备考2020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 必修1

备考2020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 必修1

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 ‎⑴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。‎ ‎⑵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-——‎ ‎ ‎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：‎ ‎①Cl2、Br2、I2→ ；‎ ‎②KClO、KClO3（或 ClO2）→ +多出的负二价氧再形成其它化合物；‎ ‎③酸性KMnO4（用H2SO4酸化）→ +多出的负二价氧再形成其它化合物；‎ ‎④H2O2（Na2O2) → +多出的负二价氧再形成其它化合物；‎ ‎⑤HNO3 (浓) → +多出的负二价氧再形成其它化合物；‎ ‎⑥HNO3（稀）→ +多出的负二价氧再形成其它化合物；‎ ‎⑦H2SO4(浓) → +多出的负二价氧再形成其它化合物；‎ 5‎ ‎⑧FeCl3→ +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：‎ ‎①Fe（金属单质） → ； ‎ ‎②Fe2＋→ ； ‎ ‎③SO2（SO32－) → ；SO2的氧化产物，在无水时生成SO3，有水存在时生成SO42-。‎ ‎④H2S → 一般生成 ；遇强氧化剂时也可以生成 。‎ ‎⑤HCl(HBr、HI) → 。‎ ‎⑥H2→ 。‎ ‎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：‎ ‎①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。‎ ‎②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。‎ ‎③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(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)2]2+中的元素R可被亚硫酸钠还原到较低价态。若把1.2×10-3 mol ［RO(OH)2］2+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 5‎ ‎(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—（Cr2O72－）＞ ClO— ＞（NO3—+H+） ＞ Fe3+＞ Cu2+；‎ 常见离子还原性强弱：S2—＞ SO32—＞ I—＞ Fe2+＞ Br－＞ Cl－。‎ ‎①MnO4—、Cr2O72－与 种还原性离子S2—、SO32—、I—、Fe2+、Br－、Cl－以及乙醇、乙醛等不共存。‎ ‎②ClO—与 种还原性离子S2—、SO32—、I—、Fe2+、Br－等不共存。‎ ‎③（NO3—+H+）与 种还原性离子S2—、SO32—、I—、Fe2+等不共存。‎ ‎④Fe3+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、非金属活动性顺序 ‎①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 。‎ ‎②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：‎ ‎①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 。‎ ‎②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：2KMnO4＋16HCl=2KCl＋2MnCl2＋5Cl2↑＋8H2O MnO2＋4HClMnCl2＋Cl2↑＋2H2O 由上述反应的 不同，可判断氧化性：KMnO4 MnO2‎ ‎5.依据氧化还原反应的程度：‎ ‎①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：2Fe＋3Cl2=2FeCl3 Fe＋S=FeS 氧化性Cl2 S ‎②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。‎ 5‎ 如:Cu＋2Fe3＋=Cu2＋＋2Fe2＋ 3Zn＋2Fe3＋=3Zn2＋＋2Fe 还原性：Zn Cu ‎6．依据电化学原理：‎ ‎①一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。‎ ‎②用惰性电极电解混合溶液时，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Cl2＋H2O === HClO＋HCl， （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：①Cl2＋FeI2===FeCl2＋I2　②2Fe2＋＋Br2===2Fe3＋＋2Br－　③Co2O3＋6HCl===2CoCl2＋Cl2↑＋3H2O。下列说法正确的是(　　)‎ A．①②③中的氧化产物分别是I2、Fe3＋、CoCl2 ‎ B．根据以上方程式可以得到氧化性Cl2＞Fe3＋＞Co2O3‎ C．可以推理得到Cl2＋FeBr2===FeCl2＋Br2 ‎ D．在反应③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(　　)‎ A．2 B．‎3 C．4 D．5‎ ‎【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．⑴还原剂中化合价升高的元素 氧化剂中化合价降低的元素 ⑵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－） MnSO4＋K2SO4＋H2O H2O（Na2O) NO2＋H2O NO＋H2O SO2＋H2O FeCl2‎ ‎2．升高 Fe2＋或Fe3＋ Fe3＋ SO3 或 SO42－ S + H＋ SO42－+ H＋ Cl2 (Br2、I2) + H＋ H＋‎ ‎4．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 5‎ ‎【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 变化值 变价原子个数 变化值 ‎2．化合价变化只就近变化，不交叉变化 ‎3. 氧化 还原 既有氧化性，又有还原性 ‎4. 由强到弱 由强到弱 6 5 4 3 碱性条件 酸性条件 二、氧化性、还原性强弱的判断 ‎1.氧化剂 氧化产物 还原剂 还原产物 ‎2.减弱 增强 减弱 增强 ‎3．增强 减弱 增强 减弱 ‎4．条件 ＞‎ ‎5.＞ ＞‎ ‎6．＞ 氧化性 还原性 ‎7．难易程度 无关 不能 Fe2+‎ ‎【对点训练】1.D 2. B 5‎