鲁科版化学必修一必修二.doc

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1、专题辅导教材1：氧化还原反应复分解置换化合分解非氧化还原氧化还原1．复习重点：1、氧化还原反应概念。　　　　　2、电子守恒原理的应用。　　　　　3、根据化合价升降总数守恒配平化学反应方程式。2．难点聚焦：氧化还原反应中的概念与规律一、概念1．基本概念 ①氧化反应：物质失去电子（化合价升高）的反应。还原反应：物质得到电子（化合价降低）的反应。②被氧化：物质失去电子被氧化。（所含元素化合价升高）。被还原：物质得到电子被还原。（所含元素化合价降低）。③氧化剂：得到电子的物质。还原剂：失去电子的物质。④氧化性：物质得电子的能力。还原性：物质失电子的能力。⑤氧化产物：氧化反应得到的产

2、物。还原产物：还原反应得到的产物。⑥氧化还原反应：有电子转移（电子得失或共用电子对偏移）的反应，实质是电子的转移，特征是化合价的升降。2．概念间的关系在氧化还原反应中，有五对既相对立又相联系的概念。它们的名称和相互关系是：顺口溜：失升氧得降还若论剂恰相反氧具氧还具还易失去难得到注：①氧化还原反应与四种基本反应的关系：②有单质参与的“非同素异形体之间转化的反应”一定是“氧化还原反应”。③元素有“游离态”到“化合态”可能被“氧化或还原”。④金属参与反应一定做还原剂，非金属可能做氧化剂、还原剂或氧化剂和还原剂。⑤一种元素被氧化，不一定另一种元素被还原。⑥氧化剂、还原剂常见的重要氧

3、化剂、还原剂氧化剂还原剂活泼非金属单质X2、O2、S、O3活泼金属单质Na、Mg、Al、Zn、Fe某些非金属单质C、H2高价金属离子Fe3+、Sn4+不活泼金属离子Cu2+、Ag+低价金属离子:Fe2+、Sn2+非金属的阴离子及其化合物:S2-、H2S、I-、HI、NH3、Cl-、HCl(浓)、Br-、HBr含氧化合物氧化物：NO2、N2O5、MnO2、Na2O2、H2O2；酸：浓H2SO4、HClO、HNO3、王水；盐：NaClO、Ca(ClO)2、KClO3、KMnO4、K2Cr2O7低价含氧化合物CO、SO2、H2SO3、Na2SO3、Na2S2O3、　注：既可作氧化

4、剂又可作还原剂的有：S、SO32-、HSO3-、H2SO3、SO2、NO2-、Fe2+等二、五条规律1、表现性质规律同种元素具有多种价态时，一般处于最高价态时只具有氧化性、处于最低价态时只具有还原性、处于中间可变价时既具有氧化性又具有还原性。2、性质强弱规律3、反应先后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，则它首先与溶液中最强的还原剂作用；同理，在浓度相差不大的溶液中，同时含有几种氧化剂时，若加入还原剂，则它首先与溶液中最强的氧化剂作用。例如，向含有FeBr2溶液中通入Cl2，首先被氧化的是Fe2+   4、价态归中规律含不同价态同种元素的物质间发

5、生氧化还原反应时，该元素价态的变化一定遵循“高价＋低价→中间价”的规律（即靠近、相等而不能交叉）。　　5、电子守恒规律在任何氧化—还原反应中，氧化剂得电子总数与还原剂失电子总数一定相等。三．物质氧化性或还原性强弱的比较:（1）由元素的金属性或非金属性比较①金属阳离子的氧化性随其单质还原性的增强而减弱注：氧化性Cu2+O>Cl>Br>I>S氧化性：F2>Cl2>O2>Br2>Fe3+>I2>SO2>S还原性：F-

6、2或FeI2溶液中的反应（2）由反应条件的难易比较不同的氧化剂与同一还原剂反应时，反应条件越易，其氧化剂的氧化性越强。如：前者比后者容易发生反应，可判断氧化性：。同理，不同的还原剂与同一氧化剂反应时，反应条件越易，其还原剂的还原性越强。（3）根据被氧化或被还原的程度不同进行比较当不同的氧化剂与同一还原剂反应时，还原剂被氧化的程度越大，氧化剂的氧化性就越强。如，根据铁被氧化程度的不同，可判断氧化性：。同理，当不同的还原剂与同一氧化剂反应时，氧化剂被还原的程度越大，还原剂的还原性就越强。（4）根据反应方程式进行比较氧化剂+还原剂=还原产物+氧化产物氧化性：氧化剂>氧化产物；还原

7、性：还原剂>还原产物（5）根据元素周期律进行比较一般地，金属单质还原性：上<下，左>右；金属阳离子的氧化性：上>下，左<右。非金属单质氧化性：上>下，左<右;非金属阴离子的还原性：上<下，左>右。（6）某些氧化剂的氧化性或还原剂的还原性与下列因素有关：温度：如热的浓硫酸的氧化性比冷的浓硫酸的氧化性强。浓度：如浓硝酸的氧化性比稀硝酸的强。酸碱性：如中性环境中不显氧化性，酸性环境中显氧化性；又如溶液的氧化性随溶液的酸性增强而增强。注意：物质的氧化性或还原性的强弱只决定于得到或失去电子的难易，与得失电子的多少无关。如还原