1、小专题突破(二) 氧化还原反应的基本规律及其应用
关于氧化还原反应的基本规律的考查，应用广泛，灵活性强，是高考命题的热点。学习中重在理解，学会从价态和氧化还原原理角度去分析问题。主要规律及应用如下：
1．价态律——元素处于最高价，只有氧化性；元素处于最低价，只有还原性；元素处于中间价态，既有氧化性又有还原性，但主要呈现一种性质。物质若含有多种元素，其性质是这些元素的综合体现。
应用：判断元素或物质的氧化性或还原性。
2．守恒律——化合价有升必有降，电子有得必有失。对于一个完整的氧化还原反应，化合价升高总数与降低总数相等，失电子总数与得电子总数相等。
应用：化合价的判
2、断，氧化还原反应的计算及配平氧化还原反应方程式。
3．强弱律——较强氧化性的氧化剂跟较强还原性的还原剂反应，生成弱还原性的还原产物和弱氧化性的氧化产物。
应用：在适宜条件下，用氧化性较强的物质制备氧化性较弱的物质，或用还原性较强的物质制备还原性较弱的物质，亦可用于比较物质间氧化性或还原性的强弱。
4．“价态归中，互不交叉”规律——同种元素不同价态原子间发生氧化还原反应，总是从高价态与低价态反应后生成中间价态的物质。同种元素的高价态氧化低价态的时候，遵循的规律可简单概括为高到高，低到低，可以归中，不能跨越。
应用：判断同种元素不同价态的物质间发生氧化还原的可能性。
1．下列微粒
3、中，既有氧化性又有还原性的是( )
A．Mg B．SO3
C．Zn2＋ D．HCl
答案：D
2．下列变化，必须加入氧化剂才能发生的是( )
A．CuO→CuSO4 B．H2O2→O2
C．HCl→Cl2 D．Fe2O3→Fe
解析：选C。H2O2可自身分解生成O2，不一定要加氧化剂。
3．在Cl2＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2O反应中，氧化剂与还原剂物质的量之比为( )
A．1∶2 B．1∶1
C．2∶1 D．3∶2
答案：B
4．G、Q、X、Y、Z均为氯的含氧化合物，我们不知道它们的化学式，但知道它们在一定条件下发生如下
4、氧化还原反应(未配平)：
(1)G→Q＋NaCl (2)Q＋H2O→X＋H2
(3)Y＋NaOH→G＋Q (4)Z＋NaOH→Q＋X＋H2O
这五种化合物中氯元素化合价由低到高的顺序是________________。
答案：GYQZX
5．根据下列反应判断有关物质还原性由强到弱的顺序是( )
H2SO3＋I2＋H2O===2HI＋H2SO4
2FeCl3＋2HI===2FeCl2＋2HCl＋I2
3FeCl2＋4HNO3===2FeCl3＋NO↑＋2H2O＋Fe(NO3)3
A．H2SO3>I－>Fe2＋>NO
B．I－>Fe2＋>H2SO3>NO
C．Fe2＋>I－>H2SO3>NO
D．NO>Fe2＋>H2SO3>I－
解析：选A。先确定各反应的还原剂(分别为H2SO3、HI、FeCl2)和还原产物(分别为HI、FeCl2、NO)，根据还原性：还原剂>还原产物，故有H2SO3>HI，HI>FeCl2，FeCl2>NO。
6．配平氧化还原反应方程式：
(1)____HNO3____H2O＋____NO2↑＋____O2↑
(2)____Cl2＋____KOH===____KCl＋____KClO3＋____H2O
答案：(1)4 2 4 1 (2)3 6 5 1 3
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