考点13 氧化还原反应——备战2021年高考化学一轮复习考点帮

考点13 氧化还原反应 一、氧化还原反应中的基本概念 1．氧化还原反应的特征及本质 2．氧化还原反应中的基本概念 （1）氧化剂与还原剂 氧化剂：在氧化还原反应中得到电子(或电子对偏向)的反应物(即所含元素的化合价降低)。 还原剂：在氧化还原反应中失去电子(或电子对偏离)的反应物(即所含元素的化合价升高)。 注意：氧化剂与还原剂可以是不同的物质，也可以是同一种物质，如氯气与水反应时，氯气既是氧化剂也是还原剂。 （2）氧化反应与还原反应 氧化反应：失去电子(或元素化合价升高)的反应叫氧化反应。 还原反应：得到电子(或元素化合价降低)的反应叫还原反应。 （3）氧化性与还原性 氧化性：物质得到电子的性质叫氧化性，氧化剂具有氧化性。 还原性：物质失去电子的性质叫还原性，还原剂具有还原性。 注意：1．元素的化合价处于该元素中间价态的物质一般既具有氧化性又具有还原性，如SO2中的硫元素处于其中间价态，所以SO2既具有氧化性，又具有还原性。 2．具有氧化性，能得电子，不一定是氧化剂，反之，具有还原性也不一定是还原剂。 （4）氧化产物与还原产物 氧化产物：还原剂失去电子后生成的对应产物。 还原产物：氧化剂得到电子后生成的对应产物。 注意：在氧化还原反应中，某些产物可能既是氧化产物又是还原产物，如碳与氧气反应生成的二氧化碳既是氧化产物又是还原产物。 3．用双线桥理解氧化还原反应的概念之间的关系 概括为升失氧、降得还，剂性一致、其他相反。 4．四种基本反应类型和氧化还原反应的关系 二、氧化还原反应的基本规律 1．守恒规律 （1）内容。 ①质量守恒：反应前后元素的种类、原子的数目和质量不变。 ②电子守恒：氧化还原反应中，氧化剂得到的电子总数等于还原剂失去的电子总数，表现为化合价升高的总数等于化合价降低的总数。 ③电荷守恒：离子方程式中反应物中各离子的电荷总数与产物中各离子的电荷总数相等。 （2）应用：运用“守恒规律”可进行氧化还原反应方程式的配平和相关计算。如用铜电极电解Na2SO4溶液，其阳、阴极产物及转移电子关系式为：Cu2+～2e−～H2～2OH−。 2．价态律 当元素具有可变化合价时，一般处于最高价态时只具有氧化性，处于最低价态时只具有还原性，处于中间价态时既具有氧化性又具有还原性。如：浓H2SO4中的S只具有氧化性，H2S 中的S只具有还原性，单质S既具有氧化性又具有还原性。 3．强弱规律 在氧化还原反应中，强氧化剂+强还原剂=弱氧化剂(氧化产物)+弱还原剂(还原产物)，即氧化剂的氧化性比氧化产物强，还原剂的还原性比还原产物强。如由反应2FeCl3+2KI===2FeCl2+2KCl+I2可知，FeCl3的氧化性比I2强，KI的还原性比FeCl2强。 一般来说，含有同种元素不同价态的物质，价态越高氧化性越强(氯的含氧酸除外)，价态越低还原性越强。如氧化性：浓H2SO4 >SO2(H2SO3)> S；还原性：H2S>S>SO2。 在金属活动性顺序表中，从左到右单质的还原性逐渐减弱，阳离子(铁指Fe2+)的氧化性逐渐增强。 4．优先律 在浓度相差不大的溶液中： （1）同时含有几种还原剂时 将按照还原性由强到弱的顺序依次反应。 如向FeBr2溶液中通入少量Cl2时，因为还原性Fe2+＞Br−，所以Fe2+先与Cl2反应。 （2）同时含有几种氧化剂时 将按照氧化性由强到弱的顺序依次反应。 如在含有Fe3+、Cu2+的溶液中加入铁粉，因为氧化性Fe3+＞Cu2+，所以铁粉先与Fe3+反应，然后再与Cu2+反应。 5．归中规律 同种元素不同价态之间发生氧化还原反应时可总结为： 价态相邻能共存，价态相间能归中， 归中价态不交叉，价升价降只靠拢。 如以下两例： 6．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。 三、氧化性和还原性的强弱比较 1．根据氧化还原反应判断。氧化还原反应总是遵循以下规律(简称强弱律)： 氧化性：氧化剂>氧化产物，氧化剂>还原剂；还原性：还原剂>还原产物，还原剂>氧化剂。 2．根据元素在周期表中的相对位置判断。 3．依据金属、非金属活动性顺序判断。 （1）依据金属活动性顺序 （2）依据非金属活动性顺序 4．依据与同一物质反应的情况(反应条件、剧烈程度等)判断。 当不同的氧化剂作用于同一还原剂时，若氧化产物价态相同，可根据反应条件高、低来进行判断，反应条件越低，性质越强；若氧化产物价态不同，则价态越高，氧化剂的氧化性越强。 5．依据电化学原理判断。 （1）两种不同的金属构成原电池的两极。负极金属是电子流出的极，正极金属是电子流入的极。其