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2019-2020年高考化學(xué)主干核心知識一輪復(fù)習(xí) 專題二 氧化還原反應(yīng)教案 新人教版 【主干知識整合】 一．了解基本概念 二．氧化還原反應(yīng)的一般規(guī)律 1、表現(xiàn)性質(zhì)規(guī)律 同種元素具有多種價態(tài)時，一般處于最高價態(tài)時只具有氧化性、處于最低價態(tài)時只具有還原性、處于中間可變價時既具有氧化性又具有還原性。 2、性質(zhì)強(qiáng)弱規(guī)律 氧化劑 + 還原劑 = 還原產(chǎn)物 + 氧化產(chǎn)物 氧化劑得電子 → 還原產(chǎn)物 還原劑失電子 → 氧化產(chǎn)物 氧化性：氧化劑＞氧化產(chǎn)物； 還原性：還原劑＞還原產(chǎn)物 3、反應(yīng)先后規(guī)律 在濃度相差不大的溶液中，同時含有幾種還原劑時，若加入氧化劑，則它首先與溶液中最強(qiáng)的還原劑作用；同理，在濃度相差不大的溶液中，同時含有幾種氧化劑時，若加入還原劑，則它首先與溶液中最強(qiáng)的氧化劑作用。例如，向含有FeBr2溶液中通入Cl2，首先被氧化的是Fe2+ 4、價態(tài)歸中規(guī)律 含不同價態(tài)同種元素的物質(zhì)間發(fā)生氧化還原反應(yīng)時，該元素價態(tài)的變化一定遵循“高價＋低價→中間價”的規(guī)律。 5、電子守恒規(guī)律 在任何氧化—還原反應(yīng)中，氧化劑得電子（或共用電子對偏向）總數(shù)與還原劑失電子（或共用電子對偏離）總數(shù)一定相等。 三．氧化性、還原性大小的比較 1、由元素的金屬性或非金屬性比較 a、金屬陽離子的氧化性隨其單質(zhì)還原性的增強(qiáng)而減弱 b、非金屬陰離子的還原性隨其單質(zhì)的氧化性增強(qiáng)而減弱 2、由反應(yīng)條件的難易比較 不同的氧化劑與同一還原劑反應(yīng)時，反應(yīng)條件越易，其氧化劑的氧化性越強(qiáng)。 如：2KMnO4+ 16HCl = 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2↑ + 8H2O（常溫） MnO2 + 4HCl（濃）= MnCl2 + Cl2↑ +2H2O （加熱） 前者比后者容易發(fā)生反應(yīng)，可判斷氧化性：KMnO4＞MnO2。同理，不同的還原劑與同一氧化劑反應(yīng)時，反應(yīng)條件越易，其還原劑的還原性越強(qiáng)。 3、根據(jù)被氧化或被還原的程度不同進(jìn)行比較 當(dāng)不同的氧化劑與同一還原劑反應(yīng)時，還原劑被氧化的程度越大，氧化劑的氧化性就越強(qiáng)。如： 2Fe + 3Cl22FeCl3，S + Fe FeS ， 根據(jù)鐵被氧化程度的不同（Fe3+、Fe2+），可判斷氧化性：Cl2＞S。同理，當(dāng)不同的還原劑與同一氧化劑反應(yīng)時，氧化劑被還原的程度越大，還原劑的還原性就越強(qiáng)。 4、根據(jù)反應(yīng)方程式進(jìn)行比較 氧化劑+還原劑=還原產(chǎn)物+氧化產(chǎn)物 氧化性：氧化劑＞氧化產(chǎn)物； 還原性：還原劑＞還原產(chǎn)物 5、根據(jù)元素周期律進(jìn)行比較 一般地，氧化性：上＞下，右＞左； 還原性：下＞上，左＞右。 6、某些氧化劑的氧化性或還原劑的還原性與下列因素有關(guān)： 溫度：如熱的濃硫酸的氧化性比冷的濃硫酸的氧化性強(qiáng)。 濃度：如濃硝酸的氧化性比稀硝酸的強(qiáng)。 酸堿性：如中性環(huán)境中NO3－不顯氧化性,酸性環(huán)境中NO3－顯氧化性；又如KMnO4溶液的氧化性隨溶液的酸性增強(qiáng)而增強(qiáng)。 溫馨強(qiáng)調(diào)：物質(zhì)的氧化性或還原性的強(qiáng)弱只決定于得到或失去電子的難易，與得失電子的多少無關(guān)。 四．氧化還原反應(yīng)的相關(guān)計算 基本方法——得失電子守恒法： 對于氧化還原反應(yīng)的計算，關(guān)鍵是氧化還原反應(yīng)的實質(zhì)——得失電子守恒，列出守恒關(guān)系求解，即n(氧化劑)變價原子個數(shù)化合價變化值＝n(還原劑)變價原子個數(shù)化合價變化值。 【典例精析】 。容~3E