2018寒假高三第三讲氧化还原反应(基本规律)范文文稿

2018年全国卷高考化学复习专题突破《氧化还原反应规律的应用》一、氧化还原反应概念间的关系在一个氧化还原反应中,有:氧化性:氧化剂>氧化产物 还原性:还原剂>还原产物可总结为:比什么性,找什么剂,产物之性小于剂.如在反应MnO 2＋4HCl(浓)=====MnCl 2＋Cl 2↑＋2H 2O;氧化性:MnO 2＞Cl 2,还原性:HCl ＞Mn 2＋.二、氧化还原反应的有关规律1.守恒律化合价升高总数与降低总数相等,实质是反应中失电子总数与得电子总数相等.该规律可应用于氧化还原反应方程式的配平及相关计算等.2.强弱律氧化性:氧化剂>氧化产物;还原性:还原剂>还原产物.强弱律的应用:在适宜条件下,用氧化性(还原性)较强的物质可制备氧化性(还原性)较弱的物质;用于比较物质的氧化性或还原性的强弱.3.优先律当存在多种还原剂(氧化剂)时,氧化剂(还原剂)通常先和还原性(氧化性)最强的还原剂(氧化剂)反应.如向NaBr 和NaI 的混合溶液中通入Cl 2,因I －的还原性强于Br －,则先发生反应:2I －＋Cl 2===2Cl －＋I 2,然后发生反应:2Br －＋Cl 2===2Cl －＋Br 2.4.价态律有多种价态的元素,处于最高价态时只具有氧化性(如H 2SO 4中的S 元素),处于最低价态时只具有还原性(如H 2S 中的S 元素),处于中间价态时既有氧化性又有还原性(如SO 2中的S 元素).价态律可应用于判断物质的氧化性、还原性.5.转化律同种元素不同价态间发生归中反应时,元素的化合价只接近而不交叉,最多达到同种价态.如:H 2S ＋H 2SO 4(浓)===S↓＋SO 2↑＋2H 2O(H 2S －2→S 0，H 2S ＋6O 4→S ＋4O 2)、5Cl －＋ClO －3＋6H ＋===3Cl 2↑＋3H 2O.解答氧化还原反应有关概念题的“三个步骤” 第一步：依据题意分析概念:“升失氧,降得还;剂性一致,其他相反.”“剂性一致”即氧化剂具有氧化性,还原剂具有还原性.“其他相反”即氧化剂被还原,发生还原反应,生成还原产物;还原剂被氧化,发生氧化反应,生成氧化产物. 第二步：依据规律判断反应的合理性:氧化还原反应遵循化合价互不交叉规律、强弱规律等.同学们应掌握化合价与氧化性的关系,“高价氧化低价还,中间价态两俱全”. 第三步：利用电子守恒进行定量判断:有关氧化还原反应的定量问题,利用得失电子守恒法可以简化计算过程.对于生疏的或多步氧化还原反应,可直接找出起始的氧化剂、还原剂和最终的还原产物、氧化产物,利用原子守恒和电子守恒,建立已知量与未知量的关系,快速列等式求解.三、氧化还原反应方程式的配平1.配平依据:氧化还原反应中,元素化合价升高的总数等于元素化合价降低的总数.2.配平方法(1)一般氧化还原反应方程式的配平——化合价升降法(2)缺项氧化还原反应方程式的配平缺项方程式是指某些反应物或生成物的分子式没有写出来,一般为水、酸或碱.①方法:先用“化合价升降法”配平含有变价元素的物质的化学计量数,然后由原子守恒确定未知物,再根据原子守恒进行配平.②补项原则1.解答有关缺项配平类题目的方法和步骤(1)先根据化合价升降相等的原则配平含变价元素物质前的化学计量数.(2)再根据质量守恒和元素的原子或离子个数守恒配平其他物质.(3)最后通过观察比较反应物、生成物增减原子或离子以确定未知物并配平.2.有离子参与的氧化还原反应方程式的配平顺序(1)根据化合价升降,配平氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物的化学计量数.(2)根据电荷守恒调节离子的化学计量数.(3)最后检查原子守恒和电荷守恒.真题练习1.NaClO2是一种重要的杀菌消毒剂,也常用来漂白织物等,其一种生产工艺如下:回答下列问题:(1)NaClO2中Cl的化合价为________.(2)写出“反应”步骤中生成ClO2的化学方程式:____________________________________________.(3)“电解”所用食盐水由粗盐水精制而成,精制时,为除去Mg2＋和Ca2＋,要加入的试剂分别为________、________.“电解”中阴极反应的主要产物是________.(4)“尾气吸收”是吸收“电解”过程排出的少量ClO2.此吸收反应中,氧化剂与还原剂的物质的量之比为________,该反应中氧化产物是________.(5)“有效氯含量”可用来衡量含氯消毒剂的消毒能力,其定义是:每克含氯消毒剂的氧化能力相当于多少克Cl2的氧化能力.NaClO2的有效氯含量为________.(计算结果保留两位小数)2.某班同学用如下实验探究Fe2＋、Fe3＋的性质.回答下列问题:(1)分别取一定量氯化铁、氯化亚铁固体,均配制成0.1 mol·L－1的溶液.在FeCl2溶液中需加入少量铁屑,其目的是_____________________.(2)甲组同学取2 mL FeCl2溶液,加入几滴氯水,再加入1滴KSCN溶液,溶液变红,说明Cl2可将Fe2＋氧化.FeCl2溶液与氯水反应的离子方程式为_______________________________________.(3)乙组同学认为甲组的实验不够严谨,该组同学在2 mL FeCl2溶液中先加入0.5 mL煤油,再于液面下依次加入几滴氯水和1滴KSCN溶液,溶液变红,煤油的作用是______________________________________.(4)丙组同学取10 mL 0.1 mol·L－1 KI溶液,加入6 mL 0.1 mol·L－1 FeCl3溶液混合.分别取2 mL此溶液于3支试管中进行如下实验:①第一支试管中加入1 mL CCl4充分振荡、静置,CCl4层显紫色;②第二支试管中加入1滴K3[Fe(CN)6]溶液,生成蓝色沉淀;③第三支试管中加入1滴KSCN溶液,溶液变红.实验②检验的离子是________(填离子符号);实验①和③说明:在I－过量的情况下,溶液中仍含有________(填离子符号),由此可以证明该氧化还原反应为________.(5)丁组同学向盛有H2O2溶液的试管中加入几滴酸化的FeCl2溶液,溶液变成棕黄色,发生反应的离子方程式为_______________________________.3.(1)碘及其化合物在合成杀菌剂、药物等方面具有广泛用途.大量的碘富集在海藻中,用水浸取后浓缩,再向浓缩液中加MnO2和H2SO4,即可得到I2.该反应的还原产物为________.(2)二氧化氯(ClO2,黄绿色易溶于水的气体)是高效、低毒的消毒剂.回答下列问题:①工业上可用KClO3与Na2SO3在H2SO4存在下制得ClO2,该反应氧化剂与还原剂物质的量之比为________.②用如图装置可以测定混合气中ClO2的含量:锥形瓶内ClO2与碘化钾反应的离子方程式为_______________.4.(1)MnO2可以与KOH和KClO3,在高温下反应,生成K2MnO4,反应的化学方程式为____________________.K2MnO4在酸性溶液中歧化,生成KMnO4和MnO2的物质的量之比为________.(2)①PbO2与浓盐酸共热生成黄绿色气体,反应的化学方程式为_________________________________.②PbO2可由PbO与次氯酸钠溶液反应制得,反应的离子方程式为____________________________________. 热点题型1氧化还原反应的概念、规律与应用1.实验室常用NaNO2和NH4Cl反应制取N2.下列有关说法正确的是()A．NaNO2是还原剂B．NH4Cl中N元素被还原C．生成1 mol N2时转移6 mol电子D．氧化剂和还原剂的物质的量之比是1:12.已知几种阴离子的还原性强弱顺序为OH－<Cl－<Br－<I－<S2－,若某溶液含有相同浓度的OH－、Cl－、Br－、I－、S2－,当向其中逐滴滴入新制的饱和氯水直至过量时,最后被氧化的离子是()A．Br－B．Cl－C．OH－D．S2－3.将一定量的铁粉加入到一定浓度的稀硝酸中,金属恰好完全溶解,反应后溶液中存在:c(Fe2＋):c(Fe3＋)＝3:2,则参加反应的Fe和HNO3的物质的量之比为()A．1:1 B．5:16 C．2:3 D．3:24.有关反应14CuSO4＋5FeS2＋12H2O===7Cu2S＋5FeSO4＋12H2SO4的下列说法中错误的是()A．FeS2既是氧化剂也是还原剂B．CuSO4在反应中被还原C．14 mol CuSO4氧化了1 mol FeS2 D．被还原的S和被氧化的S的质量之比为3:75.向CuSO4溶液中逐滴加入KI溶液至过量,观察到产生白色沉淀CuI,溶液变为棕色.再向反应后的混合物中不断通入SO2气体,溶液逐渐变成无色.下列分析正确的是()A．上述实验条件下,物质的氧化性:Cu2＋>I2>SO2B．通入SO2时,SO2与I2反应,I2作还原剂C．通入SO2后溶液逐渐变成无色,体现了SO2的漂白性D．滴加KI溶液时,转移2 mol e－时生成1 mol白色沉淀热点题型2特定条件下氧化还原反应方程式的书写与配平1.高锰酸钾(KMnO4)和过氧化氢(H2O2)是两种常见的氧化剂.(1)下列物质中能使酸性KMnO4溶液褪色的是________(填字母).a．臭碱(Na2S)b．小苏打(NaHCO3)c．水玻璃(Na2SiO3溶液) d．酒精(C2H5OH)(2)某强酸性反应体系中,参与反应的共有六种微粒:O2、MnO－4、H2O、Mn2＋、H2O2、H＋.①该反应中应选择的酸是________(填字母).a．盐酸b．浓硫酸c．稀硫酸d．稀硝酸②该反应中发生还原反应的过程是________→________.③写出该反应的离子方程式:___________________________________.④若上述反应中有6.72 L(标准状况)气体生成,则转移的电子为________mol.2.二氧化硒(SeO2)是一种氧化剂,其被还原后的单质硒可能成为环境污染物,通过与浓HNO3或浓H2SO4反应生成SeO2以回收Se.完成下列填空:(1)Se和浓HNO3反应的还原产物为NO和NO2,且NO和NO2的物质的量之比为1:1,写出Se和浓HNO3反应的化学方程式:___________________.(2)已知:Se＋2H2SO4(浓)===2SO2↑＋SeO2＋2H2O;2SO2＋SeO2＋2H2O===Se＋2SO2－4＋4H＋SeO2、H2SO4(浓)、SO2的氧化性由强到弱的顺序是____________.(3)回收得到的SeO2的含量,可以通过下面的方法测定:①SeO2＋KI＋HNO3→Se＋I2＋KNO3＋H2O②I2＋2Na2S2O3===Na2S4O6＋2NaI配平方程式①,标出电子转移的方向和数目:______________________.(4)实验中,准确称量SeO2样品0.150 0 g,消耗了0.200 0 mol/L的Na2S2O3溶液25.00 mL,所测定的样品中SeO2的质量分数为________.3.黄铜矿(CuFeS2)是一种铜铁硫化物矿物,常含微量的金、银等.黄铜矿是冶炼铜及制备铁氧化物的重要矿藏.以黄铜矿为主要原料生产铜、铁红(氧化铁)的工艺流程如下所示:已知:CuFeS2中Cu为＋2价.请回答下列问题:(1)CuFeS2中Fe的化合价为____________.(2)写出反应Ⅰ的离子方程式:_____________________________________,该反应的氧化剂是________.(3)CuCl难溶于水,但可与过量的Cl－反应生成可溶于水的[CuCl2]－.该反应的离子方程式为_________________.(4)反应Ⅰ～Ⅳ 4个反应中属于非氧化还原反应的是反应________(选填“Ⅰ～Ⅳ”).(5)反应Ⅴ中Na[CuCl2]既是氧化剂,又是还原剂,由此可推知“溶液A”中的溶质为________(写出化学式).4.工业上用亚硫酸氢钠与碘酸钠反应可制备单质碘.(1)在NaIO3溶液中滴加少量NaHSO3溶液,发生下列反应.请配平反应方程式,并标出电子转移的方向和数目.NaIO3＋NaHSO3===I2＋Na2SO4＋H2SO4＋H2O(2)在NaIO3溶液中滴加过量NaHSO3溶液,反应完全后,推测反应后溶液中的还原产物为________(填化学式).(3)在含5 mol NaHSO3的溶液中逐滴加入NaIO3溶液,加入NaIO3的物质的量和析出I2的物质的量的关系曲线如图所示.写出反应过程中与AB段曲线对应的离子方程式:___________________________________;当溶液中I－与I2的物质的量之比为5:3时,加入的NaIO3为________mol.(小数点后保留两位数字)5.已知工业盐中含有NaNO2,外观和食盐相似,有咸味,人若误食会引起中毒,致死量为0.3～0.5 g.已知NaNO2能发生如下反应(方程式已配平):2NO－2＋x I－＋y H＋===2NO↑＋I2＋z H2O,请回答下列问题:(1)上述反应中,x＝________,y＝________,z＝________,氧化剂是________.(2)某工厂废切削液中含有2%～5%的NaNO2,直接排放会造成水污染,但加入下列物质中的某一种就能使NaNO2转化为不引起污染的N2,该物质是________.A．NaCl B．KMnO4C．浓硫酸D．NH4Cl(3)饮用水中的NO－3对人类健康会产生危害,为了降低饮用水中NO－3的浓度,某饮用水研究人员提出,在碱性条件下用铝粉将NO－3还原为N2,请配平化学方程式:Al＋NaNO3＋NaOH===________＋N2↑＋H2O,若反应过程中转移0.5 mol电子,则生成标准状况下的N2体积为________.答案:1.(1)＋3 (2)2NaClO 3＋SO 2＋H 2SO 4===2ClO 2＋2NaHSO 4 (3)NaOH 溶液 Na 2CO 3溶液 ClO －2(或NaClO 2)(4)2∶1 O 2 (5)1.572.(1)防止Fe 2＋被氧化 (2)2Fe 2＋＋Cl 2===2Fe 3＋＋2Cl － (3)隔绝空气(排除氧气对实验的影响)(4)Fe 2＋ Fe 3＋ 可逆反应 (5)2Fe 2＋＋H 2O 2＋2H ＋===2Fe 3＋＋2H 2O3.(1)MnSO 4(或Mn 2＋) (2)①2∶1 ②2ClO 2＋10I －＋8H ＋===2Cl －＋5I 2＋4H 2O4.(1)3MnO 2＋KClO 3＋6KOH3K 2MnO 4＋KCl ＋3H 2O 2∶1(2)①PbO 2＋4HCl(浓)=====△PbCl 2＋Cl 2↑＋2H 2O ②PbO ＋ClO －===PbO 2＋Cl －热点题型1 氧化还原反应的概念、规律与应用1-5 DABDA热点题型2 特定条件下氧化还原反应方程式的书写与配平1.(1)ad (2)①c ②MnO －4 Mn 2＋ ③2MnO －4＋5H 2O 2＋6H ＋===2Mn 2＋＋8H 2O ＋5O 2↑ ④0.62.(1)Se ＋2HNO 3(浓)===H 2O ＋SeO 2＋NO↑＋NO 2↑(2)H 2SO 4(浓)＞SeO 2＞SO 2 (3) ＋4HNO 3===Se ＋2I 2＋4KNO 3＋2H 2O(4)92.50%(或0.925 0)3.(1)＋2 (2)CuFeS 2＋3Fe 3＋＋Cl －===4Fe 2＋＋CuCl ＋2S CuFeS 2、FeCl 3 (3)Cl －＋CuCl===[CuCl 2]－ (4)Ⅱ、Ⅳ(5)CuCl 2、NaCl 4.(1) ===2I 2＋7Na 2SO 4＋3H 2SO 4＋2H 2O (2)NaI (3)IO －3＋6H ＋＋5I －===3I 2＋3H 2O 1.835.(1)2 4 2 NO －2 (2)D (3)10 6 4 10 NaAlO 2 3 2 1.12 L。

化学教案：学习氧化还原反应的基本规律学习氧化还原反应的基本规律一、引言化学是一门研究物质组成、结构、性质以及变化规律的科学。

氧化还原反应是化学中重要且常见的反应类型之一，它涉及到电子的转移和原子价态的变化。

了解氧化还原反应的基本规律对于理解化学反应机制和应用化学具有重要的意义。

本教案旨在介绍氧化还原反应的基本概念、定义、规律以及相关计算方法，以帮助学生掌握该反应类型。

二、氧化还原反应的概念和定义1. 氧化还原反应的概念氧化还原反应是指在化学反应中，原子失去电子的过程称为氧化，而原子获取电子的过程称为还原。

在氧化还原反应中，氧化物和还原剂发生反应，氧化物被还原，而还原剂被氧化。

2. 氧化还原反应的定义氧化还原反应是指在化学反应中，原子失去或获取电子，以实现化学变化的过程。

在氧化还原反应中，有电子的流动，同时伴随着原子的价态变化。

三、氧化还原反应的基本规律1. 电子转移规律在氧化还原反应中，电子从还原剂转移到氧化物中。

还原剂是能够失去电子的物质，它接受氧化物中的电子，并发生氧化。

氧化物则是能够获得电子的物质，它提供电子给还原剂，从而发生还原。

2. 原子的价态变化规律在氧化还原反应中，还原剂的原子价态增加，而氧化物的原子价态减少。

即还原剂的原子失去电子，氧化物的原子获得电子。

3. 氧化还原反应的平衡性氧化还原反应遵循质量守恒和电荷守恒的原则。

在反应过程中，电子的总数和总电荷数保持不变，反应达到平衡状态。

四、氧化还原反应的计算方法1. 氧化还原反应的电子转移数的计算氧化还原反应中，电子转移数指的是一个原子或离子在反应过程中失去或获得的电子的个数。

通过观察反应前后原子价态的变化，可以计算出电子转移数。

2. 氧化还原反应的氧化态和还原态的确定氧化还原反应中，每个元素都有一个特定的原子价态。

通过观察反应物和产物中元素的原子价态变化，可以确定每个元素的氧化态和还原态。

3. 氧化还原反应的氧化数的计算氧化数是指一个原子或离子中一个元素的氧化态所对应的电荷数。

高中化学教案：学习氧化还原反应的规律一、引言氧化还原反应是化学中重要的反应类型之一，涉及到电子的转移过程。

通过理解氧化还原反应的规律，可以帮助学生更好地理解化学变化的本质以及应用。

本文将介绍高中化学教案中学习氧化还原反应的规律的相关内容，帮助学生深入理解这一重要的化学概念。

二、氧化还原反应的基本概念1. 氧化还原反应的定义氧化还原反应是指物质中电子的转移过程。

在氧化还原反应中，某个物质失去电子称为氧化反应，同时，另一个物质获得相同数量的电子称为还原反应。

氧化和还原反应总是同时发生，且电子的总数不变。

2. 氧化还原反应的基本符号表示在氧化还原反应中，我们使用符号来表示不同化学物质的电子转移。

例如，化学物质A失去电子时，我们用"A-"表示，而当化学物质A获得电子时，我们用"A+"表示。

3. 氧化剂和还原剂的概念在氧化还原反应中，发生氧化的物质被称为氧化剂，而发生还原的物质被称为还原剂。

氧化剂接受了其他物质的电子，从而自身被还原，而还原剂则失去了电子，从而自身被氧化。

三、氧化还原反应的规律1. 氧化数的变化规律氧化数是用来表示一个元素在化合物或离子中电荷状态的数字。

在氧化还原反应中，氧化数会发生变化。

一般来说，在不考虑氧化数为0的元素（如纯元素或元素原子）的情况下，氧化数的变化遵循以下规律：- 氧化剂的氧化数减小- 还原剂的氧化数增加- 氧化反应中原子氧化数的和等于化合物的总电荷数- 还原反应中原子氧化数的和等于化合物的总电荷数2. 氧化还原反应的平衡在氧化还原反应中，为了保持电荷平衡，需要对反应方程式进行平衡。

平衡反应方程式的基本原则是：- 保持原子数的平衡- 保持电荷数的平衡通过调整反应物和生成物的系数来实现平衡。

3. 氧化还原反应的例子氧化还原反应存在于我们周围的许多化学反应中，包括以下几个常见的例子：- 金属与非金属的反应：例如，铁和氧气反应生成氧化铁。

氧化还原反应的基本概念和规律【核心素养分析】证据推理与模型认知：建立氧化还原反应的观点，掌握氧化还原反应的规律，结合常见的氧化还原反应理解有关规律；通过分析、推理等方法认识氧化还原反应的特征和实质，建立氧化还原反应计算和配平的思维模型。

科学探究与创新意识：认识科学探究是进行科学解释和发现。

创造和应用的科学实践活动；能从氧化还原反应的角度，设计探究方案，进行实验探究，加深对物质氧化性、还原性的理解。

【重点知识梳理】知识点一 氧化还原反应的相关概念 一、氧化还原反应1．氧化还原反应的本质和特征2．氧化还原反应的相关概念及其关系例如，反应MnO 2＋4HCl(浓)=====△MnCl 2＋Cl 2↑＋2H 2O 中，氧化剂是MnO 2，还原剂是HCl ，氧化产物是Cl 2。

生成1 mol Cl 2时转移电子数目为2N A ，被氧化的HCl 的物质的量是2_mol ，盐酸表现的性质是酸性和还原性。

【特别提醒】元素由化合态变为游离态时，该元素不一定被还原。

如：Cu 2＋→Cu 时，铜元素被还原，Cl －→Cl 2时，氯元素被氧化。

3．氧化还原反应中电子转移的表示方法(1)双线桥法①表示方法写出Cu与稀硝酸反应的化学方程式并用双线桥标出电子转移的方向和数目：。

②注意事项a．箭头指向反应前后有元素化合价变化的同种元素的原子，且需注明“得到”或“失去”。

b．箭头的方向不代表电子转移的方向，仅表示电子转移前后的变化。

c．失去电子的总数等于得到电子的总数。

(2)单线桥法①表示方法写出Cu与稀硝酸反应的化学方程式并用单线桥标出电子转移的方向和数目：。

②注意事项a．箭头从失电子元素的原子指向得电子元素的原子。

b．不标“得到”或“失去”，只标明电子转移的总数。

c．线桥只出现在反应物中。

4．一些特殊物质中元素的化合价5．氧化还原反应与四种基本反应类型间的关系(1)有单质参与的化合反应是氧化还原反应。

(2)有单质生成的分解反应是氧化还原反应。

高三化学氧化还原反应高三化学氧化还原反应1、氧化还原反应（1）定义：凡有电子转移（电子得失或共用电子对偏移）的反应叫氧化还原反应。

（2）特征：反应前后元素的化合价发生改变。

（3）实质：有电子转移。

判断一个反应是否是氧化还原反应，关键要看反应前后元素的化合价是否发生改变。

思考：有单质生成的反应一定是氧化还原反应吗？2、基本概念及其之间的关系氧化剂：得到电子（或元素化合价降低）的物质还原剂：失去电子（或元素化合价升高）的物质氧化反应：失去电子（或元素化合价升高）的反应还原反应：得到电子（或元素化合价降低）的反应氧化性：物质得到电子的能力或性质还原性：物质失去电子的能力或性质氧化产物：还原剂被氧化后所对应的产物还原产物：氧化剂被还原后所对应的产物基本概念之间的关系：收集于网络，如有侵权请联系管理员删除收集于网络，如有侵权请联系管理员删除—1 0 ＋5氧化剂有氧化性化合价降低得电子被还原发生还原反应生成还原产物还原剂有还原性化合价升高失电子被氧化发生氧化反应生成氧化产物3、电子转移的表示方法（1）单线桥法。

从被氧化（失电子，化合价升高）的元素指向被还原（得电子，化合价降低）的元素，标明电子数目，不需注明得失。

例：MnO 2+4HCl （浓）MnCl 2+Cl 2↑+2H 2O（2）双线桥法。

得失电子分开注明，从反应物指向生成物（同种元素）注明得失及电子数。

例：MnO 2+4HCl （浓）MnCl 2+Cl 2↑+2H 2O注意两类特殊的化学反应。

①歧化反应，同种元素同价态在反应中部分原子化合价升高，部分原子化合价降低。

例：3Cl 2+6KOH KClO 3+5KCl+3H 2O②归中反应。

不同价态的同种元素的原子在反应中趋于中间价态，解此类题最好将该元素的不同价态用数轴标出，变化的区域只靠拢，不重叠。

例：得2e -—2e -失2e -—失5e 得5×e失5×得5e -—1 0＋5KClO3+6HCl3Cl2+ 6KCl↑ +3H2O Cl Cl Cl若理解为右图则错了。

氧化还原反应讲课稿氧化还原反应尊敬的各位领导、老师：大家好!今天我讲课的题目是《氧化还原反应》,在初中的时候我们学习过木炭还原CuO的反应，木炭在高温的条件下和CuO反应，结果CuO失去氧原子还原成了单质Cu，发生的是还原反应；我们在分析一下C的变化，起还原作用的C夺走了CuO的O原子变成了CO2 发生的是氧化反应。

也就是说，在化学反应中氧化反应和还原反应是同时进行的，有一种物质被还原，必然会有一种物质被氧化。

C+2CuO=2Cu+CO2↑初中的时候我们还学习过这样的两个化学反应，C在高温的情况下和H2O 的反应，结果是H2O失去了O原子还原成H2，木炭夺走了H2O中的氧被氧化成了CO ；另一个反应H2还原CuO生成了Cu 和H2O，刚才我们是从得氧和失氧的角度来分析氧化还原反应，我们说失去氧的物质被还原，得到氧的物质被氧化，现在我们从化合价的角度来分析这些氧化还原反应：C+H2O= H2+CO；H2+CuO=Cu+ H2O（1）CuO中的Cu是+2价，发生还原反应后变成了0价的单质Cu；C单质为0价，发生氧化反应变成CO2，为+4价。

（2）再看一下H2O和C的反应，反应前H2O中的H原子为+1价，被碳还原为H2后变成了0价；而C由0价变成了+2价的CO,发生额是氧化反应。

（3）最后我们再看一个H2还原CuO的反应，0价的H变成+1价，+2价的Cu 变成0价的Cu这些反应都是典型的氧化还原反应，我们分别分析了反应前后各物质化合价的变化，不难发现他们有一个共同的特征：某些元素的化合价在反应前后会发生变化并且化合价升高的物质发生的是氧化反应，化合价降低的物质发生的还原反应。

我们再看一个初中学习过的Fe置换Cu的反应:Fe和CuSO4的反应生成FeSO4和Cu，单质Fe由0价变成+2价的FeSO4化合价升高，发生的是氧化反应，+2价的Cu由+2价变成0价的Cu单质，化合价降低发生的是还原反应。

我们看整个反应过程并没有氧原子的得失，只有化合价的变化，他也是氧化还原反应。

2018——2019学年北京高三化学一轮复习氧化还原反应的基本规律及应用知识梳理1．性质强弱规律物质氧化性、还原性的强弱取决于元素得失电子的难易程度，与得失电子的数目无关，可从“热>冷”(温度)、“浓>稀”(浓度)、“易>难”(反应条件、剧烈程度)，以及金属活动性顺序表、元素在周期表中的位置、原电池原理、电解池中离子的放电顺序等角度判断；还要学会从化学反应方向的角度判断“剂>物”(同一反应中氧化剂的氧化性大于氧化产物的氧化性，还原剂的还原性大于还原产物的还原性)。

2．反应先后规律3．价态归中规律即同种元素不同价态之间的反应，高价态的元素化合价降低，低价态的元素化合价升高，但升高与降低的化合价不能相交。

如：KClO3＋6HCl===3Cl2＋KCl＋3H2O，氧化剂KClO3，还原剂HCl，氧化产物Cl2，还原产物Cl2。

4．邻位价态规律氧化还原反应发生时，其价态一般先变为邻位价态如：(1)Cl－被氧化成Cl2，而不是更高价态氯元素。

(2)S2－一般被氧化为S，S单质一般被氧化成SO2。

(3)ClO－、ClO－3作氧化剂时，一般被还原成Cl2，而不是Cl－。

5．电子守恒规律对于氧化还原反应的计算，关键是氧化还原反应的实质——得失电子守恒，列出守恒关系求解，即n(氧化剂)×变价原子个数×化合价变化值＝n(还原剂)×变价原子个数×化合价变化值。

典型题目组训练题组一性质强弱规律的应用1．已知氧化性Br2＞Fe3＋。

FeBr2溶液中通入一定量的Cl2，发生反应的离子方程式为：a Fe2＋＋b Br－＋c Cl2―→d Fe3＋＋e Br2＋f Cl－下列选项中的数字与离子方程式的a、b、c、d、e、f一一对应，其中不符合反应实际的是()A．24322 6 B．02101 2C．20120 2 D．22221 4答案 B2．有Fe2＋、NO－3、Fe3＋、NH＋4、H＋和H2O六种粒子，属于同一氧化还原反应中的反应物和生成物，下列叙述不正确的是()A．氧化剂和还原剂的物质的量之比为1∶8B．该反应说明Fe(NO3)2溶液不宜加酸酸化C．每1 mol NO－3发生氧化反应，转移8 mol e－D．若把该反应设计为原电池，则负极反应为Fe2＋－e－===Fe3＋答案 C3．向FeI2溶液中不断通入Cl2，溶液中I－、I2、IO－3、Fe2＋、Fe3＋等粒子的物质的量随n(Cl2)∶n(FeI2)变化的曲线如图所示。

化学专题讲座 氧化还原反应的规律及其应用一、对立统一规律在一个氧化还原反应中，有氧化剂就必有还原剂；有氧化反应就必有还原反应；有氧化产物就必有还原产物；有化合价升高元素就必有化合价降低元素；有失电子微粒就必有得电子微粒。

例如：下列反应不可能发生的是①NO+HNO 3 N 2O 3+H 2O ②NH 3+NO HNO 2+H 2O ③N 2O 4+H 2O HNO 3+HNO 2解：上述第②个反应中元素化合价只有升高，没有降低所以不可能发生。

二、守恒规律在一个氧化还原反应中，失电子总数等于得电子总数；化合价升高总数等于化合价降低总数。

例1：mgCu 与某浓度硝酸溶液反应，Cu 全部溶解。

将产生的气体与标准状况下2.24LO 2混合通入足量水中无气体剩余，求 m 的值。

解：Cu 与HNO 3反应，Cu 失去电子变为Cu 2+，HNO 3得到电子变为NO X （NO 2或NO 或二者的混合物），NO X与O 2，H 2O 又反应得到HNO 3，反应中NO X 失电子，O 2得电子，总体来看，Cu 失去的电子数等于O 2得到的电子数。

所以：m olg m g/64×2===mol L L /4.2224.2×4 m=12.8例2：Fe 和HNO 3按2：5的物质的量之比恰好反应，若氧化产物和还原产物均只有一种，写出反应的化学方程式。

解：由于Fe 与HNO 3物质的量为2：5，所以不可能生成Fe(NO 3)3，这样N 原子不够。

2molFe 生成2molFe Fe(NO 3)2时，失电子总数为4mol ，剩余1molN 原子应得到4mol 电子，变为mol 21N 2O ，或者4molFe 失8mol 电子，1molN 得8mol 电子变为NH 4+。

所以反应的化学方程式为4Fe+10HNO 3====4Fe(NO 3)2+N 2O+5H 2O 或：4Fe+10HNO 3====4Fe(NO 3)2+NH 4NO 3+3H 2O 三、价性关系规律1、元素处于最高价时，只具有氧化性；元素处于最低价时，只具有还原性；元素处于中间价时，既有氧化性，又有还原性。

2018年全国卷高考化学总复习《氧化还原反应的基本概念和规律》专题突破【考纲要求】1．理解化学反应的四种基本类型。

2．认识氧化还原反应的本质是电子的转移。

了解生产、生活中常见的氧化还原反应。

3．能判断氧化还原反应中电子转移的方向和数目。

4．掌握物质氧化性、还原性强弱的比较。

【考点梳理】考点一：氧化还原反应1．定义：在反应过程中有元素的化合价升降的化学反应是氧化还原反应。

2．实质：反应过程中有电子的得失或共用电子对的偏移。

3．特征：化合价有升降。

4．与四种基本反应的关系要点诠释：①置换反应全部属于氧化还原反应。

②复分解反应全部属于非氧化还原反应。

③有单质参加的化合反应全部是氧化还原反应。

④有单质生成的分解反应全部是氧化还原反应。

⑤有单质参与的化学反应不一定是氧化还原反应，如3O2==2O3；⑥无单质参与的化合反应也可能是氧化还原反应，如H2O2+SO2==H2SO4。

考点二：有关氧化还原反应的基本概念（四对）要点诠释：1．氧化剂与还原剂氧化剂：得到电子（或电子对偏向、化合价降低）的物质。

还原剂：失去电子（或电子对偏离、化合价升高）的物质。

氧化剂具有氧化性，还原剂具有还原性。

2．氧化反应与还原反应氧化反应：失去电子（化合价升高）的反应。

还原反应：得到电子（化合价降低）的反应。

3．氧化产物与还原产物氧化产物：还原剂在反应中失去电子后被氧化形成的生成物。

还原产物：氧化剂在反应中得到电子后被还原形成的生成物。

4．氧化性与还原性氧化剂具有的得电子的性质称为氧化性；还原剂具有的失电子的性质称为还原性。

小结：氧化还原反应中各概念之间的相互关系上述关系可简记为：升（化合价升高）、失（电子）、氧（氧化反应）、还（还原剂）降（化合价降低）、得（电子）、还（还原反应）、氧（氧化剂）例如，对于反应：MnO2+4HCl (浓)△MnCl2+Cl2↑+2H2O①该反应的氧化剂是MnO2，还原剂是HCl，氧化产物是Cl2，还原产物是MnCl2，氧化剂与还原剂的物质的量之比为1∶2。

考试方向氧化还原反应是高考的高频知识点，2016年应关注社会热点，特别关注工业生产、环境保护和能源的开发和利用与氧化还原反应的结合点。

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。

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。

内容要点一、氧化还原反应基本概念的相互联系方法技巧：1、理清知识线索：化合价升高→失电子→还原剂→氧化反应→氧化产物，化合价降低→得电子→氧化剂→还原反应→还原产物。

2、明确解题方法和思路、理解概念抓实质，解题应用靠特征，即从氧化还原反应的实质——电子转移，去分析理解有关的概念，而在实际解题过程中，应从分析元素化合价变化这一氧化还原反应的特征入手。

3、注意三点：①氧化还原反应的有关概念较多，因此应注意加深对概念内涵的理解和外延的掌握。

②在氧化还原反应中，氧化剂和还原剂可以是不同反应物，也可以是同一反应物，氧化产物、还原产物可以是不同产物，也可以是同一种产物。

③由于有些氧化还原反应中，氧化剂或还原剂并没有全部发生氧化还原反应，因此在求氧化剂或还原剂的质量或两者的比例时易发生错误。

内容要点二、物质氧化性和还原性强弱的比较1、氧化性：是指得电子的性质(或能力)；2、还原性：是指失电子的性质(或能力)。

方法技巧：氧化性和还原性的强弱只取决于电子得失的难易，而与电子得失的多少无关，利用比较的思想，结合物质在化学反应中的性质表现，比较物质氧化性和还原性的相对强弱，通常有以下一些方法：1、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：；Na Mg Al Si P S Cl （2）同周期主族元素(从左到右)如：――――――――――――――――――――――→；单质的还原性逐渐减弱，氧化性逐渐增强阳离子的氧化性逐渐增强，阴离子的还原性逐渐减弱2、根据金属活动性顺序判断（1）根据金属活动性顺序判断：；3、根据氧化还原反应方程式进行判断在“氧化剂＋还原剂===还原产物＋氧化产物”反应中氧化性：氧化剂＞氧化产物；氧化剂＞还原剂还原性：还原剂＞还原产物；还原剂＞氧化剂4、根据与同一物质反应的情况(反应条件、剧烈程度等)判断当不同的氧化剂作用于同一还原剂时，若氧化产物价态相同，则反应条件要求越低，氧化剂的氧化性越强；若氧化产物的价态不同，则其价态越高，氧化剂的氧化性越强。

氧化还原反应的基本规律及作用
1.守恒律——化合价有升必有降，电子有得必有失。

对于一个完整的氧化还原反应，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。

作用：有关氧化还原反应的计算及配平氧化还原方程式。

2.强弱律——较强氧化性的氧化剂跟较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。

作用：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。

亦可用于比较物质间氧化性或还原性的强弱。

3.价态律——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。

物质若含有多种元素，其性质是这些元素性质的综合体现。

作用：判断元素或物质氧化性或还原性的有无。

4.转化律——氧化还原反应中，以元素相邻价态间的转化最易；同种元素不同价态之间若发生反应，元素的化合价只靠近而不交叉；同种元素，相邻价态间不发生氧化还原反应。

作用：分析判断氧化还原反应中的物质变化及推测变化产物。

5.难易律——越易失电子的物质，失电子后就越难得电子，越易
得电子的物质，得电子后就越难失去电子；一种氧化剂同时和几种还原剂相遇时，优先与还原性强的还原剂发生反应。

同理，一种还原剂遇多种氧化剂时，氧化性最强的氧化剂优先发生反应。

作用：判断物质的稳定性及反应顺序。

高中化学氧化还原反应规律氧化还原反应是化学中非常重要的一种反应类型，也是高中化学教学中的重点内容之一。

了解氧化还原反应的规律对于深入理解化学反应机制和应用具有重要意义。

本文将介绍高中化学氧化还原反应的基本规律和相关概念。

一、氧化还原反应的基本概念氧化还原反应指的是物质在化学反应过程中失去或获得电子的过程。

其中，氧化指的是物质失去电子，还原指的是物质获得电子。

在氧化还原反应中，通常会伴随着电荷的转移和氧化态的变化。

二、氧化和还原的概念在氧化还原反应中，一个物质失去电子，被认为发生了氧化。

而另一个物质获得电子，被认为发生了还原。

一个物质在反应中既可以是氧化剂，又可以是还原剂。

氧化剂是指能够氧化其他物质并自身还原的物质，而还原剂则是指能够还原其他物质并自身氧化的物质。

三、氧化还原反应的基本规律氧化还原反应遵循一些基本规律，包括以下几点：1. 电荷守恒定律：在氧化还原反应中，电荷守恒定律成立。

即反应前后的总电荷数目保持不变。

2. 氧化态的变化：在氧化还原反应中，物质的氧化态会发生变化。

一般来说，被氧化的物质的氧化态增加，被还原的物质的氧化态减少。

3. 氧化剂和还原剂的存在：在氧化还原反应中，氧化剂和还原剂是不可缺少的。

氧化剂能够从其他物质中接受电子，自身被还原，而还原剂则能够将电子转移给其他物质，自身被氧化。

4. 氧化还原电位：氧化还原反应的方向和程度可以通过氧化还原电位来判断。

氧化还原电位是指在标准状态下，一个物质在其氧化态和还原态之间接受或者给出电子的趋势。

根据氧化还原电位的高低，可以判断受测物质是偏向于氧化还是还原。

四、氧化还原反应的应用氧化还原反应在生活和工业中有着广泛的应用。

一些典型的应用包括：1. 腐蚀的防止：氧化还原反应可以发生在金属表面，产生氧化物，形成防腐层，防止金属的进一步腐蚀。

2. 燃烧过程：燃烧是一种氧化还原反应，燃料物质失去电子氧化，而氧气则接受电子还原。

燃烧反应是人类获取能量的重要途径之一。

氧化还原反应的基本规律和得失电子守恒法计算考点一 氧化还原反应的基本规律知识梳理1．价态规律(1)升降规律：氧化还原反应中，化合价有升必有降，升降总值相等。

(2)价态归中规律含不同价态的同种元素的物质间发生氧化还原反应时，该元素价态的变化一定遵循“高价＋低价―→中间价”，而不会出现交叉现象。

简记为“两相靠，不相交”。

例如，不同价态硫之间可以发生的氧化还原反应是注：⑤中不会出现H 2S 转化为SO 2而H 2SO 4转化为S 的情况。

(3)歧化反应规律“中间价―→高价＋低价”。

具有多种价态的元素(如氯、硫、氮和磷元素等)均可发生歧化反应，如：Cl 2＋2NaOH===NaCl ＋NaClO ＋H 2O 。

2．强弱规律自发进行的氧化还原反应，一般遵循强氧化剂制弱氧化剂，强还原剂制弱还原剂，即“由强制弱”。

3．先后规律(1)同时含有几种还原剂时――→加入氧化剂将按照还原性由强到弱的顺序依次反应。

如：在FeBr 2溶液中通入少量Cl 2时，因为还原性Fe 2＋＞Br －，所以Fe 2＋先与Cl 2反应。

(2)同时含有几种氧化剂时――→加入还原剂将按照氧化性由强到弱的顺序依次反应。

如在含有Fe 3＋、Cu 2＋、H ＋的溶液中加入铁粉，因为氧化性Fe 3＋＞Cu 2＋＞H ＋，所以铁粉先与Fe 3＋反应，然后依次为Cu 2＋、H ＋。

4．电子守恒规律氧化还原反应中，氧化剂得电子总数等于还原剂失电子总数。

电子转移数目的判断(1)()(2)()(3)()(4)()答案(1)×(2)√(3)×(4)×深度思考提升能力电子转移数目的计算(1)根据反应KClO3＋6HCl===3Cl2↑＋KCl＋3H2O可知，每生成3 mol Cl2转移________ mol e －；(2)2Na2O2＋2H2O===4NaOH＋O2↑，每产生1 mol氧气转移________ mol e－；(3)已知将过氧化钠加入硫酸亚铁盐溶液中发生反应：4Fe2＋＋4Na2O2＋6H2O===4Fe(OH)3↓＋O2↑＋8Na＋，每 4 mol Na2O2发生反应转移________mol e－。

2018 寒假高三第三讲氧化还原反应（基本规律）＋、H2SO4分子中＋6价硫元素；元素为最低价态只具有还原性，如Fe、S2—等；元素处于中间价态既有氧化性又具有还原性，如Fe2+、SO2、S等。

2.物质氧化性或还原性相对强弱的判断（1）由元素的金属性或非金属性比较金属阳离子的氧化性随单质还原性的增强而减弱，如下列四种阳离子的氧化性由强到弱的顺序是：Ag＋＞Cu2＋＞Al3＋＞K＋。

非金属阴离子的还原性随单质氧化性的增强而减弱，如下列四种卤素离子还原性由强到弱的顺序是：I－＞Br－＞Cl－＞F－。

（2）由反应条件的难易比较不同氧化剂与同一还原剂反应，反应条件越易，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。

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。

（3）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2Fe2＋＋Br2＝＝＝2Fe3＋＋2Br－可知氧化性：Br2＞Fe3＋；还原性：Fe2＋＞Br－（4）当不同的还原剂与同一氧化剂反应时，可根据氧化剂被还原的程度不同来判断还原剂还原性的强弱。

一般规律是氧化剂被还原的程度越大，还原剂的还原性越强。

同理当不同氧化剂与同一还原剂反应时，还原剂被氧化的程度越大，氧化剂的氧化性就越强。

如氯气、硫两种氧化剂分别与同一还原剂铁起反应，氯气可把铁氧化为FeCl3，而硫只能把铁氧化为FeS，由此说明氯气的氧化性比硫强。

【注意】还原性的强弱是指物质失电子能力的强弱，与失电子数目无关。

如Na的还原性强于Al，而Na Na＋，Al Al3＋，Al失电子数比Na多。

同理，氧化性的强弱是指物质得电子能力的强弱，与得电子数目无关。

氧化还原反应规律应用总结论文
氧化还原反应中的规律及应用总结
一、概念中的对立统一规律
氧化反应与还原反应同时发生，有氧化剂，同时一定有还原剂，有元素被氧化的同时，一定有元素被还原，氧化剂有氧化性，则还原剂一定有还原性。

二、反应过程中的转换规律(可用双线桥法表示)
三、性质表现规律
1.处于最高价态时只具有氧化性。

如：mno4─中的mn元素只具有氧化性。

f2、o2只具有氧化性。

浓硫酸中的硫元素和硝酸中的氮元素只具有氧化性。

2.于最低价态时只具有还原性。

如：na2s中的硫元素只具有还原性。

活泼金属只具有还原性。

c、h化合价分别为－4＋2＋4、－1＋1，
c、co、h2既可以作氧化性又可作还原剂。

3.元素处于中间价态时既具有氧化性又具有还原性。

如so2中的s 元素。

4.对于由不同元素组成的化合物，有一种元素处于最低价态，而另一种元素处于最高价态时，则此化合物既具有氧化性又具有还原性。

如hcl中h处于最高价态，cl处于最低价态，所以hcl既具有氧化性(遇活泼金属)又具有还原性(遇kmno4、mno2等)。

四、性质递变规律
①氧化性：氧化剂＞氧化产物
②还原性：还原剂＞还原产物。

【高三学习指导】高三化学复习笔记：氧化还原反应的一般规律
摘要：为大家整理了
高三
(1)表现性质规律：
同种元素具有多种价态时，最高价态的只有氧化性，最低价态的只有还原性，处于中间价态的既有氧化性又有还原性。

例如相邻价态的同种元素不发生氧化还原反应，浓H2SO4可干燥SO2;不同价态的同种元素之间“向中看齐”，最多只能达到相同的价态，而绝不能出现高价变低价，低价变高价的交叉现象，也不会出现价态互变。

如KClO3与盐酸反应，最终+5价Cl变为0价，-1价Cl也变为0价，绝不会出现+5价氯变为-1价。

(2)性质强弱规律：
氧化性：氧化剂强于氧化产物;还原性：还原剂强于还原产物。

例如：2FeCl3+Cu====2FeCl2+CuCl2，氧化性：Fe3+>Cu2+，还原性：Cu>Fe2+。

(3)反应先后规律：
在浓度相差不大的溶液中，同时含有几种还原剂时，若加入氧化剂则首先与溶液中还原性最强的还原剂作用。

例如FeBr2溶液中通入Cl2，若Cl2少量则只氧化Fe2+，若Cl2足量
Fe2+全部氧化完才开始氧化Br-，因为还原性Fe2+>Br-，所以先氧化Fe2+。

总结：多整理，多练习，为
高考
做准备。

希望高三化学复习笔记可以帮助到大家。

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