2013年高考化学专题课件：专题四 氧化还原反应课件

专题四氧化还原反应1．了解氧化还原反应的本质是电子的转移。2．了解常见的氧化还原反应。3．能使用氧化还原反应的基本规律进行简单的计算。考纲解读本讲以考查氧化还原反应的概念、规律及综合应用为主。题型有选择和填空两种形式，以填空为主、分值约3分。本讲考查学生分析问题、解决问题的能力，能力要求主要是综合运用能力，试题的难度偏大。考点探究试题的考查形式主要有两种，一种是通过氧化还原反应规律确定产物，另一种是通过氧化还原反应确定某物质含量。预测2013年高考本讲仍是重点考查内容。本讲内容与能量变化、电化学基础有很强的关联性，和它们一起进行综合考查的可能性较大。利用氧化还原反应滴定原理测定物质的组成及有限定条件的氧化还原反应方程式的书写的命题趋势较强。1．氧化还原反应(1)概念：有元素的化学反应。(2)特征：反应前后元素的发生了改变。(3)实质：反应过程中有或。化合价变化化合价电子得失电子对的偏移一、氧化还原反应基础知识梳理2．从电子转移的观点理解下列概念(1)氧化反应：物质电子的反应。(2)还原反应：物质电子的反应。(3)氧化还原反应：。(4)氧化剂：。(5)还原剂：。(6)氧化产物：。(7)还原产物：。(8)氧化剂―→得电子―→化合价降低―→发生还原反应―→生成产物。(9)还原剂―→电子―→化合价―→发生氧化反应―→生成产物。反应过程有电子得失的反应在反应中存在得电子元素的化合物在反应中存在失电子元素的反应物失得在反应中通过失电子而生成的物质在反应中通过得电子而生成的物质还原失升高氧化二、氧化还原反应与四种基本类型反应的关系1．反应全部属于氧化还原反应。2．反应全部属于非氧化还原反应。3．化合反应若有单质参加属于反应，否则属于反应。4．分解反应若有单质生成属于反应，但有单质生成的反应属于分解反应。例如同素异形体之间的转化。置换复分解氧化还原非氧化还原氧化还原不一定1．常见的氧化剂(1)活泼非金属单质，如、等。(2)高价金属阳离子或活泼性较差的金属阳离子，如、、等。(3)高价含氧化合物①含氧酸，如、浓硫酸等。②氧化物，如、等。③盐，如、等。(4)过氧化物，如、等。三、常见的氧化剂和还原剂O2Cl2Cu2＋Ag＋HNO3NO2SO3KClO3KMnO4Na2O2H2O2Fe3＋2．常见的还原剂(1)活泼金属，如、、等。(2)某些非金属单质，如、、等。(3)非金属阴离子，如、等。(4)非金属氢化物，如、等。(5)低价金属阳离子，如、等。(6)低价化合物①非金属化合物，如、等。②金属化合物，如、。KCaNaCSiH2S2－I－H2SHIFe2＋Cu＋COSO2FeCl2FeSO4四、氧化还原反应中电子转移的表示方法用两种方法标出下列反应电子转移的方向和数目1双线桥法：表明同一元素原子得到或失去电子的情况，箭头必须由反应物指向生成物中的对应元素，并在线桥上标明电子“得”、“失”字样及电子转移的数目。2.单线桥法：表明不同元素原子间得到或失去电子的情况，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”、“失”字样。1．有单质参加或生成的反应，一定是氧化还原反应吗？2．物质本身得失电子数目越多，其对应的氧化性、还原性就一定越强吗？【提示】1.不一定。是不是氧化还原反应，要看有无化合价变化，有单质生成，没有化合价变化的也不是氧化还原反应，如3O2===2O3等。2．氧化性强弱，看的是得电子难易而不是多少，如Fe3＋的氧化性大于S。还原性的强弱是比失电子的难易，也不是多少，如Na的还原性大于Mg问题探究考点整合1．氧化还原反应基本概念之间的相互关系2．氧化还原反应方程式的配平(1)一般方法：一标、二等、三定、四平、五查。(2)抓住一个关键、掌握三个原则①一个关键：准确判断并标出变价元素的化合价，求得化合价升降数及其最小公倍数，进而求得氧化剂、还原剂的基准计量数。②三个原则：A．质量守恒：反应前后各元素的原子个数相等；B．得失电子守恒：氧化剂得电子总数与还原剂失电子总数相等；C．电荷守恒。3．氧化性、还原性强弱的判断方法总结(1)氧化性是指得电子的性质(或能力)；还原性是指失电子的性质(或能力)。(2)氧化性、还原性的强弱取决于得、失电子的难易程度，与得、失电子数目的多少无关。如：Na－e－―→Na＋，Al－3e－―→Al3＋，但根据金属活动性顺序表，Na比Al活泼，更易失去电子，所以Na的还原性比Al强。从元素的价态考虑：最高价态——只有氧化性，如Fe3＋、H2SO4、KMnO4等；最低价态——只有还原性，如金属单质、Cl－、S2－等；中间价态——既有氧化性又有还原性，如Fe2＋、S、Cl2等。(3)常用的判断方法①根据元素活动性顺序(常见元素)判断金属活动性顺序非金属活动性顺序(常见元素)②根据元素在周期表中的位置判断同主族元素(从上到下)同周期主族元素(从左到右)③根据元素最高价氧化物的水化物酸碱性强弱判断例如，酸性：HClO4H2SO4H3PO4H2CO3，可判断氧化性：Cl2SPC。④根据氧化还原反应的方向判断氧化性：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变价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。如：2Fe＋3Cl2=====点燃2FeCl3，Fe＋S=====△FeS可以判断氧化性：Cl2S。⑥根据反应所需条件判断当不同的氧化剂作用于同一还原剂时，如氧化产物价态相同，可根据反应条件的高、低进行判断。例如：16HCl(浓)＋2KMnO4===2KCl＋2MnCl2＋8H2O＋5Cl2↑①4HCl(浓)＋MnO2=====△MnCl2＋2H2O＋Cl2↑②4HCl(浓)＋O2=====CuCl2500℃2H2O＋2Cl2③上述三个反应中，还原剂都是浓盐酸，氧化产物都是Cl2，而氧化剂分别是KMnO4、MnO2、O2。①式中KMnO4常温时可把浓盐酸中的氯离子氧化；②式中MnO2需要在加热条件下才能完成；③式中O2不仅需要加热，而且还需要CuCl2作催化剂才能完成。由此我们可以得出氧化性：KMnO4MnO2O2。⑦根据物质的浓度大小判断具有氧化性(或还原性)的物质浓度越大，其氧化性(或还原性)越强，反之，其氧化性(或还原性)越弱。如氧化性：HNO3(浓)HNO3(稀)；MnO2能与浓盐酸反应，却不能被稀盐酸还原。⑧根据原电池、电解池的电极反应判断两种不同的金属构成原电池的两极，负极金属是电子流出的极，正极金属是电子流入的极。其还原性：负极正极。用惰性电极电解混合溶液时，在阴极先放电的阳离子的氧化性较强，在阳极先放电的阴离子的还原性较强。1．氧化还原反应的基本规律及其应用归纳(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。有关得失电子守恒(化合价守恒)规律有如下应用：①求某一反应中被氧化与被还原的原子数之比，或氧化剂与还原剂分子数之比及氧化产物与还原产物分子数之比。②配平氧化还原反应方程式。③进行有关氧化还原反应的计算。思维拓展温馨提示：①计算的步骤简要归纳为4个字“设→列→解→查”。(设—设出未知数；列—列出守恒方程式；解—解方程，求出未知数；查—检查是否符合题意，是否正确)。②氧化还原反应的计算在高考中考查较多，但难度不大，通常运用得失电子守恒来分析，应注意不要漏掉物质或粒子的组成比。(2)强弱规律氧化性较强的氧化剂跟还原性较强的还原剂反应，生成还原性较弱的还原产物和氧化性较弱的氧化产物。应用：在适宜条件下，用氧化性较强的物质制备氧化性较弱的物质，或用还原性较强的物质制备还原性较弱的物质。也可用于比较物质间氧化性或还原性的强弱。(3)价态规律元素处于最高价，只有氧化性；元素处于最低价，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：判断元素或物质氧化性或还原性的有无。(4)转化规律氧化还原反应中，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，元素的化合价只靠近而不交叉；同种元素相邻价态之间不发生氧化还原反应。例如：应用：判断氧化还原反应能否发生及表明电子转移情况。(5)难易规律越易失去电子的物质，失去后就越难得电子；越易得到电子的物质，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，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，氧化性最强的优先发生反应，如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。2．氧化还原反应中的几个“不一定”(1)某元素由化合态变为游离态时，该元素不一定被还原。因为元素处于化合态时，其化合价可能为正价，也可能为负价。例如在反应2H2O=====通电2H2↑＋O2↑中，氢元素被还原，而氧元素被氧化。(2)在氧化还原反应中，非金属单质不一定作氧化剂，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。例如在反应Cl2＋H2O===HCl＋HClO中，Cl2既表现氧化性又表现还原性。(3)氧化还原反应中的反应物不一定都是氧化剂和还原剂。在氧化还原反应中一定有氧化剂和还原剂，但氧化剂和还原剂可以是不同的物质，也可以是同一种物质。(4)某一原子在反应中得到或失去的电子数越多，不一定其氧化性或还原性越强。物质的氧化性或还原性的强弱取决于得到或失去电子的难易程度，而不是数目。(5)含有最高价元素的化合物不一定具有强氧化性。如在HClO中Cl元素的化合价为＋1价，在HClO4中Cl元素的化合价为＋7价，事实上HClO的氧化性比HClO4强，HClO有强氧化性；再如浓H2SO4和Na2SO4溶液中，S元素均为＋6价，但浓H2SO4具有强氧化性，而Na2SO4溶液无强氧化性。(6)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，在反应Cl2＋H2O===HCl＋HClO中，被氧化与被还原的都是氯元素。典例赏析【例1】金属铜的提炼多从黄铜矿开始。黄铜矿在焙烧过程中主要反应之一的化学方程式为：2CuFeS2＋O2Cu2S＋2FeS＋SO2，下列说法不正确的是()A．O2只作氧化剂B．CuFeS2既是氧化剂又是还原剂C．SO2既是氧化产物又是还原产物D．若有1molO2参加反应，则反应中共有4mol电子转移考点一、氧化还原反应的基本概念【解析】此题为多种元素发生化合价变化，看似较复杂，但只要抓住相关概念的实质就容易了。氧化剂就是含得电子元素的物质，还原剂就是含失电子元素的物质，氧化剂被还原后对应产物为还原产物，还原剂被氧化的产物为氧化产物。关于转移电子数计算抓住得失电子数相等这个根本即可。CuFeS2中Cu为＋2价，Fe为＋2价，S为－2价。反应中的Cu由＋2价降到＋1价，S由－2价升高到＋4价，O从0价降到－2价，1molO2参加反应共有6mol电子转移，其中2molCuFeS2中Cu得2mol电子。【导航】1.化合价升高→失电子→被氧化。2．化合价降低→得电子→被还原。【答案】D【变式训练1】在浓盐酸中，H3AsO3与SnCl2反应的离子方程式为：3SnCl2＋12Cl－＋2H3AsO3＋6H＋===2As＋3SnCl62－＋6M。关于该反应的说法中正确的组合是()①氧化剂是H3AsO3②还原性：Cl－As③每生成7.5gAs，还原剂失去的电子为0.3mol④M为OH－⑤SnCl62－是氧化产物A．①③⑤B．①②④⑤C．①②③④D．只有①③【解析】此反应中SnCl2―→SnCl62－锡元素价态升高，则SnCl2是还原剂，SnCl62－是氧化产物，故⑤正确；H3AsO3―→As中，As元素化合价降低，故H3AsO3是氧化剂，则生成1molAs，转移电子数为3mol，故每生成7.5gAs恰好转移0.3