创新设计总复习高中化学专题一 第3讲.docx
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创新设计总复习高中化学专题一第3讲
第3讲 氧化还原反应
【2019·备考】
最新考纲:
1.理解氧化还原反应的本质。
2.了解氧化还原反应在生产、生活中的应用。
最新考情:
氧化还原反应考查一是在选择题某选项中出现,主要考查电子转移数目、氧化还原反应基本概念,如2017年12D、2015年3A,4C,11A、2014年6D等;二是填空题某空中出现,主要考查电子守恒的应用,如2015年18题、2014年20题;三是考查新情境下氧化还原反应型离子方程式的书写,涉及氧化还原反应方程式配平、氧化还原产物的判断,这是高考命题的重点,每年均有考查。
考点一 氧化还原反应的相关概念及表示方法
[知识梳理]
1.氧化还原反应的本质和特征
2.相关概念及其关系
实例:
反应4HCl(浓)+MnO2
MnCl2+Cl2↑+2H2O中,氧化剂是MnO2,氧化产物是Cl2,还原剂是HCl,还原产物是MnCl2;生成1molCl2时转移电子的物质的量为2__mol,被氧化的HCl的物质的量是2__mol。
提醒:
氧化还原反应概念间的关系:
熟记六个字:
“升、失、氧;降、得、还”[元素化合价升高(降低)、失(得)电子,发生氧化(还原)反应]。
3.氧化还原反应中电子转移的表示方法
(1)双线桥法
实例:
请标出Cu与稀硝酸反应中电子转移的方向和数目:
(2)单线桥法
实例:
请标出Cu与稀硝酸反应中电子转移的方向和数目:
4.氧化还原反应与四种基本反应类型间的关系
提醒:
①一定属于氧化还原反应的是置换反应。
②一定不属于氧化还原反应的是复分解反应。
③属于氧化还原反应的常见化合反应的共同点是有单质参加。
④属于氧化还原反应的常见分解反应的共同点是有单质生成。
5.常见的氧化剂、还原剂
(1)常见氧化剂
常见氧化剂包括某些非金属单质、含有高价态元素的化合物、过氧化物等。
如:
(2)常见还原剂
常见还原剂包括活泼的金属单质、非金属阴离子及低价态化合物、低价金属阳离子、非金属单质及其氢化物等。
如:
(3)具有中间价态的物质既有氧化性,又有还原性
具有中间价态的物质
氧化产物
还原产物
Fe2+
Fe3+
Fe
SO
SO
S
H2O2
O2
H2O
[题组诊断]
氧化还原反应基本概念
1.基础知识排查,对的打“√”,错误的打×
(1)有单质参加或有单质生成的化学反应一定是氧化还原反应(×)
(2)金属阳离子一定只具有氧化性(×)
(3)氧化还原反应中有一种元素被氧化时,一定有另一种元素被还原(×)
(4)氧化还原反应中的反应物,不是氧化剂就是还原剂(×)
(5)某元素从游离态变为化合态,该元素可能被氧化也可能被还原(√)
(6)金属阳离子被还原不一定得到金属单质(√)
2.下列反应中的氨与反应4NH3+5O2―→4NO+6H2O中的氨作用相同的是( )
A.2Na+2NH3―→2NaNH2+H2↑
B.2NH3+3CuO―→3Cu+N2+3H2O
C.4NH3+6NO―→5N2+6H2O
D.3SiH4+4NH3―→Si3N4+12H2
解析 在氨催化氧化反应中NH3作还原剂。
A项,NH3作氧化剂,错误;B项,NH3作还原剂,正确;C项,反应是归中反应,NH3作还原剂,正确;D项,NH3作氧化剂,错误。
答案 BC
3.下列说法错误的是( )
A.2H2S+SO2===3S↓+2H2O中,氧化产物和还原产物物质的量之比为2∶1
B.4Zn+10HNO3===4Zn(NO3)2+NH4NO3+3H2O中,氧化剂和还原剂物质的量之比为5∶2
C.3I2+6KOH
5KI+KIO3+3H2O中,被氧化和被还原的碘元素物质的量之比为1∶5
D.2FeS+6H2SO4(浓)
Fe2(SO4)3+3SO2↑+2S↓+6H2O中,发生氧化反应和发生还原反应的硫元素物质的量之比为2∶3
解析 在反应2H2S+SO2===3S↓+2H2O中,H2S是还原剂,氧化为氧化产物,SO2是氧化剂,还原为还原产物,所以氧化产物和还原产物物质的量之比为2∶1,A正确;在反应4Zn+10HNO3===4Zn(NO3)2+NH4NO3+3H2O中,Zn作还原剂,硝酸作氧化剂,每10mol硝酸参加反应,只有1mol作氧化剂,所以氧化剂和还原剂物质的量之比为1∶4,B错误;在反应3I2+6KOH
5KI+KIO3+3H2O中,I2既作氧化剂,又作还原剂,被氧化和被还原的碘元素物质的量之比为1∶5,C正确;在反应2FeS+6H2SO4(浓)
Fe2(SO4)3+3SO2↑+2S↓+6H2O中,FeS中的Fe、S元素被氧化,发生氧化反应,硫酸中的硫元素发生还原反应,被还原。
6mol的硫酸参加反应,只有3mol被还原,所以反应中发生氧化反应和发生还原反应的硫元素物质的量之比为2∶3,D正确。
答案 B
【易错警示】
解答氧化还原概念辨析“三步曲”
第一步:
依据题意分析概念
“升失氧,降得还;剂性一致,其他相反。
”
第二步:
依据规律判断反应的合理性
化合价与氧化性的关系:
“高价氧、低价还,中间价态两面转”。
第三步:
利用电子守恒进行定量判断
新型氧化还原反应分析
4.Na2FeO4是一种高效多功能水处理剂,应用前景十分看好。
一种制备Na2FeO4的方法可用化学方程式表示如下:
2FeSO4+6Na2O2===2Na2FeO4+2Na2O+2Na2SO4+O2↑,对此反应下列说法中正确的是( )
A.Na2O2只作氧化剂
B.2molFeSO4发生反应时,反应中共有10mol电子转移
C.每生成16g氧气就有1molFe2+被还原
D.Na2FeO4既是还原产物又是氧化产物
解析 2FeSO4+6Na2O2===2Na2FeO4+2Na2O+2Na2SO4+O2↑反应中,Fe元素的化合价升高,由+2价升高到+6价,Na2O2中O元素的化合价既升高又降低。
反应中既是氧化剂又是还原剂,A错误;反应中化合价升高的元素有Fe,由+2价→+6价,化合价升高的元素还有O元素,由-1价→0价,2molFeSO4发生反应时,共有2mol×4+1mol×2=10mol电子转移,B正确;16g氧气的物质的量为0.5mol,根据B的分析,生成0.5molO2,有1molFe2+被氧化,C错误;FeSO4→Na2FeO4,Fe的化合价升高,Na2FeO4是氧化产物,Na2O2→Na2FeO4,O元素化合价降低,Na2FeO4是还原产物,D正确。
答案 BD
5.赤铜矿的主要成分是Cu2O,辉铜矿的主要成分是Cu2S,将赤铜矿与辉铜矿混合加热有以下反应:
Cu2S+2Cu2O
6Cu+SO2↑,下列关于该反应的说法中,正确的是( )
A.该反应的氧化剂只有Cu2O
B.Cu2S在反应中既是氧化剂,又是还原剂
C.Cu既是氧化产物又是还原产物
D.每生成19.2gCu,反应中转移0.6mol电子
解析 Cu2S、Cu2O中Cu均显+1价,S、O均显-2价,利用双线桥分析有:
,Cu2S既是氧化剂又是还原剂,Cu2O只作氧化剂。
Cu是还原产物,SO2是氧化产物。
每生成0.3molCu,反应中转移0.3mol电子。
答案 B
【技巧点拨】
要明确解题的方法思路:
找变价、判类型、分升降、定其他。
其中“找变价”是非常关键的一步,特别是不同反应物中含有同种元素的氧化还原反应,必须弄清元素化合价的变化情况。
考点二 氧化性、还原性相对强弱的比较
[知识梳理]
1.氧化性、还原性的判断
2.氧化性、还原性的强弱比较
(1)通过氧化还原反应方程式判断
MnO2+4HCl(浓)
MnCl2+Cl2↑+2H2O
氧化性:
MnO2>Cl2
(2)根据元素周期表判断
(3)依据金属活动性顺序
注意:
是Fe2+、Sn2+、Pb2+,不是Fe3+、Sn4+、Pb4+。
(4)依据非金属活动性顺序
(5)根据与同一物质反应情况(反应条件、剧烈程度)判断
F2+H2
2HF
Cl2+H2
2HCl
氧化性F2>Cl2
(6)根据原电池电极反应判断
还原性Zn>Fe
(7)根据物质浓度、溶液酸碱性或温度判断
氧化性:
浓HNO3>稀HNO3
还原性:
浓盐酸>稀盐酸
提醒:
①根据化合价的高低可判断物质是否具有氧化性或还原性,但不能判断氧化性或还原性的强弱。
元素处于最高价态时只有氧化性,但不一定有强氧化性,如Na+、SO
;同理,元素处于最低价态时也不一定具有强还原性。
②H2O2中氧元素尽管处于中间价态,但H2O2主要表现为氧化性,其还原产物是H2O,故H2O2又被称为绿色氧化剂。
③常见的物质氧化性、还原性强弱顺序为
氧化性:
MnO
>Cl2>Br2>Fe3+>I2,
还原性:
S2->SO
(或H2SO3)>I->Fe2+>Br->Cl-。
[题组诊断]
氧化性、还原性强弱比较
1.根据反应式:
(1)2Fe3++2I-===2Fe2++I2,
(2)Br2+2Fe2+===2Fe3++2Br-,判断下列离子的还原性由强到弱的顺序是( )
A.Br-、Fe2+、I-B.I-、Fe2+、Br-
C.Br-、I-、Fe2+D.Fe2+、I-、Br-
解析 反应2Fe3++2I-===2Fe2++I2中,I元素的化合价升高,由还原剂的还原性大于还原产物的还原性知,还原性:
I->Fe2+,反应Br2+2Fe2+===2Fe3++2Br-中,Fe元素的化合价升高,则还原性:
Fe2+>Br-,所以离子的还原性由强到弱的顺序为I->Fe2+>Br-,故选B。
答案 B
2.已知:
2KMnO4+16HCl===2KCl+2MnCl2+5Cl2↑+8H2O
K2Cr2O7+14HCl===2KCl+2CrCl3+3Cl2↑+7H2O
MnO2+4HCl
MnCl2+Cl2↑+2H2O
其中,KMnO4和一般浓度的盐酸即可反应,K2Cr2O7需和较浓的盐酸(>6mol·
L-1)反应,MnO2需和浓盐酸(>8mol·L-1)反应。
根据以上信息,下列结论中不正确的是( )
A.上述反应既属于氧化还原反应,又属于离子反应
B.生成1molCl2转移电子数均为2NA(NA为阿伏加德罗常数)
C.氧化性:
KMnO4>K2Cr2O7>Cl2>MnO2
D.盐酸的浓度越大,Cl-的还原性越强
解析 审题时观察方程式,发现三个反应中均有盐酸参与,且都有Cl2生成,再结合题给信息,氧化性的强弱顺序为KMnO4>K2Cr2O7>MnO2>Cl2,C错误。
以上三个反应均为溶液中的离子反应,A正确;Cl-被氧化生成Cl2,B正确。
答案 C
氧化性、还原性强弱比较的应用
3.已知Co2O3在酸性溶液中易被还原成Co2+,Co2O3、Cl2、FeCl3、I2的氧化性依次减弱。
下列反应在水溶液中不可能发生的是( )
A.3Cl2+6FeI2===2FeCl3+4FeI3
B.Cl2+FeI2===FeCl2+I2
C.Co2O3+6HCl(浓)===2CoCl2+Cl2↑+3H2O
D.2Fe3++2I-===2Fe2++I2
解析 根据氧化还原反应中,氧化性:
氧化剂>氧化产物,可判断B中氧化性:
Cl2>I2;C中氧化性:
Co2O3>Cl2;D中氧化性:
Fe3+>I2,这些结论与题给信息一致。
对于A,由于I-的还原性强于Fe2+,所以Cl2应先氧化I-,而不应先氧化Fe2+。
答案 A
4.铋(Bi)位于元素周期表中ⅤA族,其价态为+3时较稳定,铋酸钠(NaBiO3)溶液呈无色。
现取一定量的硫酸锰(MnSO4)溶液,向其中依次滴加下列溶液,对应的现象如表所示:
加入溶液
1.适量铋酸钠溶液
2.过量的双氧水
3.适量KI-淀粉溶液
实验现象
溶液呈紫红色
紫红色消失,产生气泡
溶液变成蓝色
则NaBiO3、KMnO4、I2、H2O2的氧化性由强到弱的顺序为( )
A.I2、H2O2、KMnO4、NaBiO3
B.H2O2、I2、NaBiO3、KMnO4
C.NaBiO3、KMnO4、H2O2、I2
D.KMnO4、NaBiO3、I2、H2O2
解析 由①中现象可知,NaBiO3把Mn2+氧化生成MnO
,则NaBiO3(氧化剂)的氧化性强于KMnO4(氧化产物)的氧化性;由②中现象可知,KMnO4氧化H2O2产生O2,自身被还原为Mn2+,则KMnO4(氧化剂)的氧化性强于H2O2的氧化性;从价态上看,高锰酸钾的氧化性一定是强于二氧化锰;由③中现象可知:
碘离子被双氧水氧化成单质碘,则双氧水(氧化剂)的氧化性强于碘单质(氧化产物)的氧化性,综上所述,NaBiO3、KMnO4、I2、H2O2的氧化性由强到弱的顺序是NaBiO3>KMnO4>H2O2>I2。
答案 C
5.物质氧化性、还原性的强弱,不仅与物质的结构有关,还与物质的浓度和反应温度等有关。
下列各组物质:
①Cu与HNO3溶液 ②Cu与FeCl3溶液 ③Zn与H2SO4溶液 ④Fe与FeCl3溶液 ⑤Cl2和NaOH ⑥Fe和HNO3溶液 ⑦Fe和H2SO4溶液 ⑧Na和O2
(1)由于浓度不同而发生不同氧化还原反应的是________。
(2)由于温度不同而发生不同氧化还原反应的是________。
(3)氧化还原反应不受浓度、温度影响的是________。
解析 ⑥Fe和浓HNO3常温下钝化,加热继续反应,Fe和稀HNO3反应,HNO3被还原成NO。
⑦Fe和浓H2SO4常温下钝化,加热继续反应,Fe和稀H2SO4反应生成FeSO4和H2。
答案
(1)①③⑥⑦
(2)⑤⑥⑦⑧ (3)②④
【归纳总结】
根据影响因素判断氧化性、还原性强弱的方法
1.浓度:
同一种物质浓度越大,氧化性(或还原性)越强。
如氧化性:
浓H2SO4>稀H2SO4,浓HNO3>稀HNO3,还原性:
浓HCl>稀HCl。
2.温度:
同一种物质,温度越高其氧化性越强,如热的浓硫酸的氧化性比冷的浓硫酸的氧化性强。
3.酸碱性:
同一种物质,所处环境酸(碱)性越强其氧化性(还原性)越强。
拓展
为了提高KMnO4的氧化性,需酸化处理,所加入的酸为稀硫酸。
考点三 氧化还原反应规律
[知识梳理]
1.价态规律
(1)升降规律:
氧化还原反应中,化合价有升必有降,升降总值相等。
(2)价态归中规律
含不同价态的同种元素的物质间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―→中间价”,而不会出现交叉现象。
简记为“两相靠,不相交”。
例如,不同价态硫之间可以发生的氧化还原反应是
注:
⑤中不会出现H2S转化为SO2而H2SO4转化为S的情况。
(3)歧化反应规律
“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+2NaOH===NaCl+NaClO+H2O。
2.强弱规律
自发进行的氧化还原反应,一般遵循强氧化剂制弱氧化剂,强还原剂制弱还原剂,即“由强制弱”。
3.先后规律
(1)同时含有几种还原剂时
将按照还原性由强到弱的顺序依次反应。
如:
在FeBr2溶液中通入少量Cl2时,因为还原性Fe2+>Br-,所以Fe2+先与Cl2反应。
(2)同时含有几种氧化剂时
将按照氧化性由强到弱的顺序依次反应。
如在含有Fe3+、Cu2+、H+的溶液中加入铁粉,因为氧化性Fe3+>Cu2+>H+,所以铁粉先与Fe3+反应,然后依次为Cu2+、H+。
4.电子守恒规律
氧化还原反应中,氧化剂得电子总数等于还原剂失电子总数。
[题组诊断]
先后规律的应用
1.现有下列三个氧化还原反应:
①2FeCl3+2KI===2FeCl2+2KCl+I2
②2FeCl2+Cl2===2FeCl3
③2KMnO4+16HCl(浓)===2KCl+2MnCl2+5Cl2↑+8H2O
若某溶液中含有Fe2+、Cl-和I-,要除去I-而不氧化Fe2+和Cl-,可以加入的试剂是( )
A.Cl2B.KMnO4
C.FeCl3D.HCl
解析 根据所给化学方程式判断氧化性顺序为KMnO4>Cl2>FeCl3>I2,选项D不具备氧化I-的能力,而A、B项中两物质除能氧化I-外,还能氧化Fe2+,不符合题意,故选C。
答案 C
2.向含有SO
、Fe2+、Br-、I-各0.1mol的溶液中通入标准状况下的Cl2,通入Cl2的体积和溶液中相关离子的物质的量的关系图正确的是( )
解析 题目描述溶液中四种离子的还原性顺序为:
SO
>I->Fe2+>Br-,四种离子的物质的量均为0.1mol;故通入Cl2后,反应按先强后弱的顺序依次反应,即先与SO
反应,待SO
消耗完后,再与I-发生反应,并依次类推。
所以发生反应的顺序:
①Cl2+SO
+H2O===SO
+2Cl-+2H+,②Cl2+2I-===I2+2Cl-,③Cl2+2Fe2+===2Fe3++2Cl-,④Cl2+2Br-===Br2+2Cl-。
答案 C
价态归中、歧化规律的应用
3.实验室常用NaNO2和NH4Cl反应制取N2。
下列有关说法正确的是( )
A.NaNO2是还原剂
B.NH4Cl中N元素被还原
C.生成1molN2时转移6mol电子
D.氧化剂和还原剂的物质的量之比是1∶1
解析 NaNO2+NH4Cl===NaCl+N2↑+2H2O,该反应中NaNO2是氧化剂,A项错误;氯化铵中氮元素被氧化,B项错误;生成1molN2时转移3mol电子,C项错误;D项正确。
答案 D
4.已知在热的碱性溶液中,NaClO发生反应:
3NaClO
2NaCl+NaClO3。
在相同条件下NaClO2也能发生类似的反应,其最终产物是( )
A.NaCl、NaClOB.NaCl、NaClO3
C.NaClO、NaClO3D.NaClO3、NaClO4
解析 根据氧化还原反应的规律,NaClO2中Cl元素发生歧化反应,化合价一部分升高,一部分降低,对照A、B、C、D四个选项可知,只有B、C符合题意,而在热的碱性条件下:
3NaClO
2NaCl+NaClO3,故B正确。
答案 B
2
电子守恒规律的应用
1.对于氧化还原反应的计算,要根据氧化还原反应的规律——反应中氧化剂得到的电子总数与还原剂失去的电子总数相等,即得失电子守恒。
利用守恒思想,可以抛开繁琐的反应过程,可不写化学方程式,不追究中间反应过程,只要把物质分为初态和终态,从得电子与失电子两个方面进行整体思维,便可迅速获得正确结果。
2.守恒法解题的思维流程
(1)找出氧化剂、还原剂及相应的还原产物和氧化产物。
(2)找准一个原子或离子得失电子数(注意化学式中粒子的个数)。
(3)根据题中物质的物质的量和得失电子守恒列出等式。
n(氧化剂)×变价原子个数×化合价变化值(高价-低价)=n(还原剂)×变价原子个数×化合价变化值(高价-低价)。
两元素之间得失电子守恒问题
1.现有24mL浓度为0.05mol·L-1的Na2SO3溶液恰好与20mL浓度为0.02mol·L-1的K2Cr2O7溶液完全反应。
已知Na2SO3可被K2Cr2O7氧化为Na2SO4,则元素Cr在还原产物中的化合价为( )
A.+2B.+3
C.+4D.+5
解析 题目中指出被还原的物质是K2Cr2O7,则得电子的物质必是K2Cr2O7,失电子的物质一定是Na2SO3,其中S元素的化合价从+4→+6;而Cr元素的化合价将从+6→+n(设化合价为+n)。
根据氧化还原反应中得失电子守恒规律,有0.05mol·L-1×0.024L×(6-4)=0.02mol·L-1×0.020L×2×(6-n),解得n=3。
答案 B
2.Na2Sx在碱性溶液中可被NaClO氧化为Na2SO4,而NaClO被还原为NaCl,若反应中Na2Sx与NaClO的物质的量之比为1∶16,则x的值为( )
A.2B.3
C.4D.5
解析 本题考查在氧化还原反应中利用得失电子守恒进行相关的计算。
Na2
x―→xNa2
O4 Na
lO―→Na
l
得关系式1×
·x=16×2,x=5。
答案 D
多元素之间得失电子守恒问题
3.在反应3BrF3+5H2O===9HF+Br2+HBrO3+O2↑中,若有5molH2O参加反应,被水还原的溴原子为( )
A.1molB.
mol
C.
molD.2mol
解析 设被水还原的溴(BrF3)的物质的量为x,5molH2O参加反应,失去电子4mol,根据电子守恒得:
3x=4mol,x=
mol。
答案 C
4.
(1)(2014·江苏化学,20)将H2S和空气的混合气体通入FeCl3、FeCl2、CuCl2的混合溶液中反应回收S,其物质转化如图所示。
①在图示的转化中,化合价不变的元素是________。
②反应中当有1molH2S转化为硫单质时,保持溶液中Fe3+的物质的量不变,需消耗O2的物质的量为________。
(2)(2013·江苏化学,20)白磷中毒后可用CuSO4溶液解毒,解毒原理可用下列化学方程式表示:
11P4+60CuSO4+96H2O===20Cu3P+24H3PO4+60H2SO4。
60molCuSO4能氧化白磷的物质的量是__________。
解析
(1)①由图示反应原理,溶液里的水中+1价的H,Cl-、Cu2+没有参与氧化还原,即H、Cl、Cu化合价没有变化。
其他的如O(O2被还原为-2价氧)、
Fe(Fe2+、Fe3+转化)、S(S2-转化为S)化合价均变化。
②1molH2S转化为S单质,转移2mol电子,1molO2被还原为-2价的O转移4mol电子,需要氧气0.5mol。
(2)Cu3P中Cu显+1价,所以60molCuSO4参加反应得到60mol电子,P4被氧化到H3PO4,每有1molP4被氧化失去电子20mol,所以60molCuSO4能氧化3mol白磷。
答案
(1)①Cu、H、Cl(或铜、氢、氯) ②0.5mol
(2)3mol
考点四 氧化还原反应方程式的配平
[知识梳理]
1.氧化还原方程式配平的基本原则
2.氧化还原方程式配平的一般步骤
[示例] 配平化学方程式:
H2S+HNO3―→S↓+NO↑+H2O
分析 配平步骤如下
第一步:
标变价,H2
+HNO
―→
↓+
O↑+H2O
第三步:
求总数,从而确定氧化剂(或还原产物)和还原剂(或氧化产物)的化学计量数。
故H2S的化学计量数为3,HNO3的化学计量数为2。
第四步:
配系数,先配平变价元素,再利用原子守恒配平其他元素。
3H2S+2HNO3===3S↓+2NO↑+4H2O
第五步:
查守恒,其他原子在配平时相等,最后利用O原子守恒来进行验证。
3.“缺项”配平原则
对于化学反应方程式,所缺物质往往是酸、碱或水、补项的两原则
条件
补项原则
酸性条件下
缺H(氢)或多O(氧)补H+,少O(氧)补H2O(水)
碱性条件下
缺H(氢)或多O(氧)补H2O(水),少O(氧)补OH-
[题组诊断]
正向配平
1.
(1)4KI+2CuSO4===1I2+2CuI↓+2K2
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