高考化学一轮复习-专题四 氧化还原反应 考点二 氧化还原反应的规律及应用教学案

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1、1　氧化还原反应的规律(1)反应先后规律(也叫强弱规律，即“谁强谁优先”)同一氧化剂与含多种还原剂(物质的量浓度相同)的溶液反应时，首先被氧化的是还原性最强的物质；同一还原剂与含多种氧化剂(物质的量浓度相同)的溶液反应时，首先被还原的是氧化性最强的物质。(2)价态归中规律即同种元素不同价态之间的反应，高价态的元素化合价降低，低价态的元素化合价升高，但升高与降低的化合价不能交叉。如KClO3＋6HCl===3Cl2＋KCl＋3H2O，氧化剂为KClO3，还原剂为HCl，氧化产物为Cl2，还原产物为Cl2。(3)邻位价态规律氧化还原反应

2、发生时，其价态一般先变为邻位价态，如：①Cl－被氧化成Cl2，而不是更高价态氯元素；②S2－一般被氧化为S，S单质一般被氧化成SO2；③Cl－作还原剂时，ClO－、ClO作氧化剂，一般被还原成Cl2，而不是Cl－。(4)电子守恒规律对于氧化还原反应的计算，关键是氧化还原反应的实质——得失电子守恒。2　氧化还原反应规律的应用61.思维辨析(1)向浓H2SO4中通入H2S气体，1mol浓硫酸转移电子数可能是6NA，也可能是2NA。(　　)(2)1molCl2与Ca(OH)2完全反应，转移的电子数是2NA。(　　)(3)1molKClO3

3、与足量的浓盐酸完全反应，转移电子数为6NA。(　　)(4)SO2的还原性较强，而浓H2SO4具有很强的氧化性，所以浓H2SO4不能干燥SO2气体。(　　)(5)将少量的Cl2通入FeBr2溶液中，发生反应的离子方程式为Cl2＋2Br－===2Cl－＋Br2。(　　)(6)实验室可用如下原理制备Cl2：MnO＋2Cl－＋4H＋===Mn2＋＋Cl2↑＋2H2O。(　　)答案　(1)√　(2)×　(3)×　(4)×　(5)×　(6)×2．今有下列三个氧化还原反应：2FeCl3＋2KI===2FeCl2＋2KCl＋I22FeCl2＋Cl2

4、===2FeCl362KMnO4＋16HCl===2KCl＋2MnCl2＋5Cl2↑＋8H2O若某溶液中含有Fe2＋、Cl－和I－，要除去I－而不氧化Fe2＋和Cl－，可以加入的试剂是(　　)A．Cl2B．KMnO4C．FeCl3D．HCl答案　C解析　要寻找一种氧化剂，其氧化性应比I2的强，比Cl2和Fe3＋的弱(也可和Fe3＋的氧化性相当)。由题给三个氧化还原反应可推知，氧化性：KMnO4>Cl2>FeCl3>I2，还原性：I－>Fe2＋>Cl－>Mn2＋。加入氧化剂反应，反应过程分别为：Cl2―→氧化I－生成I2―→Cl2过量

5、将氧化Fe2＋；KMnO4―→氧化I－生成I2―→KMnO4过量将氧化Fe2＋、Cl－；Fe3＋―→氧化I－生成I2―→Fe3＋只氧化I－不能氧化Fe2＋。　[考法综述]　氧化还原反应的规律及应用是氧化还原反应的重点，电子守恒是氧化还原反应的核心和命题热点，优先规律的考查往往结合元素化合物的知识，综合性较强，属于能力考查。命题法1　电子守恒规律的应用典例1　　物质的量之比为2∶5的锌与稀硝酸反应，若HNO3被还原的产物为N2O，反应结束后锌没有剩余，则该反应中被还原的HNO3与未被还原的HNO3的物质的量之比是(　　)A．1∶4B．

6、1∶5C．2∶3D．2∶5[解析]　解法一：根据得失电子守恒法求解。设锌的物质的量为2mol，HNO3的物质的量为5mol，生成N2O的物质的量为x(被还原的HNO3的物质的量为2x)。该反应中化合价变化情况：Zn→Zn2＋(价差为2)，2NO→N2O(价差为8)，则由化合价升降相等，可得x×8＝2mol×2，解得x＝0.5mol，则被还原的HNO3的物质的量(2x)为1mol，未被还原的HNO3的物质的量为4mol。故反应中被还原的HNO3与未被还原的HNO3的物质的量之比是1∶4。解法二：根据题意写出锌与稀硝酸反应的化学方程式并

7、配平：4Zn＋10HNO3===4Zn(NO3)2＋N2O↑＋5H2O，从化学方程式可看出反应中被还原的HNO3与未被还原的HNO3的物质的量之比是1∶4。[答案]　A【解题法】　电子守恒解题的一般步骤(1)“一找物质”找出氧化剂、还原剂及相应的还原产物和氧化产物。(2)“二定得失”确定一个原子或离子得失电子数(注意化学式中的原子个数)。(3)“三列关系”根据题中物质的物质的量和得失电子守恒列出关系式。n(氧化剂)×变价原子个数×化合价变化值＝n6(还原剂)×变价原子个数×化合价变化值命题法2　优先规律的应用典例2　　在一定条件下，

8、下列微粒的还原性顺序为Cl－