微专题2 氧化还原反应的规律和应用 一、氧化还原反应的基本规律 1.守恒规律———得失电子守恒(化合价升降数值相等) (1)在氧化还原反应中,化合价有升必有降,电子有得必有失且得失电子数相等。 宏观:元素化合价升高的总数=元素化合价降低的总数。 微观:氧化剂得到的电子总数=还原剂失去的电子总数。 (2)应用:用于计算有关的数量关系及氧化还原反应方程式的配平。 2.强弱规律 (1)具有较强氧化性的氧化剂与具有较强还原性的还原剂反应,生成具有较弱还原性的还原产物和具有较弱氧化性的氧化产物。 (2)应用。 ①判断某氧化还原反应中物质氧化性、还原性的相对强弱。 根据氧化还原反应进行方向判断。 自发进行的氧化还原反应符合强弱规律: 氧化性:氧化剂>氧化产物; 还原性:还原剂>还原产物。 ②判断某氧化还原反应能否发生及粒子能否大量共存。 已知氧化性Cl2>S,则Cl2与Na2S不能大量共存。 3.先后规律(在浓度相差不大的溶液中) (1)一个反应体系中同时含有几种还原剂时,加入一种氧化剂,氧化剂首先与还原性最强的还原剂反应。如向FeBr2溶液中(还原性:Fe2+>Br-)通入Cl2时,Cl2量较少时先与Fe2+反应。 (2)一个反应体系中同时含有几种氧化剂时,加入一种还原剂,还原剂首先与氧化性最强的氧化剂发生反应。如向含有Cu2+、H+的溶液中加入Fe粉,Fe粉先与Cu2+反应,待Cu2+完全反应后再与H+反应。 4.价态规律 氧化还原反应的特征是有化合价的升降,故分析氧化还原反应中价态变化关系、价态规律是我们认识氧化还原反应的关键。 (1)性质与价态关系。 物质中某元素处于其最高价态时,该元素只能表现氧化性(但不一定是强氧化性); 物质中某元素处于其最低价态时,该元素只能表现还原性(但不一定是强还原性); 物质中某元素的价态处于其中间某价态时,在化学反应中既可以表现氧化性又可以表现还原性。 (2)化学反应中价态归中规律。 ①含有相邻价态同种元素的物质之间不反应。 如浓硫酸有强氧化性,SO2具有较强的还原性,但两者不反应。 ②含有不相邻的不同价态同种元素的物质之间可发生氧化还原反应(只靠拢不交叉)。 如:氯酸钾与浓盐酸的反应中,化合价变化关系: 错误表示方法: (3)化学反应中的歧化规律。 ①含有中间价态某元素的物质可自身发生氧化还原反应生成该元素的高价态和低价态物质,即中间价态→高价态+低价态。 ②实例:3NO2+H2O2HNO3+NO。 [典例1] 回答下列问题。 (1)在离子方程式xR2++yH++O2mR3++nH2O中,下列判断正确的是 (填字母)。 A.m=y,R3+是还原剂 B.m=2y,R2+被氧化 C.m=2,R3+是氧化剂 D.m=4,R2+是还原剂 (2)铋(Bi)为+3价时较稳定,铋酸钠(NaBiO3)溶液呈无色。现取一定量的硫酸锰(MnSO4)溶液,向其中依次滴加下列溶液,对应的现象如下表所示: 加入 溶液 ①适量铋 酸钠溶液 ②过量的 H2O2溶液 ③适量 KI-淀粉溶液 实验 现象 溶液呈 紫红色 紫红色消失, 产生气泡 溶液变成蓝色 则NaBiO3、NaMnO4、I2、H2O2的氧化性由强到弱的顺序为 (填化学式)。 B错误,D正确。 (2)由实验①可知,反应生成NaMnO4,NaBiO3是氧化剂,则氧化性:NaBiO3>NaMnO4,由实验②可知,NaMnO4将H2O2氧化为O2,则氧化性:NaMnO4>H2O2,由实验③可知,实验②中加入的过量H2O2将KI氧化为I2,则氧化性:H2O2>I2。综上可知,氧化性强弱顺序为NaBiO3> NaMnO4>H2O2>I2。 [训练1] G、Q、X、Y、Z均为氯的含氧化合物,我们不了解它们的分子式(或化学式),但知道它们在一定条件下具有以下的转换关系(未配平): (1)GQ+NaCl (2)Q+H2OX+H2 (3)Y+NaOHG+Q+H2O (4)Z+NaOHQ+X+H2O 这五种化合物中氯元素的化合价由低到高的顺序为( ) [A] QGZYX [B] GYQZX [C] GYZQX [D] ZXGYQ (2)Q+H2OX+H2中,氢元素的化合价降低,则氯元素的化合价升高,所以氯元素的化合价为X>Q;(3)Y+NaOHG+Q+H2O中,结合(1)中可知氯元素的化 ... ...
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