第一章化學反應及其能量變化專題復習

第一節(jié) 氧化還原反應

1、氧化還原反應的重要概念

練習1：判斷下列那些為氧化還原反應，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

氧化還原反應的實質是                                                 ，

判斷氧化還原反應的依據(jù)是                                     。

小結：氧化還原反應發(fā)生規(guī)律和有關概念可用如下式子表示：

化合價升高、失電子、變成

化合價降低、得電子、變成

氧化劑+還原劑 還原產物+氧化產物

   練習：練習1中是氧化還原反應的，請指出氧化劑，還原劑，氧化產物，還原產物，標出電子轉移的方向和數(shù)目。

2、物質氧化性和還原性相對強弱的判斷方法

 （1）根據(jù)金屬活動順序進行判斷

 

[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越容易，氧化性越強。如Cu²⁺+2e→Cu遠比Na⁺ +e→Na容易，即氧化性Cu²⁺>Na⁺,還原性Na> Cu

（2）根據(jù)非金屬活動順序進行判斷

（3）根據(jù)氧化還原反應的發(fā)生規(guī)律判斷

  氧化還原反應發(fā)生規(guī)律可用如下式子表示：

化合價升高、失電子、變成

化合價降低、得電子、變成

氧化劑+還原劑 還原產物+氧化產物

    氧化性：反應物中的強氧化劑，生成物中的弱氧化劑

    還原性：反應物中的強還原劑，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結論，可知氧化性Cl₂>Fe³⁺ 

   （4）根據(jù)氧化還原反應發(fā)生反應條件的不同進行判斷

 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行判斷

    Cu十C1₂?CuCl₂

2Cu+S ? Cu₂S

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

    （6）根據(jù)元素周期表判斷

    ①對同一周期金屬而言，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、氧化還原反應的基本規(guī)律

 （1）表現(xiàn)性質規(guī)律

  當元素具有可變化合價時,一般處于最高價態(tài)時只具有氧化性，處于最低價態(tài)時只具有原性，處于中間價態(tài)時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S既具有氧化性又具有還原性。

  （2）性質強弱規(guī)律

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

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

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

 （3）反應先后規(guī)律

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

 （4）價態(tài)歸中規(guī)律 

    含不同價態(tài)同種元素的物質問發(fā)生氧化還原反應時，該元素價態(tài)的變化一定遵循“高價+低價一中間價”，而不會出現(xiàn)交錯現(xiàn)象。

-5e^-

+5e^-

-6e^-

+6e^-

 

 

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

 

 

 (5)歧化反應規(guī)律

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

  Cl₂十2NaOH=NaCl十NaClO十H₂0

5、有關計算

  在氧化還原反應中，氧化劑與還原劑得失電子數(shù)相等。這是進行氧化還原反應計算的基本依據(jù)。

 

舉例：

1、在100mLFeBr₂ 中通入Cl₂ 2.24L(STP),充分反應后，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溶液電荷守恒來解題）

2、物質的量相等的HBr和H₂SO₃ 溶液中，中通入0.1mol Cl₂ ，結果有 的Br^-被氧化，求HBr的物質的量？

有機物化合價升降的計算

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

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

  例：CH₃CH₂0H CH₃CHO CH₃COOH

過程(1)是失氫，氧化過程，化合價升高1×2

過程(2)是得氧，氧化過程，化合價升高2×1

過程(3)是加氫，還原過程，化合價升高1×24

練習3

1．已知I^-、Fe²⁺、SO₂、Cl^-、H₂O₂都有還原性，它們在酸性溶液中還原性的強弱順序為Cl^-<Fe²⁺<H₂O₂<I^-<SO₂。則下列反應不能發(fā)生的是(    )。     

Ａ．2Fe³⁺ + SO₂ +2 H₂O ＝ 2Fe²⁺ + SO₄^2- + 4H⁺

Ｂ．I₂ + SO₂ + 2H₂O ＝ H₂SO₄ + 2HI

Ｃ．H₂O₂ + H₂SO₄ ＝ SO₂ + O₂ + 2H₂O

Ｄ．2Fe²⁺ + I₂ ＝ 2Fe³⁺ + 2I^-            

2．下列反應中，不屬于氧化還原反應的是(    )。

A．2CO + O₂  ^點燃  2CO₂         B．CH₄ + 2O₂  ^點燃   CO₂ + 2H₂O

C．2KClO₃  ^加熱   2KCl + 3O₂↑   D．2Fe(OH)₃  ^加熱  Fe₂O₃ +3H₂O

3．關于C + CO₂ ^點燃   2CO的反應，下列說法正確的是(   )。

A．是化合反應，不是氧化還原反應

B．CO既是氧化產物又是還原產物

C．單質C中C的化合價升高，被還原，是氧化劑

D．CO₂中C的化合價降低，被氧化，CO₂是還原劑

4．R、X、Y和Z是四種元素，其常見化合價均為+2價，且X^2＋與單質R不反應；

X^2＋＋ Z＝X ＋ Z^2＋；Y ＋ Z^2＋＝Y^2＋ ＋Z。這四種離子被還原成0價時表現(xiàn)的氧化性大小符合(    )。

A．  R^2＋＞X^2＋＞Z^2＋＞Y^2＋    B． X^2＋＞R^2＋＞Y^2＋＞Z^2＋

C．  Y^2＋＞Z^2＋＞R^2＋＞X^2＋    D． Z^2＋＞X^2＋＞R^2＋＞Y^2＋

5．化合物BrF_x與水按物質的量之比3︰5 發(fā)生反應，其產物為溴酸、氫氟酸、單質溴和氧氣。

（1）BrF_x中，x＝     。

（2）該反應的化學方程式是：                                       。

（3）此反應中的氧化劑和還原劑各是什么?

氧化劑是             ；還原劑是            。

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