高中化学专题复习课件及讲义

高中化学专题复习：氧化还原反应及其应用一、专题概述氧化还原反应是高中化学的核心主线，贯穿必修1（金属、非金属及其化合物）、必修2（原电池）、选修4（电解池、化学平衡中的氧化还原反应）、选修5（有机氧化还原反应）等模块。高考中，氧化还原反应的考察占比约10%-15%，题型涵盖选择题（概念判断、规律应用）、非选择题（方程式配平、计算、综合应用），重点考察学生对电子转移本质的理解、规律的应用能力及综合分析能力。本专题复习将围绕“概念-规律-配平-计算-应用”展开，聚焦高考高频考点，破解易错点，提升解题效率。二、核心知识点梳理（一）基本概念：“五对关系”辨明角色氧化还原反应的本质是电子转移（得失或偏移），特征是化合价升降。通过化合价变化可判断以下概念：概念定义举例（Zn+H₂SO₄=ZnSO₄+H₂↑）氧化剂化合价降低，得电子，被还原H₂SO₄（H+→H₂，化合价从+1→0）还原剂化合价升高，失电子，被氧化Zn（Zn→Zn²+，化合价从0→+2）氧化产物还原剂被氧化后的产物（化合价升高）ZnSO₄（Zn²+）还原产物氧化剂被还原后的产物（化合价降低）H₂（H₂）氧化反应失电子，化合价升高的反应Zn→Zn²+还原反应得电子，化合价降低的反应H+→H₂注意：氧化剂和还原剂可能是同一物质（如Cl₂与NaOH反应中的Cl₂），氧化产物和还原产物也可能是同一物质（如2H₂S+SO₂=3S↓+2H₂O中的S）。（二）核心规律：“四大规律”指导应用氧化还原反应的规律是解题的“钥匙”，需重点掌握以下四类：1.得失电子守恒规律（核心）内容：氧化还原反应中，氧化剂得电子总数等于还原剂失电子总数（或化合价升高总数等于化合价降低总数）。应用：方程式配平、计算（如求氧化剂/还原剂物质的量之比、未知元素化合价、转移电子数目）。示例：3Cu+8HNO₃（稀）=3Cu(NO₃)₂+2NO↑+4H₂OCu化合价升高：0→+2，每个Cu失2e⁻，3个Cu共失6e⁻；N化合价降低：+5→+2，每个HNO₃得3e⁻，2个HNO₃共得6e⁻；得失电子守恒（6e⁻=6e⁻）。2.价态规律（判断氧化性/还原性）内容：元素处于最高正价（如Fe³+、HNO₃中的N）：只有氧化性；元素处于最低负价（如Cl⁻、S²⁻）：只有还原性；元素处于中间价态（如Fe²+、SO₂中的S、Cl₂）：既有氧化性又有还原性。应用：判断物质的氧化性/还原性（如Fe²+可被氧化为Fe³+，也可被还原为Fe）。3.强弱规律（比较氧化性/还原性）内容：氧化性：氧化剂>氧化产物；还原性：还原剂>还原产物。应用：比较物质氧化性/还原性强弱（如由反应2Fe³++Cu=2Fe²++Cu²+，可判断氧化性Fe³+>Cu²+，还原性Cu>Fe²+）。4.转化规律（限制化合价变化范围）内容：归中反应：同一元素的高价态与低价态反应，生成中间价态（化合价变化不交叉）；示例：H₂S+H₂SO₄（浓）=S↓+SO₂↑+2H₂O（S：-2→0，+6→+4，无交叉）；歧化反应：同一元素的中间价态反应，生成高价态与低价态；示例：Cl₂+2NaOH=NaCl+NaClO+H₂O（Cl：0→-1，0→+1）。应用：判断反应能否发生（如H₂S与浓H₂SO₄反应不会生成H₂S中的S→+6，因为会交叉）。（三）氧化还原反应配平：“五步流程”精准配平配平的核心是得失电子守恒，步骤如下（以离子反应MnO₄⁻+Fe²++H+→Mn²++Fe³++H₂O为例）：1.标价态：标出反应前后元素的化合价变化；Mn：+7（MnO₄⁻）→+2（Mn²+），降5；Fe：+2（Fe²+）→+3（Fe³+），升1。2.找变化：计算化合价升降总数（最小公倍数）；降5×1=升1×5（最小公倍数为5）。3.定系数：根据最小公倍数确定氧化剂（MnO₄⁻）和还原剂（Fe²+）的系数；MnO₄⁻系数=1，Fe²+系数=5。4.配其他：配平原子守恒（先金属，后非金属，最后H₂O/H+）；左边：1MnO₄⁻+5Fe²++?H+；右边：1Mn²++5Fe³++?H₂O；原子守恒：Mn（1=1）、Fe（5=5）、O（左边4→右边H₂O的O，故H₂O系数=4）、H（左边H+系数=8，右边4H₂O→8H）。5.查守恒：检查电子守恒（5×1=1×5）、原子守恒（O：4+8=12→右边4×1=4？不，左边MnO₄⁻的O是4，H₂O的O是4，右边Fe³+和Mn²+无O，故O守恒；H：左边8→右边4×2=8，守恒）、电荷守恒（左边：-1+5×2+8×1=+17；右边：2+5×3=+17，守恒）。配平结果：MnO₄⁻+5Fe²++8H+=Mn²++5Fe³++4H₂O。（四）氧化还原反应计算：“守恒法”简化过程计算的核心是得失电子守恒，无需写出完整反应式，直接根据“氧化剂得电子数=还原剂失电子数”计算。示例：取10.00mLFeSO₄溶液，加入过量KMnO₄溶液（浓度0.1000mol/L），消耗KMnO₄溶液20.00mL，求FeSO₄溶液浓度。解题步骤：Fe²+→Fe³+，每个Fe²+失1e⁻；MnO₄⁻→Mn²+，每个MnO₄⁻得5e⁻；根据得失电子守恒：n(Fe²+)×1=n(MnO₄⁻)×5；n(MnO₄⁻)=0.1000×20.00×10⁻³=0.002mol；n(Fe²+)=0.002×5=0.01mol；FeSO₄浓度=0.01mol/10.00×10⁻³L=1.000mol/L。三、考点突破：高考高频题型解析（一）概念判断：抓“化合价变化”本质题型特征：给出反应式，判断是否为氧化还原反应，或判断氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物。解题策略：第一步：标出反应前后各元素的化合价；第二步：判断是否有化合价变化（有则为氧化还原反应）；第三步：根据化合价变化判断概念（升→还原剂→氧化产物；降→氧化剂→还原产物）。示例（2023年全国甲卷）：下列反应中，属于氧化还原反应的是（）A.CaCO₃高温分解B.Na₂O与H₂O反应C.Fe与CuSO₄溶液反应D.BaCl₂与H₂SO₄反应解析：A、B、D选项各元素化合价均不变（非氧化还原反应）；C选项Fe（0→+2）、Cu（+2→0），化合价变化（氧化还原反应）。答案：C。（二）方程式配平：按“五步流程”操作题型特征：给出反应物和产物（或部分产物），要求配平氧化还原反应方程式（化学方程式或离子方程式）。解题策略：严格遵循“标价态→找变化→定系数→配其他→查守恒”五步，重点关注离子反应中的电荷守恒。示例（2022年新高考Ⅰ卷）：写出Cu与稀硝酸反应的化学方程式并配平。解析：反应物：Cu、HNO₃（稀）；产物：Cu(NO₃)₂、NO、H₂O；标价态：Cu（0→+2，升2）、N（+5→+2，降3）；找最小公倍数：6（升2×3，降3×2）；定系数：Cu=3，NO=2，Cu(NO₃)₂=3，HNO₃=3×2+2=8；配H₂O：HNO₃中的H=8→H₂O=4；查守恒：电子（3×2=2×3）、原子（Cu=3，N=8，O=8×3=24→右边3×6+2×1+4×1=24）。答案：3Cu+8HNO₃（稀）=3Cu(NO₃)₂+2NO↑+4H₂O。（三）计算：用“得失电子守恒”简化题型特征：求氧化剂/还原剂物质的量之比、未知元素化合价、转移电子数目等。解题策略：确定氧化剂（得电子）和还原剂（失电子）；写出每个氧化剂/还原剂的电子转移数目；根据“得电子数=失电子数”列等式计算。示例（2021年全国乙卷）：用KMnO₄溶液滴定FeSO₄溶液，反应为MnO₄⁻+Fe²++H+→Mn²++Fe³++H₂O。若消耗0.1mol/LKMnO₄溶液20mL，求FeSO₄的物质的量。解析：MnO₄⁻得5e⁻/mol，Fe²+失1e⁻/mol；n(MnO₄⁻)=0.1×0.02=0.002mol；n(Fe²+)=0.002×5=0.01mol。答案：0.01mol。（四）综合应用：结合电化学、离子反应题型特征：氧化还原反应与原电池、电解池、离子共存等知识点结合考察（如原电池中负极是还原剂，正极是氧化剂；电解池中阳极是还原剂，阴极是氧化剂）。解题策略：明确电化学的本质是氧化还原反应（电子转移）；结合氧化还原规律判断电极反应（如原电池中，还原性强的金属作负极）。示例：原电池反应Zn+Cu²+=Zn²++Cu，判断正负极及电极反应。解析：Zn（还原剂，失电子）→负极，电极反应：Zn-2e⁻=Zn²+；Cu²+（氧化剂，得电子）→正极，电极反应：Cu²++2e⁻=Cu。四、易错点警示：规避常见误区1.氧化剂/还原剂的“部分参与”问题误区：认为氧化剂/还原剂全部参与氧化还原反应（如浓盐酸与MnO₂反应，4molHCl中只有2mol作还原剂，2mol作酸）。纠正：计算电子转移时，仅考虑参与氧化还原的部分（如MnO₂+4HCl（浓）△=MnCl₂+Cl₂↑+2H₂O，转移电子2mol）。2.电子转移数目计算“多算/少算”误区：认为1molCl₂与NaOH反应转移2mol电子（实际Cl₂既是氧化剂又是还原剂，1molCl₂转移1mol电子）。纠正：计算电子转移时，关注每个原子的电子变化（如Cl₂+2NaOH=NaCl+NaClO+H₂O，1molCl₂中1molCl失1e⁻，1molCl得1e⁻，总转移1mol电子）。3.价态变化“交叉”问题误区：认为H₂S与浓H₂SO₄反应可生成S（-2→+6）和SO₂（+6→0）（交叉，不符合归中规律）。纠正：归中反应中，化合价变化不能交叉（正确：H₂S→S（-2→0），浓H₂SO₄→SO₂（+6→+4））。五、真题演练：提升解题能力1.（2023年全国乙卷）下列反应中，氧化剂与还原剂的物质的量之比为1:2的是（）A.2FeCl₃+Cu=2FeCl₂+CuCl₂B.Cl₂+2NaOH=NaCl+NaClO+H₂OC.MnO₂+4HCl（浓）△=MnCl₂+Cl₂↑+2H₂OD.2H₂S+SO₂=3S↓+2H₂O解析：A选项：氧化剂（FeCl₃）与还原剂（Cu）的物质的量之比为2:1；B选项：氧化剂（Cl₂）与还原剂（Cl₂）的物质的量之比为1:1；C选项：氧化剂（MnO₂）与还原剂（HCl）的物质的量之比为1:2（4molHCl中2mol作还原剂）；D选项：氧化剂（SO₂）与还原剂（H₂S）的物质的量之比为1:2。答案：CD。2.（2022年新高考Ⅱ卷）用K₂Cr₂O₇溶液滴定FeSO₄溶液，反应为Cr₂O₇²⁻+Fe²++H+→Cr³++Fe³++H₂O。若消耗0.01mol/LK₂Cr₂O₇溶液10mL，求FeSO₄的质量（FeSO₄的摩尔质量为152g/mol）。解析：Cr₂O₇²⁻中Cr的化合价从+6→+3，每个Cr₂O₇²⁻得6e⁻（2个Cr×3e⁻）；Fe²+→Fe³+，每个Fe²+失1e⁻；根据得失电子守恒：n(Cr₂O₇²⁻)×6=n(Fe²+)×1；n(Cr₂O₇²⁻)=0.01×0.01=0.0001mol；n(Fe²+)=0.0001×6=0.0006mol；FeSO₄质量=0.0006×152=0.0912g。答案：0.0912g。六、备考策略：高效复习建议1.构建知识网络，强化逻辑关联将氧化还原反应的概念（氧化剂、还原剂）、规律（得失电子守恒、强弱规律）、配平（五步流程）、计算（守恒法）整合为知识网络，明确各知识点的逻辑关系（如规律指导配平与计算）。2.聚焦规律应用，突破高频考点强弱规律：多做“比较氧化性/还原性强弱”的题目（如根据反应式判断Fe³+与Cu²+的氧化性）；价态规律：判断物质的氧化性/还原性（如SO₂能否被氧化为H₂SO₄，能否被还原为S）；转化规律：判断反应能否发生（如H₂S与浓H₂SO₄反应的产物）。3.多做真题总结，熟悉考察形式总结高考中氧化还原反应的常见题型（如选择题中的概念判断、非选择题