2021高考化学一轮复习专题四氧化还原反应课件 51页

考点一　氧化还原反应的概念及规律 考点清单 基础知识 1.氧化还原反应的本质和判断依据 (1)氧化还原反应的本质:电子① 　转移     (电子得失或电子对偏移)。 (2)判断依据:元素化合价② 　升高或降低     。 2.氧化还原反应中的有关概念 (1)氧化反应和还原反应 氧化反应和还原反应是指氧化还原反应中的两个方面,二者同时存在,不能 独自发生。 氧化反应是指反应物③ 　失去电子     (反应物所含某元素化合价升高)的 反应。 还原反应是指反应物④ 　得到电子     (反应物所含某元素化合价降低)的 反应。 (2)氧化剂和还原剂 氧化剂是指⑤ 　得到     电子(或电子对偏向)的物质,在反应时所含元素的 化合价降低。 还原剂是指⑥ 　失去     电子(或电子对偏离)的物质,在反应时所含元素的 化合价升高。 (3)氧化产物和还原产物 氧化产物:还原剂失电子后生成的产物,具体是指含有化合价⑦ 　升高     的 元素的产物。 还原产物:氧化剂得电子后生成的产物,具体是指含有化合价⑧ 　降低     的 元素的产物。   3.氧化还原反应中电子转移的表示方法 (1)双线桥法   (2)单线桥法   (4)转化关系 核心精讲 1.守恒规律 氧化还原反应中有物质失电子必有物质得电子,且得电子总数等于失电子 总数。或者说氧化还原反应中,有元素化合价升高必有元素化合价降低,且 化合价降低总值必等于升高总值。 应用:配平氧化还原反应方程式并进行有关计算。 2.强弱规律 氧化性较强的氧化剂跟还原性较强的还原剂反应,生成还原性较弱的还原 产物和氧化性较弱的氧化产物。     应用:在适宜条件下,用氧化性较强的物质制备还原性较弱的物质,或用还 原性较强的物质制备氧化性较弱的物质,也可用于比较物质间氧化性或还 原性的强弱。 3.价态规律 元素处于最高价态,只有氧化性;元素处于最低价态,只有还原性;元素处于 中间价态,既有氧化性又有还原性,但主要表现一种性质。物质中若含有多 种元素,其性质是这些元素性质的综合体现。 应用:判断元素或物质有无氧化性或还原性。 4. 转化规律 在氧化还原反应中 , 元素相邻价态之间的转化最容易 ; 同种元素不同价态之 间发生反应 , 元素的化合价只靠近而不交叉 ; 同种元素相邻价态之间不发生 氧化还原反应。 应用:判断氧化还原反应能否发生及电子转移情况。 5.难易规律 越易失去电子的物质,失去后就越难得到电子;越易得到电子的物质,得到 后就越难失去电子。一种氧化剂同时和几种还原剂相遇时,与还原性最强 的优先发生反应;同理,一种还原剂同时与多种氧化剂相遇时,与氧化性最 强的优先发生反应。 应用:判断物质的稳定性及反应顺序。 考点二　氧化还原反应方程式的配平及应用 基础知识 1.配平氧化还原反应方程式的步骤 (1)一标:标出反应前后变价元素的① 　化合价     ; (2)二等:使升价和降价② 　总数相等     ; (3)三定:确定含化合价变化的元素的物质的化学计量数; (4)四平:用观察法确定其他各物质的化学计量数; (5)五查:检查反应前后③ 　原子     、④ 　得失电子     、⑤ 　电荷     是否守 恒。 2.氧化还原反应的计算依据 进行有关氧化还原反应的计算时,应分析化合价变化,以得失电子守恒为切 入点,计算公式如下: 氧化剂的物质的量 × 变价元素原子的个数 × 化合价的变化值=还原剂的物 质的量 × 变价元素原子的个数 × 化合价的变化值。 核心精讲 1.氧化还原反应常见类型 (1)完全氧化还原型 此类反应的特点是还原剂和氧化剂为不同的物质,参加反应的氧化剂(或 还原剂)全部被还原(或被氧化),有关元素的化合价全部发生变化。例如: 4NH 3 +5O 2   4NO+6H 2 O (2)部分氧化还原型 此类反应的特点是还原剂(或氧化剂)只有部分被氧化(或被还原),有关元 素的化合价只有部分发生变化。例如: MnO 2 +4HCl(浓)   MnCl 2 +Cl 2 ↑+2H 2 O (3)自身氧化还原型 自身氧化还原反应可以发生在同一物质的不同元素之间,即同一种物质中 的一种元素被氧化,另一种元素被还原,该物质既是氧化剂,又是还原剂;也 可以发生在同一物质的同种元素之间,即同一种物质中的同一种元素既被 氧化又被还原。例如: 2KMnO 4   K 2 MnO 4 +MnO 2 +O 2 ↑ 3S+6KOH   2K 2 S+K 2 SO 3 +3H 2 O (4)归中反应型 此类反应的特点是同一种元素在不同的反应物中有不同的价态(高价、低 价),反应后转化成中间价态。例如:   2.氧化还原反应中的几个“不一定” (1)某元素由化合态变为游离态时,该元素不一定被还原。因为元素处于化 合态时,其化合价可能为正价,也可能为负价。例如:在反应2H 2 O   2H 2 ↑ +O 2 ↑中,氢元素被还原,而氧元素被氧化。 (2)在氧化还原反应中,非金属单质不一定作氧化剂。例如:在反应H 2 +CuO   Cu+H 2 O中,H 2 表现出还原性。 (3)某一原子在反应中得到或失去的电子越多,其氧化性或还原性不一定越 强。物质的氧化性或还原性的强弱取决于得到或失去电子的难易程度,而 不是数目多少。 (4)含有最高价元素的化合物不一定具有强氧化性。如在HClO中Cl元素的 化合价为+1价,在HClO 4 中Cl元素的化合价为+7价,事实上HClO的氧化性 比HClO 4 强,HClO有强氧化性;再如浓硫酸和Na 2 SO 4 溶液中,S元素均为+6 价,但浓硫酸具有强氧化性,而Na 2 SO 4 溶液无强氧化性。 3.特殊氧化还原反应方程式的配平技巧 (1)歧化型——逆向配平法 反应特点:中间价   高价+低价。这类反应宜选用“逆向配平法”,中间 价态元素原子个数往往是同一元素低价产物和高价产物中该元素原子个 数之和。 (2)归中型——正向配平法 反应特点:高价+低价   中间价。这类反应宜选择“正向配平法”,中间 价态元素原子个数往往是同一元素低价反应物和高价反应物中该元素原 子个数之和。 (3) 缺项型配平 这类氧化还原反应方程式的特点是 : 反应物或生成物中缺少某一种物质 , 一 般是反应介质 , 如酸、碱或水等。 配平技巧:先确定含有化合价发生变化的元素的物质的化学计量数,然后根 据原子守恒或电荷守恒确定缺项物质,最后确定其他物质的化学计量数。 一、物质氧化性、还原性强弱的判断 1.根据元素活动性顺序(常见元素)判断 ①金属活动性顺序   ②非金属活动性顺序(常见元素)   2.根据元素在周期表中的位置判断 ①同主族元素(从上到下) 如:   知能拓展 ②同周期主族元素(从左到右) 如:   3.根据元素最高价氧化物对应的水化物的酸碱性强弱判断 例如,酸性:HClO 4 >H 2 SO 4 >H 3 PO 4 >H 2 CO 3 ,可判断氧化性:Cl 2 >S>P>C。 4.根据氧化还原反应的方向判断 氧化剂(有氧化性)+还原剂(有还原性)   还原产物(有还原性)+氧化产物 (有氧化性) 氧化性:氧化剂>氧化产物;还原性:还原剂>还原产物。 5.根据氧化产物的价态高低判断 当含有变价元素的还原剂在相似的条件下作用于不同的氧化剂时,可根据 氧化产物价态的高低判断氧化剂氧化性的强弱。 如2Fe+3Cl 2   2FeCl 3 、Fe+S   FeS,可以判断氧化性:Cl 2 >S。 6.根据反应所需条件判断 当不同的氧化剂作用于同一还原剂时,如果氧化产物价态相同,可根据反应 条件的高低进行判断。例如: 16HCl(浓)+2KMnO 4   2KCl+2MnCl 2 +8H 2 O+5Cl 2 ↑   ① 4HCl(浓)+MnO 2   MnCl 2 +2H 2 O+Cl 2 ↑   ② 4HCl(浓)+O 2   2H 2 O+2Cl 2   ③ 上述三个反应中,还原剂都是浓盐酸,氧化产物都是Cl 2 ,而氧化剂分别是 KMnO 4 、MnO 2 、O 2 。①式中KMnO 4 常温时可把浓盐酸中的Cl氧化;②式 需要在加热条件下才能完成;③式不仅需要加热,而且还需要CuCl 2 作催化 剂才能完成。由此我们可以得出氧化性:KMnO 4 >MnO 2 >O 2 。 7.根据物质的浓度大小判断 具有氧化性(或还原性)的物质浓度越大,其氧化性(或还原性)越强,反之,其 氧化性(或还原性)越弱。如氧化性:HNO 3 (浓)>HNO 3 (稀);MnO 2 能被浓盐酸 还原,却不能被稀盐酸还原。 8.根据原电池、电解池的电极反应判断 ①一般情况下,两种不同的金属构成原电池的两极,负极是电子流出的极, 正极是电子流入的极。还原性:负极金属>正极金属。 ②用惰性电极电解混合溶液时,在阴极先放电的阳离子的氧化性较强,在阳 极先放电的阴离子的还原性较强。 实验序号 Ⅰ Ⅱ 实验过程     实验现象 紫色变浅(pH<1),生成棕褐色沉 淀(MnO 2 ) 溶液呈淡黄色(pH ≈ 8),生成浅 粉色沉淀(MnS) 例1    (2018北京东城期末,19)某小组研究Na 2 S溶液与KMnO 4 溶液反应,探 究过程如下。 资料:ⅰ.Mn   在强酸性条件下被还原为Mn 2+ ,在近中性条件下被还原为 MnO 2 。 ⅱ.单质硫可溶于硫化钠溶液,溶液呈淡黄色。 (1)根据实验可知,Na 2 S具有 　　　　　　　     性。 (2)甲同学预测实验Ⅰ中S 2- 被氧化成S   。 ①根据实验现象,乙同学认为甲的预测不合理,理由是          。 ②乙同学取实验Ⅰ中少量溶液进行实验,检测到有S   ,得出S 2- 被氧化成S 的结论,丙同学否定了该结论,理由是 　　　　　　　　　　　　　     　　     。 ③同学们经讨论后,设计了如下实验,证实该条件下Mn   的确可以将S 2- 氧 化成S   。   a.右侧烧杯中的溶液是 　　　　　　　　　　　     。 b.连通后电流计指针偏转,一段时间后, 　　　　　　　　　　　　　　     　　　　　　　　     (填操作和现象)。 (3)实验Ⅰ的现象与资料ⅰ存在差异,其原因是新生成的产物(Mn 2+ )与过量 的反应物(Mn   )发生反应,该反应的离子方程式是 　　　　　　　　　     　　　　　　　　　     。 (4)实验Ⅱ的现象与资料也不完全相符,丁同学猜想其原因与(3)相似,经验 证猜想成立,他的实验方案是               。 (5)反思该实验,反应物相同,而现象不同,体现了物质变化不仅与其自身的 性质有关,还与 　　　　　　　　　　　　　　　　     等因素有关。 解题导引　注意知识活用和实验中变量控制,题目体现出证据推理的素养 测查指向,特别要认识到真正的反应总是有多种因素干扰的。 思路分析    (1)引导学生识别基础物质Na 2 S的还原性。(2)引导学生思考实 验现象与结论的一致性问题,努力思考原高锰酸钾溶液中硫酸的干扰;采取 原电池进行氧化性检测,注重考查实验设计的基础素养。(3)题干点明了生 成的Mn 2+ 与过量的反应物(Mn   )发生锰元素归中反应,离子方程式为 2Mn   +3Mn 2+ +2H 2 O   5MnO 2 ↓+4H + 。(4)借鉴(3)中情境引导学生猜想没有 二氧化锰生成的原因,并设计二氧化锰氧化硫离子的实验。 答案　(1)还原 (2)①溶液呈紫色,说明酸性KMnO 4 溶液过量,S   能被其继续氧化 ②KMnO 4 溶液是用H 2 SO 4 酸化的,溶液中S   不一定是氧化生成的 ③a.0.01 mol/L KMnO 4 溶液(H 2 SO 4 酸化至pH=0) b.取左侧烧杯中的溶液,用盐酸酸化后,滴加BaCl 2 溶液,观察到有白色沉淀 生成 (3)2Mn   +3Mn 2+ +2H 2 O   5MnO 2 ↓+4H + (4)将实验Ⅰ中生成的MnO 2 分离洗涤后,加入0.1 mol/L Na 2 S溶液,观察到有 浅粉色沉淀,且溶液呈黄色,证明新生成的MnO 2 与过量的S 2- 反应,故没得到 MnO 2 沉淀 (5)浓度、用量、溶液的酸碱性 二、未知氧化还原反应方程式的书写 1.书写未知氧化还原反应离子方程式的步骤 第1步:根据氧化还原反应的难易规律确定氧化性最强的为氧化剂,还原性 最强的为还原剂;根据题给信息和已知元素化合物性质确定相应的还原产 物、氧化产物;根据氧化还原反应的守恒规律确定氧化剂、还原剂、还原 产物、氧化产物的化学计量数。 第2步:根据溶液的酸碱性,通过在离子方程式中添加H + 或OH - 使方程式两 端电荷守恒。 第3步:根据原子守恒,通过在离子方程式中添加H 2 O(或其他小分子)使方程 式两端原子守恒。 2.配平的基本技巧 (1)全变从左边配:氧化剂、还原剂中某元素化合价全变的,一般从左边反 应物着手配平。 (2)自变从右边配:自身氧化还原反应(包括分解、歧化)一般从右边着手配 平。 (3)缺项配平法:先使得、失电子数相等,再观察两边电荷。若反应物一边 缺正电荷,一般加H + ,生成物一边加水;若反应物一边缺负电荷,一般加OH - , 生成物一边加水。 例2    (2020届北京人大附中质检,16节选)向盛有KI溶液的试管中加入少许 CCl 4 后滴加氯水,CCl 4 层变成紫色。如果继续向试管中滴加氯水,振荡,CCl 4 层颜色会逐渐变浅,最后变成无色。 完成下列填空: (1)写出并配平CCl 4 层由紫色变成无色的化学反应方程式(如果系数是1,不 用填写): 　     + 　     + 　       　     HIO 3 + 　     (2)整个过程中的还原剂是 　　　     。 (3)把KI换成KBr,则CCl 4 层变为 　　　     色,继续滴加氯水,CCl 4 层的颜色没 有变化。Cl 2 、HIO 3 、HBrO 3 氧化性由强到弱的顺序是 　　　　　　         。 解题导引　把握反应中元素的化合价变化为解答的关键,注意氧化性的比 较方法。 解析　(1)向盛有KI溶液的试管中加入少许CCl 4 后滴加氯水,CCl 4 层变成紫 色,说明Cl 2 和KI发生置换反应生成碘单质;如果继续向试管中滴加氯水,振 荡,CCl 4 层颜色会逐渐变浅,最后变成无色,说明碘和Cl 2 发生氧化还原反应 生成HIO 3 ,Cl 2 被还原生成HCl,反应的化学方程式为I 2 +5Cl 2 +6H 2 O   2HIO 3 + 10HCl。 (2)氯水与KI反应生成碘,CCl 4 层萃取碘单质变成紫色,继续滴加氯水,Cl 2 将 碘单质氧化为碘酸根离子,所以整个过程中的还原剂有I - 和I 2 。 (3)Cl 2 的氧化性大于溴,所以Cl 2 能氧化溴离子生成溴单质,发生反应的离子 方程式为Cl 2 +2Br -   Br 2 +2Cl - ,溴的四氯化碳溶液呈橙红色,继续滴加氯 水,CCl 4 层的颜色没有变化,说明Cl 2 的氧化性小于溴酸,Cl 2 能和碘反应生成 碘酸,所以Cl 2 的氧化性大于碘酸,则Cl 2 、HIO 3 、HBrO 3 氧化性由强到弱的 顺序是HBrO 3 >Cl 2 >HIO 3 。 答案　(1)I 2 　5　Cl 2 　6　H 2 O　2　10　HCl (2)I - 和I 2 (3)橙红　HBrO 3 >Cl 2 >HIO 3 1.利用氧化剂(还原剂)氧化性(还原性)强弱判断规律,通过对照实验收集证 据,推断氧化性(还原性)强弱;注意变量控制,可进行平行对照或先后对照。 例1    (2018北京东城一模,28)化学变化是有条件的。某小组同学探究I - 与 金属阳离子的氧化还原反应,实验过程如下。 已知同浓度的稀溶液中氧化性:Ag + >Fe 3+ >Cu 2+ 。 实践探究 实验 现象   编号 溶液X Ⅰ 0.1 mol/L Fe(NO 3 ) 3 溶 液,pH ≈ 1 溶液黄色立即加深,30秒后溶液变为褐色,无浑浊 Ⅱ KNO 3 和HNO 3 溶液,其 中 c (N   )=0.3 mol/L, pH ≈ 1 1小时内溶液颜色始终保持无色 Ⅲ 0.1 mol/L AgNO 3 溶液 迅速变浑浊,离心分离后上层溶液为无色(经检测无I 2 ),固体为黄色 (AgI) Ⅳ 0.1 mol/L Cu(NO 3 ) 2 溶液 5秒后溶液由浅蓝色变为黄色并产生浑浊,离心分离后上层溶液为黄色(经检测有I 2 ),固体为白色(CuI) (1)根据实验Ⅰ和Ⅱ,请回答下列问题。 ①由“黄色立即加深”初步判断有I 2 生成,选择 　　　     (填试剂)进一步证 实生成了I 2 。 ②写出Fe 3+ 与I - 反应的离子方程式: 　　　　　　　　     ,该条件下氧化性: Fe 3+ 　　　     I 2 (选填“>”或“<”)。 ③实验Ⅱ的目的是           。 (2)实验Ⅳ中Cu 2+ 与I - 反应的离子方程式是 　　　　　　　     ,甲同学得出 氧化性:Cu 2+ >I 2 。 (3)乙同学认为甲同学的结论不合理,分析原因:实验Ⅲ应有I 2 生成,但却生成 了AgI沉淀,因此推测实验Ⅳ中I 2 的生成,与CuI沉淀有关,故不能确定氧化 性:Cu 2+ >I 2 ,并用如图装置进行验证。K闭合后,较长时间发现两侧溶液均无 明显变化。乙同学为了进一步判断Cu 2+ 和I 2 的氧化性强弱,将左侧电极改为 Cu电极,并向右侧溶液中加入少量 　　　     (填试剂),发现指针偏转,且左 侧溶液颜色加深,证明该条件下氧化性:Cu 2+ 　　　     I 2 (选填“>”或 “<”)。 (4)该小组同学进一步分析认为,实验Ⅲ没有发生2Ag + +2I -   2Ag+I 2 的反 应,原因是生成AgI沉淀,反应物浓度迅速降低,不利于该反应进行;请分析 实验Ⅳ发生氧化还原反应的原因是       。 (5)小组同学反思实验,反应体系中,各物质浓度对氧化还原反应是否发生 都有一定的影响。 思路分析    按照金属阳离子氧化性强弱规律,银离子应该能氧化碘离子,但 是实验事实是发生了生成碘化银的沉淀反应,说明沉淀反应速率大于氧化 还原反应速率;铜离子能够氧化碘离子并不能说明其氧化性强于银离子,因 为碘单质的生成是由于碘化亚铜难溶于水,使得2Cu 2+ +2I -   2Cu + +I 2 平衡 移动。实验Ⅰ、Ⅱ对照说明此条件下硝酸根离子不能氧化碘离子,肯定了 铁离子作氧化剂。实验Ⅲ说明沉淀反应速率大于氧化还原反应速率,提供 了速率影响氧化还原反应的事实依据;实验Ⅳ说明平衡移动影响氧化还原 反应,体现了平衡观念在实际问题中的思维价值。 答案　(1)①淀粉溶液或CCl 4 ②2Fe 3+ +2I -   2Fe 2+ +I 2 　> ③对比实验排除了本实验条件下,I 2 的生成可能是由N   或溶液中的O 2 氧 化I - 得到 (2)2Cu 2+ +4I -   2CuI↓+I 2 (3)I 2 　< (4)2Cu 2+ +2I -   2Cu + +I 2 ,由于Cu + 与I - 生成CuI沉淀,产物浓度迅速降低, 促进反应进行 题目价值　简练、明确说明依据氧化还原反应原理设计实验,解决实际问 题,进行证据推理的基本方法,体现了化学知识的实用性。 2.分析实际氧化还原反应案例,建立平衡观念,打破化学反应惯性思维,体会 化学反应受到多变量影响,确立证据推理意识。 例2    (2018北京东城期末,14)常温时,研究pH对一定浓度FeSO 4 的稳定性的 影响,根据下图分析不合理的是   (　　)   A.pH小于1时,亚铁几乎无损耗,可能的原因是4Fe 2+ +O 2 +10H 2 O   4Fe(OH) 3 + 8 H + 平衡逆向移动 B.pH在3.0~5.5之间,pH的变化对FeSO 4 稳定性影响不大 C.pH大于6.5时,亚铁损耗量突变,可能的原因是生成的Fe(OH) 2 更易被氧化 D.其他条件相同时,FeSO 4 溶液中加入少量(NH 4 ) 2 SO 4 固体,FeSO 4 的稳定性 减弱 思路分析    图表就是综合实验的数据汇总,要依据数据变化的影响因素分 析微观粒子变化的情况,此题自变量是pH,pH小于1时,亚铁几乎无损耗,可 能的原因是4Fe 2+ +O 2 +10H 2 O   4Fe(OH) 3 +8H + 平衡逆向移动,把氧化还原 反应放在平衡观念里是许多考生难以考虑到的;pH在3.0~5.5之间,pH的变 化对FeSO 4 稳定性影响不大,此时铁元素在逐渐转化为Fe(OH) 2 ,而纵坐标不 能显示,需要考生仔细揣摩;pH大于6.5时,亚铁损耗量突变,原因是生成的 Fe(OH) 2 更易被氧化,这点可以看作是回归教材知识,需要师生重视教材基础 实验;其他条件相同时,FeSO 4 溶液中加入少量(NH 4 ) 2 SO 4 固体,因为N   水解 使溶液显酸性,FeSO 4 的稳定性增强。 答案 D 题目价值　提升核心素养教育,需要关注知识的实际应用和知识之间的联 系,摆脱理想化试题设计和练习,建立在真实情境中抓住主要矛盾研究并解 决问题的思维模型,认识到化学变化是有条件的。 1.明确微粒种类、厘清反应关系 在一个反应现象背后未必是两种微粒在反应,假如有三种微粒,则反应个数 可能是四个,而且可能是氧化还原反应与非氧化还原反应同时存在,若增加 微粒数,则思维难度自然剧增,所以分析问题遇到障碍一定是有些微粒被忽 视,一些反应或者反应间的竞争被漠视。 创新思维 例1    (2019北京朝阳一模,12)探究铝片与Na 2 CO 3 溶液的反应。 下列说法不正确的是   (　　) A.Na 2 CO 3 溶液中存在水解平衡:C   +H 2 O   HC   +OH - B.对比Ⅰ、Ⅲ,说明Na 2 CO 3 溶液能破坏铝表面的保护膜 C.推测出现白色浑浊的原因:Al   +HC   +H 2 O   Al(OH) 3 ↓+C   D.加热和H 2 逸出对C   水解平衡移动方向的影响是相反的     无明显现象 铝片表面产生细小气泡 出现白色浑浊,产生大量气泡 (经检验为H 2 和CO 2 ) 思路分析    结合实验现象可分析出实验Ⅲ、Ⅵ中存在微粒有Al   、HC 、H 2 O、C   、OH - 、Al等,碳酸钠溶液因为C   水解而显碱性,氢气应 该是铝单质与氢氧根离子和水分子共同作用的结果;由于铝钝化的特性,说 明在碳酸钠溶液中保护膜被破坏;白色浑浊应该是少量的Al   与HC   反 应所致;氢气逸出是铝消耗氢氧根离子,促进碳酸根离子水解,水解本身是 吸热反应,加热也有利于碳酸根离子水解。故选项D错误。 答案    D 2.寻找竞争反应、评价并设计实验方案 化学高阶思维测查包含一般情境中识别已学知识体系并应用、批判反思 既有实验方案及其实验现象、创新设计实验方案深入研究实际化学问 题。许多迷思问题往往是隐含竞争反应,使得表面的主反应产物消失或反 应根本没机会发生,需要考生想到并设计实验证明其存在,这是测查高阶思 维的最佳时机,也是巧妙运用氧化还原反应原理的时机。 例2    (2019北京海淀一模,28)某小组同学对FeCl 3 与KI的反应进行探究。 【初步探究】室温下进行下表所列实验。 (1)证明实验Ⅰ中有I 2 生成,加入的试剂为 　　　　　     。 (2)写出实验Ⅰ反应的离子方程式: 　　　　　　　　　　　　　　　     。 (3)结合上述实验现象可以证明Fe 3+ 与I - 发生可逆反应,原因是      　　　　　　     。 【深入探究】20 min后继续观察实验现象:实验Ⅰ溶液棕黄色变深;实验Ⅱ 序号 操作 现象 实验Ⅰ 取5 mL 0.1 mol·L -1 KI溶液,滴加0.1 mol·L -1 FeCl 3 溶液5~6滴(混合溶液pH=5) 溶液变为棕黄色 实验Ⅱ 取2 mL实验Ⅰ反应后的溶液,滴加2滴0.1 mol·L -1 KSCN溶液 溶液呈红色 溶液红色变浅。 (4)已知在酸性较强的条件下,I - 可被空气氧化为I 2 ,故甲同学提出假设:该反 应条件下空气将I - 氧化为I 2 ,使实验Ⅰ中溶液棕黄色变深。甲同学设计实 验:           , 20 min内溶液不变蓝,证明该假设不成立,导致溶液不变蓝的 因素 可能是 (写出两条) 　　　　　　　　　     。 (5)乙同学查阅资料可知:FeCl 3 与KI的反应体系中还存在I - +I 2     ,   呈棕 褐色。依据资料从平衡移动原理角度解释实验Ⅱ中20 min后溶液红色变 浅的原因:      　　　　　　　　　     。 (6)丙同学针对20 min后的实验现象继续提出假设:FeCl 3 与KI的反应、I - 与I 2 的反应达到平衡需要一段时间,有可能20 min之前并未达到平衡。为验证 该假设,丙同学用4支试管进行实验,得到了颜色由浅到深的四个红色溶液 体系,具体实验 方案为                。 思路分析    实验Ⅰ中发生反应:2Fe 3+ +2I -   2Fe 2+ +I 2 ,因为I - 过量,所以生成 的碘单质又溶于KI溶液(I - +I 2     ),20 min过程中,氧气氧化Fe 2+ 为Fe 3+ 使 得颜色变深。本题突破点是资料(FeCl 3 与KI的反应体系中还存在I - +I 2     ,   呈棕褐色)、甲同学实验结果和实验Ⅱ的实验现象。 答案　(1)淀粉溶液或CCl 4 (2)2Fe 3+ +2I -   2Fe 2+ +I 2 (3)实验Ⅱ通过检验KI过量(或Fe 3+ 不足量)的情况下仍有Fe 3+ 剩余,说明正反 应不能进行到底 (4)向试管中加入5 mL 0.1 mol·L -1 KI溶液和2滴淀粉溶液,加酸调至pH=5     c (I - )低、 c (H + )低(其他合理答案也可) (5)由于I - +I 2     ,使 c (I 2 )减小,2Fe 3+ +2I -   2Fe 2+ +I 2 平衡正向移动, c (Fe 3+ ) 减小,Fe 3+ +3SCN -   Fe(SCN) 3 平衡逆向移动,红色变浅 (6)向1支试管中加入2 mL 0.1 mol·L -1 KI溶液,再滴加0.1 mol·L -1 FeCl 3 溶液2 ~3滴,滴加2滴0.1 mol·L -1 KSCN溶液,之后每间隔5 min另取1支试管重复上 述实验,观察4支试管中溶液颜色的变化