2013届高三化学第一轮复习《氧化还原反应》.ppt

第2讲 氧化还原反应 高三化学第一轮复习 围绕考纲我们应掌握如下要点： 氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物 的判断。 标明电子转移的方向和数目。 熟练掌握微粒间氧化性、还原性的强弱 的比较及其应用。 依据质量守恒、电子守恒、电荷守恒进 行计算。 考点1 氧化还原反应概念 下列反应应中不属于氧化还还原反应应的是（ ） A 、Cl2+H2O=HCl+HClO B、3CO+Fe2O3=2Fe+3CO2 C、CaCO3+SiO2=CaSiO3+CO2 D、3CuS+8HNO3=3Cu(NO3)2+2NO+3S+4H2O C 氧化还原反应的本质是什么？怎样判断氧化还原反应？ 一、氧化还原反应的基本概念 1、氧化还原反应的概念： （1）实质：有电子的转移（得失或偏移） （2）特征：有元素化合价升降 这是概念判断的根本 依据 在反应中有元素化合价变化的化学反应 练习练习 1：判断下列那些为为氧化还还原反应应，并说说出理 由 IBr + H2O = HBr + HIO； KOH+Cl2=KCl +KClO+H2O ； NaH+H2O =NaOH+H2 ； CaO2+H2O =Ca(OH)2 +H2O2 ； 5C2H5OH +2KMnO4+3H2SO4 5CH3CHO +K2SO4+2MnSO4 +8H2O 。 2、四大基本反应类型与氧化还原反应间的关系 氧化还原反应 化合反应 复分解反应 分解反应 置换反应 所有的置换反应都是 氧化还原反应 所有的复分解反应都 是非氧化还原反应 有单质参加的化合反 应一定是氧化还原反应 有单质生成的分解反 应一定是氧化还原反应 氧化剂_ _ _ _ _ 反应物性质 本质 特征 反应 生成物 还原剂_ _ _ _ _ 氧化性得电子价降低 被还原 还原反应 还原性失电子价升高 被氧化 氧化反应 还原产物 氧化产物 氧化剂+还原剂 =还原产物+氧化产物 化合价升高、失电子、被氧化 化合价降低、得电子、被还原 二、氧化还原反应各概念间的关系 升、失、还； 降、得、氧； 若说应，正相反 。 9 【例2】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）CaH2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 10 【例3】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 （06广东）下列反应中，氧化剂与还原剂物质的量 的关系为1：2的是 A. O32KIH2O2KOHI2O2 B. 2CH3COOHCa(ClO)22HClOCa(CH3COO)2 C. I22NaClO32NaIO3Cl2 D. 4HClMnO2MnCl2Cl2H2O A D 【例4】 1常见见的氧化剂剂 (1)非金属单质单质 ：如 、 、Br2、HClO 及NaClO等。 (2)含有高价态态元素的化合物： 、 、 、 、 、 、 、 等。 (3)某些金属性较较弱的金属的高价态态离子： 、 、 、 等。 (4)过过氧化物： 、 等。 Cl2O2 浓浓H2SO4 HNO3KMnO4MnO2 KClO3 K2Cr2O7HClO NaClO Fe3AgPb4 Cu2 Na2O2H2O2 三、中学常见的氧化剂和还原剂 2常见的还原剂 (1)活泼金属： 等 。 (2)非金属离子及低价态化合物： 等 。 (3)低价阳离子： 等。 (4)非金属单质及其氢化物： K、Na、Mg、Al S2、H2S、I、SO2、H2SO3、Na2SO3 Fe2、Cu H2、C、CO、NH3 小结： 1强氧化剂与强还还原性相遇时时，一般都会 发发生氧化还还原反应应。 如：H2SO4(浓浓)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、 、H2SO3等。 HNO3与金属、H2S、S2、HI、I、 HBr、Br、Fe2、P、SO2、 、H2SO3等。 2元素处于最高价时只有氧化性，在 反应中只作氧化剂； 元素处处于最低价时时只有还还原性， 在反应应中只作还还原性； 元素处处于中间间价态时态时 ，在反应应中 化合价既可升高又可降低，既有氧化性 又有还还原性，既可作氧化剂剂又可作还还原 性。 双线桥法 “谁变谁” 氧化剂中得电子元素 + 还原剂中失电子元素=还原产物 + 氧化产物 得ne- 失ne- 注意：(1) 箭头必须由反应物指向生成物，且两端对 准同种元素。 (2) 箭头方向不代表电子转移方向，仅表示电子转 移前后的变化。 (3) 在“桥”上标明电子的“得”与“失”，且得失电子 总数相等。 3、氧化还原反应中电子转移的表示方法： 17 【例5】 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。 参考答案： 1）3Cu+8HNO3(稀）= 3Cu(NO3)2+2NO+4H2O 3Cu+8HNO3(稀） = 3Cu(NO3)2+2NO+4H2O 失去3 2e- 得到2 3e- 化合价升高的原子个数化合价升高值值= 化合价降低的原子个数化合价降低值值 常见氧化还原反应类型 1.不同物质、不同元素间的氧化还原反应(分子 间反应） Zn2HClZnCl2H2 4.相同元素不同价态间的氧化还原反应（归中反应） 2H2SSO23S2H2O 5NH4NO34N22HNO39H2O 3.同种元素相同价态的氧化还原反应（歧化反应） Cl22NaOHNaClNaClOH2O 2.同一物质不同元素间的氧化还原反应（分子内反应） 2KClO32KCl3O2 19 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 2KClO3=2KCl + 3O2 2）氯酸钾与二氧化锰混合加热 20 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- +40-2 3）硫与KOH溶液反应 氧化剂中得电子元素 + 还原剂中失电子元素 = 还原产物 + 氧化产物 ne- 注意：(1) 箭头必须由还原剂中失电子的元素指向 氧化剂中得电子的元素。 (2) 箭头方向表示电子转移的方向。 (3) 在“桥”上表示转移的电子总数。 氧化还原反应的表示方法 单线桥法 “谁给谁” 22 【例6】 用单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。 参考答案： 3Cu+8HNO3(稀）= 3Cu(NO3)2+2NO+4H2O 3Cu+8HNO3(稀） = 3Cu(NO3)2+2NO+4H2O 6e- （还原剂）（氧化剂） （氧化产物） （还原产物） 有关氧化还还原反应应的下列叙述正确的是 （ ） A、氧化剂发剂发 生还还原反应应，还还原剂发剂发 生氧化反应应 B、凡有单质参加或生成的反应均为氧化还原反应 C、一个氧化还还原反应应中，氧化剂剂和还还原剂剂一定是两 种 不同的物质质 D、H2与Cl2发生化学反应时，氢元素失去电子，化合 价升高被氧化 【例7】 A 考点2 氧化剂、还原剂及其强 弱判断 氧化性和还原性强弱的判断 氧化性、还原性强弱的判断，是高考考查的重点。根据 不同条件判断的依据是不一样的。其中比较重要的有： 根据氧化还原反应进行判断-强弱律 根据金属活动顺序表和周期律判断 根据反应条件或反应剧烈程度判断 根据不同还原剂（或氧化剂）与同一种氧化剂（或还 原剂）反应，产物的价态来判断 根据电化学知识进行判断 （一）根据方程式判断氧化还原性强弱 氧化性、还原性强弱比较规律： l对于任何氧化还原反应，都满足下列规律： AB ba 氧化性：A a（氧化产物） 还原性：B b（还原产物） 氧化剂 + 还原剂 = 氧化剂的还原产物 + 还原剂的氧化产物 失电子、化合价升高、被氧化，发生氧化反应 得电子、化合价降低、被还原，发生还原反应 重要题型： 例1.根据下列三个方程式： I2+SO2+2H2O=H2SO4+2HI；2FeCl2+Cl2=2FeCl3； 2FeCl3+2HI=2FeCl2+2HCl+I2有关物质的还原性强弱顺 序是 A I-Fe2+Cl-SO2 B Cl-Fe2+SO2 I- C Fe2+I-SO2 D SO2I-Fe2+Cl- D 例2. 已知I-、Fe2+、和H2O2均有还原性，它们在酸性 溶液中还原性强弱顺序为： H2O2 Fe2+ KMnO4MnO2 ； 还原性： S2-SSO3 氯元素的化合价 +7 +5 +3 +1 0 -1 只有氧化性 兼有氧化性和还原性 只有还原性 兼有氧化性和还原性 兼有氧化性和还原性 兼有氧化性和还原性 特例： 氧化性：HClO HClO2 HClO3 HClO4 （五）根据与同一种物质反应的情况判断氧化 性强弱 如：2Fe+3Cl2 = 2FeCl3 Fe+2HCl = FeCl2+H2 Cl2能将Fe氧化至+3价，而HCl只能将Fe氧化为+2价，故氧化能力 Cl2HCl。 又如： MnO24HCl（浓） = MnCl2Cl22H2O 2KMnO4+16HCl(浓) = 2KCl+2MnCl2+5Cl2+8H2O 同是将浓盐酸氧化为Cl2，MnO2必须在加热条件下才能进行，而 KMnO4在常温下即可进行，说明氧化能力KMnO4MnO2。 ! 从反应所需条件来比较。一般来讲，一组反应中， 反应条件越简单，对应反应物的氧化性或还原性越强。 (1)物质的浓度越高，氧化性或还原性越强。 (2)温度越高，氧化性或还原性越强。 (3)酸性越强，氧化性越强；碱性越强，还原性越强。 （六）外界条件对某些物质氧化性或还原性强 弱的影响 浓HNO3的氧化性强于稀HNO3；H2SO4（浓） H2SO4(稀) C、CO、H2常温下不显还原性； 再如KMnO4氧化性：酸性 中性 碱性 （七）根据电极反应判断（七）根据电极反应判断 （1）两种不同的金属构成原电池时，做 负极的金属的还原性比正极金属的还原 性强。 （2）用惰性电极电解混合溶液时，在阴 极先放电的金属离子的氧化性强；在阳 极先放电的阴离子的还原性强。 例题 ： 1.判断下列反应能否发生？若能发生写出离子反 应方程式，并比较氧化性强弱。 2Fe3+ + 2I- = 2Fe2+ + I2 2Fe2+ Br2 = 2Fe3+ + 2Br- MnO4-+ 5Fe2+ 8H+ = 5Fe3+ + Mn2+ + 4H2O 氧化性：Br2 Fe3+； MnO4- Fe3+ I2 氧化性： MnO4- MnO2 Cl2 Br2 Fe3+ I2 KI溶液滴入FeCl3溶液中 Br2水滴入FeSO4溶液中 KMnO4溶液和FeSO4溶液混合 【训练】如何证明氧化性Cl2S？ (1)单质间的置换反应： H2S+Cl2=S+2HCl(或可溶性硫化物) 最高价含氧酸的酸性：HClO4H2SO4 气态氢化物的稳定性：HClH2S ()在电解池中阴离子的放电顺序：S2-Cl- (2)分别与铁反应： 2Fe+3Cl2=2FeCl3 ；Fe+S=FeS（条件：加热） 微粒间氧化性、还原性的强弱判断 (3)H2+Cl2=2HCl ；H2+S=H2S（剧烈程度） 从化学反应角度 (4)元素周期表位置 从原子结构角度 37 【注意】判断氧化性和还还原性强弱的误误区 1. 认为氧化性和还原性的强弱取决于得失电子的多少 。其实不然，氧化性和还原性的强弱只取决于电子得 失的难易程度，而与电子得失的多少无关。 2. 认为只要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： 相邻邻价态态之间间不发发生氧化还还原反应应。如 和 浓浓 不反应应。 相间价态，在一定条件下能发生反应。如 38 不同价态态的物质间发质间发 生氧化还还原反应时应时 ，该该元素价 态态的变变化一定遵循“高价+低价 中间间价” ， 不会出 现现交错现错现 象。即氧化剂剂被还还原到的价态态不能低于还还 原剂剂氧化到的价态态。简简言之：“只靠拢拢，不交叉”， 也即“价态归态归 中”。 3. 认为认为 同种元素不同价态态的化合物的氧化性（还还原性 ）强弱只与元素化合价的高低有关。实际实际 上，除此之 外还还与化合物的稳稳定性有关。如次氯氯酸中氯氯的价态态比 高氯氯酸中氯的价态低，但次氯酸不稳定，氧化性却比 高氯酸强。 HClOHClO2 HClO3 HClO4 （1）反应先后规律 在浓度相差不大的溶液中，同时含有几种还原剂 时，若加入氧化剂，则它首先与溶液中最强的还原剂 作用。同理，在浓度相差不大的溶液中，同时含有几 种氧化剂时，若加入还原剂，则它首先与溶液中最强 的氧化剂作用。例如，向含有FeBr2的溶液中通入Cl2 ，Cl2首先氧化的是Fe2+，再氧化Br-。当向FeCl3和 CuCl2的溶液中加入Fe单质时，Fe首先还原Fe3+，再还 原Cu2+。 考点3 氧化还原反应的规律 （2）价态归中规律 含不同价态同种元素的物质在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”的规律。也就是说，同 种元素间不同价态相遇时，若无中间价态，则不发生反应。若发生 反应，则生成物中该元素的价态必介于反应物中该元素的两种价态 之间。例如： H2SO4与SO2不能反应，这是由于硫元素在+6价和+4价之间没有 价态；H2S和SO2能反应生成S，在反应过程中H2S中硫的化合价由-2 价升高到0价，SO2中硫的化合价由+4价降低到0价；HCl和HCl能反应 生成Cl2、NH3和NO能反应生成N2。 对于反应KClO3+6HCl=KCl+Cl2+3H2O，KClO3中Cl的化合价由+5价 降低到0价（而不是降低到-1价），HCl中Cl的化合价由-1价升高到 0价,而部分Cl的化合价没有变化，在反应中电子转移的数目为5e-， 而不是6e-。 （3）歧化反应规律 同种物质中的同种元素之间化合价发生变化的反应称为歧化反 应，这类反应的特点是同种元素的化合价一部分升高，一部分降低 。如氯气与水（或碱）反应时，氯的化合价一