氧化反应.doc

氧化还原反应一、备考目标:1、理解氧化剂和还原剂、氧化性和还原性等概念2、能判断氧化还原反应中电子转移的方向和数目3、掌握比较氧化性、还原性强弱的一般方法4、掌握配平氧化还原反应方程式的基本方法5、掌握配平氧化还原反应的有关计算二、要点精讲(一):发生电子转移(得失或偏移)的反应。:发生电子转移。:有化合价升降。反应物化合价变化表现性质变化过程发生反应生成物氧化剂还原剂降低 升高氧化性 还原性被还原 被氧化还原反应 氧化反应还原产物 氧化产物 (二)元素的化合价元素原子的最外电子层结构决定了原子间是按一定数目相互化合,元素的原子相互化合的数目叫这种元素的化合价。;,非金属元素的化合价一般既有负值又有正值;,各元素的正、负化合价的代数和为0;如:原子团的化合价:NO3-、SO42-、SO32-、HSO3-(亚硫酸氢根)、CO32-、HCO3-、ClO3-(***酸根)、NH4+(铵根)、MnO4-(高锰酸根)、PO43-(磷酸根)。中心元素的化合价:,元素的化合价与在生成它们的反应中原子得、失电子数目及离子的电荷数在数值上相等,如NaCl:离子符号原子得、失电子数离子的电荷数元素的化合价Na+1(失)1+1Cl-1(得)1-1共价化合物中,元素的化合价与在生成它们的反应中共用电子对的偏向、偏离的对数在数值上相等。如HCl:共用电子对偏向***原子,***元素化合价为-1价;共用电子对偏离氢原子,氢元素化合价为+1价。:H:+1、O:-2、再计算C元素平均化合价。 (三),箭号起止所指的均为同一种元素。、被氧化或被还原等内容。氧化剂为HCl,还原剂为Zn,氧化产物为ZnCl2,还原产物为H2。;。 (四)、氧化剂相互对立又相互依存。=+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>,氧化性强的抢先得电子,先被还原。在溶液中存在多种还原剂,还原性强的抢先失电子,先被氧化。(1)高低规律:最高价态——只具氧化性最低价态——只具还原性中间价态——兼有氧化性和还原性讨论分析下列氧化还原反应中电子转移的方向和数目,判断氧化产物和还原产物。①H2S+H2SO4(浓)=S↓+SO2↑+2H2O②KClO3+6HCl=KCl+3Cl2↑+3H2O(2)价态归中规律:同种元素不同价态之间发生氧化还原反应时,价态的变化“只靠拢,不交叉”。(五)重要的氧化剂、还原剂重要的氧化剂:(1)活泼非金属单质,如F2、Cl2、Br2、O2、I2、O3等。(2)高价含氧化合物,如浓H2SO4、HNO3、KMnO4、HClO、KClO3、MnO2、Na2O2、H2O2、K2Cr2O7等。(3)高价金属阳离子,如Ag+、Hg2+、Fe3+、Cu2+等。重要还原剂:(1)活泼金属及某些非金属单质,如Na、Mg、Al、H2、C、Si等;(2)低价态化合物,如CO、H2S、HCl、SO2、NH3等;(3)低价态的某些离子,如S2―、SO32―、Fe2+、I―等。(六)氧化性、、非金属性(1)随着金属活动顺序表中金属活动性的减弱,金属的还原性越来越弱,其对应离子的氧化性越来越强.(除Fe3+外)还原性逐渐减弱氧化性逐渐增强(2):还原性:H2>(1)同周期氧化性:左<右还原性:左>右(2)同主族氧化性:上>下还原性:上<(1)同一物质在相同条件下,被不同氧化剂氧化的程度越大,氧化剂的氧化性越强。Fe+S=FeS2Fe+3Cl2=2FeCl3(2)同一物质在相同的条件下,被不同还原剂还原得越彻底,还原剂的还原性越强HCl+H2SO4(浓)→不反应HBr+H2SO4(浓)→Br2+SO2↑+H2OHI+H2SO4(浓)→I2+H2S↑+(1)原电池还原性:负极>正极(2)电解池阴极(氧化性):先析出>后析出阳极(还原性):先反应>。一般来讲,一组反应中,反应条件越简单,对应反应物的氧化性或还原性越强。从反应条件可以看出氧化剂的氧化能力:KMnO4>MnO2>