高考化學專題復習第一講氧化還原反應

2007-12-01 10:50:29 　來源：網(wǎng)絡文章作者：裴春曉

本節(jié)考點：氧化還原反應的基本概念；氧化性和還原性強弱的判斷；根據(jù)得失電子守恒推斷氧化產(chǎn)物或還原產(chǎn)物；配平氧化還原反應的方程式并標出電子轉移的方向和數(shù)目。

一、氧化還原反應的基本概念

二、氧化性和還原性強弱的比較

1.在同一氧化還原反應中，氧化性：氧化劑>氧化產(chǎn)物；還原性：還原劑>還原產(chǎn)物。

例3.根據(jù)反應：①I₂+SO₂+2H₂O=H₂SO₄+2HI ②2FeCl₂+Cl₂=2FeCl₃

③2FeCl₃+2HI=2FeCl₂+I₂+2HCl 可知：I^-、Fe²⁺、Cl^-、SO₂的還原性由強到弱的順序是（   ）
    A．I^->Fe²⁺>Cl^->SO₂       B．Cl^->Fe²⁺>SO₂>I^-
    C．Fe²⁺>I^->Cl^->SO₂       D．SO₂>I^->Fe²⁺>Cl^-

判斷一個氧化還原反應能否進行，也應遵循“由強到弱”的規(guī)律，即反應式中的物質(zhì)應符合“氧化性：氧化劑>氧化產(chǎn)物；還原性：還原劑>還原產(chǎn)物”。

例4 已知I^-、Fe²⁺、SO₂、Cl^-和H₂O₂均有還原性，它們在酸性溶液中還原性的強弱順序為Cl^-<Fe²⁺<H₂O₂<I^-<SO₂，則下列反應不能發(fā)生的是（）

A．2Fe³⁺+SO₂+2H₂O=2Fe²⁺+SO₄^2-+4H⁺ B．I₂+SO₂+2H₂O=H₂SO₄+2HI
C．H₂O₂+H₂SO₄=SO₂+O₂+2H₂O D．2Fe²⁺+I₂=2Fe³⁺+2I^-

2.根據(jù)元素周期表，同周期元素的單質(zhì)（或原子）從左到右還原性漸弱，氧化性漸強（稀有氣體元素除外），同主族元素單質(zhì)（或原子）從上到下還原性漸強，氧化性漸弱。例如，氧化性：F₂>Cl₂>Br₂>I₂>S（含常識性知識），還原性：Na<K<Rb<Cs。對應的簡單離子的還原性：F^-<Cl^-<Br^-<I^-<S^2-，氧化性：Na⁺>K⁺>Rb⁺>Cs⁺

3.根據(jù)金屬活動順序：K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb（H）Cu Hg Ag Pt Au
還原性漸弱
K⁺ Ca²⁺ Na⁺ Mg²⁺ Al³⁺ Zn²⁺ Fe²⁺ Sn²⁺ Pb²⁺（H⁺）Cu²⁺ Fe³⁺ Ag⁺
氧化性漸強

4.①據(jù)原電池電極：負極金屬比正極金屬活潑（還原性強）；②據(jù)電解池中放電順序，先得（或失）電子者氧化性（或還原性）強，其規(guī)律為：陽離子得電子順序（即氧化性強弱順序）：參考3中規(guī)律。陰離子失電子順序（即還原性強弱順序）：S^2->I^->Br^->Cl^->OH^->NO₃^- 、SO₄^2-等。

5.同種元素價態(tài)越高，氧化性越強（如Fe³⁺>Fe²⁺），但例外地，氧化性：HClO>HClO₂>HClO₃>HClO₄），較高價態(tài)只有氧化性；價態(tài)越低，還原性越強（如S^2->S>SO₂），較低價態(tài)只有還原性；中間價態(tài)兼具氧化性和還原性。

6.反應原理相似的不同反應中，反應條件要求越低，說明氧化劑或還原劑越強。[!--empirenews.page--]

總的來說，比較氧化性和還原性強弱的根本依據(jù)在于得失電子能力的大小，而絕不能以得失電子數(shù)目的多少作為依據(jù)。

三、氧化還原反應的本質(zhì)及應用

氧化還原反應的特征是化合價的升降，其本質(zhì)是電子的轉移，且得失電子數(shù)目相等，這既是氧化還原反應方程式配平的原則，也是判斷氧化產(chǎn)物或還原產(chǎn)物的依據(jù)。

例6.據(jù)反應式N₂H₅⁺+4Fe³⁺→4Fe²⁺+Y+…，其氧化產(chǎn)物可能是___________。

例7.將3.48 gFe₃O₄完全溶解在100 mL 1mol/LH₂SO₄溶液中，然后加入K₂Cr₂O₇溶液25 mL，恰好使溶液中的Fe²⁺全部反應完，Cr₂O₇^2-全部轉化為Cr³⁺，則K₂Cr₂O₇溶液的物質(zhì)的量濃度為（）
A．0.033mol/L B．0.1mol/L C．0.2mol/L D．0.3mol/L

    例9.某金屬單質(zhì)和一定濃度的硝酸反應，假定只產(chǎn)生單一的還原產(chǎn)物，當參加反應的單質(zhì)與被還原硝酸的物質(zhì)的量之比為2∶1時，還原產(chǎn)物是（）
    A．NO₂     B．NO     C．N₂O     D．N₂

例10.在酸性溶液中，下列物質(zhì)氧化KI時，自身發(fā)生如下變化：Fe³⁺→Fe²⁺；MnO₄^-→Mn²⁺；Cl₂→2Cl^-；HNO₂→NO。如果分別用等物質(zhì)的量的這些物質(zhì)氧化足量的KI，得到I₂較多的是（）
A．Fe³⁺ B．MnO₄^- C．Cl₂ D．HNO₂

【思考】設計一個簡單的實驗直觀地證明Zn與H₂SO₄的反應確有電子轉移。

四、氧化還原反應的規(guī)律和應用

1.一種氧化劑總是優(yōu)先氧化還原性更強的微粒，一種還原劑總是優(yōu)先還原氧化性更強的微粒。如：把Cl₂通入含有Br^-、I^-、S^2-的溶液中，依次置換出的是S、I₂、Br₂、而不是同時生成這三種物質(zhì)。再如：把Zn加入到含有Cu²⁺、Ag⁺的溶液中，首先置換出的是Ag，只有Ag⁺反應完后，才能置換出單質(zhì)Cu。

例11.FeCl₂溶液中混有FeI₂雜質(zhì)，根據(jù)已知反應：①2FeCl₃+2KI=2FeCl₂+2KCl+I₂；②2FeCl₂+Cl₂=2FeCl₃；③F₂+2KI（固）=2KF+I₂中的有關事實，要除去其中的FeI₂，應選用的試劑是（）
A．F₂ B．過量Cl₂ C．FeCl₃ D．FeCl₂

例12.[!--empirenews.page--]將不同量的Cl₂分別通入100 mL 1mol/L的FeBr₂溶液和100 mL 1mol/L的FeI₂溶液中，在空格處寫出相應反應的離子方程式：

例13.G、Q、X、Y、Z均為氯的含氧化合物。我們不了解它們的化學式，但知道它們在一定條件下有如下的轉化關系（未配平）：①G→Q+NaCl；②Q+H₂O→X+H₂；③Y+NaOH→G+Q+H₂O；④Z+NaOH→Q+X+H₂O。則這五種化合物中氯元素的化合價由低到高的順序為____________________。

氧化還原反應配平的依據(jù)是兩個守恒：質(zhì)量守恒定律（反應前后各元素原子個數(shù)守恒）和得失電子守恒（若為離子方程式，則離子所帶電荷也應守恒）。配平的關鍵是找到作為配平出發(fā)點的基準物質(zhì)。

    例14.配平下列化學反應的方程式，并且標出電子轉移的方向和數(shù)目：
    （1）P₄+ NaOH+ H₂O= PH₃+ NaH₂PO₄
    （2）Fe₃O₄+ K₂Cr₂O₇+ H₂SO₄= Fe₂(SO₄)₃+ K₂SO₄+ Cr₂(SO₄)₃+ H₂O
    （3）H₂C₂O₄+ KMnO₄+ H₂SO₄= CO₂+ K₂SO₄+ MnSO₄+ H₂O
    （4） KI+ KIO₃+ H₂SO₄= K₂SO₄+ I₂+ H₂O
     （5）KMnO₄+ KNO₂+_________= K₂SO₄+ MnSO₂+ KNO₃+ H₂O

    例15.已知KMnO₄和H₂O₂在一定條件下恰好完全反應，則其離子方程式應為（  ）
    A．2MnO₄^-+H₂O₂+6H⁺=2Mn²⁺+3O2↑+4H₂O
    B．2MnO₄^-+3H₂O₂+6H⁺=2Mn²⁺+4O₂↑+6H₂O
    C．2MnO₄^-+5H₂O₂+6H⁺=2Mn²⁺+5O₂↑+8H₂O
    D．2MnO₄^-+7H₂O₂+10H⁺=2Mn²⁺+5O₂↑+12H₂O

價態(tài)歸中規(guī)律：同種元素的不同價態(tài)物質(zhì)之間反應，產(chǎn)物中該元素的化合價為反應物的中間價態(tài)，如2H₂S+SO₂=3S+2H₂O；2FeCl₃+Fe=3FeCl₂等。若不能完全歸中，則化合價的升降不應有交叉，如：五、氧化還原反應方程式的配平 則以上三個反應中氧化劑的氧化能力由強到弱的順序是_______________________。