氧化還原反應(yīng)和離子方程式復(fù)習(xí) 詳細(xì)版課件

1、第一章氧化還原反應(yīng)和離子方程式復(fù)習(xí)第一節(jié) 氧化還原反應(yīng)一、四種基本反應(yīng)類型 反應(yīng)類型 表達(dá)式 舉 例 化合反應(yīng) 分解反應(yīng) 置換反應(yīng)復(fù)分解反應(yīng)A+B=AB2H2+O2=2H2O點(diǎn)燃AB=A+B2KClO3=2KCl+3O2MnO2A+BC=AC+BZn+HCl=ZnCl2+H2AB+CD=AD+CBNaOH+HCl=NaCl+H2O第一節(jié) 氧化還原反應(yīng)二、氧化還原反應(yīng)、得氧失氧的角度：物質(zhì)得到氧的為氧化反應(yīng)；物質(zhì)失去氧的反應(yīng)為還原反應(yīng)、化合價(jià)升降的角度（表現(xiàn)）：1）有元素化合價(jià)升降的反應(yīng)為氧化還原反應(yīng)例1、 2CuO+C=2Cu+CO2高溫 +2 0 0 +4化合價(jià)升高，被氧化化合價(jià)降低，被還原

2、 該反應(yīng)中CuO中所含的Cu元素化合價(jià)降低，被還原，發(fā)生了還原反應(yīng)，CuO作氧化劑；而C的化合價(jià)升高，被氧化，發(fā)生了氧化反應(yīng)，C作還原劑。第一節(jié) 氧化還原反應(yīng)、電子得失的角度（實(shí)質(zhì)）：1）有電子轉(zhuǎn)移（得失或電子對偏移）的反應(yīng)都是 氧化還原反應(yīng)。2）“升-失-還；降-得-氧”3）氧化還原反應(yīng)的基本規(guī)律：電子守恒；4）雙線橋法：3Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O0 +5 +2 +2失6e-，化合價(jià)升高，被氧化得6e-，化合價(jià)降低，被還原第一節(jié) 氧化還原反應(yīng)3Cl2 + 6KOH = KClO3 + 5KCl + 3H2O0 +5 -1失5e-，化合價(jià)升高，被氧

3、化得5e-，化合價(jià)降低，被還原SO2 + 2H2S = 3S + 2H2O+4 -2 0失4e-，化合價(jià)升高，被氧化得4e-，化合價(jià)降低，被還原要點(diǎn)：1、線橋要跨過“=”； 2、橋上要注明得失電子數(shù)、化合價(jià)的升降以及所發(fā) 生的反應(yīng)； 3、得失電子數(shù)必相等；第一節(jié) 氧化還原反應(yīng)氧化還原反應(yīng)化合反應(yīng)分解反應(yīng)置換反應(yīng)復(fù)分解反應(yīng)三、氧化還原反應(yīng)與四種基本類型的關(guān)系：一、基本概念 反應(yīng)實(shí)質(zhì)：有電子得失或電子對的偏移。表現(xiàn)特征：元素化合價(jià)有升降。反應(yīng)物氧化劑還原劑 發(fā)生還原反應(yīng)(被還原)還原產(chǎn)物生成物(具有氧化性)得電子(化合價(jià)降低)(具有還原性) 發(fā)生氧化反應(yīng)(被氧化)失電子(化合價(jià)升高)氧化產(chǎn)物(具有

4、還原性)(具有氧化性)氧化還原反應(yīng)一般規(guī)律之一：電子得失守恒 化合價(jià)有升必有降，化合價(jià)升高總數(shù)等于化合價(jià)降低總數(shù)；電子有得必有失，失電子總數(shù)必等于得電子總數(shù)。 實(shí)驗(yàn)室在配置FeSO4溶液時(shí)總是放入一些鐵粉或小鐵釘，試用離子反應(yīng)方程式表示其中的原理。 Fe + Fe3+ = 2Fe2+ ？Fe + 2 Fe3+ = 3Fe2+ 09:52:14氧化還原反應(yīng)一般規(guī)律之二： 反應(yīng)發(fā)生條件 氧化性強(qiáng)的物質(zhì)可以氧化還原性強(qiáng)的物質(zhì)；還原性強(qiáng)的物質(zhì)可以還原氧化性強(qiáng)的物質(zhì)。 日常生活中常用到鐵皮，為了防止被腐蝕，常常鍍上一層鋅（白鐵皮）或鍍上一層錫（馬口鐵）。一旦鍍層有破損以后，哪種鐵皮先被腐蝕？理由？ 金屬

5、被腐蝕被氧化失電子能力還原性，白鐵皮中鋅還原性強(qiáng)，先被氧化，鐵皮依然得到了保護(hù)；而馬口鐵中，鐵較錫還原性強(qiáng)，更易被腐蝕。 氧化還原反應(yīng)一般規(guī)律之三： 反應(yīng)發(fā)生的先后順序一般地，氧化劑總是先氧化還原性強(qiáng)的還原劑；還原劑總是先還原氧化性強(qiáng)的氧化劑。 能否用濃硫酸干燥H2S氣體？理由？SO2氣體呢？從化合價(jià)角度考慮氧化還原反應(yīng)一般規(guī)律之四： 不同物質(zhì)中，同一元素的不同價(jià)態(tài)發(fā)生變化時(shí)，該元素的化合價(jià)變化規(guī)律是：“只靠攏，不交叉”。 2.0.3molNa2S與足量的硝酸反應(yīng)，生成硝酸鈉、硫酸、一氧化氮和水，則參加反應(yīng)的硝酸中被還原的硝酸的物質(zhì)的量為（ ） A.0.9mol B.1mol C.1.2mol

6、 D.2.2mol練習(xí)鞏固B分析：未被還原的硝酸以NaNO3形式存在，共有0.3molNa+，故未被還原的硝酸有0.3mol未被還原的硝酸的物質(zhì)的量呢？繼續(xù)巧解根據(jù)得失電子守恒，失電子總數(shù)=0.3(2+8)=3 mol，故硝酸被還原成NO共 1 mol。二、例題分析A例1 下列制取單質(zhì)的反應(yīng)中，化合物作還原劑的是 （ ） （A） 用溴與碘化鈉反應(yīng)制碘（B）用鋅和稀硫酸反應(yīng)制取氫氣（C）在電爐中用碳和二氧化硅反應(yīng)制取硅（D）鋁和氧化鐵在高溫下反應(yīng)制取鐵DB例3 已知： 2FeCl3+2KI=2FeCl2+2KCl+I2 2FeCl2+Cl2=2FeCl3 判斷下列物質(zhì)的氧化能力由大到小的順序?yàn)?

7、（ ）A例5A金屬單質(zhì)的還原性隨金屬性增強(qiáng)而增強(qiáng)，其離子的氧化性相應(yīng)減弱非金屬單質(zhì)的氧化性隨非金屬性增強(qiáng)而增強(qiáng)，其離子的還原性相應(yīng)減弱已知：5PbO2+4H+2Mn2+=5Pb2+2MnO4-+2H2O根據(jù)方程式判斷氧化性強(qiáng)弱。 對于任何氧化還原反應(yīng)，都滿足下列規(guī)律： 強(qiáng)氧化劑 + 強(qiáng)還原劑 = 弱還原劑 + 弱氧化劑ABba氧化性：A a還原性：B b氧化性：PbO2 MnO4- 判斷氧化性強(qiáng)弱： Fe3+與Fe2+ KMnO4與MnO2； 還原性強(qiáng)弱：S2-、S與SO3氧化性： Fe3+Fe2+ KMnO4MnO2 ；還原性： S2-SSO3 氧化性、還原性強(qiáng)弱比較方法之三：從元素化合價(jià)高

8、低來判斷：一般地說，同一種變價(jià)元素的幾種物質(zhì)，它們的氧化能力是由高價(jià)態(tài)到低價(jià)態(tài)逐漸減弱，還原能力則依次逐漸增強(qiáng)。 特殊性：氧化、還原能力還與物質(zhì)的穩(wěn)定 性、溫度、濃度、酸堿性等有關(guān)。如：氧化性HClO HClO4; H2SO3 H2SO4(稀) KMnO4氧化性：酸性 中性 堿性想一想是否還有其它的方法可用來比較氧化性、還原性強(qiáng)弱？試舉例說明。氯氣、硫分別與鐵反應(yīng)鈉、鎂、鋁分別與水反應(yīng)反應(yīng)產(chǎn)物反應(yīng)條件練習(xí)：CCBDA課堂小結(jié)氧化還原反應(yīng)反應(yīng)實(shí)質(zhì)表現(xiàn)特征一般規(guī)律強(qiáng)弱比較 1.得失電子守恒 2.強(qiáng)氧化劑 + 強(qiáng)還原劑 = 弱還原劑 + 弱氧化劑 3.反應(yīng)順序：先強(qiáng)后弱 4.同一元素不同價(jià)態(tài)反應(yīng)，化

9、合價(jià)變化規(guī)律： “只靠攏，不交叉” 1. 金屬性、非金屬性強(qiáng)弱 2.根據(jù)反應(yīng)規(guī)律（2）3.同種元素主要看化合價(jià)高低 4.其它 綜合應(yīng)用1.判斷下列反應(yīng)能否發(fā)生？若能發(fā)生，如何設(shè)計(jì)簡易實(shí)驗(yàn)檢驗(yàn)反應(yīng)產(chǎn)物？同時(shí)寫出離子反應(yīng)方程式，并比較氧化性強(qiáng)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 KM

10、nO4溶液和FeSO4溶液混合綜合應(yīng)用2.根據(jù)上述實(shí)驗(yàn)，試寫出少量氯水和足量氯水分別與FeBr2溶液反應(yīng)的離子方程式。 2I- + Cl2 = I2 + 2Cl- Cl2 + 2Fe2+ = 2Cl- + 2Fe3+ Cl2 + 2Fe2+ = 2Cl- + 2Fe3+ 2Fe2+4Br-+3Cl2 = 2Fe3+2Br2+6Cl- 替換試用離子方程式表示將氯水逐滴加入FeI2溶液中的反應(yīng)過程。 Cl2 + 2Fe2+ = 2Cl- + 2Fe3+ 2Fe2+2Br-+2Cl2 = 2Fe3+Br2+ 4Cl-？ 第二節(jié) 離子反應(yīng)對電解質(zhì)概念的理解應(yīng)注意:1.定義中的“在水溶液里或熔化狀態(tài)下”

11、,指的是條件,是“或”而不是“和”,說明只要滿足一個(gè)條件即可.如酸類化合物只有溶于水才能導(dǎo)電,熔化狀態(tài)不導(dǎo)電.溶于水而不是溶于其它溶劑.溶于水而不是跟水反應(yīng).2.要“能夠?qū)щ姟?導(dǎo)電的實(shí)質(zhì)是有自由移動的帶電離子存在,并做定向移動.3.是“化合物”,無論是電解質(zhì)還是非電解質(zhì)均指化合物而言(但不是所有的化合物,如蔗糖是非電解質(zhì)).單質(zhì)、混合物、溶液均不屬于電解質(zhì),也不屬于非電解質(zhì).第二節(jié) 離子反應(yīng)二、離子反應(yīng)1、電解質(zhì)在溶液里所起的反應(yīng)實(shí)質(zhì)上是離子之間的反應(yīng)， 這樣的反應(yīng)屬于離子反應(yīng)2、離子反應(yīng)發(fā)生的條件是：有難溶、難電離、易揮發(fā)的 物質(zhì)生成；3、離子反應(yīng)的本質(zhì)是反應(yīng)物的某些離子濃度減小4、離子反

12、應(yīng)方程式的書寫共分四個(gè)步驟，“改”是寫好的關(guān)鍵。 一個(gè)正確的離子方程式必須遵守： 質(zhì)量守恒定律；電荷守恒原理；一、強(qiáng)電解質(zhì)、弱電解質(zhì)在水溶液里全部電離成離子的電解質(zhì)叫強(qiáng)解質(zhì)在水溶液里只有一部分電離成離子的電解質(zhì)叫弱解質(zhì)應(yīng)注意以下幾點(diǎn)：電解質(zhì)應(yīng)是化合物。而Cu則是單質(zhì)，K2SO4與NaCl溶液都是混合物。電解質(zhì)應(yīng)是一定條件下本身電離而導(dǎo)電的化合物。而CO2能導(dǎo)電是因CO2與H2O反應(yīng)生成了H2CO3，H2CO3能夠電離而非CO2本身電離。所以CO2不是電解質(zhì)。酸、堿、鹽、水是電解質(zhì)，蔗糖、酒精為非電解質(zhì)。 化合物電離電解質(zhì)非電解質(zhì)據(jù)一定條件是否電離電離程度不電離強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)全部電離部分電離一

13、、判斷離子方程式書寫正誤的一般方法 1反應(yīng)能否發(fā)生，以及是否為可溶電解質(zhì)在溶液中進(jìn)行的反應(yīng)。 例：（1）Fe2+ + H2S = FeS+ 2 H+（錯(cuò)?。?（2）Ca2+ + CO2 + H2O = CaCO3+ 2 H+（錯(cuò)?。?（3）Br2 + 2 Cl- = 2 Br- + Cl2（錯(cuò)?。?（4）氯化鈉與濃硫酸共熱：H+ + Cl- = HCl（錯(cuò)?。?2產(chǎn)物是否正確。例如鐵與稀鹽酸反應(yīng)： 2 Fe + 6 H+ = 2 Fe3+ + 3 H2（錯(cuò)?。?鐵與稀硝酸反應(yīng)：Fe + 2 H+ = Fe2+ + H2（錯(cuò)?。?3離子、分子等化學(xué)符號的書寫是否符合實(shí)際的電離情況。例如CH3CO

14、OH與NaHCO3溶液作用應(yīng)寫成：CH3COOH + HCO3- = CH3COO- + CO2+ H2O，若把CH3COOH拆開寫成H+、將HCO3-拆開成CO32-就錯(cuò)了。 4是否符合“三個(gè)守恒”，即電荷守恒、電子守恒和元素守恒。例如 將2Fe3+ + Cu = 2Fe2+ + Cu2+ 寫成Fe3+ + Cu = Fe2+ + Cu2+就錯(cuò)了。 5“=、=、”等用法是否正確。6配比是否合理，是否忽略了隱含的離子反應(yīng)。 例如稀硫酸與氫氧化鋇溶液混合若寫為：H+ + SO42- + Ba2+ + OH- = BaSO4+ H2O就錯(cuò)了，因?yàn)镾O42-與Ba2+按11的物質(zhì)的量反應(yīng)時(shí)，H+與S

15、O42-的物質(zhì)的量應(yīng)為21，Ba2+ 與OH-的物質(zhì)的量也應(yīng)為12，所以正確的寫法應(yīng)為： 2H+ + SO42- + Ba2+ + 2OH- = BaSO4+ 2H2O。 又如NH4HCO3溶液與足量NaOH溶液加熱反應(yīng)若寫成：HCO3- + OH- = CO32- + H2O就錯(cuò)了，顯然忽略了NH4+ + OH- = NH3+ H2O這一反應(yīng)，正確的寫法應(yīng)為： NH4+ + HCO3- + 2OH- = CO32- + NH3+2H2O 7是否符合反應(yīng)物的用量。例如 少量二氧化碳通入澄清的石灰水中，應(yīng)寫為：CO2 + Ca2+ + 2OH- = CaCO3+ H2O ； 過量二氧化碳通入澄清

16、的石灰水中，應(yīng)寫為：CO2 + OH- = HCO3-。二、離子在溶液中能否大量共存的判斷 所謂離子在溶液中不能大量共存，就是離子相互之間可以發(fā)生離子反應(yīng)而生成新的物質(zhì)，判斷離子能否大量共存問題的一般思路為：1離子間發(fā)生復(fù)分解反應(yīng)而不能大量共存。（1）生成沉淀：關(guān)鍵是掌握酸堿鹽的溶解性表。 酸：H+與SiO32-、AlO2-、*S2O32-； 堿：OH-與Mg2+、Al3+、Zn2+、Fe2+、Fe3+、Cu2+、Hg2+、Ag+等； 鹽：如Ag+與Cl-、Br-、I-、CO32-、SO32-、S2-、PO43-等； Ba2+與SO42-、CO32-、SO32-、PO43-等； Ca2+與CO32-、SO32-、PO43-、HPO42-等。（1）生成弱電解質(zhì)（弱酸、弱堿和水）：關(guān)鍵是記住常見的弱酸和弱堿。 H+與OH-、CO32-、HCO3-、SO32-、HSO3-、S2-、HS-、PO43-、HPO42-、H2PO4-、ClO-、AlO2-、 SiO32-、CH3COO-、C6H5O-、F-等； OH-與H+、NH4+、HCO3-、HSO3-、HS-、HPO42-、H2PO4-等。（2）生成氣體：H+與CO32-、HCO3-、SO32-、HSO3-、S2-、HS-等。1離子間發(fā)生氧化還原反應(yīng)而不能大量共存：例如 Fe3+與