江苏专用2021高考化学一轮复习专题4氧化还原反应课件

专题4氧化还原反应考点氧化还原反应的概念、原理及应用考点清单基础知识一、氧化还原反应1.氧化还原反应的本质及判断依据(1)氧化还原反应的本质:有电子①转移(包括电子得失和电子对偏移)。(2)判断依据:有元素化合价的升高或②降低。2.氧化还原反应的有关概念(1)氧化反应:③失去电子(化合价升高)的反应。(2)还原反应:④得到电子(化合价降低)的反应。(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物质)。(5)氧化产物:还原剂失电子后的对应产物(包含化合价⑨升高的元素的产物)。(6)还原产物:氧化剂得电子后的对应产物(包含化合价⑩降低的元素的产物)。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(1)活泼的非金属单质:如Cl2、O2、Br2、F2等。(2)高价金属阳离子:如Fe3+、Sn4+、Cu2+等。(3)高价或较高价含氧化合物:如KMnO4、MnO2、PbO2、KClO3等。(4)过氧化物:如H2O2、Na2O2等。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1.双线桥法 注意事项:(1)箭头必须由反应物指向生成物,且两端对准同种元素。(2)箭头方向不代表电子转移的方向,仅表示电子转移前后的变化。(3)在“桥”上标明电子的“得”与“失”,且“得”“失”电子总数应相等。2.单线桥法 注意事项:(1)箭头必须由还原剂中失电子的元素指向氧化剂中得电子的元素。(2)箭头方向表示电子 转移的方向。(3)在“桥”上标明转移的 电子总数。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.转化规律在氧化还原反应中,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,元素的化合价只靠拢而不交叉;含有相邻价态的同种元素的物质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电子转移情况。4.难易规律越易失去电子的物质,失去后就 越难得到电子;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,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:HClO4H2SO4H3PO4H2CO3,可判断氧化性:Cl2SPC。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.配平步骤化合价升降法是最重要的也是最基本的配平方法,步骤一般为:(1)“一标”:根据反应物和生成物的化学式,标出化合价发生变化的元素的化合价。例如:K O4+Na2 O3+H2SO4  SO4+K2SO4+Na2 O4+H2O(2)“二等”:使变价元素的化合价升降的总数相等,即求出化合价升降的最小公倍数(化合价升高可用“↑”表示,降低可用“↓”表示)。   ↓5×2   ↑2×5(3)“三定”:根据化合价升高与降低的最小公倍数,确定出参加氧化还原反应的物质的化学计量数。2KMnO4+5Na2SO3+H2SO4 2MnSO4+K2SO4+5Na2SO4+H2O(4)“四平”:用观察法配平,确定其他各物质的化学计量数。2KMnO4+5Na2SO3+3H2SO4 2MnSO4+K2SO4+5Na2SO4+3H2O7Mn4S2Mn6S7Mn2Mn4S6S(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。知能拓展例[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。-117.40g87gmol答案(1)4.48(4)n(Fe2+)=0.0500mol·L-1× =1.00×10-3moln(Mn2+)=n(Fe2+)=1.00×10-3molm(MnSO4·H2O)=1.00×10-3mol×169g·mol-1=0.169gMnSO4·H2O样品的纯度为: ×100%=98.8%-120.00mL1000mLL0.169g0.1710g未知氧化还原反应离子方程式的书写技巧1.书写未知氧化还原反应离子方程式的步骤第1步:根据氧化还原反应的难易规律确定氧化性最强的为氧化剂,还原性最强的为还原剂;根据题给信息和已知元素化合物性质确定相应的还原产物、氧化产物;根据氧化还原反应的守恒规律确定氧化剂、还原剂、还原产物、氧化产物的化学计量数。第2步:根据溶液的酸碱性,通过在离子方程式中添加H+或OH-使方程式两端电荷守恒。实践探究第3步:根据原子守恒,通过在离子方程式中添加H2O(或其他小分子)使方程式两端原子守恒。2.配平的基本技巧(1)全变从左边配:氧化剂、还原剂中某元素化合价全变的,一般从左边反应物着手配平。(2)自变从右边配:自身氧化还原反应(包括分解、歧化)一般从右边着手配平。(3)缺项配平法:先使得、失电子数相等,再观察两边电荷。若反应物一边缺正电荷,一般加H+,生成物一边加水;若反应物一边缺负电荷,一般加OH-,生成物一边加水。例(2018北京理综,27,12分)近年来,研究人员提出利用含硫物质热化学循环实现太阳能的转化与存储。过程如下: (1)反应Ⅰ:2H2SO4(l) 2SO2(g)+2H2O(g)+O2(g)ΔH1=+551kJ·mol-1反应Ⅲ:S(s)+O2(g) SO2(g)ΔH3=-297kJ·mol-1反应Ⅱ的热化学方程式:。(2)对反应Ⅱ,在某一投料比时,两种压强下,H2SO4在平衡体系中物质的量分数随温度的变化关系如图所示。p2p1(填“”或“”),得出该结论的理由是。 (3)I-可以作为水溶液中SO2歧化反应的催化剂,可能的催化过程如下。将ⅱ补充完整。ⅰ.SO2+4I-+4H+ S↓+2I2+2H2Oⅱ.I2+2H2O+ ++2I-(4)探究ⅰ、ⅱ反应速率与SO2歧化反应速率的关系,实验如下:分别将18mLSO2饱和溶液加入到2mL下列试剂中,密闭放置观察现象。(已知:I2易溶解在KI溶液中)①B是A的对比实验,则a=。②比较A、B、C,可得出的结论是。③实验表明,SO2的歧化反应速率DA。结合ⅰ、ⅱ反应速率解释原因:。序号ABCD试剂组成0.4mol·L-1KIamol·L-1KI0.2mol·L-1H2SO40.2mol·L-1H2SO40.2mol·L-1KI0.0002molI2实验现象溶液变黄,一段时间后出现浑浊溶液变黄,出现浑浊较A快无明显现象溶液由棕褐色很快褪色,变成黄色,出现浑浊较A快解题导引陌生离子方程式的书写思路:①根据题给信息判断氧化剂、还原剂、氧化产物和还原产物,根据得失电子守恒配平系数;②根据溶液环境补全其他反应物和产物,根据电荷守恒和原子守恒配平系数。通常情况下溶液环境为水溶液,若为酸性环境,则可以添加的粒子为H+和H2O;若为碱性环境,则可以添加的粒子为OH-和H2O。解析本题以“含硫物质热化学循环”素材为载体,考查热化学方程式的书写、平衡移动、实验方案的设计与分析等知识。(1)反应Ⅱ为3SO2(g)+2H2O(g) 2H2SO4(l)+S(s),根据盖斯定律,由(反应Ⅰ+反应Ⅲ)即得反应Ⅱ的逆反应,所以反应Ⅱ的ΔH=-(551-297)kJ·mol-1=-254kJ·mol-1。(2)反应Ⅱ是气体物质的量减小的反应,加压时平衡正向移动,H2SO4的物质的量分数会升高,所以p2p1。(3)催化剂在反应前后质量和化学性质保持不变,在ⅰ中I-被氧化为I2,则在ⅱ中I2应该被SO2还原为I-,结合原子守恒、得失电子守恒、电荷守恒可配平反应ⅱ的离子方程式。(4)①B是A的对比实验,B中加入0.2mol·L-1的H2SO4,A中不加H2SO4,所以KI的浓度应该与A相同,即a=0.4。②比较A、B、C可知,有H2SO4和KI时,SO2歧化反应速率较只有KI时快;只有H2SO4,无KI时不发生歧化反应,所以可得出的结论为酸性增强,I-催化SO2歧化反应速率提高。答案(1)3SO2(g)+2H2O(g) 2H2SO4(l)+S(s)ΔH2=-254kJ·mol-1(2)反应Ⅱ是气体物质的量减小的反应,温度一定时,增大压强使反应正向进行,H2SO4的物质的量增大,体系总物质的量减小,H2SO4的物质的量分数增大(3)SO2S 4H+(4)①0.4②I-是SO2歧化