第4、5讲氧化还原反应基本概念、规律和应用汇编.ppt

五、氧化还原反应的基本规律 2.价态规律 3.邻位变化规律 4.强弱规律 5.优先规律 1.遵循三大守恒原则 1.遵循三大守恒原则 (1)电子守恒： 氧化剂得电子总数＝还原剂失电子总数。 (2)原子守恒： 某元素的原子的种类及个数在反应前后保持不变。 (3)电荷守恒： 离子反应中，反应前后离子所带总电荷相等 例题： 下面的离子方程式 ： xR2＋＋yH＋＋O2 →mR3＋＋nH2O， 下列R3＋、R2＋和化学计量数m、n的判断错误的是（ ） (A)m＝4，R3＋是氧化产物 (B)m＝y，R2＋显还原性 (C)x＝3，R3＋是氧化产物 (D)x＝y，R2＋显还原性 C 2、价态规律 （1）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还原性，处于中间价态时既具有氧化性又具有还原性。 如：浓硫酸的S只具有氧化性，H2S中的S只具有还原性，单质S具有氧化性又具有还原性。 (2)价态归中规律： 不同价态的同种元素之间发生氧化还原反应时遵循“高价＋低价→中间价”的规律；而不会出现价态交错现象 如：S+2H2SO4(浓)→3SO2↑+2H2O 　　　 6HCl+KClO3→3Cl2↑+KCl+3H2O （3）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。 反应规律：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+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O 不同价态的同种元素之间发生氧化还原 反应时（不会在相邻价态间进行）， 向邻价位转化。 如：H2S+H2SO4→S↓+SO2↑+2H2O (S→ S — S ←S) －2 　0 +4 +6 浓H2SO4与SO2会反应吗？ 3.邻位变化规律： 4.强弱的规律： 如：2Fe3+＋2I－→2Fe2++I2 氧化性：Fe3+＞I2 还原性：I－＞Fe2+ 强氧化剂＋强还原剂→弱还原剂(还原产物)＋ 弱氧化剂(氧化产物) （1）氧化剂 →还原产物， 还原剂→氧化产物； （2）氧化性：氧化剂＞氧化产物， （3）还原性：还原剂＞还原产物。 例题： 已知：①2Fe3+＋2I－→2Fe2++I2 　　 ②2Fe2+＋Br2 →2Fe3++2Br－。 则离子的还原性从强到弱的顺序正确的是（　　） (A)Br－＞Fe2+＞I－ (B)I－＞Fe2+＞Br－ (C)Br－＞I－＞Fe2+　 (D)Fe2+＞I－＞Br－ B 当一种氧化剂同时氧化几种还原剂时， 首先氧化最强的还原剂，待最强还原剂完全 氧化后，多余的氧化剂再依次氧化次强还 原剂；当然一种还原剂同时还原几种氧化 剂时，也是如此。 如：将金属Zn投入含Cu2+、Fe2+和Mg2+的 溶液中，因氧化性Cu2+＞Fe2+＞Zn2 + ＞ Mg2+ ，故首先置换出Cu，待Cu被完全置换出来后， 再置换出Fe，但不能置换出Mg。 5. 优先规律： 例题： 向100mL1mol/L的FeBr2溶液中通入 标准状况下的Cl2，当通入Cl2的体积分别 为(1)1.12L，(2)2.24L，(3)4.48L时， 写出反应的离子方程式。 离子方程式分别为： (1)2Fe2＋＋Cl2=2Fe3＋＋2Cl－ (2)2Fe2＋＋2Br－＋2Cl2=2Fe3＋＋Br2＋4Cl－ (3)2Fe2＋＋4Br－＋3Cl2=2Fe3＋＋2Br2＋6Cl－ 六、有关氧化还原反应的计算 利用电子守恒、电荷守恒、原子守恒原理计算，可使计算过程大大简化。 例1：24mL 0.05 mol/L 的Na 2 SO 3 溶液， 恰好与 20 mL0.02mol/L的K2Cr2O7溶液完全反应，则元素Cr在被还原的产