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1、专题四 氧化还原反应,高考化学（天津专用）,考点一 氧化还原反应的概念及应用 基础知识 1.氧化还原反应的本质和判断依据 (1)氧化还原反应的本质:电子 转移 (电子得失或电子对偏移)。 (2)判断依据:元素化合价 升高或降低 。 2.氧化还原反应中的有关概念 (1)氧化反应和还原反应 氧化反应和还原反应是指氧化还原反应中的两个方面,二者同时存在, 不能独自发生。,考点清单,氧化反应是指反应物 失去电子 (反应物所含某元素化合价升高) 的反应。 还原反应是指反应物 得到电子 (反应物所含某元素化合价降低) 的反应。 (2)氧化剂和还原剂 氧化剂是指 得到 电子(或电子对偏向)的物质,在反应时所
2、含元素 的化合价降低。 还原剂是指 失去 电子(或电子对偏离)的物质,在反应时所含元素 的化合价升高。,(3)氧化产物和还原产物 氧化产物:还原剂失电子后生成的产物,具体是指含有化合价 升高 的元素的产物。 还原产物:氧化剂得电子后生成的产物,具体是指含有化合价 降低 的元素的产物。 (4)转化关系,(2)单线桥法,3.氧化还原反应中电子转移的表示方法 (1)双线桥法,重点难点 氧化还原反应的规律及应用 1.守恒规律 氧化还原反应中有物质失电子必有物质得电子,且得电子总数等于失电 子总数。或者说氧化还原反应中,有元素化合价升高必有元素化合价降 低,且化合价降低总值必等于升高总值。 应用:配平氧
3、化还原反应方程式并进行有关计算。 2.强弱规律 氧化性较强的氧化剂跟还原性较强的还原剂反应,生成还原性较弱的还 原产物和氧化性较弱的氧化产物。,(较强氧化性)(较强 应用:在适宜条件下,用氧化性较强的物质制备还原性较弱的物质,或用 还原性较强的物质制备氧化性较弱的物质,也可用于比较物质间氧化性 或还原性的强弱。 3.价态规律 元素处于最高价态,只有氧化性;元素处于最低价态,只有还原性;元素处 于中间价态,既有氧化性又有还原性,但主要表现一种性质。物质中若 含有多种元素,其性质是这些元素性质的综合体现。 应用:判断元素或物质有无氧化性或还原性。,4.转化规律 在氧化还原反应中,元素相邻价态之间的
4、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而不交叉;同种元素相邻价态之 间不发生氧化还原反应。例如: 应用:判断氧化还原反应能否发生及电子转移情况。,5.难易规律 越易失去电子的物质,失去后就越难得到电子;越易得到电子的物质,得 到后就越难失去电子。一种氧化剂同时和几种还原剂相遇时,与还原性 最强的优先发生反应;同理,一种还原剂同时与多种氧化剂相遇时,与氧 化性最强的优先发生反应。如向FeBr2溶液中通入Cl2时,发生离子反应 的先后顺序为2Fe2+Cl2 2Fe3+2Cl-、2Br-+Cl2 Br2+2Cl-。 应用:判断物质的稳定性及反应顺序。,考点二 氧化还原反应方程
5、式的配平及相关计算 基础知识 1.配平氧化还原反应方程式的步骤 (1)一标:标出反应前后变价元素的 化合价 ; (2)二等:使升价和降价 总数相等 ; (3)三定:确定含化合价变化的元素的物质的化学计量数; (4)四平:用观察法确定其他各物质的化学计量数; (5)五查:检查反应前后 原子 、 得失电子 、 电荷 是 否守恒。 2.氧化还原反应的计算依据 进行有关氧化还原反应的计算时,应分析化合价变化,以得失电子守恒 为切入点,计算公式如下:,氧化剂的物质的量变价元素原子的个数化合价的变化值=还原剂的 物质的量变价元素原子的个数化合价的变化值。 知识拓展 1.氧化还原反应常见类型 (1)完全氧化
6、还原型 此类反应的特点是还原剂和氧化剂为不同的物质,参加反应的氧化剂 (或还原剂)全部被还原(或被氧化),有关元素的化合价全部发生变化。 例如: 4NH3+5O2 4NO+6H2O (2)部分氧化还原型 此类反应的特点是还原剂(或氧化剂)只有部分被氧化(或被还原),有关,元素的化合价只有部分发生变化。例如: MnO2+4HCl(浓) MnCl2+Cl2+2H2O (3)自身氧化还原型 自身氧化还原反应可以发生在同一物质的不同元素之间,即同一种物质 中的一种元素被氧化,另一种元素被还原,该物质既是氧化剂,又是还原 剂;也可以发生在同一物质的同种元素之间,即同一种物质中的同一种 元素既被氧化又被还
7、原。例如: 2KMnO4 K2MnO4+MnO2+O2 3S+6KOH 2K2S+K2SO3+3H2O (4)归中反应型 此类反应的特点是同一种元素在不同的反应物中有不同的价态(高,价、低价),反应后转化成中间价态。例如: 2.氧化还原反应中的几个“不一定” (1)某元素由化合态变为游离态时,该元素不一定被还原。因为元素处 于化合态时,其化合价可能为正价,也可能为负价。例如:在反应2H2O 2H2+O2中,氢元素被还原,而氧元素被氧化。 (2)在氧化还原反应中,非金属单质不一定作氧化剂。例如:在反应H2+ CuO Cu+H2O中,H2表现出还原性。 (3)某一原子在反应中得到或失去的电子数越多
8、,其氧化性或还原性不,一定越强。物质的氧化性或还原性的强弱取决于得到或失去电子的难 易程度,而不是数目多少。 (4)含有最高价元素的化合物不一定具有强氧化性。如在HClO中Cl元 素的化合价为+1价,在HClO4中Cl元素的化合价为+7价,事实上HClO的 氧化性比HClO4强,HClO有强氧化性;再如浓硫酸和Na2SO4溶液中,S元 素均为+6价,但浓硫酸具有强氧化性,而Na2SO4溶液无强氧化性。 3.特殊氧化还原反应方程式的配平技巧 (1)歧化型逆向配平法 反应特点:中间价 高价+低价。这类反应宜选用“逆向配平法”,中 间价态元素原子个数往往是同一元素低价产物和高价产物中该元素原 子个数
9、之和。,(2)归中型正向配平法 反应特点:高价+低价 中间价。这类反应宜选择“正向配平法”,中 间价态元素原子个数往往是同一元素低价反应物和高价反应物中该元 素原子个数之和。 (3)缺项型配平 这类氧化还原反应方程式的特点是:反应物或生成物中缺少某一种物 质,一般是反应介质,如酸、碱或水等。 配平技巧:先确定含有化合价发生变化的元素的物质的化学计量数,然 后根据原子守恒或电荷守恒确定缺项物质,最后确定其他物质的化学计 量数。,方法1 物质氧化性、还原性强弱的判断方法 1.根据元素活动性顺序(常见元素)判断 金属活动性顺序 非金属活动性顺序(常见元素) 2.根据元素在周期表中的位置判断 同主族元
10、素(从上到下) 如:,方法技巧,同周期主族元素(从左到右) 如: 3.根据元素最高价氧化物对应的水化物的酸碱性强弱判断 例如,酸性:HClO4H2SO4H3PO4H2CO3,可判断氧化性:Cl2SPC。 4.根据氧化还原反应的方向判断 氧化剂(有氧化性)+还原剂(有还原性) 还原产物(有还原性)+氧化产 物(有氧化性) 氧化性:氧化剂氧化产物;还原性:还原剂还原产物。 5.根据氧化产物的价态高低判断 当含有变价元素的还原剂在相似的条件下作用于不同的氧化剂时,可根,据氧化产物价态的高低判断氧化剂氧化性的强弱。 如2Fe+3Cl2 2FeCl3、Fe+S FeS,可以判断氧化性:Cl2S。 6.根
11、据反应所需条件判断 当不同的氧化剂作用于同一还原剂时,如果氧化产物价态相同,可根据 反应条件的高低进行判断。例如: 16HCl(浓)+2KMnO4 2KCl+2MnCl2+8H2O+5Cl2 4HCl(浓)+MnO2 MnCl2+2H2O+Cl2 4HCl(浓)+O2 2H2O+2Cl2 上述三个反应中,还原剂都是浓盐酸,氧化产物都是Cl2,而氧化剂分别是 KMnO4、MnO2、O2。式中KMnO4常温时可把浓盐酸中的Cl氧化;,式需要在加热条件下才能完成;式不仅需要加热,而且还需要CuCl2作 催化剂才能完成。由此我们可以得出氧化性:KMnO4MnO2O2。 7.根据物质的浓度大小判断 具有
12、氧化性(或还原性)的物质浓度越大,其氧化性(或还原性)越强,反之, 其氧化性(或还原性)越弱。如氧化性:HNO3(浓)HNO3(稀);MnO2能与 浓盐酸反应,却不能被稀盐酸还原。 8.根据原电池、电解池的电极反应判断 一般情况下,两种不同的金属构成原电池的两极,负极是电子流出的 极,正极是电子流入的极。还原性:负极金属正极金属。 用惰性电极电解混合溶液时,在阴极先放电的阳离子的氧化性较强, 在阳极先放电的阴离子的还原性较强。,例1 某实验小组为探究ClO-、I2、S 在酸性条件下的氧化性强弱,设 计实验如下: 实验:在淀粉碘化钾溶液中加入少量次氯酸钠溶液,并加入少量的稀 硫酸,溶液立即变蓝;
13、 实验:向实验的溶液中加入4 mL 0.5 mol/L的亚硫酸钠溶液,蓝色恰 好完全褪去。 (1)写出实验中发生反应的离子方程式: 。 (2)实验的化学反应中转移电子的物质的量是 。 (3)以上实验说明,在酸性条件下ClO-、I2、S 的氧化性由强到弱的顺 序是 。,实验证明酸性条件下ClO-的氧化性比I2的强,实验证 明酸性条件下I2的氧化性比S 的强。 解析 (2)1 mol S 转化为 S 时失去2 mol电子,则4 mL 0.5 mol/L的 亚硫酸钠溶液中的亚硫酸钠完全反应时,失去电子的物质的量为0.004 mol。 答案 (1)ClO-+2I-+2H+ I2+Cl-+H2O (2)
14、0.004 mol (3)ClO- I2 S,解题导引,方法2 未知氧化还原反应方程式的书写技巧 1.书写未知氧化还原反应方程式的步骤3步法 第1步:根据氧化还原反应的难易规律确定氧化性最强的为氧化剂,还原 性最强的为还原剂;根据题给信息和已知元素化合物性质确定相应的还 原产物、氧化产物;根据氧化还原反应的守恒规律确定氧化剂、还原 剂、还原产物、氧化产物的化学计量数。 第2步:根据溶液的酸碱性,通过在反应方程式中添加H+或OH-使方程式 两端电荷守恒。 第3步:根据原子守恒,通过在反应方程式中添加H2O(或其他小分子)使 方程式两端原子守恒。,2.配平的基本技巧 (1)全变从左边配:氧化剂、还
15、原剂中某元素化合价全变的,一般从左边 反应物着手配平。 (2)自变从右边配:自身氧化还原反应(包括分解、歧化)一般从右边着手 配平。 (3)缺项配平法:先使得失电子数相等,再观察两边电荷。若反应物一边 缺正电荷,一般加H+,生成物一边加H2O;若反应物一边缺负电荷,一般加 OH-,生成物一边加H2O。 例2 与Cl2相比较,ClO2处理水时被还原成Cl-,不生成有机氯代物等有害 物质。工业上可以亚氯酸钠和稀盐酸为原料制备ClO2,反应如下: NaClO2+HCl ClO2+ (没有配平),(1)上述方程式中,缺项物质是 ;在下面方框内补全反应物 的化学计量数。 NaClO2+ HCl (2)该
16、反应中氧化剂和还原剂的物质的量之比是 。生成0.2 mol ClO2转移电子的物质的量为 mol。 (3)ClO2对污水中的Fe2+、Mn2+、S2-和CN-等有明显的去除效果。某污水 中含CN- a mgL-1,现用ClO2将CN-氧化,只生成两种无毒气体。处理100 m3这种污水,至少需要ClO2 mol。 先根据元素守恒确定产物,再根据氧化还原反应的原理 确定化学计量数。 解析 (1)根据转化规律可知,NaClO2既是氧化剂又是还原剂,盐酸只提 供酸性环境,反应的化学方程式及电子转移情况如下:,解题导引,(2)作还原剂的NaClO2占4/5,作氧化剂的NaClO2占1/5;当有4 mol ClO2生 成时,转移4 mol电子,所以当有0.2 mol ClO2生成时,转移0.2 mol电子。 (3)设至少需要ClO2的物质的量为x。根据得失电子守恒得: (
