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氧化还原

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氧化还原反应

氧化还原反应

升失氧，降得还； 若说剂，两相反。
课堂练习：对于反应： MnO2＋4HCl(浓)== MnCl2＋Cl2↑＋2H2O 得到 电子，所含元 (1)MnO2 在反应中______ 降低 ，被 ______ 还原 ，发生 ______ 还原 反 素化合价 _____ MnCl2 是还原产物。 氧化 剂，_______ 应，作______ 失去 电子，所含元素化 (2)HCl 在反应中_______ 升高 ，被 ________ 氧化 反 合价 _______ 氧化 ，发生 ______ Cl2 是氧化产物。 还原 剂，_______ 应，作______
则有 0.1mol/L× 30mL×2 = 2×10-3 mol× （7-n)
计算方法——得失电子守恒法 （1）找出氧化剂、还原剂及相应的还原产物和氧化 （2）找准一个原子或离子得失电子数。（注意化学 （3）根据题中物质的物质的量和得失电子守恒列出
n（氧化剂）×变价原子个数×化合价变化值（高价-低价） =n（还原剂）×变价原子个数×化合价变化值（高价—低价）。
(4)还原剂(被 氧化 )： 失 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(所 含化合价 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(所 含化合价 降低 的元素的产物)。
【记忆口诀】
化合价升高—失去电子—氧化反应—还原剂 化合价降低—得到电子—还原反应—氧化剂
既可以做氧化剂也可以做还原剂的（中间价态）： S、SO32-、HSO3-、H2SO3、SO2、NO2-、Fe2+ 、H2O2等，及含-CHO的有机物
【一展身手】
指明氧化剂、还原剂、转移电子的物质的量比.
化合价升高，失去3×2e-，被氧化

氧化还原反应方程式100个

氧化还原反应方程式100个

氧化还原反应方程式100个氧化还原反应方程式100个1. 2Na + Cl2 -> 2NaCl2. 2Al + 3CuCl2 -> 2AlCl3 + 3Cu3. Zn + H2SO4 -> ZnSO4 + H24. 3Fe + 4H2O -> Fe3O4 + 4H25. 2K + Br2 -> 2KBr6. 2H2 + O2 -> 2H2O7. 2Mg + O2 -> 2MgO8. PbO2 + 2HCl -> PbCl2 + H2O + Cl29. 2H2O2 -> 2H2O + O210. 2H2 + 2Br2 -> 4HBr11. CH4 + 2O2 -> CO2 + 2H2O12. 2Cu + O2 -> 2CuO13. 2KBr + Cl2 -> 2KCl + Br214. 2Al + 3Cl2 -> 2AlCl315. CuSO4 + Zn -> ZnSO4 + Cu16. 4NH3 + 5O2 -> 4NO + 6H2O17. 2HCl + Zn -> ZnCl2 + H218. HgO -> Hg + O219. 2H2O + 2K -> 2KOH + H220. 2CuO + C -> 2Cu + CO221. 2Na + H2O -> 2NaOH + H222. 2AgNO3 + Cu -> Cu(NO3)2 + 2Ag23. Fe2O3 + 3CO -> 2Fe + 3CO224. 2HCl + Cu -> CuCl2 + H225. H2O2 + Cl2 -> 2HCl + O226. H2SO4 + 2NaOH -> Na2SO4 + 2H2O27. 2HgO -> 2Hg + O228. 2Ag + H2S -> Ag2S + H229. 2K + 2H2O -> 2KOH + H230. 2NaOH + Cl2 -> NaCl + NaClO + H2O31. 2NO2 + H2O -> HNO3 + HNO232. 2H3PO4 + 3Ca(OH)2 -> Ca3(PO4)2 + 6H2O33. 2HCl + H2S -> 2H2O + S34. 2Na + 2H2O -> 2NaOH + H235. 5Fe2O3 + 3CO -> 10Fe + 3CO236. 4HCl + MnO2 -> MnCl2 + 2H2O + Cl237. 2KClO3 -> 2KCl + 3O238. 2H2O + 2Na -> 2NaOH + H239. 2Fe + 6HCl -> 2FeCl3 + 3H240. 2H2O2 + 2KOH -> 2H2O + 2K2O241. 2NaOH + H2SO4 -> Na2SO4 + 2H2O42. 2HCl + CaCO3 -> CaCl2 + CO2 + H2O43. 2C2H2 + 5O2 -> 4CO2 + 2H2O44. Fe + CuSO4 -> FeSO4 + Cu45. 4HNO3 + Cu -> Cu(NO3)2 + 2H2O + 2NO246. 2H2 + O2 -> 2H2O47. H2O2 + KMnO4 + H2SO4 -> O2 + H2O + K2SO4 + MnSO448. 2AgNO3 + Zn -> Zn(NO3)2 + 2Ag49. 3Na2O2 + 6CO2 -> 3Na2CO3 + 3O250. 2HCl + Na2S2O3 -> 2NaCl + S + SO2 + H2O51. 2Cl2 + Na2S2O3 -> 2NaCl + S2O652. Na2CO3 + H2SO4 -> Na2SO4 + H2O + CO253. C + 2H2O -> CO2 + 2H254. Zn + 2AgNO3 -> Zn(NO3)2 + 2Ag55. C3H8 + 5O2 -> 3CO2 + 4H2O56. BaCl2 + Na2SO4 -> BaSO4 + 2NaCl57. 2CH3OH + 3O2 -> CO2 + 4H2O58. H2O2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 -> 3O2 + 2K2SO4 + 2MnSO4 + 4H2O59. Pb + PbO2 + 2H2SO4 -> 2PbSO4 + 2H2O60. C6H12O6 + 6O2 -> 6CO2 + 6H2O61. Zn + 2HCl -> ZnCl2 + H262. 2HgS + O2 -> 2HgO + 2SO263. 2KMnO4 + 16HCl -> 2KCl + 2MnCl2 + 8H2O + 5Cl264. Pb + CuCl2 -> PbCl2 + Cu65. 2H3PO4 + 3Mg(OH)2 -> Mg3(PO4)2 + 6H2O66. 2KBr + F2 -> 2KF + Br267. 4C + 5O2 -> 2CO2 + 2CO68. CuO + H2SO4 -> CuSO4 + H2O69. BaCl2 + H2SO4 -> BaSO4 + 2HCl70. Na2CO3 + Ca(OH)2 -> CaCO3 + 2NaOH71. 2Na + Cl2 -> 2NaCl72. 6NaOH + 3Cl2 -> 5NaCl + NaClO3 + 3H2O73. 2AgNO3 + BaCl2 -> 2AgCl + Ba(NO3)274. 5H2O2 + 2MnO2 -> 2H2O + 5O2 + Mn2O375. SO2 + O2 -> SO376. FeS2 + 8O2 -> Fe2O3 + 4SO277. H2O2 + 2FeCl3 -> 2HCl + 2FeCl2 + H2O + Cl278. 4HNO3 + MnO2 -> Mn(NO3)2 + 2H2O + 2NO2 + O279. 2HNO3 + Cu -> Cu(NO3)2 + H2O + NO280. C2H6 + O2 -> CO2 + H2O81. 2FeCl3 + SnCl2 -> 2FeCl2 + SnCl482. 2C8H18 + 25O2 -> 16CO2 + 18H2O83. 2Na + H2 -> 2NaH84. Zn + HCl -> ZnCl2 + H285. 3Cl2 + 6NaOH -> 5NaCl + NaClO3 + 3H2O86. 6NaOH + 3H2 + 2Al -> 2Al(OH)3 + 3Na2O87. C6H8O6 + O2 -> CO2 + H2O88. H2O2 + 2KI -> 2KOH + I2 + H2O89. 2Cr + 3HCl -> 2CrCl3 + 3H290. 4Al + 3O2 -> 2Al2O391. Fe3O4 + 4H2SO4 -> 3FeSO4 + 4H2O92. 2HCl + Na2S2O3 -> 2NaCl + S + SO2 + H2O93. 2ZnS + 3O2 -> 2ZnO + 2SO294. 2NaOH + FeCl2 -> 2NaCl + Fe(OH)295. NH4NO3 -> N2O + 2H2O96. 2C8H18 + 17O2 -> 16CO2 + 18H2O97. 4Fe + 3O2 -> 2Fe2O398. SnCl2 + 2HCl -> SnCl4 + H299. H2 + Cl2 -> 2HCl100. 2H2 + O2 -> 2H2O氧化还原反应是化学中非常重要的类型之一。

氧化还原反应

氧化还原反应

练习分析：
下列反应属于氧化还原反应的是（ D ）
A.CaCO3+2HCl==CaCl2+H2O+CO2↑
高温
B.CaCO3====CaO+CO2↑
C.Na2O+H2O==2NaOH
D.Mg+2HCl==MgCl2+H2↑
巩固练习
1.某元素在化学反应中由化合态（化合物） 变为游离态（单质），则该元素（ C ） A．一定被氧化 B．一定被还原 C．可能被氧化，也可能被还原 D．以上都不是
物质夺取电子能力越强则其氧化性越强 物质失去电子能力越强则其还原性＝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
（2)单质还原性: K>Ca>Na>Mg>Al>Zn>Fe>Sn>Pb>（H）>Cu>Hg>Ag>Pt>Au
练习:判断下列反应是否属于氧化还原反应？
+7 -2
+6
+4
0
• ⑴ 2KMnO4 == K2MnO4 ＋ MnO2 ＋ O2↑
√
+5 -2
-1 0
• ⑵ 2KClO3 M=n=O22KCl+3O2↑
√
• ⑶ Na2CO3+2HCl==2NaCl+ H2O + CO2↑ ×
0 +1
+2
0
• ⑷ Fe+2HCl== 2FeCl2 + H2↑ √
素的化合价升高，该元素的原子 失 电子，被 氧化 ；而 铁 元
素的化合价降低，该元素的原子 得 电子，被 还原 。该反应中

氧化还原

氧化还原
+1 –1
Fe3O4
+8/3 -2
FeO
+2 -2
2.氧化数与化合价（化学键）的区别: (1) 它们的含义不同：化合价是原子间相互作用力 的表示，反映出形成化学键的能力，而氧化数是人为 规ห้องสมุดไป่ตู้的，当然还是要服从公认的规则。 例如在有机化合物中C原子都呈4价，而在不同化合 物中，碳可以有不同氧化数：
CH4
aKMnO4 + bFeS + cH2SO4→
d K2SO4+ eMnSO4+ f Fe2(SO4)3+ gS+ h H2O
根据各原子守恒，可列出方程组： a=2d （钾守恒） a=e（锰守恒） b=2f（铁守恒） b+c=d+e+3f+g（硫守恒） 4a+4c=4d+4e+12f+h（氧守恒） c=h（氢守恒）
①×28+②×3得
28NO 3 3As2S3 4H2 O 10H
= 6H3 AsO4 9SO 2 28NO 4
3As2S3 28HNO 3 4H2 O = 6H3 AsO4 9H2SO 4 28NO
例4：配平方程式 Cr(OH)3 (s) Br2 (l) KOH 解： Cr(OH)3 (s) Br2 (l)
电极电势
Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu 如何证明锌置换铜的反应有电子转移？
负极反应：Zn = Zn2+ + 2 e
正极反应：Cu2+ + 2 e = Cu 原电池
电池反应：Zn + Cu2+ = Zn2+ + Cu 电池符号：() ZnZn2+(c1)Cu2+(c2)Cu (+)

氧化还原反应

氧化还原反应

得到2×e－，化合 价降低，被还原
（2）氢气和氯气反应（电子对偏移）:
电子对远离,化合价升高,被氧化
0
0
+1 -1
Cl2：氧化剂
H2 + Cl2 == 2HCl
H2：还原剂
电子对靠近,化合价降低,被还原
归纳一、氧化还原反应
概念： 凡有电子转移（得失或偏移）的化学反应 特征： 化合价发生了变化 （ 判断依据) 本质： 电子转移
(5) Cu + HNO3 --- Cu(NO3)2 + NO2 + H2O (6) MnO2 + HCl --- MnCl2 + Cl2 + H2O
复习
失电子，化合价升高，被氧化
氧化剂＋还原剂 ==== 还原产物 ＋ 氧化产物
得电子，化合价降低，被还原
还原剂 具有还原性 失电子
化合价升高
氧化剂
被氧化 具有氧化性
⑷写出上述氧化还原反应方程式，并标出电子转移的方向和数
目：
化合价降低，得2×3e-，被还原
氧化剂___H_N_O__3____ 还原剂___C_u_______ 氧化产物_C__u_(N__O_3_)2__ 还原产物__N_O______ 转移的电子数____6_e_- ______
用双线桥表示下列氧化还原反应
得2e-
+4
-1
△ +2
0
（1）MnO2+4HCl(浓) == MnCl2＋Cl2 ↑ ＋2H2O
复分解
6)HCl NaOH NaCl H2O

7)4HCl(浓)+MnO2 MnCl2 +Cl2 2H2O
8)Cl2 2NaOH NaCl NaClO H2O

50个氧化还原反应方程式

50个氧化还原反应方程式

50个氧化还原反应方程式下面是50个氧化还原反应方程式的示例：1. 铁与氧气反应生成铁(III)氧化物：4Fe + 3O2 = 2Fe2O32. 氯气与氢气反应生成盐酸：H2 + Cl2 = 2HCl3. 锌与硫酸反应生成锌硫酸：Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H24. 氢气与氯氰酸反应生成甲醇和氯化氰：HCN + 3H2 = CH3OH +NH4Cl5. 铜与硝酸反应生成亚硝酸铜：Cu + 2HNO3 = Cu(NO2)2 + H2O6. 钾与水反应生成氢气和氢氧化钾：2K + 2H2O = 2KOH + H27. 亚硝酸与溴化钾反应生成氯化钾和氮气：KBr + HNO2 = KCl + N2 + H2O8. 铝与氯化银反应生成铝氯和银：2Al + 3AgCl = 2AlCl3 + 3Ag9. 溴和铜反应生成亚溴化铜：Cu + Br2 = CuBr210. 硫和氧反应生成二氧化硫：2S + O2 = 2SO211. 钠和氯气反应生成氯化钠：2Na + Cl2 = 2NaCl12. 锌和盐酸反应生成氯化锌和氢气：Zn + 2HCl = ZnCl2 + H213. 硫酸与钠氢碳酸反应生成二氧化碳、水和硫酸钠：H2SO4 + NaHCO3 = CO2 + H2O + Na2SO414. 铝和氢氟酸反应生成氟化铝和氢气：2Al + 6HF = 2AlF3 + 3H215. 氧气与锌反应生成氧化锌：2Zn + O2 = 2ZnO16. 二溴化碳和纯氢反应生成氯化碳和氢气：CCl2Br2 + 4H2 = CCl4 + 2H217. 铂和氯反应生成氯化铂：Pt + Cl2 = PtCl218. 二氧化硫与氮氧化物反应生成亚硫酸和三氧化硫：2SO2 + NO = SO3 + NO219. 锑和硫反应生成二硫化锑：Sb + S = Sb2S320. 铜和硫酸反应生成亚硫酸铜：Cu + H2SO3 = CuSO3 + H221. 钠和硫酸反应生成硫化氢和硫酸钠：2Na + H2SO4 = H2S +Na2SO422. 过氧化氢和二氧化锰反应生成水和氧气：2H2O2 + 2MnO2 = 2H2O + O2 + 2MnO23. 氨和二氧化氯反应生成盐酸和氮气：2NH3 + 3Cl2 = 6HCl + N224. 铜和硝酸反应生成硝酸铜和氮氧化物：Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O25. 碘和亚硫酸钠反应生成硫和碘化钠：2Na2S2O3 + I2 = 2NaI + Na2S4O626. 锌和硫反应生成硫化锌：Zn + S = ZnS27. 硫酸和氨水反应生成硫酸铵：H2SO4 + 2NH3 = (NH4)2SO428. 铁和二氧化碳反应生成三氧化二铁和二氧化碳：3Fe + CO2 =Fe3O4 + CO29. 二氯甲烷和铜反应生成氯化铜和二氯甲烷：Cu + CH2Cl2 = CuCl2 + CHCl230. 硫和氟反应生成二氟化硫：S + F2 = SF231. 铝和硫化氢反应生成硫和铝硫化物：2Al + 3H2S = Al2S3 + 3H232. 氢气和氧气反应生成水：2H2 + O2 = 2H2O33. 锌和硫酸反应生成二氧化硫和硫酸锌：Zn + H2SO4 = ZnSO4 + SO2 + H2O34. 硝酸铜与氢氧化钠反应生成氢氧化铜和硝酸钠：Cu(NO3)2 +2NaOH = Cu(OH)2 + 2NaNO335. 二氧化硫和氮氧化物反应生成亚硝酸和三氧化氮：2SO2 + 2NO = 2HNO2 + N2O336. 铁和硫酸反应生成二氧化硫和硫酸亚铁：Fe + H2SO4 = FeSO4 + SO2 + H2O37. 大气中二氧化硫和水反应生成亚硫酸和硫酸：SO2 + H2O = H2SO3 + H2SO438. 氯和氧反应生成二氧化氯：Cl2 + O2 = ClO239. 锰和硫酸反应生成二氧化锰和硫酸锰：Mn + H2SO4 = MnO2 + H2O + SO240. 铝和氯反应生成氯化铝：2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H241. 硫和锌反应生成硫化锌：Zn + S = ZnS42. 氧化锌和铜反应生成氧化铜和锌：2CuO + Zn = 2Cu + ZnO43. 二氯乙烷和溴化钾反应生成溴乙烷和氯化钾：KBr + ClCH2CH2Cl = BrCH2CH2Cl + KCl44. 硫酸和氢氧化钠反应生成水和硫酸钠：H2SO4 + 2NaOH = 2H2O + Na2SO445. 亚硫酸和氧气反应生成二氧化硫：2H2SO3 + O2 = 2H2O + 2SO246. 铜和硫酸反应生成二氧化硫和硫酸铜：Cu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2H2O47. 硫酸和氯化钠反应生成氯化氢和硫酸钠：H2SO4 + 2NaCl = 2HCl + Na2SO448. 铝和硫酸铜反应生成铜和硫酸铝：2Al + 3CuSO4 = 3Cu +Al2(SO4)349. 硫和铜反应生成二氧化硫和铜：Cu + S = CuS + SO250. 二氯乙烷和重铅反应生成有机铅化合物和氯化铅：2PbCl4 + ClCH2CH2Cl = Pb(ClCH2CH2Cl)2 + PbCl2。

氧化还原反应

氧化还原反应

例如：
5e-
KClO3+6HCl
KCl+3Cl2↑+3H2O
氧化剂
还原剂
分别用双线桥法，单线桥法表示下列反应的 电子转移方向和数目，并指出氧化剂、还原 剂、氧化产物、还原产物。 1）3Cu+8HNO3(稀）==∆=3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O
失去3 × 2e-
3Cu+8HNO3(稀）
∆
2）当反应物中变价元素的化合价在反应前后 变化不单一时（即同时有升高和降低或有部分 变化部分不变时）通常采用逆向配平法。（当 确定化合价升降的公倍数后，先确定产物氧化 产物和还原产物的系数，再根据质量守恒定律 确定其它物质的系数）多用于歧化反应或部分 氧化还原反应。
S + NaOH === Na2S + Na2SO3 + H2O
b、所有的 复分解反应都不是氧化还原反应； c、有单质参加的 化合 反应和有单质生成
的
反应分都解是氧化还原反应；
3、氧化还原反应相关概念
—氧化反应： 物质所含元素化合价 升高的过程 —还原反应： 物质所含元素化合价 降低的过程
—氧 化 性： 物质具有 —还 原 性： 物质具有
得到电的子性质或能力; 失去电的子性质或能力;
可以判断氧化性Cl2>S
g、其他因素
①浓度：浓度越大，
如氧化性：浓H2SO4>稀H2SO4 浓HNO3>稀HNO3
如还原性：浓HCl >稀HCl
②温度：如热的浓H2SO4比冷的浓H2SO4氧化性强
③酸碱性：如KMnO4溶液的氧化性随溶液的酸性 增强而增强。
A
C
7、下列反应中，氧化剂与还原剂物质的量的关

化学氧化还原反应 (详解)

化学氧化还原反应 (详解)

分析表示方法(补充作业)
■写出符合下列条件的化学方程式，标出电子转移， 指出氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物。 1）一种单质还原一种化合物的一种元素：
2e-
H2+CuO=Δ=Cu+H2O
4e-
氧 化 剂：CuO 还 原 剂：H2 氧化产物：H2O 还原产物：Cu 氧 化 剂：O2 还 原 剂：CO 氧化产物：CO2 还原产物：CO2
３Ｏ２＝２Ｏ３这类反应中，无化合价变化，一定不是 氧化还原反应
2、根据方程式回答问题 ＭｎＯ２+４ＨＣｌ==ＭｎＣｌ２+２Ｈ２Ｏ＋Ｃｌ２ 1）上述反应产物ＭｎＣｌ２中，Ｍｎ元素显[ ]价。 2）以上反应中的氧化剂为[ ]，当有1０个ＭｎＯ２ 参加反应时，有[ ]个电子发生转移。
参考答案：（1）+1； （2）ＭｎＯ２ ；5
0
+2
0
1、下列有关说法中，正确的是[ C ] A、非金属单质在反应中只作氧化剂
２Ｈ２＋Ｏ２＝２Ｈ２Ｏ反应中，Ｈ２是还原剂 B、MnO2＋4HCl = MnCl2 + 2H2O + Cl2的氧化剂是Mn
氧化剂、还原剂指的是物质，被氧化、被还原指的是元 素，故氧化剂是ＭｎＯ２
C、有单质生成的分解反应一定是氧化还原反应 反应物是化合物，各元素有一定的价态，产物有单质， 元素呈０价，有化合价改变，是氧化还原反应 D、有单质生成的反应一定是氧化还原反应
四、氧化性、还原性强弱的比较
5、反应条件 [方法]反应条件越苛刻，体现的性质越弱 [注意]被比较物质要与同一物质反应；被比较的性质要是 被比较物质在反应中体现出的性质。 [例题]实验室用二氧化锰和浓盐酸加热反应来制取氯气； 用高锰酸钾跟浓盐酸在室温下也可以制氯气；历史上还曾 用“地康法”制氯气，这一方法是用CuCl2作催化剂，在 450℃利用空气中的氧气跟氯化氢反应制氯气。比较以上 三个反应，可以认为氧化剂的氧化能力从强到弱的顺序 为 . 参考答案：KMnO4 > MnO2 > O2

氧化还原反应

氧化还原反应

有 单 质 参 加 的 化 合 反 应 是 氧 化 还 原 反 应
非氧化还 氧化还 原反应 原反应 复分解 反应
置换反应
化合反应
分解
反应
有 单 质 生 成 的 分 解 反 应 是 氧 化 还 原 反 应
练习：
1.离子反应、复分解反应、置换反应和氧化还原反应之间可用集合关系来表示，其 中正确的是下图中的 （ ）
Cl2+2KI=I2+2KCl
该反应中是否有氧得失？ 该反应是不是氧化还原反应？
是否能用有无氧元素的得失判断 所有的氧化还原反应？ 若不能应该怎么判断？
二、从化合价升降的角度判断氧化还原反应
元素化合价升高的物质发生——氧化反应 元素化合价降低的物质发生——还原反应
氧化还原反应： 元素化合价发生变化的反应叫做氧化还原反应
还原剂 Zn + 还原剂 CaCO3 + Cl2 +
小结：
从电子转移的观点说明氧化剂、还原剂的实质是什么？ 失e-的反应物 → 所含元素化合价升高→ 发生氧化反应 →是还原剂→具有还原性
得e-的反应物 → 所含元素化合价降低→ 发生还原反应 →是氧化剂→具有氧化性
氧化产物：还原剂被氧化后生成的物质
化合价升降的原因：电子的偏移
三、从电子转移的角度判断氧化还原反应
元素失去电子，化合价升高发生——氧化反应 元素得到电子，化和价降低发生——还原反应
氧化还原反应： 有电子转移的反应叫做氧化还原反应 氧化还原反应的实质
注意：得失电子同时进行，且的是电子数目相等
小结
反应类型
得失氧
得到氧
化合价的变化
化合价升高 化合价降低
CuO ＋ H2 ＝＝ Cu ＋ H2O

氧化还原

氧化还原

n1Ox2 + n2Red1
氧化剂和还原剂两个电对的电极电位分别为：
0.059 cOx1 Φ1 = Φ 1 + lg n1 cRed1
0'
0.059 cOx2 Φ2 = Φ 2 + lg n2 cRed2
0'
当反应平衡时，两电对的电位相等即φ1=φ2。
Φ
0′ 1
−Φ
0′
2
cOx2 0.059 cOx1 0.059 lg lg = − n2 cRed2 n1 cRed1
+
− 2
(3)氧化还原反应的次序
溶液中含有几种还原剂时，若加入氧化剂，首先与 还原能力最强的还原剂作用。同样，溶液中含有几 种氧化剂时，若加入还原剂，则其首先与氧化能力 最强的氧化剂作用。即在适合的条件下，所有可能 发生的氧化还原反应中，电极电位相差最大的电对 之间首先进行反应。 如在测定Fe3+时，通常先用SnCl2还原Fe3+为 Fe2+，然后再用重铬酸钾测定溶液中的Fe2+浓度。 为保证Fe3+完全转化为Fe2+，测定前加入的Sn2+ 总是过量的。因此，用重铬酸钾滴定时，溶液中就 有Fe2+和Sn2+两种还原剂，会消耗更多的重铬酸 钾溶液而产生误差。
=
0.059 cRed1 cOx2 lg n1n2 cOx1 cRed2 ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
n2 n1
n2
n1
c Red1 c Ox2 lg K ' = lg c Ox1 c Red2
(Φ o '1 − Φ o ' 2 )n 1 n 2 = 0.059

氧化还原反应

氧化还原反应

考点名称：氧化还原反应的定义∙氧化还原反应：有电子转移（得失或偏移）的反应；（无电子转移(得失或偏移)的反应为非氧化还原反应）反应历程：氧化还原反应前后，元素的氧化数发生变化。

根据氧化数的升高或降低，可以将氧化还原反应拆分成两个半反应：氧化数升高的半反应，称为氧化反应；氧化数降低的反应，称为还原反应。

氧化反应与还原反应是相互依存的，不能独立存在，它们共同组成氧化还原反应。

∙氧化还原反应中存在以下一般规律：强弱律：氧化性：氧化剂>氧化产物；还原性：还原剂>还原产物。

价态律：元素处于最高价态，只具有氧化性；元素处于最低价态，只具有还原性；处于中间价态，既具氧化性，又具有还原性。

转化律：同种元素不同价态间发生归中反应时，元素的氧化数只接近而不交叉，最多达到同种价态。

优先律：对于同一氧化剂，当存在多种还原剂时，通常先和还原性最强的还原剂反应。

守恒律：氧化剂得到电子的数目等于还原剂失去电子的数目。

氧化还原性的强弱判定：物质的氧化性是指物质得电子的能力，还原性是指物质失电子的能力。

物质氧化性、还原性的强弱取决于物质得失电子的能力（与得失电子的数量无关）。

从方程式与元素性质的角度，氧化性与还原性的有无与强弱可用以下几点判定：（1）从元素所处的价态考虑，可初步分析物质所具备的性质（无法分析其强弱）。

最高价态——只有氧化性，如H2SO4、KMnO4中的S、Mn元素；最低价态，只有还原性，如Cl-、S2-等；中间价态——既有氧化性又有还原性，如Fe、S、SO2等。

（2）根据氧化还原的方向判断：氧化性：氧化剂>氧化产物；还原性：还原剂>还原产物。

（3）根据反应条件判断：当不同的氧化剂与同一种还原剂反应时，如氧化产物中元素的价态相同，可根据反应条件的高、低进行判断，如是否需要加热，是否需要酸性条件，浓度大小等等。

电子的得失过程：其过程用核外电子排布变化情况可表示为：考点名称：氧化还原反应的本质和特征∙氧化还原反应的本质：电子的转移（得失或偏移）氧化还原反应的特征：化合价升降（某些元素化合价在反应前后发生变化，是氧化还原反应判别的依据）∙氧化还原反应的发展史：1.物质与氧气发生的反应属于氧化反应，含氧化合物中氧被夺去的反应属于还原反应。

氧化还原

氧化还原

(2) 求出元素氧化数的变化值：
(-5) ×1 +7 -1 +2 0 KMnO4 + 2HCl →MnCl2 +Cl2 (+1)×2 (3) 调整系数，使氧化数变化值相等 2KMnO4 + 10HCl →2MnCl2 +5Cl2 (4) 原子数配平 2KMnO4 + 16HCl = 2MnCl2 +5Cl2 + 2KCl + 8 H2O
【例8】将下面的反应设计为原电池，写出正、负极的反应和电池组
成式：2KMnO4 + 16HCl D 2MnCl2 +5Cl2 + 2KCl + 8 H2O 解:
把此反应改写为离子反应方程式： 2MnO4- + 16H＋ +10 Cl - D 2Mn2＋ +5Cl2 + 8H2O
正极(还原)： MnO4- + 8H+ + 5e D Mn2+ + 4H2O 负极(氧化)：2Cl-－2e D Cl2
N为三价和P为五价；CO中，C和O是二价。
(2) 随着化学结构理论的发展，出现矛盾。
例： NH4+中，N为－3，但实验证明N与4个H结合。 SiF4中，为+4；而K2SiF6中，Si与6个F结合。 (3) 1948年，在价键理论和电负性基础上提出氧化值。 电负性：原子在分子中吸引电子的能力。
(4) …………………………
-2eZn
失电子
+2eCu2+
得电子
+
Cu
+ Zn2+
还原产物 氧化产物
还原剂
被氧化
氧化剂

氧化还原反应

氧化还原反应

氧化还原反应【基础知识梳理】一、氧化还原反应1.氧化还原反应的定义在反应过程中有元素化合价变化的化学反应叫做氧化还原反应。

在氧化还原反应中，反应物所含元素化合价升高的反应称为氧化反应；反应物所含元素化合价降低的反应称为还原反应。

氧化反应和还原反应对立统一于一个氧化还原反应之中。

2.氧化还原反应的实质：元素化合价的变化是电子转移的外观表现，电子转移是氧化还原反应的实质。

3. 氧化还原反应的特征（判断依据）反应中是否发生元素化合价的变化4.氧化还原反应与四种基本类型反应之间的关系化合反应：有单质参加的是氧化还原反应。

分解反应：有单质生成的是氧化还原反应。

置换反应：全部是氧化还原反应。

复分解反应：都是非氧化还原反应。

二、氧化剂和还原剂1.氧化剂和还原剂的相关概念氧化剂: 的反应物；还原剂：的反应物。

三、氧化性、还原性强弱比较（1）根据氧化还原反应方程式强还原剂（A）＋强氧化剂（B）＝弱氧化产物（a）＋弱还原产物（b）则氧化性：B＞a，还原性：A＞b氧化剂的氧化性越强，则其对应的还原产物的还原性则越弱；还原剂的还原性越强，则其对应的氧化产物的氧化性则越弱。

（2）根据金属活动性顺序表在金属活动性顺序表中，位置越靠前，其还原性就越强，其阳离子的氧化性就越弱。

（3）根据元素周期表同周期元素，随着核电荷数的递增，氧化性逐渐增强，还原性逐渐减弱；同主族元素，随着核电荷数的递增，氧化性逐渐减弱，还原性逐渐增强。

（4）根据反应的难易程度氧化还原反应越容易进行（表现为反应所需条件越低），则氧化剂的氧化性和还原剂的还原性就越。

不同的还原剂（或氧化剂）与同一氧化剂（或还原剂）反应时，条件越易或者氧化剂（或还原剂）被还原（或被氧化）的程度越大，则还原剂（或氧化剂）的还原性（或氧化性）就越；（5）其它条件一般溶液的酸性越强或温度越高，则氧化剂的氧化性和还原剂的还原性就越，反之则越弱。

注意：○1物质的氧化性或还原性的强弱只决定于得到或失去电子的 ，与得失电子的 无关。

氧化还原

氧化还原
失去5×e-
+5
-1
0
（2）单线桥法
5e-
KClO3+6HCl===KCl+3Cl2↑+3H2O
标出下列反应的电子转移方向和数目
1、Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O 2、3S + 3Ca(OH)2 = 2CaS + CaSO3 + 3H2O 3、2Na2O2 + 2H2O = 4NaOH + O2 ↑ 4、2H2S + SO2 = 2H2O + 3S 5、KClO3 + 6HCl = KCl + 3H2O + 3Cl2 ↑ 6、5NH4NO3 = 4N2 + 2HNO3 + 9H2O
高温
Fe
得
Fe2O3
Fe2O3
CO2 ___________是氧化产物。 C 失 CO
_______元素化合价升高，_____（得、失）电子，
_______发生氧化反应， __________是还原剂，
__________ 是还原产物。
CO
Fe
典例分析：
【例1】对于反应IBr+H2O = HBr+HIO的说法正确 的是 C
2Na + Cl2 = 2NaCl
（还原剂）（氧化剂） 化合价降低，被还原
物质所含元素 化合价升高 的 反应 是 氧化反应 所含元素 化合价升高 的 物质 是 还原剂
物质所含元素 化合价降低 的 反应 是 还原反应
所含元素 化合价降低 的 物质 是 氧化剂
从化合价升降观点分析氧化还原反应
化合价升高， 被氧化
Cl

氧化还原反应

氧化还原反应

标准氢电极装置图
4.电极电势的确定 电极电势的确定 有了标准氢电极作相对标准，就可以测量其它电极 的电极电势。 例：测 φθ(Zn2+/Zn) 用标准状态下的Zn电极与标准氢电极组成原电池：
(-)ZnZn2+(1.0molL-1)‖H+(1.0molL-1)H2(100kPa) Pt(+)
测原电池的电动势，可确定Zn电极的电势。 用类似的方法可测出其它电对的电极电势，表5-1 列出了一些电对的电极电势，详细的见书后附录十四。
离子电子法配平时很重要的一点是氧原子数的配平， 不同介质条件下，配平氧原子数的规则是：
介质条件 酸性 碱性 中性 多氧的一边 H+ H2O H+ 或 H2O 少氧的一边 H2O OHH2O OH-
在酸性条件下反应式中不应出现OH-；在碱性条 件下反应式中不应出现H&#子电子法配平： ClO- + CrO2- → Cl- + CrO42- (碱性介质中) 3× 2× ClO- + H2O + 2 e - = Cl- + 2 OHCrO2- + 4 OH- = CrO42- + 2 H2O + 3 e -
5.2.2 离子电子法
配平原则： (1) 得失电子数相等。即在反应中氧化剂得到的电 子数应等于还原剂失去的电子数； (2) 质量平衡。在反应式两边各种元素的原子总数 必须各自相等。 (3) 电荷平衡。反应式两边总的电荷数应相等。
配平 KMnO4 + H2C2O4 → Mn2+ + CO2 (1) 方程式写成离子方程式： MnO4- + C2O42- → Mn2+ + CO2 (2) 写出两个半反应式并配平： MnO4- + 8 H+ + 5 e - = Mn2+ + 4 H2O C2O42- = 2CO2 + 2 e (3) 根据得失电子数相等的原则，两个半反应乘以适 当系数再合并，得到配平的离子反应方程式。 2MnO4- + 5C2O42- + 16 H+ = 2Mn2+ +10CO2 + 8 H2O 离子电子法配平氧化还原反应方程式的特点： 配平时不需要知道元素的氧化值，得失电子数是根 据电荷平衡的原则确定的。

《氧化还原反应》 知识清单

《氧化还原反应》 知识清单

《氧化还原反应》知识清单一、氧化还原反应的基本概念1、氧化反应与还原反应氧化反应指物质失去电子（化合价升高）的反应；还原反应则是物质得到电子（化合价降低）的反应。

这两个过程总是同时发生，有物质被氧化，就必然有物质被还原。

2、氧化剂与还原剂氧化剂是在反应中得到电子（化合价降低）的物质，具有氧化性，能使其他物质发生氧化反应；还原剂则是在反应中失去电子（化合价升高）的物质，具有还原性，能使其他物质发生还原反应。

3、氧化产物与还原产物氧化产物是由还原剂被氧化而得到的产物；还原产物是由氧化剂被还原而得到的产物。

例如，在反应 2H₂＋ O₂＝ 2H₂O 中，H₂失去电子被氧化为H₂O，H₂是还原剂，H₂O 是氧化产物；O₂得到电子被还原为 H₂O，O₂是氧化剂，H₂O 是还原产物。

二、氧化还原反应的特征和实质1、特征氧化还原反应的特征是元素化合价的升降。

通过观察反应前后元素化合价的变化，可以判断一个反应是否为氧化还原反应。

2、实质氧化还原反应的实质是电子的转移（得失或偏移）。

在化学反应中，电子从还原剂转移到氧化剂，导致化合价的变化。

三、氧化还原反应中电子转移的表示方法1、双线桥法用双线桥表示电子转移时，要分别从氧化剂指向还原产物，还原剂指向氧化产物，在线桥上标明电子的得失和数目。

例如，对于反应 Cu ＋ 2H₂SO₄(浓) ＝ CuSO₄＋ SO₂↑ ＋ 2H₂O，双线桥法表示为：“从 Cu 指向 CuSO₄，线上标‘失 2e⁻’；从 H₂SO₄指向 SO₂，线上标‘得 2e⁻’”2、单线桥法用单线桥表示电子转移时，只需要在反应物中从还原剂指向氧化剂，并标明转移的电子数目。

以上述反应为例，单线桥法表示为：“从 Cu 指向 H₂SO₄，线上标‘2e⁻’”四、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等。

（2）含高价态元素的化合物，如 KMnO₄、HNO₃等。

（3）某些金属阳离子，如 Fe³⁺、Cu²⁺等。

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例如锌和盐酸发生的置换反应：
Zn + 2HCl
0
+1
ZnCl2+H2
+2
0
还原剂(电子的供体)：在氧化还原反应中，组成元素 的氧化值升高的物质，它的反应产物称为氧化产物。 例如：CH4、Zn 氧化剂(电子的受体)：在氧化还原反应中，组成元素 的氧化值降低的物质，它的反应产物称为还原产物。 例如： O2 、H+
3+ 2+ 2+
E (Cl2 /Cl- ) 1.360 V
在标准状态下，上述电对中氧化型物质的氧化能力由 强到弱的顺序为： 3+ 2+ 4+
Cl2 >Fe >I2 >Cu >Sn
还原型物质的还原能力由强到弱的顺序为： Sn 2+ >Cu>I >Fe2+ >Cl
第三节
氧化还原平衡
一、电池电动势与化学反应Gibbs自由能变的关系
（一）标准氢电极
标准氢电极是用镀有一层疏松铂黑的铂片作为电 极导体，插入 H+ 浓度为 1mol· L-1 的酸溶液中，不 断通入 100 kPa H2，使铂片吸附氢气达到饱和。吸 附在铂片上的H2 与溶液中的H+ 建立了如下平衡:
2H+ (aq) 2e H2 (g)

这种产生在298.15K， 100 kPa H2 饱和了的铂片 与 H+ 浓度为１mol· L-1的酸溶液之间的电势差，称为 标准氢电极的电极电势。规定标准氢电极的电极电 势为零。
Flash-原电池.swf
（二）电极和原电池符号 Cu-Zn原电池的电池组成式是： (-)Zn|Zn2+(c1)‖Cu2+(c2)|Cu(+)
书写电池组成式要注意以下几点：
1、半电池中用单竖线“︱”表示物质的相界面， 同一相中的不同物质用逗号“ ,”隔开，用双竖线 “‖”表示盐桥。 2、溶液中的溶质须在括号内标注浓度；气体物质 须在括号内标注压力。当溶液浓度为1mol· L-1 或气 体分压为100Kpa时可不标注。 3、习惯上负极写在盐桥的左边，正极写在盐桥的 右边，电极的极性在括号内用“＋”，“－”号
原电池中，电子输出处，称为负极；电子输入 处，称为正极。 正极反应 负极反应 Cu2+ + 2eCu Zn Zn2+ + 2e-
电池反应：正极反应和负极反应所构成的总反应. Zn + Cu2+ Cu + Zn2+ 电池反应就是氧化还原反应，而正极反应就是 还原半反应，负极反应就是氧化半反应。
负极：流出电子的电极，发生氧化反应。 正极：流入电子的电极，发生还原反应。
3、氧化还原电极：将惰性导体浸入含有同一元 素的两种不同氧化值的离子溶液中所构成的电 极。如将Pt浸入含有Fe2+、Fe3+的溶液，就构成 了Fe3+/Fe2+电极。 电极组成式 Pt| Fe2+(c1)，Fe3+(c2) 电极反应 Fe3++ eFe2+
4、气体电极：将气体通入其相应离子溶液中， 并用惰性导体作导电极板所构成的电极。如: 氯气电极 电极组成式 Pt|Cl2(p)|Cl- (c) 电极反应 Cl2 + 2e2Cl-
图
金属电极的电极电势
(二)标准电极电势
电极电势的绝对值是无法求得的，但从实际需要 来看，知道其相对值即可。因此可以选定某个电极为 标准，按照IUPAC（国际纯粹与应用化学联合会）的 规定，以标准氢电极(standard hydrogen electrode, SHE)为标准电极，并规定它的电极电势为零，将待测 电极和标准氢电极组成一个原电池，通过测定该电池 的电动势(electromotive force)，就可求出待测电极电 势的相对值。
（四）标准电极电位的应用 (1) 电极电位值愈高, 表示氧化还原电对中氧化型物质 得电子的能力愈强，是较强的氧化剂； 电极电位值愈低 , 表示氧化还原电对中还原型物质 失电子的能力愈强，是较强的还原剂。在表8-1中， 最强的氧化剂是MnO4-，最强的还原剂是Na。 (2) 较强的氧化剂其对应的还原剂的还原能力较弱， 较强的还原剂其对应的氧化剂的氧化能力较弱。 (3) 较强的氧化剂和较强的还原剂相互作用，向生成 它们较弱的还原剂和较弱的氧化剂的方向进行。
SHE 0.000 00V
标准氢电极装置图
（二）电极电位的测定 测定某给定电极的标准电极电势时，可将待测标 准电极与标准氢电极组成下列原电池： (-)标准氢电极 待测标准电极(+) 测定出这个原电池的电动势，就是待测电极的标 准电极电势。
E 待测－已知
根据IUPAC的建议，定义任何电极的相对平衡电位 (标准电极电位)为以下电池的平衡电动势： Pt,H2(100kPa)∣H+(a=1)‖Mn+(a=1)∣M 并规定 电子从外电路由标准氢电极流向待测标准电极的电极 电位为正号，而电子通过外电路由待测标准电极流向 标准氢电极的电极电位为负号。
氧化还原反应实质： （1）反应过程中有电子得失，使得元素氧化值发生 变化。 （2）电子得失可表现为电子的转移或偏移。
氧化还原反应可以根据其电子转移方向的不同 被拆成两个半反应： 总反应 Zn + Cu2+ 或 Zn - 2e还原半反应 Cu2+ + 2e0 +2
Cu + Zn2+ Zn Zn2+ Cu
（三）常用电极类型
1、金属-金属离子电极：将金属插入到其盐溶液 中构成的电极。如Zn2+ /Zn电极。 电极组成式 Zn|Zn2+(c) 电极反应 Zn2+ + 2eZn
2、金属-金属难溶盐-阴离子电极：将金属表面涂 有其金属难溶盐的固体，然后浸入与该盐具有相 同阴离子的溶液中所构成的电极。如：Ag-AgCl电 极，在Ag的表面涂有AgCl，然后浸入有一定浓度 的KCl溶液中。 电极组成式 Ag，AgCl(s) | Cl-(c) 电极反应 AgCl + eAg +Cl-
例题 在 298.15 K、标准状态下，从下列电对中选择出 最强的氧化剂和最强的还原剂，并列出各种氧化型物质的 氧化能力和还原型物质的还原能力的强弱顺序。
Fe3+ /Fe2+ , Cu2+ /Cu, I2 /I , Sn 4+ /Sn 2+ , Cl2/Cl
解：查表得：
E (Fe /Fe ) 0.769 V; E (Cu /Cu) 0.3394 V; E (I2 /I ) 0.5345 V; E (Sn 4+ /Sn 2+ ) 0.1539 V;
二、电极电位的产生
当把金属浸入其相应的盐溶液中， (1) 金属表面的原子由于本身的热运动及极性溶剂分子 的作用，有生成溶剂化离子进入溶液，同时将电子留 在金属表面的趋势，金属愈活泼，金属盐溶液浓度愈 稀，这种趋势就愈大； (2) 同时已溶剂化的金属离子也会受到极板上电子的吸 引，有重新沉积于极板上的趋势，金属愈不活泼，金 属盐溶液浓度愈浓，这种趋势就愈大。
Zn+ CuSO4
Cu + ZnSO4
原电池：利用氧化还原反应将化学能转变为电能 的装置。 盐桥：一支倒置的Ｕ型管，管中填满了用饱和 KCl(或NH4NO3) 溶液和琼脂调制成的胶冻。
盐桥的作用: ①构成原电池的通路 ②维持溶液的电中性. 原电池由两个半电池组成. 半电池又称电极， 每一个电极都是由电极导体和电解质溶液组成。 分别在两个半电池中发生的氧化反应或还原反 应,称为半电池反应或电极反应。原电池的两极所 发生的总的氧化还原反应称为电池反应。
当金属溶解速率与金属离子的沉积速率相等时， 建立如下平衡：
如果金属溶解的趋势大于金属离子沉积的趋势，金 属表面带负电，而金属表面附近的溶液带正电； 若金属离子沉积的趋势大于金属溶解的趋势，金属 表面带正电，而金属表面附近的溶液带负电。 这种产生于金属表面与含有该金属离子的溶液之 oxd / red ) 间的电势差称为金属电对的电极电位（ 金属电极的电极电位主要取决于金属和金属离子 的本性，此外受离子浓度和温度的影响。
0
+2
氧化半反应 Zn2+ + 2e-
氧化半反应和还原半反应不能单独存在，必 须同时并存，在反应过程中得失电子的数目必须 相等。
半反应的通式为 氧化型 + ne还原型 Ox + neRed n：半反应中电子转移的数目 氧化型物质(Ox):得到电子,氧化值较高的物质; 还原型物质(Red)：失去电子,氧化值较低的物质; 氧化还原电对:氧化型物质及其对应的还原型物质 通常写为：氧化型/还原型(Ox/Red) 如 Cu2+/Cu、 Zn2+/Zn 氧化型应包括氧化剂及其相关介质，还原型 应包括还原剂及其相关介质. MnO4- + 8H+ + 5eMn2+ + 4H2O
第六章
氧化还原
第一节 氧化还原反应的实质 第二节 电池电动势和电极电势 第三节 氧化还原平衡 第四节 影响电极电势的因素 第五节 元素电势图及其应用
第一节 氧化还原反应的实质 一、氧化值
氧化值: 某元素一个原子的表观荷电数，这种荷电数由 假设把每个化学键中的电子指定给电负性较大的原子而求 得。 (1) 单质：原子的氧化值为零。 (2) 单原子离子中原子的氧化值等于离子的电荷数。 (3) O：正常氧化物中皆为-2；在过氧化物中为 -1； 在超氧化物中为-1/2；在OF2中为+2。 (4) H ：一般化合物中为+1；在金属氢化物中为-1。 (5) 卤族元素: 氟的氧化值在所有物中均为－1。其它卤原 子的氧化值在二元化合物中为－1，但在卤族的二元化合 物中，列在周期表中靠前的卤原子的氧化数为－1，如： BrCl；在含氧化合物中按氧化物决定，如ClO2。 (6) 中性分子所有元素的氧化值代数和等于零。