2022年高考化學大串講 專題06 氧化還原反應教案

2022年高考化學大串講 專題06 氧化還原反應教案一、氧化還原反應基本概念1概念本質：凡有電子得失或共用電子對偏移的一類反應稱氧化還原反應，得失電子數相等。特征：是反應前后有元素化合價發(fā)生變化的反應。2. 氧化還原反應電子轉移的表示方法雙線橋法： 單線橋法：3. 重要的氧化劑和還原劑物質在反應中是作氧化劑還是作還原劑，表觀上可通過元素的化合價來判斷。一般來說，元素處于最高化合價時，只能作為氧化劑；元素處于最低化合價時，只能作還原劑；元素處于中間化合價時，既可作氧化劑，也可作還原劑。 常見的氧化劑物質類型舉例對應的還原產物活潑的非金屬單質X2（鹵素） X- O2 O2- 、H2O 、OH- 元素處于高化合價時的化合物或離子氧化物MnO2 Mn2+ 含氧酸濃硫酸 SO2 HNO3 NO、NO2 鹽KMnO4 Mn2+ Fe3+ Fe2+ 過氧化物Na2O2 、H2O2 H2O 常見氧化劑的氧化性順序為：Fe3+ Cu2+H+ Fe2+ Zn2+ 常見的還原劑有物質類型舉例對應的氧化產物活潑的金屬單質Zn Zn2+ 活潑的非金屬單質H2 H2O C CO 、 CO2 元素處于低化合價時的化合物或離子氧化物CO CO2 SO2 SO3 、H2SO4 酸H2S S HCl、HBr 、HI Cl2、 Br2 、 I2 H2SO3 H2SO4 鹽Fe2+ Fe3+ SO32- SO42- 常見還原劑的還原性順序為：S2-(H2S) SO32- (SO2、H2SO3)I- Fe2+ Br - Cl- 例1已知氧化還原反應： 2Cu(IO3)224KI12H2SO42CuI13I212K2SO412H2O。則有關該反應的說法正確的是（ ）A 當1molCu(IO3)2發(fā)生反應共轉移的電子為10mol B 反應中KI被氧化C I2是氧化產物CuI是還原產物 D 當1molCu(IO3)2發(fā)生反應被Cu2+氧化的I為2mol例2已知二氯化二硫(S2Cl2)的結構式為ClSSCl，它易與水反應2S2Cl22H2O=4HClSO23S。對該反應的說法正確的是A S2Cl2中S的化合價為-2 B H2O作還原劑C 每生成1 mol SO2轉移3 mol電子 D 氧化產物與還原產物物質的量比為31【答案】C【解析】A.由化合物中正負化合物的代數和為零可知，S2Cl2中氯元素化合價為-1，則硫元素的化合價為+1，故A說法錯誤；B.在該反應中，H2O中的氫和氧的化合價反應前后均沒有發(fā)生變化，故H2O既不是氧化劑，也不是還原劑，故B說法錯誤；C.在該反應中硫元素的化合價由+1價上升到+4價，則每生成1mol SO2轉移3 mol電子，故C說法正確；D.在該反應中氧化產物是SO2，還原產物是S，二者的物質的量之比是13，故D說法錯誤。二、氧化性、還原性強弱的判斷方法和依據氧化性 得 電子性（填“得”或“失”），得到電子越容易氧化性越 強 ；還原性 失 電子性（填“得”或“失”），失去電子越容易還原性越 強 。與得失電子的多少 無 關。如：還原性：NaMgAl ，氧化性：濃HNO3稀HNO31. 根據元素在周期表中的位置同周期元素：從左至右，金屬性（ 還原 性）逐漸減弱 ，非金屬性（ 氧化 性）逐漸增強；同主族元素：從上至下，金屬性（ 還原 性）逐漸增強 ，非金屬性（ 氧化 性）逐漸減弱 。 2. 根據金屬活動順序3. 根據非金屬活動順序非金屬的活動順序一般為：FOClBr IS 氧化性逐漸減弱 ；F O2 Cl Br I S2 還原性逐漸 增強 。4. 依據反應式中的反應物和生成物之間的關系 氧化劑 的氧化性 氧化產物 的氧化性 還原劑 的還原性 還原產物 的還原性5. 氧化性、還原性的強弱與溫度、濃度、酸堿性的關系溫度：升高溫度，氧化劑的氧化性增強，還原劑的還原性也增強。如：熱的濃硫酸的氧化性比冷的濃硫酸的氧化性強 。若不同的氧化劑(或還原劑)與同一還原劑(或氧化劑)發(fā)生反應時，所需溫度高低不同，則溫度低的氧化性(或還原性)強，反之則弱。例：已知 MnO2+4HCl（濃）MnCl2+Cl2+2H2O， 2KMnO4 + 16HCl = 2KCl +2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O 4HCl+O2 2Cl2 + 2H2O， 則KMnO4 、MnO2 、O2 氧化性強弱的順序為： KMnO4 > MnO2 > O2 濃度 一般情況下，同種氧化劑(或還原劑)濃度越大，氧化性(或還原性)越強。如：濃硝酸的氧化性比稀硝酸強 ；濃H2SO4的氧化性比稀H2SO4強；濃鹽酸還原MnO2生成氯氣，而稀鹽酸不與MnO2反應，說明還原性：濃鹽酸>稀鹽酸。 酸堿性 溶液的酸性增強，氧化劑的氧化性增強，很多氧化劑在酸性溶液中能氧化某些物質，在中性溶液中就不一定能氧化了。如：中性環(huán)境中NO3- 不顯氧化性，酸性環(huán)境中NO3- 顯氧化性；KMnO4、KClO3能氧化濃HCl中的Cl-，而不能在NaCl溶液中氧化Cl- ；KMnO4氧化Fe2+ 也要在酸性條件下進行。6. 根據氧化還原程度的大小相同條件下，不同的氧化劑與同一種還原劑反應，使還原劑氧化程度大的(價態(tài)高的)氧化性強。例如：2Fe +3Br2 2FeBr3 , Fe +S FeS ，說明氧化性：Br2 > S。相同條件下，不同的還原劑使同種氧化劑還原程度大的(價態(tài)低的)還原性強。例如：8HI+H2SO4(濃)= H2S+4I2+4H2O，2HBr+H2SO4(濃)= SO2+Br2+2H2O說明還原性；HI 大于 HBr。7. 根據元素化合價高低比較 同一元素的陽離子高價態(tài)的氧化性大于其低價態(tài)的氧化性。如氧化性： Fe3+ > Fe2+，Sn4+> Sn2+ 含氧酸的比較 在濃度相同時，具有可變化合價的同一元素在組成不同含氧酸時，該元素價態(tài)較低者氧化性強。如氧化性：HClO > HClO2 > HClO3 > HClO4 8. 根據原電池的正負極來判斷在原電池中，作負極的金屬的還原性一般比作正極金屬的還原性強 。9. 根據電解池中溶液里陰、陽離子在兩極放電順序來判斷如：Cl- 失去電子的能力> OH-，還原性：Cl- > OH- 。例3SO2氣體與足量Fe2(SO4)3溶液完全反應后，再加入K2Cr2O7溶液，發(fā)生如下兩個化學反應：SO22Fe32H2O=SO42-2Fe 24H；Cr2O72-6Fe214H=2Cr36Fe37H2O。下列有關說法不正確的是（ ）A SO2發(fā)生氧化反應B 若有13.44 L SO2(標準狀況)參加反應，則最終消耗0.4mol K2Cr2O7C 氧化性：SO42- < Fe3 < Cr2O72-D 每0.2 mol K2Cr2O7參加反應，轉移電子的數目為1.2NA【答案】B例4將SO2通入足量Fe2(SO4)3溶液中,完全反應后再加入K2CrO4溶液,發(fā)生的兩個化學反應為SO2+2Fe3+2H2O=SO42-+2Fe2+W,Cr2O72-+aFe2+bH+Cr3+Fe3+H2O,下列有關說法正確的是A 還原性:Cr3+>SO2 B 配平后方程式中,a=6,b=7C Cr2O72-能將Na2SO3氧化成Na2SO4 D 方程式中W為OH-三、氧化還原反應的有關規(guī)律1. 守恒規(guī)律： 得 電子總數 = 失 電子總數(1)質量守恒：反應前后元素的種類和質量不變。(2)電子守恒：即氧化劑得電子的總數等于還原劑失電子的總數。這是配平氧化還原反應方程式的依據，也是有關氧化還原反應計算的依據。(3)電荷守恒：離子方程式中反應物中各離子的電荷總數與產物中各離子的電荷總數相等。書寫氧化還原反應的離子方程式時要注意滿足電荷守恒，如Fe3Cu=Fe2Cu2(錯誤) ,2Fe3Cu=2Fe2Cu2(正確)。2. 價態(tài)規(guī)中規(guī)律：同種元素不同價態(tài)之間發(fā)生反應，元素化合價靠近不交叉；相鄰價態(tài)間不發(fā)生氧化還原。如：H2S + H2SO4（濃）S + SO2 + H2O (或SO2 + H2O)Fe3+ + Fe Fe2+ ， Fe3+ + Fe2+ 不反應。3. 強弱規(guī)律： 兩強兩弱： 氧化性：氧化劑氧化產物 還原性：還原劑還原產物 先強后弱：當幾個氧化反應均可發(fā)生時，氧化性或還原性強的微粒優(yōu)先反應。如：Cl2與FeBr2反應，Cl2先氧化Fe2+ ，再氧化Br ；Cl2與FeI2反應，Cl2先氧化 I ，再氧化Fe2+ 。例5已知M2On2可與R2 作用，R2被氧化為R單質，M2On2的還原產物中，M為3價；又知 c(M2On2)0.3 mol·L1的溶液100 mL可與c(R2)0.6 mol·L1的溶液150 mL恰好完全反應，則n值為A 4 B 5 C 6 D 7【答案】D【解析】分析題意知M2On2是氧化劑，M顯+(n1)價，對應還原產物中M為+3價，有關系式，R2是還原劑，對應氧化產物是R單質，有關系式，已知n(M2On2)=0.3mol/L×0.1L=0.03mol，n(R2)=0.6mol/L×0.15L=0.09mol，因為恰好反應，根據電子得失守恒有：0.03mol×(2n-8)e=0.09mol×2e。解得n=7，答案選D。例6某離子反應中涉及、六種微粒，其中的物質的量隨時間變化的曲線如圖所示。下列判斷正確的是A 該反應的氧化劑ClO-，還原產物是 B 消耗1 mol還原劑，轉移6 mol電子C 水是生成物，且反應后溶液的酸性明顯增強 D 氧化劑與還原劑的物質的量之比為2：3【答案】C四、氧化還原反應方程式的配平 氧化還原反應的實質是反應過程中發(fā)生了電子轉移，而氧化劑得電子總數(或元素化合價降低總數)必然等于還原劑失電子總數(或元素化合價升高總數)，根據這一原則可以對氧化還原反應的化學方程式進行配平。1. 配平的基本步驟：(1)標好價：正確標出反應前后化合價有變化的元素的化合價。(2)列變化：列出元素化合價升高和降低的數值。(3)求總數：求元素化合價升高和降低的總數，確定氧化劑、還原劑、氧化產物、還原產物的化學計量數。(4)配系數：用觀察法配平其他各物質的化學計量數。(5)細檢查：利用“守恒”三原則(即質量守恒、得失電子守恒、電荷守恒)，逐項檢查配平的方程式是否正確。2配平的三大守恒原則3配平的四種方法技巧(1)正向配平法：適合反應物分別是氧化劑、還原劑的反應，配平按以下4步進行。例如：(2)逆向配平法：適用于一種元素的化合價既升高又降低的反應和分解反應中的氧化還原反應。先確定生成物的化學計量數，然后再確定反應物的化學計量數。例如： KOH(熱、濃)K2 化合價降低2K2O3H2O 化合價升高4由于S的化合價既升又降，而且升降總數要相等，所以K2S的化學計量數為2，K2SO3的化學計量數為1，然后確定S的化學計量數為3。(3)奇數配偶法：適用于物質種類少且分子組成簡單的氧化還原反應。如SCKNO3CO2N2K2S，反應物KNO3中三種元素原子數均為奇數，而生成物中三種元素的原子數均為偶數，故可將KNO3乘以2，然后用觀察法配平得：S3C2KNO3=3CO2N2K2S。(4)缺項配平法：對于化學反應方程式，所缺物質往往是酸、堿或水；如果是離子方程式，所缺物質往往是H、OH或水?？梢愿鶕|量守恒先寫出所缺物質，再用其他守恒法配平。如果無法確定所缺物質，可先依據元素化合價的升降相等原則將已知的物質配平，然后再根據質量守恒確定所缺物質的化學式及化學計量數。例7 知在稀硫酸中，KBrO3和KI能發(fā)生以下反應(均未配平)：BrO3+H+IIO3+Br2+H2O IO3+H+ BrBr2+I2+H2O（1）試比較在酸性條件下BrO3、Br2、IO3、I2氧化性的強弱：_。（2）配平下列反應的離子方程式：_BrO3+_H+_I _I2+ _Br+_H2O，反應中的氧化劑是_；被氧化的元素是_。（3）以下離子方程式錯誤的是_(選填答案編號)。a6I+ BrO3+ 6H + 3I2 + Br+ 3H2O bIO3+ BrI+ BrO3c5I+ 6BrO3+ 6H + 3 Br2+ 5 IO3+ 3H2O d5I+ 2BrO3+ 6H + Br2 + IO3+ 2I2 + 3H2O【答案】BrO3IO3Br2I2166313BrO3碘b例8完成下列方程式的書寫及配平。(1) _NaBO2_SiO2_Na_H2=_NaBH4_Na2SiO3；_(2) _P_FeO_CaO _Ca3(PO4)2_Fe；_(3) _P4_KOH_H2O=_K3PO4_PH3；_(4) _BiO3_Mn2_=_Bi3_ MnO4-_；_。(5)向盛有H2O2溶液的試管中加入幾滴酸化的FeCl2溶液，溶液變成棕黃色，發(fā)生反應的離子方程式為_。(6)煙氣中含有SO2和NO，寫出用NaClO2溶液將煙氣中NO轉化成NO3的離子方程式：_。(7)一定條件下，向FeSO4溶液中滴加堿性NaBH4溶液，溶液中BH4- (B元素的化合價為3)與Fe2反應生成納米鐵粉、H2和B(OH)4，其離子方程式為_?！敬鸢浮?24212 253152 9 3 3 55214H527H2O2Fe2H2O22H=2Fe32H2O4NO+3ClO2-+4OH-=4NO3-+3Cl-+2H2O2Fe2+BH4-+4OH-=2Fe+2H2+B(OH)4-