1、1专题一 化学基本概念和理论 2一、氧化还原反应的基本概念化合价降低（特征）得到电子（实质）发生还原反应（过程）某价元素被还原（结果）得到还原产物氧化剂(强氧化性)还原剂(强还原性)氧化产物(弱还原性)还原产物(弱氧化性)+3二、表示电子转移的方向和数目的方法方法一特点：明确表示氧化还原反应中电子转移的方向和数目。而且箭头方向一定是由还原剂指向氧化剂。2222MnO4HCl=MnClCl2H O 2e-方法二 特点：明确表示氧化或还原时元素本身得失电子变化情况。箭头不表示电子转移方向。而且箭头都是由反应物指向生成物，所以在线桥上一定要注明“得”或“失”。2222MnO4HCl=MnClCl2H
2、 O 得2e-失2e-4三、氧化还原反应配平的一般步骤一标出有变的元素化合价；二找出化合价升降的最小公倍数，使化合价升高和降低的数目相等；三定出氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物的化学计量数；四平：观察配平其他物质的化学计量数；五查：检查是否原子守恒、电荷守恒(通常通过检查氧元素的原子数)，画上等号。5四、常见的氧化剂、还原剂常见还原剂常见氧化剂（1）金属单质，如K、Na、Mg、Al、Fe、Cu等（1）活泼非金属单质，如：F2、Cl、Br、I2、O2、O3等（2）非金属离子，含低价态元素的化合物和某些非金属单质，如-2、+4价含硫化物、I-、HI、HCl、NH3、CO、H2、Si、C等（2）含
3、较高价元素的化合物如：HNO3、H2SO4、KClO3、KMnO4、MnO2、HClO、NO2等（3）低价阳离子，如Fe2+、Cu+、Sn2+等（3）金属性较弱的高价阳离子，如：Fe3+、Cu2+、Ag+某些物质既可做氧化剂又可作还原剂，如：Na2O2、H2O26思考上述常见氧化剂在反应中的还原产物是什么？常见还原剂在反应中的氧化产物又是什么？7五、典型题型分析274442327(Cr2O)FeSO(NH)2SO6H Omol FeO Fe1(Cr O()A(2)mol BCr2Omol2012 C1)yxnnxnx 某含铬废水用硫酸亚铁铵处理，反应中铁元素和铬元素完全转化为沉淀。该沉淀干燥后
4、得到。不考虑处理过程中的实际损耗，下列叙述错误的是 消耗硫酸亚铁铵的物质的量为处【理废例】水中的物质的全国大量为纲卷反33mol DFeO Fe Cr O3yxnxxy应中发生转移的电子数为在中，A8解析:A.由e守恒知n mol FeOFeyCrxO3组成物质消耗硫酸亚铁铵n(1y)mol。Cl2在反应中作氧化剂，转移电子6 mol。9【变式练习1】金属加工后的废切削液中含2%5%的NaNO2，它是一种环境污染物。人们用NH4Cl溶液来处理此废切削液，使NaNO2转化为无毒物质。该反应分两步进行：24424222NaNONH C=NaClNH NONH NO=N2H O 第一步：第二步：下列
5、对第二步反应的叙述中正确的是()NH4NO2是氧化剂NH4NO2是还原剂NH4NO2发生了分解反应只有氮元素的化合价发生了变化NH4NO2既是氧化剂又是还原剂ABCD提示：标出N元素价态，即可得出结论。D10【例2】(NH4)2SO4在高温下分解，产物是SO2、H2O、N2和NH3。在该反应的化学方程式中，化学计量数由小到大的产物分子依次是()ASO2、H2O、N2、NH3BN2、SO2、H2O、NH3CN2、SO2、NH3、H2ODH2O、NH3、SO2、N2解析：此题实际上是考查化学方程式的配平，(NH4)2SO4NH3+N2+SO2+H2O，反应中：N：-30，化合价变化总数为6，S：+
6、6+4，化合价变化数为2，根据化合价升高和降低的总数相等，所以应在SO2前配3，(NH4)2SO4前面配3，NH3前面配4，H2O前面配6，最后计算反应前后的O原子个数相等。配平后的化学方程式为：44322223 NHSO=4NHN3SO6H O C11【变式练习2】锌与很稀的硝酸反应生成硝酸锌、硝酸铵和水。当生成1 mol 硝酸锌时，被还原的硝酸的物质的量为()A2 molB1 molC0.5 molD0.25 molD1233432232433ZnHNO()Zn NONH NOH OZn 022012N535318Zn NO4NH NO14Zn 10HNO()4Z 此题主要考查氧化还原反应
7、的配平：稀，：，化合价改变值为：，：，化合价的改变值为：，根据化合价升降总值相等得：在前配，前配，然后根据反应前后各元素的原子个数相等，找出其他物质的化学计量数。配平后的化学方程式为：稀提示：34322332n NONH NO3H O1 molZn NOHNO0.25 mol，当生成的时，被还原的为。13【例3】常温下，往H2O2溶液中滴加少量FeSO4溶液，可发生如下两个反应：下列说法正确的是()AH2O2的氧化性比Fe3+强，其还原性比Fe2+弱B在H2O2分解过程中，溶液的pH逐渐下降C在H2O2分解过程中，Fe2+和Fe3+的总量保持不变DH2O2生产过程要严格避免混入Fe2+2322
8、2322222FeH O2H2Fe2H O2FeH O2FeO2H 14解析：结合A、B两个方程式根据氧化性、还原性强弱比较规律：得H2O2的氧化性Fe3+的氧化性，H2O2的还原性Fe2+的还原性；A错；，分解过程中，Fe2+作催化剂，H2O增多，溶液pH升高；B错；H2O2分解Fe3+或Fe2+作催化剂，铁元素总量不变；C正确；因为Fe2+可导致H2O2分解，所以H2O2生产过程要避免混入Fe2+；D正确。22222H O2H O O答案：CD15【变式练习3】已知：3222232FeCl2KI2FeCl2KClI2FeClCl2FeCl 判断下列物质的氧化能力由大到小的顺序是()AFe3
9、+Cl2I2BCl2Fe3+I2CI2Cl2Fe3+DCl2I2Fe3+提示：反应中Fe3+为氧化剂，I2为氧化产物，故氧化性Fe3+I2；反应中Cl2为氧化剂，Fe3+为氧化产物，故氧化性Cl2Fe3+。B16【例4】G、Q、X、Y、Z均为氯的含氧化合物，我们不了解它们的分子式(或化学式)，但知道它们在一定条件下具有以下的转换关系(未配平)(1)G Q+NaCl(2)(3)Y+NaOH G+Q+H2O(4)Z+NaOH Q+X+H2O这五种化合物中氯的化合价由低到高的顺序为()AQGZYXBGYQZXCGYZQXDZXGYQ22Q H OX H电解17解析：(1)为歧化反应，Q中氯元素的化合
10、价大于G；(2)中H元素的化合价降低，则氯元素的化合价升高，故X中氯元素的化合价大于Q；(3)也是歧化反应，Y中氯元素的化合价大于G而小于Q；Z中氯元素的化合价大于Q，而小于X中氯元素的化合价。答案：B18【变式练习4】已知在热的碱性溶液中，NaClO发生如下反应：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()ANaCl、NaClOBNaCl、NaClO3CNaClO、NaClO3DNaClO3、NaClO4提示：在已知反应中氯元素的化合价：+1+5和+1-1，既然NaClO2也有类似的反应，即氯元素的化合价既有升高，也有降低，选项A中均降
11、低；选项B、C与题意相符；选项D化合价均升高，但选项C中NaClO不是最终产物。B19【例5】某反应体系中的物质有：NaOH、Au2O3、Na2S4O6、Na2S2O3、Au2O、H2O。(1)请将Au2O3之外的反应物与生成物分别填入以下空格内。Au2O3+(2)反应中，被还原的元素是_，还原剂是_。(3)将氧化剂与还原剂填入下列空格中，并标出电子转移的方向和数目。+(4)纺织工业中常用氯气作漂白剂，Na2S2O3可作为漂白后布匹的“脱氯剂”，Na2S2O3和Cl2反应的产物是H2SO4、NaCl和HCl，则还原剂与氧化剂物质的量之比为。20解析:标出反应体系中主要元素价态，可知Au元素化合
12、价降低，被还原，Au2O3是氧化剂，Au2O是还原产物；则另一元素(S)在反应中化合价应该升高，则Na2S2O3是还原剂，Na2S4O6是氧化产物。再根据配平规则，标出转移电子数。每摩尔Na2S2O3氧化生成H2SO4失去8个电子，每摩尔Cl2还原生成NaCl和HCl得到2个电子，得失电子守恒，则Na2S2O3与Cl2物质的量之比为14。答案：(1)Na2S2O3H2ONa2S4O6 Au2O NaOH(2)Na2S2O3(3)Au2O3 4Na2S2O3(4)144e-3Au21【变式练习5】(1)配平氧化还原反应方程式：C2O42-+MnO+H+CO2+Mn2+H2O(2)称取6.0 g含
13、H2C2O42H2O、KHC2O4和K2SO4的试样，加水溶解，配成250 mL溶液。量取两份此溶液各25 mL，分别置于两个锥形瓶中。第一份溶液中加入2滴酚酞试液，滴加0.25mol/L NaOH溶液至20 mL时，溶液由无色变为浅红色。该溶液被中和的H+的物质的量为_mol。521610280.00522第二份溶液滴加0.10 mol/L酸性KMnO4溶液至16 mL时反应完全，此时溶液颜色由_变为_ 色。该 溶 液 中 还 原 剂 的 物 质 的 量 为 _mol。原试样中H2C2O42H2O的质量分数为_，KHC2O4的质量分数为_。无色紫红0.00421%64%提 示：中 计 算 由
14、 步 骤 计 算 结 果，设H2C2O42H2O物质的量为x，KHC2O4的物质的量为y,2x+y=0.005，x+y=0.004易解出x=0.001mol，y=0.003mol，再分别乘以摩尔质量，得出质量分数。23一、物质氧化性和还原性相对强弱比较的常用判断方法1可依据具体反应进行判断：理论根据：氧化剂1+还原剂1氧化剂2(氧化产物)+还原剂2(还原产物)。氧化能力：氧化剂1氧化剂2(氧化产物)。还原能力：还原剂1还原剂2(还原产物)。2.可依据若干反应条件的差异判断：条件越容易，反应速率越快，氧化性(还原性)越强，不是以得失电子数多少来比较。243可依据金属活动顺序表判断：排位越后的金属
15、，其原子的还原性越弱；而金属阳离子的氧化性越强。例如，氧化性：FClBrIS(含常识性知识)；还原性：NaKRbCs。相应简单离子的还原性：F-Cl-Br-I-K+Rb+Cs+。4可依据元素在同期表的位置判断：同周期(适用于二、三周期)：从左到右：金属单质的还原性依次减弱，非金属单质的氧化性逐渐加强。从上到下：金属单质的还原性依次增强，非金属单质的氧化性逐渐减弱。255依据电极反应判断：在电解池中阴极上哪种金属的阳离子先析出(被还原)则氧化性越强，而由这种金属单质的还原性越弱，其金属活泼性越弱。6依据元素化合价判断：对同一元素而言，化合价越高，氧化性越强。如：Fe3+Fe2+；Cu2+Cu+；
16、但有例外如氧化性：HClOHClO3HClO4；价态越低，还原性越强(如S2-SSO2)，最低价态只有还原性；中间价态兼具氧化性和还原性。26二、氧化还原反应中的重要规律(1)守恒律：得失电子数相等。计算公式：n(氧化产物)变价原子个数化合价变化值=n(还原产物)变价原子个数化合价变化值n(氧化剂)变价原子个数化合价变化值=n(还原剂)变价原子个数化合价变化值(2)价态律：元素的最高价只有氧化性，最低价只有还原性，中间价既有氧化性又有还原性。(3)优先反应：氧化还原反应优先发生在强氧化剂和强还原剂之间。27例如：把Cl2通入含有Br-、I-、S2-的溶液中，依次置换出的是S、I2、Br2、而不是同时生成这三种物质。再如：把Zn加入到含有Cu2+、Ag+的溶液中，首先置换出的是Ag，只有Ag+反应完后，才能置换出单质Cu。281置换反应一定是氧化还原反应；2复分解反应一定不是氧化还原反应；3化合反应和分解反应中有一部分是氧化还原反应。三、氧化还原反应与四大反应类型的关系
