第2章 第4节 氧化还原反应-2022高考化学总复习【高考零起点】教用Word版

第四节　氧化还原反应 一、氧化还原反应的基本概念 1．氧化还原反应：有化合价升降的化学反应。 本质：有电子的转移(得失或偏移)。 2．氧化剂与还原剂 (1)概念与相关： 氧化剂：得到电子(或电子偏向)的反应物。化合价降低，被还原，发生还原反应，具有氧化性。 还原剂：失去电子(或电子偏离)的反应物。化合价升高，被氧化，发生氧化反应，具有还原性。 (2)常见的氧化剂 ①活泼非金属单质：如O2、Cl2、O3、Br2等； ②高价金属阳离子：如Fe3＋、Cu2＋等； ③高价含氧化合物：如KMnO4、KClO3、浓硫酸、浓硝酸、HNO3、KMnO4、K2Cr2O7、固体硝酸盐等； ④过氧化物：如H2O2、Na2O2等； ⑤中间价态物质：如HClO、NaClO、KClO3、MnO2等。 (3)常见的还原剂 ①活泼金属单质：如Na、Al、Fe等； ②活泼金属单质：如H2、C等； ③低价离子：如Fe2＋、I－、S2－等； ④较低价态的化合物及离子：如CO、NO、SO2、SO等。 3．氧化产物与还原产物 氧化产物：还原剂被氧化后生成的产物，即化合价升高后的产物。 还原产物：氧化剂被还原后生成的产物，即化合价降低后的产物。 总结：氧化还原反应关系 二、氧化还原反应的表示方法——双线桥法和单线桥法 1．双线桥法(由氧化剂中得电子的元素指向还原产物中相同元素，由还原剂中失电子的元素指向氧化产物中相同元素) 2．单线桥法(标明反应物之间的电子转移，箭头由还原剂中失电子的元素指向氧化剂中得电子的元素) 三、氧化还原反应规律 1．守恒规律：得失电子守恒(化合价升降守恒)，质量守恒(原子守恒)，离子型氧化还原反应方程式还要遵循电荷守恒。 2．转化规律：氧化还原反应中，以元素相邻价态间的转化最容易，同种元素不同价态之间发生反应，元素的化合价只靠近、不交叉；同种元素相邻价态间不发生氧化还原反应。 3．强弱规律：氧化性和还原性的强弱取决于得、失电子的难易程度，得电子越容易氧化性越强，失去电子越容易还原性越强。注意：难失电子的物质不一定易得电子。 4．先后规律 在浓度相差不大的溶液中： (1)同时存在几种还原剂的溶液中加入氧化剂，按照还原性由强到弱的顺序依次反应。 如在FeBr2溶液中通入少量Cl2，因为还原性：Fe2＋＞Br－，所以Fe2＋先与Cl2反应。 (2)同时存在几种氧化剂的溶液中加入还原剂，按照氧化性由强到弱的顺序依次反应。如在含有Fe3＋、Cu2＋、H＋的溶液中加入铁粉，因为氧化性Fe3＋＞Cu2＋＞H＋，所以铁粉先与Fe3＋反应，然后再与Cu2＋反应，最后再与H＋反应。 四、氧化性和还原性强弱的判断方法 1．根据金属活动性、非金属活动性 (1)金属活动性顺序： (2)非金属活动性顺序： 2．根据化学方程式 氧化性：氧化剂﹥氧化产物，还原性：还原剂﹥还原产物。 3．根据反应的剧烈程度 (1)F2在黑暗条件下和H2剧烈反应并爆炸，Cl2和H2反应需要点燃或光照，Br2和H2反应需要持续加热，I2和H2加热到500 ℃时反应且为可逆反应。氧化性：F2＞Cl2＞Br2＞I2。 (2)Na、Mg、Al与水反应的快慢程度，判断Na、Mg、Al的还原性：Na＞Mg＞Al 4．根据氧化还原反应发生的条件 (1)2KMnO4＋16HCl(浓)===2KCl＋2MnCl2＋5Cl2↑＋8H2O MnO2＋4HCl(浓)MnCl2＋Cl2↑＋2H2O 氧化性：KMnO4＞MnO2 (2)Cu＋4HNO3(浓)===Cu(NO3)2＋2NO2↑＋2H2O 3Cu＋8HNO3(稀)===3Cu(NO3)2＋2NO↑＋4H2O 氧化性：HNO3(浓)＞HNO3(稀) 5．根据被氧化或被还原的程度来判断 如：2Fe＋3Cl2FeS 2FeCl3，Fe＋S 氧化性：Cl2＞S。 五、氧化还原反应的计算 电子转移守恒法是依据氧化剂和还原剂得失电子数目相等进行计算的方法，是氧化还原反应中计算的最基本方法。 六、氧化还原反应方程式的配平 1．配平原则 (1)得失电子守恒(化合价升降守恒)。 (2)质量守恒(原子守恒)。 (3)离子型氧化还原反应方程式还要遵循电荷守恒。 2．配平步骤 (1)标出化合价发生变化的元素的化合价。 (2)列出化合价的变化，求出化合价升降的最小公倍数，即为得失电子总数。 (3)根据最小公倍数，定出参加氧化还原反应的物质的化学计量数。 (4)用观察法配平其他物质的化学计量数，将短线改为等号。 (5)检查原子、得失电子、电荷是否守恒。 3．配平关键 (1)确定配平的起点物质。 (2)将元素化合价的变化转化为物质化合价的变化。 例1　下列叙述正确的是(　　) A．氧化还原反应的本质是化合价发生变化 B．氧化剂在化学反应中失去电子 C．还原剂在反应中发生还原反应 D．反