高中化學培優(yōu)第4講 氧化還原反應基本理論

1、第1頁共13頁高中化學培優(yōu)輔導講座第4講氧化還原反應基本理論【高考高考要求】氧化還原反應的基本概念、氧化還原反應的配平與計算、氧化還原半反應以及氧化還原反應的應用?！局R梳理】1、氧化還原反應的基本概念二、氧化還原反應的基本規(guī)律及其思維模型1.氧化性、還原性強弱的判斷氧化性、還原性強弱的判斷（1）根據(jù)金屬活動順序進行判斷規(guī)律：金屬單質的還原性越強，其對應陽離子的氧化性越弱：()KCaNaMgAlZnSnFePbHHgPtAu??????

2、????????金屬的活動性逐漸減弱(還原性逐漸減弱)2232222()KCaNaMgAlZnSnFePbHHgAg?????????????????????????????氧化性逐漸增強[說明]一般來說，越活潑的金屬，失電子氧化成金屬陽離子越容易，其陽離子得電子還原成金屬單質越難，氧化性越弱；反之，越不活潑的金屬，失電子氧化成金屬陽離子越難，其陽離子得電子還原成金屬單質越容易，氧化性越強。如Cu22e→Cu遠比Nae→Na容易，即氧化

3、性Cu2Na還原性NaCu（2）根據(jù)非金屬活動順序進行判斷FOClBrIS??????氧化性逐漸減弱2FClBrIS????????????還原性逐漸增強（3）根據(jù)氧化還原反應的發(fā)生規(guī)律判斷氧化還原反應發(fā)生規(guī)律可用如下式子表示：氧化性：氧化劑＞氧化產(chǎn)物還原性：還原劑＞還原產(chǎn)物第3頁共13頁如反應KClO3＋6HCl===KCl＋3Cl2↑＋3H2O中，轉移的電子數(shù)為5，而非6。(3)轉化規(guī)律：同種元素不同價態(tài)之間發(fā)生反應，元素化合價只靠

4、近不交叉；相鄰價態(tài)間不發(fā)生氧化還原反應。例如：H2SH2SO4(濃)====S↓SO2↑2H2O，反應中202HSS????，64242()HSOSO?????濃；Fe與Fe2、Fe2與Fe3不發(fā)生反應。歧化反應規(guī)律思維模型：“中間價→高價＋低價”。具有多種價態(tài)的元素(如氯、硫、氮和磷元素等)均可發(fā)生歧化反應，如：Cl2＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2O。(4)強弱規(guī)律：一種氧化劑與幾種還原劑反應，先氧化還原性強的還原劑，反

5、之亦然。例如：Cl2與FeBr2溶液的反應，先考慮Cl2氧化Fe2，再考慮Cl2氧化Br；Cl2與FeI2溶液的反應，先考慮Cl2氧化I，再考慮Cl2氧化Fe2。同樣，一種還原劑與幾種氧化劑反應，氧化性強的先反應，如Fe加到H2SO4和CuSO4組成的混合溶液中，F(xiàn)e先與Cu2反應，然后才與H反應。反應先后規(guī)律的思維模型同一氧化劑與含多種還原劑(物質的量濃度相同)的溶液反應時，首先被氧化的是還原性最強的物質；同一還原劑與含多種氧化劑(物

6、質的量濃度相同)的溶液反應時，首先被還原的是氧化性最強的物質。三、氧化還原反應的配平和計算1.氧化還原反應的配平(1)配平的基本原則①電子守恒：氧化劑得電子總數(shù)等于還原劑失電子總數(shù)。②質量(物料)守恒：反應前后各元素原子總數(shù)相等。③電荷守恒：方程式兩邊的各物質總電荷數(shù)相等。(離子反應)(2)配平的基本方法a.化合價升降法(最小公倍數(shù)法)配平的步驟：(1)寫出未配平的基本反應式，在涉及氧化還原過程的有關原子上方標出化合價。(2)計算相關原