備考2022高考化學第一輪復習 第2章 化學物質及其變化 第3節(jié) 氧化還原反應學案 必修1

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1、備考2022高考化學第一輪復習 第2章 化學物質及其變化 第3節(jié) 氧化還原反應學案 必修1 一、氧化還原反應 1．定義：在反應過程中有 的化學反應叫做氧化還原反應。 2．實質與特征：氧化還原反應的實質是 ，特征是 。 3．有關概念及相互關系（記憶口訣：“降得還還氧化劑，升失氧氧還原劑”）： 氧化劑（有氧化性）→降（化合價 ）→得（ 電子）→還（ 反應）→還（ 產(chǎn)物）

2、 還原劑（有還原性）→升（化合價 ）→失（ 電子）→氧（ 反應）→氧（ 產(chǎn)物） 4．電子轉移的表示方式 ⑴單線橋法：箭頭從 指向 ；橋上只標電子數(shù)，不寫“得”、“失”等，如下左式。 ⑵雙線橋法：得失電子分開注明，從同種元素 指向 ，注明 情況及 數(shù)。如下右式。 MnO2 + 4HCl（濃）Mn

3、Cl2+Cl2↑+2H2O 2e-—— 得2e-— 失2e-— MnO2+4HCl（濃）MnCl2+Cl2↑+2H2O 二、氧化還原反應與四種基本類型反應之間的關系 1．所有的 反應都是氧化還原反應。 2．所有的 反應都不是氧化還原反應。 3．有 參加的化合或分解反應一定是氧化還原反應， 沒有單質參加的化合、分解反應 是氧化還原反應。 4．有單質參加的反應 是氧化還原反應，如：2O3===3O2 。 三 、常見氧化劑和還原劑及其產(chǎn)物

4、 1．常見氧化劑（化合價能 的物質）及其產(chǎn)物形式： ①Cl2、Br2、I2→ ； ②KClO、KClO3（或 ClO2）→ +多出的負二價氧再形成其它化合物； ③酸性KMnO4（用H2SO4酸化）→ +多出的負二價氧再形成其它化合物； ④H2O2（Na2O2) → +多出的負二價氧再形成其它

5、化合物； ⑤HNO3 (濃) → +多出的負二價氧再形成其它化合物； ⑥HNO3（稀）→ +多出的負二價氧再形成其它化合物； ⑦H2SO4(濃) → +多出的負二價氧再形成其它化合物； ⑧FeCl3→ +多出的Cl－再形成其它化合物。 2．常見還原劑（化合價能

6、 的物質）及其產(chǎn)物形式： ①Fe（金屬單質） → ； ②Fe2＋→ ； ③SO2（SO32－) → ；SO2的氧化產(chǎn)物，在無水時生成SO3，有水存在時生成SO42-。 ④H2S → 一般生成 ；遇強氧化劑時也可以生成 。 ⑤HCl(HBr、HI) → 。 ⑥H2→

7、 。 3．既可作氧化劑又作還原劑的有：S、SO、H2SO3、SO2、NO、Fe2＋及含—CHO的有機物。 4．寫總方程式時，把氧化劑的模式與還原劑的模式合并在一起寫出來就可以了，但是要考慮陰陽離子結合后的產(chǎn)物在反應的環(huán)境中是否存在，可能會轉化為什么物質。另外再注意： ①負價粒子必須結合正價粒子形成分子，酸根若遇到金屬離子時則優(yōu)先結合金屬離子，一般陰離子原來與誰結合，則在生成物中仍與誰結合，若無金屬則結合H+生成酸。但是負二價氧（O2－）最優(yōu)先結合的對象是H+，這樣處理可以使方程式配平變得容易。 ②需補充物質時，所補充的物質中價態(tài)一般都是

8、 的，若在水溶液中進行反應時，可以隨時在方程式左側或右側補充 分子以便于配平。 ③依據(jù)氧化還原規(guī)律“有得必有失，有升必有降”確定產(chǎn)物的形式。并依據(jù)“電子守恒”原則配平。 四、氧化還原反應方程式的配平 1. 化合價升降法(即電子得失法或氧化數(shù)法)配平步驟： (1)標明反應前后化合價有 的元素化合價。 (2)通過求最小公倍數(shù)，使化合價 相等，要注意考慮化學式中各原子的角標（化合物整體性）。 (3)確定氧化劑和還原劑的系數(shù)。 (4)觀察配平其它元素的系數(shù)。先配平 、再配平 、最后配平

9、 ，然后用 檢查配平結果。 1．已知某強氧化劑[RO(OH)2]2+中的元素R可被亞硫酸鈉還原到較低價態(tài)。若把1.2×10-3 mol ［RO(OH)2］2+還原，需要6 mL 0.2 mol/L的亞硫酸鈉溶液，則反應后R的化合價為( ) A.0 B.+2 C.+3 D.+4 一、氧化還原反應中的主要規(guī)律 1．守恒規(guī)律： (1)質量守恒：反應前后元素的 和 不變。 (2)電子守恒：氧化劑獲得的電子總數(shù)＝還原劑失去的電子總數(shù)。這是配平氧化還原反應方程式的依據(jù)，也是

10、有關氧化還原反應計算的依據(jù)。表達式為：n(氧化劑)×分子中 ×化合價 ＝ n(還原劑)×分子中 ×化合價 。 2．價態(tài)歸中規(guī)律：同種元素不同價態(tài)之間的反應，遵循以下規(guī)律： 。 3．若某元素有多種可變價態(tài)，處于最高價態(tài)時，只有 性；處于最低價態(tài)時，只有 性；處于中間價態(tài)時 ，。 4.

11、 “先強后弱”規(guī)律：在濃度相差不大的溶液中， (1)同時含有幾種還原劑時，加入一種氧化劑后，將按照還原性 的順序依次反應。 (2)同時含有幾種氧化劑時，加入一種還原劑后，將按照氧化性 的順序依次反應。 (3)常見離子氧化性強弱：MnO4—（Cr2O72－）＞ ClO— ＞（NO3—+H+） ＞ Fe3+＞ Cu2+； 常見離子還原性強弱：S2—＞ SO32—＞ I—＞ Fe2+＞ Br－＞ Cl－。 ①MnO4—、Cr2O72－與 種還原性離子S2—、SO32—、I—、Fe2+、Br－

12、、Cl－以及乙醇、乙醛等不共存。 ②ClO—與 種還原性離子S2—、SO32—、I—、Fe2+、Br－等不共存。 ③（NO3—+H+）與 種還原性離子S2—、SO32—、I—、Fe2+等不共存。 ④Fe3+與 種還原性離子S2—、SO32—、I—等不共存。 (4)（S2—+SO32—）、（ClO—+Cl－）在 時能共存， 因氧化還原時不共存。 二、氧化性、還原性強弱的判斷 1．依據(jù)化學反應方程式(主要)： 氧化性： ＞ ；還原性：

13、 ＞ 。 2．依據(jù)金屬、非金屬活動性順序 ①依據(jù)金屬活動性順序：K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au 單質還原性逐漸 ，對應陽離子的氧化性逐漸 。 ②依據(jù)非金屬活動性順序：F2 Cl2 Br2 I2 S 單質氧化性逐漸 ，對應陰離子的還原性逐漸 。 3．根據(jù)元素在周期表中的相對位置： ①從上到下，從右到左，金屬原子的還原性逐漸 ，相

14、應陽離子的氧化性逐漸 。 ②從下到上，從左到右，非金屬原子的氧化性逐漸 ，相應有離子的還原性逐漸 。 4．依據(jù)反應條件及反應的劇烈程度：反應條件要求越低，反應越劇烈，對應物質的氧化性或還原性越強。如是否加熱，有無催化劑及反應溫度高低和反應物濃度大小等。 如：2KMnO4＋16HCl=2KCl＋2MnCl2＋5Cl2↑＋8H2O MnO2＋4HClMnCl2＋Cl2↑＋2H2O 由上述反應的 不同，可判斷氧化性：KMnO4 MnO2 5.依據(jù)氧化還原反應的程度： ①相同條件下，不同

15、氧化劑作用于同一種還原劑，氧化產(chǎn)物價態(tài)高的反應對應的氧化劑氧化性強。 如：2Fe＋3Cl2=2FeCl3 Fe＋S=FeS 氧化性Cl2 S ②相同條件下，不同還原劑作用于同一種氧化劑，還原產(chǎn)物價態(tài)低的反應對應的還原劑的還原性強。 如:Cu＋2Fe3＋=Cu2＋＋2Fe2＋ 3Zn＋2Fe3＋=3Zn2＋＋2Fe 還原性：Zn Cu 6．依據(jù)電化學原理： ①一般情況下稀酸做電解質溶液時，兩種不同金屬構成原電池的兩極。其還原性：負極 正極。 ②用惰性電極電解混合溶液時，在陰極先放電的陽離子

16、 較強，在陽極先放電的陰離子 較強。 7．特別提醒： (1)氧化性、還原性強弱取決于得失電子的 ，與得失電子的數(shù)目 。 (2)對于一種物質既作氧化劑、又作還原劑的反應，如Cl2＋H2O === HClO＋HCl， （能/不能）根據(jù)反應方程式判斷物質氧化性、還原性的強弱。 (3)依據(jù)金屬活動性順序判斷陽離子的氧化性強弱時， 離子的氧化性符合該順序，F(xiàn)e3+離子的氧化性應介于Hg2+、Ag+之間，比較特殊。 1．有下列三個反應：①Cl2＋FeI2===FeCl2＋I2?、?/p>

17、2Fe2＋＋Br2===2Fe3＋＋2Br－?、跜o2O3＋6HCl===2CoCl2＋Cl2↑＋3H2O。下列說法正確的是(　　) A．①②③中的氧化產(chǎn)物分別是I2、Fe3＋、CoCl2 B．根據(jù)以上方程式可以得到氧化性Cl2＞Fe3＋＞Co2O3 C．可以推理得到Cl2＋FeBr2===FeCl2＋Br2 D．在反應③中當1 mol Co2O3參加反應時，2 mol HCl被氧化 2．向含有1 mol FeCl2的溶液中通入0.2 mol Cl2，再加入含0.1 mol X2O的酸性溶液，使溶液中Fe2＋恰好全部被氧化，并使X2O還原為Xn＋，則n值為(　　)

18、A．2 B．3 C．4 D．5 【第三節(jié) 氧化還原反應參考答案】 【基礎落實】 一、氧化還原反應 1．元素化合價變化 2．電子轉移 元素化合價的變化 3. 降低 得 還原 還原 升高 失 氧化 氧化 4．⑴還原劑中化合價升高的元素 氧化劑中化合價降低的元素 ⑵反應物 生成物 得失 電子 二、氧化還原反應與四種基本類型反應之間的關系 1.置換 2.復分解 3.單質 不一定

19、 4.不一定 三 、常見氧化劑和還原劑及其產(chǎn)物 1．降低 Cl-、Br--、I- KCl（或Cl－） MnSO4＋K2SO4＋H2O H2O（Na2O) NO2＋H2O NO＋H2O SO2＋H2O FeCl2 2．升高 Fe2＋或Fe3＋ Fe3＋ SO3 或 SO42－ S + H＋ SO42－+ H＋ Cl2 (Br2、I2) + H＋ H＋ 4．不變 H2O 四、氧化還原反應方程式的配平 1. 變化 升降總值 金屬 非金屬 氫原子 氧原子

20、 【對點訓練】1.D 【規(guī)律總結】 一、 氧化還原反應中的主要規(guī)律 1. 種類 質量 變價原子個數(shù) 變化值 變價原子個數(shù) 變化值 2．化合價變化只就近變化，不交叉變化 3. 氧化 還原 既有氧化性，又有還原性 4. 由強到弱 由強到弱 6 5 4 3 堿性條件 酸性條件 二、氧化性、還原性強弱的判斷 1.氧化劑 氧化產(chǎn)物 還原劑 還原產(chǎn)物 2.減弱 增強 減弱 增強 3．增強 減弱 增強 減弱 4．條件 ＞ 5.＞ ＞ 6．＞ 氧化性 還原性 7．難易程度 無關 不能 Fe2+ 【對點訓練】1.D 2. B