氧化还原反应练习1.doc

卢老师家教内部资料 氧化还原反应练习（1） 姓 名___________ 一、氧化还原反应的表示方法 （1）“双线桥法”表示氧化还原反应。 ①双线桥从左指向右连接不同价态的同一元素。 ②桥上标明电子得失、化合价升降、被氧化、被还原等内容。 ③得失电子总数应相等 例： (2)电子转移法即单线桥法 在化学方程式中表示原子或离子间电子转移情况，在线上标出电子转移总数，但不写得、失。 如：3Cu＋8HNO3====3Cu(NO3)2＋2NO↑＋4H2O 箭头由反应物指向反应物，即箭头由还原剂中失电子的元素指向氧化剂中得电子的元素。 二、氧化还原反应的实质是电子的得失或电子对的偏移。 氧化性：氧化剂＞氧化产物 还原性：还原剂＞还原产物 例如：2FeCl3＋Cu====2FeCl2＋CuCl2，氧化性：Fe3＋＞Cu2＋，还原性：Cu＞Fe2＋。 但也有它的特殊性，如：2C+SiO2====Si+2CO↑这个反应发生的原因，是由于有气体产生，并及时离开反应体系，浓度减小，平衡正移，使反应顺利进行. 三、氧化还原反应的一些规律 1.电子守恒规律 还原剂失电子总数====氧化剂得电子总数 2.利用价态规律 最高价时——只具氧化性 同种元素 最低价时——只具还原性 中间价时——兼有氧化性和还原性 讨论分析下列氧化还原反应中电子转移的方向和数目，判断氧化产物和还原产物。 例：（1）H2S+H2SO4（浓）====S↓+SO2↑+2H2O （2）KClO3+6HCl====KCl+3Cl2↑+3H2O 3.价态归中规律：同种元素不同价态之间发生氧化还原反应时，价态的变化“只靠拢，不交叉”。 4.一些酸在反应中可以表现多重性质，如KClO3+6HCl====KCl+3Cl2↑+3H2O，反应中HCl既表现酸性，又表现还原性，请分析下列反应中酸的作用。 例：（1）MnO2+4HCl(浓) MnCl2+Cl2↓+2H2O,HCl 。 （2）Cu+2H2SO4(浓) = CuSO4+SO2↑+2H2O,H2SO4 。 （2）中H2SO4部分被还原那么被氧化与被还原的物质的量的比为_______________； 5.反应先后规律：同等反应条件下，谁强谁先。 四、氧化性、还原性强弱比较 常见的氧化剂与还原剂 常见还原剂 常见氧化剂 (1)活泼金属单质，如K、Na、Mg、Al等 (1)活泼非金属单质，如：F2、Cl2、Br2、I2、O2、O3等 (2)非金属离子，含低价态元素的化合物和某些非金属单质，如S2－、H2S、SO、I－、HI、HCl、NH3、CO、H2、Si、C等 (2)含较高价态元素的化合物如：HNO3、H2SO4、KClO3、KMnO4、MnO2、HClO、NO2等 (3)低价阳离子，如Fe2＋、Cu＋、Sn2＋等 金属性较弱的正高价阳离子，如：Fe3＋、Cu2＋、Ag＋、Sn4＋ 某些物质既可作氧化剂又可作还原剂，如：Na2O2、H2O2 (1)根据原子结构：原子半径大；最外层电子少，其单质易失电子，还原性强；原子半径小，最外层电子多，其单质易得电子，氧化性强。氧化性还原性的强弱并不决定于得失电子的数目而决定于得失电子的难易程度。 金属单质的还原性看金属活动顺序表： K　Na　Ca　Mg　Al　Mn　Zn　Fe　Sn　Pb　(H)　Cu　Hg Ag　Pt　Au 失电子能力逐渐减弱，还原性逐渐减弱 非金属离子的还原性强弱看非金属活动顺序表倒过来的顺序：S2－＞I－＞Br－＞O2－＞Cl－＞F－ 非金属单质的氧化性看非金属活动顺序：F2＞Cl2＞O2＞Br2＞I2＞S 金属离子的氧化性看金属活动顺序表倒过来的顺序。例如下列几种阳离子氧化性由强到弱的顺序是：Ag＋＞Cu2＋＞Fe2＋＞Al3＋＞K＋(注：Fe3＋＞Cu2＋) (2)根据反应条件：是否加热、温度高低，有无催化剂等，如：由2H2SO3＋O2====2H2SO4(快) 2Na2SO3＋O2====2Na2SO4(慢) 2SO2＋O2=======2SO3可知还原性：H2SO3＞Na2SO3＞SO2 (3)根据反应剧烈程度：如Cu与浓HNO3反应剧烈，Cu与稀HNO3反应微弱，故氧化性浓HNO3＞稀HNO3。 (4)根据不同氧化剂在同一物质反应后，还原剂中相关元素价态高低：如Fe＋S====FeS， 2Fe＋3Cl2=====2FeCl3，3Fe＋2O2==== Fe3O4，故氧化性Cl2＞O2＞S。 此外某些物质的氧化性、还原性与溶液的浓度、温度、酸碱度也有关。浓度：如MnO2只与浓盐酸反应生成Cl2，不与稀盐酸反应。温度：如浓H2SO4与C