专题复习氧化还原反应.ppt
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,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）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,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,二、氧化还原反应的规律,性质强弱的规律在如下反应中，氧化性强弱顺序是：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 KMnO4Mn2,5.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:Na2SO4H2SO3SO2,6.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。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0.2mol,B,1、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。,
