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高中化学 胶体的性质及其应用 教案
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第一节 氧化还原反应

1 、氧化还原反应的重要概念

练习1:判断下列那些为氧化还原反应,并说出理由

IBr + H 2 O = HBr + HIO

KOH+Cl 2 =KCl +KClO+H 2 O

NaH+H 2 O =NaOH+H 2

CaO 2 +H 2 O =Ca(OH) 2 +H 2 O 2

5C 2 H 5 OH +2KMnO 4 +3H 2 SO 4 →5CH 3 CHO +K 2 SO 4 +2MnSO 4 +8H 2 O

氧化还原反应的实质是

判断氧化还原反应的依据是

小结:氧化还原反应发生规律和有关概念可用如下式子表示:

化合价升高、失电子、变成

化合价降低、得电子、变成

氧化剂+还原剂 还原产物+氧化产物

练习:练习1中是氧化还原反应的,请指出氧化剂,还原剂,氧化产物,还原产物,标出电子转移的方向和数目。

2、物质氧化性和还原性相对强弱的判断方法

(1)根据金属活动顺序进行判断

[说明]一般来说,越活泼的金属,失电子氧化成金属阳离子越容易,其阳离子得电子还原成金属单质越难,氧化性越弱;反之,越不活泼的金属,失电子氧化成金属阳离子越难,其阳离子得电子还原成金属单质越容易,氧化性越强。如Cu 2+ +2e→Cu远比Na + +e→Na容易,即氧化性Cu 2+ >Na + ,还原性Na> Cu

(2)根据非金属活动顺序进行判断

(3)根据氧化还原反应的发生规律判断

氧化还原反应发生规律可用如下式子表示:

化合价升高、失电子、变成

化合价降低、得电子、变成

氧化剂+还原剂 还原产物+氧化产物

氧化性:反应物中的强氧化剂,生成物中的弱氧化剂

还原性:反应物中的强还原剂,生成物中的弱述原剂

例:已知①2FeCl 3 +2KI=2FeCl 2 +I 2 +2KCl

②2FeCl 2 +C1 2 =2FeCl 3

由①知,氧化性Fe 3+ >I 2 ,由②知,氧化性C1 2 >Fe 3+ ,综合①②结论,可知氧化性Cl 2 >Fe 3+

(4)根据氧化还原反应发生反应条件的不同进行判断

如:Mn0 2 十4HCl(浓)MnCl 2 +C1 2 ↑+2H 2 0

2KMn0 4 十16HCl(浓)=2MnCl 2 +5C1 2 ↑+8H 2 O

后者比前者容易(不需要加热),可判断氧化性 KMn0 4 >Mn0 2

(5)根据被氧化或被还原的程度的不同进行判断

Cu十C1 2 CuCl 2

2Cu+S Cu 2 S

C1 2 可把Cu氧化到Cu(+2价),而S只能把Cu氧化到 Cu(+1价),这说明氧化性Cl 2 >S

(6)根据元素周期表判断

①对同一周期金属而言,从左到右其金属活泼性依次减弱。如Na、Mg、A1金属性依次减弱,其还原性也依次减弱。

②对同主族的金属和非金属可按上述方法分析。

3、氧化还原反应的基本规律

(1)表现性质规律

当元素具有可变化合价时,一般处于最高价态时只具有氧化性,处于最低价态时只具有原性,处于中间价态时既具有氧化性又具有还原姓。如:浓H 2 SO 4 的S只具有氧化性,H 2 S中的S只具有还原性,单质S既具有氧化性又具有还原性。

(2)性质强弱规律

在氧化还原反应中,强氧化剂+强还原剂=弱氧化剂(氧化产物)+弱还原剂(还原产物),即氧化剂的氧化性比氧化产物强,还原剂的还原性比还原产物强。如由反应2FeCl 3 +2KI=2FeC 3 +2KCl+I 2 可知, FeCl 3 的氧化性比I 2 强,KI的还原性比FeCl 2 强。

一般来说,含有同种元素不同价态的物质,价态越高氧化性越强(氯的含氧酸除外),价态越低还原性越强。如氧化性:浓H 2 SO 4 ,S0 2 (H 2 S0 3 ),S;还原性: H 2 S>S>SO 2

在金属活动性顺序表中,从左到右单质的还原性逐渐减弱,阳离子(铁指Fe 2+ )的氧化性逐渐增强。

(3)反应先后规律

同一氧化剂与含多种还原剂(物质的量浓度相同)的溶液反应时,首先被氧化的是还原性较强的物质;同一还原剂与含多种氧化剂(物质的量浓度相同)的溶液反应时,首先被还原的是氧化性较强的物质。如:将Cl 2 通人物质的量浓度相同的NaBr和NaI的混合液中,C1 2 首先与NaI反应;将过量铁粉加入到物质的量浓度相同的Fe 2+ 、和Cu 2+ 的混合溶液中,Fe首先与Fe 3+ 反应。FeBr 2 中通入Cl 2 ,HBr和H 2 SO 3 中通入Cl 2

(4)价态归中规律

含不同价态同种元素的物质问发生氧化还原反应时,该元素价态的变化一定遵循“高价+低价一中间价”,而不会出现交错现象。

-5e -

+5e -

-6e -

+6e -


KClO 3 +6HCl =KCl+3Cl 2 +3H 2 O 而不是KClO 3 +2HCl=KCl+3Cl 2 +3H 2 O

(5)歧化反应规律

发生在同一物质分子内、同一价态的同一元素之间的氧化还原反应,叫做歧化反应。其反应规律是:所得产物中,该元素一部分价态升高,一部分价态降低,即“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 十2NaOH=NaCl十NaClO十H 2 0

5、有关计算

在氧化还原反应中,氧化剂与还原剂得失电子数相等。这是进行氧化还原反应计算的基本依据。

举例:

1、在100mLFeBr 2 中通入Cl 2 2.24L(STP),充分反应后,有 的Br - 被氧化,则原FeBr 2 的浓度是多少mol·L -1 (分别用电子得失相等和电解质溶液电荷守恒来解题)

2、物质的量相等的HBr和H 2 SO 3 溶液中,中通入0.1mol Cl 2 ,结果有 的Br - 被氧化,求HBr的物质的量?

有机物化合价升降的计算

(1)得氧或失氢被氧化,每得1个O原子或失去2个H原子,化合价升高2。

(2)失氧或得氢被还原,每失去1个O原子或得2个H原子,化合价降低2。

例:CH 3 CH 2 0H CH 3 CHO CH 3 COOH

过程(1)是失氢,氧化过程,化合价升高1×2

过程(2)是得氧,氧化过程,化合价升高2×1

过程(3)是加氢,还原过程,化合价升高1×24

练习 3

1.已知I - 、Fe 2+ 、SO 2 、Cl - 、H 2 O 2 都有还原性,它们在酸性溶液中还原性的强弱顺序为Cl - <Fe 2+ <H 2 O 2 <I - <SO 2 。则下列反应不能发生的是(    )。

A.2Fe 3+ + SO 2 +2 H 2 O = 2Fe 2+ + SO 4 2- + 4H +

B.I 2 + SO 2 + 2H 2 O = H 2 SO 4 + 2HI

C.H 2 O 2 + H 2 SO 4 = SO 2 + O 2 + 2H 2 O

D.2Fe 2+ + I 2 = 2Fe 3+ + 2I -

2.下列反应中,不属于氧化还原反应的是(    )。

A.2CO + O 2 点燃 2CO 2 B.CH 4 + 2O 2 点燃 CO 2 + 2H 2 O

C.2KClO 3 加热 2KCl + 3O 2 ↑   D.2Fe(OH) 3 加热 Fe 2 O 3 +3H 2 O

3.关于C + CO 2 点燃 2CO的反应,下列说法正确的是(   )。

A.是化合反应,不是氧化还原反应

B.CO既是氧化产物又是还原产物

C.单质C中C的化合价升高,被还原,是氧化剂

D.CO 2 中C的化合价降低,被氧化,CO 2 是还原剂

4.R、X、Y和Z是四种元素,其常见化合价均为+2价,且X 2 与单质R不反应;

X 2 + Z=X + Z 2 ;Y + Z 2 =Y 2 +Z。这四种离子被还原成0价时表现的氧化性大小符合(    )。

A.  R 2 >X 2 >Z 2 >Y 2 B. X 2 >R 2 >Y 2 >Z 2

C.  Y 2 >Z 2 >R 2 >X 2 D. Z 2 >X 2 >R 2 >Y 2

5.化合物BrF x 与水按物质的量之比3︰5 发生反应,其产物为溴酸、氢氟酸、单质溴和氧气。

(1)BrF x 中,x=

(2)该反应的化学方程式是:

(3)此反应中的氧化剂和还原剂各是什么?

氧化剂是 ;还原剂是

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