1.3.2 氧化剂和还原剂 课件-2025-2026学年高一上学期化学人教版必修第一册

第3节 第2课时 氧化剂和还原剂 第一章 物质及其变化 回顾旧知 1.化合价降低，（ ）电子，被（ ），发生的是（ ）反应。 2.化合价升高，（ ）电子，被（ ），发生的是（ ）反应。 3.氧化还原反应的本质：（ ）。 特征是：（ ） 4. 置换反应（ )氧化还原反应。 5.有单质参加的（ ）反应、 有单质生成的（ ）反应一定是氧化还原反应。 思考：阅读课本，将下列知识写在课本上。 (1)氧化剂-（ ）性（氧化别人,还原自己）-（ ）反应- 化合价（ ）-（ ）电子。 (2)还原剂-( )性 (还原别人，氧化自己)-（ ）反应- 化合价（ ）-（ ）电子。 1、氧化剂、还原剂概念以及性质 快速记忆方法： （1）氧化剂具有氧化性，（氧化别人，还原自己） 故自身发生的是（ ）反应，化合价（ ），（ ）电子。 （2）还原剂具有还原性，（还原别人，氧化自己） 故自身发生的是（ ）反应，化合价（ ），（ ）电子。 还原 降低 得到 氧化 升高 失去 氧化剂-还原反应-化合价降低-得到电子 还原剂-氧化反应-化合价升高-失去电子 2、指出氧化剂与氧化产物、还原剂与还原产物 +3 0 0 +3 氧化剂 还原剂 还原产物 氧化产物 氧化剂-还原反应-化合价降低-得到电子- 还原剂-氧化反应-化合价升高-失去电子- 氧化反应:物质所含元素化合价升高的反应 氧化产物： 还原反应:物质所含元素化合价降低的反应 还原产物： 物质所含元素化合价升高的产物 物质所含元素化合价降低的产物 还原产物 氧化产物 思考：根据强酸制弱酸（强酸酸性>弱酸酸性）， 类比推理氧化剂和氧化产物（具有氧化性）、 还原剂和还原产物（还原性）的氧化性、还原性的强弱。 氧化性：氧化剂>氧化产物 还原性：还原剂>还原产物 3、常见氧化剂与还原剂 1.常见氧化剂:（氧化性，还原反应，化合价降低，得电子。） ①典型的非金属单质，如： F2、O2、Cl2、Br2 ②有变价元素的高价态化合物或离子，KMnO4、浓H2SO4、HNO3 ③金属阳离子，如：Fe3+、Cu2+ 2.常见的还原剂（还原性，氧化反应，化合价升高，失电子） ①典型的金属单质，如：K、Ca、Na、Mg、Al、Zn、Fe ②某些非金属单质及其化合物，如：H2、C、CO 、S ③有变价元素的最低价态化合物或离子，如： S2－、I－、Fe2+、Br- 4、如何判断氧化性、还原性的强弱 方法1：找出反应中的氧化剂和氧化产物、还原剂和还原产物 氧化性：氧化剂>氧化产物 还原性：还原剂>还原产物 氧化剂 氧化产物 还原剂 还原产物 氧化性：Fe3+>I2 氧化剂 还原剂 还原产物 氧化产物 氧化性：Br2>Fe3+ 氧化性：Br2>Fe3+>I2 4、如何判断氧化性、还原性的强弱 方法2：比较反应条件 1.比较下列MnO2、KMnO4的氧化性强弱 氧化性： KMnO4 > MnO2 +4 -1 +2 0 +7 -1 +2 0 4、如何判断氧化性、还原性的强弱 方法3：根据氧化产物的价态高低 Fe: 0→+3 Fe: 0→+2 1.比较Cl2和S的氧化性强弱 氧化性：Cl2>S 4、如何判断氧化性、还原性的强弱 方法4：根据元素的化合价 最高价： 最低价： 中间价： 只具有氧化性（不能再失去电子） 只具有还原性（不能再得到电子） 既有氧化性，又有还原性（能得电子，又能失电子） 1.Fe元素共有三种化合价，分别为+3/+2/0,离子可写成Fe3+/Fe2+/Fe. 思考：Fe3+具有还原性么？Fe还具有氧化性么？ 当Fe3+发生氧化还原反应时，因为Fe3+已处于最高价态，不会再失去电子，所以只会（ ）电子，发生（ ）反应，是（ ）剂，具有（ ）性，故Fe3+指在发生氧化还原时，只有（ ）性。 得到 还原 氧化 氧化 氧化 注意：一般，同一元素的价态越高，氧化性越强； 价态越低，还原性越强。但也有例外：氧化性：HClO>HClO4 方法5：根据元素的活动性顺序比较 知识拓展：金属元素只有0价和正价。也就是说， 金属单质在发生氧化还原反应时，只会从（ ）价到（ ）价。 只能（ ）电子，发生的是（ ）（氧化/还原）反应，是（ ）剂，表现（ ）性。 失去 氧化 还原 还原 0 正 金属单质，还原性逐渐减弱（失去电子能力的难易程度） 金属阳离子，氧化性逐渐增强 比较反应剧烈程度 Zn+2HCl=ZnCl2+H2 Fe+2HCl=FeCl2+H2 还原性:Zn>Fe 判断： 镁、铝和盐酸反应时，镁失两个电子，铝失三个电子，所以镁还原性>铝。 4、如何判断氧化性、还原性的强弱 方法6：当一种氧化剂+多种还原剂时， 氧化剂先和还原性强的还原剂发生反应。 例：把Cl2通入FeBr2溶液中时， Cl2首先将Fe2+氧化为Fe3+， 然后将Br -氧化为Br2。 请比较Fe2+和Br - 的还原性。 还原性：Fe2+>Br - F2 Cl2 Br2 I2 S 对应阴离子还原性逐渐增强 F- Cl- Br- I- S2- 单质氧化性逐渐减弱 性质 发生 反应类型 化合价 如何变化 对应产物 氧化性还原性比较 氧化剂 还原剂 氧化性 还原反应 化合价 降低 还原产物 还原性 氧化反应 化合价 升高 氧化产物 氧化性： 氧化剂>氧化产物 还原性： 还原剂>还原产物 课堂检测 1.在Fe2+、Fe3+、Al3+、H+、S、C、S2-、等 离子或原子中，只有还原性是： ， 只有的氧化性是 ， 既有氧化性又有还原性是 。 S2- Fe3+、Al3+、H+ Fe2+、S、C 2.判断对错： (1)某元素由化合态变为游离态（单质状态）时，一定被还原。 (2)同种元素高价态的氧化性一定大于低价态的氧化性。 (3)金属阳离子只能得到电子被还原，阴离子只能失去电子被氧化。 (4)在化学反应中，失电子数目越多，还原性越强。 (5)失去电子的物质是还原剂。 (6)做氧化剂的物质不能做还原剂。 氧化性：HClO>HClO4 课堂检测 3.亚硝酸(HNO2)参加反应时,既可作氧化剂,又可作还原剂, 当它作氧化剂时,可能生成的产物是（　　　） A NH3 B HNO3 C N2O5 D N2O3 A 4.下列变化需要加入氧化剂的是 （ ） A、 Fe2O3 → Fe B、C → CO2 C、 Na2CO3 → CO2 D、KClO3 → O2 B 5、下列物质不能作为还原剂的是（　　） A H2S B Fe2+ C Fe3+ D SO2 C -3 +5 +5 +3 +4 课堂检测 6.先判断下列反应中的氧化剂、还原剂和氧化产物、还原产物： （1）3Cl2 + 6KOH = 5KCl + KClO3 + 3H2O 还原剂 氧化剂 氧化产物 还原产物 思考：作氧化剂的Cl2 与作还原剂的Cl2质量之比为_________。 5:1 0 -1 +5 7、在反应5NH4NO3 = 2HNO3 + 4N2↑+ 9H2O中， 发生氧化反应和发生还原反应的氮原子个数比是（ ） A、5 : 8 B、3 : 5 C、5 : 4 D、5 : 3 -3 +5 +5 0 反应前： 生成： 5个 -3的 N 2个+5的N 5个 +5的N 8个 0 的N 氧化剂-还原反应-化合价降低-得到电子-还原产物 还原剂-氧化反应-化合价升高-失去电子-氧化产物 反应前： 生成： 5个 -3的 N 3个 +5的N 8个 0 的N D 课堂检测 判断： 课堂检测 8. PbO2、KMnO4、Cl2、FeCl3、CuCl2氧化性依次减弱。下列反应在水溶液中不可能发生的是(　　)。 Fe3+ >Cu2+ 氧化剂-还原反应-化合价降低 还原剂-氧化反应-化合价升高 MnO4- >Cl2 Cl2>Fe3+ MnO4->PbO2 D 9.根据反应 8NH3+3Cl2=6NH4Cl+N2,回答下列问题。 (1)氧化剂为　　　 　,还原剂为　　　 　。  (2)反应中消耗8个NH3分子,转移电子数是　　　 　。  (3)氧化剂和氧化产物的质量之比： 。 课堂检测 氧化剂-还原反应-化合价降低 还原剂-氧化反应-化合价升高 -3 0 -3 -1 0 -3 0 -1 0 Cl2 NH3 6 得6 x e- 失 2 x 3e- 课堂检测 9.某一反应体系中有反应物和生成物共五种物质:O2、H2CrO4、Cr(OH)3、H2O、H2O2。 已知该反应中H2O2只发生如下过程:H2O2→O2。(1)该反应中的还原剂是　　　　。 (2)发生还原反应的是　　　　(写化学式，下同）→　 。 (3)写出该反应的化学方程式,并标出电子转移的方向和数目:　。 氧化剂-还原反应-化合价降低 还原剂-氧化反应-化合价升高 H2O2 （1）还原剂发生氧化反应，题中说：H2O2→O2 ，可知H2O2中O元素化合价升高，故还原剂是H2O2 （2）反应物和生成物共五种物质，题中已知， 反应物： H2O2 生成物：O2 其中O元素化合价升高 氧化还原反应中，有化合价升高，定有化合价降低。 还剩下三种物质： H2CrO4 Cr(OH)3 H2O 其中H2CrO4 中Cr元素+6, Cr(OH)3 中Cr元素+3， 因为化合价要降低，故H2CrO4 →Cr(OH)3 。 H2CrO4 Cr(OH)3 课堂检测 +4 +6 关于S：从3个+4 变成3个 +6， S失去3*2e-=6 关于R：从2 个+6变成2个 ， +6 因为得电子数=失电子数， 所以2个R得到电子数=3个S失电子数=6， 所以每个R得到3个电子，故化合价从+6变成+3. 课堂检测 +5 +3 -1 反应中Cl 得到6个电子， 得电子数=失电子数 所以2个M共失去6电子，每个M失去3电子。 所以 M从+3化合价变为+6。 思考：n的数值是多少？ $