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广东惠东县高考化学第一轮复* 第二章 化学物质及其变化 第4-5讲 氧化还原反应基本概念、规律和应用

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第4、5讲氧化还原反应 基本概念、规律和应用

课前热身
?1、下列说法中,正确的是( A ) ? A、氧化剂具有氧化性 ? B、氧化剂发生氧化反应 ? C、氧化剂发生反应后生成氧化产物 ? D、氧化还原反应的任何一种反应物不
是氧化剂就必定是还原剂

? 2、盐酸与氯气均可以和铁反应,从产物

中比较可得出氯气比盐酸强的性质是

(A )

? A、氧化性

B、还原性

? C、酸性

D、金属性

?3、下列说法中完全正确的是( C D ) ? A、失电子难的原子,其获得电子的能力一
定强
? B、在反应中,金属单质只表现还原性,非 金属单质只表现氧化性
? C、L层比M层多一个电子的元素,其单质一 定具有较强的氧化性
? D、有单质参加的化学反应不一定都是氧化 还原反应

4、下列叙述中,正确的是( A )
A、含金属元素的离子不一定是阳离子
B、在氧化—还原反应中,非金属单质一定 是氧化剂
C、某元素从化合态变化游离态时,该元素 一定被还原
D、金属阳离子被还原一定得到金属单质

一、基本概念的理解



二、掌握两种电子转移的表示法





三、常见的氧化剂和还原剂



四、氧化性和还原性强弱比较





五、氧化还原反应的基本规律

六、有关氧化还原反应的计算

七、氧化还原反应的配*

一、氧化还原反应基本概念:
1.氧化还原反应的基本概念 氧化还原反应从特征来说是指有 元素化合价升降
的化学反应; 从本质上来看则是指有 电子转移(得失或偏移)
的反应。

? (1)氧化剂、还原剂 氧化剂是指在反应中得 到电子(或电
子对偏向)的反应物,表现为反应后所含 元素化合价降低。氧化剂具有氧化性,在反 应中本身被还原,其生成物叫还原产物。
还原剂是指在反应中失 去电子(或电子 对偏离)的反应物,表现为反应后所含元 素化合价升 高,还原剂具有还原性,反应 中本身被氧化,生成物是氧化产物。

2、氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物的关系:

二、氧化还原反应的表示方法
1、用箭头表明同一元素原子的电子转 移情况即大家熟悉的“双线桥”。如:
表示KClO3+ 6HCl(浓)= 3Cl2+ KCl + 3 H2O电子转移的方向和数目

在氧化还原反应化学方程式里,除了可用 箭头表明同一元素原子的电子转移情况外 (即:双线桥法),还可以用箭头表示不同原 子的电子转移情况(称为“单线桥法”)。

: 2、用箭头表示不同原子的电子转移情况——“单线桥”。如
2e-
MnO2 + 4HCl(浓)==MnCl2+Cl2 +2H2O
更好地体现了氧化剂和还原剂在反应中的电子 转移的关系。再如:
4e-
练一练:用N单H4线NO桥3 表==示2H电2O子+转N移2O情况 5NH4NO3= 4N2+2HNO3+9H2O

单线桥分析氧化还原反应可简单表示 为
①反应中电子转移总数即为还原剂给出的电 子总数,也是氧化剂接受的电子总数。 ②在单线桥中不写“得”或“失”。

例1.标出反应的电子转移方向和数目, 得15e得15e-
11P+15CuSO4+24H2O==5Cu3P+6H3PO4+15H2SO4
失30e-
该反应中氧化剂为_P_、__C_uS_O_4,还原剂为___P________, 1mol CuSO4能氧化P原子的物质的量是__0._2m__ol_____ 。 1molP能氧化 0.6mol molP。

? 例2.氢阴离子(H-)能和NH3反应:
? H-+NH3= NH2- +H2↑。根据上述反应事 ? 实可以得到的正确结论是( B)
A.NH3具有还原性 B.H-是很强的还原剂 C. H2只是该反应的还原产物 D.该反应属于置换反应

?例3、需要加入氧化剂才能实现的变化是

(C )

A.MnO2→MnSO4 B.AlO2-→Al(OH)3

C.KI→KIO3

D.HNO3→NO

三、常用的氧化剂和还原剂
1、常见的氧化剂
(1)部分氧化物和过氧化物,如 MnO2 、Na2O2等; (2)某些高价含氧酸及含氧酸盐,如 KMnO4、KClO3 、 K2Cr2O7 、HNO3、浓H2SO4 等; (3)某些活泼非金属单质,如F2、Cl2、Br2、I2、O2 等; (4)某些高价金属离子,如Fe3+、Cu2+ 等。
2、常用的还原剂
(1)部分低价化合物或酸根离子,如H2S、I—、S2— 等; (2)某些活泼金属单质,如Na、Mg、Al、Fe 等; (3)某些非金属单质,如 H2、C 等。 (4)元素处于低化合价时的氧化物,如CO、SO2等。

四、氧化性和还原性强弱比较
1.根据方程式判断
氧化性:氧化剂>氧化产物 还原性:还原剂>还原产物

2.根据反应条件判断 当不同氧化剂作用于同一还原剂时,如氧化
产物价态相同,可根据反应条件的难易来进行判 断。越易反应,则氧化剂的氧化性越强。如:
4HCl(浓)+MnO2 MnCl2+2H2O+Cl2↑ 16HCl(浓)+2KMnO4=2KCl+2MnCl2+8H2O+5Cl2↑
则氧化性:KMnO4>MnO2 判断还原剂还原性的原理类似。

3.由氧化产物的价态高低来判断
当同一还原剂在相似的条件下作用于不同 的氧化剂时,可由氧化产物元素价态的高 低来判断氧化剂氧化性的强弱。即:在相 同条件下,使还原剂价态升得越高,则氧 化剂的氧化性越强。
如: 2Fe+3Cl2 =2FeCl3 Fe+S= FeS
则氧化性:Cl2>S 判断还原剂还原性的原理类似。

? [注意]
? (1) 并非还原产物中元素化合价越低,氧化剂 的氧化性就越强。如反应
? 3Cu+8HNO3(稀)=3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O ? (生成物中N的化合价为+2)
? Cu+4HNO3(浓) = Cu(NO3)2+NO2↑+2H2O ? (生成物中N的化合价为+4)
? 但HNO3(浓)的氧化性强于HNO3(稀)。 ? (2)一般来说,同一种元素的化合价越高,则相
应 的 物 质 或 微 粒 的 氧 化 性 越 强 , 如 Fe3+ 氧 化 性 比 Fe2+ 强 。 但 是 , HClO 氧 化 性 强 于 HClO4 , H2SO3(稀)氧化性强于H2SO4(稀)。

4.根据元素周期表判断
(1)同主族元素(从上到下):非金属原子 (或单质)氧化性逐渐减弱,对应阴离子还原 性逐渐增强;金属原子(或单质)还原性逐渐 增强,对应阳离子氧化性逐渐减弱。
(2)同周期元素(从左到右):原子或单质还 原性逐渐减弱,氧化性逐渐增强。阳离子的氧 化性逐渐增强,阴离子的还原性逐渐减弱。

5、根据电化学原理
(1)原电池 负极比正极活泼,易失去电子 还原性:负极>正极
(2)电解池: 阳极:易失去电子的先放电 S2->I->Br->Cl->OH阴极:易得电子的先放电 Ag+>Fe3+>Hg2+>Cu2+>H+

6.利用元素的金属性和非金属性比较规律:
(1)元素的金属性越强,相应单质的还原性 越强,相应阳离子的氧化性越弱。可根据金属 活动顺序表 。
(2)元素的非金属性越强,相应单质的氧化性 越强,相应阴离子的还原性越弱。 如非金属性:F>O>Cl> Br > I > S
氧化性:F2>O2>Cl2 > Br2 > I2 > S 还原性:F-<Cl- < Br- < I- < S2-

7、根据浓度大小来判断
具有氧化性(或还原性)的物质,其浓度 越大,其氧化性(或还原性)越强,反之, 其氧化性(或还原性)越弱。如浓硝酸的氧 化性强于稀硝酸。

例1.根据下列反应,判断M、N、P、Q的还 原性由强到弱的顺序是( B ) ①NCl2+P=N+PCl2 ②2MCl3+3N=2M+3NCl2 ③3PCl2+2M=2MCl3+3Q
A.M>N>P>Q B.P>N>M>Q C.Q>P>N>M D.N>M>P>Q

例2.现有下列三个氧化还原反应存在: ①2FeCl3+2KI=2FeCl2+2KCl+I2; ②2FeCl2+Cl2=2FeCl3; ③2KMnO4+16HCl=2KCl+2MnCl2+8H2O+5Cl2↑。 若某溶液中有Fe2+和I-共存,要氧化除去I-而又不影响Fe2+和Cl-。
下列试剂中,可加入的试剂是( C )
A.Cl2 B.KMnO4 C.FeCl3 D.HCl

?例3、根据下列三个反应的化学方程式,下 列关系式正确的是( B )
? ①I2+SO2+2H2O=H2SO4+2HI ? ②2FeCl3+2HI=2FeCl2+2HCl+I2 ? ③2FeCl2+Cl2=2FeCl3 ? A、氧化性:Fe3+>Cl2>H2SO4>I2 ? B、还原性:SO2>I->Fe2+>Cl-
?C、2Fe+3I2 = 2FeI3 ? D、FeI2+Cl2=FeCl2+I2

例4、在一定条件下,氯酸钾与碘按下式反 应:2KClO3+I2=2KIO3+Cl2,由此可推断下 列相应的结论,不能推出的是( D ) A、该反应属于置换反应 B、还原性:I2>Cl2 C、非金属性:I<Cl
D.氧化性:KClO3>Cl2

五、氧化还原反应的基本规律
1.遵循三大守恒原则 2.价态规律 3.邻位变化规律 4.强弱规律 5.优先规律

1.遵循三大守恒原则
(1)电子守恒: 氧化剂得电子总数=还原剂失电子总数。
(2)原子守恒: 某元素的原子的种类及个数在反应前后保持 不变。
(3)电荷守恒: 离子反应中,反应前后离子所带总电荷相等

例题:
下面的离子方程式 : xR2++yH++O2 →mR3++nH2O, 下列R3+、R2+和化学计量数m、n的判
断错误的是( C )
(A)m=4,R3+是氧化产物 (B)m=y,R2+显还原性 (C)x=3,R3+是氧化产物 (D)x=y,R2+显还原性

2、价态规律
(1)当元素具有可变化合价时,一般处 于最高价态时只具有氧化性,处于最低价 态时只具有还原性,处于中间价态时既具 有氧化性又具有还原性。
如:浓硫酸的S只具有氧化性,H2S中的 S只具有还原性,单质S具有氧化性又具 有还原性。

(2)价态归中规律:
不同价态的同种元素之间发生氧化还原反 应时遵循“高价+低价→中间价”的规律; 而不会出现价态交错现象
如:
S+2H2SO4(浓)→3SO2↑+2H2O
6HCl+KClO3→3Cl2↑+KCl+3H2O

(3)歧化反应规律
发生在同一物质分子内、同一价态的同一元 素之间的氧化还原反应,叫做歧化反应。
反应规律:所得产物中,该元素一部分价态升 高,一部分价态降低,即“中间价→高价 +低 价”。具有多种价态的元素(如氯、硫、氮和 磷元素等)均可发生歧化反应。
如: Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O

3.邻位变化规律:
不同价态的同种元素之间发生氧化还原 反应时(不会在相邻价态间进行), 向邻价位转化。
如:H2S+H2SO4→S↓+SO2↑+2H2O
-2 0 +4 +6
(S→ S — S ←S)
浓H2SO4与SO2会反应吗?

4.强弱的规律:
强氧化剂+强还原剂→弱还原剂(还原产物)+ 弱氧化剂(氧化产物) (1)氧化剂 →还原产物, 还原剂→氧化产物; (2)氧化性:氧化剂>氧化产物, (3)还原性:还原剂>还原产物。
如:2Fe3++2I-→2Fe2++I2 氧化性:Fe3+>I2 还原性:I->Fe2+

例题:
已知:①2Fe3++2I-→2Fe2++I2 ②2Fe2++Br2 →2Fe3++2Br-。 则离子的还原性从强到弱的顺序正确的 是( B )
(A)Br->Fe2+>I- (B)I->Fe2+>Br- (C)Br->I->Fe2+ (D)Fe2+>I->Br-

5. 优先规律:
当一种氧化剂同时氧化几种还原剂时, 首先氧化最强的还原剂,待最强还原剂完全 氧化后,多余的氧化剂再依次氧化次强还 原剂;当然一种还原剂同时还原几种氧化 剂时,也是如此。
如:将金属Zn投入含Cu2+、Fe2+和Mg2+的 溶液中,因氧化性Cu2+>Fe2+>Zn2 + > Mg2+ ,故首先置换出Cu,待Cu被完全置换出来后, 再置换出Fe,但不能置换出Mg。

例题:
向100mL1mol/L的FeBr2溶液中通入 标准状况下的Cl2,当通入Cl2的体积分别 为(1)1.12L,(2)2.24L,(3)4.48L时, 写出反应的离子方程式。
离子方程式分别为:
(1)2Fe2++Cl2=2Fe3++2Cl- (2)2Fe2++2Br-+2Cl2=2Fe3++Br2+4Cl- (3)2Fe2++4Br-+3Cl2=2Fe3++2Br2+6Cl-

六、有关氧化还原反应的计算
利用电子守恒、电荷守恒、原子守恒原 理计算,可使计算过程大大简化。
例1:24mL 0.05 mol/L 的Na 2 SO 3 溶液, 恰好与 20 mL0.02mol/L的 K2Cr2O7溶液完全反应,则元素Cr在被还 原的产物中的化合价是( B )
(A) +6 (B) +3 (C) +2 (D) 0

例2:某金属与稀硝酸均恰好完全反应 生成NO,消耗金属和HNO3的物质的 量之比为1:3,则该金属可能是( C )
(A)Cu (B)Ag (C)Fe (D)Al

例3:2.24(g)铁粉与50mL稀硝酸恰好完 全反应(硝酸的还原产物是NO),向反应 后的溶液中加入50mL0.2mol/L的KI溶 液,I-恰好被完全氧化成单质碘,求硝酸 的物质的量浓度。
0.6mol/L

? 例 4 、 硫 酸 铵 在 强 热 条 件 下 分 解 生 成 NH3 、 SO2、N2和水的反应中氧化产物和还原产 物的物质的量之比是( D )

? A、2:3

B、4:3

? C、1:1

D、1:3

练*1、锌和某浓度的HNO3反应时,若参加反 应 的 锌 与 HNO3 的 物 质 的 量 之 比 为 2 : 5 , 则 HNO3的还原产物可能是(A B )

A、NH4NO3

B、N2O

C、NO

D、NO2

练*2.在 3BrF3+5H2O=HBrO3+Br2+9HF+O2↑反应中, 若有5mol水作还原剂时,则由水还原的BrF3 的物质的量为多少?

七、氧化还原反应配*
1.配*总原则:反应中化合价升降总数相等及反 应前后原子种类及个数相等。 2.配*一般步骤:标好价,算变化,总相等,配 其它。 3.配*策略:先用观察法,不行再用氧化还原法, 同时注意观察。 如: K2MnF6+ SbF5= KSbF6+ MnF3+ F2

4. 配*基本技能:
(1)全变从左边配:氧化剂、还原剂中某元素化合价全变 的,一般从左边反应物着手配* 。
Pt + HNO3+ HCl —H2PtCl6 + NO + H2O (2)自变从右边配:自身氧化—还原反应(包括分解、歧化) (部分氧化还原)
一般从右边着手配*
例如:Cl2 + KOH —KCl + KClO3 + H2O (NH4)2PtCl6 —Pt + NH4Cl + HCl + N2 Cu(NO3)2—CuO + NO2 + O2

(3).归中从左边配:归中反应(反歧化,化合型氧化— —还原反应)一般从左边着手配* .
KI + KIO3 + H2SO4—I2 + K2SO4 + H2O

(4).根据计算来写方程式并配*:

例:在热的稀硫酸溶液中溶解了11.4g FeSO4。 当加入50mL 0.5mol/L KNO3溶液后,使其中 Fe2+的全部转化成Fe3+,KNO3也反应完全,并 有氮氧化物气体逸出。(1)写出并配*该化学方

程式(2)反应中氧化剂为

(3)用短线

和箭头标出电子转移的方向和总数(4)产生

2.24升气体时,反应转移_____mol电子。

3Fe2++NO3—+4H+=3Fe3++NO+2H2O

最后不要忘了检查是否配 注意! *了(包括原子数,化合
价升降数,电荷数)。




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