氧化还原反应复习ppt课件.ppt

1、化学高考第一轮复习,第二章 第3、4讲氧化还原反应,1,热点重点,1.有关氧化还原反应的概念辨析； 2.电子转移及氧化还原有关关系的表示方法； 3.氧化还原反应的配平和计算； 4.氧化性、还原性的强弱比较； 5.氧化还原反应的一般规律； 6.求氧化剂和还原剂、氧化产物与还原产物的质量或物质的量之比； 7.电子守恒的应用； 8.氧化还原反应与四种基本反应类型的关系。,2,置换反应,电极反应,化合反应,分解反应,氧化还原反应,返回,有机反应,生物作用,3,一.基本概念,判断下列哪些反应是氧化还原反应？理由？ 1 Na2O + H2O = 2NaOH 2 2Al + Fe2O3 = 2 Fe + A

2、l 2O3 3 IBr + H2O = HBr + HIO 4 CH4 + Cl2 CH3Cl + HCl 5. NaH + NH3 = NaNH2 + H2,光,以5为例判断氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物。,还原剂 氧化剂 氧化产物 还原产物,+1-1 -3+1 +1-3+1 0,规律,4,反应实质：有电子得失或共用电子对的偏移。 表现特征：元素化合价有升降。,一、基本概念,5,00:15:52,（1）、双线桥法 KClO3+6HCl=KCl+3Cl2+3H2O （2）、单线桥法 KClO3+6HCl=KCl+3Cl2+3H2O,+5 -1,得到5e-,失去5e-,5e-,氧化还原反应的

3、表示方法,思考：反应中氧化产物与还原产物之比是多少？,6,氧化还原反应一般规律之一： 电子得失守恒 化合价有升必有降，化合价升高总数等于化合价降低总数； 电子有得必有失，失电子总数必等于得电子总数。,实验室在配置FeSO4溶液时总是放入一些铁粉或小铁钉，试用离子反应方程式表示其中的原理。,Fe + Fe3+ = 2Fe2+ ？,Fe + 2 Fe3+ = 3Fe2+,7,氧化还原反应一般规律之二： 反应发生条件 氧化性强的物质可以氧化还原性强的物质；还原性强的物质可以还原氧化性强的物质。,日常生活中常用到铁皮，为了防止被腐蚀，常常镀上一层锌（白铁皮）或镀上一层锡（马口铁）。一旦镀层有破损以后，

4、哪种铁皮先被腐蚀？理由？,8,00:15:52,练习：将Fe，Cu粉与FeCl3，FeCl2，CuCl2的混合 溶液放在某一容器里，根据下述情况判断哪些阳 离子或金属单质同时存在，哪些不能同时存在。 （1）反应后铁有剩余，则容器里可能有_。 （2）反应后有Cu2+和Cu，则容器里不可能有_。 （3）反应后有Cu2+，Fe3+，则容器里不可能有_。,Fe，Cu ,Fe2+,Fe,Fe3+,Fe，Cu,9,氧化还原反应一般规律之三： 反应发生的先后顺序一般地，氧化剂总是先氧化还原性强的还原剂；还原剂总是先还原氧化性强的氧化剂。,能否用浓硫酸干燥H2S气体？理由？SO2气体呢？,氧化还原反应一般规律

5、之四： 不同物质中，同一元素的不同价态发生变化时，该元素的化合价变化规律是：“只靠拢，不交叉”。,10,1、根据金属性、非金属性强弱来判断,物质氧化性、还原性强弱比较,11,00:15:52,K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au,失电子能力逐渐减弱，还原性逐渐减弱,其阳离子得电子能力逐渐增强，氧化性逐渐增强,根据非金属活动顺序判断 F2 Cl2 Br2 I2 S,氧化性逐渐减弱,还原性逐渐增强,F- Cl- Br- I- S2-,12,金属单质的还原性随金属性增强而增强，其离子的氧化性相应减弱,非金属单质的氧化性随非金属性增强而增强，其离子的

6、还原性相应减弱,13,已知：5PbO2+4H+2Mn2+=5Pb2+2MnO4-+2H2O根据方程式判断氧化性强弱。,强氧化剂 + 强还原剂 = 弱还原剂 + 弱氧化剂,A,B,b,a,氧化性：A a 还原性：B b,氧化性：PbO2 MnO4-,2、根据氧化还原反应本身来判断,14,判断氧化性强弱： Fe3+与Fe2+ KMnO4与MnO2； 还原性强弱：S2-、S与SO32-,3、从元素化合价高低来判断 一般地说，同一种变价元素的几种物质，它们的氧化能力是由高价态到低价态逐渐减弱，还原能力则依次逐渐增强。,特殊性：氧化、还原能力还与物质的稳定 性、温度、浓度、酸碱性等有关。 如：氧化性HC

7、lO HClO4; H2SO3 H2SO4(稀) KMnO4氧化性：酸性 中性 碱性,15,氯气、硫分别与铁反应,钠、镁、铝分别与水反应,4、根据反应产物以及反应条件判断:,16,00:15:52,5、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。,6、其他: 浓度、酸碱性、温度、稳定性等.,Cl2 Br2 Fe3+ Ag+ Cu2+ Fe2+ Zn2+,氧化性,还原性,S2SO3 2 I Fe2+ Br Cl ,17,00:15:52,18,1.判

8、断下列反应能否发生？若能发生，如何设计简易实验检验反应产物？同时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,19,00:15:52,重要的氧化剂 （1）活泼的非金属单质，如Cl2、Br2、O2等。 （2）元素

9、处于高化合价时的氧化物，如MnO2等。 （3）元素处于高化合价时的含氧酸，如浓H2SO4、HNO3等。 （4）元素处于高化合价时的盐，比如KMnO4、KClO3、FeCl3等。 （5）过氧化物，如Na2O2、H2O2等。,常见的氧化剂、还原剂,20,00:15:52,重要的还原剂 （1）活泼的金属，如Na、 Al、Zn、Fe等。 （2）某些非金属单质，如H2、C、Si等。 （3）元素处于低化合价时的氧化物，如CO、SO2等。 （4）元素处于低化合价时的酸，如HCl、H2S等。 （5）元素处于低化合价时的盐，如Na2SO3、FeSO4等。,处于中间化合价元素,一方面是主要的。 Cl2、Br2、M

10、nO2等通常以氧化性为主， CO、SO2、Na2SO3、Fe2+、C等通常以还原性为主,说明,21,00:15:52,1.0.3molCu2S与足量的硝酸反应，生成硝酸铜、硫酸、一氧化氮和水，则参加反应的硝酸中被还原的硝酸的物质的量为（ ） A.0.9mol B.1mol C.1.2mol D.2.2mol,未被还原的硝酸的物质的量呢？,继续,电子守恒法在氧化还原反应计算中的应用,22,00:15:52,2、3.84g Cu与适量的未知浓度的硝酸反应，当铜全部溶解完毕后，在标准状况下共收集到2.24L气体，求反应中消耗的HNO3物质的量。,（0.22mol）,变型：在标准状况下将1.92g铜粉

11、投入一定量浓HNO3中随着铜粉的溶解，反应生成的气体颜色逐渐变浅，当铜粉完全溶解后共收集到由NO2和NO组成的混和气体1.12L，则混和气体中NO的体积为 A112mLB1008mLC224mLD448mL,23,00:15:52,3. FeS2与HNO3反应后的氧化产物为Fe3+ 和H2SO4，若反应中FeS2与HNO3的物质的量之 比为1：8，则HNO3的还原产物为： A、NO2 B、NO C、N2O D、N2O3,4、Cl2在70的NaOH水溶液中能同时发生两个自身 氧化还原反应，反应完全后，测得溶液中NaClO与NaClO3的物质的量之比为41，则溶液中NaCl与NaClO的物质的量之

12、比为（ ） A、94 B 、54 C、112 D、11,24,00:15:52,(2008年江苏卷） 13、从矿物学资料查得，一定条件下自然界存在如下反应： 14CuSO45FeS212H2O7Cu2S5FeSO412H2SO4 ，下列说法正确的是 A. Cu2S既是氧化产物又是还原产物 B. 5mol FeS2发生反应，有10mol电子转移 C. 产物中的SO42-离子有一部分是氧化产物 D. FeS2只作还原剂,25,亚硝酸钠(NaNO2)可用做水泥施工的抗冻剂。它易溶于水，有咸味，既有氧化性，又有还原性。在酸性溶液中它能氧化I-和Fe2+。它能将人体内血红蛋白里所含的Fe2+氧化为Fe3+使人中毒，在建筑工地上曾多次发生将亚硝酸钠误作食盐食用，导致民工中毒的事件。亚硝酸钠和酸反应生成亚硝酸，亚硝酸是不稳定的弱酸，它只存在于冷的稀溶液中，易发生如下分解反应：3HNO2=2NO+HNO3+H2O。 从浓醋酸、氨水、纯碱、稀盐酸、KI-淀粉溶液中选择适当的物质做试剂，用两种简单的