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第一章化學(xué)反應(yīng)及其能量變化專題復(fù)習(xí)

時(shí)間：2023-02-27 07:58:30 高三化學(xué)教案我要投稿

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第一節(jié) 氧化還原反應(yīng)

1、氧化還原反應(yīng)的重要概念

第一章化學(xué)反應(yīng)及其能量變化專題復(fù)習(xí)

練習(xí)1：判斷下列那些為氧化還原反應(yīng)，并說出理由

IBr + H₂O = HBr + HIO

KOH+Cl₂=KCl +KClO+H₂O

NaH+H₂O =NaOH+H₂

CaO₂+H₂O =Ca(OH)₂ +H₂O₂

5C₂H₅OH +2KMnO₄+3H₂SO₄ →5CH₃CHO +K₂SO₄+2MnSO₄ +8H₂O

氧化還原反應(yīng)的實(shí)質(zhì)是，

判斷氧化還原反應(yīng)的依據(jù)是。

小結(jié)：氧化還原反應(yīng)發(fā)生規(guī)律和有關(guān)概念可用如下式子表示：

化合價(jià)升高、失電子、變成

化合價(jià)降低、得電子、變成

氧化劑+還原劑還原產(chǎn)物+氧化產(chǎn)物

練習(xí)：練習(xí)1中是氧化還原反應(yīng)的，請(qǐng)指出氧化劑，還原劑，氧化產(chǎn)物，還原產(chǎn)物，標(biāo)出電子轉(zhuǎn)移的方向和數(shù)目。

2、物質(zhì)氧化性和還原性相對(duì)強(qiáng)弱的判斷方法

（1）根據(jù)金屬活動(dòng)順序進(jìn)行判斷

[說明]一般來說，越活潑的金屬，失電子氧化成金屬陽離子越容易，其陽離子得電子還原成金屬單質(zhì)越難，氧化性越弱；反之，越不活潑的金屬，失電子氧化成金屬陽離子越難，其陽離子得電子還原成金屬單質(zhì)越容易，氧化性越強(qiáng)。如Cu²⁺+2e→Cu遠(yuǎn)比Na⁺ +e→Na容易，即氧化性Cu²⁺>Na⁺,還原性Na> Cu

（2）根據(jù)非金屬活動(dòng)順序進(jìn)行判斷

（3）根據(jù)氧化還原反應(yīng)的發(fā)生規(guī)律判斷

氧化還原反應(yīng)發(fā)生規(guī)律可用如下式子表示：

化合價(jià)升高、失電子、變成

化合價(jià)降低、得電子、變成

氧化劑+還原劑還原產(chǎn)物+氧化產(chǎn)物

氧化性：反應(yīng)物中的強(qiáng)氧化劑，生成物中的弱氧化劑

還原性：反應(yīng)物中的強(qiáng)還原劑，生成物中的弱述原劑

例：已知①2FeCl₃+2KI=2FeCl₂+I₂+2KCl

②2FeCl₂+C1₂=2FeCl₃

由①知，氧化性Fe³⁺>I₂，由②知，氧化性C1₂>Fe³⁺，綜合①②結(jié)論，可知氧化性Cl₂>Fe³⁺

（4）根據(jù)氧化還原反應(yīng)發(fā)生反應(yīng)條件的不同進(jìn)行判斷

如：Mn0₂十4HCl(濃)?MnCl₂+C1₂↑+2H₂0

2KMn0₄十16HCl(濃)=2MnCl₂+5C1₂↑+8H₂O

后者比前者容易(不需要加熱)，可判斷氧化性 KMn0₄>Mn0₂

（5）根據(jù)被氧化或被還原的程度的不同進(jìn)行判斷

Cu十C1₂?CuCl₂

2Cu+S ? Cu₂S

C1₂可把Cu氧化到Cu(+2價(jià))，而S只能把Cu氧化到 Cu(+1價(jià))，這說明氧化性Cl₂>S

（6）根據(jù)元素周期表判斷

①對(duì)同一周期金屬而言，從左到右其金屬活潑性依次減弱。如Na、Mg、A1金屬性依次減弱，其還原性也依次減弱。

②對(duì)同主族的金屬和非金屬可按上述方法分析。

3、氧化還原反應(yīng)的基本規(guī)律

（1）表現(xiàn)性質(zhì)規(guī)律

當(dāng)元素具有可變化合價(jià)時(shí),一般處于最高價(jià)態(tài)時(shí)只具有氧化性，處于最低價(jià)態(tài)時(shí)只具有原性，處于中間價(jià)態(tài)時(shí)既具有氧化性又具有還原姓。如：濃H₂SO₄的S只具有氧化性，H₂S中的S只具有還原性，單質(zhì)S既具有氧化性又具有還原性。

（2）性質(zhì)強(qiáng)弱規(guī)律

在氧化還原反應(yīng)中，強(qiáng)氧化劑+強(qiáng)還原劑=弱氧化劑(氧化產(chǎn)物)+弱還原劑(還原產(chǎn)物)，即氧化劑的氧化性比氧化產(chǎn)物強(qiáng)，還原劑的還原性比還原產(chǎn)物強(qiáng)。如由反應(yīng)2FeCl₃+2KI=2FeC₃+2KCl+I₂可知， FeCl₃的氧化性比I₂強(qiáng)，KI的還原性比FeCl₂強(qiáng)。

一般來說，含有同種元素不同價(jià)態(tài)的物質(zhì)，價(jià)態(tài)越高氧化性越強(qiáng)(氯的含氧酸除外)，價(jià)態(tài)越低還原性越強(qiáng)。如氧化性：濃H₂SO₄，S0₂(H₂S0₃)，S；還原性： H₂S>S>SO₂。

在金屬活動(dòng)性順序表中，從左到右單質(zhì)的還原性逐漸減弱，陽離子(鐵指Fe²⁺)的氧化性逐漸增強(qiáng)。

（3）反應(yīng)先后規(guī)律

同一氧化劑與含多種還原劑(物質(zhì)的量濃度相同)的溶液反應(yīng)時(shí)，首先被氧化的是還原性較強(qiáng)的物質(zhì)；同一還原劑與含多種氧化劑(物質(zhì)的量濃度相同)的溶液反應(yīng)時(shí)，首先被還原的是氧化性較強(qiáng)的物質(zhì)。如：將Cl₂通人物質(zhì)的量濃度相同的NaBr和NaI的混合液中，C1₂首先與NaI反應(yīng)；將過量鐵粉加入到物質(zhì)的`量濃度相同的Fe²⁺、和Cu²⁺的混合溶液中，F(xiàn)e首先與Fe³⁺反應(yīng)。FeBr₂ 中通入Cl₂ ,HBr和H₂SO₃ 中通入Cl₂

（4）價(jià)態(tài)歸中規(guī)律

含不同價(jià)態(tài)同種元素的物質(zhì)問發(fā)生氧化還原反應(yīng)時(shí)，該元素價(jià)態(tài)的變化一定遵循“高價(jià)+低價(jià)一中間價(jià)”，而不會(huì)出現(xiàn)交錯(cuò)現(xiàn)象。

-5e^-

+5e^-

-6e^-

+6e^-

KClO₃+6HCl =KCl+3Cl₂+3H₂O 而不是KClO₃+2HCl=KCl+3Cl₂+3H₂O

(5)歧化反應(yīng)規(guī)律

發(fā)生在同一物質(zhì)分子內(nèi)、同一價(jià)態(tài)的同一元素之間的氧化還原反應(yīng)，叫做歧化反應(yīng)。其反應(yīng)規(guī)律是：所得產(chǎn)物中，該元素一部分價(jià)態(tài)升高，一部分價(jià)態(tài)降低，即“中間價(jià)→高價(jià)+低價(jià)”。具有多種價(jià)態(tài)的元素(如氯、硫、氮和磷元素等)均可發(fā)生歧化反應(yīng)，如：

Cl₂十2NaOH=NaCl十NaClO十H₂0

5、有關(guān)計(jì)算

在氧化還原反應(yīng)中，氧化劑與還原劑得失電子數(shù)相等。這是進(jìn)行氧化還原反應(yīng)計(jì)算的基本依據(jù)。

舉例：

1、在100mLFeBr₂ 中通入Cl₂ 2.24L(STP),充分反應(yīng)后，有的Br^-被氧化，則原FeBr₂的濃度是多少mol·L^-1 （分別用電子得失相等和電解質(zhì)溶液電荷守恒來解題）

2、物質(zhì)的量相等的HBr和H₂SO₃ 溶液中，中通入0.1mol Cl₂ ，結(jié)果有的Br^-被氧化，求HBr的物質(zhì)的量？

有機(jī)物化合價(jià)升降的計(jì)算

(1)得氧或失氫被氧化，每得1個(gè)O原子或失去2個(gè)H原子，化合價(jià)升高2。

(2)失氧或得氫被還原，每失去1個(gè)O原子或得2個(gè)H原子，化合價(jià)降低2。

例：CH₃CH₂0H CH₃CHO CH₃COOH

過程(1)是失氫，氧化過程，化合價(jià)升高1×2

過程(2)是得氧，氧化過程，化合價(jià)升高2×1