文档介绍：【专题一】氧化还原反应
【考点突破】
考点1 氧化还原反应的基本概念及其关系
例如:
方法点击为了方便记忆、快速解题可采用如下口诀:
升失氧、降得还;剂性一致、其他相反。(“升失氧、降得还”即反应后化合价升高的物质失电子被氧化,发生氧化反应;反应后化合价降低的物质得电子被还原,发生还原反应。“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,得还原产物;还原剂被氧化,发生氧化反应,得氧化产物。)
考点2 常见的氧化剂和还原剂
(1)常见的氧化剂
①非金属单质:如Cl2、O2、Br2等。
②含有高价态元素的化合物:浓H2SO4、HNO3、KMnO4、MnO2、KClO3、K2Cr2O7等。
③某些金属性较弱的高价态离子:Fe3+、Ag+、Pb4+、Cu2+等。
④过氧化物:Na2O2、H2O2等。
(2)常见的还原剂
①活泼金属:K、Na、Mg、Al等。
②非金属离子及低价态化合物:S2-、H2S、I-、SO2、H2SO3、Na2SO3等。
③低价阳离子:Fe2+、Cu+等。
④非金属单质及其氢化物:H2、C、CO、NH3等。
方法点击强氧化剂与强还原剂相遇时,一般都会发生氧化还原反应。
如:H2SO4(浓)与金属、H2S、S2-、HI、I-、HBr、Br、Fe2+、P等。
Cl2与金属、H2S、S2-、HI、I-、HBr、Br-、Fe2+、H2、SO2、、H2SO3等。
HNO3与金属、H2S、S2-、HI、I-、HBr、Br-、Fe2+、P、SO2、、H2SO3等。
O2与金属、H2S、S2-、HI、I-、Fe2+、P、Si、H2等。
考点3 氧化性或还原性强弱的比较规律

氧化剂+还原剂氧化产物+还原产物
氧化性:氧化剂>氧化产物
还原性:还原剂>还原产物
口诀:比什么“性”找什么剂,“产物”之“性”小于“剂”。

当不同的氧化剂作用于同一还原剂时,如氧化产物价态相同,可依据反应条件的难易程度来判断。例如:
Cu+4HNO3(浓)====Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O
Cu+2H2SO4(浓)CuSO4+SO2↑+2H2O
氧化性:浓HNO3>浓H2SO4。

例如:2Fe+Cl22FeCl3
Fe+SFeS
氧化能力Cl2>S。
“三表”判断
(1)根据元素周期表判断
同主族元素从上到下,同周期主族元素从右到左,元素单质的氧化性逐渐减弱,还原性逐渐增强,对应的阳离子氧化性逐渐减弱,阴离子还原性逐渐增强。
(2)根据金属活动顺序表判断
(3)根据非金属活动顺序表判断

口诀:易得者,不易失;易失者,不易得。(“易得者,不易失”例如:Cl2比Br2易得到电子,而得到电子后的Cl-比Br-难失去电子,从而可知Cl2的氧化性比Br2的强,而其被还原后得到的Cl-比Br-的还原性弱;“易得者,不易失”例如:Na比Mg易失去电子,而失去电子后的Na+比Mg2+难得电子,从而可知Na的还原性比Mg的强,而其被氧化后得到的Na+比Mg2+的氧化性弱。)
“两池”判断
(1)两种不同的金属构成原电池的两极。负极金属是电子流出的极,正极金属是电子流入的极。其还原性:正极<负极。
(2)用惰性电极电解混合溶液时,在阴极先放电的阳离子氧化性较强,在阳极先放电的阴离子还原性较强。
“三度”判断(“三度”即浓度、温度、酸碱度)
如氧化性:HNO3(浓)>HNO3(稀)、HNO3(热)>HNO3 (冷)、KMnO4(H+)>KMnO4。
方法点击、还原性强弱的判断是近几年高考的热点,特别是依据反应式来判断氧化性、还原性强弱,常见的考题形式有:
(1)由氧化还原反应方程式判断氧化性、还原性强弱。
(2)由氧化性、还原性强弱判断氧化还原反应方程式的正误。
(3)由氧化还原反应方程式判断氧化还原反应方程式的正误。
例如:已知在常温下,溶液中能发生如下反应:
①16H++10Z-+====2X2++5Z2+8H2O
②2A2++B2====2A3++2B-
③2B-+Z2====B2+2Z-
由此判断
+2A2+====2A3++2Z-
①③反应中均被还原
、Z2、B2、A3+
+、Z-、B-、X2+
其中推断错误的是( )

解法指导:由方程式可推知d错误,c正确,由c判断a正确;b根据氧化还原反应的定义可知错误,所以选C。
:
氧化性、还原性强弱