氧化还原反应 讲义

第三节氧化还原反应

第一课时

一、氧化还原反应

回顾初中所学氧化还原反应

1、从得失氧的角度来看氧化还原反应

氧化反应：物质与氧发生的化学反应。举例：木炭、硫磺、白磷、H2燃烧等。

还原反应：含氧化合物中的氧被夺去的反应。例如：H2还原CuO，CuO变成Cu。

从这一角度定义氧化还原反应有很大的缺陷性。如：Fe+CuSO4=Fe+CuSO4是不是氧化还原反应呢？

2、氧化还原反应——从化合价升降的角度来看氧化还原反应

△

例如：H2+CuO=H2O+Cu

①氧化反应：物质中所含元素化合价升高的反应。

②还原反应：物质中所含元素化合价降低的反应。

③氧化还原反应：凡是有元素化合价升降的反应。

重点：会背元素化合价口诀并会标元素化合价。（标化合价练习）

④、氧化还原反应的特征（判断依据）：有无化合价升降

3、氧化还原反应——从电子转移的角度来看氧化还原反应

例如：Fe+CuSO4=Fe+CuSO4

①氧化反应：失去电子（或电子对的偏离）所含元素化合价升高的反应。

②还原反应：得到电子（或电子对的偏向）所含元素化合价降低的反应。

③氧化还原反应：凡是有电子转移（电子的得失或电子对的偏移）的反应

重点：会背元素化合价口诀并会标元素化合价，元素化合价升高失去电子发生氧化反应，元素化合价降低得到电子发生还原反应。

④氧化还原反应的实质（本质）：电子的转移（电子的得失或电子对的偏移）

练习：（八圈图）

4、氧化还原反应与四大基本反应类型的关系：（根据练习归纳总结）

①置换反应一定是氧化还原反应。

②复分解反应一定不是氧化还原反应

③化合反应和分解反应有可能是氧化还原反应。

④有单质参加的化合反应一定是氧化还原反应。

⑤有单质生成的分解反应一定是氧化还原反应。氧

化

还

原

反

应

非

氧

化

还

原

反

应置换反应复分解反应

分

解

反

应

⑥氧化还原反应与四大基本反应类型的关系：（如右图）

第三节 氧化还原反应

第二课时

二、氧化还原反应中的基本概念（五对定义） 1、氧化剂、还原剂 例如：H 2+CuO=H 2O+Cu Fe+CuSO 4=Cu+FeSO 4

①氧化剂：化合价升高（失电子）的物质。例如：CuO 、CuSO 4

②还原剂：化合价降低（得电子）的物质。例如：H 2、Fe 、

③氧化反应：失去电子（电子对偏离）的反应。例如：

④还原反应：失去电子（电子对偏向）的反应。例如：

⑤氧化性：氧化剂得到电子的性质。例如：CuO 、CuSO 4具有氧化性。

⑥还原性：还原剂失去电子的性质。例如：H 2、Fe 具有还原性。

⑦氧化反应：还原剂失去电子的过程。例如：H 2→H 2O 、Fe →FeSO 4

⑧还原反应：氧化剂得到电子的过程。例如：CuO →Cu 、CuSO 4→Cu 、

⑨氧化产物：还原剂失去电子后被氧化得到的物质。例如：H 2O 、FeSO 4

化合反应 △

⑩还原产物：氧化剂得到电子后被还原得到的物质。例如：Cu、

2、氧化还原反应概念之间的关系：

△

例如：CuO+ H2= Cu+ H2O

氧化剂+还原剂==还原产物+氧化产物

特征本质结果反应类型参加反应角色反应产物化合价升高→失去电子→被氧化→发生氧化反应→还原剂→氧化产物化合价降低→得到电子→被还原→发生还原反应→氧化剂→还原产物总结：①“升、失、氧化、还原剂”，“降、得、还原、氧化剂”。

②氧化剂被还原还原剂被氧化

③几对概念之间的关系图（如下）

△

3、说明：①处于最高价的元素只有氧化性，处于最低价的元素只有还原性，中间价态的既有氧化性又有还原性。

②氧化性、还原性与得失电子的能力有关，与得失电子的多少无关。

③同一反应中，氧化性：氧化剂＞氧化产物还原性：还原剂＞还原产物

4、氧化还原反应中的“不一定”（结合实际例子理解并掌握）

①在氧化还原反应中不一定所有元素化合价都发生改变。

②有单质参加或有单质生成的反应不一定是氧化还原反应。例如：O2≒O3红磷变白磷；金刚石与石墨之间的转化。

③氧化剂、还原剂不一定是具体物质，可以是分子、原子或离子。

④氧化剂和还原剂不一定是两种物质，可以是同一种物质，也可以是多种物质。氧化产物和还原产物不一定是两种物质，也可以是同一生成物，也可能是多种物质。举例：电解水，

氯酸钾受热分解制取氧气。

⑤在氧化还原反应中，反应物不一定是氧化剂或还原剂（有可能既不是氧化剂也不是还原剂）。

⑥在氧化还原反应中，不一定是一种物质被氧化，另一种物质被还原。同种物质可能既是氧化剂又是还原剂。

⑦在氧化还原反应中阳离子不一定只被还原，还可以被氧化，处于中间价态的离子。例如：Fe2+。

第三节氧化还原反应

第三课时

三、常见的氧化剂、还原剂

1、常见的氧化剂

①大多数非金属单质：O2、Cl2、F2、N2、H2、Br2、I2、O3等。

②含高价态元素的化合物：浓H2SO4、HNO3、KMnO4、MnO2、KClO3、K2Cr2O7等。

③活泼性较弱的高价态金属阳离子：Fe3+、Cu2+、Ag+、Pb2+、Hg2+等。

④高价态非金属阴离子：H+、NO3-、ClO-、ClO3-等。

⑤过氧化物：H2O2、Na2O2等。

2、常见的还原剂

①活泼金属单质：Fe、Zn、K、Na、Mg、Cu等

②某些非金属单质：H2、C、Si、N2、硫磺等

③非金属阴离子和氰化物：Cl-、Br-、I-、S2-、NH3、HI、H2S、H3P等。

④含低价态元素的化合物：CO、SO2、H2SO3、Fe(OH)2、Cu2O等。

⑤低价态元素的金属阳离子：Fe2+等。

四、氧化还原反电子转移表示方法

双线桥法

1、双线桥法：表明反应前后同一元素原子或离子间的电子转移情况。步骤：①标变价，②画箭头，③算数目，④标得失。

实例：用双线桥法标出铜和浓硝酸反应电子转移的方向和数目

注意事项：①箭头和箭尾连接同一元素，必须是从反应物指向生成物。

②线桥上必须标明“得到”、=或“失去”，并且得到和失去的总数必须相等。

③氧化还原反应中转移的电子数=氧化剂得到的电子总数=还原剂失去电子总数=还原剂

中化合价升高总数=氧化剂中化合价降低总数

2、单线桥法：表明反应前后不同元素原子间的电子转移情况。

箭头由失电子原子指向得电子原子，线桥上只标电子转移的数目，不标“得到”、“失去”字样。

步骤：①标变价，②画单箭头，③写总数。

实例：用单线桥法标出铜和稀硝酸反应电子转移的方向和数目

注意事项：①箭头和箭尾不能跨过“=”，也就是说箭头和箭尾都连接的是反应物的元素。

②箭头必须是指向化合价降低的元素（既得到电子的原子），箭尾必须是指向化合价升高的元素（既失去电子的原子）。

③线桥上只写出转移电子的总数，不标明“得到”或“失去”字样。

第三节氧化还原反应

第四课时氧化性、还原性强弱判断的四种方法

五、氧化性、还原性强弱判断

物质氧化性、还原性的强弱取决于物质得失电子的难易，与得失电子的数目无关，但也与外界因素(如反应条件、反应物浓度、酸碱性等)有关，具体判断方法如下：

1、依据氧化还原反应方程式判断例如：Fe+CuSO4=Cu+FeSO4

(1)氧化性强弱：氧化剂>氧化产物，氧化剂>还原剂，氧化产物>还原产物。

(2)还原性强弱：还原剂>还原产物，还原剂>氧化剂，还原产物>氧化产物，

实例：有以下反应：

①H2SO3＋I2＋H2O===2HI＋H2SO4

②2FeCl3＋2HI===2FeCl2＋I2＋2HCl

③3FeCl2＋4HNO3===2FeCl3＋NO↑＋2H2O＋Fe(NO3)3

则：还原性氧化性

由反应①可知 H2SO3>I－ I2>H2SO4

由反应②可知 I－>Fe2＋ Fe3＋>I2

由反应③可知 Fe2＋>NO HNO3>Fe3＋

得出总的强弱顺序：

还原性：H2SO3>I－>Fe2＋>NO；

氧化性：HNO3>Fe3＋>I2>H2SO4。

2、依据“二表、一律”判断

(1)根据元素周期表判断（见第四章）

①同主族元素对应单质的氧化性从上到下逐渐减弱，对应阴离子的还原性逐渐增强。

②同周期元素对应单质的还原性从左到右逐渐减弱，氧化性逐渐增强。

(2)金属活动性顺序表

(3)依据元素周期律判断（见第四章）

①非金属元素的最高价氧化物对应水化物的酸性越强，其对应单质的氧化性越强。如酸性：HClO4>H2SO4>H3PO4>H2CO3>H2SiO3，则氧化性：Cl2>S>P>C>Si。

②金属元素的最高价氧化物对应水化物的碱性越强，其对应单质的还原性越强。

如碱性：NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3，则还原性：Na>Mg>Al。

3、依据反应条件判断

①浓度：同一种物质，浓度越大，氧化性(或还原性)越强。如氧化性：浓H2SO4>稀H2SO4，浓HNO3>稀HNO3；还原性：浓HCl>稀HCl。

②温度：同一种物质，反应所需温度越高其氧化性越强。如热的浓硫酸的氧化性比冷的浓硫酸的氧化性强。氧化性：KMnO4>MnO2

③酸碱性：同一种物质，所处环境酸(碱)性越强其氧化性(还原性)越强。如：氧化性为KMnO4(酸性)>KMnO4(中性)>KMnO4(碱性)。

4、依据氧化还原程度的大小判断

(1) 同一物质，被氧化的程度越大（化合价变化大），其氧化性越强。

△点燃

例如：2Cu+O2=2CuO Cu+Cl2=CuCl2氧化性：O2>Cl

2

(2) 同一物质，被还原的程度越大（化合价变化大），其还原性越强

例如：

HCl(浓)+H2SO4(浓)→不反应 2HBr+H2SO4(浓)=Br2+SO2↑+2H2O

2HI+H2SO4(浓)=I2+H2S↑+2H2O 还原性：HI>HBr>HCl

5、根据反应条件及反应的剧烈程度

反应条件要求越低，反应越剧烈对应物质的氧化性或还原性越强。

例如：制取Cl2：KMnO4+16HCl(浓)=2KCl+2MnCl2+5Cl2↑+2H2O

△

浓HCl与MnO2反应需要加热：MnO2+4HCl(浓)=MnCl2+Cl2↑+2H2O

氧化性：KMnO4>MnO

知识拓展

1．同一种物质在反应中是作氧化剂还是作还原剂，取决于另一种反应物的性质。如H2O2与氧化性强的KMnO4反应时作还原剂；与还原性较强的FeCl2、Na2SO3反应时作氧化剂。

2．同一种氧化剂(或还原剂)所对应的还原产物(或氧化产物)不是一成不变的，而是决定于还原剂(或氧化剂)的性质、反应条件、反应物的浓度、反应介质的酸碱性等多种因素。如KMnO4在酸性溶液中的还原产物一般是Mn2＋；在中性或碱性溶液中的还原产物一般是锰的较高价态的化合物，如MnO2、K2MnO4等。HNO3、H2SO4的还原产物不仅与它们的浓度有关，还与还原剂的还原性强弱有关。

易错诊断(正确的打“√”，错误的打“×”)

1．强氧化剂与强还原剂混合不一定能发生氧化还原反应( )

2．阳离子只有氧化性，阴离子只有还原性( )

3．元素的非金属性越强，其氧化性越强，相应单质越活泼( )

4．难失电子的物质一定易得电子( )

5．NO2和NH3之间可能发生反应产生N2( )

6．含硫化合物X、Y的转化关系S＋NaOH―→X＋Y＋H2O中，硫单质的化合价最低( ) 7．锌粉加入硝酸铁、硝酸铜的混合溶液中，锌首先与硝酸铁反应置换出铁( )

8．硝酸铜分解的产物可能是CuO、NO2、NO( )

[答案] 1.√ 2.× 3.× 4.× 5.√ 6.×7.×8.×

氧化还原反应概念的“五个误区”

误区一：某元素由化合态变为游离态时，该元素一定被还原。

某元素由化合态变为游离态时，该元素不一定被还原，也不一定被氧化。因为元素处于化合态时，其化合价可能为正，也可能为负。若元素由负价变为0价，则其被氧化，若元素由正价变为0价，则其被还原。

误区二：在氧化还原反应中，非金属单质一定只作氧化剂。

在氧化还原反应中，非金属单质不一定只作氧化剂，大部分非金属单质往往既具有氧化性又具有还原性，只是以氧化性为主。如在反应Cl2＋H2O===HCl＋HClO中，Cl2既表现氧化性又表现还原性。

误区三：物质氧化性或还原性的强弱取决于得失电子数目的多少。

物质氧化性或还原性的强弱取决于其所含元素原子得失电子的难易程度，与得失电子数目的多少无关。

误区四：所含元素价态越高，化合物的氧化性一定越强。

含有最高价元素的化合物不一定具有强氧化性。如HClO4中Cl为＋7价(最高价态)，HClO 中Cl为＋1价，而实际上HClO4的氧化性没有HClO的强。

误区五：在氧化还原反应中，若有一种元素被氧化，则一定有另一种元素被还原。

在氧化还原反应中，一种元素被氧化，不一定有另一种元素被还原，有许多反应是一种元素既被氧化又被还原。如在反应2Na2O2＋2H2O===4NaOH＋O2↑中，Na2O2中氧元素的化合价既升高又降低。

易错诊断(正确的打“√”，错误的打“×”)

1．有单质参加或有单质生成的化学反应一定是氧化还原反应( )

2．金属阳离子一定只具有氧化性( )

3．氧化还原反应中有一种元素被氧化时，一定有另一种元素被还原( )

4．某元素从游离态变为化合态，该元素可能被氧化也可能被还原( )

5．反应2Na2O2＋2H2O===4NaOH＋O2↑与反应Cl2＋H2O=HCl＋HClO均为水作还原剂的氧化还原反应( )

6．电子转移的方向和数目：===Cu(NO3)2＋2NO2↑＋2H2O( )

[答案] 1.× 2.× 3.× 4.√ 5.× 6.√

熟记常见物质氧化性、还原性顺序

(1)氧化性：KMnO 4>Cl 2>Br 2>Fe 3＋>I 2>S

(2)氧化性：????

??HNO 3浓H 2SO 4>Fe 3＋ (3)还原性：Cl －

1．守恒规律

①质量守恒律（元素的原子个数守恒）：反应前后各元素的原子个数不变。

②得失电子守恒：反应过程中元素的原子得到电子总数等于元素的原子失去电子总数。 ③化合价守恒：反应过程中元素化合价升高总数等于元素化合价降低总数。

对于氧化还原反应的计算，要根据氧化还原反应的实质——得失电子守恒。即反应中氧化剂得到电子总数与还原剂失去电子总数相等进行计算。利用守恒思想，可以抛开繁琐的反应过程。只要中间过程中电子没有损耗，就可找出反应的始态和终态，建立二者之间的电子守恒关系，快速求解。其解题流程为

2、转化规律

氧化还原反应中，以元素相邻价态之间的转化最容易；同种元素不同价态之间发生反应，

元素的化合价只靠拢可相交而不交叉；同种元素相邻价态之间不发生氧化还原反应。

例如：H2S+H2SO4（浓）=S↓+SO2↑+2H2O S+SO2→不反应

3、价态规律：

处于最低价态的元素只具有还原性（只能失去电子化合价升高被氧化）。

处于中间价态的元素既具有氧化性也具有还原性（既可失去电子化合价升高被氧化，也可得到电子化合价降低被还原）。

处于最高价态的元素只具有氧化性（只能得到电子化合价降低被还原）。

①含义：含不同价态的同种元素的物质间发生氧化还原反应时，该元素价态的变化遵循“高价＋低价→中间价”，而不会出现交叉现象。

例如，H2S与浓硫酸的反应：

②应用：根据化合价判断氧化还原反应体系中的氧化剂、还原剂和氧化产物、还原产物及电子转移的数目，判断同种元素不同价态的物质之间反应的可能性。

说明：①金属元素没有负化合价，所以金属单质只有还原性。

②非金属元素既有负化合价，又有正化合价（F除外），所以金属元素的单质既有氧化性又有还原性。

③处于最高价态的元素只具有氧化性（只能得到电子化合价降低），但不一定具有强氧化元

素

性，如K+、Na+、Ca2+具有弱氧化性。处于最低价态的元素只具有还原性（只能失去电子化合价升高），但不一定具有强还原性，如F-、O2-具有弱还原性。

4、歧化规律

同一元素发生氧化还原反应生成不同价态的物质时，该元素的价态变化一定遵循“中间价态→高价态＋低价态”，不会出现“一边倒”的现象，即生成物中该元素的价态不能都比中间价态高或都比中间价态低。

5、强者优先规律

在浓度相差不大的溶液中：

(1)同时含有几种还原剂时加入氧化剂时，将按照还原性由强到弱的顺序依次反应。如在FeBr2溶液中通入少量Cl2时，因为还原性Fe2＋>Br－，所以Fe2＋先与Cl2反应。

(2)同时含有几种氧化剂时加入还原剂时，将按照氧化性由强到弱的顺序依次反应。如在含有Fe3＋、Cu2＋的溶液中加入Fe粉，因为氧化性Fe3＋>Cu2＋，所以Fe粉先与Fe3＋反应，然后再与Cu2＋反应。

6、强弱规律：

越容易失电子（被氧化）的物质，失去电子（被氧化）后就越难得到电子（被还原）；越容得到电子（被还原）的物质，得到电子（被还原）后就越难失去电子（被氧化）。

易错诊断(正确的打“√”，错误的打“×”)

1．在Fe(NO3)3溶液中通入SO2气体，溶液颜色先变为浅绿色，又变为棕黄色，说明氧化性Fe3＋>HNO3( )

2．根据反应SO2＋2H2O＋I2===H2SO4＋2HI，可知SO2的氧化性比HI的强( )

3．在H2O2＋Cl2===2HCl＋O2反应中，每生成32 g氧气，则转移2N A个电子( )

4．重铬酸铵[(NH4)2Cr2O7]受热发生氧化还原反应，则分解产物可能是CrO3、N2和

H2O( )

5．铜与浓硝酸反应生成NO2，与稀硝酸反应生成NO，说明氧化性稀硝酸大于浓硝酸( ) 6．元素的化合价越高，氧化性一定越强( )

[答案] 1.× 2.× 3.√ 4.× 5.× 6.×

电子守恒法解题的一般思路

1、应用电子守恒解题的一般步骤——“一、二、三”。

①“一找各物质”：找出氧化剂、还原剂及相应的还原产物和氧化产物。

②“二定得失数”：确定一个原子或离子得失电子数(注意化学式中的原子个数)。

③“三列关系式”：根据题中物质的物质的量和得失电子守恒列出关系式。

n(氧化剂)×变价原子个数×化合价变化值＝n(还原剂)×变价原子个数×化合价变化值。

2、多步连续进行的氧化还原反应的有关计算：对于多步连续进行的氧化还原反应，只要中间各步反应过程中电子没有损耗，可直接找出起始物和最终产物，删去中间产物，建立两者之间的电子守恒关系，快速求解。

考点四氧化还原反应的配平（简单介绍）

1．氧化还原方程式配平的基本原则

2．配平方法

(1)一般氧化还原反应方程式配平——化合价升降法

(2)缺项氧化还原反应方程式的配平（暂不做要求）

缺项方程式是指某些反应物或生成物的化学式没有写出来，一般为水、酸或碱。

①方法：先用“化合价升降法”配平含有变价元素的物质的化学计量数，然后由原子守恒确定未知物，再根据原子守恒进行配平。

②补项原则：对于化学反应方程式，所缺物质往往是酸、碱或水，补项的两原则：

条件补项原则

[

一、常规配平

【典例1】(2020·山西模拟节选)配平下列反应的化学方程式：MnO(OH)2＋I－＋H＋―→Mn2＋＋I2＋H2O。

[答案] MnO(OH)2＋2I－＋4H＋===Mn2＋＋I2＋3H2O

二、氧化还原反应方程式的配平技巧

(1)正向配平：适用于氧化剂与还原剂相对独立的反应中，如归中反应。

(2)逆向配平：适用于氧化剂与还原剂是同一种物质的反应，如歧化反应。

二、缺项配平

【典例2】将酸性条件下，铁与NO－3反应的离子方程式补充完整

Fe＋1NO－3＋________===Fe2＋＋1NH＋4＋________

[解题流程]

氧化还原反应知识点归纳

氧化还原反应知识点归纳 （氧化还原反应中的概念与规律；氧化还原反应的表示方法及配平。） 氧化还原反应中的概念与规律: 一、五对概念 在氧化还原反应中，有五对既相对立又相联系的概念。它们的名称和相互关系是： 二、五条规律 1、表现性质规律 同种元素具有多种价态时，一般处于最高价态时只具有氧化性、处于最低价态时只具有还原性、处于中间可变价时既具有氧化性又具有还原性。 2、性质强弱规律 3、反应先后规律 在浓度相差不大的溶液中，同时含有几种还原剂时，若加入氧化剂，则它首先与溶液中最强的还原剂作用；同理，在浓度相差不大的溶液中，同时含有几种氧化剂时，若加入还原 剂，则它首先与溶液中最强的氧化剂作用。例如，向含有FeBr 2溶液中通入Cl 2 ，首先被氧 化的是Fe2+ 4、价态归中规律 含不同价态同种元素的物质间发生氧化还原反应时，该元素价态的变化一定遵循“高价＋低价→中间价”的规律。 5、电子守恒规律 在任何氧化—还原反应中，氧化剂得电子（或共用电子对偏向）总数与还原剂失电子（或共用电子对偏离）总数一定相等。 三．物质氧化性或还原性强弱的比较: （1）由元素的金属性或非金属性比较 <1>金属阳离子的氧化性随其单质还原性的增强而减弱

非金属阴离子的还原性随其单质的氧化性增强而减弱 （2）由反应条件的难易比较 不同的氧化剂与同一还原剂反应时，反应条件越易，其氧化剂的氧化性越强。如： 前者比后者容易发生反应，可判断氧化性：。同理，不同的还原剂与同一氧化剂反应时，反应条件越易，其还原剂的还原性越强。 （3）根据被氧化或被还原的程度不同进行比较 当不同的氧化剂与同一还原剂反应时，还原剂被氧化的程度越大，氧化剂的氧化性就越强。 如，根据铁被氧化程度的不同， 可判断氧化性：。同理，当不同的还原剂与同一氧化剂反应时，氧化剂被还原的程度越大，还原剂的还原性就越强。 （4）根据反应方程式进行比较 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）根据元素周期律进行比较 一般地，氧化性：上>下，右>左；还原性：下>上，左>右。 （6）某些氧化剂的氧化性或还原剂的还原性与下列因素有关： 温度：如热的浓硫酸的氧化性比冷的浓硫酸的氧化性强。 浓度：如浓硝酸的氧化性比稀硝酸的强。 酸碱性：如中性环境中不显氧化性，酸性环境中显氧化性；又如溶液的氧化性随溶液的酸性增强而增强。 注意：物质的氧化性或还原性的强弱只决定于得到或失去电子的难易，与得失电子的多少无关。如还原性：，氧化性：。 【注意】氧化还原反应中的不一定： ⑴含有最高价态元素的化合物不一定具有强氧化性。如前述的氯元素的含氧酸及其盐， 是价 态越低，氧化性超强。H 3PO 4 中＋5价的P无强氧化性。 ⑵有单质参加的反应不一定是氧化还原反应。如同素异形体之间的转化。 ⑶物质的氧化性或还原性与物质得到或掉失去电子的多少无关。 ⑷得到电子难的元素失去电子不一定容易，例如：第ⅣA族的C，既难得到电子，又难 失去电 子，与其它原子易以共价键结合。 ⑸元素由化合态变为游离态不一定是是氧化反应，也可能是还原反应。 四、常见的氧化剂和还原剂 1、常见的氧化剂 （1）活泼的非金属单质：Cl 2、Br 2 、O 2 、I 2 、S等 （2）元素处于高价时的氧化物：CO 2、NO 2 、SO 3 、MnO 2 、PbO 2 等 （3）元素处于高价时的含氧酸：浓H 2SO 4 、HNO 3 等 （4）元素处于高价时的盐：KClO 3、KMnO 4 、FeCl 3 、K 2 Cr 2 O 7 等

高中化学基础知识整理讲课稿

高中化学基础知识整理 Ⅰ、基本概念与基础理论： 一、阿伏加德罗定律 1．内容：在同温同压下，同体积的气体含有相同的分子数。即“三同”定“一同”。 2．推论 （1）同温同压下，V1/V2=n1/n2 同温同压下，M1/M2=ρ1/ρ2 注意：①阿伏加德罗定律也适用于不反应的混合气体。②使用气态方程PV=nRT有助于理解上述推论。 3、阿伏加德罗常这类题的解法： ①状况条件：考查气体时经常给非标准状况如常温常压下，1.01×105Pa、25℃时等。 ②物质状态：考查气体摩尔体积时，常用在标准状况下非气态的物质来迷惑考生，如H2O、SO3、已烷、辛烷、CHCl3等。 ③物质结构和晶体结构：考查一定物质的量的物质中含有多少微粒（分子、原子、电子、质子、中子等）时常涉及希有气体He、Ne等为单原子组成和胶体粒子，Cl2、N2、O2、H2为双原子分子等。晶体结构：P4、金刚石、石墨、二氧化硅等结构。 二、离子共存 1．由于发生复分解反应，离子不能大量共存。 （1）有气体产生。如CO32-、SO32-、S2-、HCO3-、HSO3-、HS-等易挥发的弱酸的酸根与H+不能大量共存。 （2）有沉淀生成。如Ba2+、Ca2+、Mg2+、Ag+等不能与SO42-、CO32-等大量共存；Mg2+、Fe2+、Ag+、Al3+、Zn2+、Cu2+、Fe3+等不能与OH-大量共存；Fe2+与S2-、Ca2+与PO43-、Ag+与I-不能大量共存。 （3）有弱电解质生成。如OH-、CH3COO-、PO43-、HPO42-、H2PO4-、F-、ClO-、AlO2-、SiO32-、CN-、C17H35COO-、等与H+不能大量共存；一些酸式弱酸根如HCO3-、HPO42-、HS-、H2PO4-、HSO3-不能与OH-大量共存；NH4+与OH-不能大量共存。 （4）一些容易发生水解的离子，在溶液中的存在是有条件的。如AlO2-、S2-、CO32-、C6H5O-等必须在碱性条件下才能在溶液中存在；如Fe3+、Al3+等必须在酸性条件下才能在溶液中存在。这两类离子不能同时存在在同一溶液中，即离子间能发生“双水解”反应。如3AlO2-+Al3++6H2O=4Al(OH)3↓等。 2．由于发生氧化还原反应，离子不能大量共存。 （1）具有较强还原性的离子不能与具有较强氧化性的离子大量共存。如S2-、HS-、SO32-、I-和Fe3+不能大量共存。

第七章氧化还原反应电化学基础

第七章氧化还原反应电化学基础 [教学要求] 1．熟悉氧化还原反应的基本概念，能熟练地配平氧化反应方程式。 2．了解原电池的基本概念和电池电动势的概念。 3．掌握电极电势的概念及其影响因素、Nernst方程式及其有关的简单计算、电极电势的应用。 4．掌握元素电势图及其应用。 [教学重点] 1．电极电势的概念，以及浓度、沉淀、酸度等对电极电势的影响。 2．电极电势的应用。 3．元素电势图及其运用。 [教学难点] 电极电势的应用。 [教学时数]10学时 [主要内容] 1．氧化还原反应的实质，氧化值，氧化还原方程式配平。 2．原电池，电极电势（电极电势的概念，标准电极电势及其测定，能斯特方程式，影响电极电势的因素）。 3．电极电势的应用：判断氧化还原反应的方向和氧化剂还原剂的强弱，判断氧化还原反应进行的程度。 4．元素电势图及其运用。 [教学内容] §7.1 氧化还原反应的基本概念 7.1.1 氧化值 氧化值：是指某元素的一个原子的荷电数。该荷电数是假定把每一化学键中的电子指定给电负性更大的原子而求得的。 确定氧化值的规则：

①单质中，元素的氧化值为零。 ②在单原子离子中，元素的氧化值等于该离子所带的电荷数 。 ③在大多数化合物中，氢的氧化值为 +1；只有在金属氢化物中氢的氧化值为-1。 ④通常，氧在化合物中的氧化值为-2；但是在过氧化物中，氧的氧化值为-1，在氟的氧化物中，如OF 2 和O 2F 2中，氧的氧化值分别为+2和+1。 ⑤中性分子中，各元素原子的氧化值的代数和为零 ，复杂离子的电荷等于各元素氧化值的代数和。 例： K 2Cr 2O 7 Cr 为+6 Fe 3O 4 中，Fe 为+8/3 Na 2S 2O 3中，S 为+2 Na 2S 4O 6中，平均为2.5 (2个S 为0, 二个S 为+5) 但 CrO 5中Cr 为+6，而不习惯认为10。 7.1.2 氧化还原反应方程式的配平 配平原则： ① 电荷守恒：氧化剂得电子数等于还原剂失电子数。 ② 质量守恒：反应前后各元素原子总数相等。 配平步骤： ①用离子式写出主要反应物和产物(气体、纯液体、固体和弱电解质则写分子式)。 ②分别写出氧化剂被还原和还原剂被氧化的半反应。 ③分别配平两个半反应方程式，等号两边的各种元素的原子总数各自相等且电荷数相等。 ④确定两半反应方程式得、失电子数目的最小公倍数。将两个半反应方程式中各项分别乘以相应的系数，使得、失电子数目相同。然后，将两者合并，就得到了配平的氧化还原反应的离子方程式。有时根据需要可将其改为分子方程式。 例：配平下列反应方程式 423424KMnO (aq)K SO (aq)MnSO (aq)K SO (aq)+????→+酸性溶液中

《氧化还原反应》知识点归纳

氧化还原反应知识点归纳 氧化还原反应中的概念与规律: 一、五对概念 在氧化还原反应中，有五对既相对立又相联系的概念。它们的名称和相互关系是： 二、五条规律 1、表现性质规律 同种元素具有多种价态时，一般处于最高价态时只具有氧化性、处于最低价态时只具有还原性、处于中间可变价时既具有氧化性又具有还原性。 2、性质强弱规律 3、反应先后规律 在浓度相差不大的溶液中，同时含有几种还原剂时，若加入氧化剂，则它首先与溶液中最强的还原剂作用；同理，在浓度相差不大的溶液中，同时含有几种氧化剂时，若加入还原剂，则它首先与溶液中最强的氧化剂作用。例如，向含有FeBr2溶液中通入Cl2，首先被氧化的是Fe2+ 4、价态归中规律 含不同价态同种元素的物质间发生氧化还原反应时，该元素价态的变化一定遵循“高价＋低价→中间价”的规律。 5、电子守恒规律 在任何氧化—还原反应中，氧化剂得电子（或共用电子对偏向）总数与还原剂失电子（或共用电子对偏离）总数一定相等。 三．物质氧化性或还原性强弱的比较: （1）由元素的金属性或非金属性比较 <1>金属阳离子的氧化性随其单质还原性的增强而减弱

非金属阴离子的还原性随其单质的氧化性增强而减弱 （2）由反应条件的难易比较 不同的氧化剂与同一还原剂反应时，反应条件越易，其氧化剂的氧化性越强。如： 前者比后者容易发生反应，可判断氧化性：。同理，不同的还原剂与同一氧化剂反应时，反应条件越易，其还原剂的还原性越强。 （3）根据被氧化或被还原的程度不同进行比较 当不同的氧化剂与同一还原剂反应时，还原剂被氧化的程度越大，氧化剂的氧化性就越强。 如，根据铁被氧化程度的不同， 可判断氧化性：。同理，当不同的还原剂与同一氧化剂反应时，氧化剂被还原的程度越大，还原剂的还原性就越强。 （4）根据反应方程式进行比较 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）根据元素周期律进行比较 一般地，氧化性：上>下，右>左；还原性：下>上，左>右。 （6）某些氧化剂的氧化性或还原剂的还原性与下列因素有关： 温度：如热的浓硫酸的氧化性比冷的浓硫酸的氧化性强。 浓度：如浓硝酸的氧化性比稀硝酸的强。 酸碱性：如中性环境中不显氧化性，酸性环境中显氧化性；又如溶液的氧化性随溶液的酸性增强而增强。 注意：物质的氧化性或还原性的强弱只决定于得到或失去电子的难易，与得失电子的多少无关。如还原性：，氧化性：。 【注意】氧化还原反应中的不一定： ⑴含有最高价态元素的化合物不一定具有强氧化性。如前述的氯元素的含氧酸及其盐， 是价 态越低，氧化性超强。H3PO4中＋5价的P无强氧化性。 ⑵有单质参加的反应不一定是氧化还原反应。如同素异形体之间的转化。 ⑶物质的氧化性或还原性与物质得到或掉失去电子的多少无关。 ⑷得到电子难的元素失去电子不一定容易，例如：第ⅣA族的C，既难得到电子，又难 失去电 子，与其它原子易以共价键结合。 ⑸元素由化合态变为游离态不一定是是氧化反应，也可能是还原反应。 四、常见的氧化剂和还原剂 1、常见的氧化剂 （1）活泼的非金属单质：Cl2、Br2、O2、I2、S等 （2）元素处于高价时的氧化物：CO2、NO2、SO3、MnO2、PbO2等 （3）元素处于高价时的含氧酸：浓H2SO4、HNO3等 （4）元素处于高价时的盐：KClO3、KMnO4、FeCl3、K2Cr2O7等

氧化还原反应教学设计讲课讲稿

氧化还原反应教学设计 学情分析: 初三化学教材对氧化还原反应的知识介绍较简单，即“物质跟氧发生的反应属于氧化反应，氧气是一种常见的氧化剂。”和“含氧化合物里的氧被夺去的反应叫做还原反应。”学生在初中化学的基础上学习氧化还原反应，从知识储备上来讲，他们的化学知识是非常有限的而且不系统；从能力方面来看，他们认识问题、分析问题的能力也是有限的,学生习惯于被动接受的学习方式，不能主动参与到知识获得的过程中。因此，要从学生已有的知识入手，尽量使用通俗易懂的教学语言，创设问题情境，采用丰富多彩的教学手段，由浅入深地引导学生通过从得氧、失氧的角度去认识氧化还原反应，然后从化合价的角度去分析氧化还原反应，最后从本质上理解氧化还原反应。用电子转移观点来分析氧化—还原反应，由于知识本身较为抽象复杂，且高一学生缺乏对物质结构的认识，分析能力和抽象思维能力都较弱，所以学习此内容时会感到困难，但教师要抓住学生的好奇心，勇于发言这些有利因素，创造机会让学生积极参与发挥他们的主动性，要特别注意培养学生的抽象思维能力，从整体来看，中学生正处于长身体，长知识，世界观，人生观形成的时期，这就要求教师通过教学内容对学生适时地进行辩证唯物主义和爱国主义教育。 学习内容分析: 本章共分三节包括三部分内容，第一部分为氧化还原反应。主要介绍用化合价和电子转移的观点来认识氧化、还原反应、氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物等概念的实质。第二部分为离子反应，第三部分为化学反应中的能量变化。 氧化——还原反应是高中化学重要基础内容之一,研究氧化——还原反应实质和规律，对金属的冶炼和防护，化学电源等方面的研究具有实际意义，在中学阶段让学生掌握氧化——还有反应的基本概念，对于他们今后参加实际工作和进一步深造也很必要。 从整个中学化学教学内容来看，要学习许多重要的元素及其化合物的知识，凡涉及到元素价态变化的反应都是氧化——还原反应。只有让学生掌握氧化——还原反应的基本概念，才能加深对这些反应实质理解，氧化——还原反应安排在

1第三节 氧化还原反应(讲义)

第三节 氧化还原反应 第一课时 一、氧化还原反应 回顾初中所学氧化还原反应 1、从得失氧的角度来看氧化还原反应 氧化反应：物质与氧发生的化学反应。举例：木炭、硫磺、白磷、H 2燃烧等。 还原反应：含氧化合物中的氧被夺去的反应。例如：H 2还原CuO ，CuO 变成Cu 。 从这一角度定义氧化还原反应有很大的缺陷性。如：Fe+CuSO 4=Fe+CuSO 4是不是氧化还原反应呢？ 2、氧化还原反应 ——从化合价升降的角度来看氧化还原反应 例如：H 2+CuO=H 2O+Cu ①氧化反应：物质中所含元素化合价升高的反应。 ②还原反应：物质中所含元素化合价降低的反应。 ③ 氧化还原反应：凡是有元素化合价升降的反应。 重点：会背元素化合价口诀并会标元素化合价。 （标化合价练习） ④、氧化还原反应的特征（判断依据）：有无化合价升降 3、氧化还原反应 ——从电子转移的角度来看氧化还原反应 例如：Fe+CuSO 4=Fe+CuSO 4 ①氧化反应：失去电子（或电子对的偏离）所含元素化合价升高的反应。 ②还原反应：得到电子（或电子对的偏向）所含元素化合价降低的反应。 ③氧化还原反应：凡是有电子转移（电子的得失或电子对的偏移）的反应 重点：会背元素化合价口诀并会标元素化合价，元素化合价升高失去电子发生氧化反应，元素化合价降低得到电子发生还原反应。 ④氧化还原反应的实质（本质）：电子的转移（电子的得失或电子对的偏移） 练习：（八圈图） 4、氧化还原反应与四大基本反应类型的关系：（根据练习归纳总结） ①置换反应一定是氧化还原反应。 ②复分解反应一定不是氧化还原反应 ③化合反应和分解反应有可能是氧化还原反应。 ④有单质参加的化合反应一定是氧化还原反应。 ⑤有单质生成的分解反应一定是氧化还原反应。 ⑥氧化还原反应与四大基本反应类型的关系：（如右图） 第三节 氧化还原反应 第二课时 二、氧化还原反应中的基本概念（五对定义） 1、氧化剂、还原剂 例如：H 2+CuO=H 2O+Cu Fe+CuSO 4=Cu+FeSO 4 ①氧化剂：化合价升高（失电子）的物质。例如：CuO 、CuSO 4 ②还原剂：化合价降低（得电子）的物质。例如：H 2、Fe 、 ③氧化反应：失去电子（电子对偏离）的反应。例如： ④还原反应：失去电子（电子对偏向）的反应。例如： ⑤氧化性：氧化剂得到电子的性质。例如：CuO 、CuSO 4具有氧化性。 ⑥还原性：还原剂失去电子的性质。例如：H 2、Fe 具有还原性。 △ 氧化还原反应 非氧化还 原反应 化合反应 置换反应 复分解反应 分解反应 △

2021高三化学鲁科版教师用书-第7讲氧化还原反应方程式的配平、书写及计算-含解析

第7讲 氧化还原反应方程式的配平、书写及计算 [考纲要求] 1.掌握常见氧化还原反应方程式的配平。2.掌握常见氧化还原反应的相关计算。3.理解质量守恒定律。 考点一 氧化还原反应方程式的配平方法 类型一 直接型氧化还原反应方程式的配平 配平化学方程式： H 2S ＋HNO 3―→S ↓＋NO ↑＋H 2O 分析：配平步骤如下 第一步：标变价 H 2S －2＋H N ＋5O 3―→S 0↓＋N ＋2 O ↑＋H 2O 第二步：列得失 第三步：求总数 从而确定氧化剂(或还原产物)和还原剂(或氧化产物)的化学计量数。 故H 2S 的化学计量数为3，NO 的化学计量数为2。 第四步：配系数 先配平变价元素，再利用原子守恒配平其他元素。 3H 2S ＋2HNO 3===3S ↓＋2NO ↑＋4H 2O 第五步：查守恒 其他原子在配平时相等，最后利用O 原子守恒来进行验证。 [题组训练·解题探究] 1．(1) HCl(浓)＋ MnO 2=====△ Cl 2↑＋ MnCl 2＋ H 2O (2) KI ＋ KIO 3＋ H 2SO 4=== I 2＋ K 2SO 4＋ H 2O

(3)MnO－4＋H＋＋Cl－===Mn2＋＋Cl2↑＋H2O 答案：(1)4111 2 (2)51333 3 (3)21610258 2．(1)S＋KOH===K2S＋K2SO3＋H2O (2)P4＋KOH＋H2O===K3PO4＋PH3 答案：(1)3621 3 (2)2933 5 类型二缺项型氧化还原反应方程式的配平 缺项方程式是指某些反应物或生成物的分子式没有写出来，一般为水、酸或碱。 (1)配平方法 先用“化合价升降法”配平含有变价元素的物质的化学计量数，然后由原子守恒确定未知物，再根据原子守恒进行配平。 (2)补项原则 条件补项原则 酸性条件下缺H(氢)或多O(氧)补H＋，少O(氧)补H2O(水) 碱性条件下缺H(氢)或多O(氧)补H2O(水)，少O(氧)补OH－ 将NaBiO3固体(黄色，微溶)加入MnSO4和H2SO4的混合溶液里，加热，溶液显紫色(Bi3＋无色)。配平该反应的离子方程式： NaBiO3＋Mn2＋＋______―→Na＋＋Bi3＋＋______＋______。 分析：(1)由溶液显紫色可推知有MnO－4生成，确定变价元素物质的化学计量数： 化合价分析如下： Bi(＋5→＋3)2× 5(化学计量数5配在NaBiO3和Bi3＋前) Mn(＋2→＋7)5×2(化学计量数2配在Mn2＋和MnO－4前) (2)利用原子守恒确定缺项物质及其他物质的化学计量数。 5NaBiO3＋2Mn2＋＋______―→5Na＋＋5Bi3＋＋2MnO－4＋______。 (3)据补项原则，在酸性条件下，方程式左边多O，故应补H＋，而方程式右边少O，故应补H2O，再根据原子守恒配平H＋和H2O之前的化学计量数： 5NaBiO3＋2Mn2＋＋14H＋===5Na＋＋5Bi3＋＋2MnO－4＋7H2O。 [题组训练·解题探究] 3．(1)ClO－＋Fe(OH)3＋________===Cl－＋FeO2－4＋

第7章 氧化还原反应 电化学基础

第7章氧化还原反应电化学基础 一、单选题 1. 下列电对中，Eθ值最小的是： A: Ag+/Ag； B: AgCl/Ag； C: AgBr/Ag； D: AgI/Ag 2. Eθ(Cu2+/Cu+)=0.158V，Eθ(Cu+/Cu)=0.522V，则反应 2 Cu+ Cu2+ + Cu的Kθ为： A: 6.93×10-7； B: 1.98×1012； C: 1.4×106； D: 4.8×10-13 3. 已知Eθ（Cl2/ Cl-）= +1.36V，在下列电极反应中标准电极电势为+1.36V 的电极反应是： A: Cl2+2e- = 2Cl- B: 2 Cl- - 2e- = Cl2 C: 1/2 Cl2+e- = Cl- D: 都是 4. 下列都是常见的氧化剂，其中氧化能力与溶液pH 值的大小无关的是： A: K2Cr2O7 B: PbO2 C: O2 D: FeCl3 5. 下列电极反应中，有关离子浓度减小时，电极电势增大的是：A: Sn4+ + 2e- = Sn2+ B: Cl2+2e- = 2Cl- C: Fe - 2e- = Fe2+ D: 2H+ + 2e- = H2 6. 为防止配制的SnCl2 溶液中Sn2+被完全氧化，最好的方法是：A: 加入Sn 粒 B:. 加Fe 屑 C: 通入H2 D: 均可

7. 反应Zn (s) + 2H+ → Zn 2++ H2 (g)的平衡常数是多少？ A: 2×10-33 B: 1×10-13 C: 7×10-12 D: 5×10 26 二、是非题（判断下列各项叙述是否正确，对的在括号中填“√”，错的填“×”） 1. 在氧化还原反应中，如果两个电对的电极电势相差越大，反应就进行得越快 2．由于Eθ（Cu+/Cu）= +0.52V , Eθ（I2/ I-）= +0.536V , 故Cu+ 和I2不能发生氧化还原反应。 3．氢的电极电势是零。 4．计算在非标准状态下进行氧化还原反应的平衡常数，必须先算出非标准电动势。 5．FeCl3，KMnO4和H2O2是常见的氧化剂，当溶液中[H+]增大时，它们的氧化能力 都增加。 三、填空题 1. 根据Eθ(PbO2/PbSO4) >Eθ(MnO4-/Mn2+) >Eθ(Sn4+/Sn2+)，可以判断在组成电对的六种物质中，氧化性最强的是，还原性最强的是。 2. 随着溶液的pH值增加，下列电对 Cr2O72-/Cr3+、Cl2/Cl-、MnO4- /MnO42-的E值将分别、、。 3. 用电对MnO4-/Mn2+，Cl2/Cl-组成的原电池，其正极反应为 ，负极反应为，电池的电动势等于，

高中化学必修一第二章氧化还原反应知识点

第三节氧化还原反应 杭信一中何逸冬 一、氧化还原反应 1、氧化反应：元素化合价升高的反应 还原反应：元素化合价降低的反应 氧化还原反应：凡是有元素化合价升降的反应 2、氧化还原反应的实质——电子的转移（电子的得失或共用电子对的偏离） 口诀：失电子，化合价升高，被氧化（氧化反应），还原剂 得电子，化合价降低，被还原（还原反应），氧化剂 3、氧化还原反应的判断依据——有元素化合价变化 失电子总数=化合价升高总数=得电子总数=化合价降低总数 4、氧化还原反应中电子转移的表示方法 ○1双线桥法——表示电子得失结果 ○2单线桥法——表示电子转移情况 5、氧化还原反应与四种基本反应类型的关系

【习题一】 （2018?绍兴模拟）下列属于非氧化还原反应的是（） A．2FeCl2+Cl2═2FeCl3 B．ICl+H2O═HCl+HIO C．SiO2+2C高温Si+2CO↑ D．2Na+O2点燃Na2O2 【考点】氧化还原反应． 氧化还原反应的先后规律 【专题】氧化还原反应专题． 【分析】氧化还原反应的特征是元素化合价的升降，从元素化合价是否发生变化的角度判断反应是否属于氧化还原反应，以此解答。 【解答】解：A．Fe和Cl元素的化合价发生变化，属于氧化还原反应，故A不选； B．元素化合价没有发生变化，属于复分解反应，故B选； C．C和Si元素的化合价发生变化，属于氧化还原反应，故C不选； D．Na和O元素化合价发生变化，属于氧化还原反应，故D不选。 故选：B。 【习题二】 （2015春?高安市校级期中）下列说法正确的是（） A．1mol Cl2与足量Fe反应，转移电子的物质的量为3mol B．工业可采用火法炼铜：Cu2S+O2═2Cu+SO2，每生成2mol铜，反应共转移6mol电子

氧化还原反应知识点归纳

氧化还原反应知识点归纳 一、概念 1、氧化反应：元素化合价升高的反应 还原反应：元素化合价降低的反应 氧化还原反应：凡有元素化合价升降的化学反应就是氧化还原反应 2、氧化剂和还原剂(反应物) 氧化剂：得电子(或电子对偏向)的物质------氧化性：氧化剂具有的得电子的能力 还原剂：失电子(或电子对偏离)的物质------还原性：还原剂具有的失电子的能力 3、氧化产物：氧化后的生成物 还原产物：还原后的生成物。 4、被氧化：还原剂在反应时化合价升高的过程 被还原：氧化剂在反应时化合价降低的过程 5、氧化性：氧化剂具有的得电子的能力 还原性：还原剂具有的失电子的能力 6、氧化还原反应的实质：电子的转移(电子的得失或共用电子对的偏移 口诀：失．电子，化合价升．高，被氧．化（氧化反应），还原剂； 得．电子，化合价降．低，被还．原（还原反应），氧化剂； 7、氧化还原反应中电子转移（或得失）的表示方法 （1）双线桥法：表示同种元素在反应前后得失电子的情况。用带箭头的连线从化合价升高的元素开始，指向化合价降低的元素，再在连线上方标出电子转移的数目． 化合价降低+ne－被还原 氧化剂＋还原剂＝还原产物＋氧化产物 化合价升高－ne－被氧化

（2）单线桥法：表示反应物中氧化剂、还原剂间电子转移的方向和数目。在单线桥法中，箭头的指向已经表明了电子转移的方向，因此不能再在线桥上写“得”、“失” 字样． 二、物质的氧化性强弱、还原性强弱的比较。 氧化性→得电子性，得到电子越容易→氧化性越强 还原性→失电子性，失去电子越容易→还原性越强 由此，金属原子因其最外层电子数较少，通常都容易失去电子，表现出还原性，所以，一般来说，金属性也就是还原性；非金属原子因其最外层电子数较多，通常都容易得到电子，表现出氧化性，所以，一般来说，非金属性也就是氧化性。 1、根据金属活动性顺序来判断: 一般来说，越活泼的金属，失电子氧化成金属阳离子越容易，其阳离子得电子还原成金属单质越难，氧化性越弱；反之，越不活泼的金属，失电子氧化成金属阳离子越难，其阳离子得电子还原成金属单质越容易，氧化性越强。 2、根据非金属活动性顺序来判断: 一般来说，越活泼的非金属，得到电子还原成非金属阴离子越容易，其阴离子失电子氧化成单质越难，还原性越弱。 3、根据氧化还原反应发生的规律来判断: 氧化还原反应可用如下式子表示：

最新硫、氮及其化合物 归纳总结讲课稿

硫、氮及其化合物 一、重要方程式的书写 1．硫及其化合物 (1)知识网络构建 (2)重要反应必练 写出下列反应的方程式，是离子反应的写离子方程式。 ①S 溶于热的烧碱溶液生成两种钠盐 3S ＋6OH －=====△2S 2－＋SO 2－3＋3H 2O ； ②把H 2S 气体通入CuSO 4溶液中 H 2S ＋Cu 2＋===CuS ↓＋2H ＋； ③Na 2S 溶液在空气中放置变浑浊 2S 2－＋O 2＋2H 2O===2S ↓＋4OH －； ④铜丝在硫蒸气中燃烧 2Cu ＋S 点燃,Cu 2S ； ⑤将SO 2气体通入到氢硫酸中 SO 2＋2H 2S===3S ↓＋2H 2O ； ⑥把H 2S 气体通入到FeCl 3溶液中 H 2S ＋2Fe 3＋===S ↓＋2Fe 2＋＋2H ＋； ⑦SO 2通入足量的澄清石灰水中 SO 2＋Ca 2＋＋2OH －===CaSO 3↓＋H 2O ；

⑧SO 2通入溴水中，使溴水褪色 SO 2＋Br 2＋2H 2O===SO 2－4＋2Br －＋4H ＋ ； ⑨用足量氨水吸收SO 2尾气 2NH 3·H 2O ＋SO 2===2NH ＋4＋SO 2－3＋H 2O ； ○10Cu 和浓硫酸的反应 Cu ＋2H 2SO 4(浓)=====△ CuSO 4＋SO 2↑＋2H 2O ； ?C 和浓硫酸的反应 C ＋2H 2SO 4(浓)=====△CO 2↑＋2SO 2↑＋2H 2O ； ?把浓H 2SO 4滴到Na 2SO 3固体上 H 2SO 4(浓)＋Na 2SO 3===Na 2SO 4＋H 2O ＋SO 2↑。 2．氮及其化合物 (1)知识网络构建 (2)重要反应必练 写出下列反应的方程式，是离子反应的写离子方程式。 ①N 2和H 2的反应 N 2＋3H 2高温、高压催化剂2NH 3； ②把NH 3通入水中 NH 3＋H 2O NH 3·H 2O NH ＋4＋OH － ； ③实验室利用NH 4Cl 固体、Ca(OH)2固体混合加热制备NH 3 2NH 4Cl ＋Ca(OH)2=====△2NH 3↑＋2H 2O ＋CaCl 2； ④NH 3的催化氧化 4NH 3＋5O 2=====催化剂△ 4NO ＋6H 2O ；

最全氧化还原反应知识点总结

一、氧化还原基本概念 1、四组重要概念间的关系 (1)氧化还原反应：凡是反应过程中有元素化合价变化(或电子转移)的化学变化叫氧化还原反应。 氧化还原反应的特征：元素化合价的升降；氧化还原反应的实质：电子转移。 (2)氧化反应和还原反应：在氧化还原反应中，反应物所含元素化合价升高(或者说物质失去)电子的反应成为氧化反应；反应物所含元素化合价降低(或者说是物质得到电子)的反应称为还原反应。 (3)氧化剂、还原剂是指反应物。所含元素化合价降低的物质叫做氧化剂，所含元素化合价升高的物质叫做还原剂。 (4)氧化产物、还原产物是指生成物。所含元素化合价升高被氧化，所得产物叫做氧化产物，所含元素化合价降低被还原，所得产物叫做还原产物。 关系： 口诀： 化合价升．高，失．电子，被氧．化，还．原剂，氧．化反应；（升失氧还氧） 化合价降．低，得．电子，被还．原，氧．化剂，还．原反应；（降得还氧还） 2、氧化还原反应与四种基本反应类型 注意：有单质参加的化合反应和有单质生成的分解反应均为氧化还原反应。 二、氧化还原反应的有关计算 1．氧化还原中的电子转移表示法 (1)双线侨法：在反应物和生成物之间表示电子转移结果，该法侧重于表示同一元素的原子或离子间的电子转移情况，如

注意： ○1线桥从方程式的左侧指向右侧； ○2箭头不表示得失，只表示变化，所以一定要标明“得”或“失”。 (2)单线桥法：在反应物中的还原剂与氧化剂之间箭头指向氧化剂，具体讲是箭头从失电子的元素出发指向得电子的元素。如 三、氧化还原反应的类型 1．还原剂+氧化剂氧化产物+还原产物 此类反应的特点是还原剂和氧化剂分别为不同的物质，参加反应的氧化剂或还原剂全部被还原或氧化，有关元素的化合价全部发生变化。例如： 2．部分氧化还原反应 此类反应的特点是还原剂或氧化剂只有部分被氧化或还原，有关元素的化合价只有部分发生变化，除氧化还原反应外，还伴随非氧化还原反应。例如 3．自身氧化还原反应 自身氧化还原反应可以发生在同一物质的不同元素之间，即同一种物质中的一种元素被氧化，另一种元素被还原，该物质既是氧化剂又是还原剂；也可以发生在同一物质的同种元素之间，即同一物质中的同一种元素既被氧化又被还原。例如：

氧化还原反应讲课稿

氧化还原反应 尊敬的各位领导、老师： 大家好!今天我讲课的题目是《氧化还原反应》,在初中的时候我们学习过木炭还原CuO的反应，木炭在高温的条件下和CuO反应，结果CuO失去氧原子还原成了单质Cu，发生的是还原反应；我们在分析一下C的变化，起还原作用的C夺走了CuO的O原子变成了CO2 发生的是氧化反应。也就是说，在化学反应中氧化反应和还原反应是同时进行的，有一种物质被还原，必然会有一种物质 被氧化。C+2CuO=2Cu+CO2↑ 初中的时候我们还学习过这样的两个化学反应，C在高温的情况下和H2O 的反应，结果是H2O失去了O原子还原成H2，木炭夺走了H2O中的氧被氧化成了CO ；另一个反应H2还原CuO生成了Cu和H2O，刚才我们是从得氧和失氧的角度来分析氧化还原反应，我们说失去氧的物质被还原，得到氧的物质被氧化，现在我们从化合价的角度来分析这些氧化还原反应： C+H2O= H2+CO；H2+CuO=Cu+ H2O （1）CuO中的Cu是+2价，发生还原反应后变成了0价的单质Cu；C单质为0价，发生氧化反应变成CO2，为+4价。 （2）再看一下H2O和C的反应，反应前H2O中的H原子为+1价，被碳还原为H2后变成了0价；而C由0价变成了+2价的CO,发生额是氧化反应。（3）最后我们再看一个H2还原CuO的反应，0价的H变成+1价，+2价的Cu 变成0价的Cu 这些反应都是典型的氧化还原反应，我们分别分析了反应前后各物质化合价的变化，不难发现他们有一个共同的特征：某些元素的化合价在反应前后会发生变化并且化合价升高的物质发生的是氧化反应，化合价降低的物质发生的还原反应。 我们再看一个初中学习过的Fe置换Cu的反应:Fe和CuSO4的反应生成FeSO4和Cu，单质Fe由0价变成+2价的FeSO4化合价升高，发生的是氧化反应，+2价的Cu由+2价变成0价的Cu单质，化合价降低发生的是还原反应。我们看整个反应过程并没有氧原子的得失，只有化合价的变化，他也是氧化还原反应。 这样我们就可以给氧化还原反应下一个定义了，氧化还原反应：凡是有元素化合价升降的反应都是氧化还原反应。 失e- →化合价升高→氧化反应 得e- →化合价降低→还原反应 氧化还原反应与四种基本反应类型的关系 （1）有单质参与的化合反应是氧化还原反应。 （2）有单质生成的分解反应是氧化还原反应。 （3）所有的置换反应都是氧化还原反应。 （4）所有的复分解反应都是非氧化还原反应。 二．氧化还原反应的实质：

氧化还原反应教学讲义

氧化还原反应教学讲义 1.氧化还原反应本质和特征 2．相关概念及其关系 3．氧化还原反应电子转移的表示方法 (1)双线桥法：①标□15变价，②画□16箭头，③算□17数目，④说变化。 实例：用双线桥法标出铜和浓硝酸反应电子转移的方向和数目： (2)单线桥法：箭头由失电子原子指向得电子原子，线桥上只标电子转移的数目，不标“得到”“失去”字样。

4．氧化还原反应与四种基本反应类型间的关系图示 (1)□26置换反应、有□27单质参加的化合反应，有□28单质生成的分解反应一定是氧化还原反应。 (2)□29复分解反应一定是非氧化还原反应。 5．常见的氧化剂和还原剂 (1)常见氧化剂 常见氧化剂包括某些非金属单质、含有□30高价态元素的化合物、过氧化物等。 如：□31Cl 2、浓硫酸、□32HNO 3、Fe 3＋、□33KMnO 4(H ＋)、Cr 2O 2－ 7(H ＋)等。 (2)常见还原剂 常见还原剂包括活泼的金属单质、□ 34非金属阴离子及含□35低价态元素的化合物、□ 36低价金属阳离子、某些非金属单质及其氢化物等。如：□37H 2、□38CO 、□39Fe 2＋ 、H 2S 、□ 40I －等。 (3)元素化合价处于□41中间价态的物质既有氧化性，又有还原性。如□42Fe 2＋、□ 43SO 2－ 3(H 2SO 3)、H 2O 2等。

1.判断正误，正确的画“√”，错误的画“×”，并指明错因。 (1)大量的碘富集在海藻中，用水浸取后浓缩，再向浓缩液中加MnO2和H2SO4，即可得到I2。该反应的还原产物为MnSO4或Mn2＋。(√) 错因：_____________ (2)有单质参加或有单质生成的化学反应一定是氧化还原反应。(×) 错因：同素异形体的转化不是氧化还原反应。 (3)金属阳离子一定只具有氧化性。(×) 错因：Fe2＋有还原性。 (4)氧化还原反应中有一种元素被氧化时，一定有另一种元素被还原。(×) 错因：Cl2与H2O反应，NO2与H2O反应等是同一元素既被氧化又被还原。 (5)在氧化还原反应中H2O2只能是氧化剂不可作还原剂。(×) 错因：H2O2与KMnO4(H＋)反应生成O2，作还原剂。 (6)某元素从游离态变为化合态，该元素可能被氧化也可能被还原。(√) 错因：_____________ (7)Na2O2与水的反应中，水是还原剂。(×) 错因：Na2O2与H2O反应，H2O既不是氧化剂，又不是还原剂。 2．教材改编题 (据人教必修一P39 T8)在Fe＋H2SO4===H2↑＋FeSO4的反应中，Fe() A．是氧化剂B．被氧化 C．得电子D．被还原 答案 B

2020版高考一轮复习化学习题：第二章化学物质及其变化第7讲氧化还原反应含答案解析

第7讲氧化还原反应 课时集训 测控导航表 1.下列说法中正确的是( C ) A.强氧化剂和弱还原剂易发生氧化还原反应 B.实验室制氯气的反应中,氯离子通过还原反应生成氯气 C.由Cu(OH)2生成Cu2O时,铜元素被还原 D.I-、Br-、Cl-的还原性依次减弱,氧化性依次增强 解析:强氧化剂和弱还原剂不易发生氧化还原反应,A错误;B项,氯离子通过氧化反应生成氯气,B错误;D项,I-、Br-、Cl-的还原性依次减弱,但无氧化性,D错误。 2.(2018·安徽合肥一模)乙醇与酸性K2Cr2O7溶液混合可发生如下反 H5OH+H+C+CH3COOH+H2O(未配平)。下列叙述不正确的是 应:Cr ( D ) A.Cr2中Cr元素化合价为+6 B.氧化产物为CH3COOH

C.K2Cr2O7溶液常用硫酸酸化 D.1 mol C2H5OH发生上述反应转移2 mol e- 解析:根据化合物中各元素正负化合价代数和为0,Cr2中Cr元素化合价为+6,故A正确;C2H5OH中碳的化合价是-2,CH3COOH中碳的化合价是0,则CH3COOH是氧化产物,1 mol C2H5OH发生上述反应转移4 mol e-,故B正确、D不正确;K2Cr2O7溶液具有强氧化性,所以不能用还原性的酸酸化,如盐酸,常用硫酸酸化,故C正确。 3.已知反应:O3+2I-+H2O O2+I2+2OH-,下列说法不正确的是( A ) A.O2为还原产物 B.氧化性:O3>I2 C.H2O既不是氧化剂也不是还原剂 D.反应生成1 mol I2时转移2 mol电子 解析:反应O3+2I-+H2O O2+I2+2OH-中,O元素化合价降低,O3部分被还原生成OH-,I元素化合价升高,I-被氧化生成I2。O3生成O2时氧元素化合价没有发生变化,故O2不是还原产物,故A不正确;该反应中I2是氧化产物,O3是氧化剂,故氧化性:O3>I2,故B正确;H2O在反应中所含元素化合价没有发生变化,所以水既不是氧化剂也不是还原剂,故C正确; I元素化合价由-1价升高到0价,则反应生成1 mol I2时转移2 mol电子,故D正确。 4.铋(Bi)位于元素周期表中ⅤA族,其价态为+3价时较稳定,铋酸钠(NaBiO3)溶液呈无色。现取一定量的硫酸锰(MnSO4)溶液,向其中依次滴加下列溶液,对应的现象如表所示: KI

《水分析化学1》理论课讲稿

《水分析化学-1》理论课讲稿

第一次课(2h) 一、自我介绍 二、课程介绍 1、提问： （1）纯净水、自来水、地下水、矿泉水、河湖水、海水、城市污水等本质的区别是什么？科学的鉴别方法是什么？ （2）环境水体质量如何表征？水中有哪些污染物？含量是多少？对环境、生物有没有危害？（3）城市给水、污水处理工艺的确定依据是什么？处理效果的如何评定？ 春秋时的管子称：“水者，何也？万物之本原，诸生之宗室也”（《管子·水地篇》） 2、课程定位 ?给水排水工程专业的专业技术基础课，是专业指导委员会指定十门骨干课程之一。 ?教学时数56学时，其中课堂教学40学时，实验教学16学时。 ?先修课程：普通化学、有机化学和物理化学 3、水分析化学课程的学习目标：“6、2、1“ ?掌握6个基本点：基本概念、理论、原理、方法、操作、技能 ?注重2个培养：注重培养严谨的科学态度、培养独立分析和解决分析化学中实际问题的能力——分析数据是决策依据和技术参考 ?树立1个“量”概念：强化并树立准确“量”的观念——避免工作失误 4、本课程与传统分析化学的关系 建立在传统分析化学基础之上，以水质指标体系为讲授脉络，突出水质指标的工程应用地位，由水质分析技术引出相关的分析化学理论内容。 5、授课内容及安排

?*第1章绪论（6h） ?*第2章酸碱滴定法（4h） ?*第3章络合滴定法（4h） ?阶段复习与习题课（2h） ?第4章沉淀滴定法(2h) ?*第5章氧化还原滴定法（6h） ?容量分析法总结与讨论（2h） ?*第6章吸收光谱法（4h） ?第7章电化学分析（2h） ?*第8章色谱法与原子吸收光谱法（6h） ?总复习（2h） 注：带星号章节为重点内容。 6、实验内容及安排 ?实验一分析天平的称量练习（2h） ?实验二滴定分析基本操作(2h) ?实验三水中碱度的测定（酸碱滴定法）(2h) ?实验四水中硬度的测定(络合滴定法)(2h) ?实验五水中Cl-的测定(沉淀滴定法) (2h) ?实验六水中溶解氧的测定（或BOD5）(2h) ?实验七水中高锰酸盐指数的测定(2h) ?实验八分光光度法测水中的铁(2h) 7、教学方式

氧化还原反应讲义

第三节氧化还原反应 （知识要点） 一、氧化还原反应 1、氧化反应( oxidation reaction)：元素化合价升高的反应 还原反应( reduction reaction)：元素化合价降低的反应 氧化还原反应：凡有元素化合价升降的化学反应就是 2、氧化还原反应的判断依据-----有元素化合价变化 失电子总数=化合价升高总数==得电子总数==化合价降低总数。 3、氧化还原反应的实质------电子的转移(电子的得失或共用电子对的偏移 口诀：化合价升．高，失．电子，被氧．化； 化合价降．低，得．电子，被还．原 4、氧化还原反应与四种基本反应类型的关系 二、氧化剂和还原剂 1、氧化剂和还原剂(反应物) 氧化剂：得电子(或电子对偏向)的物质------氧化性 还原剂：失电子(或电子对偏离)的物质------还原性 氧化产物：氧化后的生成物 还原产物：还原后的生成物。 化合价降低，得电子，被还原 氧化剂+ 化合价升高，失电子，被氧化 2、氧化还原反应中电子转移的表示方法 (1) 双线桥法---表示电子得失结果 (2) 单线桥——表示电子转移情况 3、常见的氧化剂与还原剂 【复习】我们初中学过哪些基本反应类型？并举例说明。

初中阶段我们学习过许多化学反应，根据反应物和生成物的类别以及反应前后物质的种类的多少可以把他们分为四个基本反应类型，但是有一些反应，比如 Fe 2O 3 + 3CO ==2Fe +3CO 2 ，经过分析，它不属于四个基本反应类型的任何一个，说明上述分类方法不能包括所有反应，所以我们需要制定一个新的分类方法，这节课我们就来共同探讨解决一下这个问题 【活动】写出下列化学反应，并指出反应类型 1、铜和氧气的反应 2、氧化铜与氢气的反应 3、铁与硫酸铜溶液的反应 4、氯化钠溶液与硝酸银溶液的反应 5、碳酸钙的分解反应 请分析几个化学反应中，元素化合价反应前后有无变化？根据元素化合价是否有升降，我们把化学反应分为氧化——还原反应和非氧化还原反应。 【问题】以上几个反应，都是氧化——还原反应么？ ［过］为什么氧化还原反应前后元素的化合价发生变化？其本质原因是什么呢？ 2Na +Cl 2==2NaCl 在形成离子化合物时，某Na 元素的原子失去电子，则使元素化合价升高，某Cl 元素的原子得到电子，则此元素化合价最低。那么得失电子会使元素化合价发生了变化。 电子由一种元素的原子转移到另一种元素的原子，带负电荷电子的移动使电路中产生了电流，电流计指针发生了偏转，有关它的原理我们将在必修2中继续学习。 【规律】失电子总数=化合价升高总数==得电子总数==化合价降低总数。 同样，我们再来分析H 2 +Cl 2===2HCl 。在氢气和氯气反应中，由于生成物氯化氢是共价化合物，在反应过程中，哪一种元素的原子都没有失去或完全得到电子，它们之间只有共用电子对的偏移，且共用电子对偏离于氢原子，而偏向于氯原子，因此氢原子由0价升高到+1价被氧化，氯元素从0价降低到-1价，被还原。所以，共用电子对的偏移也可以使元素化合价发生变化。 3、氧化还原反应的实质------电子的转移(电子的得失或共用电子对的偏移 ［总结］让学生总结本节课所学主要内容。