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南京市2011届高三化学专题复习--氧化还原反应

※基本信息※
- 资料类型：教(学)案
- 教材版本：不限
- 适用学校：不限
- 所需点数：1点
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- 更新时间：2010-10-14 08:43:19
- 上传时间：2010-10-14 08:44:29
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※资料简介※
氧化还原反应
班级            学号           姓名
【考试要求】
1、了解氧化还原反应的概念及常见的氧化还原反应；
2、能根据氧化还原反应方程式确定氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物；
3、能根据一些事实判断氧化性、还原性的强弱并且掌握其应用；
4、掌握利用得、失电子守恒进行氧化还原的有关计算；
5、掌握氧化还原的一般规律并且应用其进行书写氧化还原方程式；
6、学会用单线桥或双线桥来表示氧化还原反应过程中的电子转移；
7．掌握常见氧化还原方程式的配平。
【命题趋势】
1、判断氧化还原的反应物或生成物，配平氧化还原反应
2、判断氧化剂或还原剂的强弱
3、运用电子守恒规律进行有关计算
【要点梳理】
一、基本概念：
1、氧化还原反应：
（1）本质：______________________________________
（2）判断依据：________________________________________
    注意：特殊物质中元素化合价的确定。KSCN、CrO5、H2S2O8
（3）与四种基本反应类型的之间的关系：____________________________________
（4）用单、双线桥法表示反应：H2 + CuO == Cu + H2O的电子转移。
2、氧化剂与还原剂：
（1）氧化剂：在反应中元素化合价_________，发生________反应，生成_________产物
（2）还原剂：在反应中元素化合价_________，发生________反应，生成_________产物
   注意：氧化剂与还原剂可能是同种物质，如_______________________________________
        氧化产物与还原产物可能是同种物质，如___________________________________
（3）常见的氧化剂有：_______________________________________________________
       常见的还原剂有：_______________________________________________________
3、氧化还原方程式的配平：
配平方法：常规法、倒推法、整体法、等价法、零价法、本质法、万能法等。
一般步骤：首先找准研究对象（只有真正参与氧化还原反应的物质才能作研究对象）；其次是标出研究对象中元素化合价的改变；最后要满足化合价升降守恒及质量守恒。
（1）HCl + KMnO4 —— KCl + MnCl2 + Cl2↑ + H2O
（2）S + KOH ——K2S + K2SO3 + H2O
（3）As2S3 + HNO3 + H2O —— H3AsO4 + H2SO4 + NO↑
（4）P4 + CuSO4 + H2O ——Cu3P + H3PO4 + H2SO4
（5）Fe3O4+K2Cr2O7+H2SO4 ——Cr2(SO4)3+Fe2(SO4)3+K2SO4 +H2O
（6）Na2Sx +NaClO + NaOH ----- Na2SO4 + NaCl +H2O
（7）Fe3C + HNO3 ——Fe（NO3）3 + CO2↑ + NO2↑ +_________
（8）NH4NO3 —— N2↑ + HNO3 + H2O
二、一般规律：
1．强氧化剂 + 强还原剂 → 弱还原剂 + 弱氧化剂
例如：Cl2 + 2KI == 2KCl + I2
氧化性：Cl2 _____ I2 ；还原性I- ______Cl-
    注意：Cl2 + H2O2 == 2HCl + O2
解释：常温下，Cl2的氧化性强于O2，而在高温下，O2的氧化性强于Cl2。（为什么？）
思考：还有哪些方法可判断氧化性（或还原性）的相对强弱？
      ___________________________________________________________
2．非金属单质的氧化性越强，其简单阴离子的还原性就越弱；
金属单质的还原性越强，其简单阳离子的氧化性就越弱。
    注意：Ag+ > Fe3+ > Cu2+ > Fe2+（氧化性）
   推广：较高价态的微粒的氧化性越强，其对应的较低价态的微粒的还原性就越弱。
         氧化性：Fe3+ > I2        则还原性为： Fe2+ < I-
   应用：写出向FeBr2溶液中通入一定量的Cl2后，当有一半的Br-被氧化时的离子方程式
         _______________________________________________________________
3．元素的最高价只有氧化性，最低价只有还原性，中间价态既有氧化性又有还原性；
4．同种元素的相邻价态的物质之间不反应。
   例如：强氧化剂浓硫酸与强还原剂SO2不反应。
5．一般地，同种元素的价态越高，其氧化性越强。
   例外：氧化性：HClO > HClO2 > HClO3 > HClO4（与结构和键有关）。
6．一般地，在反应中元素的化合价总是慢慢升，慢慢降。
   判断：H2S + H2SO4（浓）—— S + SO2 +H2O中的氧化产物和还原产物？
7．歧化：同种物质中同种元素发生的自身氧化还原。
   实例：X2、S、P等非金属单质与NaOH溶液的反应；NO2、ClO2与NaOH的反应等。
         3S + 6NaOH == 2Na2S + Na2SO4 + 3H2O
         2NO2 + 2NaOH == NaNO2 + NaNO3 + H2O
归中：不同物质中、不同价态的同种元素在一定条件下发生的氧化还原反应。
   实例：非金属的简单阴离子与较高价态阴离子在强酸性溶液中会归中到非金属单质（其实是歧化的逆过程）；NO、NO2与NaOH的反应等。
2S2- + SO32- + 6H+ == 3S ↓+ 3H2O
        NO + NO2 + 2NaOH ==2 NaNO2 + H2O
8．有升必有降，而且总升=总降。
三、氧化性、还原性的强弱判断：
1．根据方程式判断：氧化剂的氧化性强于氧化产物的氧化性，还原剂的还原性强于还原产物的还原性。
2．根据金属（或非金属）的活动性判断。
   金属单质的还原性与其活动性顺序基本一致（除Sn和Pb例外）
   常见非金属单质的氧化性：F2 > Cl2 > Br2 > I2 > S
3．由反应条件的难易来判断。
   如通过非金属单质与H2反应的条件来判断非金属单质的氧化性；
   如浓硫酸与浓硝酸分别与铜反应，根据是否加热来比较浓硫酸与浓硝酸的氧化性。
4．根据与同种物质反应后氧化产物的价态高低来判断。
   如Cl2与S分别与铁反应，通过氧化产物中铁元素的价态高低来比较Cl2与S的氧化性。
5．根据元素周期律来判断。
   同一周期从左到右，单质的氧化性逐渐增强，还原性逐渐减弱。
   同一主族从上到下，单质的氧化性逐渐减弱，还原性逐渐增强。
6．根据原电池的正、负电极或电解池中两电极上离子的放电顺序判断。
7．由同种元素的不同价态来判断。
   一般地，同种元素的价态越高，其氧化性越强。（氯的含氧酸例外）
8．根据物质的浓度大小判断。
   如硝酸：浓度越大，氧化性越强。
【典例精析】
例1．硝酸发生氧化还原反应的时候，一般硝酸浓度越稀，对应还原产物中氮的化合价越低。现有一定量的铝粉和铁粉的混合物与一定量很稀的HNO3充分反应，反应过程中无任何气体放出。在反应结束后的溶液中，逐滴加入4mol/LNaOH溶液，所加NaOH溶液的体积（mL）与产生沉淀的物质的量（mol）关系如图所示。
求（1）混合物中铝粉为           mol,铁粉为       mol。（2）B的数值              mol。（3）C的数值             mL。
解析：首先要根据图像来判断铝粉和铁粉的混合物与稀HNO3反应后溶液中所存在的离子情况。根据反应中无任何气体放出可判断反应中硝酸被还原的产物是 NH4+，再根据图像发现刚开始加入NaOH溶液时无沉淀产生，可知在反应中硝酸是过量的，因此反应后铁转化为Fe3+，铝转化为Al3+，综合上述，反应后溶液的离子有：H+、Fe3+、NH4+、Al3+、NO3-。因此，不难判断有关物质与OH-反应的先后次序为H+、Fe3+、Al3+、NH4+、Al（OH）3 。
在向上述溶液中加入NaOH溶液时，先后发生反应的离子方程式为：
O-C段：H++OH-=H2O;
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