课题：氧化还原反应（一） .ppt

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1、课题：氧化还原反应（一）永久、经典考题，每年必考的内容，分值6-15分。熟知概念，弄清原理，夯实基础，灵活应用，关注生产、生活。面前题型稳定，切忌做偏、难、怪题。高考中的地位：复习策略：自我检测写出铜与稀硝酸反应的化学方程式，并指出：氧化剂、还原剂、氧化产物和还原产物。第5讲氧化还原反应（第一课时）一、基本概念1、特征：反应前后有元素化合价的升、降2、本质：电子的转移3、相关概念：共用电子对的偏移电子的得失氧化剂→氧化性→得电子→价降低→被还原→还原产物↑↑↑↑↑↑反应物—性质—本质—特征—元素—生成物↓↓↓↓↓↓还原剂→还原

2、性→失电子→价升高→被氧化→氧化产物氧化还原反应各相关概念间的关系二、基本规律1、两守恒2、两比较(1)氧化性：氧化剂大于氧化产物（2）还原性：还原剂大于还原产物(1)氧化性：氧化剂大于氧化产物（2）还原性：还原剂大于还原产物(1)氧化性：氧化剂大于氧化产物（2）得电子总数等于失电子总数（1）化合价升高总数等于化合价降低总数（用于化学方程式的配平）（主要用于复杂的计算）配平原则配平步骤1、标价态2、列升降3、求相等4、观察计量数5、检查（1）氧化还原反应方程式的配平得失电子守恒原子守恒电荷守恒3、应用例1.根据下列三个方程式：I2

3、+SO2+2H2O=H2SO4+2HI；2FeCl2+Cl2=2FeCl3；2FeCl3+2HI=2FeCl2+2HCl+I2有关物质的还原性强弱顺序是AI->Fe2+>Cl->SO2BCl->Fe2+>SO2>I-CFe2+>I->SO2DSO2>I->Fe2+>Cl-D例2.已知I-、Fe2+、和H2O2均有还原性，它们在酸性溶液中还原性强弱顺序为：H2O2

4、2+2H2O=H2SO4+2HID2Fe3++2I-=2Fe2++I2B(2)强弱的比较三、考题形式1.氧化还原反应的概念辨析及应用2.电子转移数目的计算3.氧化还原反应的配平4.氧化性、还原性的强弱比较5.得失电子守恒的应用7.工业生产、日常生活的联系（金属冶炼、、治理废水、钢铁生锈）8、电化学中两极反应类型及放电顺序的判断1、1999年中国十大科技进步奖，其中一项是：储氢碳纳米管研究，其化学反方程应式是：(1)完成并配平上述反应的化学方程式。(2)此反应的氧化剂是，氧化产物是。(3)上述反应中若产生0.1mol气体物质，则

5、转移电子的物质的量是mol。(1)完成并配平上述反应的化学方程式。(2)此反应的氧化剂是，氧化产物是。(3)上述反应中若产生0.1mol气体物质，则转移电子的物质的量是mol。解析（1）反应过程中3C+2K2Cr2O7+H2SO43CO2+K2SO4+2Cr2(SO4)3+,再根据元素守恒，由钾元素守恒可知K2SO4的计量数为2，Cr2(SO4)3，由电子得失相等得：+3由硫元素守恒可知,H2SO4的计量数为8,由氢、氧元素守恒可知缺项为H2O，计量数为8。（2）通过（1）中元素化合价变化情况分析可知：K2Cr2O7作氧化剂

6、，CO2为氧化产物。（3）从反应方程式可知，有1molCO2生成即转移0.4mol电子，可确定答案。答案（1）3283CO2228H2O（2）K2Cr2O7CO2（3）0.42、将14g铁粉投入到500mL某稀硝酸中，经充分反应后，测得Fe和HNO3均无剩余。已知反应放出的气体在标准状况下体积为4.48L。假定反应前后溶液的体积不变且还原产物只有一种，则原硝酸的物质的量浓度是()A.0.8mol·L-1B.1.6mol·L-1C.1.4mol·L-1D.0.75mol·L-1B返回3、在浓盐酸中HNO2与SnCl2反应的离子方

7、程式为：3SnCl2+12Cl-+2HNO2+6H+N2+3SnCl+4H2O。关于该反应的说法正确的是（）①氧化剂是HNO2②还原性：Cl->N2③每生成2.8gN2,还原剂失去的电子为0.6mol④x为4，y为2⑤SnCl是氧化产物A.①③⑤B.①②④⑤C.①②③④D.只有①③解析反应中，HNO2得到电子为氧化剂，SnCl2失去电子为还原剂，其对应产物SnCl是氧化产物。Cl-在反应中没有得失电子。每生成1molN2转移6mol电子，故生成2.8gN2(0.1mol),SnCl2失去0.6mol电子。根据电荷守恒有：-

8、12+6=-3y,y=2，根据原子守恒有：6+12=3x,x=6。综合上述，①③⑤正确。答案A4、14g铜银合金与足量的某浓度的硝酸反应,将放出的气体与1.12L（标准状况下）氧气混合，通入水中恰好全部被吸收,则合金中铜的质量为（）A.9.6gB