資源簡介

2023年高考化學知識點金屬非金屬、氧化還原反應有關計算
金屬、非金屬的有關計算
　　金屬，非金屬的相關計算：
　　包括金屬及化合物、金屬與非金屬化合物、非金屬化合物之間的反應的計算，解此類題的關鍵是正確的寫出反應方程式，明確物質間的等量關系。明確物質之間的反應，正確寫出方程式，此類題可迎刃而解。
　　AlCl3與NaOH反應的相關計算：
　　1、求Al(OH)3沉淀的量
　　2、求反應物堿的量
　　鋁與酸、堿反應的計算規律：
　　鋁分別與鹽酸、氫氧化鈉溶液反應的原理：
　　(1)等量鋁分別與足量鹽酸和氫氧化鈉溶液反應，產生氫氣的體積比為
　　(2)足量的鍋分別與等物質的量的鹽酸和氫氧化鈉溶液反應，產生氫氣的體積比為
　　(3)一定量的鋁分別和一定量的鹽酸和氫氧化鈉溶液反應，若產生氫氣的體積比為，則必定是：
　　①鋁與鹽酸反應時，鋁過量而鹽酸不足；
　　②鋁與氫氧化鈉溶液反應時，鋁不足而氫氧化鈉過量。
　　解有關硝酸與金屬反應的計算題的技巧：
　　1.靈活運用得失電子守恒、原子守恒及溶液中的電荷守恒關系例如Cu與HNO3反應中就有以下等量關系：
　　(1)N原子守恒：反應前所有的N只存在于HNO3中；反應后含N的物質有HNO3的還原產物(假設此處有NO3、NO)和Cu(NO3)3，若HNO3過量，則過量HNO3中也含一部分N，則有：n(N)=n(NO2)+ n(NO)+2n[Cu(NO3)3]+n剩(HNO3)。
　　(2)得失電子守恒：在反應中失去電子的是參加反應的Cu，；得到電子的是被還原的HNO3(假設還原產物為NO2、NO)，NO3-+e→ NO2、NO3-+3e→NO。根據得失電子守恒，則有：
　　(3)溶液中的電荷守恒：在任何溶液中，陰離子所帶負電荷總數與陽離子所帶正電荷總數在數值上是相等的。在Cu與HNO3反應后的溶液中，若HNO3不過量，陽離子只有Cu2+，陰離子只有NO3-(此類計算不考慮H2O電離出的極少量的H+、OH-)；若HNO3過量，溶液中陽離子有Cu2+和H+，陰離子只有NO3-。則有：
　　①若HNO3不過量：
　　②若HNO3過量：
　　2．鐵與稀HNO3的反應規律
　　(2)上述反應可以認為先發生反應①，若Fe有剩余則發生①×2+ ③即得反應②，所以，無論是反應①還是反應②，被還原的HNO3皆占參加反應的HNO3的。
　　有關鎂、鋁的圖像集錦：
　　Al(OH)3與Al3+、AlO2-之間的轉化，是建立在 Al(OH)3兩性基礎上的，有關相互轉化的配比和沉淀Al(OH)3的質量變化，見下表：
氧化還原反應的計算
　　氧化還原反應的計算:
　　(1)比較典型的計算有：求氧化劑、還原劑物質的量之比或質量比，計算參加反應的氧化劑貨還原劑的量，確定反應前后某一元素的價態變化等。
　　(2)計算的依據是：氧化劑得電子數等于還原劑失電子數，列出守恒關系式求解。
　　氧化還原反應的基本規律：
　　1．守恒規律
　　氧化還原反應中有物質失電子必有物質得電子，且失電子總數等于得電子總數。或者說氧化還原反應中，有元素化合價升高必有元素化合價降低，且化合價升高總數必等于降低總數。有關得失電子守恒(化合價守恒)的規律有如下應用：
　　(1)求某一反應中被氧化與被還原的元素原子個數之比，或求氧化劑與還原劑的物質的量之比及氧化產物與還原產物的物質的量之比。
　　(2)配平氧化還原反應方程式。
　　(3)進行有關氧化還原反應的計算：
　　2．強弱規律
　　較強氧化性的氧化劑跟較強還原性的還原劑反應，生成弱還原性的還原產物和弱氧化性的氧化產物。應用：在適宜條件下，用氧化性較強的物質制備氧化性較弱的物質，或用還原性較強的物質制備還原性較弱的物質，也可用于比較物質間氧化性或還原性的強弱。
　　3．價態規律
　　元素處于最高價，只有氧化性；元素處于最低價，只有還原性；元素處于中間價態，既有氧化性又有還原性，但主要表現一種性質。物質若含有多種元素，其性質是這些元素性質的綜合體現。
　　4．轉化規律
　　氧化還原反應中，以元素相鄰價態之間的轉化最容易；不同價態的同種元素之間發生反應，元素的化合價只靠近，不交叉；相鄰價態的同種元素之間不發生氧化還原反應。如
　　5．難易規律
　　越易失去電子的物質，失去后就越難得到電子；越易得到電子的物質，得到后就越難失去電子。一種氧化劑同時和幾種還原劑相遇時，還原性最強的優先發生反應；同理，一種還原劑同時與多種氧化劑相遇時，氧化性最強的優先發生反應，如向FeBr2溶液中通入Cl2時，發生離子反應的先后順序為：
。

展開更多......

收起↑