高中化學 第二章 元素與物質世界 第3節(jié) 氧化劑和還原劑學案（2）魯科版必修1.doc

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第3節(jié) 氧化劑和還原劑 知識巧學升華 一、氧化還原反應 1．元素化合價在化學反應中的變化 （1）氧化還原反應的概念：反應中有元素化合價變化的反應叫做氧化還原反應。所有元素的化合價都沒有發(fā)生變化的化學反應叫做非氧化還原反應。 例如下列兩個反應，前者是氧化還原反應，后者不是。 （2）氧化還原反應的判斷：根據(jù)反應前后元素的化合價有無變化將化學反應分為兩大類——氧化還原反應和非氧化還原反應 （3）氧化反應和還原反應：在氧化還原反應中，反應物所含元素化合價升高的反應稱為氧化反應，反應物所含元素化合價降低的反應稱為還原反應。如下列反應中，鐵元素化合價升高，發(fā)生氧化反應；銅元素化合價降低，發(fā)生還原反應。 2．氧化還原反應的實質 （1）氧化還原反應的實質：電子的轉移——電子轉移包括電子的得失（離子反應）和偏移。元素化合價的變化是電子轉移的表現(xiàn)形式，是氧化還原反應的特征。 要點提示 注意此處空半格判定氧化還原反應的常用方法： ①特征判定法：有化合價變化的反應是氧化還原反應。 ②實質判定法：有電子轉移的反應是氧化還原反應。 （2）氧化還原反應的表示方法 方法 1雙線橋法——用帶箭頭的橋線將反應前后化合價升高的元素及化合價降低的元素分別連接起來，并在橋線上下注明電子得失、化合價升降等表示氧化還原反應的方法。如： 得到4e-，化合降低 書寫步驟為： ①寫出反應方程式，標出發(fā)生變化的元素的化合價。 ②用帶箭頭的橋線把化合價升高（或降低）的元素連接起來，箭頭指向生成物中的相應元素。 ③在橋線上、下標出電子的得失和化合價的升降。反應中，失去電子總數(shù)等于元素化合價的升高總數(shù)，得到電子總數(shù)等于元素化合價的降低總數(shù)。得失電子數(shù)目可以用計算過程表示，也可以用計算結果表示。 要點提示 注意此處空半格①橋線兩端的元素須是同種元素； ②箭尾處是反應物，箭頭處是生成物； ③橋線上下得失電子總數(shù)相等。 方法 2單線橋法——用帶箭頭的橋線將反應物中得到和失去電子的元素連接起來，并在橋線上注明電子轉移數(shù)目的表示氧化還原反應的方法。如： 書寫步驟為： ①寫出反應方程式，標出發(fā)生變化的元素的化合價。 ②用帶箭頭的橋線把反應物中化合價發(fā)生變化的元素連接起來，箭頭由失電子元素指向得電子元素。 ③在橋線上標出電子轉移的數(shù)目，可以是元素化合價的升高總數(shù)，也可以是元素化合價的降低總數(shù)。 規(guī)律總結： 二、氧化劑和還原劑 1．氧化劑和還原劑的概念 在氧化還原反應中，所含元素的化合價降低的反應物稱為氧化劑； 所含元素的化合價升高的反應物稱為還原劑。 如Cl2和Cu的反應中，Cl元素化合價降低（0→－1），含Cl元素的反應物Cl2是氧化劑，Cu元素化合價升高（0→+2），含Cu元素的金屬Cu是還原劑。Cl2與H2O的反應中，Cl元素的化合價部分升高（0→+1）、部分降低（0→－1），因此Cl2既是還原劑又是氧化劑。 要點提示 注意此處空半格氧化劑和還原劑都是反應物。 2．氧化產(chǎn)物和還原產(chǎn)物 在氧化還原反應中，由還原反應（元素的化合價降低）得到的生成物稱為還原產(chǎn)物；由氧化反應（元素的化合價升高）得到的生成物稱為氧化產(chǎn)物。 3．氧化劑和還原劑的性質 氧化劑具有氧化性，反應中被還原，得到的生成物為還原產(chǎn)物；還原劑具有還原性，反應中被氧化，得到的生成物為氧化產(chǎn)物。如Fe和稀HNO3的反應中，N元素化合價降低，HNO3是氧化劑，發(fā)生還原反應，反應中被還原得到的生成物NO是還原產(chǎn)物；Fe元素化合價升高，F(xiàn)e是還原劑，發(fā)生氧化反應，反應中被氧化，得到的生成物Fe（NO3）3是氧化產(chǎn)物?？捎孟率奖硎荆? 又如下列反應中，氧化劑和還原劑、氧化產(chǎn)物和還原產(chǎn)物分別是： 要點提示 注意此處空半格氧化產(chǎn)物和還原產(chǎn)物都是指生成物，氧化產(chǎn)物和還原產(chǎn)物可以是同一種物質。 記憶要訣 注意此處空半格氧化反應：失去電子，化合價升高，被氧化——“失高氧”；還原反應：得到電子，化合價降低，被還原——“得低還”。 4．氧化劑和還原劑的判斷 由氧化劑和還原劑的定義可知，可以根據(jù)物質中所含元素的化合價推測物質是具有氧化性還是還原性，它們在氧化還原反應中是作氧化劑還是還原劑。 ①若物質所含元素處于較低價態(tài)，反應中元素化合價可以升高，則物質具有還原性，反應中可作還原劑，如金屬單質（Na、Zn、Fe、Cu等）、K、H2、O2等。常見的還原劑還有H2、C、CO等。 ②若物質中所含元素處于較高價態(tài)，反應中元素化合價可以降低，則物質具有氧化性，反應中可作氧化劑，如活潑非金屬單質（O2、Cl2等）、KnO4、H2O4（濃）、HO3、Cl3等。 ③若物質中所含元素處于中間價態(tài)，反應中元素化合價可以升高也可以降低，則該物質既有氧化性又有還原性，反應中作氧化劑還是還原劑視具體情況而定。 ④若物質中所含元素處于最高價態(tài)，則該物質只有氧化性，若物質中所含元素處于最低價態(tài)，則該物質只有還原性，如I－只有還原性。HNO3中的H和N，H2SO4中S只有氧化性。 要點提示 注意此處空半格當一種物質中含有多種元素時，從不同元素分析物質表現(xiàn)的氧化性和還原性可能不同，如H+1C-1l中H元素處于最高價，可表現(xiàn)氧化性，一定條件下HCl可作氧化劑，而Cl元素處于最低價，又可表現(xiàn)還原性，一定條件下HCl也可作還原劑。 5．氧化性和還原性強弱比較 （1）一般情況下，同種元素從低價態(tài)到高價態(tài)，氧化性逐漸增強，還原性減弱。最高價態(tài)無還原性，最低價態(tài)無氧化性。 （2）不同氧化劑與同種還原劑反應，還原劑被氧化的價態(tài)越高，氧化劑的氧化性越強。同價態(tài)的，根據(jù)反應發(fā)生的條件，反應越容易的，氧化劑氧化性越強。還原性同理。 （3）在同一個氧化還原反應中，氧化性：氧化劑＞氧化產(chǎn)物；還原性：還原劑＞還原產(chǎn)物。 （4）按金屬活動性順序表，位置越靠前的金屬還原性越強；陽離子氧化性：位置越靠后的金屬陽離子氧化性越強（Fe3＋特殊！）。 （5）濃硫酸的氧化性：濃硫酸能氧化許多物質，例如：Cu＋2H2S+6O4（濃）CuSO4＋O2↑＋2H2O，常溫下，鐵、鋁在濃H2SO4中鈍化：表面形成一層致密的氧化物保護膜，阻礙反應的進一步進行。鈍化是有條件的，如果加熱，則Fe、Al易與濃H2SO4反應。 三、鐵及其化合物的氧化性和還原性 1．鐵的存在形態(tài) （1）游離態(tài)：隕鐵 （2）化合態(tài)：+2價鐵和+3價鐵 2．鐵的含量：在地殼中含量4．65%，僅次于氧、硅、鋁。 3．鐵的氧化物和氫氧化物 （1）鐵的氧化物 名稱 氧化亞鐵 氧化鐵 四氧化三鐵 俗名 —— 鐵紅 磁性氧化鐵 化學式 FeO Fe2O3 Fe3O4（FeO2Fe2O3） 顏色 黑色 紅棕色 黑色 穩(wěn)定性 不穩(wěn)定 穩(wěn)定 穩(wěn)定 鐵的化合價 +2 +3 +2（占1/3） +3（占2/3） （2）鐵的氫氧化物 名稱 氫氧化亞鐵 氫氧化鐵 化學式 Fe（OH）2 Fe（OH）3 顏色 白色 紅褐色 穩(wěn)定 性常溫下易被空氣氧化（白色迅速變?yōu)榛揖G色，最后變?yōu)榧t褐色）：4Fe（OH）2+O2+2H2O══4Fe（OH）3 受熱發(fā)生分解2Fe（OH）3Fe2O3+H2O 溶解性 不溶于水 不溶于水 4．“鐵”的五顏六色 （1）銀白色：塊狀鐵； （2）白色：Fe（OH）2； （3）黑色：FeO、Fe3O4、FeS； （4）紅棕色：Fe2O3；紅褐色：Fe（OH）3；紅色：［Fe（SCN）］2+； （5）淺綠色：Fe2+，［Fe（SCN）］+； （6）棕黃色：Fe3+；黃色：FeS2； （7）灰黑色：粉狀鐵。 要點提示 注意此處空半格Fe2+、Fe3+可以用OH－檢驗，若溶液中存在Fe2+，滴入堿液后立即生成白色沉淀，迅速變成灰綠色，最終變成紅褐色；若溶液中有Fe3+，滴入堿液后，立即生成紅褐色沉淀。 5．Fe3+的檢驗：化學上，常用KSCN溶液檢驗Fe3+的存在。 Fe3++SCN－══［Fe（SCN）］2+（紅色溶液）。 6．鐵及其化合物的性質 （1）Fe的還原性 ①與非金屬的反應 Fe+SFeS 要點提示 注意此處空半格 Fe與Cl2反應生成+3價化合物FeCl3，而與S反應時生成+2價化合物FeS。 ②與酸的反應 鐵（或鋁）在冷的濃硫酸、濃硝酸中表面生成一層致密的氧化物薄膜，阻礙內(nèi)部的鐵繼續(xù)被氧化（鐵、鋁的鈍化）。鐵與稀鹽酸、稀硫酸發(fā)生置換反應。 總結歸納 注意此處空半格 稀鹽酸、稀硫酸具有弱氧化性（H+的性質），硝酸、濃硫酸具有強氧化性（中心原子的性質）。 ③與鹽溶液的反應 鐵能將金屬活動順序表中排在其后面的金屬從其鹽溶液中置換出來 ④與水蒸氣的反應 要點提示 注意此處空半格Fe與H+、金屬陽離子之間發(fā)生置換反應時生成Fe2+。 （2）Fe3+的氧化性 ①Fe3+能氧化大多數(shù)金屬，包括鐵單質 ②Fe3+能氧化I－和S2－等還原性物質 要點提示 注意此處空半格氧化性：Fe3+＞Cu2+＞Fe2+，還原性：S2－＞I－＞Fe2+ （3）Fe2+既有氧化性，又有還原性 ①Fe2+的氧化性 排在鐵前面的金屬能將鐵從其Fe2+的鹽溶液中置換出來。 ②Fe2+的還原性 總結歸納 注意此處空半格Fe2+的氧化性較弱，只能氧化較活潑金屬。任何反應中，反應物金屬單質都是還原劑。O2、Cl2、HNO3、濃 H2SO4等通常都是氧化劑。 7．金屬鐵、氯化鐵、氯化亞鐵之間的相互轉化——鐵三角： 總結歸納 注意此處空半格 FeCl2遇強氧化劑表現(xiàn)還原性，遇強還原劑表現(xiàn)氧化性。 8．鐵元素與人體健康 （1）人體只吸收 Fe2+，不吸收 Fe3+。 （2）進食時，服用 Vc有利于鐵元素的吸收。Vc具有還原性，可將Fe3+還原為Fe2+。 四、氧化還原反應概念的演變 得氧失氧觀點 化合價升降觀點 電子轉移觀點 氧化反應 得到氧的反應 化合價升高的反應 失去電子的反應 還原反應 失去氧的反應 化合價降低的反應 得到電子的反應 氧化還原的關系 得氧失氧同時發(fā)生 化合價升降同時發(fā)生（且升降總數(shù)相等） 得失電子同時發(fā)生（且得失電子總數(shù)相等） 氧化還原反應 有氧得失的反應 有化合價升降的反應 有電子轉移的反應 要點提示 注意此處空半格①從得氧失氧觀點描述氧化還原反應是不完善的，有其局限性；②從化合價升降觀點可以判斷是否為氧化還原反應（外在表現(xiàn)或特征）；③電子轉移是氧化還原反應的本質。 五、常見的氧化劑和還原劑 1．常見的氧化劑 （1）非金屬單質：F2、Cl2、Br2、O2、S等。 （2）高價金屬陽離子：Cu2+、Ag+、Fe3+等。 （3）高價或較高價含氧化合物：H2SO4（濃）、MnO2、HClO、KMnO4、K2Cr2O7、HNO3、HClO3等。 （4）某些過氧化物：Na2O2、H2O2等。 2．常見的還原劑 （1）活潑或較活潑的金屬：K、Na、Mg、Al、Zn、Fe等。 （2）低價金屬陽離子：Fe2+等。 （3）非金屬陰離子：Cl-、Br-、I-、S2-等。 （4）較低價的化合物：CO、SO2、H2SO3、Na2SO3、NH3等。 （5）某些非金屬單質：C、H2、Si等。 在含有變價元素的化合物中，具有中間價態(tài)元素的物質（單質或化合物既可作為氧化劑，又可作為還原劑），例如：Cl2、H2O2、Fe2+、SO2、H2SO3等既有氧化性又有還原性。 問題思路探究 問題 1．幾種不同的物質被氧化或被還原時是否有先后順序？ 思路:遵循先強后弱規(guī)律，首先判斷出物質氧化性、還原性的強弱。 探究:一種氧化劑總是優(yōu)先氧化還原性更強的微粒，一種還原劑總是優(yōu)先還原氧化性更強的微粒。如：把Cl2通入含有Br-、I-、S2-的溶液中，依次置換出的是S、I2、Br2，而不是同時生成這三種物質。再如：把Zn加入到含有Cu2+、Ag+的溶液中，首先置換出的是Ag，只有Ag+反應完后，才能置換出單質Cu。 問題 2．同種元素形成的不同物質之間發(fā)生氧化還原時化合價有何變化規(guī)律？ 思路:同種元素之間的氧化還原根據(jù)價態(tài)向中間靠攏但不交叉的原則。 探究:價態(tài)歸中規(guī)律：同種元素的不同價態(tài)物質之間反應，產(chǎn)物中該元素的化合價為反應物的中間價態(tài)，如2H2S +SO2=3S+2H2O；2FeCl3+Fe=3FeCl2等。若不能完全歸中，則化合價的升降不應有交叉，如H2SO4+H2S=S+SO2+2H2O ，其中S是H2S被氧化的產(chǎn)物，SO2是H2SO4被還原得到的產(chǎn)物。 典題熱題新題 例1．下列反應不屬于氧化還原反應的是（　?。? A．3CuS＋8HNO3（稀）3Cu（NO3）2＋2NO↑＋3S↓＋4H2O B．6KOH＋3Cl25KCl＋KClO3＋3H2O C．Ba（OH）2＋Na2SO4══BaSO4↓＋2NaOH D．Fe2O3＋2AlAl2O3＋2Fe 解析：（價態(tài)判定法）判斷一個反應是不是氧化反應，關鍵是分析反應前后元素的化合價有沒有變化。化學方程式中，不管有多少種元素，只要能找出其中某一種元素化合價有變化，這個反應肯定是氧化還原反應；反之，所有元素化合價都沒有發(fā)生變化的反應，才是非氧化還原反應。 A選項中S元素由－2價變成了0價，當然也有部分N元素由＋5價變成了+2價；B選項中Cl元素化合價反應前是0價，反應后部分變?yōu)椋?價，部分變成＋5價；D選項中Al元素反應前為0價，反應后變?yōu)椋?價，當然Fe元素也由＋3價變成了0價。可見，它們都屬于氧化還原反應。這樣，無需再對C選項作出分析，便知答案。 答案：C 深化升華 注意此處空半格氧化還原反應的標志是反應前后某些元素的化合價有變化，所以，標出化合價是解題的關鍵。 例2．指出下列反應中的氧化劑和還原劑，寫出發(fā)生氧化反應和還原反應的元素名稱： （1）2Fe＋3Cl22FeCl3 （2）2KMnO4K2MnO4＋MnO2＋O2↑ （3）Mg＋Cu2＋══Mg2＋＋Cu （4）2KNO3＋3C＋SK2S＋3CO2↑＋N2↑ 解析：（1）Fe是還原劑，Cl2是氧化劑，F(xiàn)e元素發(fā)生氧化反應，Cl元素發(fā)生還原反應。 （2）KMnO4既是氧化劑，又是還原劑；Mn元素發(fā)生還原反應，O元素發(fā)生氧化反應。 （3）Mg是還原劑，Mg元素發(fā)生氧化反應；Cu2＋是氧化劑，Cu元素發(fā)生還原反應。 （4）KNO3和S是氧化劑，N元素和S元素被還原；C是還原劑，C元素被氧化。 答案：（1）Cl2、Fe，鐵、氯；（2）KMnO4、KMnO4，氧、錳；（3）Cu2＋、Mg，鎂、銅；（4）KNO3和S、C，碳、氮和硫。 深化升華 注意此處空半格氧化劑和還原劑的判斷：物質所含元素化合價升高的是還原劑，物質所含元素化合價降低的是氧化劑，解題思路是首先標出元素的化合價變化。 例3．根據(jù)下列反應，判斷有關物質還原性由強到弱的順序正確的是（　?。? ①H2SO3＋I2＋H2O══2HI＋H2SO4 ②2FeCl3＋2HI══2FeCl2＋2HCl＋I2 ③3FeCl2＋4HNO3══2FeCl3＋NO↑＋2H2O＋Fe（NO3）3 A．H2SO3＞HI＞FeCl2＞NO B．HI＞FeCl2＞H2SO3＞NO C．FeCl2＞HI＞H2SO3＞NO D．NO＞FeCl2＞H2SO3＞HI 解析：（排除法）根據(jù)化學反應中，氧化性：氧化劑＞氧化產(chǎn)物；還原性：還原劑＞還原產(chǎn)物。先分析反應①： H2O3+2+H2O══2H+H2O4 還原劑　　　　　　　還原產(chǎn)物 還原性強　　　　　　還原性弱 可見，還原性：H2SO3>HI，從而淘汰B、C選項。再分析反應②： 2Cl3+2H══2Cl2+2HCl+ 還原劑 還原產(chǎn)物 還原性強 還原性弱 可見，還原性：HI>FeCl2，從而淘汰D選項。不必再對反應③進行分析。 答案：A 深化升華 注意此處空半格根據(jù)化學反應方程式，兩強生成兩弱：氧化性：氧化劑＞氧化產(chǎn)物；還原性：還原劑＞還原產(chǎn)物，然后將各項連接起來，即得出答案。