【二轮精品】届高三化学二轮复习精品教学案：【专题三】氧化还原反应与电化学原理.docVIP

专题3 氧化还原反应与电化学原理 【考情分析】 一、考纲要求1.理解氧化还原反应的本质和特征 从多个角度理解氧化剂和还原剂等概念 会比较与判断氧化性或还原性强弱 知道常见的氧化剂和还原剂 能判断氧化还原反应中的电子转移方向和数目 能配平化学方程式 能运用氧化还原反应的规律进行有关计算 9.通过电能转变为化学能的探究活动，了解电解池工作原理，能正确书写电解池的阴、阳极的电极反应式及电解反应方程式。 10.知道电解在氯碱工业、精炼铜、电镀、电冶金等方面的应用。认识电能转化为化学能的实际意义。 (1)由氧化还原反应方程式判断氧化性、还原性强弱。(2)由氧化性、还原性强弱判断氧化还原反应方程式的正误。(3)由氧化还原反应方程式判断氧化还原反应方程式的正误。 普通的氧化还原反应在一处进行，不形成电流，化学能转变成热能或光能。原电池中发生的反应具有个特点是氧化还原反应在两处进行，叫正极负极其结果是化学能转变成电能。电解池中发生的反应也具有个特点是氧化还原反应在两处进行，叫阴极阳极，其结果是电能转变成化学能。我们把电能与化学能相互转化的化学，叫做电化学。 氧化还原反应和电化学高中化学中的基本概念基础理论在高考中占有非常重要的地位。主要的考查点有氧化剂、还原剂等概念的，氧化性、还原性强弱的判断，依据电子守恒进行配平和计算等。基本要求：（3）应用电解镀铜、电解精炼铜、氯碱工业等原理。氧化剂、还原剂等概念的，氧化性、还原性强弱的判断，依据电子守恒进行配平和计算等。氧化还原反应的计算是高考的重点也是高考的难点 【知识归纳】 一、氧化还原反应 1、氧化还原反应与四种基本反应类型及离子反应的关系： 2、氧化还原反应的基本概念及其关系 3、物质氧化性和还原性相对强弱的判断方法 （1）根据金属活动顺序进行判断规律：金属单质的还原性越强，其对应阳离子的氧化性越弱： [说明]一般来说，越活泼的金属，失电子氧化成金属阳离子越容易，其阳离子得电子还原成金属单质越难，氧化性越弱；反之，越不活泼的金属，失电子氧化成金属阳离子越难，其阳离子得电子还原成金属单质越容易，氧化性越强。如Cu2++2-→Cu远比Na+ +e-→Na容易，即氧化性Cu2+Na+,还原性Na Cu （2）根据非金属活动顺序进行判断 （3）根据氧化还原反应的发生规律判断 氧化还原反应发生规律可用如下式子表示： 氧化性：氧化剂＞氧化产物 还原性：还原剂＞还原产物 例：已知①2FeCl3+2KI=2FeCl2+I2+2KCl，②2FeCl2+C12=2FeCl3。由①知，氧化性Fe3+I2，由②知，氧化性C12Fe3+，综合①②结论，可知氧化性Cl2Fe3+I2 （4）根据氧化还原反应发生反应条件的不同进行判断 如：Mn02十4HCl(浓)MnCl2+C12↑+2H20，2KMn04十16HCl(浓)=2MnCl2+5C12↑+8H2O 后者比前者容易(不需要加热)，可判断氧化性 KMn04Mn02 （5）根据被氧化或被还原的程度的不同进行判断 Cu十C12CuCl2，2Cu+SCu2S C12可把Cu氧化到Cu(+2价)，而S只能把Cu氧化到 Cu(+1价)，这说明氧化性Cl2S （6）根据元素周期表判断 ①对同一周期金属而言，从左到右其金属活泼性依次减弱。如Na、Mg、A1金属性依次减弱，其还原性也依次减弱。 ②对同主族的金属和非金属可按上述方法分析。 4、氧化还原反应的计算 氧化还原反应比较典型的计算有：求氧化剂与还原剂物质的量之比或质量比，计算参加反应的氧化剂或还原剂的量，确定反应前后某一元素的价态变化，判断反应产物等。计算的关键是依据氧化剂得电子总数等于还原剂失电子总数，列出守恒关系式求解。计算公式如下： 氧化剂物质的量×变价元素原子的个数×化合价的变化值=还原剂物质的量×变价元素原子的个数×化合价的变化值。 提醒：氧化还原反应的计算在高考中考查较多，但难度不大，通常运用电子得失守恒来分析，应注意不要漏掉物质或粒子的组成比。 5、氧化还原反应的规律 (1)守恒规律：氧化还原反应中得电子总数与失电子总数相等(即电子转移守恒)，表现在元素化合价降低总数与升高总数相等。 (2)价态规律：根据元素的价态可以判断物质的氧化性、还原性。例如：具有还原性，具有氧化性，既具有氧化性又具有还原性。 (3)转化规律：同种元素不同价态之间发生反应，元素化合价只靠近不交叉；相邻价态间不发生氧化还原反应。例如：H2S+H2SO4(浓)====S↓+SO2↑+2H2O，反应中，；Fe与Fe2+、Fe2+与Fe3+不发生反应。 (4)强弱规律：一种氧化剂与几种还原剂反应，先氧化还原性强的还原剂，反之亦然。例如：Cl2与FeBr2溶液的反应，先考虑Cl2氧化Fe2+，再考虑Cl2氧化Br-；Cl2与FeI2