高中化学氧化还原反应

第一节氧化还原反应

一、氧化还原反应的本质

㈠实质：电子的转移（得失或偏移）。

㈡特征：反应前后元素的化合价发生了变化。

二、氧化还原反应与四种基本反应类型的关系

三、氧化还原反应的表示方法

「a.用两条线由反应物指向生成物，且对准同种元素。

㈠双线桥法Jb.要标明“得”、“失”电子，且得失电子数相等。

、c.箭头不代表电子转移的方向。

「a.用一条线表示不同元素原子得失电子的情况。

㈡单线桥法Jb.由失电子的元素指向得电子的元素，并标明电子转移的总数。

一c.箭头表示电子转移的方向

Fe2(h+3C0［官j温2Fe+3c。23CU+8HN03==3CU(N03)2+N04H2O

四、有关氧化还原反应的总结

㈠从化合价升降角度认识氧化还原反应

㈡从电子转移角度理解氧化还原反应

1、在离子化合物的形成过程中，金属元素原子失去电子使化合价升高，发生氧化反应；非金属元素原子得到

电子使化合价降低，发生还原反应。

2、在共价化合物的形式过程中，公用电子对偏向哪一方，该元素的化合价降低，发生还原反应，共用电子对

偏离哪一方，该元素化合价升高，发生氧化反应。

3、元素化合价的升降既与氧化还原反应有着密切的关系，又与元素原子之间的电子转移有着密切的关系。

五、氧化还原反应的基本规律

㈠守恒律：化合价升高总数与降低总数相等，失电子总数与得电子总数相等，反应前后电离总数相等（离子

反应）

㈡价态律：元素处于最好价态，只有氧化性；元素处于最低价态，只有还原性。

㈢强弱律：强氧化性的氧化剂跟强还原性的还原剂反应，生成弱还原性的还原产物和弱氧化性的氧化产物。

㈣转化律：以元素相邻价态之间的转化最容易；同种元素不同价态之间发生反应，元素的化合价只靠近不交

叉（有可能生成同一价态的物质）；同种元素相邻价态之间不发生氧化还原反应。

㈢难易律：越易失电子的物质，失去后就越难得电子；越易得电子的物质，得到后就越难失去电子。

依）跳位律

在特殊情况下，氧化剂遇到强还原剂时，或还原剂遇到强氧化剂时，元素的价态变化不是临位变化而是

跳位变化的。

出有效律

（2分部律：分部反应覆盖了某些氧化还原反应的本质

当一个氧化剂（还原剂）遇到还原剂（氧化剂）时，自身氧化还原能力较强的优先。

六、氧化还原反应的类型

㈠还原剂+氧化剂===氧化产物+还原产物

㈡部分氧化还原反应

㈢自身氧化还原反应

七、常见的氧化剂和还原剂

㈠具有最高价元素的物质，在氧化还原反应中只能得到电子，一般是较强的氧化剂，具有较强的氧化性。

「a.高价或较高价含氧化合物：MnO2KCIO3KMnO4K2Cr2O7HNO3H2so4（浓）

常见的氧化剂b.高价金属阳离子：Cu2+Fe3+Ag+Pb4+

Jc.非金属单质：ChBr2l202S

d.过氧化物：NaOH2O2

㈡具有最低价电素的物质，在氧2化2还原反应中只能失去电子，一般是较强的还原剂，具有较强的还原性。

「a.活泼或较活泼的金属：KCaNaMgAlZnFe

b.低价金属阳离子：Fe2+Cu+

常见的还原剂Jc.非金属离子及低价态化合物：S2-H2sISO2H2SO3Na2sO3

d.较低价的化合物：CONH3H2

e.少数金属化合物：NaHCaH2CaC2

八、氧化性、还原性的强弱判断方法

㈠由氧化还原反应方向比较

还原剂A+氧化剂B—A氧化产物a+还原产物b,则：氧化性B>a,还原性A>b。

如：由2Fe?++Br2===2Fe3++2Br可知：氧化性Br2>Fe3+,还原性Fe?+>Br-

㈡根据物质活动性顺序比较判断：

1、金属活动性顺序（常见元素）

KCaNa…Fe…CuHgAg）

原子还原性逐渐减弱，对应阳离子氧化性逐渐增强

2、非金属活动性顺序（常见元素）

FClBrIS

原子（或单质）氧化性逐渐减弱，对应阴离子还原性逐渐增强

3、由反应条件的难易比较

a.不同氧化剂与同一还原剂反应，反应条件约易，氧化性越强。

如：F2和H2混合在暗处就能剧烈化合而爆炸，而L与H2需在不断加热的情况下才能缓慢化合，因而F2的

氧化性比卜强。

b.不同还原剂与同一氧化剂反应，反应条件越易，还原性越强。

如有两种金属M和N均能与水反应，M在常温下能与水反应产生氢气，而N需在高温下才能与水蒸气反

应，由此判断M的还原性比N强。

4、条件相同，与同一物质反应，能使这一物质化合价变化大的，氧化（还原）性强。

如：2Fe+3Ch===2FeCl3Fe+S===FeS

可以判断氧化性：C12>S

5、对于同种元素：化合价高的氧化能力强，化合价低的还原能力强

如：氧化性：H2s。4（浓）>SCh>S还原性：H2S>S>SO2

九、氧化还原反应方程式的配平技巧

㈠逆向配平法

K2Cr2O7+HC1(浓)===KC1+CrCL+Cl]+HsO

㈡设“1”配平法

PQ+CL==POC13+P2ck

㈢零价配平法

F/+HNO3==Fe(NO3)3+N02t+Cot+H20

㈣整体标价法

S+Ca(OH)2==CaSx+CaS2Oa+H20

㈤缺项配平法

MnO,+C1+二二卜符+5+4。

因有机氧化还原反应方程式的配平

KMnOi+H2SO1+H2c2O尸=C02f+MnSOi+K2SO1+H2O

第二节离子反应

一、电解质和非电解质

1、电解质：水溶液或融化状态、能导电、化合物

2、非电解质：水溶液和融化状态、不能导电、化合物

3、电解质溶液的导电能力：离子浓度越大，离子的电荷数越多，导电能力越强。

注：⑴单质与混合物不属于电解质，也不属于非电解质。

⑵金属氧化物是电解质。

⑶能导电的物质不一定是电解质，如石墨等；电解质本身不一定能导电，如食盐晶体。

⑷有些化合物的水溶液能导电，但因为这些化合物在水中或融化状态下本身不能电离，也不是电解质。

如SO?、SQ,、NL、CO?等，它们的水溶液都能导电，是因为跟水反应生成了电解质，它们本身都不是电解质。

⑸有些电解质不溶于水。如：硫酸钢、碳酸钙都是电解质。

二、电解质的电离

㈠电离：酸、碱、盐等在溶解与水或受热融化时，理解成能够自由移动的离子的过程。

X注意：1、电离的条件：溶解于水或受热融化。

2、电离不需要通电。

3、电离一般是吸热过程。

㈡强电解质与弱电解质

强电解质与弱电解质的比较

电解质

强电解质弱电解质

比较内容

定义溶于水后能够完全电离的电解质溶于水后只有部分电离的电解质

电离程度完全电离部分电离

溶液中存在微

全部电离出阴、阳离子，不存在电解既有电离出的阴、阳离子，又有电解

粒(水分子不

质分子质分子

计)

弱酸H2c03,CH3COOH,弱碱

绝大多数盐(包括难溶性盐)强酸

实例NH.,•NO,Cu(OH)2,Fe(Oil)3

H2so4、HC1、等，强碱Ba(OH)2,NaOH

HQ、极少数的盐(CHsCOO)2Pb.HgCL

NHHONH+OH

KNO3===K++NO3•2===4+

电离方程式3+

HC1===H++C1H2S===H+HS

HS-==H++S2-

X注意：1、电解质的强弱与物质内部结构有关，与夕、界因素无关。

2、电解质的强弱与溶解性无关，BaS04等一些难溶电解质，在水中的溶解度极小、但溶解的部分全部电离成

离子，只是离子浓度太小、它不仅是电解质、而且是强电解质。

3、电解质的强弱与溶液的导电性没有必然联系，其导电能力强弱由溶液中自由离子的浓度决定，也与离子

所带电荷多少有关。

㈢电离方程式

1、离子反应是在溶液中或融化状态时进行的反应，凡非溶液中进行的反应，一般不能写成离子方程式。

如：NH4cl固体和Ca(0H)2固体混合加热，只能写成化学方程式

2、单质、氧化物、气体、水在离子方程式中一律写化学式；弱酸、弱碱等难电离的物质必须写化学式；难

溶于水的物质等必须写化学式。

+

3、①弱酸的酸式盐：第一步完全电离，其余部分电离，如：NaHCO3==Na+HCOy

②强酸的酸式盐在溶液中一步完全电离，如：NaHSO4==Na++H++SO4H但在熔融状态下，只电离出离子

+2

和酸根离子，NaHSO4(熔融)==Na+HSO4-

③元弱酸的酸式酸根离子在离子方程式中不能拆开写，如NaHSO3溶液和稀硫酸反应：

HSC)3-+H+===SO4+HO

4、活泼金属的氧化朝在熔2融状态下也可以电离，如：Na，O融化2Na++C)2-

5、微溶物的处理有三种情况：

⑴在生成物中有微溶物析出时，微溶物用化学式表示

⑵当反应物里有微溶物处于浊液状态(稀溶液)、应写成离子的形式，如CO2气体通入澄清石灰水中

⑶当反应物里有微溶物处于浊液或固态时，应写成化学式，如石灰乳中加入NazCCh

6、操作顺序或反应物相对量不同时离子方程式不同，例如少量烧碱滴入Ca(HCO3)2溶液(此时Ca(HCO3)

2过量）有：

2+

Ca+HCO3+OH-==CaCO31+H2O

少量Ca（HCO3）2溶液滴入烧碱诲液（此时NaOH过量）有：

2+2

Ca+2HCO3+2OH-==CaCO3I+CO3+2H2O

7、离子方程式中浓硫酸的处理

浓硫酸跟固体反应，一律不写成离子方程式，只用化学方程式但若是浓硫酸与某溶液反应，则一律写为‘2H+

SO产”形式

8、氨在离子方程式中的书写形式

⑴有关氨气跟某溶液反应的写成“NH」或“NHs•HQ”

⑵有关氨气跟某物质反应的写成“NR,•HQ”

⑶在冷的稀溶液中生成氨气的写成“NM•HQ”

⑷在热的溶液或冷的浓溶液中生成氨气的写成：“NH力”

三、常见离子的检验方法

离子使用的试剂反应现象

Na\焰色反应用伯丝蘸取少量的试样（溶液或固体）在无色火焰上灼烧。出

K,现黄色火焰，则含Na'；透过蓝色钻玻璃可看到紫色火焰，则含

有K*

Fe2tNaOH溶液生成白色沉淀，在空气中，最终变成红褐色沉淀

⑴NaOH溶液⑵KSCN溶液⑴生成红褐色沉淀⑵生成血红色溶液

Al34NaOH溶液加适量的NaOH溶液，生成絮状白色沉淀；加过量的NaOH溶液，

沉淀溶解

Ag⑴盐酸或可溶性氯化物，⑴产生白色沉淀，该沉淀不溶于稀硝酸

并加入稀硝酸⑵氨水⑵产生白色沉淀，继续滴加氨水，沉淀溶解

Br-⑴AgNOs溶液、稀硝酸⑴加入AgN（h溶液，产生浅黄色沉淀，该沉淀不溶于稀硝酸⑵加

⑵氯水入氯水后震荡，再滴人少许四氯化碳，四氯化碳层呈橙红色

I⑴AgNOs溶液、稀硝酸⑴加AgNOs溶液，产生黄色沉淀，该沉淀不溶于稀硝酸

⑵氯水、淀粉溶液⑵加入氯水和淀粉溶液，溶液变蓝

OH⑴酚醐试液⑵石蕊试液⑴酚献变红⑵石蕊变蓝⑶甲基橙变黄

⑶甲基橙试液

2-

co3盐酸、澄清石灰水和加入盐酸，产生无色无味的气体，此气体能是澄清石灰水变浑

HCO3CaCk