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氧化還原反應
1、準確理解氧化還原反應的概念
1.1 氧化還原反應各概念之間的關系
（1）反應類型：
氧化反應：物質所含元素化合價升高的反應。
還原反應：物質所含元素化合價降低的反應。
氧化還原反應：有元素化合價升高和降低的反應。
（2）反應物：
氧化劑：在反應中得到電子(化合價降低)的物質-----表現氧化性
還原劑：在反應中失去電子（化合價升高）的物質-----表現還原性
（3）產物：
氧化產物：失電子被氧化后得到的產物-----具有氧化性

還原產物：得電子被還原后得到的產物-----具有還原性
（4）物質性質：
氧化性：氧化劑所表現出得電子的性質
還原性：還原劑所表現出失電子的性質
注意：a.氧化劑還原劑可以是不同物質，也可以是同種物質
b氧化產物、還原產物可以是不同物質，也可以是同種物質
C.物質的氧化性（或還原性）是指物質得到（或失去）電子的能力，與物質得失電子數目的多少無關
（5）各個概念之間的關系如下圖


1.2 常見的氧化劑與還原劑
(1)物質在反應中是作為氧化劑還是作為還原劑，主要取決于元素的化合價。
　　①元素處于最高價時，它的原子只能得到電子，因此該元素只能作氧化劑，如+7價的Mn和+6價的S
　　②元素處于中間價態(tài)時，它的原子隨反應條件不同，既能得電子，又能失電子，因此該元素既能作氧化劑，又能作還原劑，如0價的S和+4價的S
③元素處于最低價時，它的原子則只能失去電子，因此該元素只能作還原劑，如-2價的S
(2)重要的氧化劑
　　①活潑非金屬單質，如F2、Cl2、Br2、O2等。
　　②元素處于高價時的氧化物、高價含氧酸及高價含氧化酸鹽等，如MnO2，NO2；濃H2SO4，HNO3；KMnO4，KClO3，FeCl3等。
　　③過氧化物，如Na2O2，H2O2等。
(3)重要的還原劑
　　①金屬單質，如Na，K，Zn，Fe等。
　　②某些非金屬單質，如H2，C，Si等。
　　③元素處于低化合價時的氧化物，如CO，SO2等。
　　④元素處于低化合價時的酸，如HCl（濃），HBr，HI，H2S等。
　　⑤元素處于低化合價時的鹽，如Na2SO3，FeSO4等。
1.3 電子轉移的表示方法
電子轉移的表示方法有雙線橋法和單線橋法
（1）雙線橋法
要點：a.箭頭由反應物中化合價變化元素指向生成物中化合價已經變化了的同一元素。（升高、降低各一根箭頭，越過方程式中間的等號）
b.電子轉移數目：化合價升高、失電子；化合價降低、得電子。化合價改變元素的原子個數m ×每個原子得到（或失去）電子的個數ne-, 即m × ne-
如：

（2）單線橋法
要點：a.線橋從反應物中化合價升高的元素出發(fā)，指向反應物中化合價降低的元素，箭頭對準氧化劑中化合價降低的元素，箭頭不過“=”
b.在線橋上標明轉移電子總數，不寫得到或失去。
如：

2、氧化還原反應的基本規(guī)律
2.1 氧化還原反應的反應規(guī)律
2.1.1 價態(tài)規(guī)律
同種元素，處于最高價態(tài)時只具有氧化性。處于最低價態(tài)時只具有還原性。處于中間價態(tài)時既有氧化性又有還原性。
2.1.2 歧化和歸中規(guī)律
價態(tài)歸中規(guī)律：同種元素不同價態(tài)之間發(fā)生氧化還原反應時，價態(tài)的變化“只靠攏，可相交，不相叉”。
2.1.3 反應先后規(guī)律
在濃度相差不大的溶液中：
（1）同時含有集中還原劑時，加入氧化劑后，還原性強的優(yōu)先被氧化。
（2）同時含有集中氧化劑時，加入還原劑后，氧化性強的優(yōu)先被還原。
2.1.4 守恒規(guī)律
在任何氧化還原反應中：化合價升高總數 = 化合價降低總數，還原劑失電子總數 = 氧化劑得電子總數。并且反應前后電荷數相等。

2.2 氧化性與還原性的強弱判斷規(guī)律（自己總結）
（1）根據氧化還原反應方程式的判斷
氧化性：氧化劑＞氧化產物
還原性：還原劑＞還原產物
可總結為：比什么性，找什么劑，產物之性弱于劑。
（2）根據金屬活動性順序判斷
K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au
從左向右還原性逐漸減弱，對應離子的氧化性逐漸增強
根據非金屬活動性順序判斷：
F2 Cl2 Br2 I2 S
從左向右氧化性逐漸減弱，對應離子的還原性逐漸增強
（3）根據反應條件和反應的劇烈程度
反應條件要求越低，反應越劇烈，對應物質的氧化性或還原性越強。
（4）根據氧化性還原反應的程度
相同條件下：a.不同氧化劑作用于同一種還原劑，氧化產物價態(tài)高的氧化性強。
b.不同還原劑作用于同一種氧化劑，還原產物價態(tài)低的還原性強。

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