备考2019第一轮复习学案——必修1第2章第3节 氧化还原反应

第二章 化学物质及其变化

第三节 氧化还原反应

一、氧化还原反应

1．定义：在反应过程中有 的化学反应叫做氧化还原反应。

2．实质与特征：氧化还原反应的实质是 ，特征是 。

3．有关概念及相互关系（记忆口诀：“降得还还氧化剂，升失氧氧还原剂”）：

氧化剂（有氧化性）→降（化合价 ）→得（ 电子）→还（ 反应）→还（ 产物） 还原剂（有还原性）→升（化合价 ）→失（ 电子）→氧（ 反应）→氧（ 产物）

4．电子转移的表示方式

⑴单线桥法：箭头从 指向 ；桥上只标电子数，不写“得”、“失”等，如下左式。

⑵双线桥法：得失电子分开注明，从同种元素 指向 ，注明 情况及 数。如下右式。

二、氧化还原反应与四种基本类型反应之间的关系

1．所有的 反应都是氧化还原反应。

2．所有的 反应都不是氧化还原反应。

3．有 参加的化合或分解反应一定是氧化还原反应，

没有单质参加的化合、分解反应 是氧化还原反应。

4．有单质参加的反应 是氧化还原反应，如：2O 3===3O 2 。

三 、常见氧化剂和还原剂及其产物

1．常见氧化剂（化合价能 的物质）及其产物形式：

①Cl 2、Br 2、I 2→ ；

②KClO 、KClO 3（或 ClO 2）→ +多出的负二价氧再形成其它化合物； ③酸性KMnO 4（用H 2SO 4酸化）→ +多出的负二价氧再形成其它化合物； ④H 2O 2（Na 2O 2) → +多出的负二价氧再形成其它化合物； ⑤HNO 3 (浓) → +多出的负二价氧再形成其它化合物； ⑥HNO 3（稀）→ +多出的负二价氧再形成其它化合物； ⑦H 2SO 4(浓) → +多出的负二价氧再形成其它化合物； ⑧FeCl 3→ +多出的Cl －

再形成其它化合物。 得2e -

— 失2e -—

MnO 2+4HCl （浓）MnCl 2+Cl 2↑+2H 2O

MnO 2 + 4HCl （浓）MnCl 2+Cl 2↑+2H 2O 2e -

—

2．常见还原剂（化合价能的物质）及其产物形式：

①Fe（金属单质）→；

②Fe2＋→；

③SO2（SO32－) →；SO2的氧化产物，在无水时生成SO3，有水存在时生成SO42-。

④H2S → 一般生成；遇强氧化剂时也可以生成。

⑤HCl(HBr、HI) →。

⑥H2→。

3．既可作氧化剂又作还原剂的有：S、SO、H2SO3、SO2、NO、Fe2＋及含—CHO的有机物。

4．写总方程式时，把氧化剂的模式与还原剂的模式合并在一起写出来就可以了，但是要考虑阴阳离子结合后的产物在反应的环境中是否存在，可能会转化为什么物质。另外再注意：

①负价粒子必须结合正价粒子形成分子，酸根若遇到金属离子时则优先结合金属离子，一般阴离子原来与谁

结合，则在生成物中仍与谁结合，若无金属则结合H+生成酸。但是负二价氧（O2－）最优先结合的对象是H+，这样处理可以使方程式配平变得容易。

②需补充物质时，所补充的物质中价态一般都是的，若在水溶液中进行反应时，可以随时在

方程式左侧或右侧补充分子以便于配平。

③依据氧化还原规律“有得必有失，有升必有降”确定产物的形式。并依据“电子守恒”原则配平。

四、氧化还原反应方程式的配平

1. 化合价升降法(即电子得失法或氧化数法)配平步骤：

(1)标明反应前后化合价有的元素化合价。

(2)通过求最小公倍数，使化合价相等，要注意考虑化学式中各原子的角标（化合物整体性）。

(3)确定氧化剂和还原剂的系数。

(4)观察配平其它元素的系数。先配平、再配平、最后配平，然后用检查配平结果。

1．已知某强氧化剂[RO(OH)2]2+中的元素R可被亚硫酸钠还原到较低价态。若把1.2×10-3 mol ［RO(OH)2］2+还原，需要6 mL 0.2 mol/L的亚硫酸钠溶液，则反应后R的化合价为( )

A.0

B.+2

C.+3

D.+4

一、氧化还原反应中的主要规律

1．守恒规律：

(1)质量守恒：反应前后元素的和不变。

(2)电子守恒：氧化剂获得的电子总数＝还原剂失去的电子总数。这是配平氧化还原反应方程式的依据，也是

有关氧化还原反应计算的依据。表达式为：n(氧化剂)×分子中×化合价＝n(还原剂)×分子中×化合价。

2．价态归中规律：同种元素不同价态之间的反应，遵循以下规律：。