氧化還原反應的基本規(guī)律及其應用;

1、第3節(jié) 氧化還原反應導學案（第3課時）-氧化還原反應的基本規(guī)律及其應用【學習目標】知識與技能：1學習氧化還原反應的規(guī)律，理解氧化還原反應中的得失電子守恒。 過程與方法：通過對氧化還原反應規(guī)律的學習，練習歸納推理能力。情感態(tài)度與價值觀：通過對氧化還原反應規(guī)律的學習，增強科學的態(tài)度、探索精神。【學習重點】氧化還原反應的規(guī)律【新課導學】導入將zn片加入cu(no3)2與agno3的混合溶液中，按反應的先后寫出離子方程式 。一、強弱律：在同一氧化還原反應中，氧化性：氧化劑氧化產(chǎn)物還原性：還原劑還原產(chǎn)物氧化劑的氧化性越強，則其對應的還原產(chǎn)物的還原性就越弱；還原劑的還原性越強，則其對應的氧化產(chǎn)物的氧化性就

2、越弱。二、優(yōu)先律：在濃度相差不大的溶液中，同時含有幾種還原劑時，若加入氧化劑，則它首先與溶液中還原性最強的還原劑作用；同理，同時含有幾種氧化劑時，若加入還原劑，則它首先與溶液中氧化性最強的氧化劑作用。【例1】已知：fe3+2i=2fe2+i2 2fe2+br2=2fe3+2br 向含有1molfei2和2molfebr2的溶液中通入2molcl2，此時被氧化的離子及對應物質(zhì)的量分別是_ 。往febr2溶液中通入少量cl2，哪種離子先被氧化？若改為fei2呢？答案由于還原性ife2br，所以往febr2溶液中通入少量cl2，首先被氧化的是fe2；向fei2溶液中通入少量cl2，首先被氧化的是i。

3、三、價態(tài)律：同種元素具有多種價態(tài)時，一般處于最低價時只具有還原性，處于最高價時只具有氧化性，處于中間價時既具有氧化性又具有還原性。利用此規(guī)律可以幫助我們準確判斷物質(zhì)（微粒）可否作為氧化劑或還原劑；可否發(fā)生氧化還原反應?；蟽r2 046代表物h2ssso2h2so4(濃)性質(zhì)還原性既有氧化性又有還原性氧化性注意：元素處于最高價，只具有氧化性，但不一定氧化性最強。金屬元素無負價，f、o無正價?！纠?】下列微粒中：h、cu2、ag、fe2、fe3、cl、s2、i、na，其中只有氧化 性的是_；只有還原性的是_； 既有氧化性又有還原性的是_?！揪毩暋肯铝姓f法正確的是（ ）a含有最高價態(tài)元素的化合物一定

4、具有強氧化性b陽離子只有氧化性，陰離子只有還原性c元素原子在反應中失電子越多，還原性就越強d反應中同一反應物可能既可發(fā)生氧化反應又可發(fā)生還原反應四、轉(zhuǎn)化律：含同種元素不同價態(tài)的物質(zhì)間發(fā)生氧化還原反應時，化合價的變化遵循高價+低價中間價，即“只靠攏，不交叉”（價態(tài)歸中）；同種元素相鄰價態(tài)間不發(fā)生氧化還原反應，so2與h2so4(濃)之間，fe2+與fe3+之間，由于無中間價態(tài)而不能發(fā)生氧化還原反應。（1） 歸中反應：kclo3 + 6hcl = kcl+ 3cl2+ 3h2o（2） 歧化反應：cl2 + h2o = hcl + hclo（3） 利用此規(guī)律可準確確定氧化產(chǎn)物和還原產(chǎn)物。（4） 【例

5、3】h2s+h2so4(濃)s+so2+2h2o如反應kclo36hcl(濃)=kcl3cl23h2o中，轉(zhuǎn)移的電子數(shù)為5，而非6。kclo36hcl(濃)=kcl得6e3cl失6e23h2o(錯誤)kclo36hcl(濃)=kcl得5e3cl失5e23h2o(錯誤)3歧化反應規(guī)律思維模型“中間價高價低價”。具有多種價態(tài)的元素(如氯、硫、氮和磷元素等)均可發(fā)生歧化反應，如：cl22naoh=naclnacloh2o。深度思考1往febr2溶液中通入少量cl2，哪種離子先被氧化？若改為fei2呢？答案由于還原性ife2br，所以往febr2溶液中通入少量cl2，首先被氧化的是fe2；向fei2溶

6、液中通入少量cl2，首先被氧化的是i。2判斷正誤，正確的劃“”，錯誤的劃“”(1)向濃h2so4中通入h2s氣體，1 mol濃硫酸轉(zhuǎn)移電子數(shù)可能是6na，也可能是2na()解析h2so4(濃)3h2s=4s4h2oh2so4(濃)h2s=so2s2h2o前一反應中1 mol濃h2so4轉(zhuǎn)移6na電子，后一反應中轉(zhuǎn)移2na電子。(2)1 mol cl2與ca(oh)2完全反應，轉(zhuǎn)移的電子數(shù)是2na()解析cl2 既是氧化劑又是還原劑，1 mol cl2和ca(oh)2反應，轉(zhuǎn)移電子數(shù)應為na。同種元素不同價態(tài)該元素價態(tài)的變化一定遵循“高價+低價中間價”的規(guī)律。即同種元素不同價態(tài)間發(fā)生氧化還原反應

7、時，價態(tài)的變化“只靠攏，不交叉”。 例：2h2s+so2=3s+2h2o,s元素的化合價從2價和4價歸中到0價。 “互不交叉”是指，若反應后生成多種中間價態(tài)的產(chǎn)物，則遵從鄰近變價，互不交叉的原則。 例：,s元素的化合價應從2價變化為0價，從6價變化為4價。而不能認為是從24價，60價。（5） 可判斷同種元素不同價態(tài)的原子間能否發(fā)生氧化還原反應。若有中間價態(tài)，則可能發(fā)生氧化還原反應，若無中間價態(tài)，則不能發(fā)生氧化還原反應。例：so2與h2so4(濃)之間，fe2+與fe3+之間，由于無中間價態(tài)而不能發(fā)生氧化還原反應。五、守恒律：質(zhì)：質(zhì)量守恒。電：電子轉(zhuǎn)移的數(shù)目守恒。即在同一個氧化還原反應中，化合價

8、升高總數(shù)=化合價降低總數(shù)；得電子總數(shù)=失電子總數(shù)。這是配平氧化還原反應方程式的依據(jù)，也是有關氧化還原反應計算的依據(jù)。例、硫酸銨在強熱條件下分解，生成氨、二氧化硫、氮氣和水。反應中生成的氧化產(chǎn)物和還原產(chǎn)物的物質(zhì)的量之比是( )。a13 b23 c11 d43跟蹤練習在反應6koh+3cl2=kclo3+5kcl+3h2o中，失電子(被氧化)與得電子（被還原）的原子個數(shù)比是：( )a1:5 b、1:4 c1:3 d1 : 2例2.在febr2溶液中通入cl2，先看到溶液變?yōu)樽攸S（fe3），后看到溶液變?yōu)槌壬╞r2），則還原性fe2 br。【例1】已知：fe3+2i=2fe2+i2 2fe2+br

9、2=2fe3+2br 向含有1molfei2和2molfebr2的溶液中通入2molcl2，此時被氧化的離子是_ 。【例3】在一定條件下kclo3與i2按下式反應：2kclo3i2=2kio3 cl2，下列判斷正確的是( )a該反應屬于置換反應 b氧化性：i2kclo3c：kclo3i2 d還原劑為kio3，氧化劑為i2【例1】已知i、fe2、so2、cl和h2o2均有還原性，它們在酸性溶液中還原性的強弱順序為so2ife2h2o2cl，則下列反應不可能發(fā)生的是( )a2fe3so22h2o=2fe2so4h bi2so22h2o=h2so42hic2fe2i2=2fe32i dh2o2so2

10、=h2so4【例3】將少量zn片投入含na、mg、cu2、ag的溶液中，最先得到的金屬是()ana bmg cag dcu氧化還原反應規(guī)律1、表現(xiàn)性質(zhì)的規(guī)律：“高氧、低還、中兼”規(guī)律（價態(tài)律）同種元素具有多種價態(tài)時，處于最低價時只具有還原性，處于最高價時只具有氧化性，處于中間可變價時既具有氧化性又具有還原性。例如：s元素：化合價 2 0 4 6 代表物 h2s s so2 h2so4(濃) s元素的性質(zhì) 還原性 既有氧化性又有還原性 氧化性2守恒規(guī)律氧化還原反應中：化合價升高總數(shù)化合價降低總數(shù)，即失電子數(shù)得電子數(shù)。如：mno24hcl(濃) mncl22h2ocl2，在此反應中，當有1 mol

11、氯氣生成時，有_mol電子發(fā)生轉(zhuǎn)移，參加反應的mno2的物質(zhì)的量為_，參加反應的hcl與被氧化的hcl的物質(zhì)的量之比為_?！纠?】24 ml 0.05 mol/l na2so3溶液恰好與20 ml 0.02 mol/l k2cr2o7溶液完全反應，則元素cr在還原產(chǎn)物中的化合價為()a6 b3 c2 d0【例5】鋅與極稀的硝酸反應生成硝酸鋅、硝酸銨和水。當生成1 mol 硝酸鋅時，被還原的硝酸的物質(zhì)的量為()a2 mol b1 mol c0.5 mol d0.25 mol1下列說法正確的是()a含有最高價態(tài)元素的化合物一定具有強氧化性b陽離子只有氧化性，陰離子只有還原性c元素原子在反應中失電子

12、越多，還原性就越強d反應中同一反應物可能既可發(fā)生氧化反應又可發(fā)生還原反應2下列物質(zhì)中，按只有氧化性、只有還原性、既有氧化性又有還原性的順序排列的一 組是()af2khcl bcl2alh2cno2nabr2 do2so2h2o3根據(jù)下列反應判斷有關物質(zhì)還原性由強到弱的順序是()h2so3i2h2o=2hih2so42fecl32hi=2fecl22hcli23fecl24hno3=2fecl3no2h2ofe(no3)3ah2so3ife2no bife2h2so3nocfe2ih2so3no dnofe2h2so3i4m mol cu2s與足量的稀hno3反應，生成cu(no3)2、h2so

13、4、no和h2o。則參加 反應的硝酸中被還原的硝酸的物質(zhì)的量為()a4m mol b10m mol c. mol d. mol5氮化鋁(aln，al和n的相對原子質(zhì)量分別為27和14)廣泛用于電子、陶瓷等工業(yè) 領域。在一定條件下，aln可通過反應al2o3n23c2aln3co合成。下列 敘述正確的是()a上述反應中，n2是還原劑，al2o3是氧化劑b上述反應中，每生成1 mol aln需轉(zhuǎn)移3 mol電子caln中氮元素的化合價為3 daln的摩爾質(zhì)量為41 g6有下列三個氧化還原反應：2fecl32ki=2fecl22kcli2 2fecl2cl2=2fecl32kmno416hcl=2k

14、cl2mncl28h2o5cl2若溶液中有fe2、i、cl共存，要除去i而不影響fe2和cl共存，可加入的試劑是()acl2 bkmno4 cfecl3 dhcl7在氧化還原反應中，氧化劑的氧化性比氧化產(chǎn)物強，還原劑的還原性比還原產(chǎn)物強， 已知x2、y2、z2、w2四種物質(zhì)的氧化性強弱順序為：w2z2x2y2，則下列氧化 還原反應能發(fā)生的是()a2wz2=w22z b2yw2=y22wc2zx2=z22x d2xy2=x22y8.有反應2h2ocl2so2=h2so42hcl 2kmno416hcl=2kcl2mncl25cl28h2o。針對上述兩個反應回答：(1)兩反應中的氧化劑的氧化性強弱

15、順序為_ _，還原劑的還原性強弱順 序為 _ _。(2)反應中氧化產(chǎn)物和還原產(chǎn)物質(zhì)量比為_。(3)反應中氯化氫表現(xiàn)出的性質(zhì)是_。 a還原性 b酸性 c氧化性1、表現(xiàn)性質(zhì)的規(guī)律：“高氧、低還、中兼”規(guī)律（價態(tài)律）同種元素具有多種價態(tài)時，處于最低價時只具有還原性，處于最高價時只具有氧化性，處于中間可變價時既具有氧化性又具有還原性。例如：s元素：化合價 2 0 4 6 代表物 h2s s so2 h2so4(濃) s元素的性質(zhì) 還原性 既有氧化性又有還原性 氧化性例、在下列物質(zhì)中，既具有氧化性又具有還原性的是 ( )。a鐵 b硫 c鐵和硫d氧和鐵跟蹤練習在fe2+、fe3+、al3+、h+、s、s2

16、-、cl-等離子或原子中，只有還原性是： ，只有的氧化性是 ，既有氧化性又有還原性的是 。跟蹤練習具有還原性的離子是（ ）a、mno4 b、no3 c、br d、fe32、性質(zhì)強弱的規(guī)律（強弱律）（1）比較強弱根據(jù)氧化還原反應方程式在同一氧化還原反應中，氧化性：氧化劑氧化產(chǎn)物還原性：還原劑還原產(chǎn)物氧化劑的氧化性越強，則其對應的還原產(chǎn)物的還原性就越弱；還原劑的還原性越強，則其對應的氧化產(chǎn)物的氧化性就越弱。例、請指出反應fe+cucl2 = fecl2+cu 中有關物質(zhì)的氧化性、還原性的強弱氧化性：cucl2_fecl2 還原性：fe_cu跟蹤練習在3cl2 + 8nh3 = 6nh4cl + n

17、2反應中，還原性最強的物質(zhì)是（ ） a.cl2 b.nh3 c.nh4cl d.n2跟蹤練習已知下列兩氧化還原反應：o2+4hi = 2i2+2h2o na2s+i2 = 2nai+s試比較三種單質(zhì)的氧化性強弱順序_。跟蹤練習根據(jù)反應式：(1)2fe3+2i-=2fe2+i2，(2) br2+2fe2+=2br-+2fe3+，可判斷出離子的還原性從強到弱的順序是( )。abr-、fe2+、i- bi-、fe2+、br- cbr-、i-、fe2+ dfe2+、i-、br-（2）根據(jù)金屬活動順序表比較判斷。例、下列說法中正確的是（ ） a、還原性強弱：fe cu h2 b、氧化性強弱：cu2+ h

18、+ fe3+ c、得電子越多的物質(zhì)，氧化性越強 d、奪電子越強的物質(zhì)，氧化性越強3、“強易弱難，先強后弱”規(guī)律(優(yōu)先律)當一種氧化劑遇到多種還原劑時，先氧化還原性強的，后氧化還原性弱的；當一種還原劑遇到多種氧化劑時，先還原氧化性強的，后還原氧化性弱的。例、足量fe加入cu(no3)2與agno3的混合液中，反應先后的順序是什么？為什么？ _ 4、“價態(tài)歸中，互不交叉”規(guī)律(轉(zhuǎn)化律)含同種元素不同價態(tài)的物質(zhì)間發(fā)生氧化還原反應時，該元素價態(tài)的變化一定遵循“高價+低價中間價”的規(guī)律。即同種元素不同價態(tài)間發(fā)生氧化還原反應時，價態(tài)的變化“只靠攏，不交叉”。（6） 歸中反應：kclo3 + 6hcl = kcl+ 3cl2+ 3h2o（7） 歧化反應：cl2 + h2o = hcl + hclo（3） 利用此規(guī)律可準確確定氧化產(chǎn)物和還原產(chǎn)物。 例：2h2s+so2=3s+2h2o,s元素的化合價從2價和4價歸中到0價。 “互不交叉”是指，若反應后生成多種中間價態(tài)的產(chǎn)物，則遵從鄰近變價，互不交叉的原則。 例：h2s+h2so4(濃)s+so2+2h2o,s元素的化合價應從2價變化為0價，從6價變化為4價。而不能認為是從24價，60價。（8） 可判斷同種元素不同價態(tài)的原子間能否發(fā)生氧化還原反應。若有中間價態(tài)，則可能發(fā)生氧化還原反應，若無中間價態(tài)，則不能發(fā)生氧化還原反應。例：so2與h2so4(