高中化学：氧化还原反应

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4.1. 逆向配平（歧化反应、归中反应、分
解反应、部分参加氧化还原反应）:
S+ KOH —— K2SO3 + K2S + H2O P4 + NaOH + H2O—— NaH2PO2 + PH3↑ AgNO3—— Ag + NO2 ↑ + O2↑ Fe(NO3)3——Fe2O3+ NO2↑ + O2↑
⑵、414 P4O + a Cl2 → 3/2 P2Cl5 + 1 POCl3
4
21 = 6
4
依据“Cl”守恒列式可求得：a =21/4
As2S3 + Na2CO3 + NaNO3= Na3AsO4+ Na2SO4 + N2 + CO2 Ca(OH)2 + S = CaS5 + CaS2O3 + H2O NH4NO3 = N2 + HNO3 + H2O
MnO2＋4HCl浓 == Cl2↑＋MnCl2＋2H2O
所以氧化性：KMnO4＞MnO2＞O2
5．比较反应的次序：
同一还原剂(氧化剂)同时和不同的氧化剂(还原剂)反应 时，强还原剂与强氧化剂优先反应，再与弱的氧化剂(还 原剂)反应。
例：在含等物质的量浓度的Ag+、Fe3+、Cu2+、Al3+等阳离子的溶液 中逐渐加入Zn粉，反应如下。
发生的是
( B、D )
(A) 2Fe3+ + SO2 +2H2O = 2Fe2+ + SO42- + 4H+ SO2﹥ Fe2+
(B) H2O2 + H2SO4 = SO2 + O2 + 2H2O
H2O2 ﹥ SO2 错误
(C)I2 + SO2 + 2H2O = H2SO4 + 2HI
SO2 ﹥ I-
氧化性增强
识记： K+ ＜Al3+ ＜ Fe2+ ＜ Cu2+ ＜ Fe3+ ＜ Ag+
氧化性增强
●非金属活动性顺序表： 氧化性减弱
F2 (F -)
Cl2 Br 2 I 2 S Cl- Br- I- S2-
还原性增强
2．元素在周期表中的位置
同一周期：金属性减弱(还原性减弱) ，非金属性增强(氧化性增强)
这二个反应不矛盾，说明浓硫酸的氧化性大于稀硫酸的氧化性 稀硫酸不能氧化HBr。
●介质—酸碱性的影响:
含氧酸盐作氧化剂时，在酸性条件下氧化性比在中性或 碱性的条件下强
KClO3 + 6HCl = KCl + 3Cl2 + 3H2O ； KClO3 +NaCl就不反应
KMnO4在酸性碱性中性解质中的还原产物分别为Mn2+、 MnO2、K2MnO4
逐滴滴入Cl2水，反应如下。 S2- + Cl2 = S + 2Cl-
2I- + Cl2 = I2 + 2Cl-
2Fe2+ + Cl2 = 2Fe3+ + 2Cl- 2Br- + Cl2 = Br2 + 2Cl-
结论：还原性强弱： S2- ﹥ I- ﹥ Fe2+ ﹥ Br-
例．已知：Cu + 2Fe3+ = 2Fe2+ + Cu2+，Zn + 2Fe3+ = 2Fe2+ + Zn2+
NO3- 在酸性条件下显氧化性，在中性溶液中不显氧化性
H+
③ SO32-+ S2- OH-
H+
XO3- + X- OH-
S； X2
四、 氧化还原反应配平技巧
要求：多种变价，合并计算，常用
●左配法:
Ag3AsO4+ Zn+H2SO4→Ag+AsH3↑+ZnSO4+H2O
2
11 11 = 6 2 11
1C3H5NO9 = 3CO2↑ +3/2N2↑+ 1/4O2↑+5/2H2O ↑
4
= 12
6
1
10
4.5. 价配困难，待定系数:
⑴、a Pb(N3)2 + b Cr(MnO4)2 = b/2 Cr2O3+ 2b MnO2+a/3 Pb3O4+ 6a NO↑
依据“O”守恒列式可求得：a : b =15 :
氧化剂和还原剂具有相对性，不是一成不变的，要具体分析。
三、氧化还原反应规律
1、价态规律
最低价, 只有还原性；最高价, 只有氧化性 中间价态，既有氧化性，又有还原性
2、遵循守恒原则: 原子守恒、电子守恒、电荷守恒
3、反应顺序规律：
同一氧化剂与多种还原剂反应时，首先被氧化 的是还原性较强的物质；
同一还原剂与多种氧化剂反应时，首先被还原 的是氧化性较强的物质。
(7)其它：H+、王水(HNO3+3HCl)等
还原剂： (1)金属单质(除Au、Pt) ：Na、K、Fe、Zn、Al、Cu等 (2)某些非金属单质：C、H2、S 等 (3)某些低价元素的物质：CO、NH3、FeCl2、SnCl2、SO2、Na2SO3
AsH3、PH3、SiH4、H2S、Na2S2O3、 H2C2O4等 (4)含有易失去电子的阴离子的物质(非金属的阴离子) S2-、I-、Br-、Cl-、SO32-等 (5)含醛基的有机物：甲醛、乙醛、葡萄糖、甲酸、甲酸某酯等
同一主族：金属性增强(还原性增强) ，非金属性减弱(氧化性减弱)
3、反应方向判据：
氧化反应 ：- ne
氧化剂＋还原剂 ＝ 还原产物＋氧化产物
（弱还原性) （弱氧化性）
还原反应： + ne
氧化性: 氧化剂＞氧化产物 还原性: 还原剂＞还原产物
4．根据反应条件：
反应中是否加热、温度高低、又无催化剂等 2KMnO4+16HCl浓 === 5Cl2↑+2KCl+2MnCl2＋8H2O
Fe3O4 + K2Cr2O7 + H2SO4 = K2SO4 + Cr2(SO4)3 + Fe2(SO4)3 + H2O
Cu(IO3)2 + KI + H2SO4 = CuI + I2 + K2SO4 + H2O Fe3P + HNO3 = Fe(NO3)3 + NO + H2O + H3PO4
P4S3 + HNO3 + H2O = H3PO4 + H2SO4 + NO
(D)2Fe2+ + I2 = 2Fe3+ + 2I-
Fe2+ ﹥ I-
错误
6．根据反应进行的程度
同一还原剂分别与不同氧化剂反应，还原剂被氧化剂氧化得越彻低 的(化合价升高越高) ，则氧化剂的氧化性越强。
同一氧化剂分别与不同还原剂反应，氧化剂被还原剂还原得越彻低 的(化合价降低越低) ，则还原剂的还原剂越强。
3、自身氧化还原反应（或歧化反应）
4、有些物质部分作为氧化剂（或还原剂）
5、某种反应物既不是氧化剂又不是还原剂。
二．常见的氧化剂和还原剂
氧化剂：(1)活泼的非金属单质：F2、Cl2、Br2、I2、O2、O3等 (2)金属的高价阳离子或不活泼的金属离子： Fe3+、Pb4+、 Sn4+、Ag+、Cu2+、[Ag(NH3)2]+等 (3)某些含氧酸：浓H2SO4、HNO3、HClO、HClO3等 (4)某些含氧盐：硝酸盐(固) , 氯酸盐(固) KClO3, Ca(ClO)2 NaClO、 KMnO4(H+)、K2Cr2O7(H+)等 (5)具有－O－O－结构的过氧化物：Na2O2、H2O2 (6)某些高价氧化物：MnO2、N2O5、SO3、PbO2等
2Ag+ + Zn = 2Ag + Zn2+ 、 2Fe3+ + Zn = 2Fe2+ + Zn2+ Cu2+ + Zn = Cu + Zn2+ 、 Fe2+ + Zn = Fe+ Zn、 Al3++ Zn不反应
结论：氧化性强弱： Ag+ ﹥ Fe3+ ﹥ Cu2+ ﹥ Fe2+ ﹥ Al3+
例．在含等物质的量浓度的S2-、I-、Fe2+、Br-等阴离子的溶液中
高三化学复习
基本概念
氧化还原反应专题复习
一、基本概念复习
1．特征(判别依据) ： 2．实质： 电子转移 3．概念体系
氧化剂 氧化性
反应前后元素化合价有变化的反应 被还原 还原反应 还原产物
得电子
反应物 表现性质 变化过程 失电子
发生反应
所得产物
还原剂 还原性 被氧化 氧化反应 氧化产物
4、与四种基本反应类型的关系
现把等物质的量CuSO4，FeCl3和Zn置于水中充分反应，反应 器中所得混和物除SO42-和Cl-外还含有 Zn2+、Cu2+、Fe2+、Cu
例．I-、Fe2+、SO2、Cl-、H2O2均有还原性，它们在酸性溶液中还
原性强弱顺序为 Cl-﹤ Fe2+ ﹤ H2O2 ﹤ I- ﹤ SO2，则下反应不能
HCl + H2SO4(浓)
不反应
2HBr + H2SO4(浓) = Br2 + SO2 + 2H2O 8HI + H2SO4(浓) = 4I2 + H2S + 4H2O
还原剂的还原性：HI ﹥HBr ﹥ HCl
7、电极反应判据:
●原电池负极或电解池阳极：
强还原剂-ne =弱氧化产物
●原电池正极或电解池阴极： 强氧化剂+ne =弱还原产物
4. “价态归中”原则--- 同种元素的不同价态之间
发生氧化还原反应——价态“只靠拢，不交叉”
FeS+H2SO4(浓)＝ Fe2(SO4)3+SO2↑+S↓+H2O
5、邻位不反应
同种元素不同价态物质间需有中间价态物质 存在，氧化还原反应才能发生。
6、邻位价态规律：
氧化还原反应发生时，其价态一般先变为邻位价态。
五、氧化性、还原性相对强弱的判断
决定因素: 得失电子的难易，而非多少！
1.原子结构 ●原子半径大，最外层电子数少, 判 据： 其单质易失电子，还原性强。
由此概括出金属活动性顺序表
●原子半径小，最外层电子数多， 其单质易得电子，氧化性强。 由此概括出非金属活动性顺序表
●金属活动性顺序表
还原性减弱
K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb (H2) Cu Hg Ag K+ Ca2+ Na+ Mg2+ Al3+ Zn2+ Fe2+ Sn2+ Pb2+ H+ Cu2+ Hg2+ Ag+
再如： Cl2+KOH→？
Cl2+KOH(热)→？
又如：H2、C、CO 作还原剂时只有在加热或高温时才能显时出来
●浓度因素：
增大反应物浓度能使氧化剂的氧化性增强
MnO2只与浓盐酸反应生成Cl2，不与稀盐酸反应 铜与浓硝酸反应不需加热就可进行，产物为NO2 铜与稀硝酸反应需加热才能进行，产物为NO
Br2 + SO2 + 2H2O = 2HBr + H2SO4 2HBr + H2SO4(浓) = Br2 + SO2 + 2H2O
Al + HNO3—— Al(NO3)3+ N2O↑+ H2O
4.2. 价态复杂，定价为0:
Fe3C + HNO3 = Fe(NO3)3 + CO2 + NO2 + H2O
4.3. 缺项配平，缺啥补啥 (酸、碱、水):
Pt + HNO3 + HCl = H2PtCl6 + NO↑ +
【巩固】
人体内的超氧离子 O2-对健康有害，使人过 早衰老，但在催化剂SOD存在下可发生如下反应， 请完成并配平该离子反应方程式：
□O2-+□H2O → □H2O2 + □O2↑+ □□
2 2 =1
1
2 OH-
4.4. 字母配平，质电守恒:
An + Bx- = Bm + Ay-
Na2Sx + NaClO +
= NaCl+ Na2SO4+ H2O
4. 5. 分解反应，设“1”法。追踪配平:
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1Fe(NO3)2 = 1/2Fe2O3 + 2NO2 ↑ + 1/4O2
活泼金属作原电池负板，被氧化； 电解池中还原性强离子在惰性阳极发生氧化
5、氧化还原反应的表示方法：
双线桥：表示同一元素得失电子变化情况。箭头都是由 反应物指向生成物，在线桥上一定要注明“得” 或“失”。
单线桥： 表示氧化还原反应中电子转移的方向和数 目。而且箭头方向一定是由还原剂指向氧化 剂
6、氧化还原反应的类型： 1、分子间氧化还原反应 2、分子内氧化还原反应
氧化剂和还原剂为同一种反应物，但被氧化、被还原的元 素分别是不同的元素
8、 “二强”生成“两弱”原则：
氧化反应 ：- ne 氧化剂＋还原剂 ＝ 还原产物＋氧化产物
（弱还原性) （弱氧化性）
还原反应： + ne
氧化性: 氧化剂＞氧化产物 还原性: 还原剂＞还原产物
9、影响氧还反应发生和产物的因素：
温度、浓度、酸碱性、有无催化剂影响
●温度因素
一般来说，升温可增强氧化剂的氧化性和还原剂的还原性 HNO3(浓) + C(木炭)在常温下不反应，但在加热时就剧烈反应 4HNO3(浓) + C(木炭) ▲ CO2 + 4NO2 + 2H2O
7、 歧化原则：中间价态→高价态 + 低价态
一般有：中间价态物质可以在碱液中歧化， 而歧化产物又可以在酸液中发生归中反应:
3S + 6OH- = 2S2- + SO32- + 3H2O 2S2- + SO32- + 6H+ = 3S↓+ 3H2O
●记忆口诀:
高氧低还中两性，归中靠拢不交叉； 歧化反应价升降，相邻价态不反应。