知识讲解_氧化还原反应的基本概念和规律（提高）

高考总复习 氧化还原反应的基本概念和规律（提高） 【考纲要求】 1．理解化学反应的四种基本类型。 2．认识氧化还原反应的本质是电子的转移。了解生产、生活中常见的氧化还原反应。 3．能判断氧化还原反应中电子转移的方向和数目。 4．掌握物质氧化性、还原性强弱的比较。 【考点梳理】 考点一：氧化还原反应 1．定义：在反应过程中有元素的化合价升降的化学反应是氧化还原反应。 2．实质：反应过程中有电子的得失或共用电子对的偏移。 3．特征：化合价有升降。 4．与四种基本反应的关系 要点诠释： ①置换反应全部属于氧化还原反应。 ②复分解反应全部属于非氧化还原反应。 ③有单质参加的化合反应全部是氧化还原反应。 ④有单质生成的分解反应全部是氧化还原反应。 ⑤有单质参与的化学反应不一定是氧化还原反应，如 3O2==2O3； ⑥无单质参与的化合反应也可能是氧化还原反应，如 H2O2+SO2==H2SO4。 考点二：有关氧化还原反应的基本概念（四对） 要点诠释： 1．氧化剂与还原剂 氧化剂：得到电子（或电子对偏向、化合价降低）的物质。 还原剂：失去电子（或电子对偏离、化合价升高）的物质。氧化剂具有氧化性，还原剂具有还原性。 2．氧化反应与还原反应 氧化反应：失去电子（化合价升高）的反应。还原反应：得到电子（化合价降低）的反应。 3．氧化产物与还原产物 氧化产物：还原剂在反应中失去电子后被氧化形成的生成物。还原产物：氧化剂在反应中得到电子后被还原 形成的生成物。 4．氧化性与还原性 氧化剂具有的得电子的性质称为氧化性；还原剂具有的失电子的性质称为还原性。 小结：氧化还原反应中各概念之间的相互关系 1 上述关系可简记为： 升（化合价升高） 、失（电子） 、氧（氧化反应） 、还（还原剂） 降（化合价降低） 、得（电子） 、还（还原反应） 、氧（氧化剂） 例如，对于反应：MnO2+4HCl (浓) △ MnCl2+Cl2↑+2H2O ①该反应的氧化剂是 MnO2，还原剂是 HCl，氧化产物是 Cl2，还原产物是 MnCl2，氧化剂与还原剂的物质的 量之比为 1∶2。 ②若反应中消耗了 8.7 g MnO2， 则被氧化的 HCl 的物质的量为 0.2 mol， 产生标准状况下 Cl2 的体积是 2.24L， 转移电子的数目为 0.2 NA。 考点三：常见的氧化剂和还原剂【高清课堂：氧化还原反应的基本概念和规律】 1、常见的氧化剂 ①活泼非金属单质：F2、Cl2、Br2、I2、O2、O3 ②高价氧化物：MnO2 ③高价态酸：HNO3、浓 H2SO4 ④高价态盐：KNO3（H+） 、KMnO4（酸性、中性、 碱性） KClO3、FeCl3、K2Cr2O7（酸性） 、 ⑤过氧化物：H2O2、Na2O2、 ⑥其它：HClO、NaClO、漂白粉、NO2 ⑦弱氧化剂：能电离出 H+的物质、银氨溶液、新制的 Cu(OH)2 2、常见的还原剂 ①金属单质：IA、IIA、金属活动性顺序表靠前的金属 ②非金属单质：H2、C ③变价元素中元素低价态氧化物：SO2、CO ④变价元素中元素低价态的酸、阴离子: － － － H2S、 S2－、HBr、Br 、HI、I 、浓 HCl、Cl 、H2SO3 、SO32－ ⑤变价元素中元素低价态化合物: FeSO4、Fe(OH)2 考点四：氧化还原反应电子转移的表示方法 1．双线桥法。 （1）两条桥线从反应物指向生成物，且对准同种元素； （2）要标明“得” “失”电子，且数目要相等； （3）箭头不代表电子转移的方向。如： 一般在线桥上可不标明化合价的升降，如： 2 2．单线桥法。 （1）一条桥线表示不同元素原子得失电子的情况； （2）不需标明“得” “失”电子，只标明电子转移的数目； （3）箭头表示电子转移的方向； （4）单线桥箭头从还原剂指向氧化剂。如： 误区警示：表示方法的易错之处： ①双线桥法表示电子转移不标出箭头的方向或箭头的起点和终点不落在相同的元素上。 ②箭头的指向不正确。 ③混淆了单线桥、双线桥所需标明的内容。 考点五：氧化还原反应的一般规律 1．性质强弱的规律 ： 氧化剂＋还原剂 → 还原产物＋氧化产物 氧化性强弱顺序是：氧化剂＞氧化产物； 还原性强弱顺序是：还原剂＞还原产物。 应用：氧化性、还原性强弱比较 2．守恒规律 化合价有升必有降，电子有得必有失。对于一个完整的氧化还原反应，化合价升高总数与降低总数相等，失 电子总数（或共用电子对偏离）与得电子总数（或共用电子对偏向）相等。 应用：可进行氧化还原反应方程式配平和有关计算。 3．价态表现性质的规律 元素处于最高价，只有氧化性；元素处于最低价，只有还原性；元素处于中间价态，既有氧化性又有还原性， 但主要呈现一种性质；物质若含有多种元素，其性质是这些元素性质的综合体现。简单表述为“高价氧化低价还， 中间价态两头转”。 如：H2SO4 只具有氧化性；H2S 只具有还原性；SO2 既具有氧化性又具有还原性，但以还原 性为主；H2O2 既具有氧化性又具有还原性，但以氧化性为主。 应用：判断元素或物质的氧化性、还原性。 4．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的氧化反应，化 合价的变化遵循“只靠拢，不交叉”（即价态归中） ；同种元素相邻价态间不发生氧化还原反应。即是: 歧化律――处于中间价态的元素同时升降，例如：3Cl2+6KOH △ KClO3+5KCl+3H2O 归中律――同种元素不同价态反应时，化合价向中间靠拢，且一般符合邻位转化和互不换位规律。 例如：2Na2S+Na2SO3+6HCl===6NaCl+3S↓+3H2O 同种元素不同价态之间发生氧化还原反应时，价态的变化见下图： 3 5．反应先后的一般规律 在浓度相差不大的溶液中，同时含有几种还原剂时，若加入氧化剂，则它首先与溶液中还原性最强的还原剂 作用；同理，同时含有几种氧化剂时，若加入还原剂，则它首先与溶液中氧化性最强的氧化剂作用。 － － － 例如，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其反应顺序。 说明：越易失电子的物质，失后就越难得电子；越易得电子的物质，得后就越难失电子。 考点六：氧化性、还原性的强弱判断方法 说明：氧化性、还原性的强弱取决于得、失电子的难易程度，与得、失电子数目的多少无关。 － － 如：Na－ｅ →Na+, Al－3ｅ →Al3＋，但 Na 比 Al 活泼，失去电子的能力强，所以 Na 比 Al 的还原性强。 1．根据反应方程式 氧化剂+还原剂==还原产物+氧化产物 氧化性：氧化剂＞氧化产物 还原性：还原剂＞还原产物 － － 示例：根据 2Fe3++2I ==2Fe2++I2，Br2+2Fe2+==2Br +2Fe3+，可以判断 Fe3+、Br2、I2 氧化性由强到弱的顺序是 － － － － Br2＞Fe3+＞I2，I 、Fe2+、Br 还原性由强到弱的顺序是 I ＞Fe2+＞Br 。 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 还原性逐渐减弱 K+ Ca2+ Na+ Mg2+ Al3+ Zn2+ Fe2+ Sn2+ Pb2+ 氧化性逐渐增强 （H+） Cu2+ （Fe3+） Hg2+ Ag+ （2）依据非金属活动性顺序 F2 O2 Cl2 Br2 I2 氧化性逐渐减弱 S F ?D O2?D Cl Br I 还原性逐渐增强 ?D ?D ?D S2?D 3．依据元素周期表 （1）同周期从左到右，金属元素的金属性逐渐减弱，对应阳离子的氧化性逐渐增强；非金属元素的非金属 性逐渐增强，对应阴离子的还原性逐渐减弱。 （2）同主族从上到下，金属元素的金属性逐渐增强，对应阳离子的氧化性逐渐减弱；非金属元素的非金属 性逐渐减弱，对应阴离子的还原性逐渐增强。 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 低等4