1、氧化還原反應目標定位】考綱導引考點梳理1. 了解氧化還原反應的本質是電子的轉移。2. 了解常見的氧化還原反應。1. 氧化還原反應。2. 電子轉移的表示方法。3. 常見的氧化劑和還原劑。要點精解】一、氧化還原反應的本質及特征1. 氧化還原反應的定義 在反應過程中有元素化合價變化的化學反應叫做氧化還原反應。在氧化還原反應中，反應物所含元素化合價 的反應稱為氧化反應； 反應物所 含元素化合價 的反應稱為還原反應。 氧化反應和還原反應對立統一于一個氧化還原反應之中。2. 氧化還原反應的實質 元素化合價的變化是電子轉移的外觀表現，電子轉移是氧化還原反應的實質。3. 氧化還原反應的特征（判斷依據） 反應前

2、后某些元素的化合價發生了變化。例 1. 氯化碘（ ICl ）的性質類似鹵素，有很強的化學活動性。ICl 跟 Zn、 H2O的反應如下： 2ICl+2Zn=ZnCl 2+ZnI 2ICl+H 2O=HCl+HIO下列敘述中正確的是（）A反應不是氧化還原反應B 反應不是氧化還原反應C二者都是氧化還原反應D 在反應中， Zn 發生的是氧化反應二、氧化劑和還原劑1. 氧化劑和還原劑的相關概念氧化劑 : 電子（ 所含某元素化合價 ）的反應物；還原劑： 電子（所含某元素化合價 _）的反應物。氧化反應：失去電子（或元素化合價升高）的反應；還原反應：得到電子（或元素化合價降低）的反應。 氧化性：物質得到電子的

3、能力或性質；還原性：物質失去電子的能力或性質。氧化產物：氧化產物是發生氧化反應的物質的生成物；還原產物：還原產物是發生還原反應的物質的生成 物。說明：氧化劑和還原劑均是指反應物，是一種化學物質，而不是指某一種元素；氧化劑具有氧化性， 氧化劑本身被還原，即發生還原反應，轉化為還原產物；還原劑具有還原性，還原劑本身被氧化，即發生氧化反應，轉化為氧化產物（圖示如下）例 2在 3Cu + 8HNO（3 稀）= 3Cu（NO3） 2 + 2NO+ 4H2O的反應中，還原劑是 ，氧化劑是還原產物是 ，氧化產物是 ，4molHNO3參加反應，其中被還原的是2. 常見的氧化劑和還原劑1）重要的氧化劑：活潑非金

4、屬單質： F2 、 Cl 2、 Br2 、I2 、 O2、O3 高價氧化物： MnO2、 PbO2、 Bi 2O5、 CO2（高溫） 高價態酸： HNO3、 HClO3、 HClO4、濃 H2SO4 高價態鹽： KNO3（H+）、 KMnO4（酸性、中性、堿性） 、 KClO3、FeCl3、 K2Cr2O7（酸性、中性、 過氧化物： H2O2、Na2O2、 CaO2、 BaO2、 K 2O2mol。堿性） 其它： HClO、 NaClO、漂白粉、 NO2、 KO2 弱氧化劑：能電離出 H+的物質、銀氨溶液、新制的 Cu（OH）2（2）重要的還原劑：變價元素中元素低價態氧化物： SO2、 CO

5、變價元素中元素低價態的酸、陰離子 :H2S、 變價元素中元素低價態時的鹽、堿 :Na2SO3、 其它： S、 Sn2+、 NH33. 氧化還原反應 氧化還原反應與四種基本類型反應之間的關系 化合反應：有單質參加的是氧化還原反應。 分解反應：有單質生成的是氧化還原反應。 置換反應：全部是氧化還原反應。 復分解反應：都是非氧化還原反應。（ 如圖 ）S 2、 HS、HBr、Br、HI、I 、濃 HCl、 Cl -、Na2S、FeSO4、 Na2S2O3、Fe(OH)2H2SO3 、HSO3-金屬單質： IA 、IIA 、金屬活動性順序表靠前的金屬 非金屬單質： H2、 C、 Si3. 氧化還原反應的

6、基本類型：（1）自身氧化還原反應：同一種物質的分子內，同種元素 （ 不同價態 ） 或不同種元素的原子 （ 離子 ） 之間發生 電子轉移的氧化還原反應。說明：自身氧化還原反應中氧化劑和還原劑必須是同一種物質。（2）歧化反應： 同一種物質分子內同一種元素同一價態的原子 （ 或離子 ） 發生電子轉移的氧化還原反應。 如： C1 2+2NaOH=2NaCl+NaCl0+H203N0 2+H20=2HN03+NO 說明：歧化反應是自身氧化還原反應的特例；歧化反應的特點：某元素的中間價態在適宜條件下同時 向較高和較低價態轉化。（3）歸中反應：同種元素由不同價態 （ 高價態和低價態 ） 轉變為中間價態的氧化

7、還原反應。如：6HCl+KCl03KCl+3C12 +3H20 2FeCl 3+Fe 3FeCl 2 2H 2S+S02=3S+2H20（4）部分氧化還原反應：不同物質之間，部分被氧化或部分被還原的氧化還原反應。Mn02+4HCl（ 濃 ）=MnCl2+2H20+C124. 電子轉移的表示方法（ 1）單線橋法。從被氧化（失電子，化合價升高）的元素指向被還原（得電子，化合價降低）的元素， 標明電子數目，不需注明得失。例：MnO2 + 4HCl （濃）MnCl2+Cl 2+2H2O（2）雙線橋法。得失電子分開注明，從反應物指向生成物（同種元素）注明得失及電子數。例：MnO2+4HCl（濃）MnCl

8、2+Cl 2+2H2O三、氧化還原反應的一般規律1. 性質強弱的規律+ne在“氧化劑還原劑 還原產物氧化產物”中，ne氧化性強弱順序是：氧化劑氧化產物；還原性強弱順序是：還原劑還原產物。例 3. 根據反應式： （1）2Fe 3+2I -=2Fe2+I 2，（2）Br 2+2Fe2+=2Br -+2Fe3+，可判斷出離子的還原性從強到弱的順序 是 （） 。- 2+ - - 2+ - - - 2+ 2+ - - ABr-、Fe2+、I -BI-、Fe2+、Br-CBr-、I-、Fe2+DFe2+、I-、Br-2. 守恒規律 化合價有升必有降，電子有得必有失對于一個完整的氧化還原反應，化合價升高總數

9、與降低總數相 等，失電子總數（或共用電子對偏離）與得電子總數（或共用電子對偏向）相等。3. 價態表現性質的規律 元素處于最高價，只有氧化性；元素處于最低價，只有還原性；元素處于中間價態，既有氧化性又有 還原性，但主要呈現一種性質；物質若含有多種元素，其性質是這些元素性質的綜合體現。例 4. 在下列物質中，既具有氧化性又具有還原性的是 （ ） 。A鐵B 硫C鐵和硫D氧和鐵4. 轉化規律 氧化還原反應中，以元素相鄰價態間的轉化最容易；同種元素不同價態之間的氧化反應，化合價的變化遵 循“只靠攏，不交叉”（即價態歸中） ；同種元素相鄰價態間不發生氧化還原反應。即是 : 歧化律處于 中間價態的元素同時升

10、降 ; 歸中律同種元素不同價態反應時，化合價向中間靠攏，且一般符合鄰位轉 化和互不 換位規律。例如：5. 反應先后的一般規律 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。 說明: 越易失電子的物質，失后就越難得電子；越易得電子的物質，得后就越難失電子。四、氧化還原反應的應用：（一）、氧化性、還原性強弱的判斷1. 氧化性、還原性的強弱取決于得、失電子的難易程度，與得、失電子數目的多少無關。2. 常用判斷方法（1） 依據元素在同期表的位置判斷 從左到右：金屬單質的

11、還原性依次減弱，非金屬單質的氧化性逐漸加強。 從上到下：金屬單質的還原性依次增強，非金屬單質的氧化性逐漸減弱。單質氧化性： F2Cl 2Br 2I 2S 離子還原性：S2IBrClF單質還原性： NaMgAl離子氧化性： Al 3+Mg2+Na+(2) 根據金屬(非金屬)的活動性順序表來判斷(3) 通過氧化還原反應比較：氧化劑還原劑氧化產物還原產物氧化性：氧化劑氧化產物還原性：還原劑還原產物(4) 通過與同一物質反應的產物比較：(5) 如： 2Fe+3Cl2 =2FeCl 3 ，Fe+S=FeS ，可得出氧化性 Cl2 S 。(6) 反應原理相似的不同反應中，反應條件要求越低，說明氧化劑或還原

12、劑越強。如鹵素單質與 H2的反應，按 F2、Cl2、Br2、I 2的順序反應越來越難，反應條件要求越來越高，則可得出氧 化性 F2Cl 2 Br 2 I 2 。(7) 對同一元素而言，一般價態越高，氧化性越強，如 Fe3Fe2Fe；價態越低，氧化性越弱，如 S2SSO2。(特例：氧化性 HClO HClO2 HClO3 HClO4 )(8) 據原電池電極：負極金屬比正極金屬 (還原性強)；據電解池中放電順序，先得(或失)電子者 (或 )強。說明：氧化性與還原性受外界因素的影響。H2SO4 具有強氧化性，熱的濃 H2SO4比冷H2SO4 具有強氧化性，稀硫酸只有 H+顯KMnO4的還原產物為 M

13、n2 ；在中性環溫度：溫度高時，氧化劑的氧化性和還原劑的還原性均增強。如濃 的濃 H2SO4 氧化性要強。濃度：濃度大時，氧化劑的氧化性和還原劑的還原性均增強。如濃 示弱氧化性。酸堿性：如 KMnO4 的氧化性隨溶液酸性的增強而增強。在酸性環境中， 境中， KMnO4的還原產物為 MnO2；在堿性環境中， KMnO4 的還原產物為 K2MnO4 。在使用高錳酸鉀作為氧化劑 檢驗或除雜一些還原性物質時，為了現象明顯，反應快速。往往使用酸性高錳酸鉀溶液。例 5. 常溫下，在下列溶液中發生如下反應：16H+十 10Z十 2XO4=2x2+十 5Z2十 8H2O2A2+B2=2A3+ 十 2B 2B十

14、 Z2=B2十 2Z由此判斷下列說法錯誤的是 ( )A反應 Z2十 2A2+=2A3+十 2Z可以進行BZ 元素在反應中均被還原C氧化性由強到弱的順序是 XO4、Z2、B2、 A3+ D 還原性由強到弱的順序是 A2+、B、Z、X2+二)、氧化還原反應的相關計算原理是：氧化劑得到的電子總數等于還原劑失去的電子總數。例 6. 硫酸銨在強熱條件下分解 , 生成氨、 二氧化硫、 氮氣和水 . 反應中生成的氧化產物和還原產物的物質的 量之比是 ( )A.1:3 B.2:3 C.1:1 D.4:3(三)、氧化還原反應方程式的配平1. 配平的原則(1) 電子守恒：氧化還原反應過程中，氧化劑得電子總數目等于

15、還原劑失電子總數目，即：“電子得失數 相等”“化合價升降數相等”。(2) 質量守恒：反應前后各元素的原子個數相等。(3) 電荷守恒：對于離子方程式，等式兩邊“電荷總數相等”。2. 配平的思路一般分兩部分 : 第一部分是氧化劑、還原劑、氧化產物、還原產物之間的配平化合價升降相等或電子得 失數相等；第二部分是用觀察法配平其他物質的化學計量數。3. 常見配平方法：化合價升降法 ( 即電子得失法或氧化數法 ) 該基本步驟可簡記作：劃好價、列變化、求總數、配化學計量數。例7. (NH 4)2SO4在高溫下分解，產物是 SO2、H2O、N2和 NH 3。在該反應的化學方程式中 ，化學計量數由 小到大的產物分子依次是 ( )ASO2、H2O、N2、NH3BN2、SO2、 H2O、NH3CN2、SO2、NH 3、H2ODH2O、NH 3、SO