2019年高考化學(xué)氧化還原反應(yīng)的基本規(guī)律

2019-05-20 21:46:08 　來(lái)源：網(wǎng)絡(luò)整理

　　2019年高考化學(xué)氧化還原反應(yīng)的基本規(guī)律！高中化學(xué)還算是很好學(xué)習(xí)的，大家還是要認(rèn)真學(xué)習(xí)的，高考前，你到底復(fù)習(xí)了多少內(nèi)容呢？還有一個(gè)月左右高考了，再來(lái)復(fù)習(xí)較后一次，下面是2019年高考化學(xué)氧化還原反應(yīng)的基本規(guī)律！!同學(xué)們沖刺高考，加油！

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　　2019年高考化學(xué)氧化還原反應(yīng)的基本規(guī)律(一)

　　1、守恒規(guī)律

　　還原劑失電子總數(shù)=氧化劑得電子總數(shù)=氧化劑化合價(jià)降低的總數(shù)=還原劑化合價(jià)升高的總數(shù)。

　　應(yīng)用：氧化還原反應(yīng)方程式的配平和相關(guān)。

　　2、強(qiáng)弱規(guī)律

　　還原性：還原劑>還原產(chǎn)物。

　　氧化性：氧化劑>氧化產(chǎn)物。

　　應(yīng)用：物質(zhì)間氧化性(或還原性)的強(qiáng)弱比較或判斷氧化劑和有還原性的物質(zhì)在一定條件下是否發(fā)生反應(yīng)。

　　3、先后規(guī)律

　　(1)同一氧化劑與多種還原劑混合，還原性強(qiáng)的先被氧化。

　　(2)同一還原劑與多種氧化劑混合，氧化性強(qiáng)的先被還原。

　　應(yīng)用：判斷物質(zhì)的氧化性、還原性強(qiáng)弱或判斷反應(yīng)的先后順序。

　　如：把氯氣通入FeBr2溶液時(shí)，還原性Fe2+>Br-，若氯氣的量不足時(shí)首先氧化Fe2+;把氯氣通入FeI2溶液時(shí)，還原性I->Fe2+，若氯氣的量不足時(shí)首先氧化I-。

　　4、價(jià)態(tài)規(guī)律

　　(1)高低規(guī)律

　　元素較高價(jià)態(tài)：只有氧化性。

　　元素中間價(jià)態(tài)：既有氧化性又有還原性。

　　元素較低價(jià)態(tài)：只有還原性。

　　應(yīng)用：判斷物質(zhì)的氧化性、還原性。

　　(2)歸中規(guī)律

　�、偻N元素不同價(jià)態(tài)之間發(fā)生氧化還原反應(yīng)時(shí)，高價(jià)態(tài)+低價(jià)態(tài)――→中間價(jià)態(tài)，即“只靠攏，不交叉”

　�、谕N元素相鄰價(jià)態(tài)間不發(fā)生化學(xué)反應(yīng)。

　　應(yīng)用：判斷同種元素不同價(jià)態(tài)的物質(zhì)間發(fā)生氧化還原的可能性。

　　(3)歧化規(guī)律

　　同種元素的中間價(jià)態(tài)生成高價(jià)和低價(jià)，即中間價(jià)―→ 高價(jià)+低價(jià)。

　　2019年高考化學(xué)氧化還原反應(yīng)的基本規(guī)律(二)

　　1、電子守恒規(guī)律

　　守恒是氧化還原反應(yīng)較重要的規(guī)律。在任何氧化—還原反應(yīng)中，氧化劑得電子(或共用電子對(duì)偏向)總數(shù)與還原劑失電子(或共用電子對(duì)偏離)總數(shù)一定相等。

　　【高考真題】

　　【1】(2015·上海卷第21題)工業(yè)上將Na2CO3和Na2S以1∶2的物質(zhì)的量之比配成溶液,再通入SO2,可制取Na2S2O3,同時(shí)放出CO2。在該反應(yīng)中 ( )

　　A.硫元素既被氧化又被還原

　　B.氧化劑與還原劑的物質(zhì)的量之比為1∶2

　　C.每生成1mol Na2S2O3,轉(zhuǎn)移4mol電子

　　D.相同條件下,每吸收10m3SO2就會(huì)放出2.5m3 CO2

　　【考點(diǎn)】本題考查氧化還原反應(yīng)原理的分析與判斷。

　　【解析】Na2S2O3中硫?yàn)?2價(jià),由Na2S中-2價(jià)的硫氧化和SO2中+4價(jià)的硫還原而來(lái),A正確;依題意可知反應(yīng)是Na2CO3+2Na2S+4SO2= 3Na2S2O3+CO2,氧化劑與還原劑的物質(zhì)的量之比為2∶1,B錯(cuò)誤;每生成3 mol Na2S2O3時(shí)轉(zhuǎn)移8mol 電子,每生成1mol Na2S2O3時(shí)轉(zhuǎn)移8/3mol 電子,C錯(cuò)誤;相同條件下氣體的體積比等于氣體的物質(zhì)的量之比,由方程式分析可知D正確。

　　【失分警示】氧化還原反應(yīng)是一類重要的化學(xué)反應(yīng),在氧化還原反應(yīng)中,電子得失數(shù)目相等,要結(jié)合物質(zhì)發(fā)生反應(yīng)時(shí)物質(zhì)之間的物質(zhì)的量關(guān)系,結(jié)合物質(zhì)中元素化合價(jià)的升降確定物質(zhì)反應(yīng)的多少、電子轉(zhuǎn)移數(shù)目。

　　2、價(jià)態(tài)表現(xiàn)性質(zhì)規(guī)律

　　同種元素具有多種價(jià)態(tài)時(shí)，一般處于較高價(jià)態(tài)時(shí)只具有氧化性,在反應(yīng)中只作氧化劑;處于較低價(jià)態(tài)時(shí)只具有還原性，在反應(yīng)中只作還原劑;處于中間可變價(jià)時(shí)既具有氧化性又具有還原性，既可作氧化劑又可作還原劑。

　　如濃H2SO4中S處于較高價(jià)態(tài)+6價(jià)，只具有氧化性:

　　C+2H2SO4(濃)=(△)CO2↑+2SO2↑+2H2O

　　如H2S中S處于較低價(jià)態(tài)-2價(jià)，只具有還原性：

　　H2S+2FeCl3=S↓+2FeCl2+2HCl

　　SO2中S處于中間價(jià)+4價(jià)，介于-2與+6之間，既具有氧化性又具有還原性，但還原性占主要地位。

　　SO2+Cl2+2H2O=2HCl+H2SO4

　　SO2+2H2S = 3S↓+2H2O

　　物質(zhì)大多含有多種元素，其性質(zhì)體現(xiàn)出各種元素的綜合，如H2S，既有氧化性(由+1價(jià)氫元素表現(xiàn)出的性質(zhì))，又有還原性(由-2價(jià)硫元素表現(xiàn)出的性質(zhì))

　　H2S =(△)H2+ S↓

　　2019年高考化學(xué)氧化還原反應(yīng)的基本規(guī)律(三)

　　3、反應(yīng)先后規(guī)律

　　在濃度相差不大的溶液中，同時(shí)含有幾種還原劑時(shí)，若加入氧化劑，則它首先與溶液中較強(qiáng)的還原劑作用;同理，在濃度相差不大的溶液中，同時(shí)含有幾種氧化劑時(shí)，若加入還原劑，則它首先與溶液中較強(qiáng)的氧化劑作用。例如，向含有FeBr2溶液中通入Cl2，首先被氧化的是Fe2+

　　【1】已知：3 Br2 + 6 FeCl2= 4 FeCl3+ 2 FeBr3，則112 ml Cl2 (標(biāo)準(zhǔn)狀況下)通入10 ml 1 mol·L-1的FeBr2 溶液中，發(fā)生反應(yīng)的離子方程式是____________________________

　　解析：依據(jù)方程式可得，還原性：Fe2+>Br-

　　則Cl2 與 FeBr2 反應(yīng)為

　　先發(fā)生：Cl2+ 2Fe2+ = 2 Fe3+ + 2 Cl- ①

　　后發(fā)生：Cl2+ 2Br-=Br2 + 2 Cl- ②

　　因 n (Cl2 ) ：n (Fe2+) = 0.112 L/22.4 L·mol -1：0.010 L×1 mol·L –1 = 1 ：2

　　所以只發(fā)生反應(yīng)①，而不發(fā)生反應(yīng)②

　　答案： Cl2+ 2 Fe2+ = 2Fe3++2Cl-

　　【2】有一混合溶液，其中只含有Fe2+、Cl- 、Br- 、I – (忽略水的電離) 。其中Cl- 、Br- 、I –的個(gè)數(shù)比為2 ：3 ：4，向該溶液中通入氯氣，使溶液中Cl-和Br-的個(gè)數(shù)比為3 ：1，則通入氯氣的物質(zhì)的量與溶液中剩余的Fe2+物質(zhì)的量之比為(已知還原性：I – > Fe2+ > Br- > Cl-)( )

　　A. 7 ：1 B. 7 ：2 C.7 ：3 D. 7 ：4

　　解析：依題意，知 Cl2 通入溶液后發(fā)生反應(yīng)的先后順序?yàn)椋?/p>

　�、� Cl2+2I-= 2Cl-+I2

　�、� Cl2+2Fe2+ = 2Fe3++ 2Cl-

　�、� Cl2+2Br-= Br2+ 2Cl-

　　因溶液有 Fe2+剩余，所以，反應(yīng)③一定沒有進(jìn)行，反應(yīng)②一定發(fā)生了，反應(yīng)②可能發(fā)生。離子的個(gè)數(shù)比即為物質(zhì)的量之比，故設(shè)反應(yīng)前溶液中Cl-、Br- 、I- 的物質(zhì)的量分別為2 mol、3 mol、4 mol。因Br-沒有參加反應(yīng)，則反應(yīng)后溶液中含有Cl-為9 mol

　　由Cl2 + 2 I- =2Cl-+I2

　　1 2 2

　　2 mol 4mol 4mol 說(shuō)明反應(yīng)②一定發(fā)生，且有

　　Cl2 + 2Fe2+ = 2Fe3++ 2Cl-

　　1 2 2

　　1.5 mol 3mol (9 – 4 – 2 ) mol

　　反應(yīng)前溶液中，由電荷守恒可知： 2 n (Fe2+)原= n (Cl-)+ n (Br-) + n (I-)

　　得：n (Fe2+)原 =(2 + 3 + 4)/2= 4.5 mol

　　故，n (Cl2 ) ：n (Fe2+)剩= ( 2 +1.5) ：( 4.5 – 3 )= 7 ：3

　　答案： C

　　4、歸中規(guī)律

　　歸中反應(yīng)是指同一元素的不同價(jià)態(tài)一個(gè)升高一個(gè)降低到同一價(jià)態(tài)的反應(yīng)。含不同價(jià)態(tài)同種元素的物質(zhì)間發(fā)生氧化還原反應(yīng)時(shí)，該元素價(jià)態(tài)的變化一定遵循“高價(jià)+低價(jià)→中間價(jià)”的規(guī)律。

　　如2Na2O2 + 2CO2= 2Na2CO3 + O2

　　此反應(yīng)中，Na2O2中的O是-1價(jià)，他跟CO2反應(yīng)后生成O為-2價(jià)的Na2CO3和O為0價(jià)的O2

　　常見的歸中反應(yīng)：

　　C + CO2 = 2CO

　　SO2 + 2H2S = 3S↓ + 2H2O

　　H2SO3+ 2H2S = S↓ + 3H2O

　　H2S + 3H2SO4(濃) = 4SO2 + 4H2O

　　2Fe3+ + Fe = 3Fe2+

　　KClO3+6HCl=3Cl2+ 6KCl↑ +3H2O

　　5NaBr + NaBrO3 + 3H2SO4= 3Br2 + 3Na2SO4 + 3H2O

　　Ca(ClO)2+ 4HCl(濃) = 2Cl2↑ + CaCl2 + 2H2O

　　CuO + Cu = Cu2O

　　2Na + Na2O2 = 2Na2O

　　5、歧化規(guī)律

　　歧化反應(yīng)指的是同一物質(zhì)的分子中同一價(jià)態(tài)的同一元素間發(fā)生的氧化還原反應(yīng)。

　　常見的岐化反應(yīng)：

　　Cl2 +2NaOH = NaCl + NaClO + H2O

　　2Cl2 +2Ca(OH)2 = CaCl2 + Ca(ClO)2 + 2H2O

　　3Cl2 +6KOH(熱,濃) = 5KCl +KClO3 + 3H2O

　　3S + 6NaOH = 2Na2S+ Na2SO3 + 3H2O

　　4P + 3KOH(濃) + 3H2O = PH3↑ + 3KH2PO2

　　11P + 15CuSO4+ 24H2O = 5Cu3P + 6H3PO4 + 15H2SO4

　　3C + CaO = CaC2+ CO↑

　　3C+SiO2= SiC + 2CO↑

　　　　　　　2019年高考化學(xué)離子反應(yīng)

　　　　　　　2019年高考化學(xué)物質(zhì)的量濃度

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