（江苏专用）2021高考化学一轮复习 专题4 氧化还原反应课件.pptx

专题4氧化还原反应考点氧化还原反应的概念、原理及应用(3)氧化剂(被⑤还原):⑥得到电子的物质(所含元素化合价降低的物质)。(4)还原剂(被⑦氧化):⑧失去电子的物质(所含元素化合价升高的3.氧化还原反应与四大基本反应类型的关系 二、常见的氧化剂和还原剂1.常见的氧化剂2.常见的还原剂(1)金属单质:如K、Na、Mg等。(2)某些非金属单质:如H2、C、Si等。(3)低价态金属阳离子:如Fe2+、Cu+等。(4)元素处于低价态的氧化物:如CO、NO、SO2等。(5)非金属阴离子及低价态化合物:如S2-、I-、H2S等。(6)非金属氢化物:如HBr、HI、H2S等。三、氧化还原反应中电子转移的表示方法2.单线桥法 注意事项:基本规律一、氧化还原反应的规律及应用1.守恒规律氧化还原反应中有物质失电子必有物质得电子,且得电子总数 等于失电子总数。或者说氧化还原反应中,有元素化合价升高必有元素化合价降低,且化合价降低总值必 等于升高总值。2.价态规律元素处于最高价态,只有 氧化性;元素处于最低价态,只有 还原性;元素处于中间价态,既有氧化性又有还原性,但主要呈现一种性质。物质中若含有多种元素,其性质是这些元素性质的综合体现。应用:判断元素或物质有无氧化性或还原性。3.转化规律质,得到后就 越难失去电子。一种氧化剂同时和几种还原剂相遇时,与还原性 最强的优先发生反应;同理,一种还原剂同时与多种氧化剂相遇时,与氧化性 最强的优先发生反应。如向FeBr2溶液中通入Cl2时,发生离子反应的先后顺序为2Fe2++Cl2 2Fe3++2Cl-,2Br-+Cl2 Br2+2Cl-。应用:判断物质的稳定性及反应顺序。二、物质氧化性、还原性强弱的判断1.根据元素活动性顺序(常见元素)判断①金属活动性顺序 ②非金属活动性顺序(常见元素) 2.根据元素在周期表中的位置判断①同主族元素(从上到下)如: ②同周期主族元素(从左到右)如: 3.根据元素最高价氧化物对应的水化物的酸碱性强弱判断例如,酸性:HClO4>H2SO4>H3PO4>H2CO3,可判断氧化性:Cl2>S>P>C。4.根据氧化还原反应的方向判断氧化剂+还原剂 还原产物+氧化产物氧化性:氧化剂>氧化产物;还原性:还原剂>还原产物。5.根据氧化产物的价态高低判断当含有变价元素的还原剂在相似的条件下作用于不同的氧化剂时,可根据氧化产物价态的高低判断氧化剂氧化性的强弱。三、氧化还原反应方程式的配平1.配平的原则(1)得失电子守恒原则:反应中还原剂失去电子的总数与氧化剂得到电子的总数相等。(2)电荷守恒原则:若为离子反应,反应前后离子所带正、负电荷总数相等。(3)原子守恒原则:反应前后各元素的原子个数相等。2.配平步骤(5)“五查”:检查反应前后原子总数是否相等,检查离子反应中电荷是否守恒,若相等且守恒,说明方程式正确,将箭头或短线改为等号(上海地区的反应方程式都用箭头,不必改为等号)。2KMnO4+5Na2SO3+3H2SO4 2MnSO4+K2SO4+5Na2SO4+3H2O氧化还原反应计算的常见方法——得失电子守恒法得失电子守恒是指在发生氧化还原反应时,氧化剂得到的电子总数一定等于还原剂失去的电子总数。得失电子守恒法常用于氧化还原反应中氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物的有关计算及电解过程中电极产物的有关计算等。运用得失电子守恒法解题的步骤:首先找出氧化剂、还原剂及两者物质的量,以及每摩尔氧化剂得电子的量和每摩尔还原剂失电子的量,然后根据得失电子守恒列出等式:氧化剂的物质的量×每摩尔氧化剂得到的电子数=还原剂的物质的量×每摩尔还原剂失去的电子数,利用这一等式解答有关氧化还原反应的计算题时,可化难为易,化繁为简。例[2015江苏单科,18(1)(4),8分]软锰矿(主要成分MnO2,杂质金属元素Fe、Al、Mg等)的水悬浊液与烟气中SO2反应可制备MnSO4·H2O,反应的化学方程式为:MnO2+SO2 MnSO4。(1)质量为17.40g纯净MnO2最多能氧化L(标准状况)SO2。(4)准确称取0.1710gMnSO4·H2O样品置于锥形瓶中,加入适量H3PO4和NH4NO3溶液,加热使Mn2+全部氧化成Mn3+,用c(Fe2+)=0.0500mol·L-1的标准溶液滴定至终点(滴定过程中Mn3+被还原为Mn2+),消耗Fe2+溶液20.00mL。计算MnSO4·H2O样品的纯度(请给出计算过程)。解题导引氧化还原离子方程式中必须遵循三个守恒:得失电子守恒、电荷守恒、原子守恒,此为配平的依据,也是计算参照的原则。其中得失电子守恒比较“隐蔽”,一般需要根据题中所给信息整理得到。解析(1)根据已知方程式,可得n(SO2)=n(MnO2)= =0.2mol,则V(SO2)=4.48L。未知氧化还原反应离