2018年高考化學第一輪復習 專題 氧化還原反應學案 蘇教版.doc

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氧化還原反應 【本講教育信息】 一. 教學內容： 氧化還原反應 二. 教學目標 理解氧化還原反應的概念和本質， 學會用化合價升降法分析氧化還原反應， 了解常見的氧化劑、還原劑，并能比較氧化性、還原性的相對強弱； 掌握氧化還原反應的計算 三. 教學重點、難點 氧化還原反應的概念辨析，氧化還原反應的計算 四. 教學過程： （一）氧化還原反應的概念： 氧化反應：物質所含元素的化合價升高的反應；所含元素化合價升高的物質稱為還原劑； 還原反應：物質所含元素的化合價降低的反應；所含元素化合價降低的物質稱為氧化劑； 氧化性是指物質得電子的能力，氧化劑具有氧化性； 還原性是指物質失電子的能力，還原劑具有還原性。 氧化還原反應各相關概念間的關系： 氧化劑→氧化性→得電子→價降低→被還原→還原產物 　　↑ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ 反應物—性質—本質　— 特征 —反應 — 生成物 　　 ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ 還原劑→還原性→失電子→價升高→被氧化→氧化產物 氧化還原反應的本質是：反應過程中有電子轉移或得失； 氧化還原反應的特征是：反應前后元素的化合價發(fā)生了改變； 判斷氧化還原反應的方法是：反應前后物質所含元素的化合價是否發(fā)生改變，若變化，則為氧化還原反應，反之，不屬于氧化還原反應。 氧化還原反應的表示方法 在反應中，變價元素從反應物指向生成物，兩端對準同種元素，標明電子轉移總數，寫“得”“失”，箭頭方向不代表電子轉移方向，僅表示電子轉移的前后變化。 在反應中，失電子的元素指向得電子的元素，標明轉移電子總數，但不寫“得”“失” 說明： 1、氧化還原反應的本質是電子的偏移和得失，即電子的轉移；而氧化還原反應的特征是：所含元素的化合價發(fā)生變化。但并不是所有元素的化合價發(fā)生變化。 2、常見的氧化劑、還原劑： 3、常見的四種基本反應類型中，復分解反應肯定不屬于氧化還原反應，置換反應肯定是氧化還原反應，而化合反應和分解反應中若有單質參與，則肯定是氧化還原反應。 4、氧化還原反應的基本規(guī)律： （1）守恒律：對于一個完整的氧化還原反應，化合價升高總數與降低總數相等，失電子總數與得電子總數相等。 （2）價態(tài)律：元素處于最高價，只有氧化性；元素處于最低價，只有還原性；元素處于中間價態(tài)，既有氧化性又有還原性，但主要呈現一種性質。即：“高價氧化低價還，中間價態(tài)兩頭轉” （3）強弱律：強制弱：強氧化劑+強還原劑=弱還原劑+弱氧化劑。主要應用： ①比較物質間氧化性或還原性的強弱； ②在適宜條件下，用氧化性強的物質制備氧化性弱的物質或用還原性強的物質制備還原性弱的物質。 （4）轉化律：氧化還原反應中，以元素相鄰價態(tài)間的轉化最容易；同種元素不同價態(tài)之間的氧化反應，化合價的變化遵循“只靠攏，不交叉”（即價態(tài)歸中 ） ；同種元素相鄰價態(tài)間不發(fā)生氧化還原反應。 歧化律－—處于中間價態(tài)的元素同時升降 歸中律－—同種元素不同價態(tài)反應時，化合價向中間靠攏，且一般符合鄰位轉化和互不換位規(guī)律，同種元素相鄰價態(tài)不發(fā)生氧化還原反應 （5）優(yōu)先律：一種氧化劑同時和幾種還原劑相遇時，還原性最強的優(yōu)先發(fā)生反應。一種還原劑與多種氧化劑相遇時，氧化性最強的優(yōu)先發(fā)生反應。即“先強后弱”原則。 （6）難易律：越易失電子的物質，失后就越難得電子；越易得電子的物質，得后就越難失電子。 （二）氧化性、還原性強弱的比較： 氧化性、還原性的強弱取決于得、失電子的能力，與得失電子的多少無關。一般從元素的價態(tài)考慮時：元素處于最高價態(tài)，則只有氧化性；處于最低價態(tài)，則只有還原性；而處于中間價態(tài)時，既有氧化性，又有還原性。 常用的判斷方法有： （1）根據金屬活動順序表：單質失電子能力逐漸增強，還原性逐漸增強，其簡單陽離子得電子能力逐漸減弱，氧化性逐漸減弱。 （2）根據非金屬活動順序判斷：一般情況下，F2、Cl2、Br2、I2、S單質的氧化性逐漸減弱，F－、Cl－、Br－、I－、S2－，其簡單陰離子的還原性逐漸增強。 （3）從元素化合價的高低來判斷：一般地說，同一種變價元素的幾種物質，它們的氧化能力是由高價態(tài)到低價態(tài)逐漸減弱，還原能力則依次逐漸增強。特殊性：氧化、還原能力還與物質的穩(wěn)定性、溫度、濃度、酸堿性等有關。 如：氧化性HClO > HClO4; H2SO3 > H2SO4(稀) KMnO4氧化性：酸性 > 中性 > 堿性 （4）根據化學方程式：自發(fā)進行的氧化還原反應中： 強氧化劑+ 強還原劑=弱還原劑+弱氧化劑 氧化性：氧化劑＞氧化產物；還原性：　還原劑＞還原產物 另外大多數情況下，在氧化還原反應中：氧化性：氧化劑 > 還原劑；還原性：還原劑 > 氧化劑 （5）根據元素周期表判斷：同主族元素：金屬單質的還原性隨金屬性的增強而增強，其簡單離子的氧化性相應減弱；非金屬單質的氧化性隨非金屬性的增強而增強，其簡單陰離子的還原性相應減弱 （6）根據反應進行的難易判斷：不同氧化劑與同一還原劑反應，越容易進行的反應其中氧化劑的氧化性越強；不同還原劑與同一氧化劑反應，越容易進行的反應其中還原劑的還原性越強。 （7）根據電極反應判斷：a、兩種不同的金屬構成原電池時，做負極的金屬的還原性比做正極的金屬的還原性強。b、用惰性電極電解混合溶液時，在陰極先放電的金屬離子的氧化性強；在陽極先放電的陰離子的還原性強。 說明： 　1、氧化性和還原性是指得失電子的能力，因此，氧化性、還原性的強弱取決于得、失電子的能力大小，與得失電子的多少無關。 　2、物質的氧化性、還原性的相對強弱還與物質的濃度、酸堿性、溫度等因素有關。如：濃硫酸具有強氧化性，而稀硫酸不具有強氧化性；濃鹽酸具有強還原性，而稀鹽酸不具有強還原性；酸性KMnO4溶液的氧化性比中性或弱堿性溶液中的氧化性都強等。 　3、氧化性、還原性的相對強弱還可以根據反應條件判斷：反應條件越簡單，反應越劇烈，對應物質的氧化性或還原性越強。如是否加熱、有無催化劑及反應的溫度高低、反應的濃度大小等。 　4、同一氧化劑與不同還原劑反應時，誰放出的能量大，誰的氧化性就強；同理，同一還原劑與不同的氧化劑反應時，誰放出的能量大，誰的還原性就強。 　5、在利用電化學原理判斷金屬的還原性的相對強弱時，一般做負極的金屬的活潑性較強，但在某些特定的原電池反應中，也可能出現反例。如：鎂、鋁和氫氧化鈉組成原電池時，作為負極的金屬就是鋁，它的還原性比鎂弱，但鋁可與氫氧化鈉發(fā)生自發(fā)的氧化還原反應。 （三）氧化還原反應方程式的配平： 用化合價升降法（電子得失法）配平各種類型的氧化還原反應的方程式。主要以選擇、填空、推斷等形式出現。 氧化還原反應方程式的配平依據：質量守恒定律和反應中元素的化合價升降總數相等 氧化還原反應的配平步驟：①標；②等；③定；④配；⑤查 說明： 　1、①標是標出化合價發(fā)生變化的元素的化合價；②等是化合價升高與降低的總數相等；③定是指確定氧化劑、還原劑、氧化產物、還原產物前面的系數，這類系數稱為氧化還原系數；④配是指用觀察法配平方程式其他物質前面的系數；⑤查，要求從質量守恒、電荷守恒和得失電子守恒三個方面檢查方程式配平是否正確。 　2、配平方法： ①順配法（先從氧化劑或還原劑開始配平），適用于分子間的氧化還原反應，生成物中既有氧化產物又有還原產物，所有元素參與的氧化還原反應等； 如：鋁在空氣中燃燒、氯酸鉀與濃鹽酸的反應等 ②逆配法（先從氧化還原產物開始配平），適用于自身氧化還原反應，反應物中某一部分被氧化或被還原。 如：K2Cr2O7+HCl－KCl+CrCl3+H2O+Cl2、AgNO3－Ag+NO2+O2、 Br2+Na2CO3－NaBr+NaBrO3+CO2等。 3、幾類反應的配平技巧： ①缺項類：可能缺的項：一般為反應介質，通常是酸、堿或水，它們參與反應，但其中元素的化合價不變；確定方法：先配出氧化還原系數，后根據離子電荷守恒和原子個數守恒確定。如：Fe（NO3）2+KOH+Cl2－K2FeO4+KNO3+KCl+　　　　　 ②多變類：有兩種以上元素的價態(tài)改變；存在一種物質，其中兩種元素的價態(tài)均同時升高或降低。配平技巧：整體+零價法。 如：FeS2+O2－Fe2O3+SO2、P+CuSO4+H2O－H3PO4+Cu3P+H2SO4 【典型例題】 例1. 下列四類反應：①置換反應，②復分解反應，③沒有單質參加的化合反應，④沒有單質生成的分解反應。其中一定不是氧化還原反應的是 A、只有② B、只有②③ C、②③④ D、①②③④ 解析：本題只有A選項正確。根據置換反應的概念和實質可以推知它一定是氧化還原反應。對于化合反應和分解反應，只要有單質參加或生成，則一定是氧化還原反應；而沒有單質參加或生成的化合反應和分解反應，則有些是氧化還原反應，有些不是氧化還原反應。例如，這樣的兩個反應：Na2O2+SO2=Na2SO4、NH4NO3=N2O+2H2O，雖然沒有單質參加或生成，但它們仍然屬于氧化還原反應。 答案：A 例2. 化合物A、B、C都只含有兩種元素，且A、B均含X元素。已知一定條件下可發(fā)生反應：A+B→X+C，X是一種單質，由此可知X元素： A、一定是金屬元素 B、一定是非金屬元素 C、可能是金屬元素，也可能是非金屬元素 D、無法確定 解析：根據題意：1）A、B、C都是化合物；2）A、B均含X元素；3）反應生成單質X，可以推知該反應為“歸中型”氧化還原反應。即化合物A、B中X元素的化合價“一高一低”（一個高于0價、一個低于0價），兩者共同作用生成X單質（化合價為0）。由于金屬元素在化合物中只呈現正價態(tài)，不可能有負價態(tài)，因此可以肯定X不是金屬元素；只有非金屬元素在化合物中才既可呈正價態(tài)，又可呈負價態(tài)，并在一定條件下可以發(fā)生歸中反應。例如：2H2S+SO2=3S+2H2O，4NH3+6NO=5N2+6H2O，所以X應該是非金屬，即該題的答案為B。 答案：B 例3. 在反應11P+15CuSO4+24H2O=5Cu3P+6H3PO4+15H2SO4中，每摩爾CuSO4能氧化P的物質的量為　 A、1/5 mol B、2/5 mol C、3/5mol D、11/5 mol 解析：本題中的還原劑是P，而氧化劑是P和CuSO4。由于反應過程中Cu從+2降為+1，因此反應中共得到15mol的電子；而做還原劑的P在反應中從0升至+5價，因此1mol P得到5mol電子。因此15molCuSO4在反應中只能氧化3mol的P，即每摩爾硫酸銅能夠氧化0.2mol的P。正確選項為A。 答案：A 例4. 已知反應：10AgF+5Cl2+5H2O=9AgCl+AgClO3+10HF+O2，試回答： （1）反應中氧化劑和還原劑的物質的量之比是____________； （2）當轉移1 mol電子時，被氧化的Cl2的物質的量是___________； （3）每產生1 mol O2時，被氧元素還原的Cl2的物質的量是___________； （4）反應消耗的水是（ 　 ） A. 全部被氧化 B. 全部被還原 C. 被氧化 D. 被還原 解析：此反應的電子轉移和總數的表示法如下： （1）有4.5 mol Cl2做氧化劑，做還原劑的有0.5 mol Cl2和2 mol O2，為4.5：2.5=9：5； （2）根據分析，每轉移9mol電子，被氧化的Cl2的物質的量為1/2mol，則轉移1 mol電子時，被氧化的Cl2的物質的量為1/18mol； （3）O元素由－2價轉變?yōu)?價，失去2個電子。每生成1molO2共失去4mol電子，則被氧元素還原的Cl2共得到4mol電子，每摩Cl2得到2mol電子，則有2摩Cl2被氧元素還原； （4）在該反應中5mol H2O參與反應，只有被氧化 答案：（1）9∶5 （2）mol （3）2 mol （4）C 例5. 配平下列氧化還原反應的化學方程式或者離子方程式 （1）___Fe(OH)3 +___NaOH + ___Cl2 － ___Na2FeO4 + ___NaCl + ___（ ） （2）___KMnO4+ ___HBr － ___KBr + ___MnBr2+ ___Br2 + ___H2O （3）___NO3－+___Zn + OH－+ ___H2O － ___NH3+ ___Zn(OH)42－ 解析：氧化還原配平的基本步驟為：①標出變價元素的化合價、計算化學式的整體變價總數；②根據化合價升降相等配平含變價物質的系數；③利用原子守恒配平其它物質的系數；④最后檢查元素、原子、電荷、得失電子是否守恒。 上述四條中②是關鍵。 第（1）小題： ①(OH)3 + NaOH + 2 － Na2O4 + Na + H2O ②升3價 降2價 ③2Fe(OH)3 + ___NaOH + 3Cl2 － 2Na2FeO4 + 6NaCl + ___H2O 2Fe(OH)3 + 10NaOH + 3Cl2 = 2Na2FeO4 + 6NaCl + 8H2O 注意：① 一個Cl2降2價。② 配NaOH、H2O的系數時不要遺漏。 第（2）小題出現的新問題是HBr中的Br部分升降，部分不變價，遇到這種情況可根據氧化產物和還原產物配平。 ①KO4 + H － KBr + Br2 + 2 + H2O 降5價 升2價 ②2KMnO4 + ___HBr － ___KBr + 2MnBr2 + 5Br2 + ___H2O ③根據K原子確定KBr的系數為2，根據Br原子確定HBr的系數為2 + 2 2 + 5 2 = 16，再配H2O。 2KMnO4 + 16HBr2KBr + 2MnBr2 + 5Br2 + 8H2O 第（3）小題是離子方程式，先按照一般方法進行： 1NO3－ + 4Zn+___OH－+___H2O－1NH3 + 4Zn(OH)42－ 利用離子方程式兩邊電荷總數相等。上面NO3－、Zn(OH)42－的系數已經確定，右邊負電荷總數為8，所以OH－系數應為7，再用氧配出水的系數。 答案： （1）2Fe(OH)3 + 10NaOH + 3Cl2 = 2Na2FeO4 + 6NaCl + 8H2O （2）2KMnO4 + 16HBr2KBr + 2MnBr2 + 5Br2 + 8H2O （3）NO3－ + 4Zn+7OH－+6H2O=NH3 + 4Zn(OH)42－