文档介绍：2009年高考化学专题复习:氧化还原反应
第一部分专题知识讲解
氧化还原反应的基础知识是高中化学掌握的重点。氧化还原反应是历年高考的重点和难点,高考命题的意图是考查对概念的理解,近几年来主要以选择题和填空题的形式来考查氧化还原反应的概念,并涉及物质结构、元素及其化合物的性质。
一、有关概念:
还原:离子或原子失电子(化合价升高)的过程
氧化:原子或离子得电子(化合价降低)的过程
氧化剂:(指反应物) 得到电子的物质,在反应时所含元素的化合价降低
还原剂:(指反应物)失去电子的物质,在反应时所含元素的化合价升高
氧化产物:(指生成物) 还原剂失去电子被氧化后的产物
还原产物:(指生成物) 氧化剂得到电子被还原后的产物
氧化还原反应的特征: 元素化合价改变,(即在反应前、后元素的化合价有变化,且升高价数一定等于降低价数)
氧化还原反应的实质: 在反应过程中发生电子转移,氧化剂得电子,还原剂失电子,且得失电子总数相等。
二、判断化学反应是否为氧化还原反应。
判断依据:化合价是否改变。
如何计算元素的化合价:(方法:记不变算可变)
计算原则:(1)单质的化合价为零。
(2)化合物中,元素正、负化合价的代数和为零。
(3)非金属元素和氧元素结合显正化合价(除F外)
(4)非金属元素和氢元素结合显负化合价。
特例:(1)有单质参加的化合反应是氧化还原反应。(同素以异形体间的转化除外)
(2)有单质生成的分解反应是氧化还原反应。
(3)置换反应是氧化还原反应
(4)复分解反应不是氧化还原反应。
三、判断氧化还原反应中的氧化剂,还原剂,氧化产物,还原产物
•常见的氧化剂:活泼的非金属单质,如O2、X2等;氧化性含氧酸,如HNO3、浓H2SO4、HClO等;高价含氧酸盐,如KMnO4、K2Cr2O7、KClO3等;某些高价氧化物,如SO3、MnO2等;某些金属阳离子,如Ag+、Hg2+、Fe3+、Sn4+等;还有王水、Na2O2等。
•常见的还原剂:活泼的金属,如Na、Mg、Al、Zn、Fe等;含低价元素的化合物,如H2S、HI、HBr、NH3等;某些低价态氧化物,如CO、SO2、NO等;一些低价含氧酸及其盐,如H2SO3、Na2SO3、H2C2O4等;还有处于低价态的金属阳离子,如Fe2+、Sn2+等;某些非金属单质,如C、Si、H2等。
四、配平
目的:通过对分析方法的强化训练,领会配平的依据,同时为原电池中的电极反应书写准备条件;计算题中求氧化剂和还原剂的物质的量之比或氧化产物和还原产物的物质的量之比及求被氧化或被还原的物质的物质的量之比等寻求解决方案
。
依据:在氧化还原反应中,得失电子数必然相等。[化合价升高(失电子)总数= 化合价降低(得电子)总数]
步骤:(1)标出改变化合价的元素化合价
(2)分析电子的得失情况
(3)求得失电子的最小公倍数即为该氧化还原反应所转移的电子数。
(4)求参加氧化还原反应的原子个数。
(5)调整并守恒
五、物质的氧化性、还原性判断及强弱比较
⒈同一氧化还原反应中,氧化性:氧化剂>氧化产物(当然的,氧化剂>还原剂)
还原性:还原剂>还原产物(当然的,还原剂>氧化剂)
判断一个氧化还原反应能否进行,也应遵循“由强到弱”的规律,即反应式中的物质应符合“氧化性:氧化剂>氧化产物;还原性:还原剂>还原产物”。
⒉根据元素周期表,同周期元素的单质(或原子)从左到右还原性渐弱,氧化性渐强(稀有气体元素除外),同主族元素单质(或原子)从上到下还原性渐强,氧化性渐弱。
例如,氧化性:F>Cl>Br>I>S(含常识性知识) 还原性:Na<K<Rb<Cs
相应简单离子的还原性:F-<Cl-<Br-<I-<S2-    氧化性:Na+>K+>Rb+>Cs+
⒊根据金属活动顺序: K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb(H)Cu Hg Ag Pt Au
从左到右还原 性渐弱
K+ Ca2+ Na+ Mg2+ Al3+ Zn2+ Fe2+ Sn2+  Pb2+(H+)Cu2+ Fe3+ Ag+ 从左到右氧 化性 渐强
⒋①据原电池电极:负极金属比正极金属活泼(还原性强);②据电解池中放电顺序,先得(或失)电子者氧化性(或还原性)强,其规律为:
阳离子得电子顺序(即氧化性强弱顺序):参考3中规律。
阴离子失电子顺序(即还原性强弱顺序):S2->I->Br->Cl->OH->NO3-、SO42-等
⒌同种元素价态越高,氧化性越强(如Fe3+>Fe2+),但例外地,氧化性:HClO>HClO2>HClO3>HClO4,最高价态只有氧化性;价态越低,还原性越强(如S2->S>SO2),最低价态只有还原性;中间价态