主讲赵怀元.pptVIP

二轮复习要求 1、考点把握，归纳比较，求同求异。 2、思维方法，迁移拓展，求活求巧。 3、复习方式，先看后做，求真求实。 4、学习方式，一题多问，求变求妙。 5、教学方式，精讲精练，求质求效。 复习纲要 1. 氧化还原反应的基本概念 2. 电子转移的表示方法（单、双线桥法） 3. 重要的氧化剂和还原剂 4. 氧化还原反应的一般规律 5. 物质氧化性与还原性强弱的判断 ６、氧化还原反应方程式的配平 7、有关计算 练习 专项练习——氧化还原的表示方法 1、Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O 2、3S + 3Ca(OH)2 = 2CaS + CaSO3 + 3H2O 3、2Na2O2 + 2H2O = 4NaOH + O2 ↑ 4、2H2S + SO2 = 2H2O + 3S 5、KClO3 + 6HCl = KCl + 3H2O + 3Cl2 ↑ 6、5NH4NO3 = 4N2 + 2HNO3 + 9H2O 三、中学常见的氧化剂和还原剂 （1）活泼非金属单质：F2 、 Cl2、 Br2 、I2 、 O2、O3 （2）高价氧化物：MnO2、PbO2、 Bi2O5、 CO2（高温） （3）高价态酸：HNO3、HClO3、HClO4、浓H2SO4 （4）高价态盐：KNO3（H+）、 KMnO4（酸性、中性、碱性）、 KClO3、FeCl3、K2Cr2O7（酸性、中性、碱性） （5）过氧化物：H2O2、Na2O2、 CaO2、 BaO2、 K2O2 （6）其它：HClO、NaClO、漂白粉、NO2、KO2、 (7) 弱氧化剂：能电离出H+的物质、银氨溶液、新制的 Cu（OH）2 ２、重要的还原剂 （1）金属单质：IA、IIA、金属活动性顺序表 （2）非金属单质：H2、C、Si （3）变价元素中元素低价态氧化物：SO2、CO （4）变价元素中元素低价态的酸、阴离子 　H2S、 S2—、H S—、HBr、Br—、HI、I—、 浓HCl、Cl—、H2SO3 、HSO3— （5）变价元素中元素低价态时的盐、碱 Na2SO3、Na2S、FeSO4、Na2S2O3、Fe(OH)2 （6）其它：S、Sn2+、NH3 四、氧化还原反应的基本规律 1．守恒律：原子、电子转移、电荷守恒 化合价有升必有降，电子有得必有失．对于一个完整的氧化还原反应，化合价升高总数与降低总数相等，失电子总数与得电子总被相等。 2．价态律：最高价、最低价、中间价 元素处于最高价，只有氧化性；元素处于最低价，只有还原性；元素处于中间价态，既有氧化性又有还原性，但主要呈现一种性质；物质若含有多种元素，其性质是这些元素性质的综合体现． 　　　高价氧化低价还，中间价态两头转 3．强弱律：强制弱 强氧化剂 + 强还原剂 = 弱还原剂 + 弱氧化剂 4．转化律: 氧化还原反应中，以元素相邻价态间的转化最容易；同种元素不同价态之间的氧化反应，化合价的变化遵循“只靠拢，不交叉”（即价态归中 ） ；同种元素相邻价态间不发生氧化还原反应。 歧化律——处于中间价态的元素同时升降 归中律——同种元素不同价态反应时，化合价向中间靠拢，且一般符合邻位转化和互不换位规律，同种元素相邻价态不发生氧化还原反应 5．难易律：　 越易失电子的物质，失后就越难得电子； 越易得电子的物质，得后就越难失电子。 优先律——氧化性（还原性）强者优先反应 一种氧化剂同时和几种还原剂相遇时，还原性最强的优先发生反应。先强后弱 一种还原剂与多种氧化剂时，氧化性最强的优先发生反应．先强后弱 专项练习——氧化还原反应的一般规律 向FeBr2的溶液中通入少量氯气 2Fe2+ + Cl2 = 2Fe3+ + 2Cl－ 向FeBr2的溶液中通入足量氯气 2Fe2+ + 4Br－ + 3Cl2 = 2Fe3+ + 2Br2 + 6Cl－ 向含有1molFeBr2的溶液中通入22.4升氯气(标准状况下) 2Fe2+ + 2Br－ + 2Cl2 = 2Fe3+ + Br2 + 4Cl－ 专项练习——电子转移守恒 24mL 浓度为 0.05mol·L－1 的 Na2SO3 溶液恰好与 20mL 浓度为 0.02 mol·L－1 的 K2Cr2O7 溶液完全反应。已知 Na2SO3 被 K2Cr2O7 氧化为Na2SO4 ，则元素 Cr 在还原产物中的化合价为（ ） （A）+2 （B）+3 （C）+4 （D）+5 五、物质的氧化性和还原性比较 1.根据活动性顺序判断 1）金属越活泼，单质还原性越强,对应离子的氧化性越弱 2）非金属越越活泼，单质氧化性越强,对应离子的还原性越弱 4．根