高中阶段氧化还原反应

1、一物质与氧气的反应：（一）单质与氧气的反应：1.镁在空气中燃烧：2Mg+O2点燃2MgO2.铁在氧气中燃烧：3Fe+2O2点燃Fe3O43.铜在空气中受热：2Cu+O2加热2CuO4.铝在空气中燃烧：4Al+3O2点燃2Al2O35.氢气中空气中燃烧：2H2+O2点燃2H2O6.红磷在空气中燃烧：4P+5O2点燃2P2O57.硫粉在空气中燃烧：S+O2点燃SO28.碳在氧气中充分燃烧：C+O2点燃CO29.碳在氧气中不充分燃烧：2C+O2点燃2CO（二）化合物与氧气的反应：10.一氧化碳在氧气中燃烧：2CO+O2点燃2CO211.甲烷在空气中燃烧：CH4+2O2点燃CO2+2H2O12.酒精在

2、空气中燃烧：C2H5OH+3O2点燃2CO2+3H2O 二几个分解反应：13.水在直流电的作用下分解：2H2O通电2H2+O214.加热碱式碳酸铜：Cu2(OH)2CO3加热2CuO+H2O+CO215.加热氯酸钾（有少量的二氧化锰）：2KClO3MnO22KCl+3O216.加热高锰酸钾：2KMnO4加热K2MnO4+MnO2+O217.碳酸不稳定而分解：H2CO3=H2O+CO218.高温煅烧石灰石：CaCO3高温CaO+CO2 三几个氧化还原反应：19.氢气还原氧化铜：H2+CuO加热Cu+H2O20.木炭还原氧化铜：C+2CuO高温2Cu+CO221.焦炭还原氧化铁：3C+2Fe2O3

3、高温4Fe+3CO222.焦炭还原四氧化三铁：2C+Fe3O4高温3Fe+2CO223.一氧化碳还原氧化铜：CO+CuO加热Cu+CO224.一氧化碳还原氧化铁：3CO+Fe2O3高温2Fe+3CO225.一氧化碳还原四氧化三铁：4CO+Fe3O4高温3Fe+4CO2四单质、氧化物、酸、碱、盐的相互关系（一）金属单质+酸 盐+氢气（置换反应）26.锌和稀硫酸Zn+H2SO4=ZnSO4+H227.铁和稀硫酸Fe+H2SO4=FeSO4+H228.镁和稀硫酸Mg+H2SO4=MgSO4+H229.铝和稀硫酸2Al+3H2SO4=Al2(SO4)3+3H230.锌和稀盐酸Zn+2HCl=ZnCl2

4、+H231.铁和稀盐酸Fe+2HCl=FeCl2+H232.镁和稀盐酸Mg+2HCl=MgCl2+H233.铝和稀盐酸2Al+6HCl=2AlCl3+3H2（二）金属单质+盐（溶液） 另一种金属+另一种盐34.铁和硫酸铜溶液反应：Fe+CuSO4=FeSO4+Cu35.锌和硫酸铜溶液反应：Zn+CuSO4=ZnSO4+Cu36.铜和硝酸汞溶液反应：Cu+Hg(NO3)2=Cu(NO3)2+Hg（三）碱性氧化物+酸 盐+水37.氧化铁和稀盐酸反应：Fe2O3+6HCl=2FeCl3+3H2O38.氧化铁和稀硫酸反应：Fe2O3+3H2SO4=Fe2(SO4)3+3H2O39.氧化铜和稀盐酸反应：

5、CuO+2HCl=CuCl2+H2O40.氧化铜和稀硫酸反应：CuO+H2SO4=CuSO4+H2O41.氧化镁和稀硫酸反应：MgO+H2SO4=MgSO4+H2O42.氧化钙和稀盐酸反应：CaO+2HCl=CaCl2+H2O（四）酸性氧化物+碱 盐+水43苛性钠暴露在空气中变质：2NaOH+CO2=Na2CO3+H2O44苛性钠吸收二氧化硫气体：2NaOH+SO2=Na2SO3+H2O45苛性钠吸收三氧化硫气体：2NaOH+SO3=Na2SO4+H2O46消石灰放在空气中变质：Ca(OH)2+CO2=CaCO3+H2O47.消石灰吸收二氧化硫：Ca(OH)2+SO2=CaSO3+H2O（五）

6、酸+碱 盐+水48盐酸和烧碱起反应：HCl+NaOH=NaCl+H2O49.盐酸和氢氧化钾反应：HCl+KOH=KCl+H2O50盐酸和氢氧化铜反应：2HCl+Cu(OH)2=CuCl2+2H2O51.盐酸和氢氧化钙反应：2HCl+Ca(OH)2=CaCl2+2H2O52.盐酸和氢氧化铁反应：3HCl+Fe(OH)3=FeCl3+3H2O53.氢氧化铝药物治疗胃酸过多：3HCl+Al(OH)3=AlCl3+3H2O54.硫酸和烧碱反应：H2SO4+2NaOH=Na2SO4+2H2O55.硫酸和氢氧化钾反应：H2SO4+2KOH=K2SO4+2H2O56.硫酸和氢氧化铜反应：H2SO4+Cu(O

7、H)2=CuSO4+2H2O57.硫酸和氢氧化铁反应：3H2SO4+2Fe(OH)3=Fe2(SO4)3+6H2O58.硝酸和烧碱反应：HNO3+NaOH=NaNO3+H2O（六）酸+盐 另一种酸+另一种盐59大理石与稀盐酸反应：CaCO3+2HCl=CaCl2+H2O+CO260碳酸钠与稀盐酸反应:Na2CO3+2HCl=2NaCl+H2O+CO261碳酸镁与稀盐酸反应:MgCO3+2HCl=MgCl2+H2O+CO262盐酸和硝酸银溶液反应：HCl+AgNO3=AgCl+HNO363.硫酸和碳酸钠反应：Na2CO3+H2SO4=Na2SO4+H2O+CO264.硫酸和氯化钡溶液反应：H2S

8、O4+BaCl2=BaSO4+2HCl（七）碱+盐 另一种碱+另一种盐65氢氧化钠与硫酸铜：2NaOH+CuSO4=Cu(OH)2+Na2SO466氢氧化钠与氯化铁：3NaOH+FeCl3=Fe(OH)3+3NaCl67氢氧化钠与氯化镁：2NaOH+MgCl2=Mg(OH)2+2NaCl68.氢氧化钠与氯化铜：2NaOH+CuCl2=Cu(OH)2+2NaCl69.氢氧化钙与碳酸钠：Ca(OH)2+Na2CO3=CaCO3+2NaOH（八）盐+盐 两种新盐70氯化钠溶液和硝酸银溶液：NaCl+AgNO3=AgCl+NaNO371硫酸钠和氯化钡：Na2SO4+BaCl2=BaSO4+2NaCl五

9、其它反应：72二氧化碳溶解于水：CO2+H2O=H2CO373生石灰溶于水：CaO+H2O=Ca(OH)274氧化钠溶于水：Na2O+H2O=2NaOH75三氧化硫溶于水：SO3+H2O=H2SO476硫酸铜晶体受热分解：CuSO4?5H2O加热CuSO4+5H2O77无水硫酸铜作干燥剂：CuSO4+5H2O=CuSO4?5H2O这个有点小难度。记住氧化还原反应的实质就行了啊。氧化反应失电子化合价升高，自身做还原反应。还原反应得电子化合价降低，自身做氧化剂。注：复分解不是氧化还原反应。所有的置换反应都是氧化还原反应。有了这些，应该对你有用吧本节考点：氧化还原反应的基本概念；氧化性和还原性强弱的

10、判断；根据得失电子守恒推断氧化产物或还原产物；配平氧化还原反应的方程式并标出电子转移的方向和数目。一、氧化还原反应的基本概念二、氧化性和还原性强弱的比较1.在同一氧化还原反应中，氧化性：氧化剂>氧化产物；还原性：还原剂>还原产物。例3.根据反应：I2+SO2+2H2O=H2SO4+2HI  2FeCl2+Cl2=2FeCl32FeCl3+2HI=2FeCl2+I2+2HCl 可知：I-、Fe2+、Cl-、SO2的还原性由强到弱的顺序是（   ）AI->Fe2+>Cl->SO2     

11、  BCl->Fe2+>SO2>I-CFe2+>I->Cl->SO2       DSO2>I->Fe2+>Cl-判断一个氧化还原反应能否进行，也应遵循“由强到弱”的规律，即反应式中的物质应符合“氧化性：氧化剂>氧化产物；还原性：还原剂>还原产物”。例4 已知I-、Fe2+、SO2、Cl-和H2O2均有还原性，它们在酸性溶液中还原性的强弱顺序为Cl-2+2O2-2，则下列反应不能发生的是（  ）A2Fe3+SO2+2H2O=2Fe2+SO42-+4H

12、+   BI2+SO2+2H2O=H2SO4+2HICH2O2+H2SO4=SO2+O2+2H2O           D2Fe2+I2=2Fe3+2I-2.根据元素周期表，同周期元素的单质（或原子）从左到右还原性渐弱，氧化性渐强（稀有气体元素除外），同主族元素单质（或原子）从上到下还原性渐强，氧化性渐弱。例如，氧化性：F2>Cl2>Br2>I2>S（含常识性知识），还原性：Na对应的简单离子的还原性：F-2-，氧化性：Na+>K+>Rb+

13、>Cs+3.根据金属活动顺序：K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb（H）Cu Hg Ag Pt Au还         原        性         渐        弱K+ Ca2+ Na+ Mg2+ Al3+ Zn2+ Fe2+ Sn2+ Pb2+（H+）Cu2+ F

14、e3+ Ag+氧         化        性         渐        强4.据原电池电极：负极金属比正极金属活泼（还原性强）；据电解池中放电顺序，先得（或失）电子者氧化性（或还原性）强，其规律为：阳离子得电子顺序（即氧化性强弱顺序）：参考3中规律。阴离子失电子顺序（即还原性强弱顺

15、序）：S2->I->Br->Cl->OH->NO3- 、SO42-等。5.同种元素价态越高，氧化性越强（如Fe3+>Fe2+），但例外地，氧化性：HClO>HClO2>HClO3>HClO4），最高价态只有氧化性；价态越低，还原性越强（如S2->S>SO2），最低价态只有还原性；中间价态兼具氧化性和还原性。6.反应原理相似的不同反应中，反应条件要求越低，说明氧化剂或还原剂越强。总的来说，比较氧化性和还原性强弱的根本依据在于得失电子能力的大小，而绝不能以得失电子数目的多少作为依据。三、氧化还原反应的本质及应用氧化还原反应的特征是化

16、合价的升降，其本质是电子的转移，且得失电子数目相等，这既是氧化还原反应方程式配平的原则，也是判断氧化产物或还原产物的依据。例6.据反应式N2H5+4Fe3+4Fe2+Y+，其氧化产物可能是_。   NextPage  例7.将3.48 gFe3O4完全溶解在100 mL 1mol/LH2SO4溶液中，然后加入K2Cr2O7溶液25 mL，恰好使溶液中的Fe2+全部反应完，Cr2O72-全部转化为Cr3+，则K2Cr2O7溶液的物质的量浓度为（  ）A0.033mol/L    B0.1mol/L 

17、0;  C0.2mol/L    D0.3mol/L 例9.某金属单质和一定浓度的硝酸反应，假定只产生单一的还原产物，当参加反应的单质与被还原硝酸的物质的量之比为21时，还原产物是（ ）ANO2     BNO     CN2O     DN2例10.在酸性溶液中，下列物质氧化KI时，自身发生如下变化：Fe3+Fe2+；MnO4-Mn2+；Cl22Cl-；HNO2NO。如果分别用等物质的量的这些物质氧化足量的KI，得到I2最多的是（&#

18、160;  ）AFe3+      BMnO4-     CCl2       DHNO2【思考】设计一个简单的实验直观地证明Zn与H2SO4的反应确有电子转移。四、氧化还原反应的规律和应用1.一种氧化剂总是优先氧化还原性更强的微粒，一种还原剂总是优先还原氧化性更强的微粒。如：把Cl2通入含有Br-、I-、S2-的溶液中，依次置换出的是S、I2、Br2、而不是同时生成这三种物质。再如：把Zn加入到含有Cu2+、Ag+的溶液中，首先置换出

19、的是Ag，只有Ag+反应完后，才能置换出单质Cu。例11.FeCl2溶液中混有FeI2杂质，根据已知反应：2FeCl3+2KI=2FeCl2+2KCl+I2；2FeCl2+Cl2=2FeCl3；F2+2KI（固）=2KF+I2中的有关事实，要除去其中的FeI2，应选用的试剂是（  ）AF2        B过量Cl2     CFeCl3       DFeCl2例12.将不同量的Cl2分别通入100 mL 1mol

20、/L的FeBr2溶液和100 mL 1mol/L的FeI2溶液中，在空格处写出相应反应的离子方程式：例13.G、Q、X、Y、Z均为氯的含氧化合物。我们不了解它们的化学式，但知道它们在一定条件下有如下的转化关系（未配平）：GQ+NaCl；Q+H2OX+H2；Y+NaOHG+Q+H2O；Z+NaOHQ+X+H2O。则这五种化合物中氯元素的化合价由低到高的顺序为_。氧化还原反应配平的依据是两个守恒：质量守恒定律（反应前后各元素原子个数守恒）和得失电子守恒（若为离子方程式，则离子所带电荷也应守恒）。配平的关键是找到作为配平出发点的基准物质。例14.配平下列化学反应的方程式，并且标出电子转移的方向和数目

21、：（1）P4+   NaOH+   H2O=   PH3+   NaH2PO4（2）Fe3O4+   K2Cr2O7+   H2SO4=   Fe2(SO4)3+   K2SO4+   Cr2(SO4)3+   H2O（3）H2C2O4+   KMnO4+   H2SO4=   CO2+   K2SO4+ &

22、#160; MnSO4+   H2O（4） KI+   KIO3+   H2SO4=   K2SO4+   I2+   H2O（5）KMnO4+   KNO2+_=   K2SO4+   MnSO2+   KNO3+   H2O例15.已知KMnO4和H2O2在一定条件下恰好完全反应，则其离子方程式应为（  ）A2MnO4-+H2O2+6H+=2Mn2+3O2+4H2

23、OB2MnO4-+3H2O2+6H+=2Mn2+4O2+6H2OC2MnO4-+5H2O2+6H+=2Mn2+5O2+8H2OD2MnO4-+7H2O2+10H+=2Mn2+5O2+12H2O价态归中规律：同种元素的不同价态物质之间反应，产物中该元素的化合价为反应物的中间价态，如2H2S+SO2=3S+2H2O；2FeCl3+Fe=3FeCl2等。若不能完全归中，则化合价的升降不应有交叉，如：五、氧化还原反应方程式的配平    则以上三个反应中氧化剂的氧化能力由强到弱的顺序是四川省绵竹市南轩中学  王映强    摘要：在高中

24、化学总有一些急于求成的教学方法，不注重学生的心理特点，一味拔高，孰不知此举实乃拔苗助长。在高中的教学过程中，应研究学生的心理，研究知识的建构理论，科学地安排每一内容出现的时间以及深入程度，循序渐进地学习。本文从氧化还原反应谈高中化学知识的建构。    关键词：建构 同化 顺应 氧化还原反应     在一次高一年级化学教研会上，探讨有关第一章和第三章的化学教学，正好我也在思考这些方面的问题，这里就把自己所思所想总结一下。为了具体一点，就以氧化还原反应的学习为例来承载我将要说到的问题。    氧化还

25、原反应贯穿整个高中化学内容，是一重要的理论知识，也是高考的一个必考内容。正因为重要，所以一些老师，特别是上过一届的老师特别容易犯的一个错是，讲氧化还原反应时没有重视基础，一味拔高，恨不得把自己所有关于高中氧化还原反应的知识都传授给学生，通过两周的教学就要让学生的认知水平就能够达到高考要求。所以在教学中，不但讲了氧化还原反应的配平，而且还讲了较为复杂的电子得失守恒的计算。有一位正在读高一的学生问了我这样一个题，是他的老师在课堂上的例题，题目如下：    已知氧化还原反应     2Cu(IO3)2+24KI+12H2SO4=2

26、CuI+13I2+12K2SO4+12H2O生成13个I2，氧化剂得到的电子数目是多少？    这道例题改编于2007年全国的一道选择题。做这道题要求学生在陌生的环境中运用所学知识，但对于刚进入高一的学生来说，只会使其昏头，问我题的那位学生说他们班上大部分学生都没弄清楚，并且因为这道题有些同学感觉化学好难学。从以上可以看出知识的不当出现会使学生对化学产生恐惧感，重者使学生对学习化学失去兴趣。在教学中教者应注意循序渐进，着力培养学生学习化学的兴趣。需要了解高中生的心理特点，根据学生不同时期的心理特点安排教学的进度和深度。    让我们先

27、了解高中生认知发展的一般特点，高中生从14、5到17、8岁，称为学龄晚期或青年初期。高中阶段是生理、心理发展接近成熟，准备走向独立生活的时期。青年初期生理发育的速度比少年期有所减慢。身体发育已经逐渐接近成人水平。青年初期个体的自觉性、独立性有了显著的增长，达到前所未有的水平。他们充满了青春的朝气、活力。积极、向上、热情、奔放。但由于他们刚刚进入成熟期，心理发展并没有完全成熟。高中学生知觉和观察的水平不断提高，更富有目的性和系统性。高中学生在知觉和观察事物时比以前更全面、更深刻了。他们能发现事物的一些主要细节和事物的本质方面，稳定性、持久性都比初中生有了很大的提高。但并非发展得尽善尽美。在观察时

28、，有时观察的程序不恰当，观察还不够精确，容易过早过快地下结论。    高中阶段是人的记忆力发展的最佳时期，可以说，高中生的记忆力已达到新的成熟阶段。他们能够按照一定的学习目的支配自己的记忆活动。16岁左右，记忆已趋于成熟。高中生更多地采用意义识记的方法来识记材料，机械识记的成分逐渐减少。记忆材料时，力求理解教材内容的内在联系，而不是单纯地进行机械识记。    在注意方面。高中学生注意的集中性和稳定性有了很好的发展。注意的范围一般达到了成人水平。注意的分配品质发展较好，也可以根据任务要求转移自己的注意。对于自己不感兴趣，但又必须记住的材

29、料，他们也能很好地集中自己的注意。高中学生的思维发展达到了新的水平。具有更高的抽象概括性、反省性和监控性特点。他们能够用理论作指导分析综合各种材料，以不断加深对事物发展规律的认识，抽象逻辑思维趋向理论型。到高中二年级，这种理论型思维发展趋于成熟并基本定型。高中生的辩证逻辑思维发展比较迅速，但只是趋于优势地位，并非达到完美的程度。就思维品质发展而言，高中生思维具有更大的组织性、独立性、深刻性和批判性。他们一般不盲从，喜欢探究事物的本质，敢于大胆发表自己的见解，喜欢怀疑、争论，有时好走极端，产生片面性、主观性，肯定一切或否定一切的倾向。高中学生想象的特点主要表现在他们的创造性成分的增加和理想的形成

30、、发展方面。高中生更重视现实，他们的理想不仅考虑到自己的兴趣，而且还考虑到有无实现的可能和条件，一旦有可能如愿，他们还会为之而奋斗，争取实现自己的理想。    从总体来讲，高中生的认知发展已接近成人的水平。他们精力旺盛，思想敏锐、能言善辩，反应迅速，能够用发展的眼光看问题。但毕竟还未完全成熟，对他们还不能完全用对成人的要求来对待。在对高中生进行心理教育时，要结合其认知发展的特点，全面、辩证地晓之以理。论证要有力，论据要充足，并要充分估计他们可能产生的各种认识，讲清道理，和他们友善地商讨问题。要尊重他们的独立性、批判性，引导他们正确看待自己。同时针对他们认知发展的不

31、足，教给他们思考的方法，培养良好的思维品质，使其克服思维发展中的主观性、片面性，开阔其视野，促进思维的进一步成熟。根据以上分析，我们知道学生在高中是逻辑思维飞速发展的时期，高一我们倾向于让学生养成良好的识记习惯，对于一些知识哪怕暂时不能完全理解其意义，也要把它记下来，以待随着自己思维发展到一定的时期能顿悟。高二要加强对学生的抽象思维训练，增强知识的运用能力，能够把一个复杂问题分解为一个个小问题，再各个击破，最终还原到复杂问题中，得到最终的答案。高三我们将教会学生反思，一个问题解决完后，要适时反思，看问题是怎么提出来的，并且看看能不能设计出其它的问题。    那么“

32、氧化还原反应”这一贯穿整个高中化学的重要知识要怎样安排才能更好的被学生掌握以及运用呢？    在旧课标人教版中，第一章讲氧化还原反应，在此处，要求学生能够在初中的“得氧，失氧”旧知识上建立“电子转移”新知识。在学习中，先是复习旧知识，即得到氧的是还原剂，被氧化，发生氧化反应，失去氧的是氧化剂，被还原，发生还原反应。然后借助化合价的概念在旧知识和新知识之间搭桥，使学生认识到了氧化还原反应的本质是电子的转移。学生需要以原有知识经验为基础来同化新知识。学生通过将新知识与原有知识经验联系起来，从而获得新知识的意义、把它纳入已有认知结构。考查是否达到教学目的就是要看学生是否

33、能自觉运用化合价变化这一特征来判断氧化还原反应，能够初步分析电子的转移情况。    随着新知识的同化，原有知识经验会因为新知识的纳入而发生一定的调整和改组，这就是知识的顺应。同化意味着学习者练习、利用原有知识来获取新概念，它体现了知识发展的连续性和发展性。同化和顺应作为知识建构的基本机制，是相互依存、不可分割的两个侧面。    在氧化还原反应知识的顺应方面，教者应把知识纳入到整个高中的教学中去思考，进行一个合理分配，把难点尽量分散，做到对该知识循序渐进的学习。高中阶段氧化还原反应的要求如下：    1、氧

34、化还原反应的特征和本质    2、氧化性还原性强弱的判断    3、氧化还原方程式的配平    4、利用电子得失守恒解决综合问题    知识的建构是通过新旧知识之间充分的、双向的相互作用而实现的。    在学习“碱金属”可以复习氧化还原反应的特征和本质，使该知识内化于学生的知识结构中，通过在“卤素”的学习使学生深入理解氧化还原反应中的电子得失守恒原理，使学生在解决氧化还原反应相关问题时能够有意识地探寻电子转移问题。又通过“氧族”和“氮族”的学习，

35、让学生具有分析氧化还原反应的综合能力，即能够熟练运用质量守恒、电荷守恒和电子得失守恒。最后，在电化学的教学中，再进行巩固深入，就完成了高中阶段对氧化还原反应知识的建构。对于有电子转移的相关问题能够有意识地运用氧化还原反应知识去分析它，解决它。    对于高中的任何一个知识点，都应该遵循学生的心理特点，纳入高中三年的系统中去，合理的适时的安排教学的难度和深度，作到循序渐进，步步扎实。高中阶段所学的氧化还原反应可分为单质参与的反应和具有氧化性或还原性的重要化合物参与的反应两大类，下面我们简要回顾一下这两大类反应。 氧化性单质的反应 主要为O 2 、O 3 、卤素单质、

36、S、N 2 、P等非金属单质参与的反应，以化合反应为主，其中应注意下面几个问题： I高中阶段所学的氧化还原反应可分为单质参与的反应和具有氧化性或还原性的重要化合物参与的反应两大类，下面我们简要回顾一下这两大类反应。氧化性单质的反应主要为O2、O3、卤素单质、S、N2、P等非金属单质参与的反应，以化合反应为主，其中应注意下面几个问题：I. O2做氧化剂时，一般每消耗1molO2转移4mol电子，即O2+4e=2O2-，而O2在溶液中不能存在，因而在不同条件下与O2有关的电对反应为：酸性 O2+4H+4e=2H2O，中性或碱性 O2+2H2O+4e=4OH-，上面的两个电对反应相当重要，请务必熟记

37、！II. 卤素单质（Cl2、Br2、I2）、S、N2、P做氧化剂时，一般都会生成最低负价的化合物，其中应注意下面几点：氧化性Cl2>S，Cl2与还原性单质反应能生成该单质的最高价态化合物，而S有时只能生成较低价态化合物，如2Fe+3Cl2=2FeCl3 Fe+S=FeS，Cu+Cl2=CuCl2 2Cu+S=Cu2S（黑色）；高中课本上出现过的N2参与的反应总共只有3个：N2O2=2NO，3Mg+N2=Mg3N2 3H2N2=2NH3。III. F2的性质较特殊，高中阶段中F2参与的特殊反应有2F22H2O = 4HFO2和2F22NaOH2NaFOF2H2O，而F2与NaCl、NaBr

38、溶液等不能发生置换反应。IV. 高中阶段里出现的“燃烧”一般指物质在气体中发生的剧烈反应，燃烧时一般都会伴随有发光、放热等现象，而下面对一些特殊的燃烧现象作简要的归纳：在氧气中燃烧：硫磺跟氧气：发出明亮的蓝紫色火焰；红磷跟氧气：生成大量白烟（P2O5），白烟易溶于水；铁跟氧气：持续剧烈燃烧，火星四射，铁丝熔成小球，生成黑色固体（Fe3O4）；镁条燃烧：发出耀眼白光；乙炔与氧气：火焰明亮，带有浓烟（碳的质量分数很大），燃烧时火焰温度很高（破坏碳碳三键需要的能量很大）；在其它气体中燃烧：氢气在氯气中燃烧：发出苍白色火焰；红磷在氯气中燃烧：有白色烟雾（PCl3和PCl5的混合物）生成；铜片在氯气中燃

39、烧：产生棕黄色的烟（CuCl2），溶于水生成绿色或蓝色溶液（由浓度决定）；镁条在二氧化碳中燃烧：有黑色和白色的两种固体生成。反应物的量与燃烧的关系：a. 含有碳元素的可燃物质不完全燃烧时都会生成CO，进一步燃烧能使CO发生2CO+O2=2CO2，完全燃烧时碳元素完全转化为CO2；b. 钠在空气中氧化成Na2O失去金属光泽，而钠在空气中燃烧生成淡黄色固体（Na2O2）；c. 硫化氢气体不完全燃烧时，在火焰上罩上蒸发皿，蒸发皿底部有黄色的粉末；硫化氢气体完全燃烧，生成有刺激性气味的气体，气体能使品红溶液褪色。反应方程式为2H2S+O2=2S+2H2O（不完全燃烧） 2H2S+3O2=2SO2+2H

40、2O（完全燃烧）V. 高中课本中简单提到了O3，O3是一种极强的氧化剂，发生氧化还原反应时通常会生成O2，如O3+2KI+H2O=2KOH+I2+O2，这一反应似乎不符合一般的氧化还原反应的规律，以高中阶段的知识无法深究，记下来即可。实际上，从分子的结构角度来说，O3分子中一个氧原子是-2价，两个氧原子是+1价，这个反应与氧化还原反应的规律并不矛盾。(2)还原性单质的反应主要为金属或H2、C、Si非金属单质参与的反应，这些物质一般只有还原性，注意下面几个问题即可。I. 高中阶段出现的金属单质能发生的反应一般只有与非金属单质的化合反应，与H2O、酸、氧化物、盐类的置换或类似置换的反应和与强氧化性

41、物质（浓硫酸、硝酸等）的氧化还原反应三种。下面对一些重要的反应作一个简要的归纳：金属与水的反应：a. 2Na2H2O =2NaOHH2现象：浮、游、球、响、红金属钠浮在水面上，溶成小球，四处游动，发出嘶嘶的声音，滴加酚酞溶液变红；b. Mg+2H2O=Mg(OH)2+H2现象：在热水中反应，生成白色固体并放出无色气体，滴酚酞试液变红，过一段时间后又变回无色（氢氧化镁分解或加热时酚酞被氧化）c. 2Al2NaOH+2H2O =2NaAlO2+3H2现象：铝片与纯水很难反应，但与氢氧化钠溶液在常温下即反应，放出无色气体。注意这一反应的本质仍是铝与水的反应，可以看成2Al+6H2O=2Al(OH)3

42、+3H2和Al(OH)3+NaOH=NaAlO2+H2O两个反应的加合，反应中被还原的物质是H2O而不是NaOH。d. 3Fe4H2O(g) =Fe3O44H2注意反应的条件必须是水蒸气，反应在高温条件下进行。金属与非氧化性酸、盐类的反应：金属与非氧化性酸反应生成H2，注意金属的活动型与反应速率的关系即可。金属与盐类的置换反应一般发生在K、Ca、Na之后的金属之间，注意描述现象时的用语，如“将一洁净铁钉浸入硫酸铜溶液中，铁钉表面有红色物质附着，溶液颜色逐渐变浅”，从金属和溶液两方面回答。应注意最好不要说“铁钉逐渐溶解”，因为在实际的操作中“溶解”是看不到的。K、Ca、Na与活动型较低的盐类的反

43、应时，金属先与水反应，如2Na2H2O =2NaOHH2，然后生成的OH-与溶液中的金属离子结合生成沉淀3NaOHFeCl3=3NaClFe(OH)3，写成总式即6Na2FeCl36H2O=6NaCl2Fe(OH)33H2，实验现象为“金属逐渐溶解，生成红褐色沉淀，放出无色气体，溶液的颜色变浅”。金属与氧化物的反应金属与氧化物发生的置换反应同样应遵循金属活动型的规则。这类反应中，有些是工业上制取某些金属单质的方法。这类反应通常都会放出大量的热量。如铝热反应：2AlFe2O3=2FeAl2O3 8Al2Fe3O4=9Fe4Al2O3 实验现象：剧烈的反应，放出大量的热，同时纸漏斗被烧穿，有熔溶物

44、（铁珠）落入沙中，工业上制钒、铬、锰单质均用铝热法 4Al+3MnO2=2Al2O3+3Mn；镁与氧化铝固体在高温下反应 3Mg+Al2O3=3MgO+2Al II. H2、C、Si发生的氧化还原反应C+2CuO=2CuCO2 H2CuO=CuH2O 实验现象：均生成红色固体，前者生成能使澄清石灰水变浑浊的气体，后者的试管壁上出现水珠。CH2O=COH2（可逆反应） Si2NaOHH2O = Na2SiO32H2(反应的实质是：Si作还原剂，H2O作氧化剂) 工业上制取粗硅：2CSiO2=Si2CO 副反应3CSiO2=SiC2CO注意只生成CO粗硅提纯：Si+2Cl2 =SiCl4 SiCl

45、4+2H2=4HCl+Si(3)氧化性化合物的反应高中阶段所学的形成化合物的氧化剂主要是浓H2SO4、HNO3等强氧化性酸，MnO4-、Cr2O72-、ClO3-、ClO-、Fe3+等离子以及MnO2、PbO2、H2O2等其它氧化剂。请牢记这些氧化剂发生反应时常见的自身变化浓硝酸：NO3-+2H+e =NO2+H2O 稀硝酸：NO3-+4H+3e =NO+ 2H2O 酸性高锰酸钾溶液：MnO4-+8H+5e=Mn2+ + 4H2O酸性重铬酸钾溶液：Cr2O72-+14H+6e=2Cr3+7H2OClO3-和ClO-通常被还原成Cl-，Fe3+被还原成Fe2+，MnO2被还原成Mn2+，H2O2

46、一般被还原成H2O，浓硫酸发生的氧化还原反应不属于离子反应，因为发生反应时起作用的是H2SO4分子，H2SO4一般被还原成SO2。下面两组非常经典的反应： C2H2SO4(浓)=CO22SO22H2O 两种气体都能使澄清石灰水变浑浊 C4HNO3 (浓)=CO24NO22H2O 3C4HNO3 (浓)=3CO24NO2H2O Cu2H2SO4 (浓)=CuSO4SO22H2O（反应条件加热），Cu4HNO3 (浓)=Cu(NO3)22NO22H2O，3Cu8 HNO3 (稀)=3Cu(NO3)22NO4H2O金属与强氧化性酸的反应均体现了酸的强氧化性和酸性。浓硫酸与硝酸与其它还原剂的反应的情况

47、大体上并无太大差别，写方程式时最好先写离子方程式，生成物一侧为“氧化产物+气体+H2O”，然后再配平或改写为化学方程式。写MnO4-、Cr2O72-、ClO3-、ClO-等离子发生的氧化还原反应的方程式的方法与上面方法是一样的，按“氧化剂+还原剂+H+=氧化产物+还原产物+H2O”来写即可，最好先写离子方程式，然后按题目要求改写成化学方程式。此外，还应注意一个很特殊且经常考到的反应，即酸性高锰酸钾溶液与双氧水溶液间发生反应：2MnO4-+5H2O2+6H+=2Mn2+ +5O2+ 8H2O，这个反应中H2O2做还原剂，自身转化为O2和H+，因而反应生成的H2O的氧全部来源于MnO4-。(4)还

48、原性化合物的反应高中阶段所学的还原性化合物不多，同学们只需无机化合物中的掌握“四大还原剂”即可，即I-（HI）、S2-（H2S）、SO32-(SO2)、Fe2+，下面对这些还原剂做一个简要说明。I. 上面四种还原剂被氧化时，I-（HI）的氧化产物一般为I2，SO32-(SO2)的氧化产物一般为SO42-，Fe2+的氧化产物一般为Fe3+。而S2-（H2S）相对特殊，因为生成的S仍有一定的还原性，但由于S是沉淀，已经从溶液反应体系中析出，有时无法被一些较弱的氧化剂（如Fe3+、Cl2、H2O2等）继续氧化，此时应在方程式中将硫写成以单质析出的形式。而浓硫酸、硝酸、酸性高锰酸钾溶液的氧化性很强，能

49、继续氧化S单质，故方程式中应将氧化产物写成SO42-离子的形式。如无机化学中一个很有趣的实验：FeCl3溶液与Na2S溶液反应 2Fe3+S2-=2Fe2+S若S2-过量，生成的Fe2+还能与之结合成黑色的FeS沉淀 Fe2+S2-=FeS，此时试管中会产生两种颜色的沉淀，整体会显棕色，而试管里的溶液将变成无色透明，而将在反应后的试管中加入稀硝酸，沉淀会全部消失，而溶液的颜色又会变回黄色，此过程中发生的反应有 FeS+3NO3-+4H+ =Fe3+SO42-+3NO+2H2O；S+2NO3-=SO42-+2NOII. 若不考虑较复杂的SO32，其它几种还原性的离子的还原性强弱顺序为I->

50、Fe2+>S2->Br->Cl-，这是一个相当重要的式子，尤其适用于判断氧化还原反应发生的先后顺序。如将氯气通入FeI2溶液和FeBr2溶液，发生的反应便是不一样的，前者是I-先反应，即先发生反应Cl2+I-=2Cl-+I2，后者则是Fe2+先反应，即先发生Cl2+2Fe2+=2Cl-+2Fe3+。III. 而I-的还原性很强，常温下能与Cu2+反应，生成白色的CuI沉淀，这个反应是定量测定Cu2+的重要方法 2Cu2+4I-=2CuI+I2；IV. 上面所列举的还原性物质都容易被空气中的O2氧化，应掌握它们与氧气反应的方程式。这几条方程式并不好写，可从离子方程式入手，先写O

51、2+2H2O+4e=4OH-，然后与还原剂的电对反应加合，如O2+4I-+2H2O=2I2+4OH- I-过量时生成的I2以I3-形式存在，不会继续发生歧化反应生成IO3-Fe2+被氧气氧化 12Fe2+3O2+6H2O=4Fe3+4Fe(OH)3此方程式不太好写，实际上第一步反应为4Fe2+O2+2H2O=4Fe3+4OH-，但有反应Fe3+3OH-=Fe(OH)3，将等号右边进行适当的调整便可写出，此外课本上出现的将NaOH溶液滴入FeSO4溶液中制取Fe(OH)2的实验也是一个重要的考点。整个实验中应注意的问题有实验的操作：胶头滴管伸入液面以下Fe(OH)2被氧化成Fe(OH)3的化学方

52、程式4Fe(OH)2+O2+2H2O=4Fe(OH)3；实验的现象：有白色絮状沉淀生成，立即转变为灰绿色，一会儿又转变为红褐色V. 非金属元素的氢化物一般都有一定的还原性，它们发生反应的情况与相应的负价离子反应的情况一般来说是一样的，下面总结一些与氢化物的还原性有关的重要问题：不能用浓硫酸和NaBr、NaI来制取HBr和HI，因为浓硫酸有强氧化性，加热状态下会发生反应2HBr(HI)+H2SO4=Br2(I2)+SO2+2H2O，实验室中可采用同样是高沸点酸的浓磷酸。H2S与SO2的反应2H2S+SO2=3S+2H2O是高中阶段所学的唯一的SO2作氧化剂的反应，这个反应在常温下极易发生，因而H

53、2S与SO2是绝对不能共存的。 SiH4和PH3是同学们较为陌生的物质。二者都极不稳定，在空气中能自燃，它们燃烧的方程式为 SiH4+2O2=SiO2+H2O，2PH3+4O2=P2O5+3H2O，燃烧时会出现大量的白烟（固体颗粒），而PH3便是墓地里“鬼火”的来源。NH3并不是一种强还原剂，而高中阶段里接触过的NH3发生的还原反应也并不多，最常见的便是催化氧化反应 4NH3+5O2=4NO+6H2O 反应条件为“以铂丝作催化剂，加热”，此外，NH3能在纯氧中燃烧，发生反应 4NH3+3O2=2N2+6H2O，不过在高考化学推断题中一般只考查前者，若无明显提示不需要考虑后一个方程式。NH3还能

54、发生的氧化还原反应有2NH3+3Cl2=N2+6HCl，NH3过量时可写作8NH3+3Cl2=N2+6NH4Cl，这个反应的速率很快，常温下会立即反应，NH3过量时观察到的现象为“黄绿色褪去，产生大量白烟”，2NH3+3CuO=3Cu+N2+3H2O，现象：黑色CuO固体变红，将气体通过浓硫酸后可收集N2同学们在高中阶段会在一些“STS信息题”中接触到肼N2H4，这是一种很强的还原剂，其氧化产物是无污染的N2，适合做燃料和高效的还原剂。它的相对分子质量32与O2相同，是一个很好的命题点。写方程式时可以把N2H4中的N看成-2价，如N2H4与H2O2溶液的反应 N2H4+2H2O2=N2+4H2

55、O物质氧化性、还原性强弱的比较，实质上是物质得失电子难易程度的比较。即物质越易夺得电子，则其氧化性越强，越难夺得电子则其氧化性越弱；反之，物质越易失去电子，则其还原性越强，越难失去电子，则其还原性越弱。 一、利用化合价，比较物质氧化性、还原性强弱 由同种元素形成的不同价态物质的氧化性和还原性的强弱规律是：元素的最高价态只具有氧化性，元素的最低价态只具有还原性，元素的中间价态既有氧化性又有还原性。 例1对铁元素组成的物质而言： 氧化性：Fe二价铁盐三价铁盐 还原性：Fe二价铁盐三价铁盐 二、利用元素活泼性的不同，比较物质氧化性、还原性的强弱 1对金属而言，金属越活泼（金属性越强），其单质的还原性

56、越强，其金属阳离子的氧化性越弱。 例2对金属活动性顺序表而言： K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb(H) Cu Hg Ag Pt Au 活泼性（金属性）减弱 其单质还原性：KCaNaMgAlHgAgPtAu 其离子氧化性：K+Ca2+Na+Mg2+Al3+Hg2+Ag+Pt2+Au+ 例3对同主族的金属元素，从上到下活泼性依次增强。如对A族金属元素：Be Mg Ca Sr Ba 活泼性（金属性）增强 其单质还原性：BeMgCaSrBa 其阳离子氧化性：Be2+Mg2+Ca2+Sr2+Ba2+ 例4对同周期金属而言，从左到右其金属活泼性（金属性）依次减弱。如对第3周期金属而言：Na Mg Al 活泼性（金属性）减弱 其单质还原性：NaMgAl 其阳离子氧化性：