氧化還原反應和離子方程式復習 詳細版課件

1、第一章氧化還原反應和離子方程式復習第一節(jié) 氧化還原反應一、四種基本反應類型 反應類型 表達式 舉 例 化合反應 分解反應 置換反應復分解反應A+B=AB2H2+O2=2H2O點燃AB=A+B2KClO3=2KCl+3O2MnO2A+BC=AC+BZn+HCl=ZnCl2+H2AB+CD=AD+CBNaOH+HCl=NaCl+H2O第一節(jié) 氧化還原反應二、氧化還原反應、得氧失氧的角度：物質得到氧的為氧化反應；物質失去氧的反應為還原反應、化合價升降的角度（表現(xiàn)）：1）有元素化合價升降的反應為氧化還原反應例1、 2CuO+C=2Cu+CO2高溫 +2 0 0 +4化合價升高，被氧化化合價降低，被還原

2、 該反應中CuO中所含的Cu元素化合價降低，被還原，發(fā)生了還原反應，CuO作氧化劑；而C的化合價升高，被氧化，發(fā)生了氧化反應，C作還原劑。第一節(jié) 氧化還原反應、電子得失的角度（實質）：1）有電子轉移（得失或電子對偏移）的反應都是 氧化還原反應。2）“升-失-還；降-得-氧”3）氧化還原反應的基本規(guī)律：電子守恒；4）雙線橋法：3Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O0 +5 +2 +2失6e-，化合價升高，被氧化得6e-，化合價降低，被還原第一節(jié) 氧化還原反應3Cl2 + 6KOH = KClO3 + 5KCl + 3H2O0 +5 -1失5e-，化合價升高，被氧

3、化得5e-，化合價降低，被還原SO2 + 2H2S = 3S + 2H2O+4 -2 0失4e-，化合價升高，被氧化得4e-，化合價降低，被還原要點：1、線橋要跨過“=”； 2、橋上要注明得失電子數(shù)、化合價的升降以及所發(fā) 生的反應； 3、得失電子數(shù)必相等；第一節(jié) 氧化還原反應氧化還原反應化合反應分解反應置換反應復分解反應三、氧化還原反應與四種基本類型的關系：一、基本概念 反應實質：有電子得失或電子對的偏移。表現(xiàn)特征：元素化合價有升降。反應物氧化劑還原劑 發(fā)生還原反應(被還原)還原產物生成物(具有氧化性)得電子(化合價降低)(具有還原性) 發(fā)生氧化反應(被氧化)失電子(化合價升高)氧化產物(具有

4、還原性)(具有氧化性)氧化還原反應一般規(guī)律之一：電子得失守恒 化合價有升必有降，化合價升高總數(shù)等于化合價降低總數(shù)；電子有得必有失，失電子總數(shù)必等于得電子總數(shù)。 實驗室在配置FeSO4溶液時總是放入一些鐵粉或小鐵釘，試用離子反應方程式表示其中的原理。 Fe + Fe3+ = 2Fe2+ ？Fe + 2 Fe3+ = 3Fe2+ 09:52:14氧化還原反應一般規(guī)律之二： 反應發(fā)生條件 氧化性強的物質可以氧化還原性強的物質；還原性強的物質可以還原氧化性強的物質。 日常生活中常用到鐵皮，為了防止被腐蝕，常常鍍上一層鋅（白鐵皮）或鍍上一層錫（馬口鐵）。一旦鍍層有破損以后，哪種鐵皮先被腐蝕？理由？ 金屬

5、被腐蝕被氧化失電子能力還原性，白鐵皮中鋅還原性強，先被氧化，鐵皮依然得到了保護；而馬口鐵中，鐵較錫還原性強，更易被腐蝕。 氧化還原反應一般規(guī)律之三： 反應發(fā)生的先后順序一般地，氧化劑總是先氧化還原性強的還原劑；還原劑總是先還原氧化性強的氧化劑。 能否用濃硫酸干燥H2S氣體？理由？SO2氣體呢？從化合價角度考慮氧化還原反應一般規(guī)律之四： 不同物質中，同一元素的不同價態(tài)發(fā)生變化時，該元素的化合價變化規(guī)律是：“只靠攏，不交叉”。 2.0.3molNa2S與足量的硝酸反應，生成硝酸鈉、硫酸、一氧化氮和水，則參加反應的硝酸中被還原的硝酸的物質的量為（ ） A.0.9mol B.1mol C.1.2mol

6、 D.2.2mol練習鞏固B分析：未被還原的硝酸以NaNO3形式存在，共有0.3molNa+，故未被還原的硝酸有0.3mol未被還原的硝酸的物質的量呢？繼續(xù)巧解根據(jù)得失電子守恒，失電子總數(shù)=0.3(2+8)=3 mol，故硝酸被還原成NO共 1 mol。二、例題分析A例1 下列制取單質的反應中，化合物作還原劑的是 （ ） （A） 用溴與碘化鈉反應制碘（B）用鋅和稀硫酸反應制取氫氣（C）在電爐中用碳和二氧化硅反應制取硅（D）鋁和氧化鐵在高溫下反應制取鐵DB例3 已知： 2FeCl3+2KI=2FeCl2+2KCl+I2 2FeCl2+Cl2=2FeCl3 判斷下列物質的氧化能力由大到小的順序為

7、（ ）A例5A金屬單質的還原性隨金屬性增強而增強，其離子的氧化性相應減弱非金屬單質的氧化性隨非金屬性增強而增強，其離子的還原性相應減弱已知：5PbO2+4H+2Mn2+=5Pb2+2MnO4-+2H2O根據(jù)方程式判斷氧化性強弱。 對于任何氧化還原反應，都滿足下列規(guī)律： 強氧化劑 + 強還原劑 = 弱還原劑 + 弱氧化劑ABba氧化性：A a還原性：B b氧化性：PbO2 MnO4- 判斷氧化性強弱： Fe3+與Fe2+ KMnO4與MnO2； 還原性強弱：S2-、S與SO3氧化性： Fe3+Fe2+ KMnO4MnO2 ；還原性： S2-SSO3 氧化性、還原性強弱比較方法之三：從元素化合價高

8、低來判斷：一般地說，同一種變價元素的幾種物質，它們的氧化能力是由高價態(tài)到低價態(tài)逐漸減弱，還原能力則依次逐漸增強。 特殊性：氧化、還原能力還與物質的穩(wěn)定 性、溫度、濃度、酸堿性等有關。如：氧化性HClO HClO4; H2SO3 H2SO4(稀) KMnO4氧化性：酸性 中性 堿性想一想是否還有其它的方法可用來比較氧化性、還原性強弱？試舉例說明。氯氣、硫分別與鐵反應鈉、鎂、鋁分別與水反應反應產物反應條件練習：CCBDA課堂小結氧化還原反應反應實質表現(xiàn)特征一般規(guī)律強弱比較 1.得失電子守恒 2.強氧化劑 + 強還原劑 = 弱還原劑 + 弱氧化劑 3.反應順序：先強后弱 4.同一元素不同價態(tài)反應，化

9、合價變化規(guī)律： “只靠攏，不交叉” 1. 金屬性、非金屬性強弱 2.根據(jù)反應規(guī)律（2）3.同種元素主要看化合價高低 4.其它 綜合應用1.判斷下列反應能否發(fā)生？若能發(fā)生，如何設計簡易實驗檢驗反應產物？同時寫出離子反應方程式，并比較氧化性強弱。 2Fe3+ + 2I- = 2Fe2+ + I2 2Fe2+ Br2 = 2Fe3+ + 2Br- MnO4-+ 5Fe2+ 8H+ = 5Fe3+ + Mn2+ + 4H2O氧化性：Br2 Fe3+ MnO4- Fe3+ I2氧化性： MnO4- MnO2 Cl2 Br2 Fe3+ I2 KI溶液滴入FeCl3溶液中 Br2水滴入FeSO4溶液中 KM

10、nO4溶液和FeSO4溶液混合綜合應用2.根據(jù)上述實驗，試寫出少量氯水和足量氯水分別與FeBr2溶液反應的離子方程式。 2I- + Cl2 = I2 + 2Cl- Cl2 + 2Fe2+ = 2Cl- + 2Fe3+ Cl2 + 2Fe2+ = 2Cl- + 2Fe3+ 2Fe2+4Br-+3Cl2 = 2Fe3+2Br2+6Cl- 替換試用離子方程式表示將氯水逐滴加入FeI2溶液中的反應過程。 Cl2 + 2Fe2+ = 2Cl- + 2Fe3+ 2Fe2+2Br-+2Cl2 = 2Fe3+Br2+ 4Cl-？ 第二節(jié) 離子反應對電解質概念的理解應注意:1.定義中的“在水溶液里或熔化狀態(tài)下”

11、,指的是條件,是“或”而不是“和”,說明只要滿足一個條件即可.如酸類化合物只有溶于水才能導電,熔化狀態(tài)不導電.溶于水而不是溶于其它溶劑.溶于水而不是跟水反應.2.要“能夠導電”,導電的實質是有自由移動的帶電離子存在,并做定向移動.3.是“化合物”,無論是電解質還是非電解質均指化合物而言(但不是所有的化合物,如蔗糖是非電解質).單質、混合物、溶液均不屬于電解質,也不屬于非電解質.第二節(jié) 離子反應二、離子反應1、電解質在溶液里所起的反應實質上是離子之間的反應， 這樣的反應屬于離子反應2、離子反應發(fā)生的條件是：有難溶、難電離、易揮發(fā)的 物質生成；3、離子反應的本質是反應物的某些離子濃度減小4、離子反

12、應方程式的書寫共分四個步驟，“改”是寫好的關鍵。 一個正確的離子方程式必須遵守： 質量守恒定律；電荷守恒原理；一、強電解質、弱電解質在水溶液里全部電離成離子的電解質叫強解質在水溶液里只有一部分電離成離子的電解質叫弱解質應注意以下幾點：電解質應是化合物。而Cu則是單質，K2SO4與NaCl溶液都是混合物。電解質應是一定條件下本身電離而導電的化合物。而CO2能導電是因CO2與H2O反應生成了H2CO3，H2CO3能夠電離而非CO2本身電離。所以CO2不是電解質。酸、堿、鹽、水是電解質，蔗糖、酒精為非電解質。 化合物電離電解質非電解質據(jù)一定條件是否電離電離程度不電離強電解質弱電解質全部電離部分電離一

13、、判斷離子方程式書寫正誤的一般方法 1反應能否發(fā)生，以及是否為可溶電解質在溶液中進行的反應。 例：（1）Fe2+ + H2S = FeS+ 2 H+（錯?。?（2）Ca2+ + CO2 + H2O = CaCO3+ 2 H+（錯！） （3）Br2 + 2 Cl- = 2 Br- + Cl2（錯?。?（4）氯化鈉與濃硫酸共熱：H+ + Cl- = HCl（錯?。?2產物是否正確。例如鐵與稀鹽酸反應： 2 Fe + 6 H+ = 2 Fe3+ + 3 H2（錯?。?鐵與稀硝酸反應：Fe + 2 H+ = Fe2+ + H2（錯?。?3離子、分子等化學符號的書寫是否符合實際的電離情況。例如CH3CO

14、OH與NaHCO3溶液作用應寫成：CH3COOH + HCO3- = CH3COO- + CO2+ H2O，若把CH3COOH拆開寫成H+、將HCO3-拆開成CO32-就錯了。 4是否符合“三個守恒”，即電荷守恒、電子守恒和元素守恒。例如 將2Fe3+ + Cu = 2Fe2+ + Cu2+ 寫成Fe3+ + Cu = Fe2+ + Cu2+就錯了。 5“=、=、”等用法是否正確。6配比是否合理，是否忽略了隱含的離子反應。 例如稀硫酸與氫氧化鋇溶液混合若寫為：H+ + SO42- + Ba2+ + OH- = BaSO4+ H2O就錯了，因為SO42-與Ba2+按11的物質的量反應時，H+與S

15、O42-的物質的量應為21，Ba2+ 與OH-的物質的量也應為12，所以正確的寫法應為： 2H+ + SO42- + Ba2+ + 2OH- = BaSO4+ 2H2O。 又如NH4HCO3溶液與足量NaOH溶液加熱反應若寫成：HCO3- + OH- = CO32- + H2O就錯了，顯然忽略了NH4+ + OH- = NH3+ H2O這一反應，正確的寫法應為： NH4+ + HCO3- + 2OH- = CO32- + NH3+2H2O 7是否符合反應物的用量。例如 少量二氧化碳通入澄清的石灰水中，應寫為：CO2 + Ca2+ + 2OH- = CaCO3+ H2O ； 過量二氧化碳通入澄清

16、的石灰水中，應寫為：CO2 + OH- = HCO3-。二、離子在溶液中能否大量共存的判斷 所謂離子在溶液中不能大量共存，就是離子相互之間可以發(fā)生離子反應而生成新的物質，判斷離子能否大量共存問題的一般思路為：1離子間發(fā)生復分解反應而不能大量共存。（1）生成沉淀：關鍵是掌握酸堿鹽的溶解性表。 酸：H+與SiO32-、AlO2-、*S2O32-； 堿：OH-與Mg2+、Al3+、Zn2+、Fe2+、Fe3+、Cu2+、Hg2+、Ag+等； 鹽：如Ag+與Cl-、Br-、I-、CO32-、SO32-、S2-、PO43-等； Ba2+與SO42-、CO32-、SO32-、PO43-等； Ca2+與CO32-、SO32-、PO43-、HPO42-等。（1）生成弱電解質（弱酸、弱堿和水）：關鍵是記住常見的弱酸和弱堿。 H+與OH-、CO32-、HCO3-、SO32-、HSO3-、S2-、HS-、PO43-、HPO42-、H2PO4-、ClO-、AlO2-、 SiO32-、CH3COO-、C6H5O-、F-等； OH-與H+、NH4+、HCO3-、HSO3-、HS-、HPO42-、H2PO4-等。（2）生成氣體：H+與CO32-、HCO3-、SO32-、HSO3-、S2-、HS-等。1離子間發(fā)生氧化還原反應而不能大量共存：例如 Fe3+與