第一章化学反应及其能量变化专题复习

第一章化学反应及其能量变化专题复习

第一节 氧化还原反应

1、氧化还原反应的重要概念

练习1：判断下列那些为氧化还原反应，并说出理由

IBr + H₂O =HBr + HIO

KOH+Cl₂=KCl +KClO+H₂O

NaH+H₂O =NaOH+H₂

CaO₂+H₂O =Ca(OH)₂ +H₂O₂

5C₂H₅OH +2KMnO₄+3H₂SO₄ →5CH₃CHO +K₂SO₄+2MnSO₄ +8H₂O

氧化还原反应的实质是                                                 ，

判断氧化还原反应的依据是                                     。

小结：氧化还原反应发生规律和有关概念可用如下式子表示：

   练习：练习1中是氧化还原反应的，请指出氧化剂，还原剂，氧化产物，还原产物，标出电子转移的方向和数目。

2、物质氧化性和还原性相对强弱的判断方法

 （1）根据金属活动顺序进行判断

[说明]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。如Cu²⁺+2e→Cu远比Na⁺ +e→Na容易，即氧化性Cu²⁺>Na⁺,还原性Na> Cu

（2）根据非金属活动顺序进行判断

（3）根据氧化还原反应的发生规律判断

  氧化还原反应发生规律可用如下式子表示：

    氧化性：反应物中的强氧化剂，生成物中的弱氧化剂

    还原性：反应物中的强还原剂，生成物中的弱述原剂

    例：已知①2FeCl₃+2KI=2FeCl₂+I₂+2KCl

    ②2FeCl₂+C1₂=2FeCl₃

    由①知，氧化性Fe³⁺>I₂，由②知，氧化性C1₂>Fe³⁺，综合①②结论，可知氧化性Cl₂>Fe³⁺ 

   （4）根据氧化还原反应发生反应条件的不同进行判断

 如：Mn0₂十4HCl(浓)MnCl₂+C1₂↑+2H₂0

    2KMn0₄十16HCl(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）根据被氧化或被还原的程度的不同进行判断

    Cu十C1₂CuCl₂

2Cu+S Cu₂S

       C1₂可把Cu氧化到Cu(+2价)，而S只能把Cu氧化到 Cu(+1价)，这说明氧化性Cl₂>S

    （6）根据元素周期表判断

    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对同主族的金属和非金属可按上述方法分析。

 3、氧化还原反应的基本规律

 （1）表现性质规律

  当元素具有可变化合价时,一般处于最高价态时只具有氧化性，处于最低价态时只具有原性，处于中间价态时既具有氧化性又具有还原姓。如：浓H₂SO₄的S只具有氧化性，H₂S中的S只具有还原性，单质S既具有氧化性又具有还原性。

  （2）性质强弱规律

  在氧化还原反应中，强氧化剂+强还原剂=弱氧化剂(氧化产物)+弱还原剂(还原产物)，即氧化剂的氧化性比氧化产物强，还原剂的还原性比还原产物强。如由反应2FeCl₃+2KI=2FeC₃+2KCl+I₂可知， FeCl₃的氧化性比I₂强，KI的还原性比FeCl₂强。

    一般来说，含有同种元素不同价态的物质，价态越高氧化性越强(氯的含氧酸除外)，价态越低还原性越强。如氧化性：浓H₂SO₄，S0₂(H₂S0₃)，S；还原性： H₂S>S>SO₂。

    在金属活动性顺序表中，从左到右单质的还原性逐渐减弱，阳离子(铁指Fe²⁺)的氧化性逐渐增强。

 （3）反应先后规律

  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 ,HBr和H₂SO₃ 中通入Cl₂

 （4）价态归中规律 

    含不同价态同种元素的物质问发生氧化还原反应时，该元素价态的变化一定遵循“高价+低价一中间价”，而不会出现交错现象。

KClO₃+6HCl =KCl+3Cl₂+3H₂O 而不是KClO₃+2HCl=KCl+3Cl₂+3H₂O

 (5)歧化反应规律

    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，叫做歧化反应。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：

  Cl₂十2NaOH=NaCl十NaClO十H₂0

5、有关计算

  在氧化还原反应中，氧化剂与还原剂得失电子数相等。这是进行氧化还原反应计算的基本依据。

举例：

1、在100mLFeBr₂ 中通入Cl₂ 2.24L(STP),充分反应后，有 的Br^-被氧化，则原FeBr₂ 的浓度是多少mol・L^-1  （分别用电子得失相等和电解质溶液电荷守恒来解题）

2、物质的量相等的HBr和H₂SO₃ 溶液中，中通入0.1mol Cl₂ ，结果有 的Br^-被氧化，求HBr的物质的量？

有机物化合价升降的计算

    (1)得氧或失氢被氧化，每得1个O原子或失去2个H原子，化合价升高2。

    (2)失氧或得氢被还原，每失去1个O原子或得2个H原子，化合价降低2。

  例：CH₃CH₂0H CH₃CHO CH₃COOH

过程(1)是失氢，氧化过程，化合价升高1×2

过程(2)是得氧，氧化过程，化合价升高2×1

过程(3)是加氢，还原过程，化合价升高1×24

练习3

1.已知I^-、Fe²⁺、SO₂、Cl^-、H₂O₂都有还原性，它们在酸性溶液中还原性的强弱顺序为Cl^-<Fe²⁺<H₂O₂<I^-<SO₂。则下列反应不能发生的是(    )。     

A.2Fe³⁺ + SO₂ +2 H₂O ＝ 2Fe²⁺ + SO₄^2- + 4H⁺

B.I₂ + SO₂ + 2H₂O ＝ H₂SO₄ + 2HI

C.H₂O₂ + H₂SO₄ ＝ SO₂ + O₂ + 2H₂O

D.2Fe²⁺ + I₂ ＝ 2Fe³⁺ + 2I^-            

2.下列反应中，不属于氧化还原反应的是(    )。

A.2CO + O₂  ^点燃  2CO₂         B.CH₄ + 2O₂  ^点燃   CO₂ + 2H₂O

C.2KClO₃  ^加热   2KCl + 3O₂↑   D.2Fe(OH)₃  ^加热  Fe₂O₃ +3H₂O

3.关于C + CO₂ ^点燃   2CO的反应，下列说法正确的是(   )。

A.是化合反应，不是氧化还原反应

B.CO既是氧化产物又是还原产物

C.单质C中C的化合价升高，被还原，是氧化剂

D.CO₂中C的化合价降低，被氧化，CO₂是还原剂

4.R、X、Y和Z是四种元素，其常见化合价均为+2价，且X^2＋与单质R不反应；

X^2＋＋ Z＝X ＋ Z^2＋；Y ＋ Z^2＋＝Y^2＋ ＋Z。这四种离子被还原成0价时表现的氧化性大小符合(    )。

A.  R^2＋＞X^2＋＞Z^2＋＞Y^2＋    B. X^2＋＞R^2＋＞Y^2＋＞Z^2＋

C.  Y^2＋＞Z^2＋＞R^2＋＞X^2＋    D. Z^2＋＞X^2＋＞R^2＋＞Y^2＋

5.化合物BrF_x与水按物质的量之比35 发生反应，其产物为溴酸、氢氟酸、单质溴和氧气。

（1）BrF_x中，x＝     。

（2）该反应的化学方程式是：                                       。

（3）此反应中的氧化剂和还原剂各是什么?