高一化学 第三节 氧化还原VIP免费

高一化学第三节氧化还原【知识梳理】一、区分和理解几组概念：概念涵义概念涵义氧化指物质（元素）失电子的变化还原指物质（元素）得电子的变化氧化剂指得到电子的物质（一定是反应物）还原剂指失去电子的物质（一定是反应物）氧化性指物质得电子的能力（物质的性质）还原性指物质失电子的能力（物质的性质）氧化产物指物质失电子后的生成物（一定是生成物）还原产物指物质得电子后的生成物（一定为生成物）二、氧化还原反应关系三、反应类型与氧化还原反应的关系规律：置换反应全是氧化还原反应复分解反应不是氧化还原反应部分分解反应是氧化还原反应部分化合反应是氧化还原反应四、氧化还原反应中的3个等量关系元素化合价升高总价数=元素化合价降低总价数氧化剂得到电子总数=还原剂失去电子总数用心爱心专心化合价变化总数=得失电子总数【疑难点悟】(一)氧化还原反应类型1、分子间氧化还原反应：氧化剂与还原剂分别是不同的物质如：SO2+2H2S=3S↓+2H2O2、分子内氧化还原反应：氧化剂与还原剂为同一种反应物，并且被氧化与被还原的元素是该物质中的不同价态的元素。3、歧化反应：不但氧化剂与还原剂是同一种反应物，而且被氧化与被还原的元素还是相同价态的同种元素，这样的氧化还原反应又叫做“自身氧化还原反应”或叫做“歧化反应”。如：Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O4、有的反应既不是氧化剂，又不是还原剂，作“反应介质”。如：Cl2+2NaOH=NaCl+NaCl+H2O中NaOH5、有的反应物参加反应的总量中仅有一部分为氧化剂(或还原剂)，另一部分为反应介质。如：Cu+2H2SO4(浓)CuSO4+SO2↑+2H2O中H2SO4一半作为氧化剂，另一半作为酸性介质。(二)氧化性和还原性强弱比较1、根据化学反应判断：在氧化还原反应中氧化剂+还原剂→还原产物+氧化产物。规律是：氧化剂的氧化性>氧化产物的氧化性还原剂的还原性>还原产物的还原性2、根据金属活动性顺序表判断还原性逐渐减弱金属离子氧化性逐渐增强3、根据价态判断(1)①一般同种元素不同价态越高，氧化性越强。例：Fe3+>Fe2+(氧化性)+5+7②物质中所含元素的化合价是最高价态，一般该物质就具有氧化性。如用心爱心专心HNO3、KMnO4等发生氧化还原反应时，最高价元素的化合价只能降低表现氧化性。③物质中所含元素的化合价处于中间价态，一般该物质既具有氧化性又具有还原性。－20+4+6例如硫元素有S—S—S—S等常见价态，其中零价态的单质硫在反应中既可表现氧化性，又可表现还原性，S+2NaNa2S中表现氧化性，在S+O2SO2反应中S表现还原性。④物质中所含元素化合价是最低价态，一般该物质具有还原性，例如零价态的金属，在反应2Na+Cl2=2NaCl中的钠表现还原性。这是由于处在最低价态元素发生氧化还原反应时，化合价只升高，使该化合物表现还原性。(2)根据同一元素在生成物中价态的高低判断如：2Fe+3Cl22FeCl3(+3价Fe)Fe+SFeS(+2价Fe)Cl2>S的氧化性4、根据反应条件判断如：2H2SO4(浓)+CuCuSO4+SO2↑+2H2OCu+4HNO3(浓)=Cu(NO3)2+NO2↑+2H2OHNO3(浓)>H2SO4(浓)的氧化性(二)常见的氧化剂和还原剂氧化剂：①非金属性较强的单质：F2、Cl2、Br2、I2、O2、O3；②变价元素中高价态化合物：KClO3、KMnO4、Fe3+盐、K2CrO7、浓H2SO4、浓、稀HNO3、固体硝酸盐(高温)；③能电离出H+的物质：稀H2SO4、稀HCl；④其他：HClO、漂白粉、MnO2、Na2O2、NO2、H2O2、NaHSO4。还原剂：①金属性较强的单质：K、Na、Mg、Al、Fe、Zn；②某些非金属单质：H2、C、Si等；③变价元素中某些低价态化合物：CO、H2S及硫化物、Fe2+盐、Fe(OH)2、HBr、HI及其盐、SO2及亚硫酸盐；④其他：单质S、浓HCl、NH3气。(三)氧化剂与还原剂的性质关系与氧化还原反应的发生。氧化剂的氧化性、还原剂的还原性分别达到某一定的强度，它们才能发生氧化用心爱心专心还原反应(有的反应还需要加热等反应条件)。一般地，在其他条件一定时，氧化剂的氧化性、还原剂的还原性越强，在它们之间越易发生氧化还原反应。1、同一元素不同价态之间反应规律——“价态归中”同种元素之间的氧化还原反应，化合价的变化规律遵循：高价+低价→中间价态中间价态可相同、可不同，但只能靠近不能相互交叉2、同一元素相邻价态一般不产生...