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2011届上海高三化学一轮复习--氧化还原反应和离子反应

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专题复习一

氧化还原反应和离子反应

一、知识要点

考纲定位：

应用：氧化还原反应；离子方程式。

理解：氧化剂、还原剂；电离，电解质和非电解质，强电解质和弱电解质；

溶解过程及其能量变化，反应热，热化学方程式。

1．有关氧化还原反应的概念（七对对立统一的概念）

还原剂     还原性   失去电子化合价升高被氧化    氧化反应    氧化产物

反应物¾®表现性质¾®本质¾¾®特征¾®变化过程¾®发生反应¾®所得产物

氧化剂     氧化性   得到电子化合价降低被还原    还原反应    还原产物

可以联系记忆为：

还原剂具有还原性（失去电子的能力）、在反应中失去电子、化合价升高、被氧化、发生氧化反应、得到氧化产物；

氧化剂具有氧化性（得到电子的能力）、在反应中得到电子、化合价降低、被还原、发生还原反应、得到还原产物。

2．常见的氧化剂与还原剂

（1）常见的还原剂（能失电子的物质）

① 金属单质，如K、Na、Mg、Al、Zn、Fe、Cu等；

② 非金属阴离子，如S²^-、、I^-、Br^-、Cl^-等；

③ 含低价态元素的化合物，如NH₃、CO、H₂S、SO₂、H₂SO₃、Na₂SO₃等；

④ 低价态阳离子，如Fe²⁺等；

⑤ 某些非金属单质，如H₂、Si、C等。

（2）常见的氧化剂（能得电子的物质）

① 活泼的非金属单质，如F₂、Cl₂、Br₂、I₂、O₂、O₃、S等；

② 含高价态元素的化合物，如HNO₃、KClO₃、KMnO₄、MnO₂、固体硝酸盐等；

③ 高价态金属阳离子，如Fe³⁺、Cu²⁺、Ag⁺、Pb⁴⁺等；

④ 能电离出H⁺的物质，如HCl、H₂SO₄、NaHSO₄溶液等。

（3）某些既可作氧化剂又可作还原剂（既能失电子又能得电子）的物质

① 具有中间价态的物质：S、C、N₂、Cl₂、H₂O₂、SO₂、H₂SO₃、Fe²⁺等；

② 阴、阳离子可分别被氧化还原的物质，如HCl、H₂S、H₂SO₃、FeCl₃等。

3．氧化还原反应的一般规律

（1）表现性质规律

氧化性是指得到电子的性质（或能力）；还原性是指失去电子的性质（或能力）。物质氧化性、还原性的强弱取决于得失电子的难以程度，而与得失电子数目无关。

从元素的价态考虑：元素处于最高价态时只有氧化性，处于最低价态时只有还原性，处于中间价态时既有氧化性又有还原性。

（2）互不换位规律

相邻价态的同种元素不发生氧化还原反应，不同价态的同种元素之间发生“归中反应”，最多只能达到相同价态，而决不能出现高价变底价、底价变高价的交叉现象，也不会出现价态互变。

（3）反应先后规律

在浓度相差不大的溶液中，同时含有多种还原剂（或氧化剂）时，若加入氧化剂（或还原剂）则首先与溶液中还原性（或氧化性）最强的还原剂（或氧化剂）作用。

4．物质氧化性、还原性强弱的比较

（1）根据化学方程式判断

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。     简记为：左 > 右。

（2）根据原子结构判断

原子结构：原子半径大、最外层电子数少、其单质易失电子，还原性强；

                    原子半径小、最外层电子数多、其单质易得电子，氧化性强。

（3）根据元素周期表中元素性质的递变规律判断

① 同主族元素从上到下，非金属元素单质的氧化性逐渐减弱，对应阴离子的还原性逐渐增强；金属元素单质的还原性逐渐增强，对应阳离子的氧化性逐渐减弱。

② 同周期元素从左到右，非金属元素单质的还原性逐渐减弱，氧化性逐渐增强。对应阳离子的氧化性逐渐增强，阴离子的还原性逐渐减弱。

（4）根据金属活动顺序和非金属活动顺序判断

① 金属活动顺序表：

K Ba Ca Na Mg Al Mn Zn Fe Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au

在水溶液中，从前到后，金属单质的还原性逐渐减弱，对应金属阳离子的氧化性逐渐增强（如：Ag⁺ > Hg²⁺ > Fe³⁺ > Cu²⁺ > H⁺ > Fe²⁺）。

② 非金属活动的一般顺序：F₂ > Cl₂ > O₂ > Br₂ > I₂ > S。

在水溶液中，单质的氧化性越强，其对应的阴离子的还原性越弱。即从前到后，非金属单质的氧化性逐渐减弱，对应阴离子的还原性逐渐增强。

（5）通过同条件下的反应产物比较

如：2Fe＋3Cl₂¾^点燃®2FeCl₃，3Fe＋2O₂¾^点燃®Fe₃O₄，Fe＋S¾^点燃®FeS。

可得出氧化性：Cl₂ > O₂ > S。

（6）由反应条件的难比较

① 不同的氧化剂与同一还原剂反应，反应条件越容易，氧化剂的氧化性越强。

如：卤素单质与H₂的反应，按F-Cl-Br-I顺序反应越来越难，F₂ > Cl₂ > Br₂ > I₂。

② 不同的还原剂与同一氧化剂反应，反应条件越容易，还原剂的还原性越强。

如：金属与水的反应，按Na-Mg-Al-Fe顺序反应越来越难，Na > Mg > Al > Fe。

（7）通过价态的比较

对同一元素而言：价态越高，氧化性越强，如Fe < Fe²⁺ < Fe³⁺；

                                价态越低，还原性越强，如S²^- > S > SO₂。

（特例：氧化性HClO > HClO₂ > HClO₃ > HClO₄，这与酸的稳定性有关。）

（8）根据原电池的电极反应判断

还原性：负极发生氧化反应，正极发生还原反应。负极 > 正极。

（9）某些物质的氧化性、还原性与浓度、温度、酸碱度有关

浓度、温度：如MnO₂只与热的浓盐酸反应生成Cl₂，不与稀盐酸反应；再如硝酸具有强氧化性，且硝酸越浓其氧化性越强。

酸碱度：如KClO₃能将盐酸中的Cl^-氧化成Cl₂，而不能将NaCl中的Cl^-氧化。

5．氧化还原反应方程式的配平

化合价升降（或电子转移）总数相等是配平氧化还原反应方程式的依据。

① 标：正确标出反应前后价态变化的元素的化合价；

② 等：求最小公倍数以使化合价升降数值相等；

③ 定：确定氧化剂与还原剂、氧化产物与还原产物的系数；

④ 平：根据原子守恒规律，用观察法配平其他物质的系数；

⑤ 查：检查是否符合原子守恒和电子守恒。

注意：若需要标出电子转移方向和数目时，箭头必须由还原剂指向氧化剂，箭头两端对准得失电子的元素，并在箭头的上方标出转移电子总数。

6．有关离子反应的概念

（1）电解质和非电解质

电解质和非电解质的区别：在水溶液里或熔化状态下能否导电不是本质的区别，本质区别是在水分子或热能的作用下能否离解成自由
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