1.3.3氧化还原反应的基本规律及其应用 课件 2022-2023学年高一上学期化学人教版（2019）必修第一册

第三课时 氧化性、还原性强弱比较 氧化还原反应的基本规律及其应用 第一章、化学物质及其变化 第三节、氧化还原反应 化学组 秦文平 （一）根据方程式判断氧化还原性强弱 对于任何氧化还原反应，都满足下列规律： 氧化剂 + 还原剂 = 氧化剂的还原产物 + 还原剂的氧化产物 失电子、化合价升高、被氧化，发生氧化反应 得电子、化合价降低、被还原，发生还原反应 一、氧化性、还原性强弱的判断方法 物质（元素、离子）具有得到电子的性质或能力 物质（元素、离子）具有失去电子的性质或能力 氧 化 性 还 原 性： 氧化性： 还原性： 氧化剂 >氧化产物 还原剂 > 还原产物 练习： 【例1】根据下列三个方程式： I2+SO2+2H2O=H2SO4+2HI； 2FeCl2+Cl2=2FeCl3； 2FeCl3+2HI=2FeCl2+2HCl+I2 有关物质的还原性强弱顺序是（ ） A I->Fe2+>Cl->SO2 B Cl->Fe2+>SO2> I- C Fe2+>I->SO2 　D SO2>I->Fe2+>Cl- D 例2. 已知I-、Fe2+、和H2O2均有还原性，它们在酸性溶液中还原性强弱顺序为： H2O2 < Fe2+ < I- < SO2。 则下列反应不能发生的是（ ） A 2Fe3++SO2+2H2O=2Fe2+ +SO42-+4H+ B H2O2 +H2SO4=SO2+O2+2H2O C I2+SO2+2H2O=H2SO4+2HI D 2Fe3++2I-=2Fe2++I2 B SO2 >I- Fe2+>Cl- I- >Fe2+ SO2 >Fe2+ H2O2 >SO2 SO2 >I- I- >Fe2+ 失电子能力逐渐增强，还原性逐渐增强 其阳离子得电子能力逐渐增强，氧化性逐渐增强 （二）根据金属和非金属活动顺序表判断 K+ Ca2+ Na+ Mg2+ Al3+ Zn2+ Fe2+ Sn2+ Pb2+ (H+) Cu2+ Fe3+ Hg2+ Ag+ （2）根据非金属活动顺序判断 F2 Cl2 Br2 I2 S F- Cl- Br- I- S2- 氧化性逐渐减弱 还原性逐渐增强 （1）根据金属活动顺序表 K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au 金属单质的还原性随金属性增强而增强，其离子的氧化性相应减弱 非金属单质的氧化性随非金属性增强而增强，其离子的还原性相应减弱 （三）根据元素周期表判断 5 （四）根据元素化合价高低来判断氧化性强弱 一般地说，同种变价元素的几种物质，它们的氧化能力是由高价态到低价态逐渐减弱，还原能力则由高价态到低价态依次逐渐增强。 判断氧化性强弱： Fe3+与Fe2+； KMnO4与MnO2 还原性强弱：S2-、S与SO3 氧化性： Fe3+>Fe2+ KMnO4>MnO2 ； 还原性： S2->S>SO3 氯元素的化合价 +7   +5   +3   +1 0 -1 只有氧化性 兼有氧化性和还原性 只有还原性 兼有氧化性和还原性 兼有氧化性和还原性 兼有氧化性和还原性 特例： 氧化性：HClO> HClO2 > HClO3 > HClO4 高价氧化低价还，中间价态两边转 （五）根据与同一种物质反应的情况判断氧化性强弱 如：2Fe+3Cl2 = 2FeCl3 Fe+S = FeS 又如： MnO2＋4HCl（浓） = MnCl2＋Cl2↑＋2H2O 2KMnO4+16HCl(浓) = 2KCl+2MnCl2+5Cl2↑+8H2O △ Cl2能将Fe氧化至+3价，而S只能将Fe氧化为+2价， 故氧化能力Cl2＞S。 同是将浓盐酸氧化为Cl2，MnO2必须在加热条件下才能进行，而KMnO4在常温下即可进行，说明氧化能力KMnO4＞MnO2。 点燃 △ (1)物质的浓度越高，氧化性或还原性越强。 (2)温度越高，氧化性或还原性越强。 (3)酸性越强，氧化性越强；碱性越强，还原性越强。 （六）外界条件对某些物质氧化性或还原性强弱的影响 浓HNO3的氧化性强于稀HNO3；H2SO4（浓） > H2SO4(稀) C、CO、H2常温下不显还原性； KMnO4氧化性：酸性 > 中性 > 碱性 对于自发的氧化还原反应（除高温、电解条件等），总是强氧化性物质和强还原性物质反应生成弱氧化性物质和弱还原性物质。 氧化性：氧化剂＞氧化产物， 还原性：还原剂＞还原产物。 1、前强后弱规律 二、氧化还原反应的重要规律 氧化剂 + 还原剂 = 氧化剂的还原产物