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：S^2-   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==  CaS_x+  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

※  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⁺+SO₄^2-，但在熔融状态下，只电离出离子和酸根离子，NaHSO₄（熔融）== Na⁺+ HSO₄^2-

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⁺+O^2-

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     +CO₃^2-+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⁺ SO₄^2-”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

四、离子共存

常见的离子在溶液中不能大量共存的情况主要有以下几种：

1、 离子之间相互反应有沉淀析出

2、 离子之间相互反应有气体逸出

3、 离子之间相互反应生成弱电解质

4、 离子之间因相互促进水解

5、 离子之间因发生氧化还原反应

6、 离子之间因发生反应生成络离子

7、 因题目的附加条件而不能大量共存

⑴        无色溶液中Cu²⁺、Fe²⁺、MnO₄^-等有色离子不能大量共存。

⑵        看是否符合题设条件及要求，如“过量”“少量”“等物质的量”“适量”“任意量”。

⑶        滴加顺序

⑷  注意溶液隐含的酸碱性，如PH=1；水电离的H⁺浓度为1×10^-12，则隐含着溶液具有很强酸性或强碱性。

⑸  注意溶液中隐含的氧化性离子与还原性离子不能共存。

如：在PH=1的溶液中含有大量NO₃^-，由于酸性溶液中NO₃^-有强氧化性，则不能再有Fe²⁺、S^2-等还原性离子。

 

第二篇：高中化学_氧化还原反应方程式的配平

高中化学专题讲座三

氧化还原反应方程式的配平

[知识网络]

配平氧化还原反应方程式的基本方法

原则：氧化剂得到的电子数＝＝还原剂失去的电子数

步骤：⑴写出反应物和生成物的化学式 。

⑵分别标出化合价升高和降低的元素的价态 。

⑶求出化合价升高数和降低数的最小公倍数，确定氧化剂、还原剂及其产物的化学计量数。 ⑷配平未参加氧化还原的原子或离子的化学计量数。

[整理归纳]

氧化还原反应方程式的常见类型及其配平方法

1．关于某物质发生部分氧化还原反应时的配平：例

FeO+HNO3——Fe(NO3)3+NO+H2O

2．关于歧化和归中反应的配平：例

Cl2+KOH——KClO3+KCl+H2O

P+CuSO 4+H2O——Cu3P+H3PO4+H2SO4

* Cu(IO3)2+KI+H2SO4——CuI+I2+K2SO4+_____

* CuSO4+FeS2+H2O——Cu2S+H2SO4+FeSO4

3．关于离子反应方程式的配平：例

Cr(OH)4-+OH-+ClO-——CrO42-+Cl-+H2O

4．关于有缺项的方程式的配平：例

Fe(OH)3+Br2——K2FeO4+KBr+H2O

NaBiO3(微溶)+Mn2++H+——Na++Bi3++MnO4-

Cr(OH)4-+ClO-+ ——CrO4-+Cl-+H2O

５．必须应用分数进行配平的情况：例

FeCl2+O2+H2O——Fe(OH)3+FeCl3

K2Cr2O7+KI+H3PO4——K3PO4+CrPO4+I2+H2O

6．关于字母型方程式的配平：例

Clm+OH-——Cl -+ClOn-+H2O

NaSx+NaClO+NaOH——Na2SO4+NaCl+H2O

7．关于有机反应程式的配平：例

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

C6H5-CH3+KMnO4+H2SO4——C6H5-COOH+MnSO4+K2SO4+H2O

8．关于分解反应方程式的配平：例

KMnO4——K2MnO4+MnO2+O2

NH4NO3——N2+N2O3+H2O

[问题讨论]

1．什么是电子得失配平法?它有什么用途?

2．能否任意设定元素的化合价来配平方程式?怎样设定为好?

[典型例题]

例1．配平 Al+Fe3O4——Al2O3+Fe

例2．配平 Fe3C+HNO3——Fe(NO3)3+CO2+NO2+H2O

例3．配平 P4O+Cl2——POCl3+P2Cl5

例4．*配平

第 1 页 共 2 页 mail: jinlihui@21cn.com

高中化学专题讲座三

C6H5-CH2CH3 +KMnO4+H2SO4— C6H5-COOH+CO2+K2SO4+MnSO4+H2O 例5．配平 AgF+Cl2 +H2O――AgClO3 +AgCl+O2 +HF

HClO4+Cl2+O2+H2O

第 2 页 共 2 页 mail: jinlihui@21cn.com 例6．配平 HClO3――