1.3.4氧化还原反应四大规律 课件 2023-2024学年高一上学期化学人教版（2019）必修第一册

人教版必修第一册 第一章 物质及其变化 第三节 氧化还原反应 第4课时 氧化还原反应的基本规律 规律一 守恒规律(四大守恒) 1. 得电子总数=失电子总数=转移电子总数，即得失电子守恒。 2. 化合价降低总数=化合价升高总数=电子转移总数，即化合价升降守恒。 3. 反应前后各元素种类不变，各元素原子的数目不变，即质量守恒。 4. 在有离子参加的氧化还原反应中，反应前后离子所带电荷总数相等，即电荷守恒。 在KI和KIO3混合溶液中加入稀硫酸，发生反应，生成碘、硫酸钾和水。此反应中被氧化的KI与被还原的KIO3的个数比是 A．5∶1 B．2∶1 C．1∶3 D．1∶5 解析： KI 失去1e－ I2 KIO3 得到5e－ I2 N(KI) × 1 N(KIO3) × 5 ＝ KI中碘被氧化，KIO3中碘被还原 N(KI) ∶ N(KIO3) ＝ 5∶1 应用 找物质 1 2 3 定得失 列关系 氧化剂→还原产物 还原剂→氧化产物 确定1个粒子得失电子数 化合价变化值×变价原子个数 三步曲 N(氧化剂)×1个粒子得电子数 N(还原剂)×1个粒子失电子数 应用 规律二 价态规律 高低规律 最高价态只有氧化性，最低价态只有还原性，中间价态既有氧化性又有还原性。 2. 同种元素价态转化规律 a．歧化反应规律 “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，如：Cl2＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2O。 b．价态归中规律 含不同价态的同种元素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”。 c．只靠近不交叉规律 同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”。 例如，不同价态硫之间可以发生的氧化还原反应是 注：⑤中不会出现H2S转化为SO2而H2SO4转化为S的情况。 7 d. 邻位不反应 同种元素相邻价态间不会发生氧化还原反应。 口诀 高价氧化低价还，中间价态两具全， 中间变两边，两边变中间， 价态从不交叉变，相邻价态不氧还 规律三 强弱规律 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。 氧化性：氧化剂＞氧化产物；还原性：还原剂＞还原产物 像Fe、FeCl2、FeCl3和H2S、S、SO2这样的物质，一般来说，元素化合价高的氧化性强、还原性弱；元素化合价低的氧化性弱、还原性强。 1．根据元素的化合价判断 2.根据氧化还原反应方程式判断（在同一反应中比较） 1.(2022·玉溪澄江一中高一开学考)根据反应O2＋2H2S===2S↓＋2H2O，Na2S＋I2===2NaI＋S↓，4NaI＋O2＋2H2SO4===2I2＋2Na2SO4＋2H2O。判断下列物质的氧化性强弱，正确的是(　　) A.O2＞I2＞S B.H2S＞NaI＞H2O C.S＞I2＞O2 D.H2O＞NaI＞H2S A 解析　在氧化还原反应中，氧化性：氧化剂＞氧化产物，在反应O2＋2H2S===2S↓＋2H2O中，氧化性：O2＞S；在反应Na2S＋I2===2NaI＋S↓中，氧化性：I2＞S；在反应4NaI＋O2＋2H2SO4===2I2＋2Na2SO4＋2H2O中，氧化性：O2＞I2，因此，氧化性：O2＞I2＞S。 2.已知常温下，在溶液中发生如下反应： D K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au K+ Ca2+ Na+ Mg2+ Al3+ Zn2+ Fe2+ Sn2+ Pb2+ (H +) Cu2+ Hg2+ Ag+ 金属活泼性依次减弱 单质的还原性依次减弱 金属 Na-e-=Na+ Al-3e-=Al3+ 氧化性和还原性的强弱关系和得失电子的数目无关，只与物质得失电子的能力有关 阳离子的氧化性逐渐增强 Fe + Cu2+ = Fe2+ + Cu 氧化性：Fe2+<Cu2+ F Cl Br I S F- Cl- Br- I- S2- 单质的氧化性依次减弱 非金属 阴离子的还原性依次增强 还原性：Fe>Cu 3．根据单质活动性顺序判断 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。 氧化性：KMnO4(酸性)>KMnO4