1.3.3 氧化还原反应的规律及应用-2020-2021学年高一化学同步课堂帮帮帮（人教版2019必修第一册）

第一章 物质及其变化 第三节 氧化还原反应 第3课时 氧化还原反应的规律及应用 一．对氧化性、还原性强弱的认识 1．氧化性指物质 得电子 的性质(或能力)； 还原性指物质 失电子 的性质(或能力)。 2．虽然：Na－e－===Na＋，Al－3e－===Al3＋，但是还原性：Na > Al 原因：根据金属活动性顺序，Na比Al活泼，因为Na更易失去电子，所以Na比Al的还原性强。 氧化性、还原性的强弱取决于 物质得、失电子的难易程度 ，与 得、失电子数目的多少 无关。 3．从元素的价态考虑： (1)最高价态——只有 氧化性 如H2SO4中的S、KMnO4中的Mn等； (2)最低价态——只有 还原性 ，如金属单质、Cl－、S2－等； (3)中间价态——既有 氧化性 ，又有 还原性 ，如Fe2＋、S、Cl2等。 二．氧化性、还原性强弱的比较方法 1．依据氧化还原反应原理判断 (1)氧化性强弱： 氧化剂>氧化产物 (2)还原性强弱： 还原剂>还原产物 【例题1】 反应①　H2SO3＋I2＋H2O===2HI＋H2SO4 反应②　2FeCl3＋2HI===2FeCl2＋I2＋2HCl 请判断：H2SO3、I－、Fe2＋三者还原性的强弱；Fe3＋、I2、H2SO4三者氧化性的强弱。 【答案】还原性：H2SO3>I－>Fe2＋；氧化性：Fe3＋>I2>H2SO4。 【解析】根据氧化还原反应原理判断 则：　　　　　　　 还原剂的还原性　　　　　氧化剂的氧化性 由反应①可知 H2SO3>I－ I2>H2SO4 由反应②可知 I－>Fe2＋ Fe3＋>I2 2．依据元素活动性顺序判断 (1)金属越活泼，其单质的还原性越强，对应阳离子的氧化性逐渐减弱。 (2)非金属越活泼，其单质氧化性越强，对应阴离子的还原性越弱。 F2、 Cl2、Br2、I2、S F－、Cl－、Br－、I－、S2－ 由左至右，非金属单质的氧化性逐渐 减弱 ； F－、Cl－、Br－、I－、S2－，由左至右，阴离子的还原性逐渐 增强 。 3．依据产物中元素价态的高低判断 (1)相同条件下，不同氧化剂作用于同一种还原剂，氧化产物价态高的其氧化性 强 。例如： (2)相同条件下，不同还原剂作用于同一种氧化剂，还原产物价态低的其还原性 强 。例如： 4．依据影响因素判断 (1)浓度：同一种物质，浓度越大，氧化性(或还原性)越 强 。 如氧化性：浓H2SO4>稀H2SO4，浓HNO3>稀HNO3；还原性：浓HCl>稀HCl。 (2)温度：同一种物质，温度越高其氧化性越 强 。如热的浓硫酸的氧化性比冷的浓硫酸的氧化性强。 (3)酸碱性：同一种物质，所处环境酸(碱)性越强其氧化(还原)性越强。 如氧化性：KMnO4(酸性)>KMnO4(中性)>KMnO4(碱性)。 三．氧化还原反应的规律 1.价态规律 (1)价态归中规律 含同种元素但价态不同的物质间发生氧化还原反应时，该元素价态的变化一定遵循 “高价＋低价 中间价”，而不会出现交叉现象。简记为“两相靠，不相交”。称为价态归中反应。 例如：不同价态硫之间可以发生的氧化还原反应是下图中的①②③④。 【注意】　不会出现⑤中H2S转化为SO2，而H2SO4转化为S的情况，出现了交叉。 【例题2】 请标注出下列反应中元素的化合价，用双线桥分析氧化还原反应。 H2S + H2SO4(浓) = S↓ + SO2↑+ 2H2O 【答案】H2S + H2SO4(浓) = S↓ + SO2↑+ 2H2O -2 0 +4 +6 -2 +6 0 +4 “两相靠，不相交” (2)歧化反应规律 物质所含元素能生成多种价态的产物时，发生的氧化还原反应称为歧化反应。 “中间价 高价＋低价”。具有多种价态的元素(如氯、硫、氮和磷元素等)均可发生歧化反应。 【例题3】请标注出下列反应中元素的化合价，用双线桥分析氧化还原反应。 Cl2＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2O 【答案】 Cl2＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2O -1 0 +1 0 -1 +1 “从中间，向两端” 2.强弱规律 根据氧化还原反应反应原理： (1)氧化性强弱： 氧化剂>氧化产物 (2)还原性强弱： 还原剂>还原产物