2.3氧化剂与还原剂 第3课时 课件2024-2025学年高一上学期化学鲁科版（2019）必修第一册

氧化还原反应第三课时 复习：氧化还原反应的基本概念 1、氧化还原反应的概念： （1）实质：有电子的转移（得失或偏移） （2）特征：有元素化合价升降 这是概念判断的根本依据 在反应中有元素化合价变化的化学反应 2．概念联系 氧化剂 氧化性 被还原 还原反应 还原产物 反应物 表现性质 变化过程 发生反应 所得产物 还原剂 还原性 被氧化 氧化反应 氧化产物 得电子 失电子 【巩固练习】 判断正误： ①氧化还原反应的实质是电子得失（ ） ②有单质参加的反应一定是氧化还原反应（ ） ③某元素得电子难,则它一定容易失去电子（ ） ④得电子的物质在反应中做氧化剂,反应中被还原（ ） ⑤金属阳离子在反应中一定被还原（ ） ⑥还原剂在反应中一定失去电子（ ） × √ × × × × ⑦具有氧化性的物质在化学反应中一定做氧化剂（ ） × ⑧一个氧化还原反应中，氧化剂和还原剂一定是两种不同的物质（ ） × 三、氧化还原反应的应用 问题思考： 1.写出实验室用氯酸钾或过氧化氢在催化剂作用下制取氧气的化学方程式，并分析元素化合价变化和电子转移情况. 2.如何预测物质可能具有还原性或氧化性？ 3.从氧化还原的角度分析过氧化氢（H2O2）有什么样的化学性质？ H2O2 既有氧化性又有还原性。 1. 研究物质的性质 证明H2O2具有还原性，需加入 剂，如 ；证明H2O2具有氧化性，需加入 剂，如 ； 实验内容 实验现象 实验结论 取少量5﹪H2O2溶液于试管中，加入几滴酸性KMnO4溶液 取少量5﹪H2O2溶液于试管中，加入几滴KI溶液，再加入几滴淀粉溶液 有气体生成，酸性KMnO4溶液紫色退去。 H2O2被氧化为O2，表现为还原性。 溶液变黄色，滴加淀粉溶液，溶液变蓝。 H2O2可将KI氧化为I2，表现为氧化性。 如何设计实验证明H2O2 既有氧化性又有还原性呢？ 氧化剂 KMnO4 还原剂 KI 归纳总结：探究物质具有还原性或氧化性的思路： 根据核心元素化合价预测物质具有还原性或氧化性，选择典型氧化剂或还原剂设计氧化还原反应，预测反应产物和现象，设计实验方案完成实验并收集证据，形成结论。 实验内容 实验现象 实验结论 取少量5﹪H2O2溶液于试管中，加入几滴酸性KMnO4溶液 取少量5﹪H2O2溶液于试管中，加入几滴KI溶液，再加入几滴淀粉溶液 有气体生成，酸性KMnO4溶液紫色退去。 H2O2被氧化为O2，表现为还原性。 溶液变黄色，滴加淀粉溶液，溶液变蓝。 H2O2可将KI氧化为I2，表现为氧化性。 如何根据实验写出反应的离子方程式呢？ 特别注意：KMnO4在溶液中被还原后以Mn2+形式稳定存在 1. 2MnO4- +5H2O2 +8H+=2Mn2++5O2↑+8H2O　 2. H2O2 + 2I－+ 2H+ = I2 + 2H2O 氧化还原反应离子方程式配平步骤： 得失电子守恒→两边电荷守恒→两边元素守恒 ①电子守恒： 一标：标出反应前后元素化合价的变化 二等：使升价和降价总数相等。 三配：先配变价元素，再配H、O之外的其他元素。 ②电荷守恒： 若溶液呈酸性，一般利用H+平衡电荷; 若溶液呈碱性，一般利用OH-平衡电荷; 不能出现前H+后OH-或前OH-后H+的情况. ③元素守恒：一般利用H2O平衡. 温馨提示： 配平化学方程式时，化学计量数“1”也必须填写在空格里，配平后划上等号“===” 1、全变先配反应物： KNO3+ FeCl2+ HCl== KCl+ FeCl3+ NO + H2O +5 +2 +3 +2 3 1 × 1 ×3 3 1 1 3 4 1 2 Cu+ HNO3(稀) — Cu(NO3)2+ NO + H2O 0 +2 +5 +2 2 3 ×3 ×2 8 3 2 3 4 2、部分变先配产物： +2 +4 +5 1 2 ×2 ×1 2 3、自变先配散的一边： NO2+ H2O == HNO3 + NO 1 3 1 4、离子方程式先电子守恒： NO3- + H+ + Fe2 + == Fe3++ NO + H2O +5 +2 +2 +3 3 1 × 1 ×3 1 3 1 3 再利用电荷守恒、元素守恒 4 2 MnO4- +　I- + H+ — Mn2+ + I2 + _________ +7 -1 H2O 0 +2 2 5 × 2 × 5 2 10 8 16 5 2 5、关于有缺项的方程式的配平： (缺项一般是H+、OH- 或 H2O) 先试着判断缺项，判断不出来就先配平有变价元素物质再判断 化学方程式： 化合价升降法 ＋ 原子守恒 离子方程式： 化合价升降法 ＋ 电荷守恒 ＋ 原子守恒 小结： 1、全变先配反应物： 2、部分变先配产物： 3、自变先配散的一边： 4、离子方程式先配反应物： 5、关于有缺项的方程式的配平： 2、重要规律 重要规律一 价态规律 元素处于最低价只有还原性，处于最高价只有氧化性，处于中间价既有氧化性又有还原性 【例题】下列物质中，只有氧化性、只有还原性，既有氧化性又有还原性的顺序排列的一组是( ) A．Fe3+、K、HCl B．Cl2、Na2O2、H2 C．NO2、Na、Br2 D．O2、SO2、H2O A 2025/2/2 20 物质氧化性、还原性强弱判断方法： 判断下列说法是否正确： 1．某物质中所含元素处于最高价，该物质一定具有强氧化性。 2．在氧化还原反应中，反应物失电子数越多，说明这种物质的还原性越强。 × × 注意：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。 （1） 根据反应方程式判断（最基本、最重要） 重要规律二 氧化性、还原性强弱规律 例：Fe＋H2SO4===FeSO4＋H2↑ 氧化性： > , 还原性： > . H2SO4 H2 FeSO4 Fe 氧化剂＋还原剂= 还原产物＋氧化产物； 氧化性：氧化剂 > 氧化产物； 还原性：还原剂 > 还原产物。 已知下列反应： Co2O3＋6HCl(浓)=2CoCl2＋Cl2↑＋3H2O　(Ⅰ)； 5Cl2＋I2＋6H2O=10HCl＋2HIO3　(Ⅱ), 下列说法正确的是(　　) A．反应(Ⅰ)中HCl是氧化剂 B．反应(Ⅱ)中Cl2发生氧化反应 C．还原性：CoCl2＞HCl＞I2 D．氧化性：Co2O3＞Cl2＞HIO3 D 针对性练习1： 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＋＋SO42－＋4H＋ B．H2O2＋H2SO4==SO2↑＋O2↑＋2H2O C．I2＋SO2＋2H2O==H2SO4＋2HI D．2Fe3＋＋H2O2==2Fe2＋＋O2↑＋2H＋ [针对训练2] B 针对性练习3. 根据以下几个反应： ①Cl2+2KI====2KCl+I2 ②2FeCl2+Cl2====2FeCl3 ③2FeCl3+2KI====2FeCl2+2KCl+I2 判断氧化性由强到弱的顺序是( ) A．Cl2＞I2＞Fe3+ B．Cl2＞Fe3+＞I2 C．Fe3+＞Cl2＞I2 D．Fe3+＞I2＞Cl2 B （2）根据活动性顺序进行判断 ①金属的活动性顺序 K>Ca> Na ……….（H）>Cu>Ag 金属单质的还原性： 离子的氧化性： K+<Ca2+< Na+……….H+<Cu2+<Ag+ ②非金属的活动性顺序 金属单质还原性越强，对应阳离子氧化性越弱； 例：在含等物质的量浓度的Ag+、Fe3+、Cu2+、Al3+等阳离子的溶液 中逐渐加入Zn粉，反应如下。 2Ag+ + Zn = 2Ag + Zn2+ 、 2Fe3+ + Zn = 2Fe2+ + Zn2+ Cu2+ + Zn = Cu + Zn2+ 、 Fe2+ + Zn = Fe+ Zn、 Al3++ Zn不反应 结论：氧化性强弱： Ag+ ﹥ Fe3+ ﹥ Cu2+ ﹥ Fe2+ ﹥ Al3+ （3）其它方法 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 氧化产物的价态高低 如：2Fe+3Cl2 2FeCl3 Fe+S FeS 可以判断氧化性Cl2＞S。 点燃 △ ③ 根据反应条件及剧烈程度 MnO2+4HCl(浓) ＝ MnCl2+Cl2↑+2H2O 2KMnO4+16HCl(浓)=2MnCl2+2KCl+5Cl2↑+8H2O ▲ 【例题】（已知还原性：I- > Fe2+ > Br- > Cl-） 将少量氯气通入FeBr2的离子方程式为：                                                  将少量氯气通入FeI2的离子方程式为：                                                  2Fe2+ +Cl2=  2Fe3+ + 2Cl- 2I- +Cl2=  I2 + 2Cl- 一种氧化剂同时和几种还原剂相遇时，还原性最强的优先反应；同理，一种还原剂同时和几种氧化剂相遇时，氧化性最强的优先反应。即：强强反应 重要规律三：反应先后规律 【小组合作】请用下列几组物质组成氧化还原方程式 H2S（氢硫酸）、SO2、H2SO4(浓)、S、H2O                                             H2S + H2SO4(浓) = SO2 + S + H2O 如： × √ 重要规律四、相邻价态转化规律 同种元素不同价态的物质之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”的规律，只能靠近而一定不会出现交叉现象，即“只靠拢，不交叉”原则。也叫：“归中规律” 【应用提高】请用下列几组物质组成氧化还原方程式 S、NO2 、H2O 、SO2、HNO3(浓)                                        S+ HNO3(浓) = NO2 + SO2 + H2O 讨论：KClO3+6HCl=KCl+3Cl2↑+3H2O 拓展： 1.画出双线桥指出氧化产物和还原产物 3.在反应中，HCl所起的作用是什么？ 2.氧化产物和还原产物的物质的量之比 重要规律五： ：守恒规律 对于一个完整的氧化还原反应， a.化合价升高总数与降低总数相等， b.失电子总数与得电子总数相等 关键：找准一个变价原子（或离子）得失电子数目（注意：化学式中粒子的个数） 应用：有关氧化还原反应的计算 n（e-） = n（变价原子） × 每个变价原子化合价变化值 【例题】用48 mL 0.1 mol/L的FeSO4溶液，恰好还原2.4×10－3 mol[RO(OH)2]＋离子，则R元素的最终价态为 (　　) A．＋2价 B．＋3价 C．＋4价 D．＋5价 B 等式： n得（e-） = n失（e-） 练习1：某温度下，将Cl2通入NaOH溶液中，反应得到NaCl、NaClO、 NaClO3的混合液、经测定ClO-与ClO3-的浓度之比为1 : 3，则Cl2与NaOH溶液反应时被还原的氯元素与被氧化的氯元素的物质的量之比为 ( ) A 21 : 5 B 11 : 3 C 3 : 1 D 4 : 1 D 分析：假设反应中生成 1 mol NaClO和3 mol NaClO3，则有 1×1 + 3 × 5 = 16 mol 电子发生转移，由电子守恒可知， 必有16 mol Cl原子被还原 ∵ n (还) / n (氧) = 16 / 1 + 3 = 4 : 1 练习2：一定条件下硝酸铵受热分解的未配平化学方程式为： NH4NO3 HNO3 + N2 + H2O，在反应中被氧化与被还原的氮 原子数之比为 ( ) A 5 : 3 B 5 : 4 C 1 : 1 D 3 : 5 A 练习3：R2O8n-离子在一定条件下可以把Mn2+离子氧化为MnO4－，若反应后R2O8n-离子变为RO42-离子。又知反应中氧化剂与还原剂的物质的量之比为5：2，则n的值是：（ ） A、1 B、2 C、3 D、4 B 方法二：电子守恒 5R2O8n- ------2 Mn2+ 方法一：化合价分析 $$