高考化学一轮复习氧化还原反应基本规律教案 6页

黑龙江省哈尔滨市第一零九中学2013高考化学一轮复习 氧化还原反应基本规律教案 复习目标：‎ ‎1、了解氧化还原反应的基本规律并运用其解题。 2、掌握几种氧化性、还原性判断的方法。‎ 基础知识：‎ 一、基本规律 ‎1、价态律 ‎ 当元素具有可变化合价时，一般处于最高价态时只具有氧化性，处于最低价态时只具有还原性，处于中间价态时既具有氧化性又具有还原性。如：浓H2SO4的S只具有氧化性，H2S 中的S只具有还原性，单质S既具有氧化性又具有还原性。‎ ‎2、强弱律 ‎ 在氧化还原反应中，强氧化剂+强还原剂=弱氧化剂(氧化产物)+弱还原剂(还原产物)，即氧化剂的氧化性比氧化产物强，还原剂的还原性比还原产物强。如由反应2FeCl3+2KI=2FeCl2+2KCl+I2可知，FeCl3的氧化性比I2强，KI的还原性比FeCl2强。‎ ‎ 一般来说，含有同种元素不同价态的物质，价态越高氧化性越强(氯的含氧酸除外)，价态越低还原性越强。如氧化性：浓H2S04 >SO2（H2SO3)> S；还原性：H2S>S>SO2。‎ ‎ 在金属活动性顺序表中，从左到右单质的还原性逐渐减弱，阳离子(铁指Fe2+)的氧化性逐渐增强。‎ ‎3、优先律 ‎ 同一氧化剂与含多种还原剂(物质的量浓度相同)的溶液反应时，首先被氧化的是还原性较强的物质；同一还原剂与多种氧化剂(物质的量浓度相同)的溶液反应时，首先被还原的是氧化性较强的物质。如：将Cl2通入物质的量浓度相同的NaBr和NaI 的混合液中，Cl2首先与NaI 反应；将过量铁粉加入到物质的量浓度相同的Fe3+和Cu2+ 的混合液中，Fe首先与Fe3+反应。‎ ‎4、价态归中规律 ‎ 含不同价态同种元素的物质间发生氧化还原反应时，该元素价态的变化一定遵循“高价十低价→中间价”而不会出现交错现象。‎ ‎5、歧化反应规律 发生在同一物质分子内、同一价态的同一元素之间的氧化还原反应，叫做歧化反应。其反应规律是：所得产物中，该元素一部分价态升高，一部分价态降低，即“中间价→高价十低价”。具有多种价态的元素(如氯、硫、氮和磷元素等)均可发生歧化反应。‎ 二、氧化性、还原性强弱的判断方法 ‎1.根据金属活动性顺序来判断:‎ 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。‎ ‎2.根据非金属活动性顺序来判断:‎ 一般来说，越活泼的非金属，得到电子还原成非金属阴离子越容易，其阴离子失电子氧化成单质越难，还原性越弱。‎ ‎3.根据氧化还原反应发生的规律来判断: 氧化还原反应可用如下式子表示：‎ 规律：氧化性：氧化剂的氧化性>氧化产物的氧化性 还原性：还原剂的还原性>还原产物的还原性 ‎4.根据氧化还原反应发生的条件来判断:‎ ‎ 如：Mn02+4HCl(浓)　 MnCl2+C12↑+2H20‎ ‎ 2KMn04+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 ‎5.根据反应速率的大小来判断:‎ 如：2Na2SO3+O2=2Na2SO4（快）， 2H2SO3+O2=2H2SO4（慢）， ，‎ 其还原性： Na2SO4>H2SO3>SO2‎ ‎6.根据被氧化或被还原的程度来判断:‎ 如：，， 即氧化性:。‎ 又如：，，‎ 即有还原性：。‎ ‎7.根据原电池的正负极来判断：‎ 在原电池中，作负极的金属的还原性一般比作正极金属的还原性强。‎ ‎8.根据电解池中溶液里阴、阳离子在两极放电顺序来判断。‎ 如：Cl-失去电子的能力强于OH-，还原性:。‎ ‎9.根据元素在周期表中位置判断：‎ ‎(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)对同主族的金属而言，从上到下其金属活泼性依次增强。如Li、Na、K、Rb、Cs金属活泼性依次增强，其还原性也依次增强。‎ ‎（3）对同主族的非金属而言，从上到下其非金属活泼性依次减弱。如F、Cl、Br、I非金属活泼性依次减弱，其氧化性也依次减弱。‎ ‎10.根据（氧化剂、还原剂）元素的价态进行判断：‎ 元素处于最高价只有氧化性，最低价只有还原性，处于中间价态既有氧化又有还原性。‎ 一般来说，同种元素价越高，氧化性越强；价越低还原性越强。如氧化性：Fe3+>Fe2+>Fe,‎ S(+6价)>S(+4价)等，还原性：H2S>S>SO2，但是，氧化性：HClO4< HClO3< HClO2< HClO。‎ ‎【注意】①物质的氧化性、还原性不是一成不变的。同一物质在不同的条件下，其氧化能力或还原能力会有所不同。如：氧化性：HNO3（浓）＞HNO3（稀）；Cu与浓H2SO4常温下不反应，加热条件下反应；KMnO4在酸性条件下的氧化性比在中性、碱性条件下强。‎ ‎②原子的氧化性一般都强于分子的氧化性。如：氧化性F>F2、Cl>Cl2、O>O2等。‎ 典型例题：‎ ‎【例1】(2009全国Ⅱ，13)含有a mol FeBr2的溶液中，通入x mol Cl2。下列各项为通Cl2过程中，溶液内发生反应的离子方程式，其中不正确的是 A．x＝‎0.4a，2Fe2-+Cl2＝2Fe3++2Cl-‎ B．x＝‎0.6a，2Br－+ Cl2＝Br2+2Cl－‎ C．x=a，2Fe2＋+2Br－+2Cl2＝Br2+2Fe3＋+4Cl－‎ D．x=‎1.5a，2Fe2＋+4Br－+3Cl2＝2Br2+2Fe3＋+6Cl－‎ ‎〖答案〗B ‎【例2】根据下列方程式：⑴2Fe2++Cl2=2Fe3++2Cl- ；⑵HClO+HCl=Cl2+H2O ；⑶2Fe3＋＋Cu=2Fe2++Cu2+；⑷Fe+Cu2+=Fe2++Cu，判断下列各组物质氧化性强弱顺序正确的是 A．Fe3+＞HClO＞Cl2＞Fe2+＞Cu2+ B．HClO＞Cl2＞Fe3+＞Cu2+＞Fe2+‎ C．Cl2＞HClO＞Fe3+＞Cu2+＞Fe2+ D．HClO＞Fe3+＞Cl2＞Cu2+＞Fe2+‎ ‎〖解析〗此题看起来很复杂，但问题解决起来却非常简单，所依据的规律就是常说的“强制弱”规律。所谓的“强制弱”规律，指的是氧化性（还原性）强的物质可以把还原性（氧化性）弱的物质制出来，具体到某一个特定反应中的意思是说，具有氧化性的氧化剂（还原性的还原剂）可以把具有氧化性的生成物（还原性的生成物）制出来。由⑴可知，Cl2氧化性强于Fe3+，即Cl2＞Fe3+，由⑵可知，HClO＞Cl2，由⑶可知，Fe3+＞Cu2+，由⑷可知，Cu2+＞Fe2+。由此可进一步推知，正确答案为B。‎ 课后练习：‎ ‎1．根据反应：2H2S＋O2===2S↓＋2H2O，4NaI＋O2＋2H2SO4===2I2＋2Na2SO4＋2H2O，Na2‎ S＋I2===2NaI＋S↓.下列物质的氧化性强弱判断正确的是(　　)‎ A．O2>I2>S B．H2S>NaI>H2O C．S>I2>O2 D．H2O>NaI>H2S ‎〖解析〗根据氧化还原反应中氧化剂的氧化性大于氧化产物的氧化性，由三个反应可知氧化性：O2>S、O2>I2、I2>S，故氧化性：O2>I2>S.‎ ‎〖答案〗A ‎2．(2009·潮州月考)R2O在一定条件下可以把Mn2＋氧化成MnO，若反应后R2O转变为RO.又知反应中氧化剂与还原剂的物质的量之比为5∶2，则n值为 (　　)‎ A．1 B．‎2 C．3 D．4‎ ‎〖解析〗Mn元素失去的电子数等于R元素得到的电子数(也可以通过化合价计算，Mn升高的化合价的数目等于R元素降低的化合价数目)．‎ ‎〖答案〗B ‎3．在浓盐酸中H3AsO3与SnCl2反应的离子方程式为：3SnCl2＋12Cl－＋2H3AsO3＋6H＋===2As＋3SnCl＋‎6M，关于该反应的说法中正确的组合是 (　　)‎ ‎①氧化剂是H3AsO3　②还原性：Cl－>As　③每生成‎7.5 g As，还原剂失去的电子为0.3 mol　④M为OH－　⑤SnCl是氧化产物 A．①③⑤ B．①②④⑤ C．①②③④ D．①③‎ ‎〖解析〗方程式中Sn元素从＋2价上升至＋4价，SnCl2是还原剂，SnCl是氧化产物；As元素从＋3价下降到0价，H3AsO3是氧化剂，As是还原产物．Cl元素化合价没有发生变化，不能推出还原性：Cl－>As，每生成‎7.5 g As，还原剂失去电子的物质的量为×3＝0.3 mol.根据质量和电荷守恒推知M应为H2O。‎ ‎〖答案〗A ‎4．(2009·汕头二模)做实验时不小心粘了一些高锰酸钾，皮肤上的斑很久才能消除，如果用草酸的稀溶液洗涤马上可以复原，其离子方程式为：MnO＋C2O＋H＋―→CO2↑＋Mn2＋＋，关于此反应的叙述正确的是 (　　)‎ A．该反应的氧化剂是C2O B．该反应右边方框内的产物是OH－‎ C．该反应电子转移总数是5e－ D．配平该反应式后，H＋的系数是16‎ ‎〖解析〗该反应的氧化剂是MnO，选项A错误．该反应右边方框内的产物是H2O，选项B错误．配平该反应可得：2MnO＋‎5C2O＋16H＋===10CO2↑＋2Mn2＋＋ 8H2O，转移电子总数是10e－，选项C错误．‎ ‎〖答案〗D ‎5．（2011上海24）雄黄(As4S4)和雌黄(As2S3)是提取砷的主要矿物原料，二者在自然界中共生。根据题意完成下列填空：‎ ‎（1） As2S3和SnCl2在盐酸中反应转化为As4S4和SnCl4并放出H2S气体。若As2S3和SnCl2正好完全反应，As2S3和SnCl2的物质的量之比为 。‎ ‎（2）上述反应中的氧化剂是 ，反应产生的气体可用 吸收。‎ ‎（3） As2S3和HNO3有如下反应：As2S3+ 10H++ 10NO3—=2H3AsO4+ 3S+10NO2↑+ 2H2O 若生成2mol H3AsO4，则反应中转移电子的物质的量为 。若将该反应设计成一原电池，则NO2应该在 （填“正极”或“负极”）附近逸出。‎ ‎（4）若反应产物NO2与‎11.2L O2（标准状况）混合后用水吸收全部转化成浓HNO3，然后与过量的碳反应，所产生的CO2的量 （选填编号）。‎ a．小于0.5 mol b．等于0.5 mol c．大于0.5mol d．无法确定 ‎〖解析〗（1）根据电子得失守恒知1molAs2S3作氧化剂得到2mol电子，而1molSnCl2作还原剂失去2mol电子，所以二者的物质的量之比是1：1；（2）H2S是还原性气体可用碱液吸收或硫酸铜溶液吸收；（3）As2S3作还原剂，转移电子的个数是2×（5－3）+3×（0+2）＝10。NO2属于还原产物，在正极生成；（4）根据电子守恒可知生成CO2的量是0.5mol×4/4＝0.5mol，但考虑到随着反应到进行，硝酸的浓度会降低而稀硝酸不与碳反应。‎ ‎〖答案〗（1）1：1‎ ‎ （2）As2S3 氢氧化钠溶液或硫酸铜溶液 ‎ （3）10mol 正极 ‎ （4）a ‎6．化学实验的微型化可有效地减少污染，实现化学实验绿色化的要求．某学生按下列操作做一个实验：在一块下衬白纸的玻璃片的不同位置分别滴加浓度为0.1 mol/L的KBr、KI(含淀粉溶液)、NaOH(含酚酞)、FeCl2(含KSCN)溶液各1滴，每种液滴彼此分开，围成半径小于表面皿的圆形(如下图所示)，在圆心处放置2粒芝麻粒大小的KMnO4晶体，向KMnO4晶体滴加一滴浓盐酸，再立即将表面皿盖好．(已知：2KMnO4＋16HCl(浓)===2KCl＋2MnCl2＋5Cl2↑＋8H2O)‎ ‎(1)e处反应的离子方程式为________________________________________，‎ 该反应中发生反应的氧化剂和还原剂的物质的量之比为　　　　。‎ ‎(2)b处的实验现象为______________________________，d处的实验现象为_________________________．‎ ‎(3)c处反应的化学方程式为__________________________________________，‎ 标准状况下，当有‎0.224 L Cl2被NaOH溶液吸收后，转移电子的物质的量为　　　　mol.‎ ‎(4)通过该实验能否比较Cl2、FeCl3、KMnO4三种物质氧化性的强弱？　　　　(填“能”或“不能”)，若能，其氧化性由强到弱的顺序是　　　　　　　　。‎ ‎〖解析〗 (1)根据e处发生反应的化学方程式判断反应中的氧化剂为KMnO4，还原剂为HCl，其中氧化剂和还原剂的物质的量之比为2∶10=1∶5，而不是1∶8.‎ ‎(2)b处发生的反应为2KI+Cl2===2KCl+I2，I2遇淀粉变蓝色；d处发生的反应为2FeCl2+Cl2===2FeCl3，Fe3+和SCN-反应使溶液变红色．‎ ‎(3)Cl2与NaOH溶液反应的化学方程式：‎ 当有0.01 mol Cl2被吸收时，转移0.01 mol电子．‎ ‎ (4)e处实验说明氧化性KMnO4＞Cl2，d处实验说明氧化性Cl2＞FeCl3‎ ‎，因此，三种物质氧化性强弱顺序为KMnO4＞Cl2＞FeCl3.‎ ‎〖答案〗 (1)2MnO＋16H＋＋10Cl－===2Mn2＋＋5Cl2↑＋8H2O　1∶5‎ ‎(2)溶液由无色变为蓝色　溶液变为红色 ‎(3)Cl2＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2O　0.01‎ ‎(4)能　KMnO4＞Cl2＞FeCl3‎