氧化性、還原性強弱判斷總結.ppt

高考化學一輪復習,氧化性、還原性強弱比較及其應用,考綱應掌握要點： 氧化劑、還原劑、氧化產(chǎn)物、還原產(chǎn)物的判斷。 標明電子轉移的方向和數(shù)目。 掌握氧化性、還原性的強弱的比較及其應用。 依據(jù)質量守恒、電子守恒、電荷守恒進行計算。,還原性： 氧化性：,失電子的能力,得電子的能力,金屬性在本質上就是還原性，而還原性不僅僅表現(xiàn)為金屬的性質,非金屬性在本質上就是氧化性，而氧化性不僅僅表現(xiàn)為非金屬單質的性質。,氧化性、還原性強弱比較規(guī)律：,決定因素: 得失電子的難易，而非多少！,氧化性、還原性相對強弱的判斷,金屬性與非金屬性？,1.根據(jù)方程式判斷,對于任何氧化還原反應，都滿足下列規(guī)律：,氧化性：氧化劑 氧化產(chǎn)物 還原性：還原劑 還原產(chǎn)物,例1：已知：5PbO2+4H+2Mn2+=5Pb2+2MnO4-+2H2O,則有氧化性：,PbO2 MnO4-,Cl2 + KBr= KCl + Br2,Zn + CuCl2 = Cu + ZnCl2,氧化性： Cl2 Br2,還原性：Br - Cl-,氧化性： Cu2+ Zn2+,還原性：Zn Cu,【例1】,根據(jù)下列三個反應的化學方程式： 2KMnO4+16HCl（濃）= 2KCl+2MnCl2+5Cl2+8H2O 2KI+Cl2 = 2KCl+I2 Na2S+I2 = 2NaI+S 判斷有關物質氧化性從強到弱順序正確的是（ ） ACl2I2KMnO4S BKMnO4Cl2I2S CI2Cl2KMnO4S DKMnO4Cl2SI2,B,練習已知下列反應：Tl3+2Ag=Tl2Ag+；FeCu2+=Fe2Cu；2Ag+Cu=Cu2+2Ag。則下列離子氧化性強弱的比較中正確的是 AAg+Tl3+Cu2+Fe2+ BTl 3+Ag+Cu 2+Fe 2+ CCu2+Fe2+Tl3+Ag+ DTl 3+Cu2+Fe 2+Ag+,B,例2,2、根據(jù)元素周期表判斷,同一周期：,同一主族：,金屬性增強(還原性增強) ， 非金屬性減弱(氧化性減弱),金屬性減弱(還原性減弱) ， 非金屬性增強(氧化性增強),Na Mg Al Si P S Cl,Li Na K Rb Cs,原子半徑大，最外層電子數(shù)少,其單質易_。由此概括出金屬活動性順序表,原子半徑小，最外層電子數(shù)多，其單質易_ 。由此概括出非金屬活動性順序表,原子結構判據(jù)：,失電子，還原性強,得電子，氧化性強,K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb (H2) Cu Hg Ag K+ Ca2+ Na+ Mg2+ Al3+ Zn2+ Fe2+ Sn2+ Pb2+ H+ Cu2+ Hg2+ Ag+,單質還原性減弱,對應陽離子氧化性增強,金屬活動性順序表,非金屬活動性順序表：,F2 Cl2 Br 2 I 2 S (F -) Cl- Br- I- S2-,單質氧化性減弱,離子還原性增強,3、根據(jù)物質活動性順序比較判斷,還原性逐漸減弱,氧化性逐漸增強,氧化性 F2 Cl2 、Br2、 I2 、S,還原性 F- Cl- 、 Br- 、 I- 、 S2-,氧化劑的氧化性越強，相應還原態(tài)的還原性越弱,微粒間氧化性、還原性的強弱判斷,單質氧化性減弱,離子還原性增強,擴展:氧化性 F2 Cl2 O2 Br2 Fe3+ I2 S,練習、向100mL的FeBr2溶液中，通入標準狀況下Cl22.24L，溶液中的Fe2+恰好全部被氧化（已知：2Fe2+Br2=2Fe3+2Br），則原FeBr2溶液的物質的量濃度是（不考慮溶液體積的變化）（ A0.75 molL1 B1.5 molL1 C2 molL1 D3 molL1,C,練習（09全國卷13） 含有a mol FeBr2的溶液中，通入x mol Cl2。下列各項為通Cl2過程中，溶液內發(fā)生反應的離子方程式，其中不正確的是 Ax0.4a，2Fe2+Cl22Fe3+2Cl- Bx0.6a，2Br+ Cl2Br2+2ClCx=a， 2Fe2+2Br+2Cl2Br2+2Fe3+4Cl Dx=1.5a， 2Fe2+4Br+3Cl22Br2+2Fe3+6Cl,B,【變式訓練3】如何證明氧化性Cl2S？,(1)單質間的置換反應： H2S+Cl2=S+2HCl(或可溶性硫化物),最高價含氧酸的酸性：HClO4H2SO4 氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性：HClH2S,()在電解池中陰離子的放電順序：S2-Cl-,(2)分別與鐵反應： 2Fe+3Cl2=2FeCl3 ；Fe+S=FeS（條件：加熱）,(3)H2+Cl2=2HCl ；H2+S=H2S（劇烈程度）,從化學反應角度,(4)元素周期表位置,從原子結構角度,4、電極反應判據(jù):,原電池 電解池： 陽極 陰極,S2- I- Br- Cl-OH-含氧酸根,:活潑金屬作負極,(失電子)：還原性強的離子先失；,(得電子)：氧化性強的離子先得。,把甲、乙兩種金屬用導線相連后浸入稀硫酸中，若甲極先溶解，乙極表面有大量氣泡，則可說明還原性：,甲乙,*兩種活潑性不同的金屬構成原電池的兩極，一般來說，活動性強的是，活動性弱的是 ,6.根據(jù)原電池電解池的電極反應判斷氧化性、還原性的強弱 (根據(jù)這個規(guī)律也可判斷原電池、電解池電極),*用惰性電極電解混合溶液時， 在陰極先放電的陽離子氧化性較強; 在陽極先放電的陰離子還原性較強。,二、氧化性和還原性強弱的判斷,變式訓練4(2009化學高考導引)電子工業(yè)中常用FeCl3溶液腐蝕銅制印刷電路板。現(xiàn)欲從腐蝕后的廢液中回收Cu并制取純凈的FeCl3溶液，需要( ) 鐵粉 濃硫酸 稀鹽酸 燒堿 Cl2 B. C. D. ,請大家寫出有關的化學方程式,!把a、b、c、d四塊金屬片浸入稀硫酸中,用導線兩兩相連組成原電池.a、b相連時, a為負極;c 、d相連時,d上產(chǎn)生大量氣泡;a、c相連時,電流由c經(jīng)導線流向a;b、d相連時,電子由d經(jīng)導線流向b.四種金屬的活動性由強到弱的順序為( ) A.ab c d B. acd b C.ca bd D. bdc a,! 從反應所需條件來比較。一般來講，一組反應中，反應條件越簡單，對應反應物的氧化性或還原性越強。,例2,從反應條件可以看出氧化劑的氧化能力：,KMnO4 MnO2O2,反應中是否加熱、溫度高低、又無催化劑等,5根據(jù)與同一物質反應的難易（條件）判斷：,H2+F2 =2HF H2+Cl2=2HCl H2+Br2=2HBr,當不同的氧化劑作用于同一種還原劑 ，越易反應，氧化劑的氧化性越強。,陰冷,光照或點燃,氧化性：F2Cl2Br2,高溫較慢化合,6.根據(jù)氧化產(chǎn)物的價態(tài)高低判斷,如：2Fe+3Cl2 = 2FeCl3 Fe+S = FeS Cl2能將Fe氧化至+3價，而S只能將Fe氧化為+2價， 故氧化能力Cl2S。,當具有可變化合價的還原劑與不同氧化劑在相同條件下作用時，可根據(jù)氧化產(chǎn)物價態(tài)的高低來判斷氧化劑氧化性強弱,在相同條件下，使同一種還原劑價態(tài)上升越高，則氧化劑的氧化性越強， 反之亦然,23,【例4】 Cu+4HNO3(濃) = Cu(NO3)2+2NO2+ 2H2O 3Cu+8HNO3(稀)= Cu(NO3)2+ 2NO+ 4H2O 氧化性： 濃硝酸 稀硝酸 (濃硝酸反應比較劇烈),【例3】 Cu + Cl2 = CuCl2 2Cu + S = Cu2S 氧化性：Cl2 S,注：判斷物質的氧化性或還原性強弱是依據(jù)電子轉移的難易，而不是電子轉移多少。,重要題型：,1.根據(jù)氧化性、還原性的強弱判斷氧化還原反應能否反應,例1. 已知I-、Fe2+、和H2O2均有還原性，它們在酸性溶液中還原性強弱順序為： H2O2 Fe2+ I- SO2。則下列反應不能發(fā)生的是（ ） A 2Fe3+SO2+2H2O=2Fe2+ +SO42-+4H+ B H2O2 +H2SO4=SO2+O2+2H2O C I2+SO2+2H2O=H2SO4+2HI D 2Fe3+2I-=2Fe2+I2,B,練習：,1.判斷下列反應能否發(fā)生？若能發(fā)生寫出離子反應方程式，并比較氧化性強弱。, 2Fe3+ + 2I- = 2Fe2+ + I2 2Fe2+ Br2 = 2Fe3+ + 2Br- MnO4-+ 5Fe2+ 8H+ = 5Fe3+ + Mn2+ + 4H2O,氧化性：Br2 Fe3+； MnO4- Fe3+ I2,氧化性： MnO4- MnO2 Cl2 Br2 Fe3+ I2, KI溶液滴入FeCl3溶液中 Br2水滴入FeSO4溶液中 KMnO4溶液和FeSO4溶液混合,6、根據(jù)反應中能量變化判斷,如：H2 + X2 = 2HX；H1 H2 + Y2 = 2HY；H2 若H1H2， 則X2的氧化性比Y2的氧化性強，X-的還原性比Y-還原性的弱,7、影響物質氧化性（還原性）強弱的因素,1、濃度:濃硫酸有強氧化性,稀硫酸沒有;鐵在純氧和空氣中的產(chǎn)物不同 通過濃稀硝酸和銅反應,2、溫度:濃鹽酸和二氧化錳需要加熱,3、酸度:碘酸跟和碘離子在酸性條件下才能反應;硝酸根在有氫離子存在的條件下具有強氧化性.,注意：某些物質的氧化性、還原性與溶液的濃度、溫度、酸堿度也有關。如： 溫度：一般溫度高氧化劑的氧化性強（濃H2SO4與Cu常溫不反應，加熱則反應）。 濃度：一般氧化劑的濃度大時氧化性強；還原劑的還原性強。如MnO2與濃鹽酸反應而不能與稀鹽酸反應 酸堿性：一般在酸性條件下氧化劑的氧化性增強。如KMnO4在酸性條件下氧化能力更強；KClO3能氧化濃鹽酸中的Cl Cl2，而不能氧化NaCl中的Cl；又如在中性溶液中Fe2+與NO3 可共存但在H+存在的條件下Fe2+與NO3-不共存等。,繼續(xù)探索 !物質氧化性、還原性的強弱，不僅與物質的結構有關,還與反應物的濃度和反應溫度等有關。下列各組物質：Cu與HNO3溶液Cu與FeCl3溶液Zn與H2SO4溶液Fe與HCl溶液,由于濃度不同而發(fā)生不同氧化還原反應的是( ) A. B. C. D. ,!已知常溫下在酸性環(huán)境中能發(fā)生下列反應,則在該環(huán)境中下列結論正確的是( ) 2BrO3-+Cl2=2ClO3-+Br2 2ClO3-+I2=2IO3-+Cl2 BrO3-+I2=2IO3-+Br2 A.氧化性:ClO3-BrO3-IO3- Cl2 B.氧化性:Cl2ClO3-BrO3-IO3- C.還原性: I2Br2I2 D.還原性:I2Cl2Br2,(09廣東) 17、常溫下，往H2O2溶液中滴加少量FeSO4溶液， 可發(fā)生如下兩個反應： 2Fe2+H2O2+2H+2Fe3+2H2O 2Fe3+H2O22Fe2+O2 +2H+ 下列說法正確的是 AH2O2的氧化性比Fe3+強，其還原性比Fe2+弱 B在H2O2分解過程中，溶液的pH逐漸下降 C在H2O2分解過程中，F(xiàn)e2+和Fe3+的總量保持不變 DH2O2生產(chǎn)過程要嚴格避免混入Fe2+,CD,【例5】,32,【注意】判斷氧化性和還原性強弱的誤區(qū),1. 認為氧化性和還原性的強弱取決于得失電子的多少。其實不然，氧化性和還原性的強弱只取決于電子得失的難易程度，而與電子得失的多少無關。,2. 認為只要元素化合價存在差異就可發(fā)生氧化還原反應。事實上，同種元素不同價態(tài)的化合物間的氧化還原反應遵循以下規(guī)律：,相鄰價態(tài)之間不發(fā)生氧化還原反應。如,和濃,不反應。,相間價態(tài)，在一定條件下能發(fā)生反應。如,33,不同價態(tài)的物質間發(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 中間價” ， 不會出現(xiàn)交錯現(xiàn)象。即氧化劑被還原到的價態(tài)不能低于還原劑氧化到的價態(tài)。簡言之：“只靠近，不交叉”，也即“就近律”。,3. 認為同種元素不同價態(tài)的化合物的氧化性（還原性）強弱只與元素化合價的高低有關。實際上，除此之外還與化合物的穩(wěn)定性有關。如次氯酸中氯的價態(tài)比高氯酸中氯的價態(tài)低，但次氯酸不穩(wěn)定，氧化性卻比高氯酸強。,HClOHClO2 HClO3 HClO4,氧化還原反應的一般規(guī)律,氧化還原反應的計算應用,（1）價態(tài)律,A、元素處于最高價態(tài):只能得電子只有氧化性,B、元素處于最低價態(tài):只能失電子只有還原性,C、元素處于中間價態(tài): 既能得電子既有氧化性 又能失電子 又有還原性,H2SO4,H2SO3,S,H2S,Fe3+,Fe2+,Fe,（四）氧化還原反應的規(guī)律,如：SO2既有氧化性又有還原性，但以還原性為主。,【例3】下列物質中，按只有氧化性、只有還原性、既有氧化性又有還原性的順序排列的一組是 AF2、K、HCl BCl2、Al、H2 CNO2、Na、Br2 DO2、SO2、H2O,A,（2）強弱律,氧化性： 還原性：,氧化劑氧化產(chǎn)物,還原劑還原產(chǎn)物,3、強弱律,氧化還原反應的基本規(guī)律,對氧化還原反應：,則有：氧化性：氧化劑氧化產(chǎn)物,還原性：還原劑還原產(chǎn)物,強弱律比較性質、判斷反應發(fā)生,【例1 】,常溫下，在溶液中可發(fā)生如下反應： 16H+10Z+2XO4=2X2+5Z2+8H2O； 2A2+B2=2A3+2B；2B+Z2=B2+2Z，由此推斷，下列說法錯誤的是（ ） A、反應Z2+2A2+=2A3+2Z可以進行 B、Z元素在 反應中均被還原 C、氧化性由強到弱的順序為XO4、Z2、B2、A3+ D、氧化性由強到弱的順序為XO4、A3+、B2、Z2,BD,【例2 】,(2005全國高考江蘇卷7)已知Co2O3在酸性溶液中易被還原成Co2+。Co2O3、C12、FeCl3、I2的氧化性依次減弱。下列反應在水溶液中不可能發(fā)生的是( ) A3C12+6FeI22FeCl3+4FeI3 BC12+FeI2FeCl2+I2 CCo2O3+6HCl2CoCl2+C12+3H2O D2Fe3+2I一2Fe2+I2,A,練習、(山西省實驗中學09屆高三9月考已知常溫下在溶液中可發(fā)生如下兩個離子反應：Ce4+Fe2+=Fe3+Ce3+、Sn2+2Fe3+=2Fe2+Sn4+由此可以確定Fe2+、Sn2+、Ce3+三種離子的還原性由強到弱的順序是 ASn2+、Fe2+、Ce3+ BSn2+、Ce3+、Fe2+ CCe3+、Fe2+、Sn2+ DFe2+、Sn2+、Ce3+,A,1、KClO3與濃HCl反應的電子轉移方向和數(shù)目，氧化產(chǎn)物與還原產(chǎn)物的質量比？ 2、能否用濃硫酸干燥H2S氣體？理由？SO2氣體呢？,3、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，不交叉”。同種元素，相鄰價態(tài)間不發(fā)生氧化還原反應。,KClO3+6HCl=KCl+3Cl2+3H2O,H2S不能；H2S+H2SO4（濃）=S+SO2+2H2O SO2可以。,同種元素相鄰價態(tài)兩物質 之間不發(fā)生氧化還原反應,不同價態(tài)同種元素的物質間發(fā)生氧化還原反應時:,高價,中間價,低價,兩相靠，不相交,同種元素相鄰價態(tài)間不發(fā)生氧化還原反應。,下列氣體不能用濃硫酸干燥的有（ ） A、H2 B、SO2 C、H2S D、Cl2,【例7】,C,4、守恒規(guī)律(即配平原則)： 電子得失守恒，左右電荷守恒，原子質量守恒,1、當X2O72和SO32離子數(shù)之比為1：3時恰好完全發(fā)生反應，X在還原產(chǎn)物中化合價 A 1 B 2 C 3 D 4,C,【小結】計算方法 找出氧化劑和還原劑以及各自的還原產(chǎn)物和氧化產(chǎn)物。 找準1個原子/離子得失電子數(shù)。 據(jù)電子守恒列等式,氧化還原反應的配平,(1)配平依據(jù),(2)配平步驟：,1、先標化合價 2、再定誰變化 3、交叉配氧還 4、觀察平其他,元素守恒,化合價升降總數(shù)相等,練習：MnO4-在酸性條件下能氧化I-，每1molMnO4-能氧化I-生成2.5mol I2，則MnO4-轉化成（ ）,A、MnO42- B、MnO2 C、Mn2+ D、M