2019年高考化学氧化还原反应的基本规律

　　2019年高考化学氧化还原反应的基本规律！高中化学还算是很好学习的，大家还是要认真学习的，高考前，你到底复习了多少内容呢？还有一个月左右高考了，再来复习较后一次，下面是2019年高考化学氧化还原反应的基本规律！!同学们冲刺高考，加油！

 

 

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　　2019年高考化学氧化还原反应的基本规律(一)

　　1、守恒规律

　　还原剂失电子总数=氧化剂得电子总数=氧化剂化合价降低的总数=还原剂化合价升高的总数。

　　应用：氧化还原反应方程式的配平和相关。

　　2、强弱规律

　　还原性：还原剂>还原产物。

　　氧化性：氧化剂>氧化产物。

　　应用：物质间氧化性(或还原性)的强弱比较或判断氧化剂和有还原性的物质在一定条件下是否发生反应。

　　3、先后规律

　　(1)同一氧化剂与多种还原剂混合，还原性强的先被氧化。

　　(2)同一还原剂与多种氧化剂混合，氧化性强的先被还原。

　　应用：判断物质的氧化性、还原性强弱或判断反应的先后顺序。

　　如：把氯气通入FeBr2溶液时，还原性Fe2+>Br-，若氯气的量不足时首先氧化Fe2+;把氯气通入FeI2溶液时，还原性I->Fe2+，若氯气的量不足时首先氧化I-。

　　4、价态规律

　　(1)高低规律

　　元素较高价态：只有氧化性。

　　元素中间价态：既有氧化性又有还原性。

　　元素较低价态：只有还原性。

　　应用：判断物质的氧化性、还原性。

　　(2)归中规律

　　①同种元素不同价态之间发生氧化还原反应时，高价态+低价态――→中间价态，即“只靠拢，不交叉”

　　②同种元素相邻价态间不发生化学反应。

　　应用：判断同种元素不同价态的物质间发生氧化还原的可能性。

　　(3)歧化规律

　　同种元素的中间价态生成高价和低价，即中间价―→ 高价+低价。

　　2019年高考化学氧化还原反应的基本规律(二)

　　1、电子守恒规律

　　守恒是氧化还原反应较重要的规律。在任何氧化—还原反应中，氧化剂得电子(或共用电子对偏向)总数与还原剂失电子(或共用电子对偏离)总数一定相等。

　　【高考真题】

　　【1】(2015·上海卷第21题)工业上将Na2CO3和Na2S以1∶2的物质的量之比配成溶液,再通入SO2,可制取Na2S2O3,同时放出CO2。在该反应中 ( )

　　A.硫元素既被氧化又被还原

　　B.氧化剂与还原剂的物质的量之比为1∶2

　　C.每生成1mol Na2S2O3,转移4mol电子

　　D.相同条件下,每吸收10m3SO2就会放出2.5m3 CO2

　　【考点】本题考查氧化还原反应原理的分析与判断。

　　【解析】Na2S2O3中硫为+2价,由Na2S中-2价的硫氧化和SO2中+4价的硫还原而来,A正确;依题意可知反应是Na2CO3+2Na2S+4SO2= 3Na2S2O3+CO2,氧化剂与还原剂的物质的量之比为2∶1,B错误;每生成3 mol Na2S2O3时转移8mol 电子,每生成1mol Na2S2O3时转移8/3mol 电子,C错误;相同条件下气体的体积比等于气体的物质的量之比,由方程式分析可知D正确。

　　【失分警示】氧化还原反应是一类重要的化学反应,在氧化还原反应中,电子得失数目相等,要结合物质发生反应时物质之间的物质的量关系,结合物质中元素化合价的升降确定物质反应的多少、电子转移数目。

　　2、价态表现性质规律

　　同种元素具有多种价态时，一般处于较高价态时只具有氧化性,在反应中只作氧化剂;处于较低价态时只具有还原性，在反应中只作还原剂;处于中间可变价时既具有氧化性又具有还原性，既可作氧化剂又可作还原剂。

　　如浓H2SO4中S处于较高价态+6价，只具有氧化性:

　　C+2H2SO4(浓)=(△)CO2↑+2SO2↑+2H2O

　　如H2S中S处于较低价态-2价，只具有还原性：

　　H2S+2FeCl3=S↓+2FeCl2+2HCl

　　SO2中S处于中间价+4价，介于-2与+6之间，既具有氧化性又具有还原性，但还原性占主要地位。

　　SO2+Cl2+2H2O=2HCl+H2SO4

　　SO2+2H2S = 3S↓+2H2O

　　物质大多含有多种元素，其性质体现出各种元素的综合，如H2S，既有氧化性(由+1价氢元素表现出的性质)，又有还原性(由-2价硫元素表现出的性质)

　　H2S =(△)H2+ S↓

　　2019年高考化学氧化还原反应的基本规律(三)

　　3、反应先后规律

　　在浓度相差不大的溶液中，同时含有几种还原剂时，若加入氧化剂，则它首先与溶液中较强的还原剂作用;同理，在浓度相差不大的溶液中，同时含有几种氧化剂时，若加入还原剂，则它首先与溶液中较强的氧化剂作用。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，则112 ml Cl2 (标准状况下)通入10 ml 1 mol·L-1的FeBr2 溶液中，发生反应的离子方程式是____________________________

　　解析：依据方程式可得，还原性：Fe2+>Br-

　　则Cl2 与 FeBr2 反应为

　　先发生：Cl2+ 2Fe2+ = 2 Fe3+ + 2 Cl- ①

　　后发生：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

　　所以只发生反应①，而不发生反应②

　　答案： Cl2+ 2 Fe2+ = 2Fe3++2Cl-

　　【2】有一混合溶液，其中只含有Fe2+、Cl- 、Br- 、I – (忽略水的电离) 。其中Cl- 、Br- 、I –的个数比为2 ：3 ：4，向该溶液中通入氯气，使溶液中Cl-和Br-的个数比为3 ：1，则通入氯气的物质的量与溶液中剩余的Fe2+物质的量之比为(已知还原性：I – > Fe2+ > Br- > Cl-)( )

　　A. 7 ：1 B. 7 ：2 C.7 ：3 D. 7 ：4

　　解析：依题意，知 Cl2 通入溶液后发生反应的先后顺序为：

　　① Cl2+2I-= 2Cl-+I2

　　② Cl2+2Fe2+ = 2Fe3++ 2Cl-

　　③ Cl2+2Br-= Br2+ 2Cl-

　　因溶液有 Fe2+剩余，所以，反应③一定没有进行，反应②一定发生了，反应②可能发生。离子的个数比即为物质的量之比，故设反应前溶液中Cl-、Br- 、I- 的物质的量分别为2 mol、3 mol、4 mol。因Br-没有参加反应， 则反应后溶液中含有Cl-为9 mol

　　由Cl2 + 2 I- =2Cl-+I2

　　1 2 2

　　2 mol 4mol 4mol 说明反应②一定发生，且有

　　Cl2 + 2Fe2+ = 2Fe3++ 2Cl-

　　1 2 2

　　1.5 mol 3mol (9 – 4 – 2 ) mol

　　反应前溶液中，由电荷守恒可知： 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、归中规律

　　归中反应是指同一元素的不同价态一个升高一个降低到同一价态的反应。含不同价态同种元素的物质间发生氧化还原反应时，该元素价态的变化一定遵循“高价+低价→中间价”的规律。

　　如2Na2O2 + 2CO2= 2Na2CO3 + O2

　　此反应中，Na2O2中的O是-1价，他跟CO2反应后生成O为-2价的Na2CO3和O为0价的O2

　　常见的归中反应：

　　C + CO2 = 2CO

　　SO2 + 2H2S = 3S↓ + 2H2O

　　H2SO3+ 2H2S = S↓ + 3H2O

　　H2S + 3H2SO4(浓) = 4SO2 + 4H2O

　　2Fe3+ + Fe = 3Fe2+

　　KClO3+6HCl=3Cl2+ 6KCl↑ +3H2O

　　5NaBr + NaBrO3 + 3H2SO4= 3Br2 + 3Na2SO4 + 3H2O

　　Ca(ClO)2+ 4HCl(浓) = 2Cl2↑ + CaCl2 + 2H2O

　　CuO + Cu = Cu2O

　　2Na + Na2O2 = 2Na2O

　　5、歧化规律

　　歧化反应指的是同一物质的分子中同一价态的同一元素间发生的氧化还原反应。

　　常见的岐化反应：

　　Cl2 +2NaOH = NaCl + NaClO + H2O

　　2Cl2 +2Ca(OH)2 = CaCl2 + Ca(ClO)2 + 2H2O

　　3Cl2 +6KOH(热,浓) = 5KCl +KClO3 + 3H2O

　　3S + 6NaOH = 2Na2S+ Na2SO3 + 3H2O

　　4P + 3KOH(浓) + 3H2O = PH3↑ + 3KH2PO2

　　11P + 15CuSO4+ 24H2O = 5Cu3P + 6H3PO4 + 15H2SO4

　　3C + CaO = CaC2+ CO↑

　　3C+SiO2= SiC + 2CO↑

 

 

 

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