高考化學(xué)氧化還原反應(yīng)知識

1、 高考化學(xué)氧化還原反應(yīng)知識 有機(jī)的氧化是除氫或加氧，還原是除氧或加氫，若從化合價(氧化數(shù))的轉(zhuǎn)變看，和無機(jī)的氧化還原反應(yīng)是全都的。下面是我為大家整理的關(guān)于高考化學(xué)氧化還原反應(yīng)學(xué)問，盼望對您有所關(guān)心。歡迎大家閱讀參考學(xué)習(xí)! 高考化學(xué)氧化還原反應(yīng)學(xué)問 第一片：概述 1.概念：一種物質(zhì)被氧化，一種物質(zhì)被還原的反應(yīng)。(留意：該處的“一種”是廣義的“一種”，非就是一種，可能是多種。有被氧化、還原的物質(zhì)即可) 2.特征:有化合價的轉(zhuǎn)變。 3.實質(zhì):有電子的轉(zhuǎn)移。(電子的得失形成離子鍵，共用電子對的偏移形成極性共價鍵，統(tǒng)稱電子轉(zhuǎn)移) 4.關(guān)系: 氧化和還原的關(guān)系： 是一個反應(yīng)的不同對象，相互對立，相互依存，

2、不是兩個孤立的反應(yīng)。像“買和賣”一樣。 和四類基本反應(yīng)類型的關(guān)系： 置換反應(yīng)肯定是氧化還原反應(yīng)，復(fù)分解反應(yīng)肯定是非氧化還原反應(yīng)，化合反應(yīng)和分解反應(yīng)不肯定。(留意：有單質(zhì)參與或有單質(zhì)生成的化學(xué)反應(yīng)，不肯定是氧化還原反應(yīng)，如：同素異形體的轉(zhuǎn)變等) 和有機(jī)氧化還原的關(guān)系 有機(jī)的氧化是除氫或加氧，還原是除氧或加氫，若從化合價(氧化數(shù))的轉(zhuǎn)變看，和無機(jī)的氧化還原反應(yīng)是全都的。 幾個重要概念間的關(guān)系 化合價上升失電子做還原劑表現(xiàn)還原性被氧化發(fā)生氧化反應(yīng)得氧化產(chǎn)物; 化合價降低得電子做氧化劑表現(xiàn)氧化性被還原發(fā)生還原反應(yīng)得還原產(chǎn)物 5.表示： 單線橋法例： 雙線橋法例： 其次片：規(guī)律 1.守恒規(guī)律 參與氧化還

3、原反應(yīng)的各元素，化合價升降總數(shù)相等，即：氧化劑得電子總數(shù)等于還原劑失電子總數(shù)，即電子守恒。 2.先后規(guī)律 氧化、還原性強的氧化、還原劑，優(yōu)先被還原或氧化，如在FeBr2和FeI2的混合液中滴入氯水，因還原性I-Fe2+Br-，所以，I-最先被氧化，當(dāng)Fe2+部分被氧化時，溶液中確定沒有I-，Br-肯定還沒有被氧化。 3.價態(tài)規(guī)律： 某元素處于最高價時，只有氧化性;最低價時，只有還原性;中間價態(tài)時，既有氧化性又有還原性。(留意：非價態(tài)愈高氧化性愈強，價態(tài)愈低還原性愈強)。 不同物質(zhì)的同種元素，處于不同價態(tài)時，生成物往中間價態(tài)靠攏(留意只靠近，不交叉。也有叫歸中規(guī)律的)如：H2S+H2SO4(濃)

4、=S+SO2+H2O，氧化產(chǎn)物是S，還原產(chǎn)物是SO2。另：濃硫酸可以干燥SO2(二者硫元素?zé)o中間價態(tài)，不反應(yīng))。 元素處于中間價態(tài)時，一般可以向相鄰價態(tài)歧化(也有叫歧化規(guī)律的)，如：Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O.條件不同時，也有可能其他歧化方式。 第三片：對比 即氧化、還原性強弱的對比，其常見標(biāo)準(zhǔn)有： 1.依據(jù)化學(xué)方程式。方程式全部物質(zhì)中，氧化劑氧化性最強，還原劑還原性最強。 2.依據(jù)反應(yīng)條件。和同一氧化劑(或還原劑)反應(yīng)的不同還原劑(或氧化劑)，反應(yīng)條件要求愈高，如：濃度、溫度、壓強等(不包括催化劑)，其還原性(或氧化性)就愈弱。反之，愈強。 3.依據(jù)金屬活動挨次表。愈靠

5、前，還原性愈強(對應(yīng)陽離子氧化性愈弱，F(xiàn)e3+氧化性強于Cu2+，是正常價態(tài)的對應(yīng)離子)。 4.依據(jù)元素周期表。金屬的還原性：同周期原子序數(shù)愈小(靠左)、同主族原子序數(shù)愈大(靠下)，還原性愈強，。非金屬的氧化性：同周期原子序數(shù)愈大(靠右)、同主族原子序數(shù)愈小(靠上)，氧化性愈強(對應(yīng)陰離子氧化性愈弱)。 5.依據(jù)電化學(xué)推斷。 原電池中： 負(fù)極還原性強于正極， 正極優(yōu)先放電的陽離子氧化性強。 電解池中： 陽極優(yōu)先放電的陰離子還原性強， 陰極優(yōu)先放電的陽離子氧化性強。 第四片：配平(1) 1.原則：遵循三大守恒。 2.步驟：電子守恒電荷守恒質(zhì)量守恒。 3.（方法）：十字交叉法。 附：例題：NH3+

6、O2=NO+H2O, 先正確標(biāo)出變價元素的化合價及1mol的該物質(zhì)得失電子總數(shù)： 交叉電子得失總數(shù)目為對方系數(shù)：4NH3+5O2=NO+H2O， 調(diào)整氧化還原產(chǎn)物系數(shù)：4NH3+5O2=4NO+6H2O， 最終調(diào)整非氧化還原元素系數(shù)，該反應(yīng)已平，無需調(diào)整。 若得失電子有公約數(shù)，要約掉再交叉，例：2H2S+SO2=3S+2H2O 若系數(shù)消失分?jǐn)?shù)，要擴(kuò)大相應(yīng)倍數(shù)，例：8NH3+6NO2=7N2+12H2O 化合反應(yīng)和歸中反應(yīng)要從前往后配，而分解反應(yīng)及歧化反應(yīng)要從后往前配，詳細(xì)方法和前面一樣。例：3S+6NaOH=2Na2S+Na2SO3+3H2O 部分氧化還原的反應(yīng)，應(yīng)先配平氧化還原部分后，再加上

7、未被氧化還原的。例：過量的鐵粉和稀硝酸的反應(yīng)， 3Fe+8HNO3(稀)=3Fe(NO3)2+2NO+4H2O 多種元素變價的反應(yīng)，肯定留意是1mol的該物質(zhì)得失電子總數(shù)。 例: 假如是生成多個價態(tài)物質(zhì)，根據(jù)要求，按一種物質(zhì)處理。例：肯定量的鐵和稀硝酸反應(yīng)，生成的Fe2+和Fe3+之比是23，其方程式的配平如下：15Fe+52HNO3(稀)=6Fe(NO3)2+9Fe(NO3)3+13NO+26H2O 第四片：配平(2) 化還原的離子反應(yīng)，先配電子守恒、再配電荷守恒(有時依據(jù)反應(yīng)環(huán)境補充H+或OH-等相關(guān)離子)、最終配質(zhì)量守恒。 例：SO2使酸性KMnO4溶液褪色， 5SO2+2MnO4-+2

8、H2O=5SO42-+2Mn2+4H+ 簡單的離子反應(yīng)，亦如此。例：Cu2S使酸性K2Cr2O7溶液褪色3Cu2S+5Cr2O72-+46H+=6Cu2+3SO42-+10Cr3+23H2O 有機(jī)物參與的反應(yīng)，關(guān)鍵標(biāo)對C元素的化合價(氧化數(shù))，方法完全全都。例：堿性條件下乙烯和高錳酸鉀溶液反應(yīng)，生成黑色沉淀MnO2，同時被氧化為乙二醇的離子方程式。 3CH2=CH2+2MnO4-+4H2O=2MnO2+3HOCH2CH2OH+2OH- 很明顯，標(biāo)對化合價是解決配平的根本動身點，至關(guān)重要，通常的標(biāo)價通常是：先標(biāo)金屬后標(biāo)非金屬(因金屬只有正價，有負(fù)價的肯定是非金屬)，非金屬內(nèi)部的標(biāo)價挨次及標(biāo)價為：，后標(biāo)的非金屬都是以化合價代數(shù)和等于O進(jìn)行計算而得(計算得的數(shù)值0、分?jǐn)?shù)、帶X的都無所謂) 計算：均利用的電子守恒，即氧化劑得電子總數(shù)等于還原劑失電子總數(shù)。 高考化學(xué)氧化還原反應(yīng)學(xué)問相關(guān)（文章）： 1.高考化學(xué)專題復(fù)習(xí)第一講氧化還原反應(yīng) 2.高考化