高三化学氧化还原反应

三、氧化性和还原性强弱的比较 (2)根据元素非金属性强弱判断 F ,O,Cl , Br , I , S 氧化性逐渐减弱


F ,Cl , Br , I , S 2 还原性逐渐增强
(3)根据反应速率判断 2Na2SO3+O2＝2Na2SO4 (快) 2H2SO3+O2＝2H2SO4 (慢) 2SO2+O2＝2SO3 (难) 比较－－还原性：Na2SO3＞H2SO3＞SO2
例13、(1)在100mLFeBr2 中通入Cl2 2.24L
(标况),充分反应后，有1/3的Br－被氧化， 则原FeBr2 的浓度是多少mol· L－1。 (2)物质的量相等的HBr和H2SO3 溶液中，通 入0.1mol Cl2 ，结果有1/2的Br-被氧化，
求HBr的物质的量？
（分别用电子得失相等和电解质溶液电荷
(3)□KMnO4+□H2C2O4+□H2SO4－－ □K2SO4+□MnSO4+□CO2↑+□H2O (4)□P+□CuSO4+□H2O－－ □Cu3P+□H3PO4+□H2SO4 (5)□Fe2++□O2+□H2O－－□Fe3++□Fe(OH)3↓
△ △ 点燃
比较－－还原性：HI＞HBr
三、氧化性和还原性强弱的比较 (5)根据反应条件来判断，条件越苛刻，反应越难 发生，其性质便越弱 KMnO4+HCl(浓)→Cl2↑(反应不加热) MnO2+HCl(浓) →Cl2↑(反应需加热) 比较－－氧化性：KMnO4＞MnO2 (6)根据原电池正负极来判断 原电池中作为负极的金属的还原性一般比作为 正极的金属的还原性强。 (7)根据电解池溶液中阴、阳离子的两极放电顺序 来判断 Cl－在阳极失电子能力强于OH－ 比较－－还原性：Cl－＞OH－
三、氧化性和还原性强弱的比较
(8)根据周期表中元素的性质递变规律来判断
比较－－氧化性：F2 ＞O2＞N2 、F2 ＞Cl2＞S 比较－－还原性：K＞Na＞Li、K＞Na＞Mg (9)一般，同种元素化合价越高，氧化性越强 化合价越低，还原性越强 比较－－氧化性：Fe3+＞Fe2+＞Fe 比较－－还原性：SO2 ＞S＞H2S 例外： HClO＞HClO2＞HClO3＞HClO4
化合价升高
失 升 氧化 还原剂
是还原剂 具有还原性
元素被氧化 起氧化反应 得氧化产物
被氧化和被还原指的是反应中某种化合价的元素
例1、写出下列反应的氧化剂和还原剂，被氧化 和被还原的元素。
5NH4NO3 ＝ 2HNO3 + 4N2↑+ 9H2O 氧化剂 NH4NO3 ；
还原剂 NH4NO3 ； 被氧化元素 NH4NO3中－3价的N元素 ； 被还原元素 NH4NO3中+5价的N元素 。 被氧化和被还原氮原子数之比为 5∶3 。
三、氧化还原反应的基本规律
(1)表现性质规律 当元素具有可变化合价时，一般处于最高价态 时只具有氧化性，处于最低价态时只具有原性， 处于中间价态时既具有氧化性又具有还原性。
如：浓H2SO4的S只具有氧化性
H2S中的S只具有还原性
单质S既具有氧化性又具有还原性。
三、氧化还原反应的基本规律 (2)反应先后规律 同一氧化剂与含多种还原剂（物质的量浓度接 近）的溶液反应时，首先被氧化的是还原性较强 的物质； 同一还原剂与含多种氧化剂（物质的量浓度接 近）的溶液反应时，首先被还原的是氧化性较强 的物质。 如：将Cl2通人物质的量浓度相同的NaBr和NaI的 混合液中，C12首先与NaI反应； 将过量铁粉加入到物质的量浓度相同的Fe3+、 和Cu2+的混合溶液中，Fe首先与Fe3+反应； 如：FeBr2中通入Cl2。HBr和H2SO3 中通入Cl2。
一、氧化还原反应概念 四大基本反应类型和氧化还原反应的关系 化合 氧化还原反应 置换 分解 非氧化还原反应 复分解
一、氧化还原反应概念
有机的氧化反应和还原反应：
一般将同时进行的氧化还原反应分别称呼。 氧化反应：加氧去氢的反应 催化剂 2CH3CH2OH + O2 △ 2CH3CHO+ 2H2O
CH3CHO+2Cu(OH)2 → CH3COOH+Cu2O↓+2H2O
三、氧化性和还原性强弱的比较
化合价升高（失ne—）被氧化
氧化剂 ＋ 还原剂 ＝ 还原产物 ＋ 氧化产物
化合价降低（得ne—）被还原
（较强） （较强）
（较弱）
（较弱）
氧化性：氧化剂＞氧化产物 还原性：还原剂＞还原产物
三、氧化性和还原性强弱的比较 (1)根据金属活动顺序 K ,Ca, Na, Mg , Al , Zn, Sn, Fe, Pb,( H ), Hg , Pt , Au 金属的活动性逐渐减弱(还2都有还原性， 它们在酸性溶液中还原性的强弱顺序为 Cl-<Fe2+<H2O2<I-<SO2。 则下列反应不能发生的是 Ａ、2Fe3+ + SO2 +2 H2O ＝ 2Fe2+ + SO42- + 4H+ Ｂ、I2 + SO2 + 2H2O ＝ H2SO4 + 2HI Ｃ、H2O2 + H2SO4 ＝ SO2 + O2 + 2H2O Ｄ、2Fe2+ + I2 ＝ 2Fe3+ + 2I-
例11、配平并完成反应方程式 1 Cr2(SO4)3+10 □ □ KOH 3 H2O2+□ 3 K2SO4+□ 2 K2CrO4+□ －－□ 8 H2O
例12、某金属单质跟一定浓度的硝酸反应， 假定只产生单一的还原产物。当参加反应 的单质与被还原硝酸的物质的量之比是2 ︰1时，还原产物是 A、NO2 B、NO C、N2O D、 N2
三、氧化还原反应的基本规律 (3)价态归中规律 含不同价态同种元素的物质问发生氧化还原反 应时，该元素价态的变化一定遵循 “高价+低价→中间价”， 而不会出现交错现象。 -5eKClO3+6HCl =KCl+3Cl2+3H2O
+5e-6e-
而不是KClO3+5HCl=KCl+3Cl2+3H2O
+6e-
例8、化合物BrFx与水按物质的量之比 3︰5 发 生反应，其产物为溴酸、氢氟酸、单质溴和氧气。
(1) BrFx中，x＝
。
3 (2)该反应的化学方程式是： 3BrF3+5H2O ＝ HBrO3 + 9HF + O2 (3)此反应中的氧化剂和还原剂各是什么?
。
氧化剂是
BrF3
；还原剂是
。 BrF3 、H2O
三、氧化还原反应的基本规律 (4)歧化反应规律 发生在同一物质分子内、同一价态的同一元 素之间的氧化还原反应，叫做歧化反应。 其反应规律是：所得产物中，该元素一部分 价态升高，一部分价态降低，即： “中间价→高价+低价”。 具有多种价态的元素 ( 如氯、硫、氮和磷元 素等)均可发生歧化反应。 如： Cl2十2NaOH＝NaCl十NaClO十H2O △ 3S十6KOH＝2K2S十K2SO3十3H2O
三、氧化性和还原性强弱的比较 (4)氧化剂不同，还原剂相同时，可根据还原剂被 氧化的程度来判断氧化剂氧化性的强弱 Cu+Cl2＝＝CuCl2 2Cu+S＝＝Cu2S 比较－－氧化性：Cl2＞S 氧化剂被不同还原剂还原时，可根据被还原的 程度来判断还原剂还原性的强弱 2HBr+H2SO4(浓)＝＝Br2+SO2↑+2H2O △ 8HI+H2SO4(浓)＝＝4I2+H2S↑+4H2O
例题2：
KClO3＋6HCl＝KCl＋3Cl2↑＋3H2O
KClO 3 氧化剂：_____________ HCl 还原剂：_____________ KClO3中＋5价的Cl元素 被还原的元素：_________________________ HCl中－1价的Cl元素 被氧化的元素：_________________________ 5:1 被氧化和被还原的氯原子数之比：_________ 5:1 氧化产物与还原产物的物质的量之比：______
三、氧化性和还原性强弱的比较
(10)浓度、温度、溶液酸碱性也影响氧化性和还 原性 比较－－浓度→氧化性：浓HNO3 ＞稀HNO3
比较－－温度→浓H2SO4和Cu在常温下不反应
比较－－酸度→KMnO4在酸性条件下氧化能力比
在中性和碱性时强
(11)原子的氧化性强于分子的氧化性
比较－－氧化性：Cl＞Cl2、O＞O2、N＞N2
守恒来解题）
二、氧化还原反应的配平 例□KMnO4+□HCl－－ □KCl+□MnCl2+□Cl2↑+□H2O 一般步骤： 一标出有变的元素化合价； 二找出化合价升降的最小公倍数，使化合价升高 和降低的数目相等； 三定出氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物的 系数； 四平：观察配平其它物质的系数； 五查：检查是否原子守恒、电荷守恒（通常通过 检查氧元素的原子数），画上等号。

K ,Ca 2 , Na , Mg 2 , Al 3 , Zn 2 , Sn 2 , Fe 2 , Pb ,( H ), Hg 2 , Ag 氧化性逐渐增强

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； 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。
D、非金属单质在反应中一定是氧化剂，金属单质在反 应中一定是还原剂 E、有单质参加或生成的化学反应一定是氧化还原反应