第一章化學(xué)反應(yīng)及其能量變化專題復(fù)習(xí)

時(shí)間：2023-05-02 04:35:01 化學(xué)教案我要投稿

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第一節(jié) 氧化還原反應(yīng)

第一章化學(xué)反應(yīng)及其能量變化專題復(fù)習(xí)

1、氧化還原反應(yīng)的重要概念

練習(xí)1：判斷下列那些為氧化還原反應(yīng)，并說(shuō)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(shuō)明]一般來(lái)說(shuō)，越活潑的金屬，失電子氧化成金屬陽(yáng)離子越容易，其陽(yáng)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(yáng)離子越難，其陽(yáng)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(shuō)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(lái)說(shuō)，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(yáng)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(guò)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(wèn)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(lái)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(guò)程(1)是失氫，氧化過(guò)程，化合價(jià)升高1×2

過(guò)程(2)是得氧，氧化過(guò)程，化合價(jià)升高2×1