高中化学 氧化还原反应Word文档下载推荐.docx
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1、特征:
反应前后元素的化合价发生改变。
2、实质:
有电子转移(电子的得失或共用电子对的偏移)。
3、氧化还原反应概念
①氧化与还原(指反应过程)
②氧化剂与原还剂(指反应物质)
③氧化性与还原性(指物质能获得电子或能失去电子的性质)
注:
物质的氧化性(或还原性)的强弱,指的是得(或失)电子的难易,不是指得(失)电子的多少。
④氧化产物与还原产物(指生成物)
4、氧化还原反应概念间的关系。
5、氧化还原反应中电子转移的表示方法
⑴双线桥法――表明了反应前后某种元素化合价的变化情况
①用两条带箭头的线由反应物指向生成物,且对准同种元素。
②要标明“得”“失”电子,且得失电子总数相等。
③箭头不代表电子转移的方向,而是指某元素从反应到产物时价态的变化。
例如:
⑵单线桥法――表明了一个氧化还原反应中电子的转移方向和数目
①用一条箭线在反应物间表示电子得失。
②箭线从失电子元素到得电子元素。
③在箭线上标明电子转移总数,但不写“得”或“失”。
例:
6、常见的氧化剂和还原剂
①常见的氧化剂有:
a.高价或较高价的含氧化合物:
MnO2 KMnO4 K2Cr2O7 HNO3 H2SO4(浓)
b.高价金属阳离子:
Cu2+、Fe3+、Ag+等。
c.非金属单质:
Cl2、Br2、I2、O2、S等。
具有最高价元素的物质,在氧化还原反应中该元素只能得到电子。
②常见的还原剂有:
a.活泼或较活泼的金属:
K、Ca、Na、Mg、Al、Zn、Fe等。
b.非金属阴离子:
Cl-、Br-、I-、S2-等。
c.较低价的化合物:
CO、H2S、NH3等。
具有最低价元素的物质,在氧化还原反应中该元素只能失去电子。
③具有中间价态的化合物,在氧化还原反应中既能得到电子,又能失去电子,既可作氧化剂,又可作还原剂,它们既有氧化性,又有还原性,如Fe2+等。
三、物质氧化性和还原性相对强弱的判断方法
1.根据金属活动性顺序进行判断
K、Ca、Na、……、Zn、Fe、……、Cu、Hg、Ag
在金属活动性顺序表中,金属的位置越靠前,其还原性就越强;
金属的位置越靠后,其阳离子的氧化性就越强。
(注意:
上面说的阳离子中Fe有+2、+3两种价态,其中+2价按正常位置排列,但+3铁的氧化性在Cu2+、Hg2+之间,即:
氧化性Cu2+<
Fe3+<
Hg2+)
2.根据非金属活动性顺序判断
氧化剂的氧化性越强,则其对应的还原产物的还原性就越弱;
还原剂的还原性越强,则其对应的氧化产物的氧化性就越弱。
对单质而言,非金属单质的氧化性越强,对应阴离子的还原性越弱,非金属单质的氧化性越弱,对于阴离子的还原性越强;
金属单质的还原性越强,对于阳离子的氧化性越弱,金属单质的还原性越弱,对于阳离子的氧化性越强。
3.根据化学方程式进行判断
氧化性:
氧化剂>
氧化产物;
还原性:
还原剂>
还原产物。
4.根据氧化还原反应进行的难易程度(反应条件或剧烈程度)的不同进行判断。
氧化还原反应越容易进行(表现为反应所需条件越简单),则氧化剂的氧化性和还原剂的还原性就越强。
2Na+2H2O=2NaOH+H2↑,Mg+2H2O
Mg(OH)2+H2↑
前者比后者容易发生,可判断还原性:
Na>
Mg。
5.根据使其它物质被氧化或被还原价态的不同进行判断
Cu+Cl2
CuCl2,2Cu+S
Cu2S,根据Cl2、S分别与Cu反应,使Cu氧化的程度不同(Cu2+,Cu+)可判断出单质的氧化性:
Cl2>
S
6.物质中元素具有最高价,则该元素只有氧化性;
物质中元素具有最低价时,该元素只有还原性;
物质中元素具有中间价时,该元素既有氧化性又有还原性。
一般,对于同一种元素,价态越高,其氧化性就越强;
价态越低,其还原性就越强(正价的卤素相反)。
例如氧化性:
Fe3+>
Fe2+,H2SO4(浓)>
H2SO3,HClO>
HClO3>
HClO4
7.可根据元素周期表判断
同周期元素,随着核电荷数的递增,单质的氧化性逐渐增强,还原性逐渐减弱;
最高价阳离子氧化性逐渐增强,最低价阴离子还原性逐渐减弱。
同主族元素,随着核电荷数的递增,单质的氧化性逐渐减弱,还原性逐渐增强;
同价态阳离子氧化性逐渐减弱,同价态阴离子还原性逐渐增强。
8.其它条件
一般溶液的酸性越强或温度越高,则氧化剂的氧化性和还原剂的还原性就越强,反之则越弱。
①温度:
如热的浓H2SO4的氧化性比冷的浓H2SO4的氧化性强。
②浓度:
氧化性 浓HNO3>
稀HNO3;
还原性 浓盐酸>
稀盐酸。
③酸碱性:
如KMnO4溶液的氧化性随溶液的酸性的增强而增强。
一般来讲,在酸性条件下KMnO4被还原为Mn2+,在中性条件下被还原为MnO2,碱性条件下被还原为MnO42-。
注意:
①氧化还原性的强弱与该原子得失电子的难易程度有关,而与得失电子数目的多少无关。
得电子能力越强,其氧化性就越强;
而失电子能力越强,其还原性就越强。
②同一元素相邻价态间不发生氧化还原反应。
四、氧化还原类型与配平方法――化合价升降法
理论依据:
氧化还原反应中,氧化剂获得电子总数与还原剂失去电子总数相等,表现为:
化合价升高与化合价降低总数相等。
此外,属于离子反应的氧化还原反应,还遵循电荷守恒。
1、普通氧化还原方程式的配平
①要标对所有变化了的化合价,单质中元素化合价为零;
化合物中,一般情况下H总是+1价,O总是-2价(在个别物质中有例外,如过氧化物)然后推算其它元素的化合价。
②对于有变价的金属元素在化合物中,常先看阴离子的价态,再定金属的化合价,如:
、
,Fe3O4可看成是:
Fe2O3·
FeO,即其中有2个
,一个
③先配平发生氧化还原的物质,倍数乘到氧化产物与还原产物中,最后通过质量守恒,完成配平
2、变化的元素带下角标情况――把下角标数的该元素的原子数做为一个整体看待,倍数乘到含该角标元素的物质前(不论该物质是反应物还是生成物)
3、岐化反应和归中反应――一般不必考虑单质的角标,把倍数乘到两端价态元素的物质前;
若结果出现化学计量数为分数情况,则乘最小公倍数变为整数(如练习⑺⑻);
若归中反应的元素在同一化合物中且所需两原子个数不同时,要满足倍数大者的需要(见练习⑶)。
4、氧化数(化合价)为分数的情况──直接按分数进行配平,兼顾前面的3条原则(把倍数乘到有角码的物质前面等)
5、同一化合物的所有组成元素的价态均升高(或均降低)──把此化合物看成一个整体[保持元素原子个数比且求出化合价升高(或降低)之代数和],并结合其他规则配平。
6、某元素发生岐化或归中反应且还有其它元素得失电子的类型――先求出化合价升高总数与化合价降低总数,再求最水公倍数;
同时注意角码。
7、带未知数的氧化还原方程式的配平――把未知数看成一个常数进行配平
例12、Na2Sx+NaClO+NaOH──Na2SO4+NaCl+H2O
xS:
↑(6x+2)×
1
Cl:
+1→-1 ↓2×
(3x+1)
填写化学计量数和结论如下:
1Na2Sx+(3x+1)NaClO+(2x-2)NaOH=xNa2SO4+(3x+1)NaCl+(x-1)H2O
① ② ③ ② ① ④
8、有机方程式的配平――计算有机物中C元素的平均氧化数或根据有机物的结构确定价态变化的元素
例13、H2C2O4+KMnO4+H2SO4──CO2+K2SO4+MnSO4+H2O
把H显+1价、O显+2价代入H2C2O4中求得C显+3价
2C:
+3→+4 ↑2×
5
Mn:
+7→+2 ↓5×
2
化学计量数的填写步骤和结论如下:
5H2C2O4+2KMnO4+3H2SO4=10CO2+1K2SO4+2MnSO4+8H2O
① ② ④ ② ③ ① ⑤
练习:
配平下面的化学方程式
⑴CrO3(红色)+C2H5OH+H2SO4──Cr2(SO4)3(绿色)+CH3CHO+H2O
⑵K2Cr2O7+H2C2O4+H2SO4-K2SO4+Cr2(SO4)3+CO2+H2O
9、离子反应方程式的配平――除化合升降外,还要充分运用电荷平衡
例14、Fe2++Cl2=2Cl-+Fe3+是错误的。
正确的如下:
2Fe2++Cl2=2Cl-+2Fe3+
配平下列离子方程式
①S2-+SO32-+H+──S↓+H2O
②S2O32-+H+──S↓+SO2↑+H2O
③ClO3-+Cl-+H+──Cl2↑+H2O
④MnO2+H++Cl-──Mn2++Cl2↑+H2O
⑤Cu2++I-──CuI↓+I3-
⑥Cu+H++NO3-──Cu2++NO↑+H2O
⑦Cu+Fe3+──Fe2++Cu2+
⑧Na+H2O──Na++H2↑+OH-
⑨Al+OH-+H2O──AlO2-+H2↑
⑩Si+OH-+H2O──SiO32-+H2↑
NO3—+Zn+OH—+H2O──NH3+Zn(OH)42—
10、缺项配平
缺项配平的一般规律:
a、缺项一般不可能是氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物。
b、缺项一般是介质,如H2O、KOH、H2SO4,对于离子方程式的缺项通常是H+、OH-、H2O
配平的步骤是:
(1)先确定氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物各项化学计量数;
(2)根据两边氢、氧原子数或某一原子团确定缺项物质;
(3)用观察法确定其它各项化学计量数。
例15、2KMnO4+5KNO2+囗____──2MnSO4+K2SO4+5KNO3+3H2O缺项为H2SO4化学计量数为3
练:
3Pt+4HNO3+18HCl——3H2PtCl6+4NO↑+囗____ 缺项为H2O化学计量数为8
3ClO-+2Fe(OH)3+囗____──3Cl-+2FeO42-+5H2O 缺项为OH-化学计量数为4
如果是化学反应方程式,其缺项一般为:
水、酸、碱。
如果是离子反应方程式其缺项一般为:
水、H+、OH-。
在离子反应方程式配平其缺项时如有两种可能如(H2O、H+)或(H2O、OH-),还应考虑离子共存的问题如:
Cu2++FeS2+囗____──Cu2S+SO42-+Fe2++囗____
可有两种选择:
(14、5、12H2O、7、3、5、24H+)或(14、5、24OH-、7、3、5、12H2O)后一种配平由于OH-与Cu2+不能共存所以不正确。
11、整体把握变化的原子数
⑴K4[Fe(CN)6]-KCN+Fe+C+N2↑
提示:
此题中由于C、N原子均部分参加反应,且原子个数比为1∶1,配平时要注意保持二者的比例关系。
如下:
结论与步骤如下:
K4[Fe(CN)6]=4KCN+1Fe+2C+1N2↑
⑵PbO2+MnSO4+H2SO4──Pb(MnO4)2+PbSO4+H2O
分析:
此反应的特点是+4价Pb的还原产物+2价Pb分别在两种生成物中,配平时要从变化的Pb原子总数把握配平。
Pb:
+4→+2 ↓2×
5
2Mn:
+2→+7 ↑10×
1
此题把倍数1乘到带角码的物质Pb(MnO4)2前,但倍数5不直接乘到Pb(MnO4)2或PbSO4前,因为5是变化的Pb原子总数,结合反应中+4价Pb变化数也为4,而+4价Pb只有一种存在形式PbO2,所以,应把倍数5乘到只有一种存在形式的PbO2前。
5PbO2+2MnSO4+2H2SO4=1Pb(MnO4)2+4PbSO4+2H2O
五、氧化还原反应的基本规律及应用
1.氧化还原反应中的守恒
(1)原子守恒:
从宏观上阐述即指质量守恒,从微观上讲就是指原子守恒。
(2)电荷守恒:
方程式左边的净电荷数等于方程式右边的净电荷数。
(3)电子守恒:
氧化还原反应中得失电子总数相等。
2.强弱规律:
较强氧化性的氧化剂和较强还原性的还原剂反应,生成弱还原性的还原产物和弱氧化性的氧化产物。
应用:
在适宜的条件下,用氧化性较强的物质制备氧化性较弱的物质,或用还原性较强的物质制备还原性较弱的物质,亦可用于比较物质间氧化性或还原性的强弱。
3.归中规律:
同一元素不同价态原子间发生氧化还原反应时:
高价态
中间价态
低价态,也可归纳为:
两相靠,不相交。
若中间有多种价态,则原高价物质对应的还原产物价态仍高,原低价态的物质对应的氧化产物的价态仍低,或说成:
同种元素不同价态间反应向中间靠近时,价态:
还原产物≥氧化产物,也可说成:
高对高,低对低。
此反应中H2S不可能变为SO2,同样,H2SO4也不可能变为生成物中S。
4.歧化反应:
反应物自身氧化还原反应,同种元素一部分化合价升高,一部分化合价降低的反应。
高价态
低价态
+2NaOH=Na
+Na
O+H2O
5.先后规律:
一种氧化剂(或还原剂)与多种还原剂(或氧化剂)相遇时,总是依还原性(或氧化性)强弱顺序先后去氧化还原剂(或去还原氧化剂)
判断物质的稳定性及反应顺序。
把Cl2通入FeBr2溶液中,Cl2的强氧化性可将Fe2+、Br-氧化。
由于还原性Fe2+>
Br-,所以,当通入少量的Cl2时,根据先后规律,Cl2首先将Fe2+氧化。
当Cl2足量时,方可把Fe2+、Br-一并氧化。
2Fe2++Cl2=2Fe3++2Cl-(Cl2不足量),2Fe2++4Br-+3Cl2=2Fe3++2Br2+6Cl-(Cl2足量)
6.性质规律
①某元素处于最高价态时,则含有该元素的物质就具有氧化性。
(在化学反应中,该元素化合价只能降低,不可升高)例:
K
nO4、H2
O4、H
O3、
Cl3、
2等。
②某元素处于最低价态时,则含有该元素的物质具有还原性。
(在化学反应中,该元素的化合价只能升高,不能降低)例:
H
、Na2
等。
③某元素处于中间价态时,则含有该元素的物质既有氧化性,又有还原性。
(该元素的化合价可能升高或者降低)例:
、
④金属单质只有还原性,非金属单质多数既具有氧化性,又具有还原性,少数只具有氧化性(如O2、F2)。
⑤含同种元素相邻价态的两种物质之间不发生氧化还原反应。
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- 高中化学 氧化还原反应 氧化 还原 反应