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第一章化學(xué)反應(yīng)及其能量變化專題復(fù)習(xí)

　　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(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強(qiáng)弱的判斷方法

　�。�1）根據(jù)金屬活動順序進(jìn)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(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離子越難，其陽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(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)稭nCl2+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稢uCl2

　　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

　�、賹ν恢芷诮饘俣�，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。

　�、趯ν髯宓慕饘俸头墙饘倏砂瓷鲜龇椒ǚ治�。

　　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(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)。

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

　　在金屬活動性順序表中，從左到右單質(zhì)的還原性逐漸減弱，陽離子(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，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，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）價態(tài)歸中規(guī)律

　　含不同價態(tài)同種元素的物質(zhì)問發(fā)生氧化還原反應(yīng)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(yīng)規(guī)律

　　發(fā)生在同一物質(zhì)分子內(nèi)、同一價態(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(yīng)，如：

　　Cl2十2NaOH=NaCl十NaClO十H20

　　5、有關(guān)計算

　　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