高考化学氧化还原反应知识.docx

高考化学氧化还原反应知识第一片：概述1.概念：一种物质被氧化，一种物质被还原的反应。(注意：该处的“一种”是广义的“一种”，非就是一种，可能是多种。有被氧化、还原的物质即可)2.特征:有化合价的改变。3.实质:有电子的转移。(电子的得失→形成离子键，共用电子对的偏移→形成极性共价键，统称电子转移)4.关系:⑴氧化和还原的关系：是一个反应的不同对象，相互对立，相互依存，不是两个孤立的反应。像“买和卖”一样。⑵和四类基本反应类型的关系：置换反应一定是氧化还原反应，复分解反应一定是非氧化还原反应，化合反应和分解反应不一定。(注意：有单质参加或有单质生成的化学反应，不一定是氧化还原反应，如：同素异形体的转变等)⑶和有机氧化还原的关系有机的氧化是除氢或加氧，还原是除氧或加氢，若从化合价(氧化数)的改变看，和无机的氧化还原反应是一致的。⑷几个重要概念间的关系化合价升高→失电子→做还原剂→表现还原性→被氧化→发生氧化反应→得氧化产物;化合价降低→得电子→做氧化剂→表现氧化性→被还原→发生还原反应→得还原产物5.表示：⑴单线桥法例：⑵双线桥法例：第二片：规律1.守恒规律参加氧化还原反应的各元素，化合价升降总数相等，即：氧化剂得电子总数等于还原剂失电子总数，即电子守恒。2.先后规律氧化、还原性强的氧化、还原剂，优先被还原或氧化，如在FeBr2和FeI2的混合液中滴入氯水，因还原性I->Fe2+>Br-，所以，I-最先被氧化，当Fe2+部分被氧化时，溶液中肯定没有I-，Br-一定还没有被氧化。3.价态规律：⑴某元素处于最高价时，只有氧化性;最低价时，只有还原性;中间价态时，既有氧化性又有还原性。(注意：非价态愈高氧化性愈强，价态愈低还原性愈强)。⑵不同物质的同种元素，处于不同价态时，生成物往中间价态靠拢(注意只靠近，不交叉。也有叫归中规律的)如：H2S+H2SO4(浓)=S+SO2+H2O，氧化产物是S，还原产物是SO2。另：浓硫酸可以干燥SO2(二者硫元素无中间价态，不反应)。⑶元素处于中间价态时，一般可以向相邻价态歧化(也有叫歧化规律的)，如：Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O.条件不同时，也有可能其他歧化方式。第三片：对比即氧化、还原性强弱的对比，其常见标准有：1.依据化学方程式。方程式所有物质中，氧化剂氧化性最强，还原剂还原性最强。2.依据反应条件。和同一氧化剂(或还原剂)反应的不同还原剂(或氧化剂)，反应条件要求愈高，如：浓度、温度、压强等(不包括催化剂)，其还原性(或氧化性)就愈弱。反之，愈强。3.依据金属活动顺序表。愈靠前，还原性愈强(对应阳离子氧化性愈弱，Fe3+氧化性强于Cu2+，是正常价态的对应离子)。4..依据元素周期表。金属的还原性：同周期原子序数愈小(靠左)、同主族原子序数愈大(靠下)，还原性愈强，。非金属的氧化性：同周期原子序数愈大(靠右)、同主族原子序数愈小(靠上)，氧化性愈强(对应阴离子氧化性愈弱)。5.根据电化学判断。⑴原电池中：①负极还原性强于正极，②正极优先放电的阳离子氧化性强。⑵电解池中：①阳极优先放电的阴离子还原性强，②阴极优先放电的阳离子氧化性强。第四片：配平(1)1.原则：遵循三大守恒。2.步骤：电子守恒→电荷守恒→质量守恒。3.方法：十字交叉法。附：例题：NH3+O2=NO+H2O,⑴先正确标出变价元素的化合价及1mol的该物质得失电子总数：⑵交叉电子得失总数目为对方系数：→4NH3+5O2=NO+H2O，⑶调整氧化还原产物系数：4NH3+5O2=4NO+6H2O，⑷最后调整非氧化还原元素系数，该反应已平，无需调整。①若得失电子有公约数，要约掉再交叉，例：2H2S+SO2=3S+2H2O②若系数出现分数，要扩大相应倍数，例：8NH3+6NO2=7N2+12H2O③化合反应和归中反应要从前往后配，而分解反应及歧化反应要从后往前配，具体方法和前面一样。例：3S+6NaOH=2Na2S+Na2SO3+3H2O④部分氧化还原的反应，应先配平氧化还原部分后，再加上未被氧化还原的。例：过量的铁粉和稀硝酸的反应，3Fe+8HNO3(稀)=3Fe(NO3)2+2NO↑+4H2O⑤多种元素变价的反应，一定注意是1mol的该物质得失电子总数。例:如果是生成多个价态物质，按照要求，按一种物质处理。例：一定量的铁和稀硝酸反应，生成的Fe2+和Fe3+之比是2∶3，其方程式的配平如下：15Fe+52HNO3(稀)=6Fe(NO3)2+9Fe(NO3)3+13NO↑+26H2O第四片：配平(2)⑦化还原的离子反应，先配电子守恒、再配电荷守恒(有时根据反应环境补充H+或OH-等相关离子)、最后配质量守恒。例：SO2使酸性KMnO4溶液褪色，5SO2+2MnO4-+2H2O=5SO42-+2Mn2++4H+⑧复杂的离