1.3 氧化还原反应 第3课时 课件 -2025-2026学年高一上学期化学人教版必修第一册

该高中化学课件聚焦氧化还原反应规律，课堂导入通过呈现歧化、归中反应等四个典型方程式，引导学生分析氧化剂还原剂及反应差异，搭建从具体反应到抽象规律的学习支架，衔接守恒、价态归中、歧化等六大规律的系统学习。 其亮点在于以科学思维为核心，通过价态标注、电子转移分析（如KClO₃与HCl反应中氯元素价态变化）培养证据推理能力，结合FeI₂溶液中通Cl₂的反应先后等典型例题及课堂检测，落实化学观念。采用问题驱动与实例分析结合的教学方法，帮助学生深化规律理解，教师使用可提升教学针对性和效率。

氧化还原反应 1.3.3 氧化还原反应规律 课堂导入 探究分析：观察下列方程式，找出氧化剂和还原剂，并思考这些方程式有何区别？ 3S + 6NaOH 2Na2S + Na2SO3 + 3H2O 归中反应 歧化反应 注意：对于部分氧化还原反应，氧化剂(还原剂)中被还原(氧化)与未被还原(氧化)的比例，要依据化学方程式或得失电子数来确定，只有被还原(氧化)的那部分才作氧化剂(还原剂)。 MnO2+4HCl(浓) =  MnCl2+Cl2↑ + 2H2O H2S + H2SO4(浓) = S↓+ SO2↑+ 2H2O 1.守恒规律 一、氧化还原反应中的规律 化合价升高总数=化合价降低总数 还原剂失去电子总数=氧化剂得到电子总数=转移电子 质量守恒、电荷守恒 在反应中遵循： 2.“价态归中，互不交叉”规律 一、氧化还原反应中的规律 价态不交叉规律：同种元素的不同价态间发生氧化还原反应时，高价态和低价态变成它们相邻的中间价态。 KClO3 + 6HCl = KCl+3Cl2 ↑ + 3H2O +5 -1 -1 0 失去5×e- 最低价 最高价 中间价 最低价 最高价 中间价 中间价 得到5e-×1 2.“价态归中，互不交叉”规律 一、氧化还原反应中的规律 价态不交叉规律：同种元素的不同价态间发生氧化还原反应时，高价态和低价态变成它们相邻的中间价态。 H2S + H2SO4（浓）= S ↓+ SO2↑ + 2H2O -2 +6 0 +4 失去2e- 得2e- 最低价 最高价 中间价 中间价 最低价 最高价 中间价 中间价 即“只靠拢，不交叉”“就近变价” 一、氧化还原反应中的规律 3.价态歧化规律 歧化反应规律：“同一元素分两路”,同一反应物中同种元素原子的化合价既升高又降低。 Cl2 + 2NaOH= NaCl + NaClO + H2O 0 -1 +1 失去1×e- 得到1×e- +4 +5 +2 失去2×e- 得到1×2e- 歧化反应 一、氧化还原反应中的规律 4.价态规律 元素处于最高价态时，只有氧化性； 元素处于中间价态时，既有氧化性又有还原性； 元素处于最低价态时，只有还原性， 即“高价氧，低价还，中间价态两边转”。 析·典型范例 【例1】1，在反应 KClO3＋6HCl(浓)＝KCl＋3Cl2↑＋3H2O中，氧化产物与还原产物的质量之比为（ ） A.1:6 B.6:1 C.1:5 D.5:1 D 【例2】对反应：2H2S+SO2===3S +2H2O，被氧化的硫原子与被还原的硫原子的个数之比为（ ） A.1：1 B.2：1 C.3：1 D.1：2 B 例2. 已知在热的碱性溶液中，NaClO发生反应：3NaClO 2NaCl＋NaClO3。 在相同条件下NaClO2也能发生类似的反应，其最终产物是（　　） A. NaCl、NaClO B. NaCl、NaClO3 C. NaClO、NaClO3 D. NaClO3、NaClO4 解析：　NaClO2中氯元素的化合价为＋3价，发生歧化反应时氯元素的化合价降低（如：－1价）、同时氯元素的化合价升高（如：＋5价），B项符合题目要求，A、D两项不符合；因NaClO的氧化性强于NaClO2，不符合以强制弱规律，C项错误。 5.强弱规律 模 型 氧化剂 + 还原剂 = 还原产物 + 氧化产物 化合价降低，得电子，被还原，发生还原反应 化合价升高，失电子，被氧化，发生氧化反应 一、氧化还原反应中的规律 氧化性：氧化剂 > 氧化产物 还原性：还原剂 > 还原产物 较强还原性的还原剂跟较强氧化性的氧化剂反应，生成弱氧化性的氧化产物和弱还原性的还原产物。 （以强制弱） 析·典型范例 【例3】根据下列反应: H2SO3 + I2 + H2O == 2HI + H2SO4 2FeCl3 + 2HI == 2FeCl2 + 2HCl + I2 3FeCl2+4HNO3==2FeCl3 + NO↑+ 2H2O +Fe(NO3)3 判断有关物质还原性由强到弱的顺序是（ ） A.H2SO3＞ I- ＞Fe2+＞NO B. I- ＞Fe2+＞H2SO3＞ NO C.Fe2+＞I-＞H2SO3＞NO D. NO＞Fe2+＞H2SO3＞ I- A 一、氧化还原反应中的规律 6. 反应先后规律 （1）当一种氧化剂遇到几种还原剂，若均能反应，先跟还原性强的反应。 （2）当一种还原剂遇到几种氧化剂，若均能反应，先跟氧化性强的反应。 例如，已知还原性：I－＞Fe2＋＞Br－，当把氯气通入FeBr2溶液时，氯气首先氧化Fe2＋；把氯气通入FeI2溶液时，氯气首先氧化I－。 如：把铁、锌混合物投入硫酸铜溶液，先发生的反应是哪个？ 还原性：锌>铁，锌优先和硫酸铜反应 1、常见的氧化剂： O2、Cl2 KClO3、KMnO4、H2O2、MnO2、FeCl3、浓H2SO4、HNO3等。 2、常见的还原剂： a．活泼金属单质或某些非金属单质，如：K、Ca、Na、Mg、Al、Zn、Fe、Si、H2、C、S等。 b．变价元素处于低价态的化合物，如：HCl、H2S、NH3、CO、FeCl2等。 c．低价态的阳离子的化合物，如：Fe2+等。 氧化性：物质中某元素的电子的能力。 ①KMnO4>Cl2>Br2>Fe3+>I2>S ②Ag+>Fe3+>Cu2+>H+>Fe2+ 还原性：物质中某元素失去电子的能力，①K>Ca>Na>Mg>Al>Zn>Fe>(H)>Cu>Ag ②S2->SO32->I->Fe2+>Br->Cl- 二、氧化还原反应中的氧化性和还原性的判断 （1）根据金属活动顺序表 K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au 失电子能力逐渐减弱，还原性逐渐减弱 其阳离子得电子能力逐渐增强，氧化性逐渐增强 3、氧化性和还原性强弱比较 K+ Ca2+ Na+ Mg2+ Al3+ Zn2+ Fe2+ Sn2+ Pb2+ (H+) Cu2+ Hg2+ Ag+ Pt Au （2）根据非金属活动顺序判断 F2 Cl2 Br2 I2 S F- Cl- Br- I- S2- 氧化性逐渐减弱 还原性逐渐增强 （ 3）根据氧化还原产物判断 已知：Fe+S=FeS 2Fe+3Cl2=2FeCl3 氧化性：Cl2 > S （ 4）根据反应难易判断 不同的还原剂与同一氧化剂反应，反应越容易， 说明还原剂的还原性越强。 不同的氧化剂与同一还原剂反应，反应越容易， 说明氧化 剂的氧化性越强。 如Na、Mg与冷水反应，Na反应剧烈，Na还原性强。 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 如：MnO2 + 4HCl = MnCl2 + Cl2↑+ 2H2O 氧化性： MnO2 ＞ Cl2 反应物＞产物 还原性： HCl ＞ MnCl2 以强制弱 （5）根据反应进行的方向判断 1. 根据下列反应，判断氧化性强弱正确的是 （ ） （1）2H2S+O2===2S↓+2H2O （2）4NaI+O2+2H2O===4NaOH+2I2 （3）Na2S+I2===2NaI+S↓ A．O2＞I2＞S B． O2＞S＞I2 C．I2＞O2＞S D．S＞I2＞O2 O2＞S O2＞I2 I2＞S A 课堂检测 2、已知I－、Fe2＋、SO2、Cl－和H2O2均有还原性，它们在酸性溶液中还原性的强弱顺序为SO2>I－>Fe2＋>H2O2>Cl－，则下列反应不可能发生的是(　　) A．2Fe3＋＋SO2＋2H2O===2Fe2＋＋SO42－＋4H＋ B．I2＋SO2＋2H2O===H2SO4＋2HI C．2Fe2＋＋I2===2Fe3＋＋2I－ D．H2O2＋SO2===H2SO4 C 3. 已知Co2O3在酸性溶液中易被还原成Co2＋且Co2O3、Cl2、FeCl3、I2的氧化性依次减弱。下列叙述中，正确的是（　　） A. Cl2通入FeI2溶液中，可存在反应 3Cl2＋6FeI2 2FeCl3＋4FeI3 B. 每1 mol Co2O3在酸性溶液中被氧化生成Co2＋时转移2 mol e－ C. FeCl3溶液能使淀粉-KI试纸变蓝 D. I2具有较强的氧化性，可以将Co2＋氧化成Co2O3 C 5.回答下列问题： （1）按如图所示操作，充分反应后： ①I中发生反应的离子方程式为_______； ②II中铜丝上观察到的现象是_______； ③结合I、II实验现象可知Fe2+、Cu2+、Ag+的氧化性由强到弱的顺序为_______。 （2）某一反应体系中有反应物和生成物共5种物质：S、H2S、 HNO3、NO、H2O。该反应体系中的还原产物是_______。 （3）将Cl2通入HBr溶液中，发生反应Cl2+2Br-=2Cl-+Br2，而将少量 Cl2通入FeBr2的溶液中，反应的离子方程式为2Fe2++Cl2=2Fe3++2Cl-，这个事实说明具有还原性的粒子的还原性强弱顺序为_______。 Fe+Cu2+=Fe2++Cu 红色铜丝上有银白色物质附着，同时溶液逐渐变为蓝色 Ag+＞Cu2+＞Fe2+ NO Fe2+＞Br-＞Cl- $