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            高中化学《离子反应》及《氧化还原反应》重点总结


            离子反应重难点归纳 重点一、离子方程式的书写原则 1.强酸、强碱和易溶于水的盐改写成离子形式,如:硫酸、氢氧化钠等要拆成 离子形式;难溶物质、难电离物质、易挥发物质、单质、氧化物、非电解质等均 写化学式,如:碳酸钙、硫酸钡、氯化银、硅酸、氢氧化铜、氢氧化铁等不溶物 要写成化学式,醋酸、氨水等弱电解质要写成化学式。 2.微溶物作为反应物,若是澄清溶液写离子符号,若是悬浊液写化学式;微溶 物作为生成物,一般写化学式(标↓号)。 3.多元弱酸酸式酸根离子,在离子方程式中不能拆开写。注意:中强酸归为弱 酸范畴,也不能拆。如:HSO3—、H2PO4-、HPO42-等。 4.氨水作为反应物写 NH3·H2O;作为生成物,若有加热条件或浓度很大时,可 写 NH3 (标↑号)。 5.固体与固体间的反应不能写离子方程式;浓 H2SO4、浓 H3PO4 与固体的反应不 能写离子方程式。 6.离子方程式要做到原子个数配平、电荷配平。 7.一些特殊的反应,如:有酸式盐参加或生成的反应、两种或两种以上的离子 被一种物质氧化或还原、Ba(OH)2 与 KAl(SO4)2 按不同比的反应等,要考虑并满足 反应物物质的量的比值。 重点二、离子方程式正误判断(六“看”) 1.看离子反应是否符合客观事实,不可主观臆造产物及反应。如:2Fe+6H+── 2Fe3++3H2↑是错误的,因为 H+只能将铁氧化成+2 价。 Cu+2H+──Cu2++H2↑是错误的,因为铜排在金属活动顺序表氢之后,不能置换出 酸中的氢。 2.看“──”“ 、 子反应方程式 H2S──HS-+H+是错误的,因为 H2S 在水中发生部分电离,应当用“ ” 。 ”“↑”“↓”等是否正确。如:H2S 在水中发生电离的离 、 、

            3.看表示各物质的化学式是否正确。如:HCO3-不能写成 CO32-+ H+,HSO3-不可写 成 SO32-+ H+等。

            4.看是否漏掉离子反应。如:Ba(OH)2 溶液与硫酸铜溶液反应,既要写 Ba2+与 SO42


            的离子反应,又要写出 Cu2+与 OH-的离子反应。

            5.看电荷是否守恒。如:FeCl2 溶液与 C12 反应,不能写成 Fe3++Cl2──Fe2++2Cl


            ,而应写成 2Fe2++Cl2──2Fe3++2Cl-,两边即要原子守恒又要电荷守恒。

            6.看反应物或产物的配比是否正确。如:稀 H2SO4 与 Ba(OH)2 溶液反应不能写成 H++OH-+SO42-+Ba2+──BaSO4↓+H2O,应写成 2H++2OH-+SO42-+Ba2+──BaSO4↓+2H2O。 【规律总结】 视点一、量不同,离子反应不同。 1.生成的产物可与过量的物质继续反应的离子反应 这类离子反应, 只需注意题中所给条件, 判断产物是否与过量物质继续反应, 正确确定产物形式即可。如 NaOH(足量或不足量)与 AlC13 溶液,NaAlO2 溶液通 HCl(少量或足量),CO2、H2S、SO2(少量或足量)通入到 Ca(OH)2、NaOH 溶液中等, 有关离子方程式都有所区别。 例: 向氢氧化钠溶液中通入少量二氧化碳:CO2+2OH-──CO32-+H2O
            - - 向氢氧化钠溶液中通入过量二氧化碳:CO2+OH ──HCO3

            2.酸式盐与量有关的离子反应 这类离子反应一般书写时, 量不足的物质参与反应的离子的物质的量之比一 定要与它的化学式相符合, 而足量的物质参与反应的离子的物质的量之比不一定 与化学式相符。 如果没有明确的用量,用任一反应物作为足量写出的离子反应方 程式均属正确。如:NaHSO4 溶液与 Ba(HCO3)2(足量或少量),Ca(HCO3)2 溶液与 NaOH(少量或足量), Ca(OH)2 溶液与 NaHCO3(不限制量), 2PO4 溶液与 Ba(OH)2(不 NaH 限制量)等,均应明确量的影响。 例:Ca(HCO3)2 溶液与少量 NaOH 溶液反应的离子方程式 OH-+ HCO3-+Ca2+──CaCO3↓+H2O Ca(HCO3)2 溶液与足量 NaOH 溶液反应的离子方程式 Ca2++ 2HCO3-+2OH-──CaCO3↓+2H2O+CO32- 3.氧化还原反应中与量有关的离子反应

            这类离子反应中常涉及一种氧化剂(或还原剂)与多种还原剂(或氧化剂) 的反应。书写时只要找准氧化性、还原性强弱,依据氧化性或还原性强的先反应 即可。如向 FeBr2、FeI2 溶液中通入 Cl2 的离子反应。因还原性有以下关系 I-> Fe2+>Br-,所以当 Cl2 量不同时离子反应不同。 例:向 FeBr2 溶液中通入少量 Cl2 的离子反应: 2Fe2++Cl2──2Fe3++2Cl- 向 FeBr2 溶液中通人过量 Cl2 应: 2Fe2++4Br-+3C12──2Fe3++2Br2+6Cl- 4.较特殊且与量有关的离子反应 这类反应要求量与其他因素统筹兼顾。如 Mg(HCO3)2 溶液与过量 NaOH 反应, 不可忽视 Mg(OH)2 比 MgCO3 更难溶、更稳定;明矾与足量 Ba(OH)2 溶液反应,不可 忽视 Al(OH)3 的两性;NH4HSO4 溶液与足量 Ba(OH)2 反应,不可忽视 NH3·H2O 也是 弱电解质等。 例:明矾与少量 Ba(OH)2 溶液反应: 2Al3+ +3SO42-+3Ba2++6OH-──3BaSO4↓+2Al(OH)3↓ 明矾与足量 Ba(OH)2 溶液反应 Al3+ +2SO42-+2Ba2++4OH-──2BaSO4↓+AlO2- 5.按实际用量书写离子方程式的离子反应 这类反应是在上述书写规律的基础上增大难度,不仅是少量足量问题,而且是给 出具体比进行书写总的离子反应方程式。 例:将 1mol/L 的 NaAlO2 溶液和 1.5mol/L 的 HCl 溶液等体积充分混合的总离子 反应方程式 根据 NaAlO2 与 HCl 的物质的量之比可知最终生成的 Al3+和 Al(OH)3 的物质的 量之比为 1:5 故离子方程式为 6AlO2-+ 9H+ +3H2O──5A l ( O H ) 3 ↓+ Al3+

            视点二、混合顺序不同时,离子反应的现象及产物 如 AlCl3 与 NaOH; 2CO(Na2SO3、 2S) HCl(H2SO4、 Na 3 Na 与 NaHSO4); 2S 与 FeCl3; Na 氨水与 AgNO3 等混合顺序不同时所对应的离子反应方程式不同,反应现象不同。 当两者用量一定时, Na2CO3 Na2SO3、 2S) HCl(H2SO4、 除 ( Na 与 NaHSO4); 2S 与 FeCl3 Na

            外最终产物相同。 当 Na2CO3(Na2SO3、Na2S)与 HCl(H2SO4、NaHSO4)混合时,若 H+足量时,产物相同; 若 H+不足量时,产物不同。同理,Na2S 与 FeCl3 混合时,若 Na2S 足量时,产物相 同;若 Na2S 不足量时,产物不同。 【典例剖析】 【例 1】能正确表示下列反应的离子方程式的是 ⑴铜片与稀硝酸反应 Cu+NO3-+ 4H+ Cu2++NO↑+2H2O Ca2++2H2O Fe3++4H2O

            ⑵饱和石灰水跟稀硝酸反应 Ca(OH)2+2H+ ⑶硫酸亚铁溶液中加过氧化氢溶液 ⑷硫化钠水解 ⑸氯气通入水中 S2-+2H2O Cl2+H2O

            Fe2++2H2O2+4H+

            H2S+2OH- 2H++Cl-+ClO- Ca2++2ClO-+H2O+CO2 CaCO3↓+2HClO

            ⑹次氯酸钙溶液中通入过量 CO2 ⑺碳酸钙与醋酸反应 ⑻将金属钠加入水中

            CaCO3+2CH3COOH Na+2H2O

            Ca2++2CH3COO-+CO2↑+H2O

            Na++2OH-+H2↑

            [解析]解题的依据是书写离子方程式的规则。⑴中电荷不守恒;⑵中石灰水中 Ca(OH)2 应以 Ca2+、OH-形式书写;⑶中电荷不守恒;⑷中反应没分步且没用可逆 号;⑸中 HClO 分子不可拆开写;⑹中过量 CO2 能将生成的 CaCO3 溶解;⑺正确; ⑻中电荷不守恒; 【答案】⑺ 【例 2】下列离子方程式中,正确的是 A B C D 向 FeCl2 溶液中通人 Cl2:Fe2++Cl2 石灰石和盐酸反应:CO32-+2H+ Fe3++2Cl- CO2↑+H2O H2O I2+2Br


            氢氧化钡溶液和稀硫酸反应:H++OH- 碘化钾和适量溴水反应:2I +Br2


            [解析]:A 中离子的电荷数未配平;B 中把难溶物质 CaCO3 写成了离子形式;C 中遗漏了参加反应的 Ba2+和 SO42-离子;D 中既符合反应规律,又遵守离子方程式 的书写规则。 【答案】 D 【例 3】按要求正确书写离子反应方程式

            (1)向 NaHSO4 溶液中逐滴加入 Ba(OH)2 溶液至中性,写出此步的离子反应方程 式: ;

            在以上中性溶液中,继续滴加 Ba(OH)2 溶液至完全反应,此步的离子反应方程式 为: 。

            (2) 向 Ba(OH)2 溶液中逐滴加入 NaHSO4 溶液至恰好沉淀完全,写出此步的离子反 应方程式: ;

            在以上溶液中,继续滴加 NaHSO4 溶液至完全反应,此步的离子反应方程式为: 。 [解折] 因 NaHSO4 是二元强酸的酸式盐,可以理解成全部电离。 (1) 当 Ba(OH)2 向 NaHSO4 溶液中逐滴加入至中性时,其反应的化学方程式是: 2NaHSO4+Ba(OH)2 BaSO4↓+ Na2SO4+ 2H2O BaSO4↓+ 2H2O

            离子反应方程式是:2H+ + SO42-+ Ba2++ 2OH-

            此时溶液中成份只有 Na2SO4,再加人 Ba(OH)2 时的离子反应方程式为: Ba2++SO42- BaSO4↓

            (2)同理,当 NaHSO4 向 Ba(OH)2 溶液中逐滴加入至沉淀完全时,其反应的化学方 程式是:NaHSO4+Ba(OH)2 BaSO4↓+NaOH+H2O BaSO4↓+H2O

            离子反应方程式是:H+ +SO42-+Ba2++OH-

            此时溶液中成份只有 NaOH,再加人 NaHSO4 时的离子反应方程式为: H+ +OH- 【答案】 (1)2H+ +SO42-+Ba2++2OH- (2)H+ +SO42-+Ba2++OH- BaSO4↓+2H2O;Ba2++SO42- BaSO4↓+H2O; H+ +OH- H2O BaSO4↓ H2O

            【例 4】在一定条件下,RO3n- 和 I - 可以发生反应,离子方程式为:RO3n- +6I - +6H
            +

            R +3I2+3H2O 。 个。



            (1) RO3n-中 R 元素的化合价为 (2)R 元素的原子最外层电子有

            [解析] 根据电荷守恒原理,离子方程式反应前后电荷数应相等,则有:(-n)+6 ×(-1)+6×(+l)= -1,解得 n=l,即 RO3n-为 RO3-,故 R 的化合价为+5。根据离子 反应生成物为 R-, 的最低负化合价为-1, R 表明元素 R 原子最外层电子有 7 个(为

            卤族元素)。 【答案】 (1) +5;(2) 7 【例 5】下列各组离子在溶液中既可以大量共存,且加入氨水后也不产生沉淀的 是 A C Na+、Ba2+、Cl-、SO42- H+、NH4+、Al3+、SO42- B D K+、AlO2-、NO3-、OH- H+、Cl-、CH3COO-、NO3-

            [解折] 首先用题中第一个条件“在溶液中可以大量共存”筛选 ABCD 四个选项: A 中的 Ba2+与 SO42-因生成 BaSO4 沉淀不能大量共存,D 中的 H+与 CH3COO-因结合生 成弱电解质不能大量共存,这样将 A 和 D 排除;再用题中第二个条件“加入氨水 后也不产生沉淀”去筛选 B 和 C,C 中的 Al3+遇到 NH3· H2O 后会生成 Al(OH)3 沉 淀,而 B 中本来就有 AlO2-、OH-,是碱性溶液,加入氨水时不会产生沉淀。 【答案】 B 【例 6】 (05 年天津)下列各组离子的溶液中能大量共存的是 A.酸性溶液 Na+、K+、MnO4—、Br— B.酸性溶液 Fe3+、NH4+、SCN—、NO— C.碱性溶液 Na+、K+、AlO2—、SO42— D.碱性溶液 Ba2+、Na+、CO32—、Cl—

            [解折]酸性溶液中,MnO4—具有强氧化性,氧化 Br—A 错;Fe3+与 SCN—发生络和反 应不共存,B 措;C 对;Ba2+与 CO32—生成沉淀不共存,D 错。 【答案】C 【例 7】 某无色透明溶液中存在以下离子中的几种, 且跟金属铝反应能放出氢气, 试判断下列离子:Mg2+、Ba2+、Cu2+、H+、Ag+、HCO3-、SO42-、SO32-、OH-、NO3-何者 能存在于此溶液中? (1)当生成 Al3+时,一定存在 (2)当生成 AlO2-时,一定存在 ,可能存在 ,可能存在 。 。

            [解折] 此类题目的解题方法是:当肯定一种离子后,一定要看在此基础上是否 能否定一些离子。 首先用溶液无色这一条件,判定一定没有 Cu2+

            (1)当生成 Al3+时,溶液必定呈现酸性,所以一定存在 H+,而与 H+不共存的离子 有 HCO3-、SO32-、OH-、NO3-(NO3-在酸性条件下有强氧化性,与 Al 反应不会产生 氢气) ,但溶液中必定要有阴离子,因此一定含有 SO42-,与 SO42-不共存的离子有 Ba2+、Ag+;Mg2+可能存在。 (2)当生成 AlO2-时,溶液必定呈现碱性,所以一定存在 OH-,而与 OH-不共存的 离子有 HCO3-、Mg2+、H+、Ag+,但溶液中必定要有阳离子,因此一定含有 Ba2+, 与 Ba2+不共存的离子有 SO42-、SO32-;NO3-可能存在 【答案】(1)H+、SO42-;Mg2+ (2)OH-、Ba2+;NO3-

            氧化还原反应

            考点整合 考点一 氧化还原反应、氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物 概念 定义 注意点 氧化反 物质失去电子的反应 物质失去电子的外部表现为化合价的升高 应 还原反 物质得到电子的反应 物质得到电子的外部表现为化合价的降低 应 被氧化 元素失去电子的过程 元素失去电子的外部表现为化合价的升高 被还原 元素得到电子的过程 元素得到电子的外部表现为化合价的降低 通过发生氧化反应所得的生 氧化还原反应中,氧化产物、还原产物可以是同一种产 氧化产 成物 以是不同产物,还可以是两种或两种以上的产物。 物 4FeS2+11O2=2Fe2O3+8SO2 中,Fe2O3 和 SO2 均既为氧化产物 还原产 通过发生还原反应所得的生 原产物。 物 成物 常见氧化剂:(1)活泼的非金属单质;如卤素单质(X2)、 氧化剂 得到电子的反应物 (2)高价金属阳离子; Fe3+、 2+等(3)高价或较高价含氧 如 Cu 如 MnO2、浓 H2SO4、HNO3、KMnO4 等(4)过氧化物;如 Na2O 常见还原剂:①活泼或较活泼的金属;如 K、Na、Zn、F 还原剂 失去电子的反应物 些非金属单质;如 H2、C、Si 等③较低态的化合物;CO、 Na2SO3、FeSO4 氧化性 得到电子的能力 物质的氧化性、还原性的强弱与其得失电子能力有关, 子的数目无关。 还原性 失去电子的能力 [例 1](2008·茂名一模)金属钛(Ti)性能优越,被称为继铁、铝制后的 “第三金属”。工业上以金红石为原料制取 Ti 的反应为: aTiO2 + bCl2 + cC aTiCl4 + cCO ??反应① TiCl4 +2Mg Ti + 2MgCl2 ??反应② 关于反应①、②的分析不正确的是( ) ①TiCl4 在反应①中是还原产物,在反应②中是氧化剂; ②C、Mg 在反应中均为还原剂,被还原; ③在反应①、②中 Mg 的还原性大于 C,C 的还原性大于 TiCl4; ④a=1,b=c=2; ⑤每生成 19.2 g Ti,反应①、②中共转移 4.8 mol e-。 A.①②④ B.②③④ C.③④ D.②⑤ [解析]②中 C、Mg 在反应中均为还原剂,被氧化;经计算知⑤中每生成

            19.2 g Ti,反应①、②中共转移 3.2 mol e[答案]D [知识规律] 还原性 化合价升高 弱氧化性 ↑ ↑ 变化 还原剂 氧化反应 氧化产物 氧化剂 还原反应 还原产物 反应物→ →产物 ↓ 变化 ↓ 氧化性 化合价降低 弱还原性 考点二 物质的氧化性强弱、还原性强弱的比较。 氧化性→得电子性,得到电子越容易→氧化性越强 还原性→失电子性,失去电子越容易→还原性越强 由此,金属原子因其最外层电子数较少,通常都容易失去电子,表现出还原 性, 所以, 一般来说, 金属性也就是还原性; 非金属原子因其最外层电子数较多, 通常都容易得到电子, 表现出氧化性, 所以, 一般来说, 非金属性也就是氧化性。 1.根据金属活动性顺序来判断: 一般来说,越活泼的金属,失电子氧化成金属阳离子越容易,其阳离子得电 子还原成金属单质越难,氧化性越弱;反之,越不活泼的金属,失电子氧化成金 属阳离子越难,其阳离子得电子还原成金属单质越容易,氧化性越强。 2.根据非金属活动性顺序来判断: 一般来说,越活泼的非金属,得到电子还原成非金属阴离子越容易,其阴离 子失电子氧化成单质越难,还原性越弱。 3.根据氧化还原反应发生的规律来判断: 规律: 反应物中氧化剂的氧化性强于生成物中氧化产物的氧化性,反应物中 还原剂的还原性强于生成物中还原产物的还原性。 4.根据氧化还原反应发生的条件来判断: 如:Mn02+4HCl(浓) MnCl2+C12↑+2H20 2KMn04+16HCl(浓)=2MnCl2+5C12↑+8H2O 后者比前者容易(不需要加热),可判断氧化性 KMn04>Mn02 5.根据反应速率的大小来判断: 如 :2Na2SO3+O2=2Na2SO4 ( 快 ) , 2H2SO3+O2=2H2SO4 ( 慢 ) , 催化剂 2SO 2 ? O 2 2SO 3 , ? 其还原性: Na2SO4>H2SO3>SO2 6.根据被氧化或被还原的程度来判断: 点燃 ? 如: Cu ? Cl 2 即氧化性: Cl 2 ? S 。 Cu 2S , CuCl 2 , 2Cu ? S 又如: 2HBr ? H 2SO 4(浓) ? Br2 ? SO 2 ? ?2H 2 O , 8HI ? H 2SO 4(浓) ? 4I 2 ? H 2S ? ?4H 2 O , 即有还原性: HI ? HBr 。 7.根据原电池的正负极来判断: 在原电池中,作负极的金属的还原性一般比作正极金属的还原性强。 8.根据电解池中溶液里阴、阳离子在两极放电顺序来判断。 ? ? 如:Cl-失去电子的能力强于 OH-,还原性: Cl ? OH 。 9.根据元素在周期表中位置判断: (1)对同一周期金属而言,从左到右其金属活泼性依次减弱。如 Na、Mg、A1 金属性依次减弱,其还原性也依次减弱。 (2)对同主族的金属而言,从上到下其金属活泼性依次增强。如 Li、Na、K、 Rb、Cs 金属活泼性依次增强,其还原性也依次增强。 (3)对同主族的非金属而言,从上到下其非金属活泼性依次减弱。如 F、Cl、 Br、I 非金属活泼性依次减弱,其氧化性也依次减弱。 10.根据(氧化剂、还原剂)元素的价态进行判断: 元素处于最高价只有氧化性,最低价只有还原性,处于中间价态既有氧化又 有还原性。 一般来说,同种元素价越高,氧化性越强;价越低还原性越强。如氧化 性:Fe3+>Fe2+>Fe, S(+6 价)>S(+4 价)等,还原性:H2S>S>SO2,但是,氧化性:HClO4< HClO34< HClO24< HClO。 注意: ①物质的氧化性、 还原性不是一成不变的。 同一物质在不同的条件下, 其氧化能力或还原能力会有所不同。如:氧化性:HNO3(浓)>HNO3(稀) ;Cu 与浓 H2SO4 常温下不反应,加热条件下反应;KMnO4 在酸性条件下的氧化性比在中

            性、碱性条件下强。 ②原子的氧化性一般都强于分子的氧化性。 氧化性 F ? F2、Cl ? Cl 2、O ? O 2 如: 等。 [例 2](2007·聊城二模)常温下,在下列溶液中发生如下反应①16H++10Z-+2XO4- = 2x2++5Z2+8H2O ②2A2+ +B2 = 2A3++2B- ③2B +Z2 = B2+2Z由此判断下列说法错误的是( ) A.反应 Z2+2A2+=2A3++2Z-可以进行。 B.Z 元素在①③反应中均 被还原 C.氧化性由强到弱的顺序是 XO4-、Z2、B2、A3+ D.还原性由强到弱的顺序是 A2+、B-、Z-、X2+ [解析]根据上述规律 4 可得:氧化性顺序:XO4->Z2>B2>A3+,还原性顺序: 2+ A >B->Z->X2+。 [答案]B 考点三 氧化还原反应方程式的配平方法 1.配平原则:电子守恒、原子守恒、电荷守恒 2.配平步骤(以高锰酸钾和浓盐酸反应制氯气为例) : ①标出化合价变化了的元素的化合价。如: +7 -1 +4 0 KMnO4+HCl==KCl+MnCl2+Cl2↑+H2O ②根据元素存在的实际形式调整发生了氧化还原反应的物质的系数, 使之 成 1︰1 的关系。如:+7 -1 +4 0 KMnO4+2HCl==KCl+MnCl2+Cl2↑+H2O ③调整系数,使化合价升降总数相等。 化合价↓ 5×② KMnO4+2HCl==KCl+MnCl2+Cl2↑+H2O 化合价↑2×⑤ ④根据化合价升降总数相等确定发生氧化还原反应的物质的化学计量数。 如:2KMnO4+10HCl==KCl+2MnCl2+5Cl2↑+H2O ⑤利用元素守恒, 用观察方法配平没有参加氧化还原反应的其他物质的系 数。如: 2KMnO4+16HCl==2KCl+2MnCl2+5Cl2↑+8H2O ⑥检查方程式两边各原子的个数是否相等, 离子方程式还要检查方程式两 边的离子所带的电荷数是否相等。 [例 3](2008·江西信丰中学)对于反应 KMnO4+HCl→KCl+MnCl2+Cl2+H2O(未 配平) ,若有 0.1mol KMnO4 参加反应,下列说法正确的是( ) A.其转移电子 0.5mol B.生成 Cl20.5mol C.参加反应 HCl 为 16mol D.Cl2 是还原产物 [解析]配平该方程式为:2KMnO4+16HCl==2KCl+2MnCl2+5Cl2+8H2O ,Mn 由 +7→+2,得到 5 电子,则 0.1mol KMnO4 参加反应消耗 HCl 为 1.6mol,转移的电 子为 0.5mol,生成的 Cl2 为 0.25mol,故 A 正确,B、C 不正确;Cl2 是氧化产物, 故 D 不正确。[答案]A 考点四 电子转移守恒应用 电子转移守恒法是依据氧化剂与还原剂得失电子数目相等这一原则进行计 算的。电子转移守恒法是氧化还原反应计算的最基本的方法。 [例 4](2007·广州·学业水平测试)在一定条件下,分别以高锰酸钾、氯 酸钾、过氧化氢为原料制取氧气,当制得同温、同压下相同体积的氧气时,三个 反应中转移的电子数之比为( ) A.l∶1∶1 B.2∶2∶1 C.2∶3∶1 D.4∶3∶2 [解析]用高锰酸钾、氯酸钾制氧气,反应过程中 O 由-2 价转化为 0 价,而 用过氧化氢制氧气,O 则由-1 价转化为 0 价。现要制得相同的 O2,所以用过氧化 氢制氧气的反应中转移的电子数只有用高锰酸钾、 氯酸钾制取的反应中转移的电 子数的一半。[答案]B ★ 高考重点热点题型探究 热点 1 氧化还原反应、氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物判断 [真题 1] 2006·广东) ( 下列反应中, 氧化剂与还原剂物质的量的关系为 1∶2 的是( ) A.O3+2KI+H2O=2KOH+I2+O2 B.2CH3COOH+C a ( ClO) 2 =2HClO+(CH3COO)2Ca

            C.I2+2NaClO3=2NaIO3+Cl2 D.4HCl+MnO2=MnCl2+Cl2↑+2H2O [解题思路]根据氧化还原反应规律,正确判断氧化剂与还原剂,由方程式的 系数确定出它们的物质的量,再求比即可。 [解析]反应 A 中氧化剂为 O3,还原剂为 KI,从方程式系数易知,其物质的 量之比为 1∶2;反应 B 为非氧化还原反应;反应 C 中氧化剂为 NaClO3,还原剂 为 I2,从方程式系数易知,其物质的量之比为 2∶1;反应 D 中氧化剂为 MnO2, 还原剂为 HCl,但 4molHCl 中只有 2molHCl 作还原剂。故答案为 A D。 [答案]A D 名师指引 氧化还原反应一般可分为以下几种类型: 1.一般的氧化还原反应: 指氧化剂和还原剂分别属于不同物质的氧化还原反 应。如: H2 还原氧化铜,实验室用二氧化锰和浓盐酸反应制氯气等等。 2.自身氧化还原反应:指氧化剂和还原剂属于同一种物质的氧化还原反应。 如:实验室用氯酸钾和二氧化锰加热制氧气,氯气和水的反应等等。 3.歧化反应: 指发生在同一物质分子内、同一价态的同一元素之间的氧化还 原反应。 其反应规律是: 所得产物中, 该元素一部分价态升高, 一部分价态降低, 即“中间价→高价+低价”。具有多种价态的元素(如氯、硫、氮和磷元素等)均 可发生歧化反应,如: 得 5eCl2 + 2NaOH==NaCl+ NaClO+H2O;对于歧化反应,可通过分析参加氧化还原反应 的元素的去 失 5e向,从而确定氧化剂、还原剂的物质的量之比。 4.归中反应: 指含不同价态同种元素的物质问发生氧化还原反应。其反应规 律是:反应物中,该元素一部分价态升高,一部分价态降低,该元素价态的变化 失 5e 一定遵循“高价+低价
            -

            →中间价”,而不会出现交错现象。如:KClO3+6HCl==KCl+3Cl2+3H2O ;对于归 得 5e 中反应,可
            -

            通过分析参加氧化还原反应的元素的来源,从而确定氧化产物、还原产物的物质 的量之比。 热点 2 氧化剂的氧化性、还原剂的还原性强弱判断 [真题 2] (2007·济宁一模) 已知 Co2O3 在酸性溶液中易被还原成 Co2+, 2O3、 Co Cl2、FeCl3、I2 的氧化性依次减弱。下列反应在水溶液中不可能发生的是( ) A.3Cl2+6FeI2=2FeCl3+4FeI3 B.Cl2+FeI2=FeCl2+I2 C.Co2O3+6HCl=2CoCl2+Cl2↑+3H2O D.2Fe3++2I—-=2Fe2++I2 2+ [解析]A 中因 I 的还原性强于 Fe ,Cl2 应先氧化 I-,只有当 I 氧化完全后 才会氧化 Fe2+,故 A 不正确,B 正确。C、D 中的物质的氧化性顺序都符合题给要 求,也是正确的。 [答案]A 名师指引 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 的是还原性较强的物质; 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较强的物质。如:将 Cl2 通人物质的量浓度相同 的 NaBr 和 NaI 的混合液中,C12 首先与 NaI 反应;将过量铁粉加入到物质的量浓 度相同的 Fe2+、和 Cu2+的混合溶液中,Fe 首先与 Fe3+反应。FeBr2 中通入 Cl2 ,Fe2+ 首先与 Cl2 反应;FeI2 中通入 Cl2 ,I-首先与 Cl2 反应。 热点 3 氧化还原反应方程式的配平 [真题 3](2008·全国理综)(NH4)2SO4 在高温下分解,产物是 SO2、H2O、N2 和 NH3,在该反应的化学方程式中,化学计量数由小到大的产物分子依次是( ) A.SO2、H2O、N2、NH3 B.N2、SO2、H2O、NH3 C.N2、SO2、NH3、H2O D.H2O、NH3、SO2、N2 [解析]根据题意,题设中的氧化还原方程式的配平如下: 3(NH4)2SO4 = 3SO2↑+N2↑+4NH3↑+6H2O 故答案为 C 名师指引 电子转移守恒法 (化合价升降价法)只是配平氧化还原反应方程式的方法之

            一,“设 1 法”、“ 设 1,x 法”也不失为氧化还原反应方程式配平的一种好的 方法, 至于方法的使用, 则大家可以根据所需配平的氧化还原方程式的特点去进 行合理的选择,采用不同的方法。 现以 KMnO4 和 HCl 反应(KMnO4+HCl → KCl+MnCl2+Cl2↑+H2O)为例来加以说 明。 假设 KMnO4 的系数为 1,由元素守恒知,KCl 和 MnCl2 的系数都为 1,H2O 的系 数为 4;又由 H2O 的系数为 4 可得 HCl 的系数为 8,再由 Cl 守恒可知 Cl2 的系数 为 2.5,然后方程式左右两边再同×2 可得方程式为:2KMnO4+16HCl = 2KCl+2MnCl2+5Cl2↑+8H2O 同理,如果“设 1 法”不能配平,则可以通过“ 设 1,x 法”或“ 设 1,x, y ? 法”等去进行处理。 热点 4 电子转移守恒的运用 [真题 4](2008·海南)锌与很稀的硝酸反应生成硝酸锌、硝酸铵和水。当 生成 1 mol 硝酸锌时,被还原的硝酸的物质的量为( ) A.2mol B.1 mol C.0.5mol D.0.25mol [解析]每生成 1mol 硝酸锌时,Zn 的化合价升高 2 价,而 1 molHNO3 被还原 成硝酸铵,N 元素的化合价降低 8 价,由电子转移守恒可知,在氧化还原反应中 化合价升高总数与化合价降低总数相等,则每生成 1 mol 硝酸锌时,被还原的 HNO3 的物质的量为 0.25mol。[答案]D


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