氧化还原反应复习.ppt

氧化还原反应,2012年高考化学第一轮复习课件,2,判断下列哪些反应是氧化还原反应？理由？ 1 Na2O + H2O = 2NaOH 2 2Al + Fe2O3 = 2Fe + Al2O3 3 CH4 + Cl2 CH3Cl + HCl 4. NaH + NH3 = NaNH2 + H2,光,以4为例判断氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物。,还原剂 氧化剂 氧化产物 还原产物,+1-1 -3+1 +1-3+1 0,3,【例1】对于反应IBr+H2O = HBr+HIO的说法正确的是（ ） A. IBr只作氧化剂 B. IBr只作还原剂 C. IBr既不是氧化剂，又不是还原剂 D. IBr既是氧化剂，又是还原剂,C,4,【例2】下列反应中，氧化剂与还原剂物质的量的关系为12的是（ ） AO3+2KI+H2O=2KOH+I2+O2 B2CH3COOH+Ca(ClO)2=2HClO+Ca(CH3COO)2 CI2+2NaClO3=2NaIO3+Cl2 D4HCl+MnO2=MnCl2+Cl2+2H2O,AD,5,【例3】在 CaH2+2H2O=Ca(OH)2+2H2 的反应中，下列叙述正确的是 （1）H2是氧化产物 （2）H2是还原产物 （3）H2O是氧化剂 （4）Ca H2中氢元素，既被氧化又被还原； （5）氧化产物和还原产物质量比为1：1 A、 B、 C、 D、,C,6,【例4】在11P+15CuSO4+24H2O= 5Cu3P+6H3PO4+15H2SO4 的反应中，P元素发生的变化是（ ） A. 被氧化. B. 被还原 C. 既被氧化又被还原 D.既未被氧化又未被还原,C,一：氧化还原基本概念,还原性,氧化性,具有,氧化剂,化合价降低,得到电子,被还原,还原反应,生成,还原产物,具有,性质,反应物,（同时存在）,特征,（总数相等）,实质,过程,（同时进行同时消失）,反应,产物,（同时生成）,性质,氧化性,还原性,具有,还原剂,化合价升高,失去电子,被氧化,氧化反应,生成,氧化产物,具有,8,二、氧化还原反应的分析方法-双线桥法,口诀: 化合价升高，失去电子，还原剂, 被氧化，发生氧化反应, 得到氧化产物,化合价降低，得到电子，氧化剂, 被还原，发生还原反应, 得到还原产物,9,【例8】 分别用双线桥法表示下列反应的电子转移方向和数目，并指出氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物。,失去3 2e-,得到2 3e-,（还原剂）,（氧化剂）,（氧化产物）,（还原产物）,10,化合价升高，失去62e-,还原剂,氧化剂,还原产物,氧化产物,化合价降低，得到26e-,0,+5,-2,-1,MnO2,3）氯酸钾与二氧化锰混合加热,11,3S + 6KOH = 2K2S +K2SO3+3H2O,化合价降低，得到22e-,还原剂,氧化剂,氧化产物,还原产物,化合价升高，失去4e-,+4,0,-2,4）硫与KOH溶液反应,12,（1）活泼非金属单质：如 Cl2、Br2、O2等。 （2）某些高价氧化物，如SO3 、MnO2等。 （3）氧化性含氧酸，如 浓H2SO4、HNO3 、HClO等 （4）元素处于高化合价时的盐，如 KMnO4 K2Cr2O7、 KClO3、FeCl3等。 （5）过氧化物，如Na2O2、H2O2等。 (6)某些金属阳离子：如Ag+、Hg2+、Fe3+、Sn4+等,三.常见 氧化剂和还原剂,(1) 中学化学中重要的氧化剂,(7) 弱氧化剂：能电离出H+的物质、银氨溶液、新制的Cu（OH）2,13,（1）活泼金属单质：如 Na、A1、Zn 、 Fe等。 （2）低价态的金属阳离子：如Fe 2+、Sn2+等； （2）某些非金属单质：如 H2、C、 等。 （3）元素处于低价时的氧化物如CO、NO、SO2等。 （4）元素处于低化合价时的氢化物：如 H2S、HCl、HI、NH3等 。 （5）元素处于低化合价时的盐或酸，如Na2SO3 H2SO3、FeSO4等。,(2) 中学化学里重要的还原剂,14,四、氧化还原反应的规律 :,1、电子得失守恒规律：,在氧化还原反应中，氧化剂得到电子的总数等于还原剂失去电子的总数。,例：0.3molZn与足量的稀HNO3反应，还原产物是N2，则：被还原HNO3的物质的量是 mol。,0.12,15,课堂练习： 已知氯元素最高能呈+7价，最低呈-1价。在下列物质： Cl2、 KCl、 NaClO、 KClO2、 KClO3、 KClO4中，哪些物质中氯元素不能发生氧化反应，哪些物质中氯元素不能发生还原反应，哪些物质中的氯元素既可能被氧化也可能被还原？,最高价不能发生氧化反应： 最低价不能发生还原反应： 中间价既可发生氧化，又可发生还原反应：,16,2、表现性质规律：,当元素处于最高价时，只具有氧化性； 当元素处于最低价时，只具有还原性； 当元素处于中间价态时既具有氧化性又具有还原性。,17,例、根据下列反应： 2H2S+O2 = 2S+2H2O 4NaI + O2 +2H2O = 5NaOH + 2I2 Na2S + I2 = 2NaI + S 判断以上反应中氧化剂氧化性由大至小的排列顺序。,反应中氧化性：氧化剂O2氧化产物S 反应中氧化性：氧化剂O2氧化产物I2 反应中氧化性：氧化剂I2氧化产物S 答案：氧化性：O2I2S,18,3、性质强弱规律：,对氧化还原反应：,则有：氧化性：氧化剂氧化产物,还原性：还原剂还原产物,19,例、已知反应：KClO3+6HCl=KCl+3Cl2+3H2O，若用K35ClO3和H37Cl作用，下列说法正确的是 A、KCl中只含35Cl B、KCl中只含37Cl C、KCl中既含35Cl，又含37Cl D、被氧化和被还原的氯原子数之比为61,B,20,4、价态归中规律：若同一元素发生氧化还原反应，则必须符合“高价+低价中间价”。,例、X、Y、Z、W、Q均为含氯的化合物，我们不了解它们的化学式，但知道它们在一定条件下有如下转化关系（未写条件，未配平） GQ+NaCl Q+H2OX+H2 Y+NaOHG+Q+H2O Z+NaOHQ+X+H2O 这五种化合物中氯的化合物由低到高的顺序为 。,G Y Q Z X,21,练习： 向FeBr2的溶液中通入少量氯气 2Fe2+ + Cl2 = 2Fe3+ + 2Cl 向FeBr2的溶液中通入足量氯气 2Fe2+ + 4Br + 3Cl2 = 2Fe3+ + 2Br2 + 6Cl 向含有1molFeBr2的溶液中通入22.4升氯 气(标准状况下) 2Fe2+ + 2Br + 2Cl2 = 2Fe3+ + Br2 + 4Cl,22,5、反应先后规律：当一种氧化剂与多种还原剂在一起时，则氧化剂先将还原性强的还原剂氧化，然后再将还原性弱的还原剂氧化； 反之，当一种还原剂与多种氧化剂在一起时，则还原剂先将氧化性强的氧化剂还原，然后再将氧化性弱的氧化剂还原。,如: 将氯水逐滴加入到含Br 和I 的溶液中，则氯水先将I 氧化，然后再将Br氧化。,若将Zn放进含Cu2+、 Fe3+和Fe2+的溶液中去，则先将Fe3+ 还原，然后再还原Cu2+、后还原Fe2+。,23,五.氧化性、还原性强弱的判断,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,已知：5PbO2+4H+2Mn2+=5Pb2+2MnO4-+2H2O根据方程式判断氧化性强弱。,24,【例1】已知,均有还原性，它们在酸性溶液中还原性的强弱顺序为,则下列反应不能发生的是,25,【例2】某FeCl2溶液中有FeI2，根据已知反应 2FeCl3 + 2KI = 2FeCl2 + 2KCl + I2 2FeCl2 + Cl2 = 2FeCl3 F2 + 2KI(熔融) = 2KF + I2 中的一些有关事实，要除去其中的FeI2，应选用的试剂是( ) A、F2 B、过量的Cl2 C、FeCl3 D、FeCl2,C,26,根据物质活动顺序进行判断,金属活动顺序,K、Ca、Na、Mg、Al、Zn、Fe、Sn、Pb、(H)、Cu、Hg、Ag、Pt、Au,还原性逐渐减弱，对应阳离子的氧化性,非金属活动顺序,增强,常见离子还原性的比较 还原性：ClBrFe2+ISO32S2,27,3.依据被氧化或被还原的程度不同进行判断 【例1】 Cu + Cl2 = CuCl2 2Cu + S = Cu2S,氧化性：Cl2 S,注：判断物质的氧化性或还原性强弱是依据 电子转移的难易，而不是电子转移多少。,28,4与同一物质反应的难易（条件）,（1）实验室用二氧化锰与浓盐酸共热制取氯气, （2）氯酸钾是常用的氧化剂，在酸性条件下，室温时即可与浓盐酸反应制取， （3）历史上，曾用“地康法”制取，这一方法是用CuCl2作催化剂，在450时用空气中的氧气跟HCl反应得到。 从元素化合价的变化看，以上三种方法的共同点是_。 从上述反应推知，氧化性由强到弱的顺_； “地康法”制的化学方程式为,29,5、同周期或同主族元素的单质或同类化合物,同一周期从左至右还原性减弱、氧化性增强。,同一主族从上至下还原性增强、氧化性减弱。,元素在周期表中越是位于左下方，其单质的还原性越强，其阳离子的氧化性越弱；元素在周期表中越是位于右上方，其单质的氧化性越强，其阴离子的还原性越弱。,30,例：把甲、乙两种金属用导线相连后浸入稀硫酸中，若甲极先溶解，乙极表面有大量气泡，则可说明还原性：,甲乙,*两种活泼性不同的金属构成原电池的两极，一般来说，活动性强的是，活动性弱的是 ,6.根据原电池电解池的电极反应判断氧化性、还原性的强弱 .,*用惰性电极电解混合溶液时， 在阴极先放电的阳离子氧化性较强; 在阳极先放电的阴离子还原性较强。,31,7、与温度、浓度、介质等因素的关系 （1）浓度增大，性质加强 （2）酸、碱环境 （3）温度升高，性质加强,H2SO4（浓） H2SO4(稀),HNO3（浓） HNO3(稀),HCl（浓） HCl(稀),氧化性,还原性,KMnO4氧化性：酸性 中性 碱性,冷的条件下：Fe、Al与浓 H2SO4钝化，加热继续反应,32,【注意】判断氧化性和还原性强弱的误区,1. 认为氧化性和还原性的强弱取决于得失电子的多少。而实际只取决于电子得失的难易程度，与电子得失的多少无关。,2. 认为同种元素化合价存在差异就可发生氧化还原反应。事实上，同种元素不同价态的化合物间的氧化还原反应遵循以下规律：,相邻价态之间不发生氧化还原反应。如,和浓,不反应。,相间价态，在一定条件下能发生反应。如,33,不同价态的物质间发生氧化还原反应时，该元素价态的变化一定遵循“高价+低价 中间价” ， 简言之：“只靠拢，不交叉”，也即“价态归中”。如：,34,3. 认为同种元素不同价态的化合物的氧化性（还原性）强弱只与元素化合价的高低有关。实际上，除此之外还与化合物的稳定性有关。如次氯酸中氯的价态比高氯酸中氯的价态低，但次氯酸不稳定，氧化性却比高氯酸强。,4. 认为同一种还原剂与多种氧化剂反应是同时进行的。实验证明：氧化剂的氧化性越强的越先反应，并非几个反应同时进行。即“先强后弱”。,HClO HClO3 HClO4,35,注意：四大基本类型反应与氧化还原反应关系,氧化还原反应,置换反应,化合反应,分解反应,复分解反应,36,六、氧化还原反应方程式的配平,配平的原则：,化合价升高总数=化合价降低总数,一：左配法: Ag3AsO4+ Zn+H2SO4Ag+AsH3+ZnSO4+H2O,2 11 11 = 6 2 11 8,37,KMnO4 + K2S + H2SO4 MnSO4 + K2SO4 +H2O FeS2 + O2 Fe2O3 + SO2,【例1】配平下列方程式,38,二、 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）:,S+ KOH K2SO3 + K2S + H2O,P4 + NaOH + H2O NaH2PO2 + PH3,AgNO3 Ag + NO2 + O2,Fe(NO3)3Fe2O3+ NO2 + O2,Al + HNO3 Al(NO3)3+ N2O+ H2O,39,Fe3C + HNO3 =,三： 价态复杂，定价为0:,Fe(NO3)3 + CO2 + NO2 + H2O,40,An + Bx- = Bm + Ay-,四： 字母配平，质电守恒:,1Fe(NO3)2 = 1C3H5N3O9 =,五： 分解反应，设“1”法。追踪配平:,1/2Fe2O3 + 2NO2 + 1/4O2,4 = 12 6 1 10,3CO2 +3/2N2+ 1/4O2+5/2H2O ,41,依据“O”守恒列式可求得：a : b =15 : 44,、 Pb(N3)2 + Cr(MnO4)2 =,Cr2O3+ MnO2+ Pb3O4+ NO,a b,b/2 2b a/3 6a,六：价配困难，待定系数:,、 1 P4O + a Cl2 3/2 P2Cl5 + 1 POCl3,4 21 = 6 4,依据“Cl”守恒列式可求得：a =21/4,42,七：缺项配平,例