《（通用版）2022年高考化學一輪復習 第二章 第6課時 追根知反應（2）——氧化還原反應的規(guī)律與應用講義（含解析）》由會員分享，可在線閱讀，更多相關《（通用版）2022年高考化學一輪復習 第二章 第6課時 追根知反應（2）——氧化還原反應的規(guī)律與應用講義（含解析）（9頁珍藏版）》請在裝配圖網上搜索。

1、（通用版）2022年高考化學一輪復習 第二章 第6課時 追根知反應（2）——氧化還原反應的規(guī)律與應用講義（含解析） 物質氧化性(得電子的能力)、還原性(失電子的能力)的強弱取決于物質得失電子的難易，與得失電子的數目無關，但也與外界因素(如反應條件、反應物濃度、酸堿性等)有關，具體判斷方法如下： 1．依據氧化還原反應原理來判斷 (1)氧化性強弱：氧化劑>氧化產物。 (2)還原性強弱：還原劑>還原產物。 2．依據“二表、一律”判斷 (1)依據元素周期表判斷 ①同主族元素對應單質的氧化性從上到下逐漸減弱，對應陰離子的還原性逐漸增強。 ②同周期元素對應單質的還原性從左到右逐漸減

2、弱，氧化性逐漸增強。 (2)依據金屬活動性順序表判斷 (3)依據元素周期律判斷 ①非金屬元素的最高價氧化物對應水化物的酸性越強，其對應單質的氧化性越強。 如酸性：HClO4>H2SO4>H3PO4>H2CO3>H2SiO3，則氧化性：Cl2>S>P>C>Si。 ②金屬元素的最高價氧化物對應水化物的堿性越強，其對應單質的還原性越強。 如堿性：NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3，則還原性：Na>Mg>Al。 3．依據產物中元素價態(tài)的高低判斷 (1)相同條件下，不同氧化劑作用于同一種還原劑，氧化產物價態(tài)高的其氧化性強。例如： (2)相同條件下，不同還原劑作用于同一

3、種氧化劑，還原產物價態(tài)低的其還原性強。例如： 4．依據反應條件判斷 濃度 同一種物質，濃度越大，氧化性(或還原性)越強。如氧化性：濃H2SO4>稀H2SO4，濃HNO3>稀HNO3；還原性：濃HCl>稀HCl 溫度 同一種物質，溫度越高其氧化性越強。如熱的濃硫酸的氧化性比冷的濃硫酸的氧化性強 [考法精析] 考法一　判斷物質氧化性、還原性的強弱 [典例1]　根據下列反應，可以判斷有關物質的氧化性由強到弱的順序正確的是(　　) ①Cl2＋2KI===2KCl＋I2 ②2FeCl2＋Cl2===2FeCl3 ③2FeCl3＋2HI===2FeCl2＋2HCl＋I2 ④H2

4、S＋I2===S↓＋2HI A．H2S＞I2＞Fe3＋＞Cl2　　 B．Cl2＞Fe3＋＞I2＞S C．Fe3＋＞Cl2＞H2S＞I2 D．Cl2＞I2＞Fe3＋＞H2 [解析]　由反應①可知氧化性：Cl2＞I2，由反應②可知氧化性：Cl2＞Fe3＋，由反應③可知氧化性：Fe3＋＞I2；由反應④可知氧化性：I2＞S，則氧化性：Cl2＞Fe3＋＞I2＞S。 [答案]　B [歸納總結]　常見物質氧化性、還原性強弱順序 ①氧化性：KMnO4>Cl2>Br2>Fe3＋>I2>稀H2SO4>S ②氧化性：>Fe3＋ ③還原性：Cl－

5、019·深圳三校聯考)已知下列反應： 反應Ⅰ：Co2O3＋6HCl(濃)===2CoCl2＋Cl2↑＋3H2O 反應Ⅱ：5Cl2＋I2＋6H2O===10HCl＋2HIO3 下列說法正確的是(　　) A．反應Ⅰ中HCl是氧化劑 B．反應Ⅱ中Cl2發(fā)生氧化反應 C．氧化性：Co2O3>Cl2>HIO3 D．還原性：CoCl2>HCl>I2 解析：選C　反應Ⅰ中Cl元素的化合價升高，則HCl為還原劑，故A錯誤；反應Ⅱ中Cl元素的化合價降低，則Cl2發(fā)生還原反應，故B錯誤；由氧化劑的氧化性強于氧化產物的氧化性可知，反應Ⅰ中氧化性：Co2O3>Cl2，反應Ⅱ中氧化性：Cl2>HIO3，

6、則氧化性：Co2O3>Cl2>HIO3，故C正確；由還原劑的還原性強于還原產物的還原性，反應Ⅰ中還原性：HCl>CoCl2，反應Ⅱ中還原性：I2>HCl，故還原性：I2>HCl>CoCl2，D錯誤。 考法二　判斷氧化還原反應能否進行 [典例2]　已知I－、Fe2＋、SO2、Cl－、H2O2均有還原性，它們在酸性溶液中還原性的強弱順序為SO2>I－>H2O2>Fe2＋>Cl－，則下列反應不能發(fā)生的是(　　) A．2Fe3＋＋SO2＋2H2O===2Fe2＋＋SO＋4H＋ B．I2＋SO2＋2H2O===H2SO4＋2HI C．H2O2＋H2SO4===SO2↑＋O2↑＋2H2O D．

7、2Fe3＋＋2I－===2Fe2＋＋I2 [解析]　根據氧化還原反應的規(guī)律可知，氧化性：氧化劑>氧化產物；還原性：還原劑>還原產物。強氧化劑與強還原劑發(fā)生反應產生具有弱氧化性和弱還原性的物質。若A反應可以發(fā)生，則還原性：SO2>Fe2＋，正確；若B反應可以發(fā)生，則還原性：SO2>I－，正確；若C反應可以發(fā)生，則還原性：H2O2>SO2，錯誤；若D反應可以發(fā)生，則還原性：I－>Fe2＋，正確。 [答案]　C [備考方略]　假設法判斷氧化還原反應能否進行 已知物質的氧化性或者還原性的強弱關系，判斷某一氧化還原反應能否發(fā)生時可采用假設法。 [對點練2]　(2019·延安質檢)已知Co2

8、O3在酸性溶液中易被還原成Co2＋，Co2O3、Cl2、FeCl3、I2的氧化性依次減弱。下列反應在水溶液中不可能發(fā)生的是(　　) A．3Cl2＋6FeI2===2FeCl3＋4FeI3 B．Cl2＋FeI2===FeCl2＋I2 C．Co2O3＋6HCl(濃)===2CoCl2＋Cl2↑＋3H2O D．2Fe2＋＋Cl2===2Fe3＋＋2Cl－ 解析：選A　根據氧化還原反應中，氧化性：氧化劑＞氧化產物，可判斷B中氧化性：Cl2＞I2；C中氧化性：Co2O3＞Cl2；D中氧化性：Cl2＞Fe3＋，這些結論與題給信息一致。對于A，由于I－的還原性強于Fe2＋，所以Cl2應先氧化I－，

9、而不是先氧化Fe2＋。 考法三　物質氧化性、還原性及其強弱的實驗探究 [典例3]　按要求回答下列問題： (1)某小組同學探究H2O2、H2SO3、Br2氧化性強弱，設計如圖實驗(夾持儀器已略去，裝置的氣密性已檢驗)。 ①打開活塞a，逐滴加入H2SO3溶液至過量，燒瓶內溶液顏色變?yōu)闊o色，該反應的離子方程式為__________________，得出的結論是H2SO3的氧化性比Br2的氧化性__________(填“強”或“弱”)。 ②再打開活塞b，向所得溶液中逐滴加入H2O2溶液，剛開始溶液顏色無明顯變化，繼續(xù)滴加，溶液變?yōu)槌赛S色，變橙黃色反應的離子方程式為____________

10、________________，得出的結論是H2O2的氧化性比Br2的氧化性____________(填“強”或“弱”)。 (2)為探究SO2使品紅溶液褪色的原因，該小組同學將干燥的SO2氣體通入品紅的四氯化碳溶液中，發(fā)現品紅溶液不褪色，由此所得出的結論正確的是________(填編號)。 a．使品紅溶液褪色的粒子一定不是SO2分子 b．使品紅溶液褪色的粒子一定是H2SO3分子 c．此實驗無法確定使品紅溶液褪色的粒子 d．將干燥的SO2氣體通入品紅的酒精溶液中，能使品紅溶液褪色 由此可猜想使品紅溶液褪色的粒子可能是____________。 [解析]　(1)①打開活塞a，逐滴加

11、入H2SO3溶液至過量，燒瓶內溶液顏色變?yōu)闊o色，說明溴與亞硫酸發(fā)生反應生成硫酸和氫溴酸，反應的離子方程式為H2SO3＋Br2＋H2O===4H＋＋SO＋2Br－，說明亞硫酸的氧化性比溴的弱；②再打開活塞b，向所得溶液中逐滴加入H2O2溶液，剛開始溶液顏色無明顯變化，繼續(xù)滴加，溶液變?yōu)槌赛S色，溴離子被氧化成溴單質，變橙黃色反應的離子方程式為2H＋＋2Br－＋H2O2===Br2＋2H2O，說明H2O2的氧化性比Br2的氧化性強。(2)SO2與四氯化碳不反應，能夠與水反應生成H2SO3，H2SO3能夠電離出HSO、SO，將干燥的SO2氣體通入品紅的四氯化碳溶液中，發(fā)現品紅不褪色，而將SO2通入品紅

12、溶液，溶液會褪色，證明使品紅溶液褪色的不是SO2，可能為H2SO3或HSO或SO，該實驗不能確定使品紅溶液褪色的粒子，故a、c正確。 [答案]　(1)①H2SO3＋Br2＋H2O===4H＋＋SO＋2Br－　弱　②2H＋＋2Br－＋H2O2===Br2＋2H2O　強 (2)ac　H2SO3或HSO或SO [備考方略]　探究物質氧化性、還原性的實驗方法 (1)證明物質具有氧化性或還原性 (2)證明物質氧化性或還原性的強弱 [對點練3]　為驗證氧化性Cl2>Fe3＋>SO2，某小組用下圖所示裝置進行實驗(夾持儀器和A中加熱裝置已略，氣密性已檢驗)。 實驗過程： Ⅰ.

13、打開彈簧夾K1～K4，通入一段時間N2，再將T形導管插入B中，繼續(xù)通入N2，然后關閉K1、K3、K4。 Ⅱ.打開活塞a，滴加一定量的濃鹽酸，給A加熱。 Ⅲ.當B中溶液變黃時，停止加熱，關閉K2。 Ⅳ.打開活塞b，使約2 mL的溶液流入D試管中，檢驗其中的離子。 Ⅴ.打開K3和活塞c，加入70%的硫酸，一段時間后關閉K3。 Ⅵ.更新試管D，重復過程Ⅳ，檢驗B溶液中的離子。 (1)過程Ⅰ的目的是______________________________________________________。 (2)棉花中浸潤的溶液為________。 (3)A中發(fā)生反應的化學方程式：_

14、__________________________________________。 (4)若將制取的SO2通入酸性高錳酸鉀溶液可使溶液褪色，其離子方程式為___________。 (5)甲、乙、丙三位同學分別完成了上述實驗，結論如下表所示，他們的檢測結果一定能夠證明氧化性Cl2>Fe3＋>SO2的是________(填“甲”“乙”或“丙”)。 過程Ⅳ B溶液中含有的離子 過程Ⅵ B溶液中含有的離子 甲 有Fe3＋無Fe2＋ 有SO 乙 既有Fe3＋又有Fe2＋ 有SO 丙 有Fe3＋無Fe2＋ 有Fe2＋ 解析：(5)甲、乙、丙在過程Ⅳ B溶液中都可確定

15、含有Fe3＋，則可證明氧化性Cl2>Fe3＋；甲在過程Ⅳ B溶液中如果含有Cl2，可把SO2氧化成SO，無法證明氧化性Fe3＋>SO2，故甲不合理；由乙在過程Ⅳ B溶液中含有的離子可知溶液中無Cl2，通過Ⅵ B溶液中含有SO可證明Fe3＋>SO2，故乙合理；在丙中Ⅵ B溶液中含有Fe2＋可知在此過程發(fā)生還原反應，由Fe3＋―→Fe2＋可推SO2―→SO，氧化性Fe3＋>SO2，故丙合理。 答案：(1)排出裝置中的空氣，防止干擾 (2)NaOH溶液 (3)MnO2＋4HCl(濃)MnCl2＋Cl2↑＋2H2O (4)2MnO＋5SO2＋2H2O===2Mn2＋＋5SO＋4H＋ (5)乙

16、、丙 考點二　氧化還原反應的規(guī)律與應用 1．守恒規(guī)律 在氧化還原反應中，氧化劑得電子總數等于還原劑失電子總數。 2．轉化規(guī)律 (1)價態(tài)歸中規(guī)律 含有不同價態(tài)的同種元素物質間發(fā)生氧化還原反應時，該元素的價態(tài)變化一定遵循“高價＋低價―→中間價”，即“價態(tài)相鄰能共存，價態(tài)相間能歸中，歸中價態(tài)不交叉，價升價降只靠攏。”如： 不會出現⑤中H2S和H2SO4反應，H2S轉化為SO2而H2SO4轉化為S的情況。 (2)歧化反應規(guī)律 同一元素發(fā)生氧化還原反應生成不同價態(tài)的物質時，該元素的價態(tài)變化一定遵循“中間價態(tài)→高價態(tài)＋低價態(tài)”，不會出現“一邊倒”的現象，即生成物中該元素的價態(tài)不能都

17、比反應物中該元素價態(tài)高，或都比反應物中該元素價態(tài)低。 3．先后規(guī)律 在濃度相差不大的溶液中： (1)同時含有幾種還原劑時將按照還原性由強到弱的順序依次反應。 如在FeBr2溶液中通入少量Cl2時，因為還原性：Fe2＋＞Br－，所以Fe2＋先與Cl2反應。 (2)同時含有幾種氧化劑時將按照氧化性由強到弱的順序依次反應。如在含有Fe3＋、Cu2＋、H＋的溶液中加入鐵粉，因為氧化性Fe3＋＞Cu2＋，所以鐵粉先與Fe3＋反應，然后再與Cu2＋反應。 [考法精析] 考法一　守恒規(guī)律的應用 [典例1]　(2015·海南高考)已知在堿性溶液中可發(fā)生如下反應：2R(OH)3＋3ClO－＋

18、4OH－===2RO＋3Cl－＋5H2O。則RO中R的化合價是(　　) A．＋3　　　　　　　　 B．＋4 C．＋5 D．＋6 [解析]　該氧化還原反應中，Cl元素由＋1價降至－1價，設RO中R為x價，R(OH)3中R為＋3價，根據氧化還原反應中化合價升降總數相同，有2×(x－3)＝3×[＋1－(－1)]，解得x＝＋6。 [答案]　D [備考方略]　電子守恒法解題“三步流程” [提醒]　對于多步連續(xù)進行的氧化還原反應，只要中間各步反應過程中電子沒有損耗，可直接找出起始反應物和最終產物，略去中間產物，建立二者之間的得失電子守恒關系，快速求解。 [對點練1]　(2017·海南

19、高考)在酸性條件下，可發(fā)生如下反應：ClO＋2M3＋＋4H2O===M2O＋Cl－＋8H＋，M2O中M的化合價是(　　) A．＋4 B．＋5 C．＋6 D．＋7 解析：選C　根據得失電子守恒，設M2O中M的化合價為x，化學方程式中只有氯元素的化合價下降6，M的化合價升高，則6＝2×(x－3)，解得x＝6，故C項正確。 考法二　轉化規(guī)律的應用 [典例2]　已知G、Q、X、Y、Z均為含氯元素的化合物，在一定條件下有下列轉化關系(未配平)： ①G―→Q＋NaCl?、赒＋H2OX＋H2 ③Y＋NaOH―→G＋Q＋H2O ④Z＋NaOH―→Q＋X＋H2O 這五種化合物中Cl元素化合

20、價由低到高的順序是(　　) A．G、Y、Q、Z、X B．X、Z、Q、G、Y C．X、Z、Q、Y、G D．G、Q、Y、Z、X [解析]　由①得出Q中價態(tài)高于G，因為G必介于Q和－1價的Cl之間，－1價為氯元素的最低價；將該結論引用到③，Y介于Q與G之間，故有Q價態(tài)高于Y，Y價態(tài)高于G；分析②：H2O中的H化合價降低，則Q中的氯元素轉變?yōu)閄中的氯元素，化合價必升高，則得出X價態(tài)高于Q；最后分析④：Z介于Q、X之間，則X價態(tài)高于Z，Z價態(tài)高于Q。 [答案]　A [備考方略] (1)判斷同種元素不同價態(tài)物質間發(fā)生氧化還原反應的可能性，如濃H2SO4與SO2不發(fā)生反應。 (2)根據化合

21、價判斷反應體系中的氧化劑、還原劑及氧化產物、還原產物。如對于反應6HCl＋NaClO3===NaCl＋3Cl2↑＋3H2O，氧化劑為NaClO3，還原劑為HCl，氧化產物和還原產物都為Cl2。 [對點練2]　氯氣與氫氧化鉀溶液在一定條件下發(fā)生反應：Cl2＋KOH―→KX＋KY＋H2O(未配平)，KX在一定條件下發(fā)生反應：KX―→KY＋KZ(未配平，KY與KZ的化學計量數之比為1∶3)，以上KX、KY、KZ均是一元酸的鉀鹽，由以上條件推知在KX中氯元素的化合價是(　　) A．＋1 B．＋3 C．＋5 D．＋7 解析：選C　根據題意可知，KX、KY中的氯元素分別顯正價和－1價；根據反應

22、KX―→KY＋KZ，可斷定KY為KCl，KZ中Cl元素化合價＞KX中Cl元素化合價(均為正價)。假設KX中Cl元素為＋a價，KZ中Cl元素的化合價為＋b價，依據化合價升降總數相等及KX―→KY＋3KZ，有a＋1＝3(b－a)，把a＝1、a＝3、a＝5分別代入上式討論，可知a＝5，b＝7符合題意。則KX中Cl的化合價為＋5價。 考法三　先后規(guī)律的應用 [典例3]　已知酸性K2Cr2O7溶液可與FeSO4反應生成Fe3＋和Cr3＋?，F將硫酸酸化的K2Cr2O7溶液與FeSO4溶液混合，充分反應后再向所得溶液中加入KI溶液，混合溶液中Fe3＋的物質的量隨加入的KI的物質的量的變化關系如圖所示，下

23、列說法中不正確的是(　　) A．圖中AB段的氧化劑為K2Cr2O7 B．圖中BC段發(fā)生的反應為2Fe3＋＋2I－===2Fe2＋＋I2 C．開始加入的K2Cr2O7為0.25 mol D．K2Cr2O7與FeSO4的物質的量之比為1∶3 [解析]　根據圖像，AB階段Fe3＋的物質的量不變，說明Fe3＋沒有參加反應，則AB段應為K2Cr2O7和KI的反應，K2Cr2O7為氧化劑，A正確；在BC段Fe3＋的物質的量逐漸減小，說明Fe3＋和I－反應，反應的離子方程式為2Fe3＋＋2I－===2Fe2＋＋I2，B正確；根據得失電子守恒可得反應的關系式 為K2Cr2O7～6Fe3＋～6I－，

24、共消耗的n(I－)＝1.5 mol，則開始加入的K2Cr2O7的物質的量為1.5 mol×＝0.25 mol，C正確；在BC段反應消耗KI的物質的量是0.9 mol，則n(Fe2＋)＝n(I－)＝0.9 mol，K2Cr2O7與FeSO4的物質的量之比為0.25 mol∶0.9 mol＝5∶18，D錯誤。 [答案]　D [備考方略] 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最強的物質；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最強的物質。 [對點練3]　向含有FeBr2、FeI2的溶液中緩緩通入一定量的氯氣后，再

25、向溶液中滴加KSCN溶液，溶液變?yōu)榧t色，若只從反應順序角度考慮反應情況，則下列敘述不正確的是(　　) A．通入氯氣后的溶液中一定不存在I－ B．通入氯氣之后原溶液中的Fe2＋全部被氧化 C．原溶液中的Br－可能被氧化 D．若取少量所得溶液，再加入CCl4溶液充分振蕩、靜置、分液，下層溶液呈紫紅色 解析：選B　溶液中離子的還原性強弱順序為I－>Fe2＋>Br－。A項，溶液變?yōu)榧t色說明Fe2＋被氧化成Fe3＋，則I－全部被氧化，故溶液中一定不存在I－，正確；B項，Fe2＋可能全部被氧化，也可能是部分氧化，錯誤；C項，溶液變?yōu)榧t色只能說明Fe2＋被氧化成Fe3＋，而Br－可能被氧化，正確；D項，根據題意知有I2生成，I2易溶于有機溶劑，則下層溶液呈紫紅色，正確。