興化市高三化學(xué)二輪復(fù)習(xí)指導(dǎo)性教案基本概念 優(yōu)秀獎(jiǎng) 市賽獲獎(jiǎng)

第三講氧化還原反應(yīng)班級(jí)：姓名：學(xué)習(xí)時(shí)間：【課前自主復(fù)習(xí)與思考】1．閱讀并思考《世紀(jì)金榜》P：6——突破核心要點(diǎn)；2．認(rèn)識(shí)氧化還原反應(yīng)的本質(zhì)，了解氧化還原反應(yīng)在生產(chǎn)、生活中的應(yīng)用【結(jié)合自主復(fù)習(xí)內(nèi)容思考如下問(wèn)題】在KClO3+6HCl=KCl+3Cl2+3H2O反應(yīng)中，當(dāng)生成時(shí)，氧化產(chǎn)物和還原產(chǎn)物的物質(zhì)的量之比為()：1：1：3：5【答案】本題的正確選項(xiàng)為B由于該反應(yīng)屬于歸中反應(yīng)，反應(yīng)機(jī)理為：KClO3中Cl得到5個(gè)電子轉(zhuǎn)化為Cl2（被還原）同樣的HCl中的Cl失去一個(gè)電子轉(zhuǎn)化為Cl2（被氧化），反應(yīng)中氧化產(chǎn)物和還原產(chǎn)物均為Cl2，且氧化產(chǎn)物和還原產(chǎn)物的物質(zhì)的量之比等于氧化劑得電子數(shù)和還原劑失去電子數(shù)之比，即5：1.【考綱點(diǎn)撥】掌握氧化還原反應(yīng)的基本規(guī)律，能運(yùn)用氧化還原反應(yīng)原理。【自主研究例題】例1.Cu2S與一定濃度的HNO3反應(yīng)，生成Cu(NO3)2,CuSO4,NO2,NO和H2O,當(dāng)NO2和NO的物質(zhì)的量之比為1：1時(shí)，實(shí)際參加反應(yīng)的Cu2S與HNO3的物質(zhì)的量之比為（）:7：9C.1：5【答案】本題的正確選項(xiàng)為A本題中的還原劑是Cu2S，由于反應(yīng)過(guò)程中Cu從+1升為+2，S從-2升為+6，因此反應(yīng)中共失去10mol的電子；氧化劑是HNO3，N從+5降為+3，因此反應(yīng)中共得到2mol的電子，根據(jù)氧化還原反應(yīng)中電子得失守恒，被還原的為HNO35mol，生成物中有Cu(NO3)2，作酸的HNO3有2mol，所以本題的正確選項(xiàng)為A例2.在反應(yīng)11P+15CuSO4+24H2O=5Cu3P+6H3PO4+15H2SO4中，每摩爾CuSO4能氧化P的物質(zhì)的量為（）5mol5mol5mol5mol【答案】本題的正確選項(xiàng)為A本題中的還原劑是P，而氧化劑是P和CuSO4。由于反應(yīng)過(guò)程中Cu從+2降為+1，因此反應(yīng)中共得到15mol的電子；而做還原劑的P在反應(yīng)中從0升至+5價(jià)，因此1molP得到5mol電子。因此15molCuSO4在反應(yīng)中氧化3mol的P，即每摩爾硫酸銅能夠氧化的P教師點(diǎn)評(píng)：我思我疑：【高考鏈接】【例1】（2022·北京）從礦物學(xué)資料查得，一定條件下自然界中存在如下反應(yīng)：14CuSO4＋5FeS2＋12H2O＝7Cu2S＋5FeSO4＋12H2SO4，下列說(shuō)法正確的是（）A．Cu2S既是氧化產(chǎn)物又是還原產(chǎn)物B．5molFeS2發(fā)生反應(yīng)，有10mol電子轉(zhuǎn)移C．產(chǎn)物中的SO42－離子有一部分是氧化產(chǎn)物D．FeS2只作還原劑［答案]分析題給反應(yīng)中與氧化還原有關(guān)的部分是：14CuSO4→7Cu2S，14個(gè)Cu由＋2→＋1，得14e－，5FeS2→7Cu2S，7個(gè)S由－l→－2，得7e一；5FeS2→3SO42－，3個(gè)S由－l→＋6，失21e一；所以Cu2S只是還原產(chǎn)物，5molFeS2反應(yīng)時(shí)有21mole一轉(zhuǎn)移，F(xiàn)eS2即是氧化劑又是還原劑。答案為C。【例2】（2022·濟(jì)南模擬）參照《世紀(jì)金榜》P：7【例3】（2022·上海高考）參照《世紀(jì)金榜》P：7【例4】（2022·上海高考—變式訓(xùn)練）參照《世紀(jì)金榜》P：7【歸納與思考】在氧化還原反應(yīng)這一知識(shí)塊中，注意以下重要規(guī)律及其應(yīng)用（1）守恒規(guī)律：反應(yīng)中化合價(jià)升降總數(shù)相等，得失電子數(shù)目相等，正負(fù)電荷守恒。應(yīng)用于氧化還原反應(yīng)的配平和計(jì)算。（2）價(jià)變規(guī)律：高價(jià)氧化（性）低價(jià)還（原性），中間價(jià)態(tài)兩邊轉(zhuǎn)；同一元素的不同價(jià)態(tài)之間發(fā)生氧化還原反應(yīng)，價(jià)態(tài)只能歸中而不能交叉。本規(guī)律應(yīng)用于氧化還原反應(yīng)的分析和判斷（如反應(yīng)KClO3＋6HCl＝KCl＋3C12↑＋3H2O中氧化產(chǎn)物和還原產(chǎn)物均為C12，電子轉(zhuǎn)移數(shù)目是5e－）。（3）強(qiáng)弱規(guī)律：①氧化還原反應(yīng)的發(fā)生規(guī)律：“強(qiáng)強(qiáng)聯(lián)手，強(qiáng)者先行”——對(duì)應(yīng)的強(qiáng)氧化劑與強(qiáng)還原劑之間能反應(yīng)，而兩弱之間不反應(yīng)，且為兩強(qiáng)反應(yīng)的產(chǎn)物（如氧化性MnO4－＞Cl2＞Fe3＋＞I2，還原性Mn2＋＜Cl－＜Fe2＋＜I－，則MnO4－與Cl－、Fe2＋、I－；Cl2與Fe2＋、I－；Fe3＋與I—之間均能反應(yīng)，而I2與Fe2＋；Fe3＋與Cl－等不能反應(yīng)）；當(dāng)幾個(gè)氧化還原反應(yīng)均