高中化学必修一氧化还原反应

三氧化还原反应一、五对概念在氧化还原反应中，有五对既相对立又相联系的概念。

它们的名称和相互关系是：氧化还原反应的实质：电子的转移(电子的得失或共用电子对的偏移口诀：失电子，化合价升高，被氧化（氧化反应），还原剂；得电子，化合价降低，被还原（还原反应），氧化剂；二、物质氧化性或还原性强弱的比较:氧化性→得电子性，得到电子越容易→氧化性越强还原性→失电子性，失去电子越容易→还原性越强由此，金属原子因其最外层电子数较少，通常都容易失去电子，表现出还原性，所以，一般来说，金属性也就是还原性；非金属原子因其最外层电子数较多，通常都容易得到电子，表现出氧化性，所以，一般来说，非金属性也就是氧化性。

1.‘两表’一规律‘（1）根据金属活动性顺序表判断:一般来说，越活泼的金属，失电子氧化成金属阳离子越容易，其阳离子得电子还原成金属单质越难，氧化性越弱；反之，越不活泼的金属，失电子氧化成金属阳离子越难，其阳离子得电子还原成金属单质越容易，氧化性越强。

（2）根据元素周期表来判断①同周期从左到右元素的非金属性逐渐增强，单质的氧化性逐渐增强②同主族从上到下元素的金属逐渐增强，单质的还原性逐渐增强（3）根据元素周期律来判断①非金属对应的最高价水化物的酸性越强，对应单质的氧化性越强如酸性：HClO4＞H2SO4＞H3PO4＞H2CO3＞H2SiO3单质氧化性：Cl2＞S＞P＞C＞Si②金属对应的最高价氧化物水化物的碱性越强，对应单质的还原性越强如碱性：NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3单质还原性：Na＞Mg＞Al2.根据非金属活动性顺序来判断:一般来说，越活泼的非金属，得到电子还原成非金属阴离子越容易，其阴离子失电子氧化成单质越难，还原性越弱。

3.根据氧化还原反应发生的规律来判断:氧化还原反应可用如下式子表示：规律：反应物中氧化剂的氧化性强于生成物中氧化产物的氧化性，反应物中还原剂的还原性强于生成物中还原产物的还原性。

4.根据反应条件来判断:当氧化剂（还原剂）与同一还原剂（氧化剂)反应时，反应越容易进行，对应的氧化剂(还原剂)的氧化性(还原性)越强如MnO2和HCl(浓)反应需要加热才能进行，KMnO4和HCl(浓)反应不需加热就能进行，所以KMnO4的氧化性比MnO2强5.根据反应剧烈程度来判断:（1）金属单质与水化合(酸)的剧烈程度越强，对应的单质的还原性越强，如Na与水反应非常剧烈，Mg与水反应要加热才看到有气泡产生，Al与水加热现象也不明显，所以还原性：Na ＞Mg ＞Al6.根据同一物质被氧化或被还原的价态高低来判断:在相同条件下，同一物质(变价单质元素)被氧化的价态越高，对应的氧化剂的氧化性越强，如：2Fe + Cl2 ∆==2FeCl3 ，Fe + S∆==FeS氧化性：Cl2＞S7.根据反应剧烈程度来判断:同一元素，一般来说，化合价越高氧化性越高，元素处于最高价态，只有氧化性，化合价越低还原性越强；元素处于最低价只有还原性，元素处于中间价；既有氧化性又有还原性，当遇较强还原性物质，其表现还原性，当遇到较强还原性，其表现氧化性，或者自身发生氧化还原 如氧化性：HNO 3＞HNO 2 ,还原性：H 2S ＞S ＞SO 2(SO 32-) 8.某些氧化剂的氧化性或还原剂的还原性与下列因素有关： 温度：如热的浓硫酸的氧化性比冷的浓硫酸的氧化性强。

浓度：如浓硝酸的氧化性比稀硝酸的强。

酸碱性：如中性环境中 不显氧化性，酸性环境中显氧化性；又如溶液的氧化性随溶液的酸性增强而增强。

注意：物质的氧化性或还原性的强弱只决定于得到或失去电子的难易，与得失电子的多少无关。

如还原性：，氧化性：。

三、 氧化还原反应的五条规律 1、“两强两弱”规律：对于自发的氧化还原反应（除高温、电解条件），总是强氧化性物质和强还原性物质反应生成弱 氧化性物质和弱还原性物质。

即氧化剂的氧化性强于氧化产物的氧化性，还原剂的还原性强于还原产物的还原性。

－氧化性：氧化剂>氧化产物 还原性：还原剂>还原产物 应用1：判断微粒氧化性、还原性的相对强弱。

应用2：判断氧化还原反应能否发生。

2、“高氧、低还、中兼”规律对于同种元素不同价态的原子而言，最高价态只具有氧化性，最低价态只具有还原性，中间价态既具有氧化性又具有还原性。

例如：S 元素化合价：－2 、0、＋4、＋6代表物：H 2S 、S 、SO 2、H 2SO 4(浓)S 元素的性质：还原性、既有氧化性又有还原性、氧化性 3、“单强离弱、单弱离强”规律 1、金属单质的还原性越强，对应阳离子的氧化性越弱；反之金属单质的还原性越弱，对应阳离子的氧化性就越强。

K +、Ca 2+、Na +、Mg 2+、Al 3+、Zn 2+、Fe 2+、Sn 2+、Pb 2+、(H +)、Cu 2+、Hg 2+、Fe 3+、Ag +氧化性逐渐增强2、非金属单质的氧化性越强，对应阴离子的还原性越弱；反之非金属单质的氧化性越弱，对应阴离子的还原性就越强。

F 2、(O 2)、Cl 2、Br 2、I 2、S氧化性逐渐减弱F －、(OH －)、Cl －、Br －、I －、S 2－还原性逐渐增强利用此规律可比较微粒氧化性、还原性的相对强弱。

4、“价态归中，互不交叉”规律“价态归中”是指同种元素不同价态原子间发生氧化还原反应，总是从高价态与低价态反应后生成中间价态的物质。

（1）同种元素间不同价态的氧化还原反应发生的时候，其产物的价态既不相互交换，也不交错。

如H2S和浓硫酸反应，H2S+H2SO4（浓）===S↓+SO2↑+2H2O。

H2S的氧化产物是S，H2SO4的还原产物是SO2。

（2）同种元素相邻价态间不发生氧化还原反应；当存在中间价态时，同种元素的高价态物质和低价态物质才有可能发生反应，若无中间价态则不能反应。

如浓硫酸和SO2不能反应。

（3）同种元素的高价态氧化低价态的时候，遵循的规律可简单概括为：高到高，低到低，可以归中，不能跨越。

a、利用此规律可准确确定氧化产物和还原产物。

例如：2H2S+SO2=3S+2H2O，S元素的化合价从－2价和＋4价归中到0价。

“互不交叉”是指，若反应后生成多种中间价态的产物，则遵从邻近变价，互不交叉的原则。

例如：H2S+H2SO4(浓)＝S↓+SO2↑+2H2O，S元素的化合价应从－2价变化为0价，从＋6价变化为＋4价。

而不能认为是从－2→＋4价，＋6→0价。

b、可判断同种元素不同价态的原子间能否发生氧化还原反应。

若有中间价态，则可能发生氧化还原反应，若无中间价态，则不能发生氧化还原反应。

例如：SO2+H2SO4(浓)，Fe2++Fe3+之间四、常见的氧化剂和还原剂1、常见的氧化剂（1）活泼的非金属单质：Cl2、Br2、O2、I2、S等（2）元素处于高价时的氧化物：CO2、NO2、SO3、MnO2、PbO2等（3）元素处于高价时的含氧酸：浓H2SO4、HNO3等（4）元素处于高价时的盐：KClO3、KMnO4、FeCl3、K2Cr2O7等（5）过氧化物：Na2O2、H2O2等（6）次氯酸及其盐：HClO、Ca(ClO)2、NaClO等2、常见的还原剂（1）活泼的金属单质：Na、Mg、Al、Zn、Fe（2）某些非金属单质：H2、C、Si（3）元素处于低价时的氧化物：CO、、SO2（4）元素处于低价时的酸：HCl、HI、H2S、H2SO3等（5）元素处于低价时的盐：Na2S、KI、Na2SO3、FeSO4等五、氧化还原反应的表示方法及配平1、表示方法（1）双线桥法：表示同种元素在反应前后得失电子的情况。

用带箭头的连线从化合价升高的元素开始，指向化合价降低的元素，再在连线上方标出电子转移的数目．－氧化剂＋（2）单线桥法：表示反应物中氧化剂、还原剂间电子转移的方向和数目。

在单线桥法中，箭头的指向已经表明了电子转移的方向，因此不能再在线桥上写“得”、“失”字样．2、配平的方法和步骤：写好化学式，标明化合价；画上双箭头，列出变化价； 升降化合价，公倍求相等；观察再配平，两边添系数。

步骤：（1）标出有变价的元素反应前后的化合价．（2）用“双桥线”连接反应前后的元素并在桥上或桥下注明化合价升降数．（3）找出化合价升降数之间的最小公倍数，再依据以上有关原则首先配平有关物质前面的系数． 要求：（1）质量守恒：即反应前后各元素原子的种类和个数相等．（2）氧化剂和还原剂之间电子转移关系正确．（3）电荷守恒：反应物总电荷数与生成物总电荷数相等，且电性相同．常见的氧化还原反应方程式的配平 （1）整体法的应用：A ．还原剂或氧化剂的所有元素完全被氧化或完全被还原，可以看成一个整体，在配平时按各元素的系数比考虑得失电子的总数．如:分析：422O C H 中碳元素的平均价态为+3价，都被氧化到+4价，可考虑整体法22143:2422=⨯↑+→+C O C H 中×5指422O C H 计量数为5 527:4↓+→+Mn KMnO 中×2指4KMnO 计量数为2B ．还原剂或氧化剂的元素部分被氧化或部分被还原，不能看成一个整体，要分别考虑．如:HClO HCl O H Cl ++______22分析：氯气中的氯元素部分被还原，部分被氧化，分别考虑1)(10:2↓-→HCl Cl Cl 中×1指HC1O 计量数为11)(10:↑+→HClO Cl ×1指HC1计量数为1（2）离子型氧化还原反应配平离子型氧化还原反应配平时，遵循整体法配平的同时，还可从两边的电荷守恒出发．如分析：22O Na 中的氧元素都被还原为-2价，可用整体法363:3↑+→++Cr ×2指+3Cr 计量数为222121:222=⨯↓-→-O O Na 中×3指22O Na 计量数为3根据电荷守恒，用观察法配平其他化学计量数：O H Na CrO OH O Na Cr 224223262432++++--+六、 氧化还原反应的计算 1、氧化还原反应中各中量比例的计算 ① 一般氧化还原的计算例1：在反应KClO 3+6HCl=KCl+3Cl 2↑+3H 2O 中氧化产物和还原产物的物质的量之比为 （ ）A 、1：3B 、1：5C 、5：1D 、1：1 变式1：在反应8NH 3＋3Cl 2＝6NH 4Cl ＋N 2中，被氧化的氨和未被氧化的氨的质量比是( ) A. 3∶1 B. 1∶3 C. 1∶1 D. 3∶8② 歧化反应的计算例1：Cl 2在强碱条件下与NaOH 的反应如下：3Cl 2 + 6NaOH ═ 5NaCl + NaClO 3 + 3H 2O ，氧化剂和还原剂的物质的量之比为（ ）A 、1：3B 、1：5C 、5：1D 、1：1变式2. 工业制漂白粉的化学方程：2Ca(OH)2 +4Cl 2═ CaCl 2 + Ca(ClO)2 +2 H 20 氧化剂和还原剂的物质的量之比为（ ）A 、1：3B 、1：2C 、2：1D 、1：12. 氧化还原的顺序问题计算例1：某溶液中Cl －、Br －、I －三者个数之比是1:2:3，通入一定量的Cl 2，当反应完成后，该比值变为3:2:1，则反应的Cl 2与原溶液中I －的个数之比是（ ）A ．1:2B ．1:3C ．1:4D ．1:6七、 氧化还原反应的几个不一定1. 某元素由化合态变成游离态时，该元素不一定被还原，如2H 2O ═ H 2↑ + O 2↑ 中，氢元素被还原，氧元素被氧化2. 有单质参与或有单质生成的反应不一定是氧化还原反应，如 2O 2 + O 2 ═ 2O 3 同时有单质参与反应也有单质生成3. 在氧化还原中，非金属单质不一定只作氧化剂，大部分非金属单质既有氧化性也有还原性，只是以氧化性为主。