化学竞赛专题讲座五

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1、化学竞赛专题讲座胡征善氧化还原反应一、两条反应原则（1）优先反应原则——氧化性（或还原性）越强的粒子优先得到（或失去）电子。氧化还原反应的实质是反应物粒子提供或接受电子（e—）能力的“较量”，谁强谁优先反应。Cl2Cl2【例】因为还原性：I—＞Fe2+＞I2，所以在FeI2溶液中不断通入Cl2的反应过程为：Cl2Fe2+Fe2+*Fe3+Fe3+I—*I2I2*IO3—FeI2溶液中各离子物质的量n(离子)的变化如图所示：0123456n(Cl2)n(FeI2)n(离子)/molIO3—Fe3+I—I2Cl—Fe2+注：亦有一些反应

2、不服从优先反应原则。例如：Na、K、Ca等很活泼的金属分别与某些盐溶液（如CuSO4、FeCl3溶液）的反应，虽然氧化性Fe3+＞Cu2+＞H+＞H2O，但Na、K、Ca等金属与溶液中水的反应速率快（即速率控制产物），其反应为：Na+H2O+Fe3+（Cu2+）Na++H2↑+Fe(OH)3[Cu(OH)2]↓(二)“价态不交叉”原则——不同价态的同种元素间的氧化还原反应，该元素的价态向中间价态靠拢，但价态不能“交叉”。A高价态A次高价态A次低价态A低价态①②③④⑤⑥△△①、②、③反应在一定条件下均可能发生，而④、⑤、⑥反应均不能反

3、应。例如浓硫酸与硫化氢反应：3H2S+H2SO4（浓）=====4S+4H2OH2S+3H2SO4（浓）=====4SO2↑+4H2O以上两个反应属于反歧化反应（归中反应），2e—△H2S+H2SO4（浓）=====S+SO2↑+2H2O同样道理：5e—△6HCl+KClO3=====KCl+3Cl2↑+3H2O10二、物质（离子）氧化还原性强弱判断规律1．根据金属活动顺序表判断金属活动性依次减弱，单质的还原性依次减弱KCaNaMgAlZnFeSnPb(H)CuHgAgPtAuK+Ca2+Na+Mg2+Al3+Zn2+Fe2+Sn2

4、+Pb2+(H+)Cu2+Hg22+Ag+Pt2+Au3+(Au+)阳离子的氧化性依次增强2．根据元素周期律判断（1）同主族的金属单质从上到下还原性增强，同价态的阳离子（主要是指ⅠA、ⅡA元素）从上到下氧化性减弱。（2）同主族的非金属单质（主要是指ⅥA、ⅦA元素）从上到下氧化性减弱，同价态的阴离子从上到下还原性增强。（3）第六周期第ⅢA、ⅣA、ⅤA族的3种元素铊（Tl）、铅（Pb）、鉍（Bi）的最高价态粒子Tl3+、PbO2、BiO3—氧化性很强，TlCl3===TlCl+Cl2↑、PbO2、BiO3—在一定条件下可将Mn2+氧化为

5、MnO4—。（4）同一金属元素的阳离子，价态越高氧化性越强，如：Fe3+＞Fe2+、Sn4+＞Sn2+。3．根据反应事实判断当氧化还原反应进行得较完全时，根据“强弱反应规律”，有：氧化性氧化剂＞氧化产物，还原性还原剂＞还原产物。4．根据反应条件判断不同氧化剂将同一还原剂氧化到同一产物（或不同还原剂将同一氧化剂还原到同一产物）时，反应条件要求越高，则氧化剂的氧化性或还原剂的还原性越弱。5．同一元素不同价态的含氧酸，一般是，元素的价态越低，氧化性越强。如：HClO≈HClO2＞HClO3＞HClO4；HNO2＞HNO3；H2SO3＞H2

6、SO4（稀）（H2SO3可与H2S反应生成S，而H2SO4（稀）与H2S不反应）6．含氧酸根的氧化性随溶液中c(H+)增大而增强。几种常见含氧酸根的氧化性与溶液酸性的关系及其还原产物含氧酸根MnO4—ClO—NO2—NO3—SO32—SO42—氧化性与溶液的酸碱性的关系酸性、中性、碱性溶液中均有较强氧化性，溶液酸性越强氧化性越强。中性、碱性溶液中均无氧化性，只有在酸性溶液中才具有较强氧化性酸性、中性、碱性溶液中均无氧化性还原产物酸性Mn2+Cl—NO或N2O或N2NOS中性MnO2碱性MnO42—7．还原性的含氧酸根或某些物质的还原

7、性随溶液的碱性增强而增强。如：Na2SO3、BaSO3的还原性比H2SO3强，所以Na2SO3、BaSO3比H2SO3更易被空气中O2氧化；Fe(OH)2比Fe2+易氧化；含醛基的有机化合物在碱性条件下的还原性更强。注：物质（或粒子）的氧化性或还原性的强弱与该物质（或粒子）得失电子的多少无关，而与其得失电子的难易有关，反应越易或越快则其氧化性或还原性越强。三、氧化还原反应的配平1．半反应法一分为二电化学中的电极反应实质上就是氧化还原反应的两个半反应（氧化反应或还原反应），其关系为：氧化还原反应正极反应—氧化反应合二为一负极反应—还原

8、反应10几个常见的半反应正极（还原）反应负极（氧化）反应MnO4—+5e—+8H+Mn2++4H2OCr2O7—+6e—+14H+2Cr3++7H2OH2O2++2e—(+2H+)2OH—(2H2O)O2+4e—+4H+(+2H2O)