1.3.3 氧化还原反应的基本规律与应用 课件 2024-2025学年高一上学期化学人教版（2019）必修第一册

第一章 物质及其变化 第二节 氧化还原反应 第三课时 氧化还原反应的基本规律与应用 学习目标: 1.掌握氧化还原反应一些常见的规律，如价态转化规律、反应先后规律、电子得失守恒规律。 例如：H2S + H2SO4(浓)＝S↓+SO2↑+2H2O 失2e-，被氧化 得2e-，被还原 学习任务一、价态转化规律 (1)“价态归中”规律——不交叉原则 含有不同价态的同种元素物质间发生氧化还原反应时,该元素的价态变化一定遵循“高价+低价→中间价”,即“价态相邻能共存,价态相间能归中,归中价态不交叉,价升价降只靠拢”。 归中反应：2H2S + SO2 ＝3S↓+2H2O 失2×2e- 得4e- KClO3 + 6HCl =KCl+ 3Cl2↑ + 3H2O 得5e- 失e- 1.用双线桥法分别分析下列反应的有两种电子得失情况，请判断哪一种正确？ KClO3 + 6HCl =KCl+ 3Cl2↑ + 3H2O 得6e- 失e- 正确 错误 课堂练习 (2)”歧化反应”规律： 同一元素发生氧化还原反应生成不同价态的物质时,该元素的价态变化一定遵循“中间价态→高价态+低价态”,不会出现“一边倒”的现象,即生成物中该元素的价态不能都比反应物中该元素价态高,或都比反应物中该元素价态低。 歧化反应：Cl2 + 2NaOH ＝NaCl+NaClO+H2O 0 -1 +1 得e- 失e- 3Cl2 + 6NaOH（浓） ＝5NaCl+NaClO3+3H2O 加热 得5×e- 失5e- 0 -1 +5 3S+ 6NaOH ＝2Na2S+Na2SO3+3H2O 3NO2+ H2O ＝NO+2HNO3 4P+ 3KOH +3H2O＝3KHPO4+PH3↑ 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“。 失2e- 得2e- 0 -2 +4 +4 +2 +5 0 +5 -3 2Na2O2 + 2H2O =4NaOH+ O2↑ 2.用双线桥法分析下列氧化还原反应，标出电子得失与数目 学习任务二、反应先后顺序规律 同一氧化剂同时与几种不同还原剂反应，当还原剂的浓度差别不大时，总是先与还原性强的反应，然后再与弱的反应。 例如：将少量的氯气通人到含较多量的S2－、I－的溶液中，请写出离子反应方程式。 常见离子还原性大小：S2－>SO32－>I－>Fe2+>Br－>Cl- 只通入少量氯气，则只发生反应：Cl2+S2－=2Cl－+S↓ , 不发生反应：Cl2+2I－=2Cl－+I2 。 分析：由于单质的氧化性顺序为：Cl2>I2>S，则阴离子的还原性顺序为：S2－>I－, 同理：同一还原剂同时与几种不同氧化剂反应时，总是氧化性强的物质先参与反应，然后再轮到氧化性弱的反应。 例如已知氧化性MnO4->Fe3+，如果在少量的NaI溶液中同时加入酸性KMnO4与FeCl3溶液，写出发生反应的离子方程式。 常见物质氧化性大小：MnO4->Cl2>Br2>Fe3+>I2>S 分析：KMnO4与FeCl3的氧化性都大于I2，因此酸性KMnO4与FeCl3溶液都能与I－反应。 现只有少量的NaI，因此只有强氧化性的才能反应。 2MnO4-+16H++10I－ = 2Mn2++ 5I2+8H2O 例1 当溶液中X2O72-与SO32-数目之比为1：3时正好完全发生氧化还原反应,元素X在还原产物中的化合价为 (　 ) 　 　　　　　 A.+1价 B.+2价 C.+3价 D.+4价 学习任务三、得失电子守恒规律 在氧化还原反应中，氧化剂得电子总数等于还原剂失电子总数，此规律常用于氧化还原反应的计算或配平。 得电子总数=氧化剂总数×发生反应的原子数×每个原子得电子的数目 失电子总数=还原剂总数×发生反应的原子数×每个原子失电子的数目 C 强氧化剂: X2O72- 得电子 还原剂：亚硫酸根离子(SO32-) 失电子 价态升高 SO42- 还原剂失电子总数=3×1× (6-4) 氧化剂得电子总数=1×2× (6-a) 练习3：某强氧化剂XO（OH）2＋被亚硫酸钠(Na2SO3)还原到较低价态，如果还原0.24个XO(OH)2＋离子到较低价态，需用含0.6个SO32-离子的溶液，那么X元素最终价态为 . 0价 强氧化剂: XO（OH）2＋ 得电子 X +5 +a 氧化剂得电子总数=0.24×1×(5-a) 还原剂：亚硫酸钠(Na2SO3) 失电子 价态升高 Na2SO4 还原剂失电子总数=0.6×1×(6-4) 0.24×1×(5-a)=0.6×1×(6-4) 则a=0价 课堂练习2 练习5：分子个数为12的 Na2SO3溶液恰好与分子个数为3的K2R2O7溶液反应，则R在还原产物中的化合价为 。 +2价 练习4.实验室将NaClO3和Na2SO3按分子个数比为2∶1倒入烧瓶中，同时滴入适量硫酸，并用水浴加热，产生棕黄色的气体X，此时Na2SO3转化为Na2SO4，反应后测得NaClO3和Na2SO3恰好完全反应，则X为 （　　　） A . Cl2 B. Cl2O C. ClO2 D. Cl2O3 C 2×(5-a)×1=1×(6-4)×1 则a=+4价 12×(6-4)×1=2×(6-a)×3 则a=+2价 课堂练习 得失电子守恒的应用——氧化还原反应方程式的配平 1.配平氧化还原反应方程式的三原则： a.质量守恒：反应前后原子的种类与数目保持不变。 b.电荷守恒：离子反应前后，阴、阳离子所带电荷总数相等。 c.电子守恒：氧化剂与还原剂得失电子总数相等。 2.配平氧化还原反应方程式的“五步骤”： ①列变价：例出反应前后变价元素的化合价。 ②列得失：根据化合价的变化值，标出变价元素得失电子数。 ③求总数：通过求最小公倍数使得失电子的总数相等。 ④配系数：确定氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物的系数，再通过观察法确定其他物质的系数。 ⑤查守恒：检查方程两边的原子与电荷是否守恒 氧化还原反应配平例题讲解 五步骤：①列变价 ②列得失 ③求总数 （最小公倍数为30 ） ④配系数 ⑤查守恒 Al+ NaNO3+ H2O Al(OH)3+ N2↑+ NaAlO2 0 +5 +3 0 +3 得2×5e- 失2×3e- ×3 ×5 3 6 10 6 4 6 氧化还原反应配平练习 五步骤：①列变价②列得失③求总数④配系数⑤查守恒 练习1. NaClO + NaI —— NaIO3 + NaCl 练习2. KIO3 + KI + HCl —— KCl+ I2+ H2O 练习3.Mn2+、Bi3+、BiO3-、MnO4-、H+、H2O组成的一个氧化还原反应体系中,发生BiO3-→Bi3+的反应过程。 ①写出并配平止述发生的离子反应方程式： 。 ②该反应中,被氧化的元素是　　　　(填元素名称); 氧化剂是　　　　,氧化产物是　　　　。 ③反应中若产生2个还原产物,则有　　个电子发生转移。  Mn2+ + BiO3- + = Bi3++ MnO4-+ +2 +5 +3 +7 得2e- 失5e- ×5 ×2 5 5 2 2 14H+ 7H2O 锰 BiO3- MnO4- 4 缺项型氧化还原反应方程式的配平 缺项型氧化还原反应方程式的特点是某些反应物或生成物没有写出来,一般为水、酸(H+)或碱(OH-)。 其配平流程可表示为： ①找出变价元素：利用氧化还原反应方程式配平方法确定变价元素物质的化学计量数。 ②利用原子守恒确定缺项物质是水、酸(H+)还是碱(OH-)。 ③利用原子守恒和电荷守恒，确定缺项物质的计量数。 练习4 已知反应: Fe3++ClO-+X → FeO42－+Cl-+Y(未配平), 下列说法错误的是 (　 ) A. FeO42－是氧化产物 B. Fe3+、ClO-的化学计量数之比为3∶2 C. 配平后X是10OH- D. 每生成1个FeO42－就会有3个电子发生转移 Fe3++ ClO-+ X → FeO42－+ Cl-+ Y 失3e- 得2e- +3 +1 +6 -1 ×2 ×3 2 2 3 3 2Fe3++3ClO-+10OH-=2FeO42－+3Cl-+5H2O B Cl2+ I2+ = H++ Cl-+ IO3- 0 0 -1 +5 得2×e- 失2×5e- 5 10 2 H2O 6 12 缺项型氧化还原反应方程式的配平练习： ×5 ×1 ClO3-+ CrO2-+ = Cl-+ CrO42- + H2O +5 +3 -1 +6 得6e- 失3e- ×2 2 2 ×1 2OH- 课堂小结 一、氧化还原反应的基本规律与应用 1.价态转化规律 (1)“价态归中”规律 (2)”歧化反应”规律 2.反应先后顺序规律 3.得失电子守恒规律 利用氧化还原过程中同种元素价态转化过程不交叉原则来准确判断的氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物。 判断混合物质时发生氧化还原反应的先后顺序 氧化还原反应中的计算问题 氧化还原反应化学方程式的配平 $$