2019-2020年高一化學 氧化還原反應學案 新人教版.doc
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2019-2020年高一化學 氧化還原反應學案 新人教版 1、氧化還原反應的重要概念 練習1：判斷下列那些為氧化還原反應，并說出理由 IBr + H2O = HBr + HIO KOH+Cl2=KCl +KClO+H2O NaH+H2O =NaOH+H2 CaO2+H2O =Ca(OH)2 +H2O2 5C2H5OH +2KMnO4+3H2SO4 →5CH3CHO +K2SO4+2MnSO4 +8H2O 氧化還原反應的實質(zhì)是 ， 判斷氧化還原反應的依據(jù)是 。 小結(jié)：氧化還原反應發(fā)生規(guī)律和有關(guān)概念可用如下式子表示： 化合價升高、失電子、變成 化合價降低、得電子、變成 氧化劑+還原劑還原產(chǎn)物+氧化產(chǎn)物 練習：練習1中是氧化還原反應的，請指出氧化劑，還原劑，氧化產(chǎn)物，還原產(chǎn)物，標出電子轉(zhuǎn)移的方向和數(shù)目。 2、物質(zhì)氧化性和還原性相對強弱的判斷方法 （1）根據(jù)金屬活動順序進行判斷 [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(zhì)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(zhì)越容易，氧化性越強。如Cu2++2e→Cu遠比Na+ +e→Na容易，即氧化性Cu2+>Na+,還原性Na> Cu （2）根據(jù)非金屬活動順序進行判斷 （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： 化合價升高、失電子、變成 化合價降低、得電子、變成 氧化劑+還原劑還原產(chǎn)物+氧化產(chǎn)物 氧化性：反應物中的強氧化劑，生成物中的弱氧化劑 還原性：反應物中的強還原劑，生成物中的弱述原劑 例：已知①2FeCl3+2KI=2FeCl2+I2+2KCl ②2FeCl2+C12=2FeCl3 由①知，氧化性Fe3+>I2，由②知，氧化性C12>Fe3+，綜合①②結(jié)論，可知氧化性Cl2>Fe3+ （4）根據(jù)氧化還原反應發(fā)生反應條件的不同進行判斷 如：Mn02十4HCl(濃)MnCl2+C12↑+2H20 2KMn04十16HCl(濃)=2MnCl2+5C12↑+8H2O 后者比前者容易(不需要加熱)，可判斷氧化性 KMn04>Mn02 （5）根據(jù)被氧化或被還原的程度的不同進行判斷 Cu十C12CuCl2 2Cu+S Cu2S C12可把Cu氧化到Cu(+2價)，而S只能把Cu氧化到 Cu(+1價)，這說明氧化性Cl2>S （6）根據(jù)元素周期表判斷 ①對同一周期金屬而言，從左到右其金屬活潑性依次減弱。如Na、Mg、A1金屬性依次減弱，其還原性也依次減弱。 ②對同主族的金屬和非金屬可按上述方法分析。 3、氧化還原反應的基本規(guī)律 （1）表現(xiàn)性質(zhì)規(guī)律 當元素具有可變化合價時,一般處于最高價態(tài)時只具有氧化性，處于最低價態(tài)時只具有原性，處于中間價態(tài)時既具有氧化性又具有還原姓。如：濃H2SO4的S只具有氧化性，H2S中的S只具有還原性，單質(zhì)S既具有氧化性又具有還原性。 （2）性質(zhì)強弱規(guī)律 在氧化還原反應中，強氧化劑+強還原劑=弱氧化劑(氧化產(chǎn)物)+弱還原劑(還原產(chǎn)物)，即氧化劑的氧化性比氧化產(chǎn)物強，還原劑的還原性比還原產(chǎn)物強。如由反應2FeCl3+2KI=2FeC3+2KCl+I2可知， FeCl3的氧化性比I2強，KI的還原性比FeCl2強。 一般來說，含有同種元素不同價態(tài)的物質(zhì)，價態(tài)越高氧化性越強(氯的含氧酸除外)，價態(tài)越低還原性越強。如氧化性：濃H2SO4，S02(H2S03)，S；還原性： H2S>S>SO2。 在金屬活動性順序表中，從左到右單質(zhì)的還原性逐漸減弱，陽離子(鐵指Fe2+)的氧化性逐漸增強。 （3）反應先后規(guī)律 同一氧化劑與含多種還原劑(物質(zhì)的量濃度相同)的溶液反應時，首先被氧化的是還原性較強的物質(zhì)；同一還原劑與含多種氧化劑(物質(zhì)的量濃度相同)的溶液反應時，首先被還原的是氧化性較強的物質(zhì)。如：將Cl2通人物質(zhì)的量濃度相同的NaBr和NaI的混合液中，C12首先與NaI反應；將過量鐵粉加入到物質(zhì)的量濃度相同的Fe2+、和Cu2+的混合溶液中，F(xiàn)e首先與Fe3+反應。FeBr2 中通入Cl2 ,HBr和H2SO3 中通入Cl2 （4）價態(tài)歸中規(guī)律 含不同價態(tài)同種元素的物質(zhì)問發(fā)生氧化還原反應時，該元素價態(tài)的變化一定遵循“高價+低價一中間價”，而不會出現(xiàn)交錯現(xiàn)象。 -6e- +6e- -5e- +5e- KClO3+6HCl =KCl+3Cl2+3H2O 而不是KClO3+2HCl=KCl+3Cl2+3H2O (5)歧化反應規(guī)律 發(fā)生在同一物質(zhì)分子內(nèi)、同一價態(tài)的同一元素之間的氧化還原反應，叫做歧化反應。其反應規(guī)律是：所得產(chǎn)物中，該元素一部分價態(tài)升高，一部分價態(tài)降低，即“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： Cl2十2NaOH=NaCl十NaClO十H20 5、有關(guān)計算 在氧化還原反應中，氧化劑與還原劑得失電子數(shù)相等。這是進行氧化還原反應計算的基本依據(jù)。 舉例： 1、在100mLFeBr2 中通入Cl2 2.24L(STP),充分反應后，有 的Br-被氧化，則原FeBr2 的濃度是多少molL-1 （分別用電子得失相等和電解質(zhì)溶液電荷守恒來解題） 2、物質(zhì)的量相等的HBr和H2SO3 溶液中，中通入0.1mol Cl2 ，結(jié)果有的Br-被氧化，求HBr的物質(zhì)的量？ 有機物化合價升降的計算 (1)得氧或失氫被氧化，每得1個O原子或失去2個H原子，化合價升高2。 (2)失氧或得氫被還原，每失去1個O原子或得2個H原子，化合價降低2。 例：CH3CH20HCH3CHO CH3COOH 過程(1)是失氫，氧化過程，化合價升高12 過程(2)是得氧，氧化過程，化合價升高21 過程(3)是加氫，還原過程，化合價升高124 練習3 1．已知I-、Fe2+、SO2、Cl-、H2O2都有還原性，它們在酸性溶液中還原性的強弱順序為Cl-
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