高三化学氧化还原反应复习题.doc

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1、第三节 氧化还原反应（第一课时）主干知识梳理一从元素的化合价的角度分析：从化合价升降的角度分析钠和氯气的反应2Na+Cl2点燃2NaCl由此可见，用化合价变化的观点不仅能分析有氧元素得失的反应，还能分析无氧元素得失的反应。氧化反应所含元素有化合价升高的反应，还原反应所含元素有化合价降低的反应。氧化还原反应凡有化合价升降的化学反应都是氧化还原反应。氧化剂化合价降低的物质, 被还原还原剂化合价升高的物质，被氧化 二、从电子转移的角度分析：电子转移与价变的关系电子转移的数目与化合价的升降总数相等。1.氧化反应：所含元素有失去（或偏离）电子的反应。 2.还原反应：所含元素有得到（或偏向）电子的反应。

2、3.氧化还原反应：凡是有电子转移（得失或偏移）的反应都是氧化还原反应。 4.氧化剂：在氧化还原反应中，得到电子（或电子对偏向）的物质。5.还原剂：在氧化还原反应中，失去电子（或电子对偏离）的物质。 6.氧化产物：反应物中的某元素发生氧化反应后对应的生成物。7.还原产物：反应物中的某元素发生还原反应后对应的生成物。小结：基本概念之间的关系：氧化剂有氧化性化合价降低得电子被还原发生还原反应生成还原产物还原剂有还原性化合价升高失电子被氧化发生氧化反应生成氧化产物三、电子转移的表示方法（1）单线桥法。从被氧化（失电子，化合价升高）的元素指向被还原（得电子，化合价降低）的元素，标明电子数目，不需注明得失

3、。例：2e-MnO2+4HCl（浓）MnCl2+Cl2+2H2O （2）双线桥法。得失电子分开注明，从反应物指向生成物（同种元素）注明得失及电子数。例：得2e-失2e-MnO2+4HCl（浓）MnCl2+Cl2+2H2O失5e得5e注意两类特殊的化学反应。歧化反应，同种元素同价态在反应中部分原子化合价升高，部分原子化合价降低。例：3Cl2+6KOHKClO3+5KCl+3H2O 失5e-得5e-归中反应。不同价态的同种元素的原子在反应中趋于中间价态，解此类题最好将该元素的不同价态用数轴标出，变化的区域只靠拢，不重叠。例：KClO3+6HCl3Cl2+ 6KCl +3H2O 四氧化还原反应与四大

4、基本反应类型的关系置换反应都是氧化还原反应；复分解反应都不是氧化还原反应；有单质生成的分解反应是氧化还原反应；有单质参加的化合反应也是氧化还原反应。从数学集合角度考虑：【要点透析】 1氧化还原反应的判断方法凡是有元素化合价升降的化学反应就是氧化还原反应。判断的依据就是寻找整个反应过程是否有元素化合价在反应前后发生变化。2、氧化还原中的基本规律：电子得失相等：对于一个完整的氧化还原反应，氧化剂得到的电子总数与还原剂失去的电子总数相等。化合价升降相等：在氧化还原反应中，氧化剂化合价降低的总数一定等于还原剂化合价升高的总数。3常见的氧化剂（1）活泼的非金属单质：Cl2、Br2、O2等（2）含高价金属

5、阳离子的化合物：FeCl3、CuCl2、AgNO3等（3）含有较高化合价元素的化合物：H2SO4、HNO3、KMnO4、K2Cr2O3、MnO2、HClO4、HClO3、HClO等4常见的还原剂（1）活泼成较活泼的金属：K、Na、Al、Mg、Zn等（2）含低价金属阳离子的化合物：FeCl2（3）某些非金属单质：C、H2、Sr、P等（4）含有较低化合价元素的化合物：HCl、Na2S、KI、NH3、CO、SO2、Na2SO3等在含可变价元素的化合物中，具有中间价态元素的物质（单质成化合物）既可做氧化剂，又可做还原剂。如Cl2、SO2、S、H2O2等既具有氧化性、又具有还原性。学习中应注意：氧化剂和

6、还原剂的确定要以实际反应为依据，是相对而言的，同一物质在不同条件下，不同反应中，可以作还原剂，也可以作氧化剂。如：（还原剂）（氧化剂）（氧化剂）（还原剂）还有一些物质，在同一反应中既是氧化剂又是还原剂。如（氧化剂、 还原剂）因此对规律性的知识既不能生搬硬套，也不能死记硬背，灵活掌握知识，以辩证的观点去看待问题、解决问题。5、氧化性还原性强弱判断（一）根据氧化还原反应判断1反应方向：由强到弱氧化剂还原剂还原产物氧化产物氧化性：氧化剂 氧化产物；氧化剂还原剂还原性：还原剂 还原产物；还原剂氧化剂2反应条件：强易弱难达到相同的氧化程度（还原剂升高到同一价态），强氧化剂容易，弱氧化剂难；达到相同的还原

7、程度（氧化剂降低到同一价态），强还原剂容易，弱还原剂难。3反应产物：氧化还原程度：强大弱小氧化同一还原剂，强氧化剂比弱氧化剂氧化程度大，即使还原剂的化合价升得更高；还原同一氧化剂，强还原剂比弱还原剂还原程度在，即使氧化剂的化合价降得更低。 (二)根据金属活动性判断还原性KCaNaMgAlZnFeSnPbCuHgAgPtAu 氧化性K+Ca2+Na+Mg2+Al3+Zn2+Fe2+Sn2+Pb2+Cu2+Fe3+Hg2+SSO2。 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）反应先后规律 同一氧化剂与含多种还原剂(物质的量浓度相同)的溶液反

8、应时，首先被氧化的是还原性较强的物质；同一还原剂与含多种氧化剂(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通人物质的量浓度相同的NaBr和NaI的混合液中，C12首先与NaI反应；将过量铁粉加入到物质的量浓度相同的Fe2+、和Cu2+的混合溶液中，Fe首先与Fe3+反应。FeBr2 中通入Cl2 ,HBr和H2SO3 中通入Cl2 （4）价态归中规律 含不同价态同种元素的物质问发生氧化还原反应时，该元素价态的变化一定遵循“高价+低价一中间价”，而不会出现交错现象。-5e-+5e-KClO3+6HCl =KCl+3Cl2+3H2O 而不是-6e-+6e-KClO

9、3+2HCl=KCl+3Cl2+3H2O (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+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，如： Cl2十2NaOH=NaCl十NaClO十H205、有关计算 在氧化还原反应中，氧化剂与还原剂得失电子数相等。这是进行氧化还原反应计算的基本依据。点拨：氧化还原反应比较典型的计算有：求氧化剂与还原剂物质的量之比或质量比，计算参加反应的氧化剂或还原剂的量，确定反应前后某一元素的价态变化等。计算的关键是依据氧化

10、剂得电子总数等于还原剂失电子总数，列出守恒关系式求解。从试题的变化趋势来看，有一类题目已知参加反应的氧化剂与还原剂的物质的量之比，计算确定产物。计算公式如下： 氧化剂物质的量变价元素的个数化合价的变化值=还原剂物质的量变化元素的个数化合价的变化值。氧化还原反应中的一些规律(1)氧化剂的氧化能力必须大于氧化产物的氧化能力，还原剂的还原能力必须大于还原产物的能力，氧化还原反应才能发生。即：氧化剂+ 还原剂 还原产物+ 氧化产物（强氧化性）(强还原性)(弱还原性)（弱氧化性）(2)同种元素之间，若价态相邻，则不发生氧化还原反应；若价态相间隔，一般在一定条件下能反应。如C与CO不能反应而C与CO2可以

11、反应。（3）同种元素不同价态物质间的氧化还原反应，氧化剂被还原到的价态不能低于还原剂被氧化到的价态。如：（4）多个氧化剂的混合物遇同一还原剂时，氧化性强的优先反应。反之亦然。如把一定量的Zn粉加入到物质的量浓度相同的Ag+、Cu2+的混合溶液中。因氧化能力Ag+Cu2+，所以Zn先被Ag+氧化离子反应和离子方程式 概念在溶液中（或熔化状态下）有离子参加或生成的反应。类型离子非氧化还原反应离子互换反应（生成气体、沉淀或弱电解质）；碱性氧化物与酸反应；酸性氧化物与碱反应；离子氧化还原反应置换反应（金属单质或非金属单质的相对活泼性）；一般离子氧化还原反应（生成氧化性或还原性更弱的物质）表示方法化学方程式用参加反应的有关物质的分子式表示离子反应的式子。离子方程式用实际参加反应的离子符号表示化学反应的式子。书写方程式写：写出反应的化学方程式；拆：把易溶于水、易电离的物质拆写成离子形式。删：将不参加反应的离子从方程式两端删去；查：检查方程式两端各元素的原子个数和电荷数是否相等；意义不仅表示一定物质间的某个反应，而且还能表示同一类的反应。