2013高一第三讲 氧化还原反应(徐)

Zn+2HCl
Ca(OH)2
（2）置换反应全部都是氧化还原反应 （3）全部复分解反应都不是氧化还 原反应 CuSO4+ BaCl2 CuCl2+
BaSO4
ZnCl2+H2
关系图
分解反应 化合反应
氧化还原反应
置换反应
非氧化还原反应
关于氧化还原反应概念
四组概念 氧化剂 还原反应 还原产物
(氧化性) 价降低，得电子 相等 相等
由此可知：溴化亚铁或碘化亚铁溶液中通入 Cl2的量不同，化学方程式不同。 ①氯气不足时： 2Fe2++Cl2=2Fe3++2Cl②氯气过量时： 2Fe2++4Br-+3Cl2=2Fe3++2Br2+6Cln( FeBr 2) 1时 n(Cl 2 )
2Fe2++2Br-+2Cl2=2Fe3++Br2+4Cl2 3
例、相等物质的量的KClO3分别发生下述反 应：①有MnO2催化剂存在时，受热分解得到 氧气；②若不使用催化剂，加热至470℃左右， 得到KClO4和KCl。下列关于①和②的说法不 正确的是 C A. 都属于氧化还原反应 B. 发生还原反应的元素相同 C. 发生氧化反应的元素相同 D. 生成KCl的物质的量不同
氧化还原反应
纲要
1. 氧化还原反应的基本概念
2. 电子转移的表示方法（单、双线桥法）
3. 重要的氧化剂和还原剂
4. 氧化还原反应的一般规律
5. 物质氧化性与还原性强弱的判断
6. 氧化还原反应方程式的配平
7. 有关计算
氧化还原反应特征： 元素化合价的升降 氧化还原反应实质： 电子的得失与偏移
氧化还原反应与四大基本反应类 型的关系 （1）有单质参加的化合反应和有单质 产生的分解反应都属于氧化还原应 如：CaO+H2O
五、“价态相邻和互不交叉”规律 若反应后生成多种中间价态的产物，则遵 从邻近变价，互不交叉的原则。
-2 S
0 S
+4 S
+6 S
H2S+H2SO4(浓)＝S↓+SO2↑+2H2O
H2S+H2SO4(浓)＝S↓+SO2↑+2H2O
六、价态与性质规律 高价氧化低价还，中间价态两边转 最高价只有氧化性. 最低价只有还原性: 中间价态既具有氧化性，又具有还原性。
浓度、酸度、温度对氧化性和还原性的影响
⑴增大浓度，氧化性、还原性增强
Cu和浓H2SO4 MnO2和浓HCl
⑵增强酸度，氧化性、还原性增强 S2－＋SO32－＋H+ NO3－＋H+
⑶升高温度，氧化性、还原性增强 浓硫酸加热有明显的氧化性
例如：
KMnO4在酸性介质中，还原成Mn2+ （无色） KMnO4在中性介质中，还原成MnO2 （棕黑色） KMnO4在碱性介质中，还原MnO42（绿色）
还原剂
(还原性)
价升高，失电子
氧化产物
氧化反应 四组概念，一个守恒
氧化剂与还 原剂
Байду номын сангаас
例 .(2011· 上海高考 ) 氧化还原反应中，水的作用 可以是氧化剂、还原剂、既是氧化剂又是还原剂、
既非氧化剂又非还原剂等。下列反应与 Br2 ＋ SO2 ＋
2H2O===H2SO4 ＋ 2HBr 相比较，水的作用不相同的 是(双选)(CD ) A．2Na2O2＋2H2O===4NaOH＋O2↑ B．4Fe(OH)2＋O2＋2H2O===4Fe(OH)3
中剩余的 Fe2 ＋ 的物质的量之比为 ( 还原性 I － >Fe2 ＋
>Br－>Cl－)( A．7∶1 C．7∶3 ) B．7∶2 D．7∶4 C
三、价态归中规律
“价态归中”是指同种元素不同价态原子间 发生氧化还原反应，总是从高价态与低价态 反应后生成中间价态的物质。
高价＋低价→相同中间价
例：2H2S+SO2=3S+2H2O
氧化还原反应的重要规律 一、基本规律： 元素化合价升高，失去电子，本身作还原 剂，反应中被氧化剂氧化，发生氧化反应 生成氧化产物 元素化合价降低，得到电子，本身作氧化 剂，反应中被还原剂还原，发生还原反应 生成还原产物
氧化剂具有氧化性，还原剂具有还原性
例、把SO2通入Fe（NO3）3溶液中，溶液 由棕色变为浅绿色，但立即又变为棕黄色， 这时若滴入BaCl2溶液，会产生白色沉淀。 在上述一系列变化过程中，最终被还原的 是 A．SO2 B．Cl D C．Fe3+ D．NO3 -
C．2F2＋2H2O===4HF＋O2
D．2Al＋2NaOH＋2H2O===2NaAlO2＋3H2↑
重要的氧化剂
（1）活泼非金属单质：如 Cl2、Br2、O2等。
（2）元素（如Mn等）处于高化合价时的氧化 物，如MnO2等。 （3）元素（如S、N等）处于高价时的含氧酸， 如 浓H2SO4、HNO3 等
（4）元素（如Mn、Cl、Fe等）处于高化合价 时的盐，如KMnO4、KClO3、FeCl3等。 （5）过氧化物，如Na2O2、H2O2等。
重要的还原剂
（1）活泼金属单质：如 Na、A1、Zn 、 Fe等
（2）某些非金属单质：如 H2、C、Si 等。
（3）元素（如C、S等）处于低价时的氧化物如 CO、SO2等。 （4）元素（如Cl、S等）处于低化合价时的酸： 如 H2S、HCl等 。 （5）元素（如S、Fe等）处于低化合价时的盐， 如Na2SO3、FeSO4等。
“只靠拢，不 交叉，可重叠”
催化剂 例：4XNH3+6NOX===== （3+2X）N2+6XH2O △
例：NaH+H2O=NaOH+H2↑
例：C+CO2=2CO 例：Fe+2Fe3+=3Fe2+ 例：KClO3+6HCl（浓）=KCl+3Cl2↑+3H2O 上述反应中氧化产物与还原产物的物质的量 之比分别是多少？ SO2气体具有比较强的还原性，浓硫酸具有很 强的氧化性，为什么制取SO2要用Na2SO3和 浓硫酸反应？为什么SO2可以用浓硫酸干燥？
只有②
·
恰好 ①②都有
· 只有① 2
n( FeBr 2) n(Cl 2 )
例 . 有一混合溶液只含有 Fe2 ＋ 、 Cl － 、 Br － 、 I －
( 忽略水的电离 ) ，其中 Cl － 、 Br － 、 I － 的个数比为 2∶3∶4，向该溶液中通入氯气，使溶液中Cl－和Br
－ 的个数比为 3∶1 ，则通入氯气的物质的量与溶液
在11P+15CuSO4+24H2O= 5Cu3P+6H3PO4+15H2SO4 的反应中，P元素发生的变化是 A、被氧化. B、被还原 C、既被氧化又被还原 D、既未被氧化又未被还原
C
例、w、x、y、z、G均为含氯的化合物，尽 管不了解它们的分子式（化学式）但知道它 们在一定条件下具有如下关系： ①G→w+NaCl ②w+H2O→X+H2 ③ y+NaOH→G+w+H2O ④ z+NaOH→w+x+H2O 则这五种化合物中氯的化合价由低到高的顺 序为 G＜Y＜W＜Z＜X 。
例、已知下列分子或离子在酸性条件下都能氧 化KI，自身发生如下变化： H2O2→H2O IO3-→I2 MnO4-→Mn2+ HNO2→NO 如果分别用等物质的量的这些物质氧化足量的 KI，得到I2最多的是 A H2O2 B IO3- C MnO4- D HNO2 B
七、守恒规律 得失电子守恒 化合价升降守恒
素 完 全 转 化 为 沉 淀 。 该 沉 淀 干 燥 后 得 到 n mol
FeO· FeyCrxO3。不考虑处理过程中的实际损耗，下列 叙述错误的是( A ) A．消耗硫酸亚铁铵的物质量为n(2－x)mol nx 2B．处理废水中 Cr2O7 的物质量为 mol 2 C．反应中发生转移的电子数为3nx mol D．在FeO· FeyCrxO3中3x＝y
2、先强后弱规律
同一氧化剂（或还原剂）同时与不同还原剂 （或氧化剂）反应，当还原剂（或氧化剂） 的浓度差别不大时，总是先与还原性（或氧 化性）强的反应，然后再与还原性（或氧化 性）弱的反应。即按照强弱顺序依次进行。
“五大”还原性离子及还原性的强 弱 2S ＞SO32-＞I-＞Fe2+＞Br-
写出溴化亚铁和碘化亚铁混合溶液中逐滴 加入Cl2水时的离子方程式 （1）2I-+Cl2=2Cl-+I2 （2）2Fe2++Cl2=2Fe3++2Cl（3）2Br-+Cl2=2Cl-+Br2 （4）I2+5Cl2+6H2O=12H++2IO3-+10Cl-
二、强弱规律
1、前强后弱规律
对于自发的氧化还原反应（除高温、电解 条件等），总是强氧化性物质和强还原性 物质反应生成弱氧化性物质和弱还原性物 质。即氧化剂的氧化性强于氧化产物的氧 化性，还原剂的还原性强于还原产物的还 原性。
例：根据反应式： （1）2Fe3++2I-=2Fe2++I2 （2）Br2+2Fe2+=2Br-+2Fe3+, 可判断离子的还原性从强到弱的顺序是 I-＞ Fe2+ ＞ Br-
② 当处于最低价态时，只能失去电子显还原性；
例、某单质能与足量的浓硝酸反应放出NO2气 体，若参加反应的单质与HNO3的物质的量之 比为1：a，则该元素在反应中所显示的化合价 是 BC A：+a/4 B：+a/2 C：+a D：+2a C+4HNO3（浓）=CO2↑+4NO2↑+2H2O Cu+4HNO3（浓）=Cu（NO3）2+2NO2↑+2H2O