1.3.5氧化还原反应基本规律 课件 2025-2026学年高一上学期化学人教版必修第一册

第一章第三节 氧化还原反应 第5课时 氧化还原反应规律 【情景导入】 燃料的燃烧 光合作用 钢铁的锈蚀 食物的腐败 有的反应是有益于人类活动的 有的反应对人类活动是有害的 氧化还原反应是一类重要的化学反应类型，广泛存在于日常的生产生活中。 如果我们能够掌握氧化还原反应的变化规律就有可能做到趋利避害，使之更好的为社会的发展服务。 【提出问题】氧化还原反应有些什么规律呢？ 1.守恒规律 (1)化合价升降守恒 化合价升高总数=化合价降低总数。 氧化还原反应规律 应用：氧化还原反应配平 方法：配平与化学方程式一致，只是检查时应注意质量守恒和电荷守恒 【例1】配平下列氧化还原反应的离子方程式 Cr2O72- + Cl- + = Cr3+ + Cl2↑+ H2O MnO4- + I- + H+ = Mn2+ + IO3- + H2O 【变式1】Na2S在碱性溶液中与NaClO反应，NaClO 被还原为NaCl，若反应中Na2S与NaClO的个数之比为1∶4，则反应后硫元素的化合价为（ ） A.+2　　　　　　 B.+6 C.+4 D.0 B 1 6 14H+ 2 3 7 6 5 18 6 5 9 缺项：一般为酸性补H+/碱性补 OH-和H2O 2.强弱规律 氧化还原反应发生规律可用如下式子表示： 氧化剂＋还原剂 还原产物＋氧化产物 降 得 还 升 失 氧 氧化性：氧化剂>氧化产物 还原性：还原剂>还原产物 简记：“强制弱” 氧化还原反应规律 氧化性强 氧化性弱 还原性强 还原性弱 应用：物质间强弱比较，判断反应是否合理 常温下，发生下列反应： ①16H＋＋10Cl－＋ 2MnO4- === 2Mn2＋＋5Cl2↑＋8H2O ②2Fe2＋＋Br2=== 2Fe3＋＋2Br－ ③2Br－＋Cl2 === Br2＋2Cl－ 根据上述反应，可得知相关微粒氧化性由强到弱的顺序是_______________________。 MnO4- > Cl2 > Br2 > Fe3＋ 氧化还原反应规律 2.强弱规律 单质 还原性强 氧化性强 容易得电子 容易失电子 不容易得电子 根据金属性的活动性顺序比较 离子 氧化性弱 Fe3+ 还原性弱 不容易失电子 Fe2+ 氧化还原反应规律 (1)根据元素活动顺序判断 2.强弱规律 非金属元素活泼性越弱，非金属单质氧化性越弱，对应阴离子的还原性越强 F-＜ Cl-＜ Br-＜ Fe2+＜ I-＜ S2- 还原性： F2 > Cl2 > Br2 >Fe3+> I2 > S 氧化性： 根据非金属的活动性顺序比较 氧化还原反应规律 (1)根据元素活动顺序判断 氧化性与还原性强弱的比较方法： （1）根据氧化还原反应方程式比较——以强制弱 根据金属活动性顺序进行判断 K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au 金属性逐渐减弱，失电子能力逐渐减弱，还原性逐渐减弱 K+ Ca2+ Na+ Mg2+ Al3+ Zn2+ Fe2+ Sn2+ Pb2+ (H+) Cu2+ Hg+ Ag+ 得电子能力逐渐增强，氧化性逐渐增强 （2）根据物质活动性顺序进行总结单质和离子的氧还性的关系？ 根据非金属活动性顺序进行判断 F2 Cl2 Br2 I2 S 得电子能力逐渐减弱，氧化性逐渐减弱 F- Cl- Br- I- S2- 失电子能力逐渐增强，还原性逐渐增强 单 性 强 相 离 反 弱 ！ 强弱规律小结 练习1：根据下列反应方程式比较（填：“>”“<”） ①2KMnO4＋16HCl(浓)=== 2KCl＋2MnCl2＋5Cl2↑＋8H2O ②MnO2＋4HCl(浓) MnCl2＋Cl2↑＋2H2O 判断氧化性： KMnO4 MnO2 > 条件越简单，性质越强 2.强弱规律 (2)根据反应条件判断 氧化还原反应规律 练习2：根据实验描述比较金属与水反应（填：“>”“<”） Na与冷水剧烈反应，Mg与水加热才能反应，Al与水加热下很难反应 判断还原性：Na Mg Al > > 练习2：根据下列反应方程式比较（填：“>”“<”） ①2Fe＋3Cl2 2FeCl3 ②Fe＋S FeS 判断氧化性： Cl2 S +3 +2 > 同一还原剂相同条件下，被不同氧化剂氧化的变价越大，氧化剂氧化性越强 2.强弱规律 (3)根据氧化产物价态高低判断 氧化还原反应规律 0 0 注意：氧化性、还原性强弱 只与该元素得失电子难易有关， 而与电子得失数目多少无关。 ①Cu+4HNO3(浓)=Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O ②3Cu+8HNO3(稀) =3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O 判断氧化性： HNO3(浓) HNO3(稀) 【变式1】根据下列反应方程式比较（填：“>”“<”） > (4)浓酸性质大于稀酸 (5)根据外界影响因素比较 氧化性： NO3_ (H＋) —— NO3_ (OH_) > 温度：温度升高，某些物质的氧化性或还原性增强。 氧化性：浓硫酸（热）＞ 浓硫酸（冷） 还原性：浓盐酸（热）＞ 浓盐酸（冷） 酸碱性：同一物质，所处的环境酸（或碱）性越强，其氧化（或还原性）越强。 2.强弱规律 氧化还原反应规律 3.先后规律 氧化还原反应规律 (1)同一氧化剂与多种还原剂混合，还原性强的先被氧化 【变式2】已知还原性顺序：I->Fe2+>Br-，Cl2通入FeBr2和FeI2混合溶液发生反应 反应顺序依次为： Cl2+2I-=I2+2Cl- Cl2+2Fe2+-=2Fe3++2Cl- Cl2+2Br-=Br2+2Cl- 竞争反应，谁强谁优先 (2)同一还原剂与多种氧化剂混合，氧化性强的先被还原 同理： 应用：物质间强弱比较，判断反应的先后顺序 例：在含有Fe3+、Cu2+、H+的溶液中加入铁粉，氧化性：Fe3+>Cu2+>H+， 所以铁粉先与Fe3+反应，然后再依次与Cu2+、H+反应。 氧化还原反应规律 4.价态规律 (1)高低规律 元素价态 ①最高价：只有氧化性 ③最低价：只有还原性 ②中间价：既有氧化性又有还原性 练习：下列物质中的氮元素只能体现氧化性的是（ ） A．NH3 B．NO C．NO2 D．HNO3 D 氧化还原反应规律 4.价态规律 注意：化合价“只靠拢，不交叉”；“就近变价” (2)归中规律：高价+低价→中间价 【例题】已知 H2S 与浓硫酸反应的方程式如下，请画出双线桥。 H2S + H2SO4 (浓) == S↓ + SO2↑ + 2H2O H2S + H2SO4(浓) = S↓ + SO2↑+ 2H2O -2 +6 0 +4 -2 0 +4 +6 × 得到 2e- 失去 2e- 氧化还原反应规律 4.价态规律 一般多价态的S、Cl、N、P元素均可发生歧化反应 (2)歧化规律：中间价→高价+低价 练习1：亚硫酸钠（Na2SO3）在反应中既可作氧化剂，又可作还原 剂。当它作氧化剂时，理论上可能被还原成的是（ ） ①H2SO4 ②S ③Na2S ④Na2SO4 ⑤H2SO3 ⑥Na2S2O3 A．①④ B．①②③ C．①⑤⑥ D．②③⑥ D 练习2：用双向桥法表示下列反应中电子转移方向和数目 -1 +1 +1 0 失1e 得1e- Cl2 + 2NaOH= NaCl + NaClO + H2O 0 -1 +1 失去1e- 得到1e- $