2012届高中化学第二轮复习 氧化还原反应 河南省太康县第一高级中学----乔纯杰.

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1 2012届高中化学第二轮复习 氧化还原反应 河南省太康县第一高级中学----乔纯杰

2 一、氧化还原反应 氧化剂 还原产物 生成物 反应物 还原剂 氧化产物 1 、定义：反应前后元素的化合价发生改变（有电子得失或偏移）的反应；
2 、本质：电子的转移； 3 、表现特征：化合价的升降； 4 、有关概念及其联系。 氧化剂 还原剂 发生还原反应(被还原) 还原产物 (具有氧化性) 得电子(化合价降低) (具有还原性) 发生氧化反应(被氧化) 失电子(化合价升高) 氧化产物 生成物 反应物

3 表示方法 失e- e- NaH+ NH3= NaNH2+H2↑ NaH+ NH3= NaNH2+H2↑ 得e- 表示电子转移的方向和数目
（谁给谁，给多少），不跨过等号。 单线桥 表示方法 表示电子转移后的结果（转移 多少，生成什么），跨过等号。 双线桥 失e- e- NaH+ NH3= NaNH2+H2↑ NaH+ NH3= NaNH2+H2↑ 得e-

4 二、常见的氧化剂、还原剂 1、常见的氧化剂 （1）活泼的非金属单质，如 O2, X2 等
（2）氧化性含氧酸，如 HNO3 ，浓 H2SO4, HClO 等 （3）高价含氧酸盐，如 KMnO4, K2Cr2O7, KNO3, KClO3 等 （4）某些高价氧化物，如 SO3 , MnO2, NO2 等 （5）某些金属阳离子，如 Ag+, Hg2+, Fe3+等 （6）其它如王水, Na2O2, H2O2 等等。

5 2、常见的还原剂 （1）活泼的金属，如 Na , Mg, Al , Zn, Fe 等
（2）含低价元素的化合物，如 H2S , HI, HBr, NH3 等 （3）某些低价态氧化物，如 CO, SO2, NO等 （4）一些低价含氧酸及其盐，如 H2SO3 ，Na2SO3, H2C2O4 等 （5）低价态的金属阳离子，如 Fe2+, Sn2+等 （6）某些非金属单质，如 C , Si , H2 等。

6 三、与其它反应类型间的关系 置换反应 √ 电极反应 √ 氧化还原反应 分解反应 化合反应 有机反应 复分解反应 ×

7 √ √ × × × √ √ 【练习1】：判断正误 1 、有单质参加的化合反应都是氧化还原反应。 2 、有单质生成的分解反应都是氧化还原反应。
3 、有单质生成的反应都是氧化还原反应。 × 4 、有单质参加的反应都是氧化还原反应。 × 5 、有机反应都不是氧化还原反应。 6 、除同素异形体之间的转化外，有单质参加的　反应都是氧化还原反应。 √ 7 、除同素异形体之间的转化外，有单质生成　的反应都是氧化还原反应。 √

8 【练习2】：试判断下列反应是否为氧化还原反应。 若是，请指出氧化剂、还原剂、氧化产物及还原产物，用单线桥标出电子转移情况。
⑴Ca(ClO)2 + CO2 + H2O = CaCO3↓+ 2HClO ⑵ 2XeF2 + 2 H2O = O2↑+ 2Xe↑ + 4HF ⑶ NaBH4 + 2 H2O = NaBO2 + 4H2 ↑ ⑷ IBr + H2O = HBr + HIO ⑸ 5PbO2+4H++2Mn2+ = 5Pb2++2MnO4-+2H2O ⑹CH Cl2 → CH3Cl HCl

9 四、氧化还原方程式的配平 1、基本方法：化合价升降法（电子得失法）
2、配平原则:化合价升高 (失电子) 总数 =化合价降低 (得电子) 总数。

10 【例析】 1. Fe3C+HNO3→Fe(NO3)3＋ NO2+CO2+H2O
2. (NH4)2PtCl6 →Pt+ NH4Cl+HCl+N2 3(NH4)2PtCl6 =3 Pt+ 2NH4Cl+16HCl+2N2 3. NH4NO3 → N2+ HNO3＋ H2O NH4NO3 = 4 N2+ 2 HNO3＋ 9 H2O 4. Pb(N3)3+Cr(MnO4)2 → Cr2O3+MnO2 + Pb3O4 + NO 15 Pb(N3)3+ 44 Cr(MnO4)2 =22 Cr2O3+ 88 MnO2 + 5 Pb3O4+ 90 NO

11 【练习3】：配平下列化学反应方程式 【答案】： （1） BrF3+ H2O – HBrO3+ HF+ O2+ Br2
（2） P+ CuSO4+ H2O- Cu3P+ H3PO4+ H2SO4 （3） S+Ca(OH)2--- CaS2O3+ CaSx+ H2O （4） (NH4)2SO4--- N2+ NH3+ SO2 + SO3+ H2O 【答案】： （1） 9BrF3 + 15H2O = 3HBrO3 + 27HF + 3O2↑+ 3Br2 （2） 11P + 15CuSO4+ 24H2O = 5Cu3P+ 6H3PO4 + 15H2SO4 （3） 2(x+1)S + 3Ca(OH)2 = CaS2O3 + 2CaSx + 3H2O （4）4 (NH4)2SO4 = N2 ↑ + 6NH3 ↑ + 3SO2 ↑ + SO3 + 7H2O

12 五、氧化性、还原性强弱的判断 1、依据元素原子得失电子的能力 （1）依据原子结构判断：
一般而言，原子的半径越大，最外层电子数越少，则该原子的单质越易失电子，还原性强，但其阳离子的氧化性弱；原子的半径越小，最外层电子数越多，则该原子的单质越易得电子，氧化性强，但其阴离子的还原性弱； 如：还原性：Na Mg Al， Cl- Br- I- 氧化性：Na+ Mg2+ Al3+，Cl2 Br2 I2 〉 〉 〈 〈 〈 〈 〉 〉

13 F O Cl Br S （2）根据元素金属性（或金属活动顺序表）或非金属性相对强弱进行判断
K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb （ H ） Cu Hg Ag Pt Au 单质的还原性逐渐减弱，对应阳离子的氧化性逐渐增强 F 　 O 　 Cl 　 Br 　 S 原子的氧化性逐渐减弱，对应阴离子的还原性逐渐增强

14 （3）根据被氧化或被还原的程度不同进行判断
2 Cu+ S= Cu2S 如： Cu+ Cl2= CuCl2 △ △ 【注意】：判断物质的氧化性或还原性强弱是依据电子转移的难易，而不是电子转移多少。 如： Cu+4 HNO3 （浓）= Cu(NO3)2+2 NO2 ↑+2 H2O 3 Cu+ 8HNO3（稀）= Cu(NO3)2+ 2NO↑ + 4H2O 氧化性：浓硝酸＞稀硝酸

15 2、依据反应方向判断 氧化剂 +还原剂 = 还原产物 +氧化产物 总有：氧化性：氧化剂>氧化产物 还原性：还原剂>还原产物
如： MnO2+4 HCl= MnCl2+Cl2 ↑+2 H2O 氧化性： MnO2 ＞ Cl2 ；还原性： HCl ＞ MnCl2 我们可以依据反应方向判断氧化性、还原性强弱；同样可以由已知氧化性、还原性强弱，推断反应方向，只有符合强变弱律的反应才能进行。

16 3、依据反应条件判断 （1）浓度: 一般来说，溶液浓度越大,氧化性（或还原性)就越强 【氧化性】：浓硝酸>稀硝酸,浓硫酸>稀硫酸
【还原性】：浓盐酸>稀盐酸。 （2）酸碱性：一般来说，酸性越强，氧化剂的氧化性就越强。 如：KMnO4(H+)＞ KMnO4(中性) ＞ KMnO4(OH－) Mn2+ MnO2 K2MnO4 又如： KNO3 如在溶液中只有在酸性条件下才有氧化性

17 （3）温度：不同氧化剂（或还原剂）与同种还原剂（或氧化剂）反应，温度要求越高，则其氧化性（或还原性）就越弱。
如：2KMnO4 + 16HCl = 2KCl + 5Cl2 ↑+ 8H2O MnO2 + 4HCl == MnCl2 + 2H2O + Cl2 ↑ △ ●氧化性： KMnO4 ＞ MnO2

18 4、其它方面 （1）相同条件下反应的激烈程度 （2）电解池中电极反应的先后 （3）组成原电池时的正负极
（4）得失相同数目的电子时放出或吸收热量的多少 （5）元素有变价时价态的高低： 通常价态越高氧化性越强，价态越低还原性越强。 【注意】 氧化、还原能力还与物质的稳定性有关。氧化性的例外： HClO>HClO4; H2SO3>H2SO4(稀)

19 六、氧化还原反应的规律 1 、氧化还原统一律 2 、得失电子相等律
　　 在同一反应中，有物质被氧化，一定有物质被还原，反之氧化与还原一定同时存在，不可分开，它们是一对矛盾的对立统一体，相互以对方为存在条件。 2 、得失电子相等律 在同一氧化还原反应中，氧化剂得到电子的总数与还原剂失去电子的总数一定相等（或者说化合价升高与降低的总数一定相等）。这是化合价升降法配平氧化还原反应方程式的原则，也是一切有关氧化还原计算的基础。

20 3 、强变弱律 氧化剂＋还原剂＝还原产物＋氧化产物 氧化性： 氧化剂＞氧化产物 还原性： 还原剂＞还原产物 得e－、价降低、被还原
　氧化性：　氧化剂＞氧化产物 　还原性：　还原剂＞还原产物

21 氧化性增强 F2 Cl2 Br2 I2 F － Cl － Br － I－ 还原性减弱 还原性增强
K Ca Na Mg Al Zn Fe H Cu Ag K+ Ca2+ Na+ Mg2+ Al3+ Zn2+ Fe2+ H+ Cu 2+ Ag+ 氧化性减弱

22 H2S+ H2SO4＝S↓＋SO2 ↑ + 2H2O √ 6HCl+ KClO3＝ KCl＋3Cl2 ↑ + 3H2O 4 、归中律
有变价的元素，其不同价态的原子间发生氧化还原反应时，化合价都往中间靠拢，但决不会超过中线而交叉，最多变成同一价态。 H2S+ H2SO4＝S↓＋SO2 ↑ + 2H2O 失2e－ 得2e－ 6HCl+ KClO3＝ KCl＋3Cl2 ↑ + 3H2O 失5e－ 得5e－ √

23 如：2Na2O2+2CO2==2Na2CO2+O2↑ 5 、歧化律
同种元素同一价态的原子间发生氧化还原反应，若一部分原子失电子使化合价升高，必然有另一部分原子得电子使化合价降低。 如：2Na2O2+2CO2==2Na2CO2+O2↑ 失2×e－ 得2×e－

24 6 、先强后弱律 7 、高价氧化性，低价还原性，中间价两性
一种氧化剂氧化几种还原剂时，总是先氧化还原性强的，之后再氧化还原性弱的。几种氧化剂氧化同一种还原剂时，总是氧化性最强的先得电子，之后才是次强的得电子，依此类推。如， FeBr2 与Ｃl2 反应时，先氧化 Fe2+,再氧化 Br－，两者比例不同产物不同，方程式的写法也不同。 7 、高价氧化性，低价还原性，中间价两性 有变价的元素，其最高价态只有氧化性，最低价态只有还原性，而中间价态则既有氧化性又有还原性。

25 S ------- S ------- S --------S
+6 +4 -2 只有还原性 只有氧化性 既有氧化性又有还原性 8 、价态相邻共存律 同种元素的原子，其高价态的虽然有强氧化性，低价态的虽然有强还原性，但如果它们之间无中间价态，则相互之间并不反应，可以共存。如，浓硫酸虽然有强氧化性， SO2 虽然有强还原性，但由于它们之间无中间价的化合物，浓硫酸与 SO2 不反应，实验室常用浓硫酸干燥 SO2 。

26 9 、强度与温度、浓度等有关 同一氧化剂，其氧化性强弱与温度、浓度、酸度等有关同一还原剂，其还原性强弱也与温度、浓度等有关。
H2SO4 与 Cu 反应，要用浓酸且要加热；二氧化锰与盐酸反应也同样。 KMnO4, K2Cr2O7 等在酸性环境中氧化性最强。

27 七、氧化还原反应的有关计算（电子得失守恒）
例1、0.3 molCu2S 与足量的硝酸反应，生成硝酸铜,硫酸、一氧化氮和水，则参加反应的硝酸中被还原的硝酸物质的量为（ ） A.0.9 mol B.1 mol C.1.2 mol D.2.2 mol B 【解析】：根据得失电子守恒，Cu2S失电子总数n = 0.3 ×(2+8)=3 mol ，故硝酸被还原 1 mol 。

28 例 2、硫代硫酸钠可作为脱氯剂，已知 25.0 ml 0.100 mol.L－1 Na2S2O3 溶液恰好把 224 ml （标准状况下）
Cl2 完全转化为 Cl －，则 S2O32 －将转化为（ ） A.S2 － B .S C. SO32 － D.SO42 － D 【解析】：据题意， Cl2 与 S2O32 －反应， Cl2 作氧化剂， S2O32 －作还原剂，设反应后 S 最终价态为 X,有： 0.224/22.4 × 2 =0.100 × ×(X － 2) × 2 解得： X=6

29 谢谢！

30 【设计说明】 为2012届高三学生第二轮复习提供学习思路和方法，紧密联系高考，讲练结合，总结规律，提升能力。
在使用过程中，本课件也需要取舍。根据学生的水平更换练习内容。