专题四 氧化还原反应

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1、学而通教育专题四氧化还原反应知识动脉知识框架一、氧化还原反应的基本概念1.定义：凡有电子转移（得失或偏移）的化学反应都是氧化还原反应。2.本质：电子的转移3.表现特征：化合价升降二、氧化还原反应与反应类型之间的关系三、氧化性和还原性强弱的比较1.根据金属活动顺序表KCaNaMgAlZnFeSnPb（H）CuHgAg从左往右还原性减弱K+Ca2+Na+Mg2+Al3+Zn2+Fe2+Sn2+Pb2+（H）Cu2+Hg2+Ag+从左往右氧化性增强学而通教育2.根据原电池、电解池中的电极反应（1）正极或阴极强氧化剂+ne-=弱还原

2、性产物（2）负极或阳极强还原剂-ne-=若氧化性产物3.根据元素周期表位置同周期主族元素从左往右金属阳离子或非金属单质氧化性增强；同主族元素从上到下金属单质或非金属单质阴离子还原性增强。4.根据元素不同价态（1）最低价元素只表现出还原性；最高价态元素只表现出氧化性；中间价太元素及其物质在一定条件下既可表现氧化性，又可表现还原性。（2）一般而言，同种元素从低价态到高价态氧化性渐强，还原性渐弱。如：Mn2+MnO2MnO42-MnO4-Fe3+Fe2+Fe氧化性增强还原性增强但是：HClOHClO2HClO3HClO4氧化性减弱

3、5.根据反应条件、剧烈程度等（1）常温、稀盐酸即可反应2KMnO4+16HCl=2KCl+2MnCl2+Cl2↑+8H2O（2）不加热或盐酸稀释到一定程度则反应停止MnO2+4HCl（浓）=MnCl2+Cl2↑+H2O根据上述可判断氧化性：KMnO4>MnO2学而通教育6.根据具体反应方向判断对于某一反应，通常可以写成：氧化剂+还原剂氧化产物+还原产物氧化性：氧化剂>氧化产物还原性：还原性>还原产物例1.根据反应：①I2+SO2+2H2O=H2SO4+2HI ②2FeCl2+Cl2=2FeCl3  ③2FeCl3+2HI=2

4、FeCl2+I2+2HCl可知：I-、Fe2+、Cl-、SO2的还原性由强到弱的顺序是（  ）   A．I->Fe2+>Cl->SO2      B．Cl->Fe2+>SO2>I-   C．Fe2+>I->Cl->SO2      D．SO2>I->Fe2+>Cl-例2.已知I-、Fe2+、SO2、Cl-和H2O2均有还原性，它们在酸性溶液中还原性的强弱顺序为Cl-

5、H2SO4+2HI C．H2O2+H2SO4=SO2+O2+2H2O      D．2Fe2++I2=2Fe3++2I-7.根据溶液浓度不同，如：浓硫酸有强氧化性而稀硫酸没有四、常见氧化剂和还原剂1.常见的氧化剂：（1）活泼的非金属单质，如O2，X2等（2）氧化性含氧酸，如HNO3，浓H2SO4，HClO4等（3）高价含氧酸盐，如KMnO4，K2Cr2O7，KNO3，KClO3等（4）某些高价氧化物，如SO3，MnO2，NO2等（5）某些金属阳离子，如Ag+，Hg2+，Fe3+等（6）其他如王水，Na2O2，H2O2等等2.

6、常见的还原剂学而通教育（1）活泼金属，如Na，Mg，Al，Zn，Fe等（2）含低价元素的化合物，如H2S，HI，HBr，NH3等（3）某些低价态氧化物，如CO，SO2，NO等（4）一些低价含氧酸及其盐，如H2SO3，Na2SO3，H2C2O4等（5）低价态金属阳离子，如Fe2+，Sn2+等（6）某些非金属单质，如C，H2，Si等五、氧化还原的配平1.基本方法：化合价升降法（电子得失法）2.配平原则：（1）电子守恒（2）原子守恒（3）电荷守恒（离子方程式）原理：化合价升高总数等于降低的总数本质：得失电子数目相等例3．Fe2C+

7、HNO3→Fe(NO3)3+CO2+NO2+H2OFe2C+22HNO3=2Fe(NO3)3+3CO2+NO2+11H2O例4.(NH4)2PtCl6→Pt+NH4Cl+HCl+N23(NH4)2PtCl6=3Pt+2NH4Cl+16HCl+2N2例5.NH4NO3→N2+HNO3+H2O5NH4NO3=4N2+2HNO3+9H2O练习：配平下列化学方程式BrF3+H2O→HBrO3+HF+O2+Br2P+CuSO4+H2O→Cu3P+H3PO4+H2SO4学而通教育(NH4)2SO4→N2+NH3+SO2+SO3+H2O验

8、证：3BrF3+5H2O=HBrO3+9HF+O2+Br211P+15CuSO4+24H2O=5Cu3P+6H3PO4+15H2SO44(NH4)2SO4=N2↑+6NH3↑+3SO2↑+SO3+H2O六、氧化还原反应的本质及应用氧化还原反应的特征是化合价的升降，其本质是电子的转移，且得失