2.3.3 氧化还原反应的配平和规律 课件 -2023-2024学年高一上学期化学鲁科版（2019）必修第一册

化学必修一 第二章元素与物质世界 第3节氧化还原反应 第3课时 氧化还原反应的配平和规律 核心素养发展目标 1.科学探究与创新意识：以H2O2为例，学会根据元素化合价预测并设计实验探究物质的氧化性或还原性。通过了解一些氧化还原反应在生产、生活中造成的危害,培养学生辩证地分析、理解事物的能力, 2.变化观念与平衡思想：了解氧化还原反应在物质转化和能量转化中的应用，能从元素价态变化的视角说明物质的转化路径，学会氯气的实验室制法。 3.通过对氧化还原反应在生产、生活中的广泛应用的学习,激发学习化学的兴趣,体现科学态度与社会责任的化学核心素养。 通过学习,体会化学与生产、生活、社会的密切关系,引导学生认识到科学技术可以促进社会的发展和进步,体现科学态度与社会责任的核心素养。 三、氧化还原反应的配平 1、配平原则 2、配平步骤 ①标化合价 ②列变化 ④配系数 ③求总数(最小公倍数) ⑤检查 　　C＋　　HNO3(浓) 　　NO2↑＋　　CO2↑＋　　H2O 示例1、碳和浓硫酸加热条件下反应生成二氧化硫、二氧化碳、水试写出反应方程式： 　　C+　　H2SO4(浓) 　　SO2↑+　　CO2↑+　　H2O  ①标化合价 ②列变化 ④配系数 ③求总数(最小公倍数) 0 ＋6 ＋4 ＋4 ↓2 ↑4 ×2 ×1 2 1 2 1 2 ↓1 ↑4 ×4 ×1 1 4 4 1 2 示例2、碳和浓硝加热条件下反应生成二氧化硫、二氧化碳、水试写出反应方程式： 0 ＋5 ＋4 ＋4 ⑤检查 ①标化合价 ②列变化 ④配系数 ③求总数(最小公倍数) ⑤检查 　　KIO3+　　KI+　　H2SO4＝　　K2SO4+　　I2+　　H2O  ＋5 －1 0 ↓5 ↑1 ×5 ×1 1 5 3 3 3 3 Cl2＋ NaOH＝ NaCl＋ NaClO＋ H2O 示例3、用碘化钾检验碘盐中的碘酸钾 示例4、金属铜和浓硝酸的反应 　　Cu＋　　HNO3(浓)＝ 　　Cu(NO3)2＋　　NO2↑＋　　H2O 示例5、用氢氧化钠溶液吸收多余的氯气，防止污染空气 0 ＋5 ＋2 ＋4 ↓1 ↑2 ×2 ×1 1 4 1 2 2 0 －1 ＋1 ↓1 ↑1 ×1 ×1 1 2 1 1 1 氧化还原反应中，得失电子总数相等，元素化合价升降总数相等，反应前后电荷总数相等(离子反应)。 三、氧化还原反应的规律 1．守恒规律 应用：氧化还原反应方程式的配平和相关计算。 关系式：还原剂失电子的总数＝氧化剂得电子的总数化合价降低的总数＝化合价升高的总数 示例6、对于反应 3 Cl2＋6 NaOH 5NaCl＋NaClO3＋3H2O，以下叙述正确的是(　　) A．Cl2是氧化剂，NaOH是还原剂 B．被氧化的Cl原子和被还原的Cl原子的个数之比为5∶1 C．Cl2既是氧化剂又是还原剂 D．每生成 1 mol氧化产物转移 6 mol 个电子 B 3 Cl2＋6 NaOH 5NaCl＋NaClO3＋3H2O 0 －1 ＋5 化合价升高，失5e－×1，发生氧化反应 化合价降低，得e－×5，发生还原反应 示例7、在酸性条件下 PbO2 与 Cr3＋反应，产物是Cr2O72－ 和Pb2＋，则与1.0 mol Cr3＋反应所需 PbO2 的物质的量为 A.3.0 mol B.1.5 mol C.1.0 mol D.0.75 mol PbO2 ＋ Cr3＋ ＋ H2O＝ Cr2O72－ ＋ Pb2＋＋ H＋ ＋4 ＋3 ＋6 ＋2 ↓2 ↑3 ×2 ×3 3 2 3 1 1 ×1 2 3 mol 2 mol 1 mol 1 mol 3 mol 2 mol 1.0 mol ？ 方法一：先配平，再计算。 方法二：还原剂失电子的总数＝氧化剂得电子的总数。 PbO2 Pb2＋ Cr2O72－ Cr3＋ 得2e－ 失3e－ ×1.5mol ×1.0 mol B 2.先后规律 多种氧化剂与一种还原剂相遇，氧化性强的首先得电子被还原； 应用：判断物质的稳定性和反应顺序。 多种还原剂与一种氧化剂相遇，还原性强的首先失电子被氧化。 示例8、在含有Cu(NO3)2、Mg(NO3)2和AgNO3的溶液中加入适量锌粉，首先置换出的是( ) A.Mg B.Cu C.Ag D.H2 C 氧化性：Ag＋>Cu2＋>H＋，故首先置换出Ag；在金属活动性顺序中，Zn排在Mg的后面，故不能置换出Mg。 示例9、已知三个氧化还原反应： ①2FeCl3＋2KI===2FeCl2＋2KCl＋I2 ②2FeCl2＋Cl2===2FeCl3 ③2KMnO4＋16HCl(浓)===2KCl＋2MnCl2＋8H2O＋5Cl2↑ 若某溶液中有Fe2＋、I－、Cl－共存,要将I－氧化除去而不氧化Fe2＋和Cl－，可加入的试剂是(　　) A．Cl2 B．KMnO4 C．FeCl3 D．HCl ＋3 －1 ＋2 0 ＋2 0 ＋3 －1 ＋7 －1 ＋2 0 还原性：I－＞Fe2＋＞Cl－ 氧化性：KMnO4＞Cl2 ＞FeCl3 C　 3.价态规律 同种元素不同价态之间发生氧化还原反应时，高价态＋低价态→中间价态，即“只靠拢，不交叉”，可总结为： 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。 ①归中规律 S2－→ S → SO2(SO32－) →SO3(SO42－) －2 0 ＋4 ＋6 S2－→ S→SO32－→SO42－ －2 0 ＋4 ＋6 × × × 同种元素的中间价态生成高价和低价，即中间价→高价＋低价。 ②歧化规律 应用：可判断氧化还原反应能否发生及反应产物。 S2－→ S→SO2(SO32－)→SO3(SO42－) －2 0 ＋4 ＋6 示例10、已知氯元素有－1、0、＋1、＋3、＋5、＋7价等多种常见化合价，氯气跟氢氧化钾溶液在一定条件下发生如下反应： (1)Cl2＋KOH―→KX＋KY＋H2O(未配平)。 (2)KX―→KY＋KZ(氯元素发生歧化反应，未配平)，KX、KY、KZ均是含氯元素的钾盐，Cl元素在①KX、②KY、③KZ中的价态由高到低的顺序是________(填序号)。 ③①② KY、KX、KZ KX、Cl2、KY KY、Cl2、KX、KZ －1 0 ＋n ＋m HNO 3 NO FeCl2 Fe(NO3)3 FeCl3 H2O + —→ + + + 。 4、某反应中存在以下物质FeCl3、Fe(NO3)3、FeCl2 、HNO 3、NO、H2O，写出反应的反应物和生成物： + —→ + + + 。 ＋3 ＋3 ＋5 ＋2 ＋5 ＋2 随堂训练 ＋5 ＋2 ＋3 ＋3 ＋2 ↓3 ↑1 ×3 ×1 4 3 2 1 1 2 FeCl3、Fe(NO3)3、FeCl2 、HNO 3、NO、H2O HNO 3 FeCl2 Fe(NO3)3 FeCl3 NO H2O 5、(2021湖南怀化高一期中)已知:① Br2 ＋ 2Fe2＋ ＝ 2Fe3＋＋2Br－ ， ② Cl2 ＋2Br－＝ Br2 ＋ 2Cl－。下列说法错误的是(　　) A. 向 FeBr2 溶液滴入少量新制氯水，Br－先被氧化 B. 向 FeBr2 溶液滴入少量新制氯水，Fe2＋先被氧化 C. 2Fe Cl2 ＋ Cl2 ＝ 2Fe Cl3 反应能发生 D. 氧化性：Cl2>Br2>Fe3＋ A 0 ＋2 ＋3 －1 0 －1 0 －1 ＋2 －1 0 ＋3 －1 还原性：I－＞Fe2＋＞Br－＞Cl－ 6、将SO2气体与足量Fe2(SO4)3溶液完全反应后,再加入K2Cr2O7溶液,发生如下两个离子反应: SO2＋2 Fe3＋＋2 H2O ＝ SO42－＋2 Fe2＋＋4 H＋； Cr2O72－＋ 6 Fe2＋ ＋ 14 H＋＝ 2 Cr3＋＋6 Fe3＋＋7 H2O 下列有关说法正确的是(　　) A.还原性:SO2 > Fe2＋ > Cr3＋ B.氧化性:Cr2O72－>SO42－>Fe3+ C.Cr2O72－能将Na2SO3还原成Na2SO4 D.两个反应中Fe2(SO4)3均为还原剂 A ＋4 ＋3 ＋6 ＋2 ＋6 ＋2 ＋3 ＋3 还原性：SO2＞Fe2＋＞Cr3＋ 氧化性：Cr2O72－＞Fe3＋＞SO42－ 四、氧化还原反应的应用 1、在研究物质性质中的应用 ⑴根据物质中所含元素化合价升或降的可能性，预测物质可能具有还原性或氧化性。 如果预测某物质具有氧化性，就需要寻找具有还原性的另一物质，通过实验检验两者能否发生氧化还原反应，以验证预测。相应地，如果预测某物质具有还原性，就需要寻找具有氧化性的另一物质，通过实验来验证预测是否正确。 ⑵研究物质氧化性或还原性的思路 过氧化氢(H2O2)氧化性及还原性的探究 活动•探究 实验用品： 5%H2O2溶液，酸性KMnO4溶液，KI溶液，淀粉溶液； 试管，胶头滴管。 性质预测 氧元素化合价为-1价，可升高到0价，具有_____ 氧元素化合价由-1价可降低到-2价，具有________ 选择试剂 __________________ _______、________ 实验操作     实验现象 实验结论 还原性 酸性高锰酸钾溶液 KI溶液 淀粉溶液 氧化性 取少量KI溶液于小试管中，滴入几滴淀粉溶液，再滴加5%的H2O2溶液。 取少量酸性KMnO4溶液小试管中，再滴加5%的H2O2溶液。 溶液由无色变为蓝色 溶液紫色变浅直至消失，有无色气泡生成 H2O2表现还原性，被氧化为氧气 H2O2表现氧化性， 被还原为水 ⑶过氧化氢的性质 ①物理性质:无色液体,易溶于水。 ②H2O2的氧化性和还原性。 2KI ＋ H2O2 ＋ H2SO4 ＝ 2H2O ＋ I2＋ K2SO4 2KMnO4＋5H2O2＋3H2SO4＝K2SO4＋2MnSO4＋5O2↑＋8H2O 与酸性KMnO4溶液反应,KMnO4溶液褪色,证明H2O2具有还原性; 与KI溶液反应证明H2O2具有氧化性,加入淀粉溶液,混合溶液变蓝。 H2O2在MnO2作用下分解生成O2和H2O。 2H2O2 2H2O ＋ H2SO4 在反应中，H2O2中氧元素化合价既升高，又降低，故H2O2表现氧化性和还原性。 1.医疗上常用3%的H2O2溶液作为消毒杀菌剂，利用H2O2的什么性质？ 利用了H2O2的强氧化性,可杀死细菌病毒 2、为什么说H2O2是“绿色氧化剂”呢? H2O2中氧元素的化合价为-1价,化合价可以升高也可以降低,作为氧化剂,其还原产物是水,对环境或体系不会造成污染,所以H2O2是“绿色氧化剂”。 思考： 2、实现物质转化与获得能量 ⑴在能量转化中的应用 ⑵在物质转化的应用 ①冶炼金属 本质：金属阳离子得电子被还原生成金属单质，Mn＋＋ne－＝M。 金属的冶炼方法：决定于单质的还原性(阳离子的氧化性)的强弱。 金属活泼性与冶炼方法的关系如下： ②金属冶炼方法a.电解法原理：利用外加电源提供电子，使金属元素的化合价降低，从而获得金属单质。例如：2Al2O3(熔融) 4Al＋3O2↑。 b.热还原法原理：以C、CO等物质为还原剂，在加热条件下将金属氧化物还原为金属单质。例如：Fe2O3＋3CO 2Fe＋3CO2。 c.金属置换法 原理：利用置换反应，以活泼金属为还原剂，将目标金属从其盐溶液中还原出来。 例如：CuSO4＋Fe===FeSO4＋Cu。 d.热分解法 原理：在加热条件下，物质自身发生氧化还原反应，将金属还原出来。 例如：2HgO 2Hg＋O2↑。 e.Au等极不活泼金属，自然界中主要是单质——物理方法 ①该反应中,氧化剂为MnO2,还原剂为HCl,HCl体现了还原性 性。 ②氧化剂还可以用：KMnO4、KClO3 、NaClO 、Ca(ClO)2。均不需要加热， 例如：2KMnO4＋16HCl(浓)＝2KCl＋2MnCl2＋5Cl2↑＋8H2O。 生活中，用84消毒液消毒后，又用洁厕灵清洗卫生间，易发生中毒事件，反应的化学方程式为: ⑶ 实验室制取氯气 影响氧化性、还原性的外界条件： a.温度越高，性质越强(用于比较强弱)； b. 氧化物、含氧酸根的氧化性,随c(H+)增大而增强。 MnO2＋4HCl(浓) MnCl2＋Cl2↑＋2H2O MnO2＋2Cl-＋ 4H+ Mn2+ ＋Cl2↑＋2H2O 制备原理： NaClO＋2HCl ＝ NaCl ＋ Cl2↑ ＋2H2O 。 仪器装置(制气—除杂—干燥—收集或反应—尾气处理) 气体实验中常用干燥剂： 分液漏斗 圆底烧瓶 NaOH溶液 酸性 中性 碱性 浓硫酸 P2O5 CaCl2、硅胶(硅酸颗粒) 碱石灰(NaOH、CaO的混合物) 洗气瓶 固态干燥剂——使用干燥管、U形管 (4)验满方法： a.将湿润的淀粉碘化钾试纸靠近集气瓶瓶口,若试纸变蓝,则已集满。 b.将湿润的蓝色石蕊试纸靠近集气瓶口,若试纸先变红后褪色,则已集满。 (6)利用氯气进行其他物质的制备时,要考虑考虑所制物质的性质，对装置进一步改造。 (5)尾气吸收：用NaOH溶液(效果优于石灰水)吸收,反应的离子方程式为2OH-＋Cl2===Cl-＋ClO-＋H2O,氯气表现出了氧化性、还原性性质。 (3)收集方法：(干燥)向上排空气法； (纯净)排饱和食盐水法。 $$