动性顺序：F2 Cl2 Br2 I2 S单质氧化性逐渐 ，对应阴离子的还原性逐渐 。3根据元素在周期表中的相对位置：从上到下，从右到左，金属原子的还原性逐渐 ，相应阳离子的氧化性逐渐 。从下到上，从左到右，非金属原子的氧化性逐渐 ，相应有离子的还原性逐渐 。4依据反应条件及反应的剧烈程度：反应条件要求越低，反应越剧烈，对应物质的氧化性或还原性越强。如是否加热，有无催化剂及反应温度高低和反应物浓度大小等。如：2KMnO416HCl=2KCl2MnCl25Cl28H2O MnO24HClMnCl2Cl22H2O由上述反应的 不同，可判断氧化性：KMnO4 MnO25.依据氧化还原反应的程度：相同条件下，不同氧化剂作用于同一种还原剂，氧化产物价态高的反应对应的氧化剂氧化性强。如：2Fe3Cl2=2FeCl3 FeS=FeS 氧化性Cl2 S相同条件下，不同还原剂作用于同一种氧化剂，还原产物价态低的反应对应的还原剂的还原性强。如:Cu2Fe3=Cu22Fe2 3Zn2Fe3=3Zn22Fe 还原性：Zn Cu6依据电化学原理：一般情况下稀酸做电解质溶液时，两种不同金属构成原电池的两极。其还原性：负极 正极。用惰性电极电解混合溶液时，在阴极先放电的阳离子 较强，在阳极先放电的阴离子 较强。7特别提醒：(1)氧化性、还原性强弱取决于得失电子的 ，与得失电子的数目 。(2)对于一种物质既作氧化剂、又作还原剂的反应，如Cl2H2O = HClOHCl， （能/不能）根据反应方程式判断物质氧化性、还原性的强弱。(3)依据金属活动性顺序判断阳离子的氧化性强弱时， 离子的氧化性符合该顺序，Fe3+离子的氧化性应介于Hg2+、Ag+之间，比较特殊。1有下列三个反应：Cl2FeI2=FeCl2I22Fe2Br2=2Fe32BrCo2O36HCl=2CoCl2Cl23H2O。下列说法正确的是()A中的氧化产物分别是I2、Fe3、CoCl2 B根据以上方程式可以得到氧化性Cl2Fe3Co2O3C可以推理得到Cl2FeBr2=FeCl2Br2 D在反应中当1 mol Co2O3参加反应时，2 mol HCl被氧化2向含有1 mol FeCl2的溶液中通入0.2 mol Cl2，再加入含0.1 mol X2O的酸性溶液，使溶液中Fe2恰好全部被氧化，并使X2O还原为Xn，则n值为()A2 B3 C4 D5【第三节 氧化还原反应参考答案】【基础落实】一、氧化还原反应1元素化合价变化2电子转移 元素化合价的变化3. 降低 得 还原 还原 升高 失 氧化 氧化4还原剂中化合价升高的元素 氧化剂中化合价降低的元素 反应物 生成物 得失 电子二、氧化还原反应与四种基本类型反应之间的关系1.置换 2.复分解 3.单质 不一定 4.不一定三 、常见氧化剂和还原剂及其产物1降低 Cl-、Br-、I- KCl（或Cl） MnSO4K2SO4H2O H2O（Na2O) NO2H2O NOH2O SO2H2O FeCl22升高 Fe2或Fe3 Fe3 SO3 或 SO42 S + H SO42+ H Cl2 (Br2、I2) + H H4不变 H2O四、氧化还原反应方程式的配平1. 变化 升降总值 金属 非金属 氢原子 氧原子【对点训练】1.D【规律总结】一、 氧化还原反应中的主要规律1. 种类 质量 变价原子个数 变化值 变价原子个数 变化值2化合价变化只就近变化，不交叉变化3. 氧化 还原 既有氧化性，又有还原性4. 由强到弱 由强到弱 6 5 4 3 碱性条件 酸性条件二、氧化性、还原性强弱的判断1.氧化剂 氧化产物 还原剂 还原产物2.减弱 增强 减弱 增强3增强 减弱 增强 减弱4条件 5. 6 氧化性 还原性7难易程度 无关 不能 Fe2+【对点训练】1.D 2. B