2019年高考化學氧化還原反應的基本規(guī)律

2019-05-20 21:46:08 　來源：網(wǎng)絡整理

　　2019年高考化學氧化還原反應的基本規(guī)律！高中化學還算是很好學習的，大家還是要認真學習的，高考前，你到底復習了多少內(nèi)容呢？還有一個月左右高考了，再來復習較后一次，下面是2019年高考化學氧化還原反應的基本規(guī)律！!同學們沖刺高考，加油！

想要了解2019年北京高診斷卷的相關資料，請點擊加入【愛智康高中交流福利群】，并直接向管理員“小康康”索�。壑强蹈咧薪涣鞲＠簳欢ㄆ诿赓M發(fā)放學習資料，高中以及高考政策等相關消息，請持題目，續(xù)關注！

　　2019年高考化學氧化還原反應的基本規(guī)律(一)

　　1、守恒規(guī)律

　　還原劑失電子總數(shù)=氧化劑得電子總數(shù)=氧化劑化合價降低的總數(shù)=還原劑化合價升高的總數(shù)。

　　應用：氧化還原反應方程式的配平和相關。

　　2、強弱規(guī)律

　　還原性：還原劑>還原產(chǎn)物。

　　氧化性：氧化劑>氧化產(chǎn)物。

　　應用：物質(zhì)間氧化性(或還原性)的強弱比較或判斷氧化劑和有還原性的物質(zhì)在一定條件下是否發(fā)生反應。

　　3、先后規(guī)律

　　(1)同一氧化劑與多種還原劑混合，還原性強的先被氧化。

　　(2)同一還原劑與多種氧化劑混合，氧化性強的先被還原。

　　應用：判斷物質(zhì)的氧化性、還原性強弱或判斷反應的先后順序。

　　如：把氯氣通入FeBr2溶液時，還原性Fe2+>Br-，若氯氣的量不足時首先氧化Fe2+;把氯氣通入FeI2溶液時，還原性I->Fe2+，若氯氣的量不足時首先氧化I-。

　　4、價態(tài)規(guī)律

　　(1)高低規(guī)律

　　元素較高價態(tài)：只有氧化性。

　　元素中間價態(tài)：既有氧化性又有還原性。

　　元素較低價態(tài)：只有還原性。

　　應用：判斷物質(zhì)的氧化性、還原性。

　　(2)歸中規(guī)律

　　①同種元素不同價態(tài)之間發(fā)生氧化還原反應時，高價態(tài)+低價態(tài)――→中間價態(tài)，即“只靠攏，不交叉”

　�、谕N元素相鄰價態(tài)間不發(fā)生化學反應。

　　應用：判斷同種元素不同價態(tài)的物質(zhì)間發(fā)生氧化還原的可能性。

　　(3)歧化規(guī)律

　　同種元素的中間價態(tài)生成高價和低價，即中間價―→ 高價+低價。

　　2019年高考化學氧化還原反應的基本規(guī)律(二)

　　1、電子守恒規(guī)律

　　守恒是氧化還原反應較重要的規(guī)律。在任何氧化—還原反應中，氧化劑得電子(或共用電子對偏向)總數(shù)與還原劑失電子(或共用電子對偏離)總數(shù)一定相等。

　　【高考真題】

　　【1】(2015·上海卷第21題)工業(yè)上將Na2CO3和Na2S以1∶2的物質(zhì)的量之比配成溶液,再通入SO2,可制取Na2S2O3,同時放出CO2。在該反應中 ( )

　　A.硫元素既被氧化又被還原

　　B.氧化劑與還原劑的物質(zhì)的量之比為1∶2

　　C.每生成1mol Na2S2O3,轉(zhuǎn)移4mol電子

　　D.相同條件下,每吸收10m3SO2就會放出2.5m3 CO2

　　【考點】本題考查氧化還原反應原理的分析與判斷。

　　【解析】Na2S2O3中硫為+2價,由Na2S中-2價的硫氧化和SO2中+4價的硫還原而來,A正確;依題意可知反應是Na2CO3+2Na2S+4SO2= 3Na2S2O3+CO2,氧化劑與還原劑的物質(zhì)的量之比為2∶1,B錯誤;每生成3 mol Na2S2O3時轉(zhuǎn)移8mol 電子,每生成1mol Na2S2O3時轉(zhuǎn)移8/3mol 電子,C錯誤;相同條件下氣體的體積比等于氣體的物質(zhì)的量之比,由方程式分析可知D正確。

　　【失分警示】氧化還原反應是一類重要的化學反應,在氧化還原反應中,電子得失數(shù)目相等,要結合物質(zhì)發(fā)生反應時物質(zhì)之間的物質(zhì)的量關系,結合物質(zhì)中元素化合價的升降確定物質(zhì)反應的多少、電子轉(zhuǎn)移數(shù)目。

　　2、價態(tài)表現(xiàn)性質(zhì)規(guī)律

　　同種元素具有多種價態(tài)時，一般處于較高價態(tài)時只具有氧化性,在反應中只作氧化劑;處于較低價態(tài)時只具有還原性，在反應中只作還原劑;處于中間可變價時既具有氧化性又具有還原性，既可作氧化劑又可作還原劑。

　　如濃H2SO4中S處于較高價態(tài)+6價，只具有氧化性:

　　C+2H2SO4(濃)=(△)CO2↑+2SO2↑+2H2O

　　如H2S中S處于較低價態(tài)-2價，只具有還原性：

　　H2S+2FeCl3=S↓+2FeCl2+2HCl

　　SO2中S處于中間價+4價，介于-2與+6之間，既具有氧化性又具有還原性，但還原性占主要地位。

　　SO2+Cl2+2H2O=2HCl+H2SO4

　　SO2+2H2S = 3S↓+2H2O

　　物質(zhì)大多含有多種元素，其性質(zhì)體現(xiàn)出各種元素的綜合，如H2S，既有氧化性(由+1價氫元素表現(xiàn)出的性質(zhì))，又有還原性(由-2價硫元素表現(xiàn)出的性質(zhì))

　　H2S =(△)H2+ S↓

　　2019年高考化學氧化還原反應的基本規(guī)律(三)

　　3、反應先后規(guī)律

　　在濃度相差不大的溶液中，同時含有幾種還原劑時，若加入氧化劑，則它首先與溶液中較強的還原劑作用;同理，在濃度相差不大的溶液中，同時含有幾種氧化劑時，若加入還原劑，則它首先與溶液中較強的氧化劑作用。例如，向含有FeBr2溶液中通入Cl2，首先被氧化的是Fe2+

　　【1】已知：3 Br2 + 6 FeCl2= 4 FeCl3+ 2 FeBr3，則112 ml Cl2 (標準狀況下)通入10 ml 1 mol·L-1的FeBr2 溶液中，發(fā)生反應的離子方程式是____________________________

　　解析：依據(jù)方程式可得，還原性：Fe2+>Br-

　　則Cl2 與 FeBr2 反應為

　　先發(fā)生：Cl2+ 2Fe2+ = 2 Fe3+ + 2 Cl- ①

　　后發(fā)生：Cl2+ 2Br-=Br2 + 2 Cl- ②

　　因 n (Cl2 ) ：n (Fe2+) = 0.112 L/22.4 L·mol -1：0.010 L×1 mol·L –1 = 1 ：2

　　所以只發(fā)生反應①，而不發(fā)生反應②

　　答案： Cl2+ 2 Fe2+ = 2Fe3++2Cl-

　　【2】有一混合溶液，其中只含有Fe2+、Cl- 、Br- 、I – (忽略水的電離) 。其中Cl- 、Br- 、I –的個數(shù)比為2 ：3 ：4，向該溶液中通入氯氣，使溶液中Cl-和Br-的個數(shù)比為3 ：1，則通入氯氣的物質(zhì)的量與溶液中剩余的Fe2+物質(zhì)的量之比為(已知還原性：I – > Fe2+ > Br- > Cl-)( )

　　A. 7 ：1 B. 7 ：2 C.7 ：3 D. 7 ：4

　　解析：依題意，知 Cl2 通入溶液后發(fā)生反應的先后順序為：

　�、� Cl2+2I-= 2Cl-+I2

　�、� Cl2+2Fe2+ = 2Fe3++ 2Cl-

　　③ Cl2+2Br-= Br2+ 2Cl-

　　因溶液有 Fe2+剩余，所以，反應③一定沒有進行，反應②一定發(fā)生了，反應②可能發(fā)生。離子的個數(shù)比即為物質(zhì)的量之比，故設反應前溶液中Cl-、Br- 、I- 的物質(zhì)的量分別為2 mol、3 mol、4 mol。因Br-沒有參加反應，則反應后溶液中含有Cl-為9 mol

　　由Cl2 + 2 I- =2Cl-+I2

　　1 2 2

　　2 mol 4mol 4mol 說明反應②一定發(fā)生，且有

　　Cl2 + 2Fe2+ = 2Fe3++ 2Cl-

　　1 2 2

　　1.5 mol 3mol (9 – 4 – 2 ) mol

　　反應前溶液中，由電荷守恒可知： 2 n (Fe2+)原= n (Cl-)+ n (Br-) + n (I-)

　　得：n (Fe2+)原 =(2 + 3 + 4)/2= 4.5 mol

　　故，n (Cl2 ) ：n (Fe2+)剩= ( 2 +1.5) ：( 4.5 – 3 )= 7 ：3

　　答案： C

　　4、歸中規(guī)律

　　歸中反應是指同一元素的不同價態(tài)一個升高一個降低到同一價態(tài)的反應。含不同價態(tài)同種元素的物質(zhì)間發(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→中間價”的規(guī)律。