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1、第三節(jié) 氧化還原反應
考點梳理
1.了解氧化還原反應的本質(zhì)是電子的轉移。
2.了解常見的氧化還原反應。
一、氧化還原反應
1.氧化還原反應的定義
在反應過程中有元素化合價變化的化學反應叫做氧化還原反應。
2.氧化還原反應的實質(zhì)
元素化合價的變化是電子轉移的外觀表現(xiàn)，電子轉移是氧化還原反應的實質(zhì)。
3.有關概念及相互關系
4.電子轉移的表示方式
（1）單線橋法。從被氧化（失電子，化合價升高）的元素指向被還原（得電子，化合價降低）的元素，標明電子數(shù)目，不需注明得失。例：
2e-——
MnO2 + 4HCl（濃）MnCl2+Cl2↑+2H2O
［
2、注意］箭頭線由還原劑中化合價升高的元素指向氧化劑中化合價降低的元素；
橋上只標電子數(shù)，不寫“得”、“失”等。
得2e-—
（2）雙線橋法。得失電子分開注明，從反應物指向生成物（同種元素）注明得失及電子數(shù)。例：
MnO2+4HCl（濃）MnCl2+Cl2↑+2H2O
［注意］橋上標：得（失）電子數(shù)，化合價降低（升高），發(fā)生還原（氧化）反應
化合價升高為失去，發(fā)生氧化反應（被氧化）；
化合價降低為得到，發(fā)生還原反應（被還原）；
氧化劑得到電子數(shù)＝還原劑失去電子數(shù)，又稱轉移電子數(shù)
電子數(shù)＝化合價發(fā)生變化的原子數(shù)×化合價變化數(shù)
二、氧化還原反應與四種基本類型反應之間的關系
3、
(1)所有的置換反應都是氧化還原反應。
(2)所有的復分解反應都不是氧化還原反應。
(3) 有單質(zhì)參加 的化合反應都是氧化還原反應，有單質(zhì)生成 的分解反應都是氧化還原反應。
三 、氧化劑和還原劑
常見的氧化劑和還原劑
氧化劑
還原劑
活潑非金屬單質(zhì)：X2、O2、S等
活潑金屬單質(zhì)：Na、Al、Fe等
某些非金屬單質(zhì)：C、H2、S
高價金屬離子：Fe3＋
不活潑金屬離子：Cu2＋、Ag＋
其他：[Ag(NH3)2]＋、新制Cu(OH)2等
低價金屬離子：Fe2＋
非金屬的陰離子及其化合物：
S2－、H2S、I－、HI、Br－、HBr等
某些含氧化合物：Na2O2
4、、H2O2、HClO、HNO3、濃H2SO4、NaClO、Ca(ClO)2、KClO3、KMnO4
低價含氧化合物：CO、SO2、H2SO3、Na2SO3、H2C2O4、含—CHO的有機物等
既可作氧化劑又作還原劑的有：S、SO、H2SO3、SO2、NO、Fe2＋及含—CHO的有機物
【熱點難點】
一、氧化還原反應中的主要規(guī)律
1．守恒規(guī)律
氧化劑獲得的電子總數(shù)＝還原劑失去的電子總數(shù)。
(1)質(zhì)量守恒：反應前后元素的種類和質(zhì)量不變。
(2)電子守恒：即氧化劑得電子的總數(shù)等于還原劑失電子的總數(shù)。這是配平氧化還原反應方程式的依據(jù)，也是有關氧化還原反應計算的依據(jù)
2.價態(tài)歸中規(guī)律
5、
同種元素不同價態(tài)之間的反應，遵循以下規(guī)律：
若某元素有多種可變價態(tài)，處于最高價態(tài)時，只有氧化性；處于最低價態(tài)時，只有還原性；處于中間價態(tài)時，既有氧化性，又有還原性。
3. “強易弱難，先強后弱”規(guī)律
在濃度相差不大的溶液中：
(1)同時含有幾種還原劑時
將按照還原性由強到弱的順序依次反應。
(2)同時含有幾種氧化劑時
將按照氧化性由強到弱的順序依次反應。
【典例1】 (2012年合肥模擬)向含有1 mol FeCl2的溶液中通入0.2 mol Cl2，再加入含0.1 mol X2O的酸性溶液，使溶液中Fe2＋恰好全部被氧化，并使X2O還原為Xn＋，則n值為( )
A
6、．2 B．3
C．4 D．5
【解析】由題意知，0.2 mol Cl2和0.1 mol X2O的酸性溶液，共同將1 mol Fe2＋氧化。根據(jù)氧化還原反應中得失電子守恒可知，0.2 mol Cl2和0.1 mol X2O得到電子的物質(zhì)的量與1 mol Fe2＋失去電子的物質(zhì)的量相等，所以有0.2 mol×2＋0.1 mol×2×(6－n)＝1 mol×1，解得n＝3。
【答案】B
二、氧化性、還原性強弱的判斷
1．依據(jù)化學反應方程式(主要)
氧化性：氧化劑＞氧化產(chǎn)物
還原性：還原劑＞還原產(chǎn)物
2．依據(jù)金屬、非金屬活動性順序
①依據(jù)金屬活動性順序
②依據(jù)非金屬活動
7、性順序
3．根據(jù)元素在周期表中的相對位置
4.依據(jù)反應條件及反應的劇烈程度
反應條件要求越低，反應越劇烈，對應物質(zhì)的氧化性或還原性越強，如是否加熱，有無催化劑及反應溫度高級和反應物濃度大小等。
由上述反應條件的不同，可判斷氧化性
>
5.依據(jù)氧化還原反應的程度
①相同條件下，不同氧化劑作用于同一種還原劑，氧化產(chǎn)物價態(tài)高的反應對應的氧化劑氧化性強。例如:
②相同條件下，不同還原劑作用于同一種氧化劑，還原產(chǎn)物價態(tài)低的反應對應的還原劑的還原性強。例如:
6．依據(jù)電化學原理
①一般情況下兩種不同的金屬構成原電池的兩極。其還原性：負極＞正極。
8、
②用惰性電極電解混合溶液時，在陰極先放電的陽離子的氧化性較強，在陽極先放電的陰離子的還原性較強。
【特別提醒】(1)氧化性、還原性強弱取決于得失電子的難易，與得失電子的數(shù)目無關。
(2)對于一種物質(zhì)既作氧化劑、又作還原劑的反應，如Cl2＋H2O===HClO＋HCl，不能根據(jù)反應方程式判斷物質(zhì)氧化性、還原性的強弱。
(3)依據(jù)金屬活動性順序判斷陽離子的氧化性強弱時，要注意Fe對應的陽離子是Fe2＋，而不是Fe3＋。
【典例2】(2012年聊城檢測)有下列三個反應：①Cl2＋FeI2===FeCl2＋I2?、?Fe2＋＋Br2===2Fe3＋＋2Br－?、跜o2O3＋6HCl===2C
9、oCl2＋Cl2↑＋3H2O。下列說法正確的是( )
A．①②③中的氧化產(chǎn)物分別是I2、Fe3＋、CoCl2
B．根據(jù)以上方程式可以得到氧化性Cl2＞Fe3＋＞Co2O3
C．可以推理得到Cl2＋FeBr2===FeCl2＋Br2
D．在反應③中當1 mol Co2O3參加反應時，2 mol HCl被氧化
【解析】反應③中的氧化產(chǎn)物是Cl2，故A錯；從反應③可知氧化性Co2O3＞Cl2，故B錯；由反應②可知，F(xiàn)e2＋可以被Br2氧化為Fe3＋，故C錯；從反應③可知，1 mol Co2O3參加反應時，有1 mol氯氣生成，即2 mol HCl被氧化。
【答案】D
三、氧化還原反應
10、方程式的配平
1. 化合價升降法(即電子得失法或氧化數(shù)法)
2.計算步驟
計算方法——得失電子守恒法
(1)找出氧化劑、還原劑及相應的還原產(chǎn)物和氧化產(chǎn)物。
(2)找準一個原子或離子得失電子數(shù)。(注意化學式中離子的個數(shù))
(3)根據(jù)題中物質(zhì)的物質(zhì)的量和電子守恒列出等式。
n(氧化劑)×變價原子個數(shù)×化合價變化值(高價－低價)＝n(還原劑)×變價原子個數(shù)×化合價變化值(高價－低價)。
【典例3】(2012·濟寧模擬)已知某強氧化劑[RO(OH)2]2+中的元素R可被亞硫酸鈉還原到較低價態(tài)。若把1.2×10-3 mol ［RO(OH)2］2+還原，需要消耗6 mL 0.2 mol/L的亞硫酸鈉溶液，則反應后R的化合價為( )
A.0 B.+2 C.+3 D.+4
【解析】選D。由題意可知，[RO(OH)2]2+是氧化劑，R元素的化合價降低，亞硫酸鈉是還原劑，硫元素的化合價由+4價升高到+6價，則根據(jù)電子得失守恒可得：
1.2×10-3×(6-x)=6×10-3×0.2×(6-4)
x=4，故選D。
2013年高考化學 教材回歸詳析 2.3 氧化還原反應
