高中化学氧化还原反应

1 / 5 第一节 氧化还原反应

一、氧化还原反应的本质

㈠实质：电子的转移（得失或偏移）。

㈡特征：反应前后元素的化合价发生了变化。

二、氧化还原反应与四种基本反应类型的关系

三、氧化还原反应的表示方法

a.用两条线由反应物指向生成物，且对准同种元素。

㈠双线桥法 b.要标明“得”、“失”电子，且得失电子数相等。

c.箭头不代表电子转移的方向。

a.用一条线表示不同元素原子得失电子的情况。

㈡单线桥法 b.由失电子的元素指向得电子的元素，并标明电子转移的总数。

c.箭头表示电子转移的方向

Fe2O3+3CO高温 2Fe+3CO2 3Cu+8HNO3==3Cu（NO3）2+NO +4H2O

四、有关氧化还原反应的总结

㈠从化合价升降角度认识氧化还原反应

㈡从电子转移角度理解氧化还原反应

1、在离子化合物的形成过程中，金属元素原子失去电子使化合价升高，发生氧化反应；非金属元素原子得到电子使化合价降低，发生还原反应。

2、在共价化合物的形式过程中，公用电子对偏向哪一方，该元素的化合价降低，发生还原反应，共用电子对偏离哪一方，该元素化合价升高，发生氧化反应。

3、元素化合价的升降既与氧化还原反应有着密切的关系，又与元素原子之间的电子转移有着密切的关系。

五、氧化还原反应的基本规律

㈠守恒律：化合价升高总数与降低总数相等，失电子总数与得电子总数相等，反应前后电离总数相等（离子反应）

㈡价态律：元素处于最好价态，只有氧化性；元素处于最低价态，只有还原性。

㈢强弱律：强氧化性的氧化剂跟强还原性的还原剂反应，生成弱还原性的还原产物和弱氧化性的氧化产物。

㈣转化律：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，元素的化合价只靠近不交叉(有可能生成同一价态的物质)；同种元素相邻价态之间不发生氧化还原反应。

㈤难易律：越易失电子的物质，失去后就越难得电子；越易得电子的物质，得到后就越难失去电子。

㈥跳位律

在特殊情况下，氧化剂遇到强还原剂时，或还原剂遇到强氧化剂时，元素的价态变化不是临位变化而是跳位变化的。

㈦有效律

㈧分部律：分部反应覆盖了某些氧化还原反应的本质

当一个氧化剂（还原剂）遇到还原剂（氧化剂）时，自身氧化还原能力较强的优先。

六、氧化还原反应的类型

㈠还原剂+氧化剂===氧化产物+还原产物

㈡部分氧化还原反应

㈢自身氧化还原反应

七、常见的氧化剂和还原剂

㈠具有最高价元素的物质，在氧化还原反应中只能得到电子，一般是较强的氧化剂，具有较强的氧化性。

a.高价或较高价含氧化合物：MnO2 KClO3 KMnO4 K2Cr2O7 HNO3 H2SO4（浓）

常见的氧化剂 b.高价金属阳离子：Cu2+ Fe3+ Ag+ Pb4+

c.非金属单质：Cl2 Br2 I2 O2 S

d.过氧化物：Na2O2 H2O2

㈡具有最低价元素的物质，在氧化还原反应中只能失去电子，一般是较强的还原剂，具有较强的还原性。

a.活泼或较活泼的金属：K Ca Na Mg Al Zn Fe

b.低价金属阳离子：Fe2+ Cu+

常见的还原剂 c.非金属离子及低价态化合物：S2- H2S I- SO2 H2SO3 Na2SO3

d.较低价的化合物：CO NH3 H2

e．少数金属化合物：NaH CaH2 CaC2

八、氧化性、还原性的强弱判断方法

㈠由氧化还原反应方向比较

还原剂A+氧化剂B

氧化产物a+还原产物b，则：氧化性B＞a，还原性A＞b。

如：由2 Fe2++ Br2===2 Fe3++2Br-可知：氧化性Br2＞Fe3+，还原性Fe2+＞Br-

㈡根据物质活动性顺序比较判断：

1、金属活动性顺序（常见元素）

K Ca Na…Fe…Cu Hg Ag

原子还原性逐渐减弱，对应阳离子氧化性逐渐增强

2、非金属活动性顺序（常见元素）

F Cl Br I S

原子（或单质）氧化性逐渐减弱，对应阴离子还原性逐渐增强

3、由反应条件的难易比较

a. 不同氧化剂与同一还原剂反应，反应条件约易，氧化性越强。

如：F2和H2混合在暗处就能剧烈化合而爆炸，而I2与H2需在不断加热的情况下才能缓慢化合，因而F2的氧化性比I2强。

b. 不同还原剂与同一氧化剂反应，反应条件越易，还原性越强。

如有两种金属M和N均能与水反应，M在常温下能与水反应产生氢气，而N需在高温下才能与水蒸气反应，由此判断M的还原性比N强。

4、 条件相同，与同一物质反应，能使这一物质化合价变化大的 ，氧化（还原）性强。

如：2 Fe+3 Cl2=== 2 Fe Cl3 Fe+S=== FeS

可以判断氧化性：Cl2＞S

5、对于同种元素：化合价高的氧化能力强，化合价低的还原能力强

如：氧化性：H2SO4（浓）＞SO2＞S 还原性：H2S＞S＞SO2

九、氧化还原反应方程式的配平技巧

㈠逆向配平法

K2Cr2O7 + HCl（浓）=== KCl+ CrCl3+ Cl2 + H2O

㈡设“1”配平法

P4O+ Cl2=== POCl3+ P2Cl6

㈢零价配平法

Fe3+ HNO3== Fe（NO3）3+ NO2 + CO2 + H2O

㈣整体标价法

S+ Ca(OH)2== CaSx+ CaS2O3+ H2O

㈤缺项配平法

MnO4-+Cl-+ ==Mn2++Cl2+H2O

㈥有机氧化还原反应方程式的配平

KMnO4+ H2SO4+ H2C2O4== CO2 + MnSO4+ K2SO4+ H2O

第二节 离子反应

一、电解质和非电解质

1、 电解质：水溶液或融化状态、能导电、化合物

2、 非电解质：水溶液和融化状态、不能导电、化合物

3、 电解质溶液的导电能力：离子浓度越大，离子的电荷数越多，导电能力越强。

注：⑴单质与混合物不属于电解质，也不属于非电解质。

⑵金属氧化物是电解质。

⑶能导电的物质不一定是电解质，如石墨等；电解质本身不一定能导电，如食盐晶体。

⑷有些化合物的水溶液能导电，但因为这些化合物在水中或融化状态下本身不能电离，也不是电解质。如SO2、SO3、NH3、CO2等，它们的水溶液都能导电，是因为跟水反应生成了电解质，它们本身都不是电解质。

⑸有些电解质不溶于水。如：硫酸钡、碳酸钙都是电解质。

二、电解质的电离

㈠电离：酸、碱、盐等在溶解与水或受热融化时，理解成能够自由移动的离子的过程。

※ 注意：1、电离的条件：溶解于水或受热融化。

2、电离不需要通电。

3、电离一般是吸热过程。

㈡强电解质与弱电解质

强电解质与弱电解质的比较

电解质

比较内容 强电解质 弱电解质

定义 溶于水后能够完全电离的电解质 溶于水后只有部分电离的电解质

电离程度 完全电离 部分电离

溶液中存在微粒（水分子不计） 全部电离出阴、阳离子，不存在电解质分子 既有电离出的阴、阳离子，又有电解质分子

实例 绝大多数盐（包括难溶性盐）强酸H2SO4、HCl、等，强碱Ba(OH)2,NaOH

弱酸H2CO3，CH3COOH，弱碱NH3·H2O，Cu（OH）2，Fe（OH）3

H2O、极少数的盐（CH3COO）2Pb、HgCl2

电离方程式 KNO3===K++NO3-

HCl===H++Cl NH3·H2O===NH4++OH-

H2S===H++HS-

HS-===H++S2-

※ 注意：1、电解质的强弱与物质内部结构有关，与外界因素无关。

2、电解质的强弱与溶解性无关，BaSO4等一些难溶电解质，在水中的溶解度极小、但溶解的部分全部电离成离子，只是离子浓度太小、它不仅是电解质、而且是强电解质。

3、电解质的强弱与溶液的导电性没有必然联系，其导电能力强弱由溶液中自由离子的浓度决定，也与离子所带电荷多少有关。

㈢电离方程式

1、 离子反应是在溶液中或融化状态时进行的反应，凡非溶液中进行的反应，一般不能写成离子方程式。

如：NH4Cl固体和Ca（OH）2固体混合加热，只能写成化学方程式

2、 单质、氧化物、气体、水在离子方程式中一律写化学式；弱酸、弱碱等难电离的物质必须写化学式；难溶于水的物质等必须写化学式。

3、 ①弱酸的酸式盐：第一步完全电离，其余部分电离，如：NaHCO3== Na++ HCO3-

②强酸的酸式盐在溶液中一步完全电离，如：NaHSO4== Na++H++SO42-，但在熔融状态下，只电离出离子和酸根离子，NaHSO4（熔融）== Na++ HSO42-

③ 元弱酸的酸式酸根离子在离子方程式中不能拆开写，如NaHSO3溶液和稀硫酸反应：

HSO3-+H+===SO2 +H2O

4、活泼金属的氧化物在熔融状态下也可以电离，如：Na2O融化2Na++O2-

5、微溶物的处理有三种情况：

⑴在生成物中有微溶物析出时，微溶物用化学式表示

⑵当反应物里有微溶物处于浊液状态（稀溶液）、应写成离子的形式，如CO2气体通入澄清石灰水中

⑶当反应物里有微溶物处于浊液或固态时，应写成化学式，如石灰乳中加入Na2CO3

6、操作顺序或反应物相对量不同时离子方程式不同，例如少量烧碱滴入Ca（HCO3）2溶液（此时Ca（HCO3）2过量）有：

Ca2++ HCO3-+OH-===CaCO3 + H2O

少量Ca（HCO3）2溶液滴入烧碱溶液（此时NaOH过量）有：

Ca2++2HCO3-+2OH-=== CaCO3 +CO32-+2 H2O

7、离子方程式中浓硫酸的处理

浓硫酸跟固体反应，一律不写成离子方程式，只用化学方程式但若是浓硫酸与某溶液反应，则一律写为“2H+

SO42-”形式

8、氨在离子方程式中的书写形式

⑴有关氨气跟某溶液反应的写成“NH3”或 “NH3·H2O”

⑵有关氨气跟某物质反应的写成“NH3·H2O”

⑶在冷的稀溶液中生成氨气的写成“NH3·H2O”

⑷在热的溶液或冷的浓溶液中生成氨气的写成：“NH3 ”

三、常见离子的检验方法

离子 使用的试剂 反应现象

Na+、K+ 焰色反应 用铂丝蘸取少量的试样（溶液或固体）在无色火焰上灼烧。出现黄色火焰，则含Na+；透过蓝色钴玻璃可看到紫色火焰，则含有K+

Fe2+ NaOH溶液 生成白色沉淀，在空气中，最终变成红褐色沉淀

Fe3+ ⑴NaOH溶液⑵KSCN溶液 ⑴生成红褐色沉淀 ⑵生成血红色溶液

Al3+ NaOH溶液 加适量的NaOH溶液，生成絮状白色沉淀；加过量的NaOH溶液，沉淀溶解