第一章化學反應及其能量變化專題復習
第一節(jié) 氧化還原反應
1、氧化還原反應的重要概念
練習1：判斷下列那些為氧化還原反應，并說出理由
IBr + H2O =HBr + HIO
KOH+Cl2=KCl +KClO+H2O
NaH+H2O =NaOH+H2
CaO2+H2O =Ca(OH)2 +H2O2
5C2H5OH +2KMnO4+3H2SO4 →5CH3CHO +K2SO4+2MnSO4 +8H2O
氧化還原反應的實質(zhì)是 ，
判斷氧化還原反應的依據(jù)是 。
小結(jié)：氧化還原反應發(fā)生規(guī)律和有關概念可用如下式子表示：
化合價升高、失電子、變成
化合價降低、得電子、變成
氧化劑+還原劑還原產(chǎn)物+氧化產(chǎn)物
練習：練習1中是氧化還原反應的，請指出氧化劑，還原劑，氧化產(chǎn)物，還原產(chǎn)物，標出電子轉(zhuǎn)移的方向和數(shù)目。
2、物質(zhì)氧化性和還原性相對強弱的判斷方法
（1）根據(jù)金屬活動順序進行判斷
[說明]一般來說，越活潑的金屬，失電子氧化成金屬陽離子越容易，其陽離子得電子還原成金屬單質(zhì)越難，氧化性越弱；反之，越不活潑的金屬，失電子氧化成金屬陽離子越難，其陽離子得電子還原成金屬單質(zhì)越容易，氧化性越強。如Cu2++2e→Cu遠比Na+ +e→Na容易，即氧化性Cu2+>Na+,還原性Na> Cu
�。�2）根據(jù)非金屬活動順序進行判斷
（3）根據(jù)氧化還原反應的發(fā)生規(guī)律判斷
氧化還原反應發(fā)生規(guī)律可用如下式子表示：
化合價升高、失電子、變成
化合價降低、得電子、變成
氧化劑+還原劑 還原產(chǎn)物+氧化產(chǎn)物
氧化性：反應物中的強氧化劑，生成物中的弱氧化劑
還原性：反應物中的強還原劑，生成物中的弱述原劑
例：已知①2FeCl3+2KI=2FeCl2+I2+2KCl
②2FeCl2+C12=2FeCl3
由①知，氧化性Fe3+>I2，由②知，氧化性C12>Fe3+，綜合①②結(jié)論，可知氧化性Cl2>Fe3+
�。�4）根據(jù)氧化還原反應發(fā)生反應條件的不同進行判斷
如：Mn02十4HCl(濃)稭nCl2+C12↑+2H20
2KMn04十16HCl(濃)=2MnCl2+5C12↑+8H2O
后者比前者容易(不需要加熱)，可判斷氧化性 KMn04>Mn02
�。�5）根據(jù)被氧化或被還原的程度的不同進行判斷
Cu十C12稢uCl2
2Cu+S Cu2S
C12可把Cu氧化到Cu(+2價)，而S只能把Cu氧化到 Cu(+1價)，這說明氧化性Cl2>S
�。�6）根據(jù)元素周期表判斷
�、賹ν恢芷诮饘俣裕瑥淖蟮接移浣饘倩顫娦砸来螠p弱。如Na、Mg、A1金屬性依次減弱，其還原性也依次減弱。
�、趯ν髯宓慕饘俸头墙饘倏砂瓷鲜龇椒ǚ治觥�
3、氧化還原反應的基本規(guī)律
�。�1）表現(xiàn)性質(zhì)規(guī)律
當元素具有可變化合價時,一般處于最高價態(tài)時只具有氧化性，處于最低價態(tài)時只具有原性，處于中間價態(tài)時既具有氧化性又具有還原姓。如：濃H2SO4的S只具有氧化性，H2S中的S只具有還原性，單質(zhì)S既具有氧化性又具有還原性。
�。�2）性質(zhì)強弱規(guī)律
在氧化還原反應中，強氧化劑+強還原劑=弱氧化劑(氧化產(chǎn)物)+弱還原劑(還原產(chǎn)物)，即氧化劑的氧化性比氧化產(chǎn)物強，還原劑的還原性比還原產(chǎn)物強。如由反應2FeCl3+2KI=2FeC3+2KCl+I2可知， FeCl3的氧化性比I2強，KI的還原性比FeCl2強。
一般來說，含有同種元素不同價態(tài)的物質(zhì)，價態(tài)越高氧化性越強(氯的含氧酸除外)，價態(tài)越低還原性越強。如氧化性：濃H2SO4，S02(H2S03)，S；還原性： H2S>S>SO2。
在金屬活動性順序表中，從左到右單質(zhì)的還原性逐漸減弱，陽離子(鐵指Fe2+)的氧化性逐漸增強。
�。�3）反應先后規(guī)律
同一氧化劑與含多種還原劑(物質(zhì)的量濃度相同)的溶液反應時，首先被氧化的是還原性較強的物質(zhì)；同一還原劑與含多種氧化劑(物質(zhì)的量濃度相同)的溶液反應時，首先被還原的.是氧化性較強的物質(zhì)。如：將Cl2通人物質(zhì)的量濃度相同的NaBr和NaI的混合液中，C12首先與NaI反應；將過量鐵粉加入到物質(zhì)的量濃度相同的Fe2+、和Cu2+的混合溶液中，F(xiàn)e首先與Fe3+反應。FeBr2 中通入Cl2 ,HBr和H2SO3 中通入Cl2
�。�4）價態(tài)歸中規(guī)律
含不同價態(tài)同種元素的物質(zhì)問發(fā)生氧化還原反應時，該元素價態(tài)的變化一定遵循“高價+低價一中間價”，而不會出現(xiàn)交錯現(xiàn)象。
-5e-
+5e-
-6e-
+6e-
KClO3+6HCl =KCl+3Cl2+3H2O 而不是KClO3+2HCl=KCl+3Cl2+3H2O
(5)歧化反應規(guī)律
發(fā)生在同一物質(zhì)分子內(nèi)、同一價態(tài)的同一元素之間的氧化還原反應，叫做歧化反應。其反應規(guī)律是：所得產(chǎn)物中，該元素一部分價態(tài)升高，一部分價態(tài)降低，即“中間價→高價+低價”。具有多種價態(tài)的元素(如氯、硫、氮和磷元素等)均可發(fā)生歧化反應，如：
Cl2十2NaOH=NaCl十NaClO十H20
5、有關計算
在氧化還原反應中，氧化劑與還原劑得失電子數(shù)相等。這是進行氧化還原反應計算的基本依據(jù)。
舉例：
1、在100mLFeBr2 中通入Cl2 2.24L(STP),充分反應后，有 的Br-被氧化，則原FeBr2 的濃度是多少mol·L-1 （分別用電子得失相等和電解質(zhì)溶液電荷守恒來解題）
2、物質(zhì)的量相等的HBr和H2SO3 溶液中，中通入0.1mol Cl2 ，結(jié)果有 的Br-被氧化，求HBr的物質(zhì)的量？
有機物化合價升降的計算
(1)得氧或失氫被氧化，每得1個O原子或失去2個H原子，化合價升高2。
(2)失氧或得氫被還原，每失去1個O原子或得2個H原子，化合價降低2。
例：CH3CH20H CH3CHO CH3COOH
過程(1)是失氫，氧化過程，化合價升高1×2
過程(2)是得氧，氧化過程，化合價升高2×1
過程(3)是加氫，還原過程，化合價升高1×24
練習3
1．已知I-、Fe2+、SO2、Cl-、H2O2都有還原性，它們在酸性溶液中還原性的強弱順序為Cl- �。粒�2Fe3+ + SO2 +2 H2O ＝ 2Fe2+ + SO42- + 4H+ Ｂ．I2 + SO2 + 2H2O ＝ H2SO4 + 2HI �。茫瓾2O2 + H2SO4 ＝ SO2 + O2 + 2H2O �。模�2Fe2+ + I2 ＝ 2Fe3+ + 2I- 2．下列反應中，不屬于氧化還原反應的是( )。 A．2CO + O2 點燃 2CO2 B．CH4 + 2O2 點燃 CO2 + 2H2O C．2KClO3 加熱 2KCl + 3O2↑ D．2Fe(OH)3 加熱 Fe2O3 +3H2O 3．關于C + CO2 點燃 2CO的反應，下列說法正確的是( )。 A．是化合反應，不是氧化還原反應 B．CO既是氧化產(chǎn)物又是還原產(chǎn)物 C．單質(zhì)C中C的化合價升高，被還原，是氧化劑 D．CO2中C的化合價降低，被氧化，CO2是還原劑 4．R、X、Y和Z是四種元素，其常見化合價均為+2價，且X2＋與單質(zhì)R不反應； X2＋＋ Z＝X ＋ Z2＋；Y ＋ Z2＋＝Y(jié)2＋ ＋Z。這四種離子被還原成0價時表現(xiàn)的氧化性大小符合( )。 A． R2＋＞X2＋＞Z2＋＞Y2＋ B． X2＋＞R2＋＞Y2＋＞Z2＋ C． Y2＋＞Z2＋＞R2＋＞X2＋ D． Z2＋＞X2＋＞R2＋＞Y2＋ 5．化合物BrFx與水按物質(zhì)的量之比3︰5 發(fā)生反應，其產(chǎn)物為溴酸、氫氟酸、單質(zhì)溴和氧氣。 �。�1）BrFx中，x＝ 。 �。�2）該反應的化學方程式是： 。 （3）此反應中的氧化劑和還原劑各是什么? 氧化劑是 ；還原劑是 。 【第一章化學反應及其能量變化專題復習】相關文章： 化學反應與能量變化知識點總結(jié)11-25 化學反應與能量教學反思01-10 高考語文專題復習11-08 小學數(shù)學總復習專題05-12 專題復習之化學用語05-20 2018廣東高考化學反應速率復習資料08-16 加大數(shù)學專題復習力度05-12 高考語文專題復習(12篇)11-16 高考語文專題復習12篇11-08