1.3.3氧化还原反应规律 课件 -2026-2027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 第三课时 氧化还原反应的基本规律及其应用 学习目标: 1.学会物质氧化性与还原性强弱的比较 2.掌握氧化还原反应的规律及其应用 氧化剂 + 还原剂 还原产物 + 氧化产物 化合价升高，失去电子，被氧化，发生氧化反应 化合价降低，得到电子，被还原，发生还原反应 口诀： 知识回顾： 升失氧化还原剂得到氧产 降得还原氧化剂得到还产 通过上节课学习我们知道氧化剂和氧化产物都具有氧化性。还原剂和还原产物都具有还原性 一、物质氧化性和还原性的比较 氧化性：物质得电子的性质（或能力） 还原性：物质失电子的性质（或能力） 出发点 练习：比较钠和铝的还原性大小 物质的氧化性或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。 Na - e- ==Na+，Al - 3e- ==Al3+， Al失去电子的数目较多，但Na比Al的还原性比铝强。 一、物质氧化性和还原性的比较 氧化性：氧化剂>氧化产物； 还原性：还原剂>还原产物。 在同一个氧化还原反应中 例1：已知反应2BrO3-+Cl2=Br2+2ClO3- 5Cl2+ I2 ＋6H2O=2HIO3+10HCl ClO3-＋ 5Cl- ＋6H+=3Cl2＋3H2O 下列微粒氧化性强弱顺序如何排列 ：HIO3，Cl2，ClO3-， BrO3- BrO3-> ClO3- >Cl2>HIO3 1.根据化学方程式判断 （1）金属单质越活泼，其还原性越强；非金属单质越活泼，其氧化性越强。 （2）“单强离弱”-金属单质还原性越强，其阳离子的氧化性越弱； 非金属单质的氧化性越强，其阴离子的还原性越弱。 (2)根据元素的活动性顺序判断:单强离弱 (3)根据变价元素被氧化或被还原的程度判断: 2Fe+3Cl2==2FeCl3, Fe+S=FeS 氧化性： 点燃 △ Cu + 2Fe3+ = Cu2+ + 2Fe2+ 3Zn + 2Fe3+ = 3Zn2+ + 2Fe 还原性： Zn ＞ Cu 还原剂被不同氧化剂氧化时，元素化合价升得越高，说明氧化剂的氧化性越强 氧化剂被不同还原剂还原时，元素化合价降得越低，说明还原剂的还原性越强。 Cl2 > S （4）根据反应条件（难易程度）判断： 　　①反应条件不同 当不同的氧化剂(还原剂)与同一种还原剂(氧化剂)反应时，条件越简单，反应就越容易发生，氧化性(或还原性)越强。 △ 3Cu+8HNO3(稀)=3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O Cu+4HNO3(浓)==Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O 例如：4HCl（浓）＋MnO2＝MnCl2＋Cl2↑＋2H2O　 16HCl＋2KMnO4＝2KCl＋2MnCl2＋5Cl2↑＋8H2O O2 + 4HCl(浓) 2Cl2＋2H2O　 可知氧化性：KMnO4＞MnO2＞O2 ②物质的浓度越高，氧化性或还原性越强：浓硝酸，浓硫酸 浓硝酸将NO氧化为NO2 ③溶液的酸碱性，酸性越强氧化性越强；碱性越强还原性越强 中性碱性环境中 不显氧化性，酸性环境中 显强氧化性； 氧化性：KMnO4（酸性）>KMnO4（中性）>KMnO4（碱性） 10KI＋2KMnO₄＋16HCl＝5I₂＋2MnCl2+12KCl＋8H₂O KMnO4+6KI+4H2O=8KOH+2MnO2↓+3I2 2KMnO4+KI+2KOH=K2MnO4+KIO+H2O 二、氧化还原反应的规律 1.强弱律 应用：物质间氧化性（或还原性）强弱的比较 或判断氧化剂和有还原性的物质在一定条件下能否发生 氧化性：氧化剂＞氧化产物 还原性：还原剂＞还原产物 同一反应中 D 常见氧化剂还原剂的比较 氧化性： MnO4- >Cl2 >Br2 >Fe3+>I2>S 还原性: S2- > SO32- >I- >Fe2+ > Br- > Cl- A．I->Fe2+>Cl->SO2 B．Cl->Fe2+>SO2>I- C．Fe2+>I->Cl->SO2 D．SO2>I->Fe2+>Cl- 根据下列反应的化学方程式，判断有关物质的还原性强弱顺序是 I2+SO2+2H2O= 4H++SO42-+2I-； 2Fe2++Cl2 = 2Fe3++2Cl-； 2Fe3++2I-=2Fe2++I2 （1）高低规律 ①处于最高价态的元素 → 只有 性； ②处于最低价态的元素 → 只有 性； ③处于中间价态的元素 → 性。 氧化 还原 既有氧化性又有还原 2.价态规律 应用：判断物质的氧化性、还原性。 ：高价氧化，低价还，中间价态两边转 注意：只判断氧化性、还原性的有无，不能判断性质强弱！ 高氯酸的氧化性小于次氯酸（HClO4<HClO） 【例题】：FeO42-、Fe2+、H+、S、S2-、I- 只有氧化性的是 , 只有还原性的是 , 既有氧化性,又有还原性的 。 FeO42- 、H+ S2-、I- Fe2+、S 13 ②归中规律：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“只靠近不交叉”“就近变价”。 如： H2S+H2SO4(浓）=S +SO2 +2H2O 失去2e- 得到2e- H2S+H2SO4(浓）=S +SO2 +2H2O 失去6e- 得到6e- -2 0 +2 +4 +6 KClO3+6HCl(浓）=KCl+3Cl2+3H2O 失去5Xe- 得到5e- 失去6Xe- KClO3+6HCl(浓）=KCl+3Cl2+3H2O 得到6e- -1 0 +1 +3 +5 +7 -1 0 +1 +3 +5 +7 例：浓硫酸与SO2能发生反应吗？Why? Fe3+与Fe2+可以反应吗？ -2 0 +4 +6 ③ 反应物中同种元素相邻价态之间不发生反应。 处于相邻价态故不反应 ④歧化规律：中间价态→高价态＋低价态 同种元素的中间价态发生氧化还原反应，生成该元素的高价态物质和低价态物质，即中间价态→高价态＋低价态。如： S+6KOH=K2SO3+2K2S+3H2O 失去4e- 得到2X2e- 应用：判断同种元素不同价态物质间能否发生氧化还原反应 3.难易律（反应先后顺序） 性质相差越大越容易反应 已知：还原性I－>Fe2＋>Br－ 把少量氯气通入FeI2溶液时，氯气首先氧化 再氧化 当把少量氯气通入FeBr2溶液时；氯气首先氧化 再氧化 在含有Fe3＋、Cu2＋、H＋的溶液中加入铁粉 已知：氧化性Fe3＋>Cu2＋>H＋ 铁粉先与 反应，然后再依次与 反应 Fe3＋ Cu2＋、H＋ Fe2＋ 应用：判断物质的氧化性、还原性强弱或判断反应的先后顺序 Br－ I－ Fe2＋ (1)同一氧化剂与多种还原剂混合，若均能反应，还原性强的先被氧化。 (2)同一还原剂与多种氧化剂混合，若均能反应，氧化性强的先被还原。 应用： 氧化还原反应方程式的配平； 有关得失电子数目及相关量之间的计算。 4.守恒律 氧化还原反应中，原子得失电子总数相等，元素化合价升降总数相等. 二、氧化还原反应的规律 化合价升高总数 失电子总数 得电子总数 化合价降低总数 转移电子总数 D 4.守恒律 +6 1. 在酸性条件下，可发生反应：ClO3-+2M3++4H2O=-M2O7n -+Cl-+8H+ M2O7n –中M的化合价是 2. 关于反应8NH3+6NO2=7N2+12H2O,下列说法正确的是（ ） A.NH3中的H被氧化 B.NO2在反应中失去电子 C.还原剂与氧化剂的分子数之比为3：4 D.氧化产物与还原产物的质量之比为4：3 三、氧化还原型离子共存问题 溶液中常见的具有强氧化性和还原性的微粒： 强氧化性： Fe3+、NO3-(H+)、MnO4-(H+)、ClO-等 强还原性： I-、S2-、HS-、Fe2+ 、SO32- 等 具有强氧化性的微粒与具有强还原性的微粒会因为发生氧化还原反应而不能大量共存。 2Fe3+ +2S2-=2Fe2++S 2Fe3+ +2I-=2Fe2++I2 2Fe3+ +HS-=2Fe2++S MnO4-+5Fe2++8H+=Mn2++5Fe3++4H2O 水溶液中能大量共存的一组离子是（ ） A.Na+、Cl-、MnO4-、H+ B. Fe3+、 I-、K+、Na+ C. Cl-、 HCO3-、H+、Na+ D. SO42-、 Cl-、K+、Na+ D (1)氧化剂得电子被氧化为还原产物(　　　) (2)还原剂失电子被氧化为氧化产物(　　) (3)元素处于最高化合价时一定具有强氧化性(　　) (4)碘化氢中碘为最低价，碘化氢中的碘元素只具 有还原性(　　) (5)在同一反应中，氧化剂和还原剂不可能是 同一物质(　　) (6)某物质在氧化还原反应中是氧化产物，则必然 有另一物质是还原产物(　　) 判断正误 ✔ ✔ × × × × 2FeCl2+Cl2 = 2FeCl3 Cl2＋2NaOH＝NaCl＋NaClO＋H2O 例：（1）向含相同物质的量浓度的S2－、I－、Br－溶液中，缓慢通入氯气，反应先后顺序： ； （2）向含等物质的量浓度的Fe3＋、Cu2＋、H＋、Ag＋溶液中，缓慢加入足量的铁粉，反应先后顺序为 。 S2－、I－、Br－ Ag＋、Fe3＋、Cu2＋、H＋ 3．向NaCl、NaBr、KI的混合溶液中通入一定量的Cl2后，若所得溶液中含有Br2，则溶液中一定不含（ ） A．Cl2 B．Cl- C．Br- D．I- D　 $