氧化还原反应
要求：
1.掌握化学反应的四种基本反应类型：化合、分解、置换、复分解
2.理解氧化还原反应，了解氧化剂和还原剂等概念
3.掌握重要氧化剂、还原剂之间的常见反应
4.熟练掌握氧化性和还原性强弱
5.能判断氧化还原反应中电子转移的方向和数目，并能配平反应方程式
6.能运用元素守恒、电子守恒、电荷守恒，进行氧化还原反应计算
7.理解化学反应中能量的变化
知识梳理：
（一）氧化还原反应基本概念
小结：基本概念之间的关系：
氧化剂有氧化性化合价降低得电子被还原发生还原反应
生成还原产物
还原剂有还原性化合价升高失电子被氧化发生氧化反应
生成氧化产物
氧化还原反应与四大基本反应类型的关系：
① 置换反应都是氧化还原反应；②复分解反应都不是氧化还原反应；③有单质生成的分解
反应是氧化还原反应；④有单质参加的化合反应也是氧化还原反应。
（二）表示方法：
（1）单线桥法。从被氧化（失电子，化合价升高）的元素指向被还原（得电子，化合价降低）的元素，标明电子数目，不需注明得失。例：
MnO 2+4HCl （浓）
MnCl 2+Cl 2↑+2H 2O
（2）双线桥法。得失电子分开注明，从反应物指向生成物（同种元素）注明得失及电子数。例：
MnO 2+4HCl （浓）
MnCl 2+Cl 2↑+2H 2O
注意两类特殊的化学反应。①歧化反应，同种元素同价态在反应中部分原子化合价升高，部分原子化合价降低。例：
3Cl 2+6KOH KClO 3+5KCl+3H 2O
②归中反应。不同价态的同种元素的原子在反应中趋于中间价态，解此类题最好将该元素的不同价态用数轴标出，变化的区域只靠拢，不重叠。例：
KClO 32+ 6KCl ↑ +3H 2O
（三）常见规律： 1.表现性质规律
得2e
分解反应-——
2e -失2e -—
失
得5×
得5e -
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
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。
5.电子守恒规律
在任何氧化—还原反应中，氧化剂得电子（或共用电子对偏向）总数与还原剂失电子（或共用电子对偏离）总数一定相等。
6.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：
Cl
2十2NaOH=NaCl十NaClO十H
2
（四）常见氧化剂、还原剂常见氧化剂：
（1）活泼的非金属单质：Cl
2、Br
2
、O
2
等
（2）含高价金属阳离子的化合物：FeCl
3、CuCl
2
、AgNO
3
等
（3）含有较高化合价元素的化合物：H
2SO
4
、HNO
3
、KMnO
4
、K
2
Cr
2
O
3
、MnO
2
、HClO
4
、HClO
3
、HClO
等
常见的还原剂：
（1）活泼成较活泼的金属：K、Na、Al、Mg、Zn等（2）含低价金属阳离子的化合物：FeCl
2
（3）某些非金属单质：C、H
2
、Sr、P等
（4）含有较低化合价元素的化合物：HCl、Na
2S、KI、NH
3
、CO、SO
2
、Na
2
SO
3
等在含可变价元
素的化合物中，具有中间价态元素的物质（单质成化合物）既可做氧化剂，又可做还原剂。
如Cl
2、SO
2
、S、H
2
O
2
等既具有氧化性、又具有还原性。
（五）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
非金属阴离子的还原性随其单质的氧化性增强而减弱
（2）由反应条件的难易比较
不同的氧化剂与同一还原剂反应时，反应条件越易，其氧化剂的氧化性越强。如：
前者比后者容易发生反应，可判断氧化性：同理，不同的还原剂与同一氧化剂反应时，反应条件越易，其还原剂的还原性越强。
（3）根据被氧化或被还原的程度不同进行比较
当不同的氧化剂与同一还原剂反应时，还原剂被氧化的程度越大，氧化剂的氧化性就越强。如，根据铁被氧化程度的不同，可判断氧化性：。同理，当不同的还原剂与同一氧化剂反应时，氧化剂被还原的程度越大，还原剂的还原性就越强。
（4）根据反应方程式进行比较
氧化剂+还原剂=还原产物+氧化产物
氧化性：氧化剂>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，氧化性：上>下，右>左；还原性：下>上，左>右。
（6）某些氧化剂的氧化性或还原剂的还原性与下列因素有关：
温度：如热的浓硫酸的氧化性比冷的浓硫酸的氧化性强。
浓度：如浓硝酸的氧化性比稀硝酸的强。
酸碱性：如中性环境中不显氧化性，酸性环境中显氧化性；又如溶液的氧化性随溶液的酸性增强而增强。
注意：物质的氧化性或还原性的强弱只决定于得到或失去电子的难易，与得失电子的多少无
关。如还原性：，氧化性：。
（六）方程配平及计算
（1）配平依据：化合价升降总数相等或电子转移总数相等。
（2）配平方法：化合价升降法或电子转移法。
（3）配平步骤：
①标价态：标出反应前后化合价有变化的元素的化合价。②列变化：列出反应前后化合价的改变情况。③求总数：根据化合价升降总数相等求最小公倍数。④配关键化学计量数。⑤用观察法配平其他物质的化学计量数。⑥检查两边原子个数和电荷是否守恒。
（4）氧化还原反应离子方程式的配平
首先利用化合价升降法配平参加氧化还原反应的离子或分子的化学计量数；然后利用电荷守恒和质量守恒配平未参加氧化还原反应的离子或分子的化学计量数。如：
MnO4―+ H2S+ H＋——Mn2＋+ S↓+ H2O
（5）缺项氧化还原方程式的配平
先配平含变价元素物质的化学计量数，再通过比较反应物与生成物，观察增减的原子或离子数确定未知项及其化学计量数，缺项一般是水、酸、碱等
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。
(七)化学中能量的变化
1.化学反应中的热效应和反应热
（1）在反应过程中放出或吸收的热量叫做化学反应的热效应，一般也称为反应热。反应过程中放出或吸收的热量称为反应的焓变。（化学反应过程中，不仅有新物质生成，同时还伴随着能量的变化，并可以以热能、电能或光能等的形式表现出来。当能量以热的形式表现时，我们把反应分为放热反应和吸热反应）焓是物质的固有属性，不能进行测量，而焓变能测量。（2）符号：⊿H，⊿H＜0，放热反应；⊿H＞0，吸热反应。
（3）单位：kJ/mol
（4）计算依据：⊿H=生成物的总能量- 反应物的总能量= H (生成物) - H（反应物）
⊿H=反应物的总键能–生成物的总键能
（5）书写热化学方程式的注意事项：
①要标明反应的温度和压强，如不特别注明，即表示在101kPa和298K。
②要标明反应物和生成物的聚集状态，因为物质在不同的聚集状态下所具有的能量是不相同的，对同一反应来说，物质聚集状态不同，反应热（⊿H）的数值不同。
③热化学方程式中的化学计量数不表示分子个数，而是表示物质的量，所以，它可以是整数，也可以是分数。相同物质发生的同一个化学反应，当化学计量数改变时，其⊿H也同等倍数的改变，但⊿H的单位不变，仍然为kJ/mol。若将化学方程式中反应物和生成物颠倒，则⊿H的数值和单位不变，符号改变。
④热化学方程式一般不需要写反应条件，也不用标“↑”和“↓”。因为聚集状态已经表示出来了，固态用“s”液态用“l”，气态用“g”。
⑤⊿H要标注“+”或“-”，放热反应⊿H为“-”，吸热反应⊿H为’+”.
2、盖斯定律：一定条件下，某化学反应无论是一步完成还是分成几步完成，反应的总热效
应相同，这就是盖斯定律。盖斯定律的应用实际上是利用热化学方程式的加减。（化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关）
3．常见的放热反应有：可燃物的燃烧，酸碱中和反应，大多数化合反应，金属跟酸的置换反应
常见的吸热反应有：大多数分解反应，以碳、氢气、一氧化碳作还原剂的氧化还原反应，铵盐与碱的反应。
4.燃烧热
定义：在101kPa下，1mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物所放出的热量，叫做该物质的燃烧热。单位为kJ/mol
5.中和热
定义：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1molH2O时的反应热。
注意事项：
（1）必须是“稀溶液”，因为浓溶液在稀释过程中会放出热量，影响中和热。
（2）中和热不包括离子在水中的水合热，物质的溶解热，电解质电离所伴随的热效应。（3）中和反应的实质是氢离子和氢氧根离子起反应生成水，若反应过程中有其他物质生成，这部分不属于中和热。
（4）稀的强酸和稀的强碱反应的中和热为57.3 kJ/mol.若是弱酸或弱碱参与反应，则由于他们的电离要吸收热量，其热量的数值会小于57.3 kJ/mol.
（八）熵及熵变
熵：在密闭条件下，体系由有序自发地转变为无序的倾向，这种推动体系变化的因素称作熵，是描述体系的混乱程度，用S表示。
同一物质，在气态时熵值最大，液态次之，固态最小。固体的溶解过程、墨水的扩散过程和气体的扩散过程，是体系混乱度增加的过程，即熵增加的过程。
反应的熵变⊿S为反应产物的总熵与反应物的总熵之差。
产生气体的反应，气体物质的量增大的反应，熵变通常都是正值，为熵增加的反应。
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