2025版高考化學一輪總復習教師用書第1章化學物質(zhì)及其變化第4講氧化還原反應的概念和規(guī)律考點二氧化還原反應的規(guī)律及應用

氧化還原反應的規(guī)律及應用必備學問·梳理夯實學問梳理1．氧化性、還原性的推斷(1)含義：氧化性是指物質(zhì)得電子的性質(zhì)(或實力)；還原性是指物質(zhì)失電子的性質(zhì)(或實力)。(2)推斷：氧化性、還原性的強弱取決于物質(zhì)得、失電子的難易程度，與得、失電子數(shù)目的多少無關。例如：Na－e－=Na＋，Al－3e－=Al3＋，但依據(jù)金屬活動性依次表，Na比Al活潑，更易失去電子，所以Na比Al的還原性強。氧化還原反應中，氧化劑得電子總數(shù)等于還原劑失電子總數(shù)。2．氧化性、還原性強弱的比較(1)依據(jù)反應原理——氧化還原方程式比較氧化性：氧化劑>氧化產(chǎn)物還原性：還原劑>還原產(chǎn)物(2)依據(jù)反應條件及反應的猛烈程度推斷反應條件要求越低，反應越猛烈，對應物質(zhì)的氧化性或還原性越強。如是否加熱、有無催化劑及反應溫度凹凸和反應物濃度大小等。例如：2KMnO4＋16HCl(濃)=2KCl＋2MnCl2＋5Cl2↑＋8H2O，MnO2＋4HCl(濃)eq\o(=,\s\up7(△))MnCl2＋Cl2↑＋2H2O，O2＋4HCleq\o(=,\s\up7(催化劑),\s\do5(△))2Cl2＋2H2O，由化學方程式知氧化性：KMnO4>Cl2，MnO2>Cl2，O2>Cl2，由反應條件知氧化性：KMnO4>MnO2>O2。(3)依據(jù)相同條件下產(chǎn)物中元素價態(tài)的凹凸來推斷①相同條件下，不同氧化劑作用于同一種還原劑，氧化產(chǎn)物價態(tài)高的其氧化性強。例如：②相同條件下，不同還原劑作用于同一種氧化劑，還原產(chǎn)物價態(tài)低的其還原性強。例如：(4)依據(jù)金屬性、非金屬性比較[微點歸納]依據(jù)影響因素推斷氧化性、還原性強弱的方法(1)濃度：同一種物質(zhì)，濃度越大，氧化性(或還原性)越強。如氧化性：濃H2SO4>稀H2SO4，濃HNO3>稀HNO3，還原性：濃HCl>稀HCl。(2)溫度：同一種物質(zhì)，溫度越高其氧化性越強。如熱的濃硫酸的氧化性比冷的濃硫酸的氧化性強。(3)酸堿性：同一種物質(zhì)，所處環(huán)境酸(堿)性越強其氧化性(還原性)越強。如KMnO4溶液的氧化性隨溶液酸性的增加而增加。[特別提示](1)對同一元素而言，一般價態(tài)越高，氧化性越強，如Fe3＋>Fe2＋>Fe；價態(tài)越低，氧化性越弱，如S2－<S<SO2。(2)常見物質(zhì)的氧化性、還原性強弱依次。氧化性：MnOeq\o\al(－,4)>Cl2>Br2>Fe3＋>I2；還原性：S2－>SOeq\o\al(2－,3)(或H2SO3)>I－>Fe2＋>Br－>Cl－。(3)H2O2中氧元素盡管處于中間價態(tài)，但H2O2主要表現(xiàn)氧化性，其還原產(chǎn)物是H2O，故H2O2又被稱為綠色氧化劑。3．氧化還原反應規(guī)律及其應用(1)強弱規(guī)律及其應用自發(fā)進行的氧化還原反應，一般遵循強氧化劑生成弱氧化性產(chǎn)物、強還原劑生成弱還原性產(chǎn)物，即“由強制弱”。如依據(jù)反應Cl2＋S2－=S↓＋2Cl－，可以確定氧化性Cl2>S，還原性S2－>Cl－。(2)先后規(guī)律及其應用①同時含有幾種還原劑時，將依據(jù)還原性由強到弱的依次依次反應。如在FeBr2溶液中通入少量Cl2時，因為還原性Fe2＋>Br－，所以Fe2＋先與Cl2反應。②同時含有幾種氧化劑時將依據(jù)氧化性由強到弱的依次依次反應。如在含有Fe3＋、Cu2＋、H＋的溶液中加入足量鐵粉，因為氧化性Fe3＋>Cu2＋，所以鐵粉先與Fe3＋反應，然后依次與Cu2＋反應。(3)價態(tài)規(guī)律及其應用①升降規(guī)律氧化還原反應中，化合價有升必有降，升降總值相等。②價態(tài)歸中規(guī)律同種元素相鄰價態(tài)間不發(fā)生氧化還原反應；當存在中間價態(tài)時，同種元素的高價態(tài)物質(zhì)和低價態(tài)物質(zhì)才有可能發(fā)生反應，若無中間價態(tài)則不能反應。如濃硫酸和SO2不能反應。含不同價態(tài)的同種元素的物質(zhì)間發(fā)生氧化還原反應時，該元素價態(tài)的變更確定遵循“高價＋低價→中間價”，而不會出現(xiàn)交叉現(xiàn)象。簡記為“兩相靠，不相交”。例如H2S與濃硫酸的反應：③歧化反應規(guī)律具有多種價態(tài)的元素(如氯、硫、氮和磷元素等)均可發(fā)生歧化反應，遵循“中間價→高價＋低價”。如Cl2與NaOH溶液反應的化學方程式為Cl2＋2NaOH=NaClO＋NaCl＋H2O。(4)守恒規(guī)律及其應用氧化還原反應遵循以下三個守恒規(guī)律：①質(zhì)量守恒：反應前后元素的種類和質(zhì)量不變。②電子守恒：即氧化劑得電子的總數(shù)等于還原劑失電子的總數(shù)。③電荷守恒：離子方程式中，反應物中各離子的電荷總數(shù)與產(chǎn)物中各離子的電荷總數(shù)相等。守恒規(guī)律常用于氧化還原反應中的計算問題以及方程式的配平問題。如某氧化還原反應中反應物和生成物共有6種：NO、FeSO4、Fe(NO3)3、H2O、HNO3和Fe2(SO4)3。已知HNO3為反應物，則該氧化還原反應中還原劑是FeSO4，還原產(chǎn)物是NO。當有1molHNO3被還原，轉移3mol電子，消耗還原劑3mol。[微點歸納]