专题辅导教材1：氧化还原反应1．复习重点：1、氧化还原反应概念。2、电子守恒原理的应用。3、根据化合价升降总数守恒配平化学反应方程式。2．难点聚焦：氧化还原反应中的概念与规律一、概念1．基本概念①氧化反应：物质失去电子（化合价升高）的反应。还原反应：物质得到电子（化合价降低）的反应。②被氧化：物质失去电子被氧化。（所含元素化合价升高）。被还原：物质得到电子被还原。（所含元素化合价降低）。③氧化剂：得到电子的物质。还原剂：失去电子的物质。④氧化性：物质得电子的能力。还原性：物质失电子的能力。⑤氧化产物：氧化反应得到的产物。还原产物：还原反应得到的产物。⑥氧化还原反应：有电子转移（电子得失或共用电子对偏移）的反应，实质是电子的转移，特征是化合价的升降。2．概念间的关系在氧化还原反应中，有五对既相对立又相联系的概念。它们的名称和相互关系是：顺口溜：失升氧得降还若论剂恰相反氧具氧还具还易失去难得到注：①氧化还原反应与四种基本反应的关系：②有单质参与的“非同素异形体之间转化的反应”一定是“氧化还原反应”。③元素有“游离态”到“化合态”可能被“氧化或还原”。④金属参与反应一定做还原剂，非金属可能做氧化剂、还原剂或氧化剂和还原剂。⑤一种元素被氧化，不一定另一种元素被还原。⑥氧化剂、还原剂常见的重要氧化剂、还原剂氧化剂还原剂活泼非金属单质X2、O2、S、O3活泼金属单质Na、Mg、Al、Zn、Fe某些非金属单质C、H2高价金属离子Fe3+、Sn4+不活泼金属离子Cu2+、Ag+低价金属离子:Fe2+、Sn2+非金属的阴离子及其化合物:S2-、H2S、I-、HI、NH3、Cl-、HCl(浓)、Br-、HBr含氧化合物氧化物：NO2、N2O5、MnO2、Na2O2、H2O2；酸：浓H2SO4、HClO、HNO3、王水；盐：NaClO、Ca(ClO)2、KClO3、KMnO4、K2Cr2O7低价含氧化合物CO、SO2、H2SO3、Na2SO3、Na2S2O3、注：既可作氧化剂又可作还原剂的有：S、SO32-、HSO3-、H2SO3、SO2、NO2-、Fe2+等二、五条规律1、表现性质规律同种元素具有多种价态时，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还原性、处于中间可变价时既具有氧化性又具有还原性。2、性质强弱规律复分解置换化合分解非氧化还原氧化还原3、反应先后规律在浓度相差不大的溶液中，同时含有几种还原剂时，若加入氧化剂，则它首先与溶液中最强的还原剂作用；同理，在浓度相差不大的溶液中，同时含有几种氧化剂时，若加入还原剂，则它首先与溶液中最强的氧化剂作用。例如，向含有FeBr2溶液中通入Cl2，首先被氧化的是Fe2+4、价态归中规律含不同价态同种元素的物质间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→中间价”的规律（即靠近、相等而不能交叉）。5、电子守恒规律在任何氧化—还原反应中，氧化剂得电子总数与还原剂失电子总数一定相等。三．物质氧化性或还原性强弱的比较:（1）由元素的金属性或非金属性比较①金属阳离子的氧化性随其单质还原性的增强而减弱注：氧化性Cu2+O>Cl>Br>I>S氧化性：F2>Cl2>O2>Br2>Fe3+>I2>SO2>S还原性：F-氧化产物；还原性：还原剂>还原产物（5）根据元素周期律进行比较一般地，金属单质还原性：上<下，左>右；金属阳离子的氧化性：上>下，左<右。非金属单质氧化性：上>下，左<右;非金属阴离子的还原性：上<下，左>右。（6）某些氧化剂...
