1.3氧化還原反應(yīng)規(guī)律 課件高一上學(xué)期化學(xué)人教版（2019）必修第一冊

第三節(jié)

氧化還原反應(yīng)

第一章物質(zhì)及其變化第4

課時

氧化還原反應(yīng)的規(guī)律氧化還原反應(yīng)1、氧化還原反應(yīng)2、氧化劑與還原劑3、氧化還原反應(yīng)的基本規(guī)律及應(yīng)用外在特征與本質(zhì)電子轉(zhuǎn)移表示方法與四大基本反應(yīng)的關(guān)系四組基本概念氧化性與還原性微觀上宏觀上元素失去電子數(shù)元素得到電子數(shù)元素化合價升高的總數(shù)元素化合價降低的總數(shù)每個原子的轉(zhuǎn)移電子數(shù)×原子個數(shù)微點撥應(yīng)用：①有關(guān)氧化還原反應(yīng)的計算②氧化還原反應(yīng)方程式的配平1守恒規(guī)律4.Na2S在堿性溶液中與NaClO反應(yīng)，而NaClO被還原為NaCl，若反應(yīng)中Na2S與NaClO的個數(shù)之比為1∶4，則反應(yīng)后硫元素的化合價為:（

）A．+2B．+6C．+4 D．0課堂檢測B

BA.2

B.3

C.4

D.5【解析】圖示析題·思路具象化

BA.1

B.2

C.3

D.4

微點撥應(yīng)用：①比較物質(zhì)的氧化性或還原性強弱②判斷氧化還原反應(yīng)能否發(fā)生或反應(yīng)方程式的正誤2強弱規(guī)律

氧化劑+還原劑=還原產(chǎn)物+氧化產(chǎn)物失電子，化合價升高，被氧化得電子，化合價降低，被還原較強氧化性較弱氧化性較強還原性較弱還原性:根據(jù)化學(xué)方程式判斷如何比較物質(zhì)的氧化性、還原性強弱？氧化性：氧化劑大于氧化產(chǎn)物；還原性：還原劑大于還原產(chǎn)物。例1已知常溫下在溶液中可發(fā)生如下兩個離子反應(yīng)：Ce4＋＋Fe2＋===Fe3＋＋Ce3＋，Sn2＋＋2Fe3＋===2Fe2＋＋Sn4＋?？梢源_定Fe2＋、Ce3＋、Sn2＋三種離子的還原性由強到弱的順序是:(

)A．Sn2＋、Fe2＋、Ce3＋

B．Sn2＋、Ce3＋、Fe2＋C．Ce3＋、Fe2＋、Sn2＋

D．Fe2＋、Sn2＋、Ce3＋

A

題組1.物質(zhì)的氧化性、還原性強弱的比較題型2判斷氧化還原反應(yīng)能否發(fā)生

C

【解析】分步析題·思路具象化選項第一步：假設(shè)反應(yīng)能發(fā)生，根據(jù)元素化合價的變化判斷還原劑和還原產(chǎn)物第二步：根據(jù)同一反應(yīng)中還原性：還原劑

還原產(chǎn)物，判斷還原性強弱第三步:根據(jù)題干中還原性強弱順序判斷反應(yīng)能否發(fā)生還原劑還原產(chǎn)物A

能發(fā)生B

能發(fā)生C

不可能發(fā)生D

能發(fā)生3.已知I－、Fe2＋、SO2和H2O2均有還原性，它們在酸性溶液中還原性的強弱順序為：Fe2＋＜H2O2＜I－＜SO2，則下列反應(yīng)不能發(fā)生的是（）A．2Fe3＋＋SO2＋2H2O

=

2Fe2＋＋SO42－＋4H＋B．I2＋SO2＋2H2O

=

H2SO4＋2HIC．H2O2＋H2SO4

=

SO2↑＋O2↑＋2H2OD．2Fe3＋＋H2O2

=

2Fe2＋＋O2↑＋2H＋C課堂檢測題型2判斷氧化還原反應(yīng)能否發(fā)生KCaNaMgAlZnFeSnPb(H)CuHgAgPtAuK+Ca+Na+Mg2+Al3+Zn2+Fe2+Sn2+Pb2+(H+)Cu2+Hg2+Ag+單質(zhì)的還原性逐漸減弱陽離子的氧化性逐漸增強單質(zhì)越易失電子，對應(yīng)陽離子越不易得電子F2Cl2Br2I2SF-Cl-Br-I-S2-單質(zhì)的氧化性逐漸減弱即“易失不易得，易得不易失”單質(zhì)易得電子，對應(yīng)陰離子不易失電子陰離子的還原性逐漸增強2強弱規(guī)律:②根據(jù)金屬和非金屬活動性順序表

反應(yīng)條件要求越低，反應(yīng)越劇烈，對應(yīng)物質(zhì)的氧化性或還原性越強，如是否加熱、有無催化劑和反應(yīng)物濃度大小等。由化學(xué)方程式知氧化性：KMnO4>Cl2，MnO2>Cl2，O2>Cl2，

2KMnO4＋16HCl===2KCl＋2MnCl2＋5Cl2↑＋8H2OMnO2＋4HClMnCl2＋Cl2↑＋2H2OO2＋4HCl2Cl2＋2H2O2強弱規(guī)律:③根據(jù)反應(yīng)條件判斷

由反應(yīng)條件知氧化性：KMnO4>MnO2>O2。同一種物質(zhì)，濃度越大，氧化性（或還原性）越強。如氧化性：濃H2SO4>稀H2SO4，濃HNO3>稀HNO3；還原性：濃HCI>稀HCI同一種物質(zhì)，溫度越高其氧化性越強。如熱的濃硫酸的氧化性比冷的濃硫酸的氧化性強同一種物質(zhì)，所處環(huán)境酸(堿)性越強其氧化性(還原性)越強。濃度溫度酸堿性2強弱規(guī)律:③根據(jù)反應(yīng)條件判斷微點撥濃度、溫度、酸堿性對物質(zhì)氧化性（或還原性）的影響

①該反應(yīng)中氧化劑和還原劑的個數(shù)之比是_____。

【解析】

（1）相同條件下不同氧化劑作用于同一種還原劑，氧化產(chǎn)物價態(tài)越高，氧化劑的其氧化性越強。氧化性：Cl2＞S（2）相同條件下不同還原劑作用于同一種氧化劑，還原產(chǎn)物價態(tài)越低，還原劑的還原性越強。例如：根據(jù)Cu＋2Fe3＋===Cu2＋＋2Fe2＋

3Zn＋2Fe3＋===3Zn2＋＋2Fe還原性：Zn>Cu2強弱規(guī)律:④根據(jù)產(chǎn)物中變價元素的價態(tài)例如：根據(jù)2Fe＋3Cl22FeCl3

Fe＋SFeS01020304根據(jù)反應(yīng)方程式判斷根據(jù)金屬和非金屬活動性順序表氧化性、還原性強弱比較根據(jù)反應(yīng)條件根據(jù)產(chǎn)物中變價元素的價態(tài)強弱規(guī)律課堂總結(jié)

處于中間價態(tài)的元素，既有氧化性、又有還原性。價態(tài)決定性質(zhì)最低價最高價中間價只有還原性只有氧化性既有氧化性又有還原性處于最高價態(tài)的元素，只有氧化性；處于最低價態(tài)的元素，只有還原性；3.價態(tài)高低規(guī)律價態(tài)不交叉規(guī)律

含同種元素但價態(tài)不同的物質(zhì)間發(fā)生氧化還原反應(yīng)時，該元素價態(tài)的變化一定遵循“高價＋低價→中間價”，而不會出現(xiàn)交叉現(xiàn)象。簡記為“只靠攏，不交叉”。稱為價態(tài)歸中反應(yīng)。KClO3＋6HCl＝3Cl2↑＋KCl＋3H2O+5-10-1-10+5×得到1×5e-失去5×e-4價態(tài)轉(zhuǎn)化規(guī)律物質(zhì)所含元素能生成多種價態(tài)的產(chǎn)物時，“中間價→高價＋低價”，發(fā)生的氧化還原反應(yīng)稱為歧化反應(yīng)。Cl2＋2NaOH=NaCl＋NaClO＋H2O0-1+1得到e-失去e-價態(tài)不交叉規(guī)律4價態(tài)轉(zhuǎn)化規(guī)律H2S+H2SO4(濃)=S↓+SO2↑+2H2O-2+60+4-20+4+6×得到2e-失去2e-“只靠攏，不交叉”“就近變價”價態(tài)不交叉規(guī)律4價態(tài)轉(zhuǎn)化規(guī)律同種元素相鄰價態(tài)間不發(fā)生氧化還原反應(yīng)如Fe3+（強氧化性）和Fe2+（強還原性）之間不發(fā)生氧化還原反應(yīng)再如濃硫酸（強氧化性）和SO2（強還原性）之間不發(fā)生氧化還原反應(yīng)，因此可以用濃硫酸干燥SO2氣體。2價態(tài)轉(zhuǎn)化規(guī)律當一種氧化劑遇到幾種還原劑，若均能反應(yīng)，先跟還原性強的反應(yīng)。強者優(yōu)先當一種還原劑遇到幾種氧化劑，若均能反應(yīng)，先跟氧化性強的反應(yīng)。應(yīng)用：判斷多種物質(zhì)組成的混合物中氧化還原反應(yīng)發(fā)生的先后順序。例如：Cl2通入FeBr2和FeI2混合溶液發(fā)生反應(yīng)；已知還原性順序：I->Fe2+>Br-反應(yīng)順序依次為：Cl2+2I-=I2+2Cl-Cl2+2Fe2+-=2Fe3++2Cl-Cl2+2Br-=Br2+2Cl-微點撥4優(yōu)先規(guī)律內(nèi)容：氧化還原反應(yīng)中，強者優(yōu)先，即氧化性或還原性強的，優(yōu)先反應(yīng)①判斷物質(zhì)的穩(wěn)定性；②判斷物質(zhì)反應(yīng)的先后順序，即左上方的一種氧化劑可氧化它右下方的還原性微粒．若有多種，則優(yōu)先氧化較右下方的微粒；③選擇合適的氧化劑或還原劑，如要氧化Fe2+

而Br－不被氧化，則可選擇Br2；④判斷氧化性微粒、還原性微粒能否共存。氧化還原反應(yīng)與離子反應(yīng)的綜合問題

氧化還原反應(yīng)與離子反應(yīng)的綜合問題

氧化還原反應(yīng)與離子反應(yīng)的綜合問題

課堂檢測2．現(xiàn)有下列三個氧化還原反應(yīng)：①2FeCl3＋2KI=2FeCl2＋2KCl＋I