1、1氧化还原反应考纲要求了解氧化还原反应的本质是电子的转移。了解常见的氧化还原反应。教材精讲一.化学反应的分类1根据反应物和生成物类别以及反应前后物质种类的多少，可把化学反应分为：无机化学方面：化合反应、分解反应、置换反应、复分解反应。有机化学方面：取代反应、加成反应、消去反应、聚合反应。2根据反应中物质是否得失电子，可把化学反应分为：氧化还原反应和非氧化还原反应。3依据是否有离子参加或生成，可把化学反应分为：离子反应和非离子反应二.氧化还原反应1氧化还原反应：在反应中有元素化合价变化的化学反应叫做氧化还原反应。2特征：反应前后元素的化合价发生了变化（外在表现） 。3本质：反应中有电子转移（内在
2、实质） 。4.氧化还原反应的基本类型：(1)自身氧化还原反应：同一种物质的分子内，同种元素(不同价态)或不同种元素的原子(离子)之间发生电子转移的氧化还原反应。说明：自身氧化还原反应中氧化剂和还原剂必须是同一种物质。(2)歧化反应：同一种物质分子内同一种元素同一价态的原子(或离子)发生电子转移的氧化还原反应。如：C12+2NaOH=2NaCl+NaCl0+H203N02+H20=2HN03+NO说明：歧化反应是自身氧化还原反应的特例；歧化反应的特点：某元素的中间价态在适宜条件下同时向较高和较低价态转化。(3)归中反应：同种元素由不同价态(高价态和低价态)转变为中间价态的氧化还原反应。如：6HC
3、l+KCl03KCl+3C1 2+3H 202FeCl3+Fe3FeCl 22H2S+S02=3S+2H20(4)部分氧化还原反应：不同物质之间，部分被氧化或部分被还原的氧化还原反应。Mn02+4HCl(浓)=MnCl 2+2H20+C12 25. 电子转移的表示方法（1）单线桥法。从被氧化（失电子，化合价升高）的元素指向被还原（得电子，化合价降低）的元素，标明电子数目，不需注明得失。例：MnO2 + 4HCl（浓） MnCl2+Cl2+2H 2O H2 + CuO H2O + Cu（2）双线桥法。得失电子分开注明，从反应物指向生成物（同种元素）注明得失及电子数。例：MnO2+4HCl（浓）
4、MnCl2+Cl2+2H 2O说明：注意两类特殊的化学反应。歧化反应，同种元素同价态在反应中部分原子化合价升高，部分原子化合价降低。例：3Cl2+6KOH KClO3+5KCl+3H2O 归中反应。KClO 3+6HCl 3Cl2+ 6KCl +3H 2O 三.氧化还原反应的一些重要概念1.氧化反应与还原反应氧化反应：反应物所含元素化合价升高（失去电子）的反应。还原反应：反应物所含元素化合价降低（得到电子）的反应。2、氧化剂与还原剂氧化剂：所含元素的化合价降低（得到电子）的反应物。还原剂：所含元素的化合价升高（失去电子）的反应物。小结：四.中学阶段常见的氧化剂与还原剂小结1氧化剂：活泼的非金属
5、单质：如 F2、Cl 2、Br 2、I 2、O 2、O 3 ；元素处于高价态的化合物：KClO 3、KMnO 4、 K2Cr2O7、HNO 3、浓 H2SO4；（酸或盐）高价态的金属阳离子：Fe 3+、Ag +、Cu 2+ ；其它： HClO、漂白粉（CaCl 2 和 Ca(ClO)2 的混合物） 、MnO 2、Na 2O2、H 2O2、NO 2、银氨溶液（： Ag(NH3)2OHxH2O） 、新制的 Cu(OH)2 。2还原剂：金属单质：K、Ca 、Na、Mg、Al、Fe、Zn 等；某些非金属单质：H 2、C、Si 等；得 2e-2e-失 2e-失 5e得 5e2e-3元素处于低价态的化合物
6、：CO、SO 2、HCl 、HBr 、HI、H 2S、Na 2SO3、FeSO 4、Fe(OH) 2 【例】下列叙述中正确的是 （D ）A、含最高价元素的化合物，一定具有强氧化性（元素呈最高价只能有氧化性，但不一定有强氧化性。NaCl）B、阳离子只有氧化性，阴离子只有还原性C、失电子越多，还原性越强D、强氧化剂与强还原剂不一定能发生氧化还原反应五、氧化还原反应的一般规律1. 性质强弱的规律（两强两弱规律）在“氧化剂还原剂 还原产物氧化产物”中，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。例 3.根据反应式：(1)2Fe 3+2I-=2Fe2+I2，(2)Br 2+2Fe
7、2+=2Br-+2Fe3+，可判断出离子的还原性从强到弱的顺序是( )。ABr -、Fe 2+、I - BI -、Fe 2+、Br -CBr -、I -、Fe 2+ DFe 2+、I -、Br -解析：反应(1)中还原剂是 I-，还原产物是 Fe2+，故还原性 I-Fe 2+；反应(2)中还原剂是 Fe2+，还原产物是 Br-，故还原性 Fe2+B r-。综合起来可知还原性 I-Fe 2+Br -。答案:B2.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。3.价态表现性质的规
8、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，中间价态两俱全” 。例 4.在下列物质中，既具有氧化性又具有还原性的是( )。A铁 B硫 C铁和硫 D氧和铁答案：B。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+nene 4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;归中律同种元素不同价态反应时，化合价向中间靠拢，
9、且一般符合邻位转化和互不 换位规律。例如：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。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。六、氧化还原反应的应用（一）氧化性、还原性比较氧化性得电子性，得到电子越容易氧化性越强还原性失电子性，失去电子越容易还原性越强由此，金属原子因其最外层电子数较少，通常都容易失去电子，表现出还原性，所以，一般来说，金属性也就是还原性；非金属原子因其最外层电子数较多，通常都容易
10、得到电子，表现出氧化性，所以，一般来说，非金属性也就是氧化性。1.根据金属活动性顺序来判断:一般来说，越活泼的金属，失电子氧化成金属阳离子越容易，其阳离子得电子还原成金属单质越难，氧化性越弱；反之，越不活泼的金属，失电子氧化成金属阳离子越难，其阳离子得电子还原成金属单质越容易，氧化性越强。2.根据非金属活动性顺序来判断:一般来说，越活泼的非金属，得到电子还原成非金属阴离子越容易 ，其阴离子失电子氧化成单质越难，还原性越弱。3.根据氧化还原反应发生的规律来判断: 氧化还原反应可用如下式子表示：5规律：反应物中氧化剂的氧化性强于生成物中氧化产物的氧化性，反应物中还原剂的还原性强于生成物中还原产物的
11、还原性。4.根据氧化还原反应发生的条件来判断:如：Mn0 2+4HCl(浓) MnCl2+C12+2H 20 2KMn04+16HCl(浓)=2MnCl 2+5C12+8H 2O 后者比前者容易(不需要加热)，可判断氧化性 KMn0 4Mn025.根据反应速率的大小来判断:如:2Na 2SO3+O2=2Na2SO4（快） ， 2H 2SO3+O2=2H2SO4（慢） ， ，3SOS催 化 剂 其还原性: Na 2SO4H2SO3SO26.根据被氧化或被还原的程度来判断:如： ， ， 即氧化性: 。Cull点 燃SCu2Cl2又如: ， ，OHBrSOHr2)(42浓 H4SII82)(42浓即
12、有还原性: 。I7.根据原电池的正负极来判断：在原电池中，作负极的金属的还原性一般比作正极金属的还原性强。8.根据电解池中溶液里阴、阳离子在两极放电顺序来判断。如:Cl -失去电子的能力强于 OH-，还原性: OHCl。9.根据元素在周期表中位置判断：(1)对同一周期金属而言，从左到右其金属活泼性依次减弱。如 Na、Mg、A1 金属性依次减弱，其还原性也依次减弱。(2)对同主族的金属而言，从上到下其金属活泼性依次增强。如 Li、Na、K、Rb、Cs 金属活泼性依次增强，其还原性也依次增强。(3)对同主族的非金属而言，从上到下其非金属活泼性依次减弱。如 F、Cl、Br、I 非金属活泼性依次减弱，
13、其氧化性也依次减弱。10.根据（氧化剂、还原剂）元素的价态进行判断：元素处于最高价只有氧化性，最低价只有还原性，处于中间价态既有氧化又有还原性。一般来说，同种元素价越高，氧化性越强；价越低还原性越强。如氧化性:Fe 3+Fe2+Fe,S(+6 价)S(+4 价)等，还原性:H 2SSSO2，但是，氧化性：HClO 4 HClO34 HClO24 HClO。注意：物质的氧化性、还原性不是一成不变的。同一物质在不同的条件下，其氧化能力或还原能力会有所不同。如：氧化性：HNO 3（浓）HNO 3（稀） ；Cu 与浓 H2SO4常温下不反应，加热条件下反应；KMnO 4在酸性条件下的氧化性比在中性、碱
14、性条件下强。原子的氧化性一般都强于分子的氧化性。如：氧化性 等。222OClF、6【例】根据下列方程式：2Fe 2+Cl2=2Fe3+2Cl- ；HClO+HCl=Cl 2+H2O ；2Fe 3 Cu=2Fe 2+Cu2+；Fe+Cu 2+=Fe2+Cu，判断下列各组物质氧化性强弱顺序正确的是AFe 3+HClOCl 2Fe 2+Cu 2+ BHClOCl 2Fe 3+Cu 2+Fe 2+CCl 2HClOFe 3+Cu 2+Fe 2+ DHClOFe 3+Cl 2Cu 2+Fe 2+解析：此题看起来很复杂，但问题解决起来却非常简单，所依据的规律就是常说的“强制弱”规律。所谓的“强制弱”规律，
15、指的是氧化性（还原性）强的物质可以把还原性（氧化性）弱的物质制出来，具体到某一个特定反应中的意思是说，具有氧化性的氧化剂（还原性的还原剂）可以把具有氧化性的生成物（还原性的生成物）制出来。由可知，Cl 2氧化性强于 Fe3+，即 Cl2Fe 3+，由可知，HClOCl 2，由可知，Fe 3+Cu 2+，由可知，Cu 2+Fe 2+。由此可进一步推知，正确答案为 B。（二）氧化还原反应的相关计算原理是：氧化剂得到的电子总数等于还原剂失去的电子总数。例 1.硫酸铵在强热条件下分解,生成氨、二氧化硫、氮气和水.反应中生成的氧化产物和还原产物的物质的量之比是( A )A.1:3 B.2:3 C.1:1
16、 D.4:3例 2、将一定量的 Fe 和 Fe2O3 的混合物投入 250mL、1.8mol/L 的 HNO3 溶液中，当固体混合物完全溶解后，在标准状况下生成 1.12LNO（HNO 3 的还原产物仅此一种） ，再向反应后的溶液中加入 1.0mol/LNaOH溶液，若要使铁元素完全沉淀下来，所加入的 NaOH 溶液体积最少应为 BA300mL B400mL C450mL D500mL（三）氧化还原反应方程式的配平1.配平的原则(1)电子守恒：氧化还原反应过程中，氧化剂得电子总数目等于还原剂失电子总数目，即：“电子得失总数相等” “化合价升降数相等” 。(2)质量守恒：反应前后各元素的原子个数
17、相等。(3)电荷守恒：对于离子方程式，等式两边“电荷总数相等” 。2.配平的思路一般分两部分:第一部分是氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物之间的配平化合价升降相等或电子得失数相等；第二部分是用观察法配平其他物质的化学计量数。 3.常见配平方法(1)化合价升降法(即电子得失法或氧化数法)这类方法既可以配平分子反应式,也可以配平离子反应式,它是氧化还原反应的一般配平方法。化合价升降法的配平步骤是：写出反应物和生成物的化学式，分别标出变价元素的化合价，得出升降数目。使化合价升高与化合价降低的总数相等（求最小公倍数法） 。7用观察的方法配平其它物质的化学计算数（包括部分未被氧化或还原的原子（原子团）数
18、通过观察法增加到有关还原剂或氧化剂的化学计量数上） ，配平后把单线改成等号。该基本步骤可简记作：划好价、列变化、求总数、配化学计量数。例（08 全国卷）(NH 4)2SO4 在高温下分解，产物是 SO2、H 2O、N 2 和 NH3。在该反应的化学方程式中 ，化学计量数由小到大的产物分子依次是( ) ASO 2、H 2O、N 2、NH 3 BN 2、SO 2、H 2O、NH 3C N2、SO 2、NH 3、H 2O DH 2O、NH 3、SO 2、N 2解析：此题实际上是考查化学方程式的配平，(NH 4)2SO4 NH3N 2SO 2H 2O，反应中：N：30 ，化合价变化总数为 6，S：64
19、，化合价变化数为 2，根据化合价升 高和降低的总数相等，所以应在 SO2 前配 3，(NH 4)2SO4 前面配 3，NH 3 前面配 4，H 2O 前面配 6，最后计算反应前后的 O 原子个数相等。配平后的化学方程式为：3(NH4)2SO4 高 温 4NH3N 23SO 26H 2O。答案：C【例】硫代硫酸钠可作为脱氯剂，巳知 25.0mL0.100molL-1Na2S2O3溶液恰好把 224mL(标准状况下)Cl 2完全转化为 Cl-离子，则 S2O32-将转化为（ ） 。AS 2- B.S C.SO32- D.SO42-解析：根据氧化剂得到电子的物质的量与还原剂失去电子的物质的量相等：0.224L22.4Lmol -121=0.025L0.100molL-12mm 为氧化产物与硫代硫酸钠中硫元素的化合价差，所以 m=4, 硫代硫酸钠中 S 的化合价为+2 价，被氯气氧化后，上升 4 价，即+6 价。答案为（D）SO 42-。得到电子的物质的量的计算方法是：氧化剂（或还原产物）物质的量化学式中参加还原反应的原子个数化合价的差值；失去电子的物质的量的计算方法是：还原剂（或氧化产物）物质的量化学式中参加氧化反应的原子个数化合价的差值。答案:D。
