氧化还原反应课件高三复习

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教学目标 强弱判断 基本概念 课堂小结 反应规律 综合应用
氧化还原反应知识目标
通过复习达到以下目的：
•掌握氧化还原反应的实质，氧化还原反应中氧化剂、 还原剂的判断。 •掌握氧化还原反应的一般规律，重点掌握氧化性、还 原性的强弱比较规律。
置换反应
电极反应
化合反应
氧化还 原反应
分解反应
有机反应
失去 2×e-，化合价升高，被氧化
+2 –1
0
+3 -1
2FeCl2 + Cl2 == 2FeCl3
得到 2×e-，化合价降低，被还原
化合价升高，被氧化，失 2×e-
+4
-1
+2
0
MnO2 + 4HCl（浓） === MnCl2 + Cl2↑ + 2H2O
化合价降低，被还原，得 2e-
重点：（1）双箭号（从反应物指向生成物）
氧化还原反应在日常生活中、工农业生产中都有广泛的应用
日常生活中：煤、煤气、天然气的燃烧、酿酒、炒菜、食物的腐 败，食物在人体中被消化、人和动物的呼吸等。
工业生产中：金属的冶炼、石油化工、合成氨工业、三酸二碱的 生产、日用化工、电镀、干电池、蓄电池及尖端的空间技术 上用的高能电池的制取等。
农业生产中：植物的光合作用、施入土壤中的肥料发生的变化、 土壤结构中的许多物质发生的变化、农药的制取等。
氧化性、还原性强弱比较规律：
（二）根据方程式判断氧化还原性强弱
对于任何氧化还原反应，都满足下列规律：
失电子、化合价升高、被氧化，发生氧化反应
氧化剂 + 还原剂 = 氧化剂的还原产物 + 还原剂的氧化产物
A
B
b
a
得电子、化合价降低、被还原，发生还原反应
氧化性：A >a（氧化产物）
还原性：B > b（还原产物） 应用举例：已知：
2e-
+4
MnO2
+
4HC-1l（浓）
加热
===
+2
MnCl2
+
C0 l2↑
+ 2H2O
重点：（1）单箭号（在反应物之间） （2）箭号起点为失电子元素，终点为得电子元素(从还原剂指向氧化剂) （3）只标转移电子总数，不标得与失。
练习：用单线桥表示下面反应的电子转移情况
（1）2KMnO4 + 16HCl =2MnCl2 + 2KCl + 5Cl2↑+ 8H2O （2）氯酸钾受热分解制O2
常见的氧化剂 ——在化学反应中易得电子的物质。
（1）典型的非金属单质如： F2、 Cl2、O2、Br2、 I2、 O3（其氧化性强弱与非金属活动性基本一致）。
（2）高价金属阳离子如：Ag+、Fe3+、Cu2+、 (H+)…… （3）高价或较高价含氧化合物：MnO2、KMnO4、 K2Cr2O7、HNO3、KClO3、H2SO4（浓）、固体硝酸盐
与被还原的硫的质量比是 1_∶__2__________。
3、某一同学用如下双线桥法标电子转移方向与数目：
失 6×e-
KClO3 + 6HCl（浓） === KCl + 3Cl2↑ + 3H2O
得 6e-
失 5×e-
KClO3 + 6HCl（浓） === KCl + 3Cl2↑ + 3H2O
得 5e-
综合
2.根据上述实验，试写出少量氯水和足量氯水 分别与FeBr2溶液反应的离子方程式。
应用 ☆☆① ① CCll22 ++ 22FFee22++ == 22CCll-- ++ 22FFee33++
②② 22FFee22++++42BBrr--++32CCll22 == 22FFee33++++2BBr2r+2+46CCl-l？-
氧化性、还原性强弱比较规律：
（一）根据金属性、非金属性强弱来判断
Ag+ ＞ Hg2+ ＞Fe3+ ＞Cu2+ ＞H+ （酸中）＞Pb2+ ＞Sn2+ ＞Fe2+ ＞Zn2+（＞H+水中）＞Al3+ ＞Mg2+ ＞Na+ ＞Ca2+ ＞K+
氧化性（得电子）能力增强与金属活动性顺序相反
【应用】电解池反应中阴极的电极反应方程式的书写！
（2）箭号起、止所指为同一种元素
（3）标出得与失电子及总数（氧化剂得电子总数等于还原剂失 电子总数）
【练习】用双线桥分析下列反应的电子得失情况：
①铜与氯气反应 ②水与氯气反应
用单线桥表示电子转移情况
表示氧化剂和还原剂之间元素的电子转移情况时，将氧化剂中 降价元素与还原剂中升价元素用直线连接起来，箭头从还原剂指 向氧化剂，线上标出电子转移总数，称为“单线桥法”
替 换 试用离子方程式表示将氯水逐滴加入FeI2 溶液中的反应过程。
☆① 2I- + Cl2 = I2 + 2Cl② Cl2 + 2Fe2+ = 2Cl- + 2Fe3+
氧化还原反应一般规律之五：
转化律——氧化还原反应中，以元素相间价态间的转化 最易；同种元素不同价态之间若发生反应，元素的化合 价“只靠近而不交叉”；同种元素，相邻价态间不发生 氧化还原反应。
生物作用
一、基本概念
判断下列哪些反应是氧化还原反应？理由？
1． 2．
Na2O + H2O 2Fe + Al2O3
= 2NaOH △= 2Al + Fe2O3
3． 4．
CIBHr4++H2OCl2=→光HBrCH+3CHlIO+
HCl
wenku.baidu.com
+1-1 -3+1
+1-3+1
0
5. NaH + NH3 = NaNH2 + H2↑
作用：分析判断氧化还原反应中的物质变化及推测变化 产物。
能否用浓硫酸干燥H2S气体？理由？SO2气体呢？
例：一定条件下硝酸铵受热分解的未配平化学方程式为：
N原H子4数NO之3比—为CH（NO3
+ N2 ）
+
H2O，在反应中被氧化与被还原的氮
A．1∶1 B．5∶4 C．5∶3 D．3∶5
2、在3S + 6NaOH = Na2SO3 + 2Na2S + 3H2O中，被氧化的硫
氧化还原反应的基本规律及作用 氧化还原反应一般规律之一：
守恒律——化合价有升必有降，电子有得必有失。对于 一个完整的氧化还原反应，化合价升高总数与降低总数 相等，失电子总数与得电子总数相等。
作用：有关氧化还原反应的计算及配平氧化还原方程式。
规律 应用
例：0.3molCu2S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的物质的量为（B ）
B、C
C.2A－＋D2=2D－＋A2该反应可以进行 D.2C－＋B2=2B－＋C2该反应不能进行
氧化还原反应一般规律之三：
价态律——元素处于最高价，只有氧化性；元素处于最低 价，只有还原性；元素处于中间价态，既有氧化性又有还 原性，但主要呈现一种性质。
作用：判断元素或物质氧化性或还原性的有无。
如：SO2既有氧化性又有还原性，但以还原性为主。
再如KMnO4氧化性：酸性 > 中性 > 碱性
想一想 是否还有其它的方法可用来比 较氧化性、还原性强弱？试举 例说明。
电极反应（原电池、电解池）
氯气、硫分别与铁反应 反应产物
钠、镁、铝分别与水反应 反应条件
课堂小结 氧化还原反应
反应实质 表现特征 一般规律 强弱比较
1.守恒律:得失电子守恒 2.强弱律:强氧化剂 + 强还原剂 =
弱还原剂 + 弱氧化剂 3.难易律:反应顺序先强后弱 4.转化律:同一元素不同价态反应，化合 价变化规律：“只靠拢，不交叉”
1. 金属性、非金属性强弱
2.根据方程式判断氧化还原性强弱
3. 根据元素化合价高低来判断氧化 性强弱
4.根据与同一种物质反应的情况判断 氧化性强弱
5.外界条件对某些物质氧化性或还原 性强弱的影响
金属单 质的还 原性随 金属性 增强而 增强， 其离子 的氧化 性相应 减弱
F-、 Cl-、Br-、I- 、S2-
非金属 单质的 氧化性 随非金 属性增 强而增 强，其 离子的 还原性 相应减 弱
还原（失电子）能力增强与非金属活动性顺序相反
【应用】用惰性电极电解时阳极放电顺序： 阴离子：S2-＞I-＞Br-＞Cl-＞OH-＞含氧酸根
A.0.9mol B.1mol C.1.2mol D.2.2mol
巧解 根据得失电子守恒，失电子总数 =0.3×(2+8)=3 mol，故硝酸被还原成NO共 1 mol。
继续 未被还原的硝酸的物质的量呢？
分析：未被还原的硝酸以Cu(NO3)2形式存在，共有 0.6molCu，故未被还原的硝酸有0.6×2=1.2mol
（4）其它物质：HClO、Ca（ClO）2、Na2O2、NO2、 H2O2、银氨溶液、新制Cu（OH）2
常见的还原剂——在化学反应中易失电子的物质
（1）典型的金属单质如：K、Ca、Na、Mg……（其还 原性强弱与金属活动性基本一致） （2）某些非金属单质及其化合物如：H2、C、CO……。 （3）有变价元素的最低价态化合物如：H2S、HI、HBr、 HCl、NH3、SO2、Na2SO3、Fe（OH）2…… （4）非金属阴离子如：S2-、I-、Br -、Cl-…… （5）低价金属阳离子：Fe2+、Sn2+
5PbO2则+4有H氧++化2性M：n2P+b=O5P2 >b2M++n2OM4-nO4-+2H2O
氧化性、还原性强弱比较规律：
（三）根据元素化合价高低来判断氧化性强弱
一般地说，同种变价元素的几种物质，它们的氧化能力是由高 价态到低价态逐渐减弱，还原能力则依次逐渐增强。
判断氧化性强弱： Fe3+与Fe2+； 氧化性： Fe3+>Fe2+
氧化性、还原性强弱比较规律：
（四）根据与同一种物质反应的情况判断氧化性强弱
如：2Fe+3Cl2 = 2FeCl3 Fe+2HCl = FeCl2+H2↑ Cl2能将Fe氧化至+3价，而HCl只能将Fe氧化为+2价，故氧化能 力Cl2＞HCl。 又如：
MnO2＋4HCl（浓） = MnCl2＋Cl2↑＋2H2O 2KMnO4+16HCl(浓) = 2KCl+2MnCl2+5Cl2↑+8H2O 同是将浓盐酸氧化为Cl2，MnO2必须在加热条件下才能进行，而 KMnO4在常温下即可进行，说明氧化能力KMnO4＞MnO2。
KMnO4与MnO2 还原性强弱：S2-、S与SO3
KMnO4>MnO2 ； 还原性： S2->S>SO3
特例： +7 +5
只有氧化性 兼有氧化性和还原性
氯元素的化合价 +3
兼有氧化性和还原性
+1
兼有氧化性和还原性
0
兼有氧化性和还原性
-1
只有还原性
氧化性：HClO> HClO2 > HClO3 > HClO4
氧化还原反应一般规律之二：
强弱律——较强氧化性的氧化剂跟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。
作用：①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。
②用于比较物质间氧化性或还原性的强弱。
知识点应用
例：由相同条件下的三个反应：
①2A－＋B2=2B－＋A2 ②2C－＋A2=2A－＋C2 ③2B－＋D2=2D－＋B2由此可以判断 A.氧化性：A2＞B2＞C2＞D2 B.还原性：C－＞A－＞B－＞D－
(具有还原) 失电子(化合价升高) (具有氧化)
用双线桥表示电子得失的结果
在氧化还原反应中，电子转移的方向和数目可通过元素化合价的变化判断。 表示同一元素反应前后电子转移情况时，分别将氧化剂与其产物、还原剂与其产 物中相应的变价元素用直线连接起来，箭头从反应物指向产物，线上标出得失电 子总数，称为“双线桥法”。例如，氯化亚铁与氯气的反应。
还原剂 氧化剂
氧化产物
还原产物
以5为例判断氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物。
一、基本概念
• 反应实质：有电子得失或电子对的偏移。 • 表现特征：元素化合价有升降。
氧化剂 发生还原反应(被还) 还原产物
反 (具有氧化) 得电子(化合价降低) (具有还原) 生
应 物
还原剂
发生氧化反应(被氧)
成 氧化产物 物
综合 1.判断下列反应能否发生？若能发生写出离子反 应用 应方程式，并比较氧化性强弱。
氧化性、还原性强弱比较规律：
（五）外界条件对某些物质氧化性或还原性强弱的影响 (1)物质的浓度越高，氧化性或还原性越强。
浓HNO3的氧化性强于稀HNO3；H2SO4（浓） > (2H)温2S度O越4(高稀)，氧化性或还原性越强。
C、CO、H2常温下不显还原性；
(3)酸性越强，氧化性越强；碱性越强，还原性越强。
氧化还原反应一般规律之四：
难易律——越易失电子的物质，失电子后就越难得电子， 越易得电子的物质，得电子后就越难失去电子；
一种氧化剂同时和几种还原剂相遇时，优先与还原性 强的还原剂发生反应。
同理，一种还原剂遇多种氧化剂时，氧化性最强的氧 化剂优先发生反应。
作用：判断物质的稳定性及反应顺序。
如：Cl2与FeBr2反应情况讨论：