高三化學必修一知識點復習-氧化還原反應

1、第三節(jié)氧化還原反應（第一課時）主干知識梳理一.從元素的化合價的角度分析：從化合價升降的角度分析鈉和氯氣的反應2Na+C2 點燃 2NaCl由此可見，用化合價變化的觀點不僅能分析有氧元素得失的反應，還能分析無氧元素得失的反應。氧化反應所含元素有化合價升高的反應 ,還原反應所含元素有化合價降低的反應 。 TOC o 1-5 h z 氧化還原反應凡有化合價升降的化學反應都是氧化還原反應。氧化劑化合價降低的物質,被還原還原劑化合價升高的物質,被氫化二、從電子轉移的角度分析：電子轉移與價變的關系電子轉移的數目與化合價的升降總數相等。.氧化反應：所含元素有失去（或偏離）電子的反應 。.還原反應：所含元素有

2、得到（或偏向）電子的反應 。.氧化還原反應：凡是有電子轉移（得失或偏移）的反應都是氧化還原反應。.氧化劑：在氧化還原反應中，得到電子（或電子對偏向）的物質 。.還原劑：在氧化還原反應中.失去電子（或電子對偏離）的物質 。.氧化產物：反應物中的某元素發(fā)生氧化反應后對應的生成物。.還原產物：反應物中的某元素發(fā)牛還原反應后對應的生成物。小結：基本概念之間的關系：氧化劑 一有氧化性 一化合價降低 一得電子一 被還原 一發(fā)生還原反應A生成還原產物還原劑 一有還原性 一化合價升高 一失電子 一被氧化 一發(fā)生氧化反應護生成氧化產物、電子轉移的表示方法（1）單線橋法。從被氧化（失電子，化合價升高）的元素指向被

3、還原（得電子，化合價降低）的元素，標明電子數目，不需注明得失。例：nenr MnO2+4HCl （濃）MnCl2+C2 T +2H2O（2）雙線橋法。得失電子分開注明，從反應物指向生成物（同種元素）注明得失及電子數。例：得2e-MnO2+4HCl （濃）=MnCl2+CbT+2H2OI 十失2e-注意兩類特殊的化學反應。歧化反應，同種元素同價態(tài)在反應中部分原子化合價升高，部分原子化合價降低。例：得5X|I3C12+6KOHK?Q+5KCl+3hbO失歸中反應。不同價態(tài)的同種元素的原子在反應中趨于中間價態(tài)，解此類題最好將該元素的不同價態(tài)用數軸標出，變化的區(qū)域只靠攏，不重疊。例：得5e：1KC1C

4、3+6HC13C2+ 6KC1T +3H2O失5X e四.氧化還原反應與四大基本反應類型的關系置換反應都是氧化還原反應；復分解反應都不是氧化還原反應；有單質生成的分解反應是氧化還原反應；有單質參加的化合反應也是氧化還原反應。從數學集合角度考慮：【要點透析】1.氧化還原反應的判斷方法凡是有元素化合價升降的化學反應就是氧化還原反應。判斷的依據就是尋找整個反應過程是否有元素化合價在反應前后發(fā)生變化。2、氧化 還原中的基本規(guī)律：電子得失相等：對于一個完整的氧化 一一還原反應，氧化劑得到的電子總數與還原劑失去的 電子總數相等。化合價升降相等：在氧化一一還原反應中，氧化劑化合價降低的總數一定等于還原劑化合

5、價 升高的總數。.常見的氧化劑(1)活潑的非金屬單質：C12、Br2、Q等（2）含高價金屬陽離子的化合物：FeCl3、CuCl2、AgNO?（3）含有較高化合價元素的化合物：HzSQ、HNQ KMnQ K2Cr2Q、MnQ HClQ、HClQ、HClO等.常見的還原劑（1）活潑成較活潑的金屬：K、Na、Al、Mg Zn等（2）含低價金屬陽離子的化合物：FeCl2（3）某些非金屬單質：C、小Sr、P等（4）含有較低化合價元素的化合物：HCl、NaS、KI、NH、CO SO、N*SO等在含可變價元素的化合物中，具有中間價態(tài)元素的物質（單質成化合物）既可做氧化劑，又可做還原劑。如Cl2、SO、S H

6、Q等既具有氧化性、又具有還原性。學習中應注意：氧化劑和還原劑的確定要以實際反應為依據， 是相對而言的，同一物質在不同條件下， 不同反應中，可以作還原劑，也可以作氧化劑。如：0 04如+4-2S+5點燃雙（還原劑）（氧化劑）0 0. +2-2S+FeFeS（氧化劑）（還原劑）還有一些物質，在同一反應中既是氧化劑又是還原劑。如o-1+1J + H2O=HCl + HC1O（氧化劑、還原劑）因此對規(guī)律性的知識既不能生搬硬套，也不能死記硬背， 靈活掌握知識，以辯證的觀點去看待問題、解決問題。5、氧化性還原性強弱判斷（一）根據氧化還原反應判斷.反應方向：由強到弱氧化劑+還原劑=還原產物+氧化產物氧化性：

7、氧化劑 氧化產物；氧化劑還原劑還原性：還原劑 還原產物；還原劑氧化劑.反應條件：強易弱難達到相同的氧化程度（還原劑升高到同一價態(tài)），強氧化劑容易，弱氧化劑難；達到相同的還原程度（氧化劑降低到同一價態(tài)），強還原劑容易，弱還原劑難。.反應產物：氧化還原程度：強大弱小氧化同一還原劑，強氧化劑比弱氧化劑氧化程度大，即使還原劑的化合價升得更高；還原同一氧化劑，強還原劑比弱還原劑還原程度在，即使氧化劑的化合價降得更低。（二）根據金屬活動性判斷 還原性KCaNaMgAlZnFeSnPbCuHgAgPtAu氧化性K+Ca2+Na+Mg2+Al3+Zn2+FkSn2+Pb2+Cu2+Fe3卜Hg2+SS0在金屬

8、活動性順序表中，從左到右單質的還原性逐漸減弱，陽離子 (鐵指Fe2+)的氧化性 逐漸增強。(3)反應先后規(guī)律同一氧化劑與含多種還原劑(物質的量濃度相同)的溶液反應時，首先被氧化的是還原性較 強的物質；同一還原劑與含多種氧化劑(物質的量濃度相同)的溶液反應時，首先被還原的是 氧化性較強的物質。如：將Cl 2通人物質的量濃度相同的NaBr和NaI的混合液中，C12首先與NaI反應；將過量鐵粉加入到物質的量濃度相同的Fe2+、和Cj+的混合溶液中，Fe首先與Fe3+反應。FeBr2中通入 Cl2 ,HBr和H2SO中通入 Cl2(4)價態(tài)歸中規(guī)律含不同價態(tài)同種元素的物質問發(fā)生氧化還原反應時，該元素價

9、態(tài)的變化一定遵循“高價+低價一中間價”，而不會出現交錯現象。-5eKCQ+6HC1 =KCl13Cl 2+3H2O 而不是 TOC o 1-5 h z I+5e-1KClO3+2HCl=KCl+3Cl 2+3H2O +6e-(5)歧化反應規(guī)律發(fā)生在同一物質分子內、同一價態(tài)的同一元素之間的氧化還原反應，叫做歧化反應。其反應規(guī)律是：所得產物中，該元素一部分價態(tài)升高，一部分價態(tài)降低，即“中間價一高價+低價”。具有多種價態(tài)的元素(如氯、硫、氮和磷元素等)均可發(fā)生歧化反應，如：Cl 2十 2NaOH=NaCl+ NaClO 十 H05、有關計算在氧化還原反應中， 氧化劑與還原劑得失電子數相等。這是進行氧

10、化還原反應計算的基本依據。點撥：氧化還原反應比較典型的計算有：求氧化劑與還原劑物質的量之比或質量比，計算參加反應的氧化劑或還原劑的量，確定反應前后某一元素的價態(tài)變化等。計算的關鍵是依據氧化劑得電子總數等于還原劑失電子總數，列出守恒關系式求解。 從試題的變化趨勢來看， 有一類題目已知參加反應的氧化劑與還原劑的物質的量之比，計算確定產物。計算公式如下：氧化劑物質的量X變價元素的個數X化合價的變化值=還原劑物質的量X變化元素的個數X化合價的變化值。氧化還原反應中的一些規(guī)律(1)氧化劑的氧化能力必須大于氧化產物的氧化能力，還原劑的還原能力必須大于還原產物的能力，氧化還原反應才能發(fā)生。即：氧化劑 + 還

11、原劑一還原產物+氧化產物(強氧化性)(強還原性)(弱還原性)(弱氧化性)(2)同種元素之間，若價態(tài)相鄰，則不發(fā)生氧化還原反應；若價態(tài)相間隔，一般在一定條件下能反應。如 C與CO不能反應而C與CO可以反應。(3)同種元素不同價態(tài)物質間的氧化還原反應，氧化劑被還原到的價態(tài)不能低于還原劑被氧化到的價態(tài)。如:失四 TOC o 1-5 h z -2+6044（正）H產+H2SO4（濃）=I +S%+ 2H2OIt9II-2*60+4（錯）H2S I 口巡。4 （濃）=S 1 + S5 + 2H2。(4)多個氧化劑的混合物遇同一還原劑時，氧化性強的優(yōu)先反應。反之亦然。如把一定量的Zn粉加入到物質的量濃度相

12、同的Ag+、Cu2+的混合溶液中。因氧化能力Ag+Cu2+,所以Zn先被Ag+氧化。【單元知識構建】離子反應和離子方程式概 念在溶液中（或熔化狀態(tài)卜）后離子參加或生成的反應。類 型!工離了非氧化 還原反應離子互換反應（生成氣體、沉淀或弱電解質）；堿性氧化物與酸反應；酸性氧化物與堿反應；離于氧化還 原反應-置換反應（金屬單質或非金屬單質的相對活潑性）；一般離子氧化還原反應（生成氧化性或還原性更弱的物 質）表 示 方 法1化學方程式用參加反應的有美物質的分子式表7K離子反應的式子。離子方程式用實際參加反應的離子符號表示化學反應的式子。書 寫 方 程 式卜寫：寫出反應的化學方程式；拆：把易溶于水、易電離的物質拆寫成離子形 式。刪：將不參加反應的離子從方程式兩端刪去；查：檢查方程式兩端各兀素的原子個數和電荷 數是否相等；意義不僅表示一定物質間的某個反應，而且還能表示同 一類的反應。/氧化反應