第1章第7课 氧化还原反应的规律和应用 -【暑假起跑线】2023年初升高化学新教材预习学案（人教版2019必修第一册）

【暑假起跑线】2023年初升高化学新教材预习学案 第一章 物质及其变化 第三节 氧化还原反应 ( 课程学习目标 )第3课时 氧化还原反应的规律和应用 1.了解氧化性、还原性强弱的比较； 2.了解氧化还原反应的规律并能利用其解决问题。 3.掌握氧化还原反应方程式的配平方法； ( 学科核心素养 )4.能够根据给出信息，正确书写氧化还原反应方程式。 1．通过对“氧化还原反应”的学习，培养宏观辨识和微观探析的意识。 2．通过对“氧化还原反应特征”的学习，培养变化观念和平衡思想。 3．通过对“电子转移表示”的学习，培养模型认知的能力。 ( 新知预习 ) 一．对氧化性、还原性强弱的认识 1．氧化性指物质 的性质(或能力)； 还原性指物质 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 ，与 无关。 3．从元素的价态考虑： (1)最高价态——只有 如H2SO4中的S、KMnO4中的Mn等； (2)最低价态——只有 ，如金属单质、Cl－、S2－等； (3)中间价态——既有 ，又有 ，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： (2)还原性强弱： 【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。 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 ； F－、Cl－、Br－、I－、S2－，由左至右，阴离子的还原性逐渐 。 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 。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 。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 。 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 。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 (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 2.强弱规律 根据氧化还原反应反应原理： (1)氧化性强弱： (2)还原性强弱： 依据物质氧化性或还原性的强弱，也能判断一个氧化还原反应是否符合反应原理，能否自发进行。 【例题4】已知I－、Fe2＋、SO2和H2O2均有还原性，它们在酸性溶液中还原性的强弱顺序为： Fe2＋＜H2O2＜I－＜SO2，则下列反应不能发生的是 （ ） A．2Fe3＋＋SO2＋2H2O===2Fe2＋＋SO＋4H＋ B．I2＋SO2＋2H2O===H2SO4＋2HI C．H2O2＋H2SO4===SO2↑＋O2↑＋2H2O D．2Fe3＋＋H2O2===2Fe2＋＋O2↑＋2H＋ 3.先后