氧化还原反应1、氧化还原反应的重要概念练习1：判断下列那些为氧化还原反应，并说出理由IBr+H2O=HBr+HIOKOH+Cl2=KCl+KClO+H2ONaH+H2O=NaOH+H2CaO2+H2O=Ca(OH)2+H2O25C2H5OH+2KMnO4+3H2SO4→5CH3CHO+K2SO4+2MnSO4+8H2O氧化还原反应的实质是，判断氧化还原反应的依据是。小结：氧化还原反应发生规律和有关概念可用如下式子表示：氧化剂→氧化性→被还原→还原反应→还原产物→→→→还原剂→还原性→被氧化→氧化反应→氧化产物练习：练习1中是氧化还原反应的，请指出氧化剂，还原剂，氧化产物，还原产物，标出电子转移的方向和数目。2、物质氧化性和还原性相对强弱的判断方法（1）根据金属活动顺序进行判断[说明]一般来说，越活泼的金属，失电子氧化成金属阳离子越容易，其阳离子得电子还原成金属单质越难，氧化性越弱；反之，越不活泼的金属，失电子氧化成金属阳离子越难，其阳离子得电子还原成金属单质越容易，氧化性越强。如Cu2++2e→Cu远比Na++e→Na容易，即氧化性Cu2+>Na+,还原性Na>Cu（2）根据非金属活动顺序进行判断（3）根据氧化还原反应的发生规律判断氧化还原反应发生规律可用如下式子表示：氧化性：反应物中的强氧化剂，生成物中的弱氧化剂还原性：反应物中的强还原剂，生成物中的弱述原剂例：已知①2FeCl3+2KI=2FeCl2+I2+2KCl2FeCl②2+C12=2FeCl3--1化合价升高、失电子、变成化合价降低、得电子、变成氧化剂+还原剂还原产物+氧化产物化合价升高、失电子、变成化合价降低、得电子、变成氧化剂+还原剂还原产物+氧化产物反应物性质过程生成物反应由①知，氧化性Fe3+>I2，由②知，氧化性C12>Fe3+，综合①②结论，可知氧化性Cl2>Fe3+（4）根据氧化还原反应发生反应条件的不同进行判断如：MnO2十4HCl(浓)MnCl2+C12↑+2H202KMn04十16HCl(浓)=2MnCl2+5C12↑+8H2O后者比前者容易(不需要加热)，可判断氧化性KMn04>Mn02（5）根据被氧化或被还原的程度的不同进行判断Cu十C12CuCl22Cu+SCu2SC12可把Cu氧化到Cu(+2价)，而S只能把Cu氧化到Cu(+1价)，这说明氧化性Cl2>S（6）根据元素周期表判断①对同一周期金属而言，从左到右其金属活泼性依次减弱。如Na、Mg、A1金属性依次减弱，其还原性也依次减弱。②对同主族的金属和非金属可按上述方法分析。3、氧化还原反应的基本规律（1）表现性质规律当元素具有可变化合价时,一般处于最高价态时只具有氧化性，处于最低价态时只具有原性，处于中间价态时既具有氧化性又具有还原姓。如：浓H2SO4的S只具有氧化性，H2S中的S只具有还原性，单质S既具有氧化性又具有还原性。（2）性质强弱规律在氧化还原反应中，强氧化剂+强还原剂=弱氧化剂(氧化产物)+弱还原剂(还原产物)，即氧化剂的氧化性比氧化产物强，还原剂的还原性比还原产物强。如由反应2FeCl3+2KI=2FeC3+2KCl+I2可知，FeCl3的氧化性比I2强，KI的还原性比FeCl2强。一般来说，含有同种元素不同价态的物质，价态越高氧化性越强(氯的含氧酸除外)，价态越低还原性越强。如氧化性：浓H2SO4，S02(H2S03)，S；还原性：H2S>S>SO2。在金属活动性顺序表中，从左到右单质的还原性逐渐减弱，阳离子(铁指Fe2+)的氧化性逐渐增强。（3）反应先后规律同一氧化剂与含多种还原剂(物质的量浓度相同)的溶液反应时，首先被氧化的是还原性较强的物质；同一还原剂与含多种氧化剂(物质的量浓度相同)的溶液反应时，首先被还原的是氧化性较强的物质。如：将Cl2通人物质的量浓度相同的NaBr和NaI的混合液中，C12首先与NaI反应；将过量铁粉加入到物质的量浓度相同的Fe2+、和Cu2+的混合溶液中，Fe首先与Fe3+反应。FeBr2中通入Cl2,HBr和H2SO3中通入Cl2（4）价态归中规律含不同价态同种元素的物质问发生氧化还原反应时，该元素价态的变化一定遵循“高价+低价一中间价”，而不会出现交错现象。KClO3+6HCl=KCl+3Cl2+3H2O而不是KClO3+2HCl=KCl+3Cl2+3H2O(5)歧化反应规律发生在同一物质分子内、同一价态的同一元素之间的氧化还原反应，叫做歧化反应。其反应规律是：所得产物中，该元素一部分价态升高，一部分价态降低，即“中间价→高价+低价”。具有多种价态的元素(如氯、硫、氮和磷元素等)均可发生歧化反应，如：Cl2十2NaOH=NaCl十NaClO十H2O5、有关计算在氧化还原反应中，氧化剂与还原剂得失电子数相等。这是进行氧化还原反应计算的基本依据。--2-5e-+5e--6e-+6e---3
