电子转移分析和总结.docx

一、概念：凡有元素化合价升降的反应。

二、特点：任何氧化还原反应中，氧化与还原同时并存缺一不可，而且得失电子总数相等。三、有关概念关系：

氧化、被氧化。同一概念。指元素（原子或离子）失电子的反应，指反应过程，均指元素而言。化合价升高。

还原、被还原。同一概念。指元素（原子或离子）得电子的反应，指反应过程，均指元素而言，化合价降低。

氧化性、氧化能力、氧化剂：同一概念。指得电子的物质。本身被还原，使对方被氧化指反应物。

还原性、还原能力、还原剂：同一概念。指失电子的物质。本身被氧化，使对方被还原指反应物。

氧化产物：还原剂失电子被氧化成的生成物。

还原产物：氧化剂得电子被还原成的生成物。四、价态与氧化剂、还原剂的关系：

元素为最低价态时，只具有还原性。I-，S2-等。

元素为最高价态时，只具有氧化性。Fe3+，H+，S+6等。

元素处于中间价态时，既具有氧化性，又具有还原性。五、氧化还原反应与基本反应类型关系：

是化学反应的两种不同的分类法。即氧化还原反应；非氧化还原反应。

置换反应：一定是氧化还原反应。复分解反应：一定是非氧化还原反应。化合、分解反应：部份是氧化还原反应，部分是非氧化还原反应。

六、表示电子转移的方向和数目的方法：

单线桥式：

特点：明确表示氧化还原反应中电子转移的方向和数目。而且箭头

双线桥式：

特点：明确表示氧化或还原时元素本身得失电子变化情况。箭头不表示电子转移方向。而且箭头都是由反应物指向生成物，所以在线桥上一定要注明“得”或“失”。

七、物质氧化性（还原性）相对强弱判断：

可依据若干反应条件的差异判断：

条件越容易，反应速率越快，氧化性（还原性）越强，而不是以得失电子数多少。例：判断反应中氧化剂的强弱。

2KMnO4＋16HCl=2KCl＋2MnCl2＋5Cl2↑＋8H2O

氧化能力：KMnO4＞MnO2＞O2

可依据金属活动顺序表判断：排位越后的金属，其原子的还原性越弱；而金属阳离子的氧化性越强。（但是氧化性Fe3+＞Cu2+）

※（3）可依据元素在同期表的位置判断：同周期（适用于二、三周期）：

从左到右：金属单位的还原性依次减弱，非金属单质的氧化性逐渐加强。从上到下：金属单质的还原性依次增强，非金属单质的氧化性逐渐减弱。

（4）可依据具体反应进行判断：

理论根据：氧化剂1＋还原剂1＝氧化剂2（氧化产物）＋还原剂2（还原产物）。氧化能力：氧化剂1＞氧化剂2（氧化产物）。

还原能力：还原剂1＞还原剂2（还原产物）。八、氧化还原基本规律

1、守恒规律

氧化还原反应中，氧化剂得电子总数与还原剂失电子总数相等，常用于有关氧化还原反应的计算及配平氧化还原反应方程式。

2、岐化规律

同一种物质分子内同一种元素同一价态的原子（或离子）发生电子转移的氧化还原反应叫歧化反应。岐化反应化合价的特点是：某元素的中间价态在适宜条件下同时向较高和较低的价态转化。歧化反应是自身氧化还原反应的一种，常用于判断某种元素的化合价高低以及有关氧化还原反应方程式的计算。

3、归中规律

同种元素由不同价态（高价态和低价态）转变为中间价态的氧化还原反应，称之为归中反应，也称“反歧化反应”。常用于方程式的书写，当有中间价态时，才可能发生，否则不反应，如SO2与浓硫酸不反应，可用浓硫酸干燥。

4、不交叉规律

同一种元素不同价态之间发生氧化还原反应时，高价要降低，低价要升高，它们最多变为同一价态，不可能发生交叉现象。这一规律常用于量的关系的确定，标明电子转移的方向与数目等。

5、强弱规律

氧化还原反应若能进行，一般为较强氧化性的氧化剂跟较强还原性的还原剂反应，生成弱还原性的还原产物和弱氧化性的氧化产物。

常用于在适宜条件下，用氧化性较强的物质制备氧化必较弱的物质或用还原性较强的物质制备还原性较弱的物质，亦可用于比较物质间氧化性或还原性的强弱，氧化性：氧化剂氧化产物，还原性：还原剂还原产物

例：判断下列反应中氧化性强弱。

①I2＋SO2＋2H2O＝2HI＋H2SO4；

②2FeCl2＋Cl2＝2FeCl3；

③2FeCl3＋2HI＝2FeCl2＋2HCl＋I2。氧化性：D

※（5）依据电极反应判断：

在电解池中阴极上哪种金属的阳离子先析出（被还原）则氧化性越强，而由这种金属单质的还原性越弱，其金属活泼性越弱。

※例：A、B、C是三种金属，根据下列①②实验确定它们还原性强弱顺序：①将A与B浸在稀H2SO4中用导线连接，A上有气体逸出，B逐渐溶解；②电解物质的量浓度相同的A、C盐溶液时，阴极上先析出C（使用惰性电极）。

A．A＞B＞C；B．B＞A＞C；C．B＞C＞A；D．C＞A＞B选：B

（6）依据元素化合价判断：

对同一元素而言，化合价越高，氧化性越强。如：Fe3+＞Fe2+；Cu2+＞Cu+