氧化還原反應的概念 市賽獲獎 詳細版課件

1、氧化還原反應的概念(復習課）考試目標1.氧化還原反應的本質(zhì)及特征。2.了解常見的氧化還原反應，知道常見的氧化劑和還原劑。3.了解氧化還原反應的一般規(guī)律。要點精析一、氧化還原反應的本質(zhì)及特征1.氧化還原反應的定義在反應過程中有元素化合價變化的化學反應叫做氧化還原反應。在氧化還原反應中，反應物所含元素化合價升高的反應稱為氧化反應；反應物所含元素化合價降低的反應稱為還原反應。氧化反應和還原反應對立統(tǒng)一于一個氧化還原反應之中。2.氧化還原反應的實質(zhì) 元素化合價的變化是電子轉(zhuǎn)移的外觀表現(xiàn)，電子轉(zhuǎn)移是氧化還原反應的實質(zhì)。3. 氧化還原反應的特征（判斷依據(jù)）反應前后某些元素的化合價發(fā)生了變化。例1.氯化碘（

2、ICl）的性質(zhì)類似鹵素，有很強的化學活動性。ICl跟Zn、H2O的反應如下：2ICl+2Zn=ZnCl2+ZnI2 ICl+H2O=HCl+HIO下列敘述中正確的是（ ）A反應不是氧化還原反應B反應不是氧化還原反應C二者都是氧化還原反應D在反應中，Zn發(fā)生的是氧化反應解析：結(jié)合題目所給信息，ICl與鹵素單質(zhì)最大的區(qū)別是：ICl屬于化合物，共用電子對偏向于氯而呈-1價。根據(jù)化合價變化判斷是否屬于氧化還原反應不難看出反應中所有元素的化合價均沒有發(fā)生變化，不屬于氧化還原反應。同時，需要指出的是，反應中鋅元素的化合價反應后升高了，發(fā)生了氧化反應，而碘元素的化合價從+1價降低到-1價，發(fā)生了還原反應。答

3、案：BD二、氧化劑和還原劑1.氧化劑和還原劑的相關(guān)概念氧化劑:得到電子(所含某元素化合價降低)的反應物；還原劑：失去電子（所含某元素化合價升高）的反應物。氧化反應：失去電子（或元素化合價升高）的反應；還原反應：得到電子（或元素化合價降低）的反應。氧化性：物質(zhì)得到電子的能力或性質(zhì)；還原性：物質(zhì)失去電子的能力或性質(zhì)。氧化產(chǎn)物：氧化產(chǎn)物是發(fā)生氧化反應的物質(zhì)的生成物；還原產(chǎn)物：還原產(chǎn)物是發(fā)生還原反應的物質(zhì)的生成物。說明：氧化劑和還原劑均是指反應物，是一種化學物質(zhì)，而不是指某一種元素；氧化劑具有氧化性，氧化劑本身被還原，即發(fā)生還原反應，轉(zhuǎn)化為還原產(chǎn)物；還原劑具有還原性，還原劑本身被氧化，即發(fā)生氧化反應，

4、轉(zhuǎn)化為氧化產(chǎn)物例2在3Cu + 8HNO3（?。? 3Cu(NO3) 2 + 2NO+ 4H2O的反應中，還原劑是_，氧化劑是_，還原產(chǎn)物是_，氧化產(chǎn)物是_，4molHNO3參加反應，其中被還原的是_mol。解析：在8摩爾參加反應的硝酸中，所含N元素化合價降低的硝酸只有2摩爾，其余6摩爾的硝酸與銅成鹽。所以硝酸在此反應中既表現(xiàn)了氧化性，又表現(xiàn)了酸性。提醒考生在做計算題時更應注意題目要求：對于只有一部分發(fā)生氧化（或還原）反應的反應物重點看反應前后化合價發(fā)生變化的占多少。答案：Cu， HNO3，NO，Cu(NO3) 2，1。2.常見的氧化劑和還原劑（1）重要的氧化劑：活潑非金屬單質(zhì)：F2 、 Cl

5、2、 Br2 、I2 、 O2、O3高價氧化物：MnO2、PbO2、 Bi2O5、 CO2（高溫）高價態(tài)酸：HNO3、HClO3、HClO4、濃H2SO4高價態(tài)鹽：KNO3（H+）、 KMnO4（酸性、中性、堿性）、 KClO3、FeCl3、K2Cr2O7（酸性、中性、堿性）過氧化物：H2O2、Na2O2、 CaO2、 BaO2、 K2O2其它：HClO、NaClO、漂白粉、NO2、KO2 弱氧化劑：能電離出H+的物質(zhì)、銀氨溶液、新制的Cu(OH)2（2）重要的還原劑：金屬單質(zhì)：IA、IIA、金屬活動性順序表靠前的金屬非金屬單質(zhì)：H2、C、Si變價元素中元素低價態(tài)氧化物：SO2、CO變價元素中

6、元素低價態(tài)的酸、陰離子:H2S、 S2、HS、HBr、Br、HI、I、濃HCl、Cl-、H2SO3 、HSO3-變價元素中元素低價態(tài)時的鹽、堿:Na2SO3、Na2S、FeSO4、Na2S2O3、Fe(OH)2其它：S、Sn2+、NH33. 氧化還原反應氧化還原反應與四種基本類型反應之間的關(guān)系化合反應：有單質(zhì)參加的是氧化還原反應。分解反應：有單質(zhì)生成的是氧化還原反應。置換反應：全部是氧化還原反應。復分解反應：都是非氧化還原反應氧化還原反應的基本類型：(1)自身氧化還原反應：同一種物質(zhì)的分子內(nèi)，同種 元素(不同價態(tài))或不同種元素的原子(離子)之間發(fā)生電子轉(zhuǎn)移的氧化還原反應。說明：自身氧化還原反應

7、中氧化劑和還原劑必須是同一種物質(zhì)。(2)歧化反應：同一種物質(zhì)分子內(nèi)同一種元素同一價態(tài)的原子(或離子)發(fā)生電子轉(zhuǎn)移的氧化還原反應。如： C12+2NaOH=2NaCl+NaCl0+H20 3N02+H20=2HN03+NO說明：歧化反應是自身氧化還原反應的特例；歧化反應的特點：某元素的中間價態(tài)在適宜條件下同時向較高和較低價態(tài)轉(zhuǎn)化。(3)歸中反應：同種元素由不同價態(tài)(高價態(tài)和低價態(tài))轉(zhuǎn)變?yōu)橹虚g價態(tài)的氧化還原反應。如：6HCl+KCl03KCl+3C12+3H20 2FeCl3+Fe3FeCl2 2H2S+S02=3S+2H20(4)部分氧化還原反應：不同物質(zhì)之間，部分被氧化或部分被還原的氧化還原反

8、應。 Mn02+4HCl(濃)=MnCl2+2H20+C12 4. 電子轉(zhuǎn)移的表示方法（1）單線橋法。從被氧化（失電子，化合價升高）的元素指向被還原（得電子，化合價降低）的元素，標明電子數(shù)目，不需注明得失?！揪毩暋空埻瑢W們用單線橋法表示下列的化學反應方程式？ MnO2 + 4HCl（濃）= MnCl2+Cl2+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(shù)?！揪毩暋空埻瑢W們用雙線橋法表示下列反應的電子轉(zhuǎn)移情況？ MnO2+4HCl（濃）= MnCl2+Cl2+2H2O說明：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

9、分原子化合價降低。3Cl2+6KOH= KClO3+5KCl+3H2O 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(shù)軸標出，變化的區(qū)域只靠攏，不重疊。三、氧化還原反應的一般規(guī)律在“氧化劑還原劑 還原產(chǎn)物氧化產(chǎn)物”中，氧化性強弱順序是：氧化劑氧化產(chǎn)物；還原性強弱順序是：還原劑還原產(chǎn)物。 例3.根據(jù)反應式：(1)2Fe3+2I-=2Fe2+I2，(2)Br2+2Fe2+=2Br-+2Fe3+，可判斷出離子的還原性從強到弱的順序是( )。ABr-、Fe2+、I-BI-、Fe2+、Br-CBr-、I-、Fe2+ DFe2+、I-、Br-解析：反應(1)中還

10、原劑是I-，還原產(chǎn)物是Fe2+，故還原性I-Fe2+；反應(2)中還原劑是Fe2+，還原產(chǎn)物是Br-，故還原性Fe2+Br-。綜合起來可知還原性I-Fe2+Br-。答案:B2.守恒規(guī)律化合價有升必有降，電子有得必有失對于一個完整的氧化還原反應，化合價升高總數(shù)與降低總數(shù)相等，失電子總數(shù)（或共用電子對偏離）與得電子總數(shù)（或共用電子對偏向）相等。3.價態(tài)表現(xiàn)性質(zhì)的規(guī)律元素處于最高價，只有氧化性；元素處于最低價，只有還原性；元素處于中間價態(tài)，既有氧化性又有還原性，但主要呈現(xiàn)一種性質(zhì)；物質(zhì)若含有多種元素，其性質(zhì)是這些元素性質(zhì)的綜合體現(xiàn)。簡單表述為“高價氧化低價還，中間價態(tài)兩頭轉(zhuǎn)”。例4.在下列物質(zhì)中，既具有氧化性又具有還原性的是( )。A鐵 B硫 C鐵和硫 D氧和鐵4.轉(zhuǎn)化規(guī)律氧化還原反應中，以元素相鄰價態(tài)間的轉(zhuǎn)化最容易；同種元素不同價態(tài)之間的氧化反應，化合價的變化遵循“只靠攏，不交叉”（即價態(tài)歸中）；同種元素相鄰價態(tài)間不發(fā)生氧化還原反應。即是:歧化律處于中間價態(tài)的元素同時升降;歸中律同種元素不同價態(tài)反應時，化合價向中間靠攏，且一般符合鄰位轉(zhuǎn)化和互