高一化学氧化还原反应.ppt

第一节 氧 化 还 原 反 应,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、氧化还原反应的配平,氧 化 还 原 反 应,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,表示KClO3+ 6HCl（浓）= 3Cl2+ KCl + 3 H2O电子转移的方向和数目,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：,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：,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：,练一练：用单线桥表示电子转移情况 5NH4NO3= 4N2+2HNO3+9H2O,MnO2 + 4HCl(浓)=MnCl2+Cl2 +2H2O,2e-,NH4NO3 = 2H2O + N2O,单线桥分析氧化还原反应可简单表示为,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。 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， 11P+15CuSO4+24H2O=5Cu3P+6H3PO4+15H2SO4 该反应中氧化剂为_，还原剂为_，1mol CuSO4能氧化P原子的物质的量是_ 。1molP能氧化 molP。,失30e-,得15e-,得15e-,P、CuSO4,P,0.2mol,0.6mol,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（ ） ANH3具有还原性 BH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,B,例3、需要加入氧化剂才能实现的变化是（ ） A.MnO2MnSO4 B.AlO2-Al(OH)3 C.KIKIO3 D.HNO3NO,C,三、常用的氧化剂和还原剂,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。,(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。,1、常见的氧化剂,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：KMnO4MnO2 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：Cl2S 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)。,（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。,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)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+,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）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：FOCl Br I S 氧化性：F2O2Cl2 Br2 I2 S 还原性：F-Cl- Br- I- S2-,（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 。,6利用元素的金属性和非金属性比较规律：,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（ ） NCl2+P=N+PCl2 2MCl3+3N=2M+3NCl2 3PCl2+2M=2MCl3+3Q AMNPQ BPNMQ CQPNM DNMPQ,B,例2现有下列三个氧化还原反应存在： 2FeCl3+2KI=2FeCl2+2KCl+I2； 2FeCl2+Cl2=2FeCl3； 2KMnO4+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（ ） ACl2 BKMnO4 CFeCl3 DHCl,C,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( ) I2+SO2+2H2O=H2SO4+2HI 2FeCl3+2HI=2FeCl2+2HCl+I2 2FeCl2+Cl2=2FeCl3 A、氧化性:Fe3+Cl2H2SO4I2 B、还原性:SO2I-Fe2+Cl- C、2Fe+3I2 = 2FeI3 D、FeI2+Cl2=FeCl2+I2,B,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（ ） A、该反应属于置换反应 B、还原性：I2Cl2 C、非金属性：ICl D氧化性：KClO3Cl2,D,五、氧化还原反应的基本规律,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.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 ： xR2yHO2 mR3nH2O， 下列R3、R2和化学计量数m、n的判断错误的是（ ） (A)m4，R3是氧化产物 (B)my，R2显还原性 (C)x3，R3是氧化产物 (D)xy，R2显还原性,C,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+KClO33Cl2+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,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。,浓H2SO4与SO2会反应吗？,3.邻位变化规律：,4.强弱的规律：,如：2Fe3+2I2Fe2+I2 氧化性：Fe3+I2 还原性：IFe2+,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。,例题： 已知：2Fe3+2I2Fe2+I2 2Fe2+Br2 2Fe3+2Br。 则离子的还原性从强到弱的顺序正确的是（ ） (A)BrFe2+I (B)IFe2+Br (C)BrIFe2+ (D)Fe2+IBr,B,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。,5. 优先规律：,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)2Fe2Cl2=2Fe32Cl (2)2Fe22Br2Cl2=2Fe3Br24Cl (3)2Fe24Br3Cl2=2Fe32Br26Cl,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（ ） (A) +6 (B) +3 (C) +2 (D) 0,B,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（ ） (A)Cu (B)Ag (C)Fe (D)Al,C,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（ ） A、2：3 B、4：3 C、1：1 D、1：3,D,练习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、NH4NO3 B、N2O C、NO D、NO2,A B,练习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、氧化还原反应配平,1.配平总原则：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.配平一般步骤：标好价，算变化，总相等，配 其它。 3.配平策略：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,（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平 。 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） 一般从右边着手配平 例如：Cl2 + KOH KCl + KClO3 + H2O (NH4)2PtCl6 Pt + NH4Cl + HCl + N2 Cu(NO3)2CuO + NO2 + O2,4. 配平基本技能：,(3).归中从左边配:归中反应（反歧化，化合型氧化还原反应）一般从左边着手配平 . KI + KIO3 + H2SO4I2 + K2SO4 + H2O,(4).根据计算来写方程式并配平： 例：在热的稀硫酸溶液