备考2019高考化学第一轮复习 第2章 化学物质及其变化 第3节 氧化还原反应学案

1、学必求其心得，业必贵于专精第三节 氧化还原反应一、氧化还原反应1定义:在反应过程中有 的化学反应叫做氧化还原反应。2实质与特征：氧化还原反应的实质是 ，特征是 .3有关概念及相互关系（记忆口诀:“降得还还氧化剂，升失氧氧还原剂”)：氧化剂（有氧化性）降(化合价 )得（ 电子）还（ 反应）还（ 产物)还原剂（有还原性）升（化合价 ）失（ 电子）氧（ 反应）氧（ 产物）4电子转移的表示方式单线桥法:箭头从 指向 ；桥上只标电子数，不写“得、“失”等,如下左式.双线桥法：得失电子分开注明，从同种元素 指向 ，注明 情况及 数。如下右式.mno2 + 4hcl（浓）mncl2+cl2+2h2o 2e-

2、 得2e-失2e-mno2+4hcl（浓）mncl2+cl2+2h2o二、氧化还原反应与四种基本类型反应之间的关系1所有的 反应都是氧化还原反应。2所有的 反应都不是氧化还原反应.3有 参加的化合或分解反应一定是氧化还原反应,没有单质参加的化合、分解反应 是氧化还原反应.4有单质参加的反应 是氧化还原反应,如：2o3=3o2 .三 、常见氧化剂和还原剂及其产物1常见氧化剂(化合价能 的物质）及其产物形式:cl2、br2、i2 ；kclo、kclo3（或 clo2） +多出的负二价氧再形成其它化合物；酸性kmno4（用h2so4酸化） +多出的负二价氧再形成其它化合物；h2o2（na2o2) +

3、多出的负二价氧再形成其它化合物;hno3 (浓) +多出的负二价氧再形成其它化合物;hno3(稀） +多出的负二价氧再形成其它化合物；h2so4(浓） +多出的负二价氧再形成其它化合物;fecl3 +多出的cl再形成其它化合物。2常见还原剂（化合价能 的物质)及其产物形式：fe（金属单质) ; fe2 ； so2（so32) ；so2的氧化产物，在无水时生成so3，有水存在时生成so42-。h2s 一般生成 ；遇强氧化剂时也可以生成 .hcl（hbr、hi) 。h2 。3既可作氧化剂又作还原剂的有：s、so、h2so3、so2、no、fe2及含cho的有机物.4写总方程式时，把氧化剂的模式与还

4、原剂的模式合并在一起写出来就可以了，但是要考虑阴阳离子结合后的产物在反应的环境中是否存在，可能会转化为什么物质。另外再注意：负价粒子必须结合正价粒子形成分子，酸根若遇到金属离子时则优先结合金属离子，一般阴离子原来与谁结合，则在生成物中仍与谁结合,若无金属则结合h+生成酸。但是负二价氧(o2）最优先结合的对象是h+,这样处理可以使方程式配平变得容易。需补充物质时，所补充的物质中价态一般都是 的，若在水溶液中进行反应时，可以随时在方程式左侧或右侧补充 分子以便于配平.依据氧化还原规律“有得必有失,有升必有降确定产物的形式。并依据“电子守恒”原则配平.四、氧化还原反应方程式的配平1. 化合价升降法(

5、即电子得失法或氧化数法)配平步骤：（1)标明反应前后化合价有 的元素化合价。（2）通过求最小公倍数，使化合价 相等，要注意考虑化学式中各原子的角标（化合物整体性）.（3）确定氧化剂和还原剂的系数.(4)观察配平其它元素的系数。先配平 、再配平 、最后配平 ，然后用 检查配平结果.1已知某强氧化剂ro(oh)22+中的元素r可被亚硫酸钠还原到较低价态。若把1.210-3 mol ro（oh）22+还原，需要6 ml 0。2 mol/l的亚硫酸钠溶液，则反应后r的化合价为（ ）a。0 b。+2 c。+3 d.+4规律总结一、氧化还原反应中的主要规律1守恒规律:(1）质量守恒：反应前后元素的 和 不

6、变。(2）电子守恒：氧化剂获得的电子总数还原剂失去的电子总数。这是配平氧化还原反应方程式的依据，也是有关氧化还原反应计算的依据。表达式为：n（氧化剂）分子中 化合价 n(还原剂）分子中 化合价 。2价态归中规律:同种元素不同价态之间的反应,遵循以下规律： .3若某元素有多种可变价态,处于最高价态时，只有 性;处于最低价态时，只有 性；处于中间价态时 ,.4. “先强后弱规律:在浓度相差不大的溶液中,(1）同时含有几种还原剂时，加入一种氧化剂后,将按照还原性 的顺序依次反应。(2)同时含有几种氧化剂时，加入一种还原剂后,将按照氧化性 的顺序依次反应。（3)常见离子氧化性强弱:mno4（cr2o7

7、2) clo (no3+h+) fe3+ cu2+;常见离子还原性强弱:s2 so32- i fe2+ br cl。mno4、cr2o72与 种还原性离子s2、so32、i、fe2+、br、cl以及乙醇、乙醛等不共存。clo-与 种还原性离子s2、so32、i-、fe2+、br等不共存。（no3+h+)与 种还原性离子s2、so32、i-、fe2+等不共存。fe3+与 种还原性离子s2-、so32、i等不共存。（4)（s2+so32）、(clo+cl）在 时能共存, 因氧化还原时不共存。二、氧化性、还原性强弱的判断1依据化学反应方程式(主要）：氧化性: ；还原性： .2依据金属、非金属活动性顺

8、序依据金属活动性顺序:k ca na mg al zn fe sn pb （h) cu hg ag pt au单质还原性逐渐 ，对应阳离子的氧化性逐渐 。依据非金属活动性顺序:f2 cl2 br2 i2 s单质氧化性逐渐 ，对应阴离子的还原性逐渐 。3根据元素在周期表中的相对位置:从上到下，从右到左，金属原子的还原性逐渐 ，相应阳离子的氧化性逐渐 。从下到上，从左到右,非金属原子的氧化性逐渐 ，相应有离子的还原性逐渐 .4依据反应条件及反应的剧烈程度：反应条件要求越低，反应越剧烈，对应物质的氧化性或还原性越强。如是否加热，有无催化剂及反应温度高低和反应物浓度大小等。如：2kmno416hcl=

9、2kcl2mncl25cl28h2o mno24hclmncl2cl22h2o由上述反应的 不同，可判断氧化性：kmno4 mno25。依据氧化还原反应的程度：相同条件下，不同氧化剂作用于同一种还原剂，氧化产物价态高的反应对应的氧化剂氧化性强。如:2fe3cl2=2fecl3 fes=fes 氧化性cl2 s相同条件下，不同还原剂作用于同一种氧化剂，还原产物价态低的反应对应的还原剂的还原性强。如:cu2fe3=cu22fe2 3zn2fe3=3zn22fe 还原性：zn cu6依据电化学原理：一般情况下稀酸做电解质溶液时，两种不同金属构成原电池的两极。其还原性：负极 正极.用惰性电极电解混合溶

10、液时，在阴极先放电的阳离子 较强，在阳极先放电的阴离子 较强。7特别提醒：(1）氧化性、还原性强弱取决于得失电子的 ,与得失电子的数目 .（2)对于一种物质既作氧化剂、又作还原剂的反应，如cl2h2o = hclohcl， （能/不能）根据反应方程式判断物质氧化性、还原性的强弱。（3）依据金属活动性顺序判断阳离子的氧化性强弱时， 离子的氧化性符合该顺序，fe3+离子的氧化性应介于hg2+、ag+之间,比较特殊。1有下列三个反应：cl2fei2=fecl2i22fe2br2=2fe32brco2o36hcl=2cocl2cl23h2o。下列说法正确的是（)a中的氧化产物分别是i2、fe3、coc

11、l2 b根据以上方程式可以得到氧化性cl2fe3co2o3c可以推理得到cl2febr2=fecl2br2 d在反应中当1 mol co2o3参加反应时,2 mol hcl被氧化2向含有1 mol fecl2的溶液中通入0。2 mol cl2,再加入含0.1 mol x2o的酸性溶液，使溶液中fe2恰好全部被氧化，并使x2o还原为xn，则n值为()a2 b3 c4 d5【第三节 氧化还原反应参考答案】【基础落实】一、氧化还原反应1元素化合价变化2电子转移 元素化合价的变化3. 降低 得 还原 还原 升高 失 氧化 氧化4还原剂中化合价升高的元素 氧化剂中化合价降低的元素 反应物 生成物 得失 电子二、氧化还原反应与四种基本类型反应之间的关系1.置换 2.复分解 3.单质 不一定 4.不一定三 、常见氧化剂和还原剂及其产物1降低 cl、br-、i kcl（或cl) mnso4k2so4h2o h2o（na2o） no2h2o noh2o so2h2o fecl22升高 fe2或fe3 fe3 so3 或 so42 s + h so42+ h cl2 (br2、i2） + h h4不变 h2o四、氧化还原反应方程式的配平1. 变化 升降总值 金属 非金属 氢原子 氧原子【对点训练】1.d【规律总结】一、 氧化还原反应中的主要规律1. 种类 质量 变价原子个数