高考化學專題復習——氧化還原反應

1、高考化學專題復習氧化還原反應本節(jié)考點：1理解氧化還原反應,了解氧化劑和還原劑等概念。此類試題主要考查考生對氧化還原的有關概念的理解。 2掌握重要氧化劑、還原劑之間的常見反應。此類試題主要考查考生判斷氧化還原反應中物質的氧化性、還原性的強弱。3能判斷氧化還原反應中電子轉移的方向和數(shù)目，并能配平反應方程式。此類試題主要考查考生有關得失電子守恒的應用能力、氧化還原反應方程式配平技巧的掌握程度及思維的推演和抽象能力等。4在高考中直接配平氧化還原方程式的題型在前些年常有出現(xiàn)，但近幾年卻幾乎沒有出現(xiàn)過，而是以選擇題和填空題等題型為主。 5氧化還原部分的內容每年高考都要考到，無一例外，但直接考查氧化還原反應

2、的題在高考化學試卷中所占比重并不大，只占幾分，一般不會超過十分。一、氧化還原反應的基本概念例1、下列變化中，需要加入氧化劑的是（ ）ASO2SO3 BHClH2 CFeCl2FeCl3 DFe2O3Fe 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：氧化劑氧化產物；還原性：還原劑還原產物。 例3.根據反應：I2+SO2+2H2O=H2SO4+2HI 2FeCl2+Cl2=2FeCl3 2FeCl3+2HI=2FeCl2+I2+2HCl 可知：I-、Fe2+、Cl-、SO2的還原性由強到弱的順序是（ ） AI-Fe2+Cl-SO2 BCl-Fe2+SO2I- CFe2+I-Cl

3、-SO2 DSO2I-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，即反應式中的物質應符合“氧化性：氧化劑氧化產物；還原性：還原劑還原產物”。 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+H2O2I-Cl2Br2I2S， 還原性：NaKRbCs。離子還原性：F-Cl-Br-I-K+Rb+Cs+3.根據金屬活動順序：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+（

4、H+）Cu2+ Fe3+ Ag+ 氧 化 性 漸 強4.據原電池電極：負極金屬比正極金屬活潑（還原性強）；據電解池中放電順序，先得電子者氧化性強，先失電子者還原性強。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）：S2-I-Br-Cl-OH-NO3-SO42-F- 5根據化合價：同種元素價態(tài)越高，氧化性越強（如Fe3+Fe2+），但例外地，氧化性：HClOHClO2HClO3HClO4），最高價態(tài)只有氧化性；價態(tài)越低，還原性越強（如S2-SSO2），最低價態(tài)只有還原性；中間價態(tài)兼具氧化性和還原性。6.根據反應條件：反應原理相似的不同反應中，反應條件要求

5、越低，說明氧化劑或還原劑越強。 則以上三個反應中氧化劑的氧化能力由強到弱的順序是_。 7. 外界條件對氧化性或還原性強弱的影響（同一物質在不同條件下的氧化性或還原性）（1）、物質的濃度越高，氧化性或還原性越強。（2）、溫度越高，氧化性或還原性越強。（3）、酸性越強，氧化性越強；堿性越強，還原性越強。注意：比較氧化性和還原性強弱的根本依據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。三、氧化還原反應中電子轉移的表示方法雙線橋法1、雙箭號從反應物指向生成物，箭號起止所指的均為同一種元素。2、線上標出得失電子的情況及價的升降、被氧化或被還原等內容。氧化劑為Fe2O3，還原劑為CO，氧

6、化產物為CO2，還原產物為Fe。 氧化劑為HCl，還原劑為Zn，氧化產物為ZnCl2，還原產物為H2。單橋線法1、箭號由還原劑中失電子的元素指向氧化劑中得電子的元素；2、線上只標出轉移電子的總數(shù)。 四、氧化還原反應的本質及應用 氧化還原反應的特征是化合價的升降，其本質是電子的轉移，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，也是判斷氧化產物或還原產物的依據。 例6.據反應式N2H5+4Fe3+4Fe2+Y+，其氧化產物可能是_。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，

7、Cr2O72-全部轉化為Cr3+，則K2Cr2O7溶液的物質的量濃度為（） A0.033mol/L B0.1mol/L C0.2mol/L D0.3mol/L例8.硫代硫酸鈉可作為脫氯劑,已知25.0mL0.100mol/LNa2S2O3溶液恰好把224mL(標準狀況下)Cl2完全轉化為Cl離子,則S2O32將轉化成( )A.S2 B.S C.SO32 D.SO42 例9.某金屬單質和一定濃度的硝酸反應，假定只產生單一的還原產物，當參加反應的單質與被還原硝酸的物質的量之比為21時，還原產物是（ ） ANO2 BNO CN2ODN2 例10.在酸性溶液中，下列物質氧化KI時，自身發(fā)生如下變化：F

8、e3+Fe2+；MnO4-Mn2+；Cl22Cl-；HNO2NO。如果分別用等物質的量的這些物質氧化足量的KI，得到I2最多的是（ ） AFe3+ BMnO4-CCl2DHNO2 【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。 五、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-、S2-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。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Cu。 例11.FeC

9、l2溶液中混有FeI2雜質，根據已知反應：2FeCl3+2KI=2FeCl2+2KCl+I2；2FeCl2+Cl2=2FeCl3；F2+2KI（固）=2KF+I2中的有關事實，要除去其中的FeI2，應選用的試劑是（ ） AF2B過量Cl2 CFeCl3 DFeCl2例12.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：Cl2的量FeBr2溶液FeI2溶液0.05mol0.10mol0.15mol 2.價態(tài)歸中規(guī)律：同種元素的不同價態(tài)物質之間反應，產物中該元素的化合價為反應物的中間價態(tài)，如2H2S

10、+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： 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）：GQ+NaCl；Q+H2OX+H2；Y+NaOHG+Q+H2O；Z+NaOHQ+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_。 六、氧化還原反應方程式的配平氧化還原反應配平的依據是兩個守恒：質量守恒定律（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。1、依據：化合價升降總

11、數(shù)相等或電子轉移總數(shù)相等2、步驟：（1）、標出發(fā)生變化的元素的化合價；（2）、列出各價態(tài)的升降及數(shù)值；（3）、用最小公倍數(shù)法使化合價升降總數(shù)相等；（4）、用觀察法配平其他元素；（5）最后用氧元素檢查是否配平，并將“”改為“”。3、氧化還原方程式的配平關鍵問題：列出化合價升降，再使化合價升降總數(shù)相等。方法技巧：一般從完全變價的物質入手，對于部分變價的物質應從產物入手。例：配平分析與過程 分析：HNO3中的N元素只有部分被還原，從產物入手配平。過程：（1）列升降： （2）使化合價升降相等： 3CuHNO3Cu(NO3)22NOH2O（3）觀察法配平： 3Cu8HNO33Cu(NO3)22NO4H2O 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+ M