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专题五 氧化还原反应
一、氧化还原反应基本概念
1．化学反应的基本类型
①按物质组成分类：
根据反应物和生成物的类别以及反应前后物质种类的多少，把化学反应分化合反应、分解反应、置换反应和复分解反应四种基本类型。但是，这种方法不能包括所有反应，所以还有一类“四不象”反应。
②按电子转移分类：
根据反应中是否有电子转移可以将化学反应分为两类：氧化还原反应氧和非氧化还原反应。
2．氧化还原反应
（4）类型
①常规型：化合价一升一降
②自身氧化还原型：氧化剂和还原剂是同一物质。
③歧化反应：自身氧化还原中，参加氧化反应和还原反应的是同一元素。
④归中反应：参加氧化反应和还原反应的同一元素的化合价由高价和低价变为中间价态。
⑤特殊型：化合价升高或降低超过一处。
3．氧化还原反应中各概念间的关系：
失升氧→还；得降还→氧
含义：失去电子化合价升高被氧化是还原剂；得到电子化合价降低被还原是氧化剂。
4．氧化还原反应的表示方法：[]
（1）双线桥
表示氧化剂及其还原产物、还原剂及其氧化产物之间电子转移情况。
①箭头必须由反应物指向生成物，且两端对准同种元素。
②在“桥”上标明电子的“得”与“失”，且电子总数相等。
③箭头方向不代表电子转移方向，仅表示电子转移前后变化。
（2）单线桥:表示氧化剂与还原剂之间电子转移的方向和总数。
用箭头表示反应物中不同(或相同)原子或离子间的电子转移。在线上标出电子转移的总数，箭头指出电子转移的方向，即箭头由还原剂指向氧化剂。
5．常见的氧化剂和还原剂
（1）常见的氧化剂：
①非金属单质X2、O2、S等；
②高价金属阳离子Cu2＋、Fe3＋等；
③高价或较高价含氧化合物MnO2、KMnO4、HNO3、H2SO4(浓)等。
（2）常见的还原剂：
（3）既做氧化剂又做还原剂的物质
在含变价元素的化合物中，具有中间价态元素的物质(单质或化合物)既具有氧化性，又具有还原性。例如Cl２、Fe2+、SO2、H2SO3等。
二．氧化还原反应的一般规律
（1）电子守恒规律：
氧化剂得电子总数等于还原剂失电子总数，表现为被氧化与被还原的元素的化合价升降总数相等。
（2）价态规律：
元素处于最高价态时只具有氧化性；处于最低价态时只具有还原性；处于中间价态时既有氧化性又有还原性。
（3）强弱规律：
同一反应中物质的氧化性：氧化剂>氧化产物，还原性：还原剂>还原产物。
（4）反应先后规律：
在浓度相差不大的溶液中，同时含有几种还原剂(或氧化剂)时，若加入氧化剂(或还原剂)，则首先与较强的还原剂(或氧化剂)反应。如向FeBr2溶液中通C12时，Fe2+先于Br－被氧化。
（5）同种元素归中规律：
同种元素不同价态的物质间发生氧化还原反应，该元素的化合价“只靠拢，不相交，相邻价态不反应”。
（6）氧化还原反应的方向：
氧化还原反应一般是向着生成氧化性和还原性较弱的物质的方向进行。
三．氧化性或还原性强弱的比较
①根据氧化还原反应进行比较：
氧化剂的氧化性>氧化产物的氧化性；还原剂的还原性>还原产物的还原性
例1、根据下列反应判断：
①H2SO3＋I2＋H2O===2HI＋H2SO4
②2FeCl3＋2HI===2FeCl2＋2HCl＋I2
③3FeCl2＋4HNO3===2FeCl3＋NO↑＋2H2O＋Fe(NO3)3
(1)NO、Fe2＋、I－、H2SO3的还原性由强到弱顺序为：?? ???????????????????。
(2)I2、FeCl3、HNO3、H2SO4(稀)的氧化性由强到弱顺序为：__________。
例2、已知I－、Fe2＋、SO2、Cl－和H2O2均有还原性，它们在酸性溶液中还原性强弱顺序为Cl－②利用活动性顺序比较：
Ⅰ.氧化性:
非金属单质氧化性强弱与非金属活动顺序相同；阳离子氧化性强弱与金属活动顺序相反即：Ag+>Fe3+>Cu2＋>H+>Fe2+>A13+>K+
Ⅱ.还原性:
金属单质还原性强弱与金属活动顺序相同；阴离子还原性强弱与非金属活动顺序相反。
例3、试比较Fe2＋、Cu2＋、Ag＋、Zn2＋的氧化性强弱和Cl－、Br－、I－、S2－的还原性强弱。
③利用元素金属性和非金属性强弱比较
元素的金属性越强其单质还原性越强，相应阳离子的氧化性越弱；单质的非金属性越强其单质氧化性越强，相应阴离子的还原性越弱。
④利用化合价比较：
当同一氧化剂氧化不同的还原剂时，可根据氧化剂被还原程度的不同来判断还原剂的强弱，一般是氧化剂被还原的程度越大，还原剂的还原性越强。同理，当不同氧化剂氧化同一还原剂时，还原剂被氧化的程度越大，氧化剂的氧化剂就越强。如氯气和硫分别与铁反应，氯气可把铁氧化为Fe3＋，而S只能把铁氧化为FeS，由此说明氯气的氧化性比硫强。
⑤利用原电池和电解池比较：
金属单质还原性强弱可利用原电池的正负极来比较；阴阳离子的还原性氧化性可按电解池中阴阳离子的放电顺序去比较。
⑥利用反应条件比较：
同一种物质与不同的物质反应时，越易进行的，该物质的氧化性(或还原性)越强。例如：16HCl(浓)＋2KMnO4===2KCl＋2MnCl2＋8H2O＋5Cl2↑ ①
4HCl(浓)＋MnO2MnCl2＋2H2O＋Cl2↑???????????? ②
4HCl(浓)＋O2CuCl2500℃2H2O＋2Cl2???????????????????? ③
则上述3种氧化剂的氧化性强弱顺序为________________。
⑦利用其他条件比较：
【深度思考】
1．往FeBr2溶液中通入少量Cl2，哪种离子先被氧化？若改为FeI2呢？
答案　由于还原性：I－>Fe2＋>Br－，所以往FeBr2溶液中通入少量Cl2，首先被氧化的是Fe2＋；向FeI2溶液中通入少量Cl2，首先被氧化的是I－。
2．判断正误，正确的划“√”，错误的划“×”
(1)向浓H2SO4中通入H2S气体，转移的电子数可能是6NA(√)
解析　H2SO4(浓)＋3H2S===4S↓＋4H2O
(2)1 mol Cl2与Ca(OH)2完全反应，转移的电子数是2NA(×)
解析　Cl2
既是氧化剂又是还原剂，1 mol Cl2和Ca(OH)2反应，转移电子数应为1NA。
四．氧化还原反应的配平
（1）配平依据：
①化合价升降规律：氧化剂得电子总数跟还原剂失电子总数相等，表现在化合价上就有元素化合价升高的总数与元素化合价降低的总数相等。
②质量守恒定律：任何化学反应前后，各元素原子个数必定守恒。
（2）配平的一般步骤：
①标变价：标出反应前后化合价发生变化的元素化合价；
②列变化：分析各变价元素的化合价升、降的价数；
③使相等：求出化合价升、降价数的最小公倍数，使有关元素的化合价升、降总价数相等。
④配系数：用观察法配平其它元素的化学计量数。
（3）配平技巧：
角码处理技巧、化合价的合并与分解、假设化合价
练习.配平以下两个化学方程式。
(1)__Na2SO3＋__Na2S＋__H2SO4——__Na2SO4＋__S＋__H2O
(2)__KMnO4＋__HCl——__KCl＋__MnCl2＋__Cl2↑＋__H2O
（4）类型：
c.缺项配平：
所谓缺项即方程式中某反应物或生成物未写出。一般缺项为未直接参加氧化还原反应的物质，如：H2O、H+、OH-等。配平时，先使得失电子数相等，确定氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物的系数，再观察两边电荷，通过前后比较判断缺项是何物，最后配平。
若反应物这边缺正电荷，一般加(H＋)，生成物一边加水；若反应物这边缺负电荷，一般加(OH－)，生成物一边加水。然后进行两边电荷数配平。
例题：完成并配平下列化学方程式：
□KMnO4+□KNO2+□（??? ）—□MnSO4+□K2SO4+□KNO3+□H2O
解析：参加氧化还原反应的元素为锰和氮两种元素，则有
????? Mn+7→Mn+2????? 化合价降5×2[]
????? N+3→N+5???????? 化合价升2×5[]
得：2KMnO4+5KNO2+□（??? ）—2MnSO4+□K2SO4+5KNO3+□H2O
分析上述式子或得，由于生成物中多出了SO42-和H，则反应物（? ）内为H2SO4，且系数为3，由此推知H2O的系数为3。所以答案为：
2KMnO4+5KNO2+3H2SO4=2MnSO4+K2SO4+5KNO3+3H2O
[学生练习]配平下列两个方程式：
（1）□Mn2++□S2O82-+□H2O—□SO42-+□MnO4-+□（??? ）
（2）□Zn+□H++□NO3-—□Zn2++□NH4++□（??? ）
【其它方法】
例：Fe3C＋HNO3→Fe(NO3)3＋NO＋CO2+H2O
若用正常化合价法配平此式，Fe3C中Fe可能有分数价，那样配平较费时。若将Fe3C中的两元素都视为零价，看成合金，并不影响结果，因为任何物质中正负价代数和为零。由上计算结果知，无论按那种价态配平，均不影响Fe3C升高总数，但用零价处理法配平显然要简洁得多，配平后的总式为：????
3FeC+40HNO3=9Fe(NO3)3+13NO↑+3CO2↑+20H2O
当然，若是要求标电子转移方向和数目，或是概念辨析时，应再回到正常价法处理。
④平均化合价法：此法适应于同一物质中某种元素出现两次且价态不同。如NH4NO3中N元素，可认为其化合价为+1价。
⑤设价法：先假设某元素的化合价为某一值（与实际不符合），然后再根据元素的化合价推其他元素的化合价，从而使化合价转化关系简化的方法。
解题技巧：未知氧化还原反应方程式的书写技巧
(1)熟记常见的氧化剂及对应的还原产物、还原剂及对应的氧化产物
氧化剂
Cl2
O2
浓H2SO4
HNO3
KMnO4
(H＋)、
MnO2
Fe3＋[
KClO3
H2O2
还原产物
Cl－
O2－
SO2
NO或NO2
Mn2＋
Fe2＋
Cl－
H2O
还原剂
I－(HI)
S2－(H2S)
CO、C
H2
NH3
SO2、SO
H2O2
氧化产物
I2
S
CO2
H＋
NO
SO[]
O2
(2)书写未知氧化还原反应方程式的步骤(3步法)
第1步：根据氧化还原顺序规律确定氧化性最强的为氧化剂，还原性最强的为还原剂；根据化合价规律及题给信息和已知元素化合物性质确定相应的还原产物、氧化产物；根据氧化还原反应的守恒规律确定氧化剂、还原剂、还原产物、氧化产物的相应化学计量数。
第2步：根据溶液的酸碱性，通过在反应方程式的两端添加H＋或OH－的形式使方程式两端的电荷守恒。
第3步：根据原子守恒，通过在反应方程式两端添加H2O(或其他小分子)使方程式两端的原子守恒。
五．氧化还原反应的计算
（1）氧化还原反应比较典型的计算类型：
①求氧化剂与还原剂物质的量之比或质量之比。
②计算参加反应的氧化剂或还原剂的量。
③确定反应前后某一元素的价态变化等。
计算的关键是依据氧化剂得电子总数等于还原剂失电子总数列出守恒关系式求解。
（2）守恒法解题的一般思路和步骤：
思维建模：守恒法解题的思维流程
对于氧化还原反应的计算，要根据氧化还原反应的实质——反应中氧化剂得到电子总数与还原剂失去电子总数相等，即得失电子守恒。利用守恒思想，可以抛开繁琐的反应过程，可不写化学方程式，不追究中间反应过程，只要把物质分为初态和终态，从得电子与失电子两个方面进行整体思维，便可迅速获得正确结果。
?(1)找出氧化剂、还原剂及相应的还原产物和氧化产物。
(2)找准一个原子或离子得失电子数。(注意化学式中粒子的个数)
(3)根据题中物质的物质的量和得失电子守恒列出等式。
n(氧化剂)×变价原子个数×化合价变化值＝n(还原剂)×变价原子个数×化合价变化值。

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