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1、,化学反应,按反应物和生成物的类别以及反应前后物质的多少,化合反应（A+B=AB）,分解反应（AB=A+B）,置换反应（A+BC=AC+B）,复分解反应（AB+CD=AD+BC）,按反应中是否有离子参加,离子反应,非离子反应,按反应中是否有电子转移,氧化还原反应,非氧化还原反应,按反应中能量变化,吸热反应,放热反应,2018/8/26,滦平一中高三化学组,高中化学基本概念基本理论复习之,氧 化 还 原 反 应,考纲解读,理解氧化还原反应的本质,了解氧化还原反应在生产、生活中的应用。 掌握物质氧化性、还原性相对强弱的比较方法。 能根据质量守恒、电子得失守恒、电荷守恒正确书写、配平氧化还原反应方程
2、式，并能进行有关计算。,围绕考纲应掌握如下要点： 氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物的判断。 标明电子转移的方向和数目。 熟练掌握微粒间氧化性、还原性的强弱的比较及其应用。 依据质量守恒、电子守恒、电荷守恒进行计算。,练习：下列反应中不属于氧化还原反应的是（ ） A 、Cl2+H2O=HCl+HClO B、3CO+Fe2O3=2Fe+3CO2 C、CaCO3+SiO2=CaSiO3+CO2 D、3CuS+8HNO3=3Cu(NO3)2+2NO+3S+4H2O,C,考点一：氧化还原反应的基本概念,1、氧化还原反应的概念：,（1）实质：电子的转移（得失或偏移）,（2）特征：元素化合价升降,这是概念
3、判断的根本依据,在反应中有元素化合价变化的化学反应,2、四大基本反应类型与氧化还原反应间的关系,所有的置换反应都是氧化还原反应 所有的复分解反应都是非氧化还原反应 有单质参加的化合反应一定是氧化还原反应 有单质生成的分解反应一定是氧化还原反应,例1：判断下列那些为氧化还原反应，并说出理由 IBr + H2O = HBr + HIO； KOH+Cl2=KCl +KClO+H2O ； NaH+H2O =NaOH+H2 ； CaO2+2H2O =Ca(OH)2 +H2O2 ； 5C2H5OH +2KMnO4+3H2SO4 5CH3CHO +K2SO4+2MnSO4 +8H2O 。,否,是,是,是,否
4、,氧化剂_ _ _ _ _ 反应物性质 本质 特征 反应 生成物 还原剂_ _ _ _ _,氧化性,得电子,价降低,被还原,还原反应,还原性,失电子,价升高,被氧化,氧化反应,还原产物,氧化产物,考点二、氧化还原反应各概念间的关系,【例2】在 CaH2+2H2O=Ca(OH)2+2H2的反应中， 下列叙述正确的是 （1）H2是氧化产物 （2）H2是还原产物 （3）H2O是氧化剂 （4）CaH2中氢元素，既被氧化又被还原； （5）氧化产物和还原产物质量比为1：1 A、 B、 C、 D、,C,例3、下列反应中，氧化剂与还原剂物质的量的关系 为1：2的是 A. O32KIH2O2KOHI2O2 B.
5、 2CH3COOHCa(ClO)22HClOCa(CH3COO)2 C. I22NaClO32NaIO3Cl2 D. 4HClMnO2MnCl2Cl2H2O,AD,1.不同物质、不同元素间的氧化还原反应(分子间反应）Zn2HClZnCl2H2,4.相同元素不同价态间的氧化还原反应（归中反应）2H2SSO23S2H2O5NH4NO34N22HNO39H2O,3.同一物质相同价态的元素间氧化还原反应（歧化反应）Cl22NaOHNaClNaClOH2O,2.同一物质不同元素间的氧化还原反应（自身反应）2KClO32KCl3O2,考点三、常见氧化还原反应类型,有关氧化还原反应的下列叙述正确的是 （ ）
6、A、氧化剂发生还原反应，还原剂发生氧化反应 B、凡有单质参加或生成的反应均为氧化还原反应C、一个氧化还原反应中，氧化剂和还原剂一定是两种不同的物质D、H2与Cl2发生化学反应时，氢元素失去电子，化合价升高被氧化,【例4】,A,例5：在浓盐酸中H3AsO3与SnCl2反应的离子方程式为：3Sn22H3AsO36H18Cl=2As3SnCl62-6M。关于该反应的说法中正确的组合是( ) 氧化剂是H3AsO3 还原性：ClAs 每生成1 mol As，反应中转移电子的物质的量为3 mol M为OH SnCl62-是氧化产物 A B C D只有,B,3Sn22H3AsO36H18Cl=2As3SnC
7、l62-6M,+2,+3,+4,0,得6e-,失6e-,1常见的氧化剂 (1)非金属单质：如 、 、Br2、HClO及NaClO等。 (2)含有高价态元素的化合物： 、 、 、 、 、 、 另 、 等。 (3)某些金属性较弱的金属的高价态离子：、 、 、 等。 (4)过氧化物： 、 等。,Cl2,O2,浓H2SO4,HNO3,KMnO4,MnO2,KClO3,K2Cr2O7,HClO,NaClO,Fe3,Ag,Pb4,Cu2,Na2O2,H2O2,2常见的还原剂(1)活泼金属： 等。(2)非金属离子及低价态化合物： 等。(3)低价阳离子： 等。(4)非金属单质及其氢化物：,K、Na、Mg、Al
8、,S2、H2S、I、SO2、H2SO3、Na2SO3,Fe2、Cu,H2、C、CO、NH3,考点四、中学常见的氧化剂和还原剂,小结：1强氧化剂与强还原剂相遇时，一般都会发生氧化还原反应。如：H2SO4(浓)与金属、H2S、S2、HI、I、HBr、Br、Fe2、等。Cl2与金属、H2S、S2、HI、I、HBr、Br、Fe2、H2、SO2、 H2SO3等。HNO3与金属、H2S、S2、HI、I、HBr、Br、Fe2、SO2、 H2SO3、 等。,2元素处于最高价时只有氧化性，在反应中只作氧化剂； 元素处于最低价时只有还原性，在反应中只作还原性； 元素处于中间价态时，在反应中化合价既可升高又可降低，
9、 既有氧化性又有还原性，既可作氧化剂又可作还原性。,（一）根据方程式判断氧化还原性强弱,对于任何氧化还原反应，都满足下列规律：,A,B,b,a,氧化性：A a（氧化产物） 还原性：B b（还原产物）,考点五：氧化性、还原性强弱的判断,例6.根据下列三个方程式： I2+SO2+2H2O=H2SO4+2HI；2FeCl2+Cl2=2FeCl3； 2FeCl3+2HI=2FeCl2+2HCl+I2有关物质的还原性强弱顺序是 A I-Fe2+Cl-SO2 B Cl-Fe2+SO2 I- C Fe2+I-SO2 D SO2I-Fe2+Cl-,D,例7. 已知I-、Fe2+、和H2O2均有还原性，它们在酸
10、性溶液中还原性强弱顺序为： H2O2 Fe2+ I- Fe2+KMnO4MnO2 ； 还原性： S2-S,特例：,氧化性：HClO HClO2 HClO3 HClO4,（五）根据与同一种物质反应的情况判断氧化性强弱,如：2Fe+3Cl2 = 2FeCl3 Fe+2HCl = FeCl2+H2 Cl2能将Fe氧化至+3价，而HCl只能将Fe氧化为+2价，故氧化能力Cl2HCl。 又如：MnO24HCl（浓） = MnCl2Cl22H2O2KMnO4+16HCl(浓) = 2KCl+2MnCl2+5Cl2+8H2O 同是将浓盐酸氧化为Cl2，MnO2必须在加热条件下才能进行，而KMnO4在常温下即
11、可进行，说明氧化能力KMnO4MnO2。,从反应所需条件来比较。一般来讲，一组反应中，反应条件越简单，对应反应物的氧化性或还原性越强。,(1)物质的浓度越高，氧化性或还原性越强。(2)温度越高，氧化性或还原性越强。(3)酸性越强，氧化性越强；碱性越强，还原性越强。,（六）外界条件对某些物质氧化性或还原性强弱的影响,浓HNO3的氧化性强于稀HNO3；H2SO4（浓） H2SO4(稀),C、CO、H2常温下不显还原性；,再如KMnO4氧化性：酸性 中性 碱性,（七）根据电极反应判断,（1）两种不同的金属构成原电池时，做负极的金属的还原性比正极金属的还原性强。 （2）用惰性电极电解混合溶液时，在阴极
12、先放电的金属离子的氧化性强；在阳极先放电的阴离子的还原性强。,例8,B,例9、往50mL FeBr2溶液中缓慢通入1.12 L(标准状况)氯气，溶液中还有2/3的Br-离子未被氧化，则原溴化亚铁溶液的物质的量浓度为（ ） A3 mol /L B2.4 mol /L C1.2 mol /L D1 mol /L,C,1）、判断反应能否发生 2）、判断反应的先后顺序,氧化性还原性强弱规律的应用,27,【注意】判断氧化性和还原性强弱的误区,1. 认为氧化性和还原性的强弱取决于得失电子的多少。其实不然，氧化性和还原性的强弱只取决于电子得失的难易程度，而与电子得失多少无关。,2. 认为只要元素化合价存在差异就可发生氧化还原反应。事实上，同种元素不同价态的化合物间的氧化还原反应遵循以下规律：,相邻价态之间不发生氧化还原反应。如,和浓,不反应。,相间价态，在一定条件下能发生反应。如,28,3. 认为同种元素不同价态的化合物的氧化性（还原性）强弱只与元素化合价的高低有关。实际上，除此之外还与化合物的稳定性有关。如次氯酸中氯的价态比高氯酸中氯的价态低，但次氯酸不稳定，氧化性却比高氯酸强。,
