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第一章化學反應及其能量變化專題復習

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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

第一章化學反應及其能量變化專題復習

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+ + SO42- + 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 + O點燃  2CO2         B.CH4 + 2O點燃   CO2 + 2H2O

C.2KClO3  加熱   2KCl + 3O2↑   D.2Fe(OH)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X2與單質R不反應;

X2+ Z=X + Z2;Y + Z2=Y2+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.  R2>X2>Z2>Y2    B. X2>R2>Y2>Z2

C.  Y2>Z2>R2>X2    D. Z2>X2>R2>Y2

5.化合物BrFx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)BrFx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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