氧化还原反应与电化学原理（基础知识）

氧化还原反应与电化学原理(基础知识）

【考情分析】

一、考纲要求1.理解氧化还原反应的本质和特征 2.从多个角度理解氧化剂和还原剂等概念 3.会比较与判断氧化性或还原性强弱 4.知道常见的氧化剂和还原剂

5.能判断氧化还原反应中的电子转移方向和数目 6.能配平化学方程式

7.能运用氧化还原反应的规律进行有关计算

8．理解原电池原理。熟记金属活动性顺序。了解化学腐蚀与电化学腐蚀及一般防腐蚀方法。 9.通过电能转变为化学能的探究活动，了解电解池工作原理，能正确书写电解池的阴、阳极的电极反应式及电解反应方程式。

10.知道电解在氯碱工业、精炼铜、电镀、电冶金等方面的应用。认识电能转化为化学能的实际意义。 二、命题趋向

(1)由氧化还原反应方程式判断氧化性、还原性强弱。(2)由氧化性、还原性强弱判断氧化还原反应方程式的正误。(3)由氧化还原反应方程式判断氧化还原反应方程式的正误。 【考点剖析】

普通的氧化还原反应在一处进行，不形成电流，化学能转变成热能或光能。原电池中发生的反应具有两个特点：①是自发的氧化还原反应，②该反应在两处进行，分别叫正极和负极，其结果是化学能转变成电能。电解池中发生的反应也具有两个特点：①是被迫发生的氧化还原反应，②该反应在两处进行，分别叫阴极和阳极，其结果是电能转变成化学能。我们把研究电能与化学能相互转化的化学，叫做电化学。

氧化还原反应和电化学，作为高中化学中的基本概念和基础理论，在高考中占有非常重要的地位。前者主要的考查点有：氧化剂、还原剂等概念的理解，氧化性、还原性强弱的判断，依据电子守恒进行配平和计算等。后者的基本要求是：（1）了解原电池和电解池的工作原理，能写出电极反应和电池反应方程式。了解常见化学电源的种类及其工作原理；（2）理解金属发生电化学腐蚀的原因，金属腐蚀的危害，防止金属腐蚀的措施；（3）应用电解知识理解电镀铜、电解精炼铜、氯碱工业等化工生产原理。氧化剂、还原剂等概念的理解，氧化性、还原性强弱的判断，依据电子守恒进行配平和计算等。氧化还原反应的计算是高考的重点也是高考的难点。 【知识归纳】 一、氧化还原反应

1、氧化还原反应与四种基本反应类型及离子反应的关系：

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2、氧化还原反应的基本概念及其关系

3、物质氧化性和还原性相对强弱的判断方法

（1）根据金属活动顺序进行判断规律：金属单质的还原性越强，其对应阳离子的氧化性越弱：

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[说明]一般来说，越活泼的金属，失电子氧化成金属阳离子越容易，其阳离子得电子还原成金属单质越难，氧化性越弱；反之，越不活泼的金属，失电子氧化成金属阳离子越难，其阳离子得电子还原成金属单质越容易，氧化性越强。如Cu2++2-→Cu远比Na+ +e-→Na容易，即氧化性Cu2+>Na+,还原性Na> Cu （2）根据非金属活动顺序进行判断

F,Cl,Br,I,S? ????????????还原性逐渐增强K,Ca,Na,Mg,Al,Zn,Sn,Fe,Pb,(H),Hg,Pt,Au金属的活动性逐渐减弱(还原性逐渐减弱)K?,Ca2?,Na?,Mg2?,Al3?,Zn2?,Sn2?,Fe2?,Pb,(H?),Hg2?,Ag?氧化性逐渐增强F,O,Cl,Br,I,S氧化性逐渐减弱????2?（3）根据氧化还原反应的发生规律判断

氧化还原反应发生规律可用如下式子表示：

化合价升高、失电子、变成

?还原产物+氧化产物 氧化剂+还原剂??化合价降低、得电子、变成

氧化性：氧化剂＞氧化产物

还原性：还原剂＞还原产物

例：已知①2FeCl3+2KI=2FeCl2+I2+2KCl，②2FeCl2+C12=2FeCl3。由①知，氧化性Fe3+>I2，由②知，氧化性C12>Fe3+，综合①②结论，可知氧化性Cl2>Fe3+>I2 （4）根据氧化还原反应发生反应条件的不同进行判断

来源学科网如：Mn02十4HCl(浓)

△MnCl2+C12↑+2H20，2KMn04十16HCl(浓)=2MnCl2+5C12↑+8H2O

后者比前者容易(不需要加热)，可判断氧化性 KMn04>Mn02

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（5）根据被氧化或被还原的程度的不同进行判断 Cu十C12

△ CuCl2，2Cu+S

△ Cu2S

C12可把Cu氧化到Cu(+2价)，而S只能把Cu氧化到 Cu(+1价)，这说明氧化性Cl2>S （6）根据元素周期表判断

①对同一周期金属而言，从左到右其金属活泼性依次减弱。如Na、Mg、A1金属性依次减弱，其还原性也依次减弱。

②对同主族的金属和非金属可按上述方法分析。 4、氧化还原反应的计算

氧化还原反应比较典型的计算有：求氧化剂与还原剂物质的量之比或质量比，计算参加反应的氧化剂或还原剂的量，确定反应前后某一元素的价态变化，判断反应产物等。计算的关键是依据氧化剂得电子总数等于还原剂失电子总数，列出守恒关系式求解。计算公式如下： 氧化剂物质的量×变价元素原子的个数×化合价的变化值=还原剂物质的量×变价元素原子的个数×化合价的变化值。

提醒：氧化还原反应的计算在高考中考查较多，但难度不大，通常运用电子得失守恒来分析，应注意不要漏掉物质或粒子的组成比。 5、氧化还原反应的规律

(1)守恒规律：氧化还原反应中得电子总数与失电子总数相等(即电子转移守恒)，表现在元素化合价降低总数与升高总数相等。

(2)价态规律：根据元素的价态可以判断物质的氧化性、还原性。例如：NH3具有还原性，

?3HNO3具有氧化性，NO2既具有氧化性又具有还原性。

(3)转化规律：同种元素不同价态之间发生反应，元素化合价只靠近不交叉；相邻价态间不

?20?5?4?S，发生氧化还原反应。例如：H2S+H2SO4(浓)====S↓+SO2↑+2H2O，反应中H2S??H2SO4(浓)???SO2；Fe与Fe2+、Fe2+与Fe3+不发生反应。

(4)强弱规律：一种氧化剂与几种还原剂反应，先氧化还原性强的还原剂，反之亦然。例如：Cl2与FeBr2溶液的反应，先考虑Cl2氧化Fe2+，再考虑Cl2氧化Br-；Cl2与FeI2溶液的反应，先考虑Cl2氧化I-，再考虑Cl2氧化Fe2+。同样，一种还原剂与几种氧化剂反应，氧化性强的先反应，如Fe加到H2SO4和CuSO4组成的混合溶液中，Fe先与Cu2+反应，然后才与H+反应。

来源:Zxxk.Com]?6?4

二、电化学

（一）构成原电池的条件

1．要有活动性不同的两个电极（一种金属与另一种金属或石墨或不溶性的金属氧化物）； 2．要有电解质溶液；

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3．两电极浸入电解质溶液且用导线连接或直接接触。 （二）原电池、电解（镀）池电极名称的确定 1．确定原电池电极名称的方法

方法一：根据电极材料的性质确定。通常是

（1）对于金属——金属电极，活泼金属是负极，不活泼金属是正极； （2）对于金属——非金属电极，金属是负极，非金属是正极，如干电池等；

（3）对于金属——化合物电极，金属是负极，化合物是正极。

Z#xx#k.Com] 方法二：根据电极反应的本身确定。

失电子的反应→氧化反应→负极；得电子的反应→还原反应→正极。 2．确定电解（镀）池电极名称的方法

方法一：与外电源正极连接的一极是阳极、与负极连接的一极是阴极。

方法二：电极上发生氧化反应的是阳极，发生还原反应的是阴极。 （三）原电池和电解池的比较 电池来源学科网][来源:Zxxk.Com] 原电池 （化学能 → 电能 ） 来源学科网ZXXK]电解池 （电能→化学能）以惰性材 料作阳极 电镀铜 来源学科网ZXXK][来源:Z#xx#k.Com][来源学科网 电解精炼铜 以活泼材料作阳极 装置 举例 活动性不同的两个电极 电极插入电解质溶液中形形成 成闭合回路 条件 两极有自发的氧化还原反应 负级：较活泼的金属或还原电极 剂 名称 正极：较不活泼的金属或氧化剂 负极：氧化反应，金属失电电极 子 反应 正极：还原反应，阳离子得电子 电子 经导线负极————→正极 流向 ①两电极与直流电源相连。 ②两电极插入电解质溶液中。 ③形成闭合回路。 阳极：连电源正极 阴极：连电源负极 阳极：镀层金属 阴极：镀件 溶液：含镀层金属离子 阳极：不纯金属 阴极：纯金属 溶液：含纯金属离子 阳极：氧化反应，先活泼电极失电子，后溶液中阴离子失电子。 阴极：还原反应，溶液中阳离子得电子。 经导线经导线阳极————→电源正极，电源负极————→阴极 溶液中离子流向：阴离子移动方向与电子相同。 （四）根据总反应式设计原电池

1、可设计成原电池的反应一般应满足如下条件： （1）反应放热；（2）属于氧化还原反应

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2、步骤

首先标明电子转移方向，根据电子转移方向判断正负极材料——失电子的为负极，得电子的为正极，其次选择相应的物质构成两个半电池——失电子金属和对应的产物构成一个半电池、得电子的离子和一较不活泼的金属或石墨构成另一半电池，最后用盐桥和导线组成闭合回路。

例如将Fe+2FeCl3＝3FeCl2设计成原电池装置

分析：Fe作负极，FeCl3作电解液，可设计成如下两种装置：

（五）金属的腐蚀

1．金属腐蚀的实质：金属原子失去电子被氧化而消耗的过程。

2．金属腐蚀分为化学腐蚀和电化学腐蚀。

3．化学腐蚀实质：金属和非电解质或其它物质相接触直接发生氧化还原反应而引起的腐蚀。其腐蚀过程没有电流产生。

4．电化学腐蚀实质：不纯金属或合金在电解质溶液中发生原电池反应。电化学腐蚀过程有电流产生。 5．腐蚀的常见类型

（1）析氢腐蚀 在酸性条件下，正极发生2H++2e-=H2↑反应。

（2）吸氧腐蚀 在极弱酸或中性条件下，正极发生2H2O+O2+4e-=4OH-反应。

若负极金属不与电解质溶液发生直接的反应，则形成吸氧腐蚀的原电池反应。如生铁浸入食盐水中，会形成许多微小的原电池。

6．在同一电解质溶液中，金属腐蚀的快慢可用下列原则判断：电解原理引起的腐蚀>原电池引起的腐蚀>化学腐蚀>有防护措施的腐蚀。 （六）分析电极反应及其产物 原电池：负极：M-ne-=Mn+

正极：（1）酸性溶液中2H++2e-=H2↑ （2）不活泼金属盐溶液Mn++ne-=M

（3）中性、弱酸性条件下2H2O+O2+4e-=4OH- 电解（镀）池：

阳极：（1）若阳极是由活性材料（除C、Pt、Au等以外的其它金属）做成，阳极反应是阳极金属失去电子而被氧化成阳离子；

（2）若阳极是由C、Pt、Au等惰性材料做成，阳极反应则是电解液中阴离子在阳极失

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去电子被氧化。阴离子失去电子能力大小顺序为：I->Br->Cl->OH->含氧酸根>F-。

阴极：阴极反应一般是溶液中的阳离子得电子的还原反应，阳离子得电子能力大小顺序为：Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+>Pb2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+。必须注意的是，电镀时通过控制条件，Fe2+和Zn2+得电子的能力强于H+。 （七）电解实例及规律 电解液 NaOH溶液 H2SO4溶液 Na2SO4溶液 溶质类别 强碱 含氧酸 活泼金属的含氧酸盐 不活泼金属的无氧酸盐 2H2O电解总反应式 相当于电解 溶液pH 升高 降低 不 变 (两极混合液) 接近7 电解质本身 HCl溶液 无氧酸 2HCl 电解 2H2↑+O2↑ 水 CuCl2溶液 CuCl2 电解 Cu+Cl2↑ 电解 H2↑+Cl2↑ 升高 NaCl溶液 活泼金属的无氧酸盐 2NaCl+2H2OOH+Cl2↑ 电解 H2+2Na升高 电解质与水 CuSO4溶液 不活泼金属的含氧酸盐 2CuSO4+2H2OO2↑+2H2SO4 电解 2Cu+降低 NaCl(熔融)

离子化合物 2NaCl 电解 2Na+Cl2↑ 电解质本身 6

去电子被氧化。阴离子失去电子能力大小顺序为：I->Br->Cl->OH->含氧酸根>F-。

阴极：阴极反应一般是溶液中的阳离子得电子的还原反应，阳离子得电子能力大小顺序为：Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+>Pb2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+。必须注意的是，电镀时通过控制条件，Fe2+和Zn2+得电子的能力强于H+。 （七）电解实例及规律 电解液 NaOH溶液 H2SO4溶液 Na2SO4溶液 溶质类别 强碱 含氧酸 活泼金属的含氧酸盐 不活泼金属的无氧酸盐 2H2O电解总反应式 相当于电解 溶液pH 升高 降低 不 变 (两极混合液) 接近7 电解质本身 HCl溶液 无氧酸 2HCl 电解 2H2↑+O2↑ 水 CuCl2溶液 CuCl2 电解 Cu+Cl2↑ 电解 H2↑+Cl2↑ 升高 NaCl溶液 活泼金属的无氧酸盐 2NaCl+2H2OOH+Cl2↑ 电解 H2+2Na升高 电解质与水 CuSO4溶液 不活泼金属的含氧酸盐 2CuSO4+2H2OO2↑+2H2SO4 电解 2Cu+降低 NaCl(熔融)

离子化合物 2NaCl 电解 2Na+Cl2↑ 电解质本身 6

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