一轮复习 氧化还原反应.doc

氧化还原反应考纲要求了解氧化还原反应的本质是电子的转移。了解常见的氧化还原反应。教材精讲一.化学反应的分类1根据反应物和生成物类别以及反应前后物质种类的多少，可把化学反应分为：无机化学方面：化合反应、分解反应、置换反应、复分解反应。有机化学方面：取代反应、加成反应、消去反应、聚合反应。2根据反应中物质是否得失电子，可把化学反应分为：氧化还原反应和非氧化还原反应。3依据是否有离子参加或生成，可把化学反应分为：离子反应和非离子反应二.氧化还原反应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+NaCl0+H20 3N02+H20=2HN03+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+KCl03KCl+3C12+3H20 2FeCl3+Fe3FeCl2 2H2S+S02=3S+2H20(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。 Mn02+4HCl(浓)=MnCl2+2H20+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：2e-2e- MnO2 + 4HCl（浓） MnCl2+Cl2+2H2O H2 + CuO H2O + Cu（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：得2e-失2e-MnO2+4HCl（浓）MnCl2+Cl2+2H2O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：失5e得5e3Cl2+6KOHKClO3+5KCl+3H2O 归中反应。KClO3+6HCl3Cl2+ 6KCl +3H2O 三.氧化还原反应的一些重要概念1.氧化反应与还原反应氧化反应：反应物所含元素化合价升高（失去电子）的反应。还原反应：反应物所含元素化合价降低（得到电子）的反应。2、氧化剂与还原剂氧化剂：所含元素的化合价降低（得到电子）的反应物。还原剂：所含元素的化合价升高（失去电子）的反应物。小结：四.中学阶段常见的氧化剂与还原剂小结1氧化剂：活泼的非金属单质：如 F2、Cl2、Br2、I2、O2、O3 ；元素处于高价态的化合物：KClO3、KMnO4、 K2Cr2O7、HNO3、浓H2SO4；（酸或盐）高价态的金属阳离子：Fe3+、Ag+、Cu2+ ；其它：HClO、漂白粉（CaCl2和Ca(ClO)2的混合物）、MnO2、Na2O2、H2O2、NO2、银氨溶液（：Ag(NH3)2OHxH2O）、新制的Cu(OH)2 。2还原剂：金属单质：K、Ca、Na、Mg、Al、Fe、Zn等；某些非金属单质：H2、C、Si等；元素处于低价态的化合物：CO、SO2、HCl、HBr、HI、H2S、Na2SO3、FeSO4、Fe(OH)2 【例】下列叙述中正确的是 （D ）A、含最高价元素的化合物，一定具有强氧化性（元素呈最高价只能有氧化性，但不一定有强氧化性。NaCl）B、阳离子只有氧化性，阴离子只有还原性C、失电子越多，还原性越强D、强氧化剂与强还原剂不一定能发生氧化还原反应五、氧化还原反应的一般规律1. 性质强弱的规律（两强两弱规律）+nene在“氧化剂还原剂 还原产物氧化产物”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。例3.根据反应式：(1)2Fe3+2I-=2Fe2+I2，(2)Br2+2Fe2+=2Br-+2Fe3+，可判断出离子的还原性从强到弱的顺序是( )。ABr-、Fe2+、I-BI-、Fe2+、Br-CBr-、I-、Fe2+ DFe2+、I-、Br-解析：反应(1)中还原剂是I-，还原产物是Fe2+，故还原性I-Fe2+；反应(2)中还原剂是Fe2+，还原产物是Br-，故还原性Fe2+Br-。综合起来可知还原性I-Fe2+Br-。答案:B2.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，中间价态两俱全”。例4.在下列物质中，既具有氧化性又具有还原性的是( )。A铁 B硫 C铁和硫 D氧和铁答案：B。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，若加入氧化剂，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。六、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：Mn02+4HCl(浓)MnCl2+C12+2H20 2KMn04+16HCl(浓)=2MnCl2+5C12+8H2O 后者比前者容易(不需要加热)，可判断氧化性 KMn04Mn025.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: Na2SO4H2SO3SO26.根据被氧化或被还原的程度来判断:如：， 即氧化性:。又如:，即有还原性:。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 HClO34 HClO24 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：氧化性等。【例】根据下列方程式：2Fe2+Cl2=2Fe3+2Cl- ；HClO+HCl=Cl2+H2O ；2Fe3Cu=2Fe2+Cu2+；Fe+Cu2+=Fe2+Cu，判断下列各组物质氧化性强弱顺序正确的是AFe3+HClOCl2Fe2+Cu2+ BHClOCl2Fe3+Cu2+Fe2+CCl2HClOFe3+Cu2+Fe2+ DHClOFe3+Cl2Cu2+Fe2+解析：此题看起来很复杂，但问题解决起来却非常简单，所依据的规律就是常说的“强制弱”规律。所谓的“强制弱”规律，指的是氧化性（还原性）强的物质可以把还原性（氧化性）弱的物质制出来，具体到某一个特定反应中的意思是说，具有氧化性的氧化剂（还原性的还原剂）可以把具有氧化性的生成物（还原性的生成物）制出来。由可知，Cl2氧化性强于Fe3+，即Cl2Fe3+，由可知，HClOCl2，由可知，Fe3+Cu2+，由可知，Cu2+Fe2+。由此可进一步推知，正确答案为B。（二）氧化还原反应的相关计算原理是：氧化剂得到的电子总数等于还原剂失去的电子总数。例1.硫酸铵在强热条件下分解,生成氨、二氧化硫、氮气和水.反应中生成的氧化产物和还原产物的物质的量之比是( A )A.1:3 B.2:3 C.1:1 D.4:3例2、将一定量的Fe和Fe2O3的混合物投入250mL、1.8mol/L的HNO3溶液中，当固体混合物完全溶解后，在标准状况下生成1.12LNO（HNO3的还原产物仅此一种），再向反应后的溶液中加入1.0mol/LNaOH溶液，若要使铁元素完全沉淀下来，所加入的NaOH溶液体积最少应为B A300mL B400mL C450mL D500mL（三）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：“电子得失总数相等”“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(1)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。例（08全国卷）(NH4)2SO4在高温下分解，产物是SO2、H2O、N2和NH3。在该反应的化学方程式中，化学计量数由小到大的产物分子依次是( ) ASO2、H2O、N2、NH3BN2、SO2、H2O、NH3CN2、SO2、NH3、H2ODH2O、NH3、SO2、N2解析：此题实际上是考查化学方程式的配平，(NH4)2SO4NH3N2SO2H2O，反应中：N：30，化合价变化总数为6，S：64，化合价变化数为2，根据化合价升高和降低的总数相等，所以应在SO2前配3，(NH4)2SO4前面配3，NH3前面配4，H2O前面配6，最后计算反应前后的O原子个数相等。配平后的化学方程式为：3(NH4)2SO44NH3N23SO26H2O。答案：C【例】硫代硫酸钠可作为脱氯剂，巳知25.0mL0.100molL-1Na2S2O3溶液恰好把224mL(标准状况下)Cl2完全转化为Cl-离子，则S2O32-将转化为（ ）