3高中化学氧化还原反应

1氧化还原反应氧化还原反应的概念1.基本概念定义：有化合价升降或者电子转移的反应。本质：电子有转移，电子转移是微观的，宏观表现是化合价（即氧化数）的变化。氧化数升高，即失电子的半反应是氧化反应，发生此反应的物质是还原剂；氧化数降低，得电子的反应是还原反应，发生此反应的物质是氧化剂。还原剂具有还原性，氧化剂具有氧化性。还原剂被氧化剂氧化后生成的物质叫氧化产物，氧化剂被还原剂还原后生成的物质叫还原产物。即：还原剂+氧化剂---氧化产物+还原产物.氧化还原反应、氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物概念定义注意点氧化反应物质失去电子的反应物质失去电子的外部表现为化合价的升高还原反应物质得到电子的反应物质得到电子的外部表现为化合价的降低被氧化元素失去电子的过程元素失去电子的外部表现为化合价的升高被还原元素得到电子的过程元素得到电子的外部表现为化合价的降低氧化产物通过发生氧化反应所得的生成物氧化还原反应中，氧化产物、还原产物可以是同一种产物，也可以是不同产物，还可以是两种或两种以上的产物。如反应4FeS2+11O2=2Fe2O3+8SO2中，Fe2O3和SO2均既为氧化产物，又为还原产物。还原产物通过发生还原反应所得的生成物氧化剂得到电子的反应物常见氧化剂：(1)活泼的非金属单质；如卤素单质(X2)、O2、S等(2)高价金属阳离子；如Fe3+、Cu2+等(3)高价或较高价含氧化合物；如MnO2、浓H2SO4、HNO3、KMnO4等(4)过氧化物；如Na2O2、H2O2等还原剂失去电子的反应物常见还原剂：①活泼或较活泼的金属；如K、Na、Zn、Fe等②一些非金属单质；如H2、C、Si等③较低态的化合物；CO、SO2、H2S、Na2SO3、FeSO4氧化性得到电子的能力物质的氧化性、还原性的强弱与其得失电子能力有关，与得失电子的数目无关。还原性失去电子的能力氧化还原反应与四大基本反应类型的关系①置换反应都是氧化还原反应；②复分解反应都不是氧化还原反应；③有单质生成的分解反应是氧化还原反应；2④有单质参加的化合反应也是氧化还原反应。四种分类：A+B=AB………………化合反应AB=A+B……………分解反应A+BC=AC+B……………置换反应AB+CD=AD+BC……………复分解反应▲下列反应一定属于氧化还原反应的是（C）A．化合反应B．分解反应C．置换反应D．复分解反应2.基本概念之间的关系：氧化剂+还原剂===还原产物+氧化产物（较强氧化性）（较强还原性）（弱还原性）（弱氧化性）氧化性强弱：氧化剂氧化产物还原性强弱：还原剂还原产物氧化剂有氧化性化合价降低得电子被还原发生还原反应生成还原产物还原剂有还原性化合价升高失电子被氧化发生氧化反应生成氧化产物几种简单的氧化还原反应：CuO+H2=Cu+H2O2CuO+C=2Cu+CO2H2O+C=H2+CO[例1]金属钛（Ti）性能优越，被称为继铁、铝制后的“第三金属”。工业上以金红石为原料制取Ti的反应为：aTiO2＋bCl2＋cCaTiCl4＋cCO……反应①TiCl4＋2MgTi＋2MgCl2……反应②关于反应①、②的分析不正确的是（A）①TiCl4在反应①中是还原产物，在反应②中是氧化剂；②C、Mg在反应中均为还原剂，被还原；③在反应①、②中Mg的还原性大于C，C的还原性大于TiCl4；④a＝1，b＝c＝2；⑤每生成19.2gTi，反应①、②中共转移4.8mole-。A．①②④B．②③④C．③④D．②⑤标电子转移的方向和数目（双线桥法、单线桥法）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）3的元素，标明电子数目，不需注明得失。例：MnO2+4HCl（浓）MnCl2+Cl2↑+2H2O②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：MnO2+4HCl（浓）MnCl2+Cl2↑+2H2O两类特殊的化学反应①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：3Cl2+6KOHKClO3+5KCl+3H2O②归中反应。不同价态的同种元素的原子在反应中趋于中间价态，解此类题最好将该元素的不同价态用数轴标出，变化的区域只靠拢，不重叠。例：KClO3+6HCl3Cl2+6KCl↑+3H2O▲下列反应中，氧化与还原在同一元素中进行的是（A）A．OHNaClONaClNaOH2Cl22B．Fe+CuSO4=FeSO4+CuC．D．物质的氧化性强弱、还原性强弱的比较氧化性→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:得2e-——2e-——失2e-——失5e得5×e失5×e-得5e-4一般来说，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。F2＞Cl2＞Br2＞Fe3+＞I2＞S氧化性比较注意：元素的非金属，金属性与物质的还原性和氧化性有一定的差别。如元素非金属性：OCL,但单质氧化性：CL2O23.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↑+2H202KMn04+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），322SO2OSO2催化剂，其还原性:Na2SO4H2SO3SO256.根据被氧化或被还原的程度来判断:如：22CuClClCu点燃，SCuSCu22，即氧化性:SCl2。又如:OH2SOBrSOHHBr2222)(42浓，OH4SHI4SOHHI8222)(42浓，即有还原性:HBrHI。7.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。8.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：HClO4HClO34HClO24HClO。注意：①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。②原子的氧化性一般都强于分子的氧化性。如：氧化性222OOClClFF、、等。[例2]常温下，在下列溶液中发生如下反应①16H++10Z-+2XO4-＝2x2++5Z2+8H2O②2A2++B2＝2A3++2B-③2B-+Z2＝B2+2Z-由此判断下列说法错误的是（）A.反应Z2+2A2+＝2A3++2Z-可以进行。B.Z元素在①③反应中均被还原6C.氧化性由强到弱的顺序是XO4-、Z2、B2、A3+D.还原性由强到弱的顺序是A2+、B-、Z-、X2+解：A、①中X的化合价降低，则氧化性XO4-＞Z2，②中B元素的化合价降低，则氧化性B2＞A3+，③中Z元素的化合价降低，则氧化性Z2＞B2，则氧化性Z2＞A3+，反应Z2+2A2+=2A3++2Z-可发生，故A正确；B、①中Z元素的化合价升高，则Z2为氧化产物，③中Z元素的化合价降低，则Z2为氧化剂，故B错误；C、①中X的化合价降低，则氧化性XO4-＞Z2，②中B元素的化合价降低，则氧化性B2＞A3+，③中Z元素的化合价降低，则氧化性Z2＞B2，则氧化性XO4-＞Z2＞B2＞A3+，故C正确；D、反应①中X元素的化合价降低，则XO4-为氧化剂，则X2+是XO4-的还原产物，故D正确；故选B．常见氧化剂（1）非金属性较强的单质：F2、Cl2、Br2、I2、O3、O2等（2）变价元素中高价态化合物：KClO3、KMnO4、Fe3+盐、K2Cr2O7、浓H2SO4、HNO3等（3）其它HClO、MnO2、Na2O2、H2O2、NO2等常见还原剂（1）金属性较强的单质K、Na、Mg、Al、Fe、Zn（2）某些非金属单质：H2、C、Si等（3）变价元素中某些低价态化合物：H2S、HBr、HI、Fe2+及盐，SO2等氧化还原反应方程式的配平方法1.配平原则：电子守恒、原子守恒、电荷守恒2.化合价升降法的基本步骤为：“一标、二等、三定、四平、五查”。“一标”指的是标出反应中发生氧化和还原反应的元素的化合价，注明每种物质中升高或降低的总价数。“二等”指的是化合价升降总数相等，即为两个互质(非互质的应约分)的数交叉相乘。“三定”指的是用跟踪法确定氧化产物、还原产物化学式前的系数。7“四平”指的是通过观察法配平其它各物质化学式前的系数。“五查”指的是在有氧元素参加的反应中可通过查对反应式左右两边氧原子总数是否相等进行复核(离子反应还应检查电荷数是否相等)，如相等则方程式已配平，最后将方程式中“—”改为“=”。[例3]对于反应KMnO4+HCl→KCl+MnCl2+Cl2+H2O（未配平），若有0.1molKMnO4参加反应，下列说法正确的是（）A．其转移电子0.5molB．生成Cl20.5molC．参加反应HCl为16molD．Cl2是还原产物氧化还原反应的五条基本规律：（1）电子得失守恒规律：氧化剂得到电子总数=还原剂失去电子总数；（2）“以强制弱”规律：氧化剂+还原剂=较弱氧化剂+较弱还原剂；这是氧化还原反应发生的条件。（3）价态归中规律：同一元素不同价态间发生的氧化还原反应，化合价的变化规律遵循：高价+低价→中间价态，中间价态可相同、可不同，但只能靠近不能相互交叉（即价态向中看齐）。KClO3+6HCl=KCl+3Cl2+3H2O而不是KClO3+6HCl=KCl+3Cl2+3H2O（4）歧化反应规律：发生在同一物质分子内、同一价态的同一元素之间的氧化还原反应，叫做歧化反应。其反应规律是：所得产物中，该元素一部分价态升高，一部分价态降低，即“中间价→高价+低价”。具有多种价态的元素(如氯、硫、氮和磷元素等)均可发生歧化反应，如：Cl2十2NaOH=NaCl十NaClO十H20（5）优先反应原理：在溶液中如果存在多种氧化剂（还原剂），当向溶液中加入一种还原剂（或氧化剂）时，还原剂（或氧化剂）先把氧化性（或还原性）强的氧化剂（或还原剂）还原（或氧化）。-5e-+5e--6e-+6e-8六、氧化还原反应的配平（★★★★）1氧化还原反应的表示方法a单线桥法:反应物之间的电子转移---氧化剂与还原剂之间的电子转移，无需标注电子得失，只需标注转移KClO3+6HCl=KCl+3Cl2+3H2Ob双线桥法:反应物到产物之间的电子转移---氧化剂与