高考化学专题复习十六讲附：高考试卷中有关研究性学习的试题涉及诺贝尔化学奖的高考题 高三化学复习 常用仪器与试剂保存（注：本资料从人民教学出版社课程所高中化学试题与研究网页中下载与整理的）高考化学专题复习第一讲 氧化还原反应 本节考点：氧化还原反应的基本概念；氧化性和还原性强弱的判断；根据得失电子守恒推断氧化产物或还原产物；配平氧化还原反应的方程式并标出电子转移的方向和数目 一、氧化还原反应的基本概念 二、氧化性和还原性强弱的比较 1.在同一氧化还原反应中，氧化性：氧化剂>氧化产物；还原性：还原剂>还原产物 例3.根据反应：①I2+SO2+2H2O=H2SO4+2HI ②2FeCl2+Cl2=2FeCl3 ③2FeCl3+2HI=2FeCl2+I2+2HCl 可知：I-、Fe2+、Cl-、SO2的还原性由强到弱的顺序是（ ） A．I->Fe2+>Cl->SO2 B．Cl->Fe2+>SO2>I- C．Fe2+>I->Cl->SO2 D．SO2>I->Fe2+>Cl- 判断一个氧化还原反应能否进行，也应遵循“由强到弱”的规律，即反应式中的物质应符合“氧化性：氧化剂>氧化产物；还原性：还原剂>还原产物”。
例4 已知I-、Fe2+、SO2、Cl-和H2O2均有还原性，它们在酸性溶液中还原性的强弱顺序为Cl-Cl2>Br2>I2>S（含常识性知识），还原性：NaK+>Rb+>Cs+ 3.根据金属活动顺序：K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb（H）Cu Hg Ag Pt Au 还 原 性 渐 弱 K+ Ca2+ Na+ Mg2+ Al3+ Zn2+ Fe2+ Sn2+ Pb2+（H+）Cu2+ Fe3+ Ag+ 氧 化 性 渐 强 4.①据原电池电极：负极金属比正极金属活泼（还原性强）；②据电解池中放电顺序，先得（或失）电子者氧化性（或还原性）强，其规律为：阳离子得电子顺序（即氧化性强弱顺序）：参考3中规律。
阴离子失电子顺序（即还原性强弱顺序）：S2->I->Br->Cl->OH->NO3- 、SO42-等 5.同种元素价态越高，氧化性越强（如Fe3+>Fe2+），但例外地，氧化性：HClO>HClO2>HClO3>HClO4），最高价态只有氧化性；价态越低，还原性越强（如S2->S>SO2），最低价态只有还原性；中间价态兼具氧化性和还原性 6.反应原理相似的不同反应中，反应条件要求越低，说明氧化剂或还原剂越强 则以上三个反应中氧化剂的氧化能力由强到弱的顺序是_______________________ 总的来说，比较氧化性和还原性强弱的根本依据在于得失电子能力的大小，而绝不能以得失电子数目的多少作为依据 三、氧化还原反应的本质及应用 氧化还原反应的特征是化合价的升降，其本质是电子的转移，且得失电子数目相等，这既是氧化还原反应方程式配平的原则，也是判断氧化产物或还原产物的依据 例6.据反应式N2H5++4Fe3+→4Fe2++Y+…，其氧化产物可能是___________ 例7.将3.48 gFe3O4完全溶解在100 mL 1mol/LH2SO4溶液中，然后加入K2Cr2O7溶液25 mL，恰好使溶液中的Fe2+全部反应完，Cr2O72-全部转化为Cr3+，则K2Cr2O7溶液的物质的量浓度为（ ） A．0.033mol/L B．0.1mol/L C．0.2mol/L D．0.3mol/L 例9.某金属单质和一定浓度的硝酸反应，假定只产生单一的还原产物，当参加反应的单质与被还原硝酸的物质的量之比为2∶1时，还原产物是（ ） A．NO2 B．NO C．N2O D．N2 例10.在酸性溶液中，下列物质氧化KI时，自身发生如下变化：Fe3+→Fe2+；MnO4-→Mn2+；Cl2→2Cl-；HNO2→NO。
如果分别用等物质的量的这些物质氧化足量的KI，得到I2最多的是（ ） A．Fe3+ B．MnO4- C．Cl2 D．HNO2 【思考】设计一个简单的实验直观地证明Zn与H2SO4的反应确有电子转移 四、氧化还原反应的规律和应用 1.一种氧化剂总是优先氧化还原性更强的微粒，一种还原剂总是优先还原氧化性更强的微粒如：把Cl2通入含有Br-、I-、S2-的溶液中，依次置换出的是S、I2、Br2、而不是同时生成这三种物质再如：把Zn加入到含有Cu2+、Ag+的溶液中，首先置换出的是Ag，只有Ag+反应完后，才能置换出单质Cu 例11.FeCl2溶液中混有FeI2杂质，根据已知反应：①2FeCl3+2KI=2FeCl2+2KCl+I2；②2FeCl2+Cl2=2FeCl3；③F2+2KI（固）=2KF+I2中的有关事实，要除去其中的FeI2，应选用的试剂是（ ） A．F2 B．过量Cl2 C．FeCl3 D．FeCl2 例12.将不同量的Cl2分别通入100 mL 1mol/L的FeBr2溶液和100 mL 1mol/L的FeI2溶液中，在空格处写出相应反应的离子方程式： 价态归中规律：同种元素的不同价态物质之间反应，产物中该元素的化合价为反应物的中间价态，如2H2S+SO2=3S+2H2O；2FeCl3+Fe=3FeCl2等。
若不能完全归中，则化合价的升降不应有交叉，如： 例13.G、Q、X、Y、Z均为氯的含氧化合物我们不了解它们的化学式，但知道它们在一定条件下有如下的转化关系（未配平）：①G→Q+NaCl；②Q+H2O→X+H2；③Y+NaOH→G+Q+H2O；④Z+NaOH→Q+X+H2O则这五种化合物中氯元素的化合价由低到高的顺序为____________________ 五、氧化还原反应方程式的配平 氧化还原反应配平的依据是两个守恒：质量守恒定律（反应前后各元素原子个数守恒）和得失电子守恒（若为离子方程式，则离子所带电荷也应守恒）配平的关键是找到作为配平出发点的基准物质 例14.配平下列化学反应的方程式，并且标出电子转移的方向和数目： （1）P4+ NaOH+ H2O= PH3+ NaH2PO4 （2）Fe3O4+ K2Cr2O7+ H2SO4= Fe2(SO4)3+ K2SO4+ Cr2(SO4)3+ H2O （3）H2C2O4+ KMnO4+ H2SO4= CO2+ K2SO4+ MnSO4+ H2O （4） KI+ KIO3+ H2SO4= K2SO4+ I2+ H2O （5）KMnO4+ KNO2+_________= K2SO4+ MnSO2+ KNO3+ H2O 例15.已知KMnO4和H2O2在一定条件下恰好完全反应，则其离子方程式应为（ ） A．2MnO4-+H2O2+6H+=2Mn2++3O2↑+4H2O B．2MnO4-+3H2O2+6H+=2Mn2++4O2↑+6H2O C．2MnO4-+5H2O2+6H+=2Mn2++5O2↑+8H2O D．2MnO4-+7H2O2+10H+=2Mn2++5O2↑+12H2O高考化学专题复习第二讲 离子反应 高考热点：离子方程式的书写及正误判断 一、离子反应、离子方程式基本知识 1.离子反应：凡有离子参加或生成的反应叫离子反应。
2.离子方程式的意义：表示了反应的实质，代表了同一类型的离子反应 例1.离子方程式 H++OH-=H2O能表示的化学反应是（ ） （A）所有酸与所有碱溶液的反应 （B）所有强酸与强碱溶液的反应 （C）一定是酸与碱之间进行的反应 （D）以上说法都不对 3.离子反应的发生条件 若为非氧化还原反应（复分解反应）：生成难电离物质（弱电解质）或难溶物或挥发性物质（气体）；若为氧化还原反应：取决于参加反应物质氧化性还原性强弱（参阅氧化还原反应） 二、离子方程式的书写及正误判断（高考热点） 1.拆写是否正确：在离子方程式中只能把强酸、强碱、易溶盐这些强电解质拆写成离子形式（须记住溶解性表中常见的难溶和易溶物质）此外，微溶的强电解质若在生成物中且沉淀下来应写其化学式；在反应物中若处于溶液状态应写成离子形式，若处于混浊或固态时，应写其化学式如澄清石灰水（或叙述为Ca(OH)2溶液）写成Ca2++2OH-，Ca(OH)2悬浊液、消石灰（或石灰乳）应写成Ca(OH)2；酸式盐中只有HSO4-可拆写为H+和SO42-，而HCO3-、HSO3-、HS-、H2PO4-、HPO42- 不能拆；浓硫酸写成分子式，浓盐酸、浓硝酸拆开成离子形式。
铵盐与强碱在水中反应，若加热或在浓溶液中，产物应写作NH3↑+H2O，不加热则写作NH3·H2O离子反应不一定都能用离子方程式表示，如实验室制NH3等 总的来说，某物质在离子方程式中该写成离子形式还是化学式（或分子式），关键是看该物质在反应体系中主要以何种形式存在 2.是否符合“三个守恒”：即原子个数守恒、电荷总数守恒、氧化还原反应得失电子守恒 3.是否符合反应实际情况：如盐类的单一离子的水解程度一般很小，为可逆反应，反应方程式应采用可逆符号；多元弱酸的阴离子水解方程式应分步写等 4.与反应物的量的多少有关的反应是否表达准确若未给出反应物间量的关系，则各种程度的反应方程式均认为正确如FeBr2溶液中通入少量Cl2应写作2Fe2++Cl2=2Fe3++2Cl-，若Cl2过量，则应写作2Fe2++4Br-+3Cl2=2Fe3++2Br2+6Cl-，若未说明反应物间量的关系，则二者均可 例2.（1）向NaHSO4溶液中逐滴加入Ba(OH)2溶液至中性，请写出发生反应的离子方程式：_____________________________________ （2）在以上中性溶液中，继续滴加Ba(OH)2溶液，请写出此步反应的离。