 一、 氧化還原反應的規(guī)律及應用 考綱解讀 圍繞考綱我們應掌握如下要點： ?、傺趸€原反應的基本概念； ?、谘趸瘎?、氧化產物、還原劑、還原產物的判斷； ?、垩趸€原反應中電子得失情況的表示方法； ?、苎趸浴⑦€原性強弱的比較； ?、菅趸€原反應方程式的配平； ⑥能根據質量守恒定律正確書寫化學方程式，并能進行有關計算。 命題方向 氧化還原反應是高考的必考考點，近年來呈現如下命題趨勢，以典型物質或社會實際問題為載體，考查學科內知識的綜合運用能力。氧化性、還原性強弱的判斷方法高考題中可能加了一句信息，增加了題目難度。這提示大家讀題要細致，千萬不要只憑經驗！氧化還原反應的計算是高考的重點也是高考的難點，做這種類型的題時，要抓住氧化還原反應的本質和特征；得失電子守恒，即得失電子總數相等或化合價升降總數相等。 總之一句話 哪兒有氧(化)還(原)反應，哪兒有得失(電子)守恒。 1. 表現性質規(guī)律 同種元素具有多種價態(tài)時，一般處于最高價態(tài)時只具有氧化性、處于最低價態(tài)時只具有還原性、處于中間可變價時既具有氧化性又具有還原性。 例1 已知：①向KMnO4晶體滴加濃鹽酸，產生黃綠色氣體；②向FeCl2溶液中通入少量實驗①產生的氣體，溶液變黃色；③取實驗②生成的溶液滴在淀粉KI試紙上，試紙變藍色。下列判斷正確的是( ) A.上述實驗證明氧化性：MnO4- > Cl2 > Fe3+ > I2 B.上述實驗中，共有兩個氧化還原反應 C.實驗①生成的氣體不能使?jié)駶櫟牡矸跭I試紙變藍 D.實驗②證明Fe2+既有氧化性又有還原性 【解析】本題特別關注D選項。題中的有關反應為①2KMnO4+16HCl====2KCl+2MnCl2 +5Cl2↑+8H2O(生成的黃綠色氣體為Cl2)；②Cl2+2FeCl2====2FeCl3(FeCl3溶液為黃色)；③2FeCl3+2KI====2FeCl2+2KCl+I2(I2遇淀粉變藍色)。以上三個反應都屬于氧化還原反應，根據氧化性：氧化劑＞氧化產物的規(guī)律，可知A正確、B錯誤、C錯誤。實驗②只能證明Fe2+具有還原性，D錯誤。 【答案】A 2. 性質強弱規(guī)律 氧化性：氧化劑 > 還原劑 還原性：還原劑 > 還原產物 例2 常溫下，往H2O2溶液中滴加少量FeSO4溶液，可發(fā)生如下兩個反應：2Fe2++H2O2+2H+＝2Fe3++2H2O ，2Fe3++H2O2＝2Fe2++O2↑+2H+下列說法正確的是（） A．H2O2的氧化性比Fe3+強，其還原性比Fe2+弱 B．在H2O2分解過程中，溶液的pH逐漸下降 C．在H2O2分解過程中， Fe2+和Fe3+的總量保持不變 D．H2O2生產過程要嚴格避免混入Fe2+ 【解析】結合A、B兩個方程式根據 氧化性、還原性強弱比較規(guī)律：得 H2O2的氧化性>Fe3+的氧化性， H2O2的還原性>Fe2+的還原性，A錯；2H2O2＝2H2O+O2↑，分解過程中，Fe2+作催化劑，溶液pH值不變，B錯；H2O2分解Fe3+或Fe2+作催化劑，所以總量不變。因為Fe2+可導致H2O2分解，所以H2O2生產過程要避免混入Fe2+，D正確。 【答案】CD 3. 反應先后規(guī)律 在濃度相差不大的溶液中，同時含有幾種還原劑時，若加入氧化劑，則它首先與溶液中最強的還原劑作用；同理，在濃度相差不大的溶液中，同時含有幾種氧化劑時，若加入還原劑，則它首先與溶液中最強的氧化劑作用。例如，向含有FeBr2溶液中通入Cl2，首先被氧化的是Fe2+。 例3 （09全國卷Ⅱ13） 含有a mol FeBr2的溶液中，通入x mol Cl2。下列各項為通Cl2過程中，溶液內發(fā)生反應的離子方程式，其中不正確的是（） 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- 【解析】由于Fe2＋的還原性強于Br－，故根據氧化還原反應的先后順序知，Cl2先氧化Fe2＋,然后再氧化Br－。2Fe2＋ + Cl2 =2Fe3＋ + 2Cl－ , 2Br－+ Cl2 =Br2 + 2Cl-，2FeBr2 + 3Cl2 =2FeCl3 + 2Br2 。當x/a ≤0.5時，Cl2僅氧化Fe2＋，故A項正確。當x/a ≥1.5時,Fe2＋和Br－合部被氧化，D當介于兩者之間時，則要分步書寫方程式，然后進行疊加得總反應。如B項，當x=0.5a時，Cl2剛好把Fe2＋全部氧化，而當x=0.6a，顯然Cl2還要氧化，而選項中沒有表示，故錯。 【答案】B 4. 價態(tài)歸中規(guī)律 含不同價態(tài)同種元素的物質間發(fā)生氧化還原反應時，該元素價態(tài)的變化一定遵循“高價＋低價→中間價”的規(guī)律。 5. 電子守恒規(guī)律 在任何氧化—還原反應中，氧化劑得電子（或共用電子對偏向）總數與還原劑失電子（或共用電子對偏離）總數一定相等。 例4 （09全國卷Ⅱ6） 物質的量之比為2：5的鋅與稀硝酸反應，若硝酸被還原的產物為N2O，反應結束后鋅沒有剩余，則該反應中被還原的硝酸與未被還原的硝酸的物質的量之比是（） A. 1：4 B.1：5 C. 2：3 D.2：5 【解析】設2 mol Zn參與反應，因Zn無剩余，則最終生成了2 mol Zn(NO3)2，顯然含有4 mol NO3－，這部分是沒有參與氧化還原反應的HNO3，根據得失電子守恒有：2 × n(Zn)=n(HNO3) × 4，則n(HNO3)=1mol，即有1 mol HNO3被還原。 【答案】A 二、氧化還原方程式的配平 主要依據化合價升降法：在氧化還原反應中升高的價數=降低的價數。其實質是得失電子的守恒。 例5 （08全國Ⅱ卷）(NH4)2SO4在高溫下分解，產物是SO2、H2O、N2和NH3。在該反應的化學方程式中，化學計量數由小到大的產物分子依次是( ) A．SO2、H2O、N2、NH3 B．N2、SO2、H2O、NH3 C．N2、SO2、NH3、H2O D．H2O、NH3、SO2、N2 【解析】此題實際上是考查化學方程式的配平，(NH4)2SO4----NH3＋N2＋SO2＋H2O，反應中：N：－3→0，化合價變化總數為6，S：＋6→＋4，化合價變化數為2，根據化合價升高和降低的總數相等，所以應在SO2前配3，(NH4)2SO4前面配3，NH3前面配4，H2O前面配6，最后計算反應前后的O原子個數相等。配平后的化學方程式為：3(NH4)2SO4=4NH3↑＋N2↑＋3SO2↑＋6H2O。 【答案】C |
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