《高三化学专题复习课件.ppt》由会员分享，可在线阅读，更多相关《高三化学专题复习课件.ppt（34页珍藏版）》请在三一办公上搜索。
1、高三化学专题复习课件,氧化还原反应,黑龙省庆安县第一中学 孙秀民,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：,反应前后元素化合价有变化的反应,电子转移,3概念体系,氧化剂 氧化性 被还原 还原反应 还原产物,反应物 表现性质 变化过程 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,得电子,失电子,4、与四种基本反应类型的关系,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
2、、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,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(
3、ClO)2 NaClO、KMnO4(H+)、K2Cr2O7(H+)等,(5)具有OO结构的过氧化物：Na2O2、H2O2,(6)某些高价氧化物：MnO2、N2O5、SO3、PbO2等,(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-
4、等,(5)含醛基的有机物：,甲醛、乙醛、葡萄糖、甲酸、甲酸某酯等,氧化剂和还原剂具有相对性，不是一成不变的，要具体分析。,2、遵循守恒原则:原子守恒、电子守恒、电荷守恒,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,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。,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
5、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。,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-+6H+=,7、歧化原则：中间价态高价态+低价态,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。,记忆口诀:,2S2-+SO32-+3H2O,3S+3H2O,8、“二强”生成“两弱”原则：,氧化性:氧化剂氧化产物还原性:还原剂还原产物,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,9、影响氧还反应发
6、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,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,再如：Cl2+KOH？Cl2+KOH(热)？,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,这二个反应不矛盾，说
7、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,NO3-在酸性条件下显氧化性，在中性溶液中不显氧化性,左配法:Ag3AsO4+Zn+H2SO4Ag+AsH3+ZnSO4+H2O,2 11 11=6 2 11 8,四、氧化还原反应配平技巧,要求：多种变价，合并计算，常用,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）:
8、,S+KOH K2SO3+K2S+H2O,P4+NaOH+H2O NaH2PO2+PH3,AgNO3 Ag+NO2+O2,Fe(NO3)3Fe2O3+NO2+O2,Al+HNO3 Al(NO3)3+N2O+H2O,Fe3C+HNO3=,4.2.价态复杂，定价为0:,Fe(NO3)3+CO2+NO2+H2O,4.3.缺项配平，缺啥补啥(酸、碱、水):,Pt+HNO3+HCl=H2PtCl6+NO,2 2=1 1 2 OH-,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：,【巩固】,O2-+H2O H2O2+O2+,An+Bx
9、-=Bm+Ay-Na2Sx+NaClO+=NaCl+Na2SO4+H2O,4.4.字母配平，质电守恒:,1Fe(NO3)2=1C3H5NO9=,4.5.分解反应，设“1”法。追踪配平:,1/2Fe2O3+2NO2+1/4O2,4=12 6 1 10,3CO2+3/2N2+1/4O2+5/2H2O,依据“O”守恒列式可求得：a:b=15:44,、Pb(N3)2+Cr(MnO4)2=,Cr2O3+MnO2+Pb3O4+NO,a b,b/2 2b a/3 6a,4.5.价配困难，待定系数:,、1 P4O+a Cl2 3/2 P2Cl5+1 POCl3,4 21=6 4,依据“Cl”守恒列式可求得：a
10、=21/4,Ca(OH)2+S=CaS5+CaS2O3+H2O,NH4NO3=N2+HNO3+H2O,As2S3+Na2CO3+NaNO3=Na3AsO4+Na2SO4+N2+CO2,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,原子半径大，最外层电子数少,其单质易失电子，还原性强。由此概括出金属活动性顺序表,决定因素:得失电子的难易，而非多少！,五、
11、氧化性、还原性相对强弱的判断,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,1.原子结构 判 据：,K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb(H2)Cu Hg AgK+Ca2+Na+Mg2+Al3+Zn2+Fe2+Sn2+Pb2+H+Cu2+Hg2+Ag+,还原性减弱,氧化性增强,金属活动性顺序表,非金属活动性顺序表：,F2 Cl2 Br 2 I 2 S(F-)Cl-Br-I-S2-,氧化性减弱,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),同一主族：,金属性增强(还原性增强)，非金属性减弱(
12、氧化性减弱),3、反应方向判据：,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,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。,2KMnO4+16HCl浓=5Cl2+2KCl+2MnCl28H2O,所以氧化性：KMnO4MnO2O2,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。,2Ag+Zn=2Ag+Zn2+、2Fe3+Zn=2Fe2+Zn2+Cu2+Zn=Cu+Zn2+、Fe2+Zn=Fe
13、+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 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-,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 发生的是()(A)2Fe3+SO2+2H2O=2Fe2+SO42
14、-+4H+(B)H2O2+H2SO4=SO2+O2+2H2O(C)I2+SO2+2H2O=H2SO4+2HI(D)2Fe2+I2=2Fe3+2I-,SO2 Fe2+,H2O2 SO2,错误,SO2 I-,Fe2+I-,错误,B、D,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。,2HBr+H2SO4(浓)=Br2+SO2+2H2O,8HI+H2SO4(浓)=4I2+H2S+4H2O,还原剂的还原性：HI HBr H
15、Cl,7、电极反应判据:,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,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,8、稳定性判据：,HClO HClO2 HClO3 HClO4NaClO NaClO2 NaClO3 NaClO4,9、根据微粒得失电子放出（或吸收）能量判断：,当几种原子得到相同的电子数形成稳定结构的阴离子时，放出的能量越大或形成的离子稳定性越强，则该原子的氧化性越强。,当几种原子失去相同的电子数形成稳定结构的阳离子时，吸收的能量越小或形成的离子稳定性越强，则该原子的还原性越强。,计算依据:守恒原
16、则(即配平原则)：电子得失守恒，左右电荷守恒，原子质量守恒,例1、在3BrF3+5H2O=HBrO3+9HF+O2+Br2反应中，若有7.5 mol H2O参加反应，则被H2O还原的BrF3为()A.1mol B.2mol C.3mol D.4.5mol,六、氧化还原反应计算技巧,练习：已知11P460CuSO496H2O20Cu3P24H3PO460H2SO4，若有9 mol的CuSO4参加反应，则被硫酸铜氧化的磷有()A.3/4 mol B.9/20 mol C.3/20 mol D.9/10 mol,B,实验室里可通过以下反应来制取碘:2NO+O2=2NO2，2H+2I-+NO2=NO+
17、I2+H2O在这过程中,每制取1mol I2时，所消耗氧化剂的质量为（）A.46 g B.32 g C.28 g D.16 g,D,【思考】,A,例.mg铁和含ng溶质的稀硝酸恰好完全反应，若有n/4gHNO3被 还原为NO，则m:n 可以是()A.1:5 B.2:9 C.1:3 D.1:2,B、C,分析：因铁在反应中的化合价变化不知道，所以要进行讨论。,(3)若Fe 一部分转化为Fe2+，一部分转化为Fe3+，则m:n 的值应 解于1:3 和2:9 之间,例3某温度下，将Cl2通入NaOH溶液中，反应得到NaCl、NaClO、NaClO3的混合液、经测定ClO-与ClO3-的浓度之比为1:3，则Cl2与NaOH溶液反应时被还原的氯元素与被氧化的氯元 素的物质的量之比为()A 21:5 B 11:3 C 3:1 D 4:1,分析：假设反应中生成 1 mol NaClO和3 mol NaClO3，则有 11+3 5=16 mol 电子发生转移，由电子守恒可知，必有16 mol Cl原子被还原 n(还)/n(氧)=16/1+3=4:1,D,
