高考化学复习资料：高考无机化学基础班讲义.docVIP

专题 1. 氧化性、还原性 氧化性——得电子的能力（难易程度）， 与个数无关——原子半径小氧化性强 还原性——失电子的能力（难易程度）， 与个数无关——原子半径大还原性强 2. 概念梳理 氧化剂—化合价↓—得电子—有氧化性—被还原 —还原反应—还原产物（有还原性） 还原剂—化合价↑—失电子—有还原性—被氧化 —氧化反应—氧化产物（有氧化性） 3. 电子转移的表示方法 1）双线桥法 2）单线桥法 4. 例题分析 14CuSO4 + 5FeS2 + 12H2O ==7Cu2S + 5FeSO4 + 12H2SO4 2KMnO4 + 10FeSO4 + 8H2SO4 == K2SO4 + 2MnSO4 + 5Fe2(SO4)3 + 8H2O K2Cr2O7 + 14HCl == 2KCl + 2CrCl3 + 3Cl2↑ + 7H2O K2Cr2O7 + 6FeSO4 + 7H2SO4 == K2SO4 + 3 Fe2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + 7 H2O 二、常见的氧化剂和还原剂 1. 氧化剂 ①活泼非金属：Cl2 Br2 O2 O3 S ； ②高价含氧酸盐：K2Cr2O7、K MnO4、KClO3 ③含氧酸：H2SO4（浓）、HNO3； ④氧化物：Na2O2 H2O2、MnO2 ⑤HClO、Ca(ClO)2、NaClO； ⑥Fe3+、Cu2+、Ag+ ； ⑦银氨、新制Cu(OH)2 2. 还原剂 ①活泼金属：K Na Mg Al Zn Fe ②非金属单质及化合物：H2 C CO Si S ③含典型还原性离子的物质： -2价S：H2S Na2S H2S -1价I： HI KI +4价S：SO2 Na2SO3 +2价Fe: Fe(OH)2 FeSO4 三、规律方法 1. 性质强弱规律 1）同一反应中，**剂 **产物。 2）周期表中右上角——单质氧化性性强；左下角——单质还原性强。 3）金属活动性顺序表中，越活泼的金属还原性越强。 4）单质的氧化性越强，其离子的还原性越弱。 2. 反应先后规律 3. 价态转化规律 4. 三大守恒规律 四、守恒规律的应用 例1：在100mL含等物质的量的HBr和H2SO3的溶液中通入0.01mol Cl2，有一半Br―变为Br2（已知Br2能氧化H2SO3）。原溶液中HBr和H2SO3的浓度等于 。 例2：已知：2Fe3+ + 2I― == 2Fe2+ + I2 ； 2Fe2+ + Br2 == 2Fe3+ + 2Br―， （1）含有1molFeI2和2mol FeBr2的溶液通入2molCl2，此时被氧化的离子是 ，被氧化的离子的物质的量分别是 。 （2）如果向原溶液中通入3 molCl2，则被氧化的离子是 ，对应的氧化产物的物质的量分别是 。 例3：24ml 0.05mol/L Na2SO3溶液恰好与20mL 0.02mol/L K2Cr2O7溶液完全反应，已知Na2SO3被氧化为Na2SO4，则元素Cr在还原产物中的化合价为 。 例4： 3.84g Cu与适量的未知浓度的硝酸反应，当铜全部溶解完毕后，在标准状况下共收集到2.24L气体。求反应中消耗硝酸的物质的量。 五、氧化还原方程式的配平 1.一种元素自身氧化还原 1） 3 S + 6 KOH === 2 K2S + K2SO3 + 3H2O 2) 3H2S + H2SO4(浓) === 4S↓ + 4H2O 3) H2S + 3 H2SO4(浓) === 4SO2 + 4H2O 4) 3Cl2 + 6 KOH === 5KCl + KClO3 + 3H2O 5) KClO3 + 6HCl === KCl + 3Cl2↑ + 3H2O 2.两种元素相互氧还 制Cl2系列： 1）实验室制Cl2： 2）无需加热制Cl2： 2KMnO4 + 16HCl === 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2↑ + 8H2O K2Cr2O7 + 14HCl == 2KCl + 2CrCl3 + 3Cl2↑ + 7H2O Fe2+系列： 1) 2KMnO4 + 10FeSO4 + 8