高中化學氧化還原反應歸納

　　高中化學氧化還原反應是高考的必考考點，近年來呈現如下命題趨勢，以典型物質或社會實際問題為載體，考查學科內知識的綜合運用能力。氧化性、還原性強弱的判斷方法高考題中可能加了一句信息，增加了題目難度。這提示大家讀題要細致，千萬不要只憑經驗！全國卷化學必考知識點氧化還原反應的計算是高考的重點也是高考的難點，做這種類型的題時，要抓住氧化還原反應的本質和特征；得失電子守恒，即得失電子總數相等或化合價升降總數相等。

　　高考化學氧化還原考綱解讀：

　　圍繞考綱我們應掌握如下要點：

　　①氧化還原反應的基本概念；

　　②氧化劑、氧化產物、還原劑、還原產物的判斷

　　③氧化—還原反應中電子得失情況的表示方法；

　　④氧化性、還原性強弱的比較；

　　⑤氧化還原反應方程式的配平；⑥能根據質量守恒定律正確書寫化學方程式，并能進行有關計算

　　總之一句話

　　哪兒有氧(化)還(原)反應，哪兒有得失(電子)守恒。

　　一、氧化還原反應的規律及應用

　　1、表現性質規律

　　同種元素具有多種價態時，一般處于最高價態時只具有氧化性、處于最低價態時只具有還原性、處于中間可變價時既具有氧化性又具有還原性。

　　例2已知：①向KMnO4晶體滴加濃鹽酸，產生黃綠色氣體；②向FeCl2溶液中通入少量實驗①產生的氣體，溶液變黃色；③取實驗②生成的溶液滴在淀粉KI試紙上，試紙變藍色。下列判斷正確的是()

　　A.上述實驗證明氧化性：MnO4->Cl2>Fe3+>I2

　　B.上述實驗中，共有兩個氧化還原反應

　　C.實驗①生成的氣體不能使濕潤的淀粉KI試紙變藍

　　D.實驗②證明Fe2+既有氧化性又有還原性

　　【解析】本題特別關注D選項。題中的有關反應為①2KMnO4+16HCl====2KCl+2MnCl2+5Cl2↑+8H2O(生成的黃綠色氣體為Cl2)；②Cl2+2FeCl2====2FeCl3(FeCl3溶液為黃色)；③2FeCl3+2KI====2FeCl2+2KCl+I2(I2遇淀粉變藍色)。以上三個反應都屬于氧化還原反應，根據氧化性：氧化劑＞氧化產物的規律，可知A正確、B錯誤、C錯誤。實驗②只能證明Fe2+具有還原性，D錯誤。【答案】A

　　2.性質強弱規律

　　氧化性：氧化劑>還原劑還原性：還原劑>還原產物

　　例3.常溫下，往H2O2溶液中滴加少量FeSO4溶液，可發生如下兩個反應：2Fe2++H2O2+2H+＝2Fe3++2H2O2Fe3++H2O2＝2Fe2++O2↑+2H+下列說法正確的是（）

　　A．H2O2的氧化性比Fe3+強，其還原性比Fe2+弱

　　B．在H2O2分解過程中，溶液的pH逐漸下降

　　C．在H2O2分解過程中，Fe2+和Fe3+的總量保持不變

　　D．H2O2生產過程要嚴格避免混入Fe2+

　　解析：

　　結合A、B兩個方程式根據氧化性、還原性強弱比較規律：得H2O2的氧化性>Fe3+的氧化性，H2O2的還原性>Fe2+的還原性，A錯；2H2O2＝2H2O+O2↑，分解過程中，Fe2+作催化劑，溶液pH值不變，B錯，H2O2分解Fe3+或Fe2+作催化劑，所以總量不變。因為Fe2+可導致H2O2分解，所以H2O2生產過程要避免混入Fe2+，D正確。答案：CD

　　3.反應先后規律

　　在濃度相差不大的溶液中，同時含有幾種還原劑時，若加入氧化劑，則它首先與溶液中最強的還原劑作用；同理，在濃度相差不大的溶液中，同時含有幾種氧化劑時，若加入還原劑，則它首先與溶液中最強的氧化劑作用。例如，向含有FeBr2溶液中通入Cl2，首先被氧化的是Fe2+。

　　例4.（09全國卷Ⅱ13）含有amolFeBr2的溶液中，通入xmolCl2。下列各項為通Cl2過程中，溶液內發生反應的離子方程式，其中不正確的是（）

　　A．x＝0.4a，2Fe2++Cl2＝2Fe3++2Cl-

　　B．x＝0.6a，2Br－+Cl2＝Br2+2Cl-

　　C．x=a，2Fe2＋+2Br－+2Cl2＝Br2+2Fe3＋+4Cl-

　　D．x=1.5a，2Fe2＋+4Br－+3Cl2＝2Br2+2Fe3＋+6Cl-

　　【解析】由于Fe2＋的還原性強于Br－，故根據氧化還原反應的先后順序知，Cl2先氧化Fe2＋,然后再氧化Br－。2Fe2＋+Cl2=2Fe3＋+2Cl－,2Br－+Cl2=Br2+2Cl-，2FeBr2+3Cl2=2FeCl3+2Br2。當x/a≤0.5時，Cl2僅氧化Fe2＋，故A項正確。

　　當x/a≥1.5時,Fe2＋和Br－合部被氧化，D當介于兩者之間時，則要分步書寫方程式，然后進行疊加得總反應。如B項，當x=0.5a時，Cl2剛好把Fe2＋全部氧化，而當x=0.6a，顯然Cl2還要氧化，而選項中沒有表示，故錯。答案:B

　　4.價態歸中規律

　　含不同價態同種元素的物質間發生氧化還原反應時，該元素價態的變化一定遵循“高價＋低價→中間價”的規律。

　　5.電子守恒規律

　　在任何氧化—還原反應中，氧化劑得電子（或共用電子對偏向）總數與還原劑失電子（或共用電子對偏離）總數一定相等。

　　例5.（09全國卷Ⅱ6）物質的量之比為2：5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（）

　　A.1：4B.1：5C.2：3D.2：5

　　【解析】設2molZn參與反應，因Zn無剩余，則最終生成了2molZn(NO3)2，顯然含有4molNO3－，這部分是沒有參與氧化還原反應的HNO3，根據得失電子守恒有：2×n(Zn)=n(HNO3)×4，則n(HNO3)=1mol，即有1molHNO3被還原。答案:A

　　二、氧化還原方程式的配平

　　主要依據化合價升降法：在氧化還原反應中升高的價數=降低的價數。其實質是得失電子的守恒。

　　例6.（08全國Ⅱ卷）(NH4)2SO4在高溫下分解，產物是SO2、H2O、N2和NH3。在該反應的化學方程式中，化學計量數由小到大的產物分子依次是()

　　A．SO2、H2O、N2、NH3

　　B．N2、SO2、H2O、NH3

　　C．N2、SO2、NH3、H2O

　　D．H2O、NH3、SO2、N2

　　【解析】此題實際上是考查化學方程式的配平，(NH4)2SO4----NH3＋N2＋SO2＋H2O，反應中：N：－3→0，化合價變化總數為6，S：＋6→＋4，化合價變化數為2，根據化合價升高和降低的總數相等，所以應在SO2前配3，(NH4)2SO4前面配3，NH3前面配4，H2O前面配6，最后計算反應前后的O原子個數相等。配平后的化學方程式為：3(NH4)2SO4=4NH3↑＋N2↑＋3SO2↑＋6H2O。答案：C