高考化學一輪復習（第一輯）考點16 氧化還原反應的一般規(guī)律（含解析）

1、考點16 氧化還原反應的一般規(guī)律聚焦與凝萃1初步掌握氧化還原反應的一般規(guī)律；2理解和利用氧化還原反應的一般規(guī)律，加深對氧化還原反應的認識。解讀與打通常規(guī)考點氧化還原反應的一般規(guī)律1價態(tài)變化規(guī)律 （1）表現性質規(guī)律 氧化還原反應中有化合價升高的元素，必有化合價降低的元素。有失電子的物質必有得電子的物質同時存在，氧化反應和還原反應共同存在于統(tǒng)一體中。當元素具有可變化合價時，一般處于最高價態(tài)時只具有氧化性，處于最低價態(tài)時只具有原性，處于中間價態(tài)時既具有氧化性又具有還原姓。如：濃H2SO4的S只具有氧化性，H2S中的S只具有還原性，單質S既具有氧化性又具有還原性。一般來說，含有同種元素不同價態(tài)的物質，

2、價態(tài)越高氧化性越強(氯的含氧酸除外)，價態(tài)越低還原性越強。如氧化性：濃H2SO4，SO2(H2SO3)，S；還原性：H2S>S>SO2。（2）價態(tài)歸中規(guī)律 含不同價態(tài)同種元素的物質間發(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”，而不會出現交錯現象。例如： （3）歧化反應規(guī)律發(fā)生在同一物質分子內、同一價態(tài)的同一元素之間的氧化還原反應，叫做歧化反應。其反應規(guī)律是：所得產物中，該元素一部分價態(tài)升高，一部分價態(tài)降低，即“中間價高價+低價”。具有多種價態(tài)的元素(如氯、硫、氮和磷元素等)均可發(fā)生歧化反應，如：Cl2+ 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O2反

3、應優(yōu)先規(guī)律同一氧化劑與含多種還原劑(物質的量濃度相同)的溶液反應時，首先被氧化的是還原性較強的物質；同一還原劑與含多種氧化劑(物質的量濃度相同)的溶液反應時，首先被還原的是氧化性較強的物質。如：將Cl2通人物質的量濃度相同的NaBr和NaI的混合液中，C12首先與NaI反應；將過量鐵粉加入到物質的量濃度相同的Fe2+、和Cu2+的混合溶液中，Fe首先與Fe3+反應。FeBr2 中通入Cl2，HBr和H2SO3 中通入Cl2。3電子守恒規(guī)律 還原劑失去電子總數=氧化劑得到電子總數或氧化劑化合價降低的總數=還原劑化合價升高的總數。 隱性考點難易律：越易失電子的物質，失去電子后的陽離子就越難得電子，

4、越易得電子的物質，得到電子后的陰離子就越難失去電子。一種氧化劑同時和幾種還原劑相遇時，還原性最強的優(yōu)先發(fā)生反應；同理，一種還原劑遇多種氧化劑時，氧化性最強的優(yōu)先發(fā)生反應。應用于判斷物質的穩(wěn)定性及反應順序。融合與應用例1氯酸是一種強酸，濃度超過40%時會發(fā)生分解，反應可表示為：aHClO3=bO2cCl2dHClO4eH2O，下列說法正確的是 ()A由反應可知，氧氣、氯氣均為氧化產物B若化學計量數a8，則該反應轉移電子數為12eC若b確定，則方程式中其他物質的化學計量數均能確定D若氯酸分解所得混合氣體，1 mol混合氣體質量為51.5 g，則反應方程式可表示為：5HClO3=O2Cl23HClO

5、4H2O解析：O2和HClO4均為氧化產物，Cl2為還原產物，因此c的值取決于b、d的值，根據電子守恒有2c×54b2d，a8時，方程式為：8HClO3=3O22Cl24HClO42H2O，轉移電子數為20e。只確定b無法確定方程式中其他物質的化學計量數。1 mol混合氣體質量為51.5 g，即O2和Cl2的混合氣體的平均相對分子質量為51.5，用十字交叉法，可以得出二者物質的量之比為11，再根據電子守恒，物質的化學計量數均可得出。答案：D例214 g銅銀合金與足量的某濃度的硝酸反應，將放出的氣體與1.12 L(標準狀況下)氧氣混合，通入水中恰好全部被吸收，則合金中銅的質量為 ()A

6、9.6 g B6.4 g C3.2 g D1.6 g答案：C掃描與歷練【正誤判斷】(正確的打“”，錯誤的打“×”)（每個判斷2分，共40分）（ ）1氧化還原反應是指有元素化合價升降的化學反應，其實質是有電子轉移(得失或偏移)的反應。其中氧化反應是指物質失去電子(或電子對偏離)的反應，還原反應是指物質得到電子(或電子對偏向)的反應（ ）2置換反應全部屬于氧化還原反應。因為有單質參加和生成，化合價發(fā)生了變化（ ）3復分解反應全部屬于非氧化還原反應。因為反應前后元素的化合價沒有變化（ ）4 有單質參加的化合反應屬于氧化還原反應。因為單質中元素化合價必然發(fā)生變化（ ）5有單質生成的分解反應屬

7、于氧化還原反應。因為單質中元素化合價必然發(fā)生變化（ ）6強氧化劑和強還原劑一定能發(fā)生氧化還原反應（ ）7鹽酸具有氧化性還原性和酸性（ ）8在原電池中，作負極的金屬還原性一定比正極的強（ ）9金屬單質在化學反應中一定作為還原劑，非金屬單質在反應中一定作為氧化劑（ ）10化合反應均為氧化還原反應（ ）11原子的氧化性越強，其陰離子的還原性越弱（ ）12將乙烯通入KMnO4酸性溶液紫色褪去證明乙烯具有還原性（ ）13H2S+4O2F2SF6+2HF+4O2，O2F2既是氧化劑又是還原劑（ ）14在原電極中，正極本身一定不參與電極反應，負極本身一定要發(fā)生氧化反應（ ）15A22B=B22A反應中，A2

8、的氧化性大于B2的氧化性，B的還原性大于A的還原性（ ）16含1 mol X2O的溶液與含3 mol SO的溶液恰好完全反應，SO被氧化成SO，則X在還原產物中的化合價為0價（ ）17某元素在化學反應中由化合態(tài)變成游離態(tài)，該元素可能被氧化，也可能被還原（ ）18MnO2與濃鹽酸反應需要加熱才能生成氯氣，而KMnO4與濃鹽酸反應則不需要加熱就可以產生氯氣，說明KMnO4的氧化性強于MnO2（ ）19Cu2比Fe3氧化性強，所以Cu比Fe還原性強（ ）20失電子難的原子獲得電子的能力一定強實訓與超越【7+1模式】一、單選（7×6分=42分）1將 0.195g鋅粉加入到20.0mL的0.1

9、00 mol·L-1MO2+溶液中，恰好完全反應，則還原產物可能是 ()AM BM2+ CM3+ DMO2+2在淀粉碘化鉀溶液中加入少量次氯酸鈉溶液，并加入少量的稀硫酸，溶液立即變藍，在上述溶液中加入足量的亞硫酸鈉溶液，藍色逐漸消失。下列判斷不正確的是 ()A氧化性：ClOI2SO32- B漂白粉溶液可使淀粉碘化鉀試紙變藍C次氯酸鈉可以與亞硫酸鈉共存 D向氯水中加入亞硫酸鈉溶液，氯水褪色3將一定質量的鎂、銅合金加入到稀硝酸中，兩者恰好完全反應，假設反應過程中還原產物全是NO，向所得溶液中加入物質的量濃度為3mol/LNaOH溶液至沉淀完全，測得生成沉淀的質量比原合金的質量增加5.1

10、g，則下列有關敘述中正確的是 ()A參加反應的硝酸的物質的量為0.4mol B加入合金的質量可能為9.6gC沉淀完全時消耗NaOH溶液體積為150mL D溶解合金時產生NO氣體體積0.224L（以標準狀況)4【2009·全國理綜，6】物質的量之比為25的鋅與稀硝酸反應，若硝酸被還原的產物為N2O，反應結束后鋅沒有剩余，則該反應中被還原的硝酸與未被還原的硝酸的物質的量之比是 ()A14 B15 C23 D255某離子反應中涉及H2O、ClO、NH4+、H+、N2、Cl六種微粒。其中N2的物質的量隨時間變化的曲線如右圖所示。下列判斷正確的是 ()A該反應的還原劑是ClB消耗1 mol還原

11、劑，轉移6 mol電子 C氧化劑與還原劑的物質的量之比為2:3D反應后溶液的酸性明顯增強6高鐵酸鈉(Na2FeO4)是一種新型、高效、多功能的水處理劑。濕法制備的離子反應方程式： 2Fe(OH)33ClO-4OH- 2FeO42-3Cl-5H2O；干法制備化學反應方程式:2FeSO44Na2O22Na2FeO42Na2SO4。有關分析錯誤的是 ()A等物質的量Na2FeO4氧化能力優(yōu)于次氯酸鈉 B濕法中氫氧化鐵被氧化C干法中每生成1 mol Na2FeO4轉移2mol電子 D高鐵酸鈉的氧化性大于次氯酸鈉 7在1 L溶液中含有Fe(NO3)3和H2SO4兩種溶質，其濃度分別為0.2 molL-1

12、和1.5 molL-1，現向該溶液中加入39.2 g鐵粉使其充分反應。下列有關說法正確的是 ()A反應后溶液中Fe3+物質的量為0.8 mol B反應后產生13.44 L H2（標準狀況） C反應后溶液中Fe2和Fe3物質的量之和為0.9 mol D由于氧化性Fe3+>H+，故反應中先沒有氣體產生后產生氣體二、填空（18分）8【2011·上海，24】雄黃(As4S4)和雌黃(As2S3)是提取砷的主要礦物原料，二者在自然界中共生。根據題意完成下列填空：（1）As2S3和SnCl2在鹽酸中反應轉化為As4S4和SnCl4并放出H2S氣體。若As2S3和SnCl2正好完全反應，As

13、2S3和SnCl2的物質的量之比為。（2）上述反應中的氧化劑是，反應產生的氣體可用吸收。（3）As2S3和HNO3有如下反應：As2S310H10NO=2H3AsO43S10NO22H2O，若生成2 mol H3AsO4，則反應中轉移電子的物質的量為。若將該反應設計成一原電池，則NO2應該在(填“正極”或“負極”)附近逸出。（4）若反應產物NO2與11.2 L O2(標準狀況)混合后用水吸收全部轉化成濃硝酸，然后與過量的C反應，所產生的CO2的量(選填字母)。a小于0.5 mol b等于0.5 mol c大于0.5 mol d無法確定考點十六 氧化還原反應的一般規(guī)律（答案）【正誤判斷】題號正誤

14、解析1略2略3略4略5略6×不一定，如高錳酸鉀與一氧化碳不反應7略8×略9×略10×化合反應不一定為氧化還原反應11略12略13×在反應中O2F2中的O元素的化合價降低，獲得電子，所以該物質是氧化劑，而H2S中的S元素的化合價是-2價，反應后變?yōu)镾F6中的+6價，所以H2S是還原劑。14×略15略16×由化合價升降相等可知，X2O中X的化合價為6價，最終轉化為3價離子。17略18略19×Cu比Fe還原性弱20×如稀有氣體實訓與超越【7+1模式】題號答案解 析1B根據電子守恒，設反應后M的化合價為+，則（5

15、-）×0.002mol=0.003mol×（2-0），=2，所以選B.2CA中在酸性條件下發(fā)生反應：ClO+2H+2I-=Cl-+I2+H2O；I2遇淀粉溶液變?yōu)樗{色，證明氧化性ClOI2，在上述溶液中加入足量的亞硫酸鈉溶液，藍色逐漸消失，證明氧化性I2SO32-。；B中由于ClOI2，漂白粉溶液可使淀粉碘化鉀試紙變藍；C中次氯酸鈉可以與亞硫酸鈉會發(fā)生反應。3AA、鎂、銅都是2價金屬，所以生成沉淀的化學式為M(OH)2，則沉淀的質量比合金質量增加的5.1g，也即氫氧根離子的質量，所以沉淀的物質的量是5.1g/17g/mol/2=0.15mol，則合金的物質的量是0.15mo

16、l，反應中失去電子的物質的量是0.15mol×2=0.3mol，根據得失電子守恒，生成NO的物質的量是0.3mol/3=0.1mol，所以被還原的硝酸的物質的量是0.1mol，未不含有的硝酸的物質的量是合金物質的量的2倍，為0.3mol，所以參加反應的硝酸的物質的量是0.1+0.3=0.4mol，正確；B、0.15mol的合金若全部是鎂，則質量是3.6g，若全部是銅，則質量是9.6g，所以合金的質量介于3.6-9.6g之間，錯誤；C、沉淀完全時消耗氫氧化鈉的物質的量也是沉淀中氫氧根離子的物質的量是5.1g/17g/mol=0.3mol，所以消耗氫氧化鈉的體積是0.3mol/3mol/

17、L=0.1L=100mL，錯誤；D、產生NO的物質的量是0.1mol，標準狀況下的體積是2.24L，錯誤，答案選A。4A設鋅是2a mol，HNO3是5a mol，則未被還原的HNO3生成了Zn(NO3)2，其物質的量為2n(Zn2)4a mol；由得失電子守恒：4Zn4Zn28e，2NON2O8e，可得被還原的HNO3為n(Zn2)a mol，則被還原的硝酸與未被還原的硝酸的物質的量之比是14，故選A。5D方程式為3ClO+2NH4=N2+3H2O+3Cl+2H，由方程式可知反應的還原劑為NH4，故A錯誤；N元素化合價由-3價升高到0價，則消耗1mol還原劑，轉移3mol電子，故B錯誤；由方

18、程式可知氧化劑和還原劑的物質的量之比為3：2，故C錯誤；反應生成H，溶液酸性增強，故D正確；故選D。6DA在體現氧化能力的過程中Na2FeO4到三價鐵離子，次氯酸鈉到氯離子，當等物質的量時轉移的電子數Na2FeO4大于次氯酸鈉的，故A正確。濕法中氫氧化鐵中的鐵元素化合價升高被氧化，正確。C干法中每生成1 mol Na2FeO4應轉移2 mol電子，正確。D由2Fe(OH)33ClO-4OH- 2FeO42-3Cl-5H2O反應再根據氧化劑的氧化性強于氧化產物的氧化性，高鐵酸鈉的氧化性弱于次氯酸鈉，錯誤。7C在1 L溶液中含有Fe(NO3)3和H2SO4兩種溶質，其濃度分別為0.2 molL-1

19、和1.5 molL-1 n(Fe(NO3)3)=0.2mol;n(H2SO4)=1.5mol.n(Fe)=39.2g÷56g/mol=0.7mol.溶液中各離子的物質的量為n(Fe3+)= 0.2mol;n(NO3-)=0.6mol;n(H+)=3mol;n(SO42-)="1.5mol" .開始發(fā)生反應：Fe+4H+NO3-= Fe3+NO+ 2H2O.根據給定的微粒的物質的量的多少可知應該按照NO3-來進行計算。消耗Fe粉0.6mol,消耗H+2.4mol,還有剩余的氫離子0.6mol.產生NO氣體0.6mol.這時溶液中含有Fe3+的物質的量為0.7mol.剩余鐵粉發(fā)生反應：Fe+2Fe3+=3Fe2+.因為還含有鐵粉0.1mol，Fe3+0.8mol根據二者關系可知鐵粉完全反應產生0.3mol Fe2+還含有Fe3+0.6mol.因此在反應后的溶液中的Fe2和Fe3物質的量之和為0.9 mol 。A錯誤。C正確。 產生NO氣體的物質的量為0.6mol.其在標準狀況下體積為0.6mol×22.4l/mol="13.44L."