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氧化還原反應,1．本質和特征,有電子轉移,化合價,得到,降低,還原,還原,氧化,失去,升高,氧化,氧化,還原,Cl2,MnCl2,3.與四種基本反應類型的關系,置換,反應,復分解,反應,分解 反應,4.電子轉移的表示方法 標出銅與稀硝酸反應中電子轉移的方向及數目 (1)雙線橋法,注意：①箭頭必須由反應物指向生成物，且兩端對準同種元素。 ②在“橋”上標明電子的“得”與“失”，且得失電子總數相等。 ③得失電子數目的正確表述是得到(或失去)abe－，a表示得到或失去電子的原子數目，b表示每個原子得到或失去的電子數(化合價降低或升高的數目)，當a或b為1時，予以省略。 (2)單線橋法,注意：①箭頭必須由還原劑(失電子)指向氧化劑(得電子)，箭頭兩端對準得失電子的元素。 ②箭頭方向表明電子轉移的方向，因此無需注明電子的“得”與“失”，只需注明轉移電子的總數。,1.口訣巧記 (1)“氧→得→降→還”，即氧化劑→得電子→元素化合價降低→被還原→發(fā)生還原反應→生成還原產物； (2)“還→失→升→氧”，即還原劑→失電子→元素化合價升高→被氧化→發(fā)生氧化反應→生成氧化產物。 2.名師提醒 同時有單質參加和生成的反應不一定屬于氧化還原反應，如置換反應一定屬于氧化還原反應；再如同素異形體之間的轉化則屬于非氧化還原反應。,常見的氧化劑和還原劑,F2、Cl2、Br2、O2、O3,Fe3＋、Cu2＋,濃H2SO4,K、Na、Mg、Al、Fe、Zn,H2、C、Si、S,熟記以下常見氧化劑和還原劑所對應的還原產物和氧化產物 (1)常見氧化劑所對應的還原產物,(2)常見還原劑所對應的氧化產物,氧化還原方程式的配平,變價元素,最小公倍數,氧化劑,還原劑,質量 電荷 電子轉移,氧化還原反應方程式配平的三原則,要點一 氧化還原反應中基本概念的辨析,【典例示范1】 (2015河南豫東、豫北十所名校聯考)對4FeCl2＋4Na2O2＋6H2O===4Fe(OH)3＋O2↑＋8NaCl，下列說法錯誤的是( ) A.Fe(OH)3既是氧化產物又是還原產物 B.氧氣是氧化產物 C.作氧化劑的過氧化鈉和作還原劑的過氧化鈉物質的量之比為3∶1 D.過氧化鈉只作氧化劑,解析 在題給的化學反應4FeCl2＋4Na2O2＋6H2O=== 4Fe(OH)3＋O2↑＋8NaCl中，鐵元素由＋2→＋3價， Na2O2中氧元素 故可知Fe(OH)3既是氧化產物又是還原產物，氧氣是氧化產物，氧化劑是Na2O2，還原劑為FeCl2和Na2O2，A、B正確，D錯誤；由得失電子守恒可知，作氧化劑的Na2O2與作還原劑的Na2O2物質的量之比為3∶1，C正確。 答案 D,【借題發(fā)揮】 判斷氧化還原反應基本概念的思維模型 標出變價元素的化合價→分析反應前后元素化合價變化→找出氧化劑、還原劑、氧化產物、還原產物(即二劑二產物)→判斷各物質的作用及電子轉移或物質的量的關系。,要點二 氧化還原反應的四個基本規(guī)律及其應用,1.價變規(guī)律 同種元素不同價態(tài)之間發(fā)生氧化還原反應時可總結為： 價態(tài)相鄰能共存，價態(tài)相間能歸中， 歸中價態(tài)不交叉，價升價降只靠攏。 應用：(1)判斷含不同價態(tài)同種元素的物質間能否發(fā)生氧化還原反應。 (2)確定同種元素不同價態(tài)的物質間發(fā)生反應的氧化產物和還原產物。,2.強弱規(guī)律 氧化劑＋還原劑===還原產得到ne－物＋氧化失去ne－產物 氧化性：氧化劑＞氧化產物；還原性：還原劑＞還原產物 應用：(1)比較物質氧化性、還原性的相對強弱； (2)判斷氧化還原反應能否自發(fā)進行。,3.優(yōu)先規(guī)律 在濃度相差不大的溶液中，同時含有幾種還原劑時，若加入氧化劑，則它首先與溶液中還原性最強的還原劑作用；同理，同時含有幾種氧化劑時，若加入還原劑，則它首先與溶液中氧化性最強的氧化劑作用。 應用：判斷氧化還原反應發(fā)生的先后順序。,4.守恒規(guī)律 對于一個氧化還原反應，元素化合價升高總數與降低總數相等，還原劑失電子總數和氧化劑得電子總數相等。 應用：(1)配平氧化還原反應方程式； (2)進行氧化還原反應的相關計算。,【典例示范2】 (2015廣東汕頭質檢)有下列三個反應：①3Cl2＋2FeI2===2FeCl3＋2I2 ②2Fe2＋＋Br2===2Fe3＋＋2Br－ ③Co2O3＋6HCl===2CoCl2＋Cl2↑＋3H2O。下列說法正確的是( ) A.①②③中的氧化產物分別是I2、Fe3＋、CoCl2 B.根據以上化學方程式可以得到氧化性強弱順序Cl2Fe3＋Co2O3 C.可以推理得到Cl2＋FeBr2===FeCl2＋Br2 D.在③反應中當1 mol Co2O3參加反應時，2 mol HCl被氧化,答案 D,【借題發(fā)揮】 比較物質氧化性、還原性強弱的方法 1.根據氧化還原反應方程式判斷 氧化性：氧化劑＞氧化產物；還原性：還原劑＞還原產物。 2.根據物質活動性順序判斷 (1)金屬活動性順序(常見元素) K Ca Na…Fe… Cu Hg Ag 單質的還原性逐漸減弱，對應陽離子的氧化性逐漸增強,,(2)非金屬活動性順序(常見元素) F Cl Br I S 單質的氧化性逐漸減弱，對應陰離子的還原性逐漸增強 3.依據氧化還原反應的程度 相同條件下： a.不同氧化劑作用于同一種還原劑，氧化產物中元素價態(tài)高的其氧化性強。,,例如：,b.不同還原劑作用于同一種氧化劑，還原產物中元素價態(tài)低的其還原性強。 例如：,4.根據反應的條件判斷 不同的還原劑(或氧化劑)與同一氧化劑(或還原劑)反應時，條件越易，則還原劑(或氧化劑)的還原性(或氧化性)就越強，反之越弱。 5.根據原電池、電解池的電極反應判斷 (1)兩種不同的金屬構成原電池的兩極，其還原性，一般負極＞正極。 (2)用惰性電極電解混合溶液時，在陰極先放電的陽離子的氧化性較強(對應金屬單質的還原性較弱)，而在陽極先放電的陰離子的還原性較強(對應非金屬單質的氧化性較弱)。,6.根據反應的劇烈程度判斷 根據金屬單質與水或酸反應的劇烈程度判斷，越劇烈，則金屬單質的還原性越強；根據非金屬單質與H2化合的難易程度判斷，越劇烈，則非金屬單質的氧化性越強。 7.根據“三度”(濃度、溫度、酸堿度)判斷 一般來說，濃度越大，溫度越高，氧化劑的氧化性、還原劑的還原性越強，H＋的濃度越大，氧化劑氧化性越高，如KMnO4溶液氧化性：酸性中性堿性。,1.計算依據 氧化劑得到的電子總數＝還原劑失去的電子總數。 元素化合價降低總數＝元素化合價升高總數。 2.計算類型 (1)求氧化劑與還原劑的物質的量之比或質量比。 (2)已知參加反應的氧化劑與還原劑的物質的量之比，通過計算確定氧化產物或還原產物。 (3)多步連續(xù)進行的氧化還原反應的計算。,要點三 氧化還原反應的相關計算,【典例示范3】 24 mL濃度為0.05 molL－1的Na2SO3溶液恰好與20 mL濃度為0.02 molL－1的K2Cr2O7溶液完全反應。已知Na2SO3可被K2Cr2O7氧化為Na2SO4，則元素Cr在還原產物中的化合價為( ) A.＋2 B.＋3 C.＋4 D.＋5,解析 Na2SO3是還原劑，其中S元素的化合價從＋4→＋6，K2Cr2O7是氧化劑，設Cr元素在還原產物中的化合價為＋n價，則Cr元素的化合價從＋6→＋n，根據氧化還原反應中得失電子守恒規(guī)律，有0.05 molL－10.024 L(6－4)＝0.02 molL－10.020 L2(6－n)，解得n＝3。 答案 B,【借題發(fā)揮】,2.電子守恒法解題的優(yōu)勢 守恒法是抓住有關變化的始態(tài)和終態(tài)，忽略中間過程，利用其中的某種不變量建立關系式，從而簡化解題過程。特別是對于多步連續(xù)進行的氧化還原反應，只要中間各步反應過程中電子沒有損耗，就可直接找出起始物和最終產物，略去中間產物，建立二者之間的守恒關系，迅速求解。,