高中化學2.3氧化還原反應全國公開課一等獎百校聯(lián)賽微課賽課特等獎

第三講：氧化還原反應

1/12一、氧化還原反應基本概念

1、氧化反應：失去電子反應；還原反應：得到電子反應。2、被氧化：失去電子改變過程；被還原：得到電子改變過程。3、氧化產物：還原劑在反應中失去電子后被氧化而形成生成物；還原產物：氧化劑在反應中得到電子后被還原而形成生成物。4、還原劑：失去電子物質；氧化劑：得到電子物質。5、還原性：還原劑含有失去電子性質；氧化性：氧化劑含有得到電子性質。

2/122．概念聯(lián)絡

（1）氧化還原反應與四種基本類型反應聯(lián)絡

a、置換反應全部是氧化還原反應；

b、復分解反應全部是非氧化還原反應；c、化合反應、分解反應有是氧化還原反應，有是非氧化還原反應。

用集合概念表示以下：

3/12(2)氧化還原反應相關概念之間相互聯(lián)絡：

還原劑→還原性→氧化反應→失去e－→價升高→被氧化→氧化產物（弱氧化性）↑↑↑↑↑↑↑反應物性質反應本質特征過程生成物↓↓↓↓↓↓↓氧化劑→氧化性→還原反應→得到e－→價降低→被還原→還原產物（弱還原性）

4/123、氧化還原反應電予轉移表示方法一雙線橋法：（1）雙線橋法

（2）單線橋法

┌───────────┐│↓│└───────────┘↑得5e－

失e－×55/124．常見氧化劑和還原劑

（1）常見還原劑

①活潑金屬單質：如Na、Mg、Al、Zn、Fe等。②一些非金屬單質：如H2、C、Si等③元素處于低化合價時氧化物：如CO、SO2等④元素處于低化合價時酸：如HCl、H2S等⑤元素處于低化合價時鹽：如Na2SO3、FeSO4等6/12（2）常見氧化劑

①活潑非金屬單質：如Cl2、Br2、O2等②元素（如Mn、C、N）處于高化合價時氧化物：如MnO2、CO2、NO2等③元素（S、N）處于高化合價時含氧酸：如濃H2SO4、HNO3等④元素（Mn、Cl、Fe）處于高化合價時鹽：如KMnO4、KClO3、FeCl3等⑤過氧化物：如Na2O2、H2O2等7/125．氧化還原規(guī)律

（1）守恒律

氧化還原反應中得失電子守恒，即：氧化劑得電子總數(shù)＝還原劑失電子總數(shù)應用：相關氧化還原反應計算及配平氧化還原反應方程式。

（2）價態(tài)律

元素處于最高價態(tài)時，只有氧化性，但不一定含有強氧化性；元素處于最低價態(tài)時，只有還原性，但不一定含有強還原性；元素處于中間價態(tài)時，現(xiàn)有氧化性又有還原性，但主要展現(xiàn)一個性質。物質含有各種元素，其性質是這些元素性質綜合表達。應用：判斷元素或物質有沒有氧化性、還原性。

8/12（3）強弱律

氧化劑

＋

還原劑

＝

還原產物

＋

氧化產物

（強氧化性）（強還原性）（弱還原性）（弱氧化性）┌──────────┐└───────────┘得ne－

失ne－

應用：①比較物質間氧化性或還原性強弱；②在適宜條件下，用氧化性強物質制備氧化性弱物質或用還原性強物質制備還原性弱物質。9/12（4）轉化律

①氧化還原反應中，以元素相鄰價態(tài)間轉化最輕易；②同種元素不一樣價態(tài)之間氧化還原反應，化合價改變遵照：高價＋低價─────→中間價（歸中反應）中間價──────→高價＋低價（歧化反應）③同種元素，相鄰價態(tài)間不發(fā)生氧化還原反應。應用：分析判斷氧化還原反應能否發(fā)生。10/12（5）難易律

①越易失電子物質，失后就越難得電子，越易得電子物質，得后就越難失電子。（注意：難失電子物質不一定易得電子，難得電子物質也不一定易失電子。如稀有氣體既難失電子，又難得電子。）②一個氧化劑同時和幾個還原劑相遇時，還原性最強優(yōu)先發(fā)生反應；一個還原劑同時和幾個氧化劑相遇時，氧化性最強優(yōu)先發(fā)生反應。應用：判斷物質穩(wěn)定性及反應次序。11/121．有0．3mol硫化亞銅與適量稀硝酸恰好完全反應生成硝酸銅、硫酸、一氧化氮和水，則末被還原硝酸為（）mol，被還原硝酸為（）mol，消耗硝酸為（）mol。A．2．2B．0．6C．1．2D．1．0解析：0.