第一章物質(zhì)及其變化第三節(jié)氧化還原反應(yīng)第3課時(shí)

氧化還原反應(yīng)的規(guī)律及應(yīng)用習(xí)學(xué)目標(biāo)1.通過(guò)閱讀歸納、練習(xí)應(yīng)用，學(xué)會(huì)利用氧化性和還原性強(qiáng)弱判斷化學(xué)

反應(yīng)能否發(fā)生;2.能用氧化還原反應(yīng)的相關(guān)知識(shí)解釋生活中的一些化學(xué)現(xiàn)象。3.通過(guò)對(duì)氧化還原反應(yīng)的學(xué)習(xí)與研究，感受氧化還原反應(yīng)的價(jià)值。一、氧化還原反應(yīng)的價(jià)態(tài)規(guī)律A.元素處于最高價(jià)，只有氧化性（如Fe3+、KMnO4、H2SO4等）；B.元素處于最低價(jià)，只有還原性（如S2-、I-等）；C.元素處于中間價(jià)態(tài)，既有氧化性又有還原性。（如Fe2+、S等）(1)內(nèi)容：元素在物質(zhì)中所處的價(jià)態(tài)，決定該元素的氧化性或還原性，一般來(lái)說(shuō)，(2)應(yīng)用：預(yù)測(cè)物質(zhì)的氧化性和還原性。一、氧化還原反應(yīng)的價(jià)態(tài)規(guī)律(1)內(nèi)容：同種元素不同價(jià)態(tài)之間發(fā)生氧化還原反應(yīng)時(shí)，高價(jià)態(tài)＋低價(jià)態(tài)―→中間價(jià)態(tài)，即“只靠攏，不交叉”“就近變價(jià)”。(2)圖示表達(dá)如下：KClO3+6HCl=KCl+3Cl2↑+3H2O+5-1-10

得到5e-失去5×e-KClO3+6HCl=KCl+3Cl2↑+3H2O+5-1-10

失去6×e-得到6e--1+50-1+50×(3)應(yīng)用：同種元素的物質(zhì)間發(fā)生氧化還原反應(yīng)時(shí)，氧化產(chǎn)物、還原產(chǎn)物的判斷，電子轉(zhuǎn)移總數(shù)的計(jì)算。一、氧化還原反應(yīng)的價(jià)態(tài)規(guī)律(1)內(nèi)容：氧化還原反應(yīng)中，有原子化合價(jià)升高，必然有原子化合價(jià)降低。(2)應(yīng)用：①利用此規(guī)律可準(zhǔn)確確定氧化產(chǎn)物和還原產(chǎn)物；

②可判斷同種元素不同價(jià)態(tài)的原子間能否發(fā)生氧化還原反應(yīng)。元素的中間價(jià)態(tài)→該元素的高價(jià)化合物+該元素的低價(jià)化合物例如：Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O0-1+1得1e-失1e-二、氧化還原反應(yīng)的強(qiáng)弱規(guī)律

還原劑＋氧化劑

===氧化產(chǎn)物＋還原產(chǎn)物(強(qiáng)還原性)

(強(qiáng)氧化性)

(弱氧化性)

(弱還原性)還原性：還原劑>還原產(chǎn)物氧化性：氧化劑>氧化產(chǎn)物“強(qiáng)制弱”或“前強(qiáng)后弱”(1)內(nèi)容：(2)應(yīng)用：物質(zhì)間氧化性(或還原性)強(qiáng)弱的比較或判斷氧化劑(或還原劑)和有還原性(或氧化性)的物質(zhì)在一定條件下能否發(fā)生反應(yīng)。(3)注意：氧化性、還原性的強(qiáng)弱取決于物質(zhì)得失電子的難易程度而與得失電子數(shù)目的多少無(wú)關(guān)。典例精講例1：根據(jù)反應(yīng)式：(1)2Fe3++2I-——2Fe2++I2，(2)Br2+2Fe2+——2Fe3++2Br-，可判斷離子的還原性從強(qiáng)到弱的順序是()-

、Fe2+

、I--、Fe2+、Br--

、I-

、Fe2+2+

、I-

、Br-例2：已知X和Y是兩種單質(zhì)，它們之間的反應(yīng)是X+Y——X2++Y2-。(1)現(xiàn)有下列敘述：①X被氧化；②X是氧化劑；③Y2-

是還原產(chǎn)物；④X2+具有氧化性；⑤Y2-具有還原性；⑥Y單質(zhì)的氧化性比X2+的氧化性強(qiáng)。上述說(shuō)法中正確的是()A.①②③B.①②⑥C.①③④⑤⑥D(zhuǎn).①③④⑤BC三、氧化還原反應(yīng)的先后規(guī)律(1)內(nèi)容：同一氧化劑與多種還原劑混合時(shí)，還原性強(qiáng)的先被氧化；同一還原劑與多種氧化劑混合時(shí)，氧化性強(qiáng)的先被還原。(2)應(yīng)用：判斷物質(zhì)的氧化性、還原性強(qiáng)弱或判斷反應(yīng)的先后順序。例如：已知還原性：I－>Fe2＋>Br－，當(dāng)把氯氣通入FeBr2溶液時(shí)，因?yàn)檫€原性：Fe2＋>Br－，所以氯氣的量不足時(shí)首先氧化Fe2＋；把氯氣通入FeI2溶液時(shí)，因?yàn)檫€原性：I－>Fe2＋，所以氯氣的量不足時(shí)首先氧化I－。例如：在含有Fe3＋、Cu2＋、H＋的溶液中加入鐵粉，因?yàn)檠趸裕篎e3＋>Cu2＋>H＋，所以鐵粉先與Fe3＋反應(yīng)，然后再依次與Cu2＋、H＋反應(yīng)。典例精講例1：在含有Cu(NO3)2、Mg(NO3)2、AgNO3的溶液中加入適量鋅粉，首先置換出的是(

)A．Mg B．CuC．Ag D．H2C例2（

雙選）：已知I－、Fe2＋、SO2、Cl－和H2O2均有還原性，它們?cè)谒嵝匀芤褐羞€原性的強(qiáng)弱順序?yàn)镃l－<Fe2＋<H2O2<I－<SO2，則下列反應(yīng)中不能發(fā)生的是(

)A．2Fe3＋＋SO2＋2H2O===2Fe2＋＋SO42-＋4H＋B．I2＋SO2＋2H2O===H2SO4＋2HIC．H2O2＋H2SO4===SO2↑＋O2↑＋2H2OD．2Fe2＋＋I(xiàn)2===2Fe3＋＋2I－CD四、氧化還原反應(yīng)的守恒規(guī)律(1)內(nèi)容：氧化還原反應(yīng)中，化合價(jià)有升必有降，電子有得必有失。對(duì)于一個(gè)完整的氧化還原反應(yīng)，化合價(jià)升高總數(shù)與降低總數(shù)相等，失電子總數(shù)與得電子總教相等，即有關(guān)系式：(2)應(yīng)用：氧化還原反應(yīng)方程式的配平，氧化還原反應(yīng)的相關(guān)計(jì)算。元素化合價(jià)降低的總數(shù)＝元素化合價(jià)升高的總數(shù)還原劑失電子的總數(shù)＝氧化劑得電子的總數(shù)五、氧化還原反應(yīng)方程式的配平（1）得失電子守恒：氧化劑和還原劑得失電子總數(shù)相等，化合價(jià)升高總數(shù)＝化合價(jià)降低總數(shù)。（2）質(zhì)量守恒：反應(yīng)前后原子的種類和個(gè)數(shù)不變。（3）電荷守恒：離子反應(yīng)前后，陰、陽(yáng)離子所帶電荷總數(shù)相等。五、氧化還原反應(yīng)方程式的配平（1）標(biāo)價(jià)態(tài)：寫(xiě)出反應(yīng)物和生成物的化學(xué)式，標(biāo)出發(fā)生氧化反應(yīng)和還原反應(yīng)的元素的化合價(jià)。（2）列變化：列出元素得失電子數(shù)(元素的化合價(jià)的變化)；（3）求總數(shù)：通過(guò)求最小公倍數(shù)使化合價(jià)升降總數(shù)相等。（4）配系數(shù)：用觀察法配平其他物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量數(shù)。（5）查守恒：檢查電荷是否守恒，原子個(gè)數(shù)是否守恒，配平后，把單線改成等號(hào)，標(biāo)注反應(yīng)條件。五、氧化還原反應(yīng)方程式的配平（1）正向配平法：氧化劑、還原劑中某元素化合價(jià)全變的，一般從左邊反應(yīng)物著手配平。

NH3+O2——NO+H2O催化劑-3+20

-2-252×24546×4×5——練習(xí)：H2S+O2—SO2+H2O

點(diǎn)燃23==22五、氧化還原反應(yīng)方程式的配平（2）逆向配平法：自身氧化還原反應(yīng)(包括分解、歧化)一般從右邊著手配平。

S+KOH——K2S+K2SO3+H2O0+4-2423623×2——Cl2＋__NaOH=__NaCl＋__NaClO3＋__H2O36513練習(xí)：五、氧化還原反應(yīng)方程式的配平（3）整體配平法：以有兩種元素化合價(jià)升高或降低的物質(zhì)為著手點(diǎn)，將化合價(jià)升降總數(shù)做為一個(gè)整體，再用一般方法進(jìn)行配平。配平得

3Cu2S＋22HNO3=6Cu(NO3)2＋10NO↑＋3H2SO4＋8H2O五、氧化還原反應(yīng)方程式的配平（4）缺項(xiàng)配平法：

①先配氧化劑、還原劑及還原產(chǎn)物與氧化產(chǎn)物；

②再根據(jù)質(zhì)量守恒、電荷守恒確定所缺的物質(zhì)的化學(xué)式（分子或離子）；

③最后觀察配平其他物質(zhì)系數(shù)。

Cr2O72-+Fe2++（）→Cr3++Fe3++H2O

6

2

6

+6+2+3+3

14H+

7缺項(xiàng)配平的補(bǔ)項(xiàng)原則條件補(bǔ)項(xiàng)原則酸性條件缺H或多O補(bǔ)H＋，少O補(bǔ)H2O堿性條件

缺H或多O補(bǔ)H2O，少O補(bǔ)OH－（1）補(bǔ)項(xiàng)原則：（2）組合方式：反應(yīng)物生成物使用條件H＋H2O酸性溶液組合二H2OH＋酸性溶液或酸堿性未知組合三OH－H2O堿性溶液組合四H2OOH－堿性溶液或酸堿性未知五、氧化還原反應(yīng)方程式的計(jì)算(1)氧化劑獲得電子總數(shù)等于還原劑失去電子總數(shù)，即得失電子守恒。(2)氧化劑中元素降價(jià)總數(shù)等于還原劑中元素升價(jià)總數(shù)，即化合價(jià)升降守恒。(1)找出氧化劑、還原劑及對(duì)應(yīng)的還原產(chǎn)物、氧化產(chǎn)物。(2)標(biāo)準(zhǔn)確變價(jià)元素的化合價(jià)。(3)找準(zhǔn)每個(gè)氧化劑、還原劑中變價(jià)的原子個(gè)數(shù)。(4)列出等式并計(jì)算：N(氧化劑)×變價(jià)原子個(gè)數(shù)×|化合價(jià)變化值|＝N(還原劑)×變價(jià)原子個(gè)數(shù)×|化合價(jià)變化值|。典例精講例：Na2Sx在堿性溶液中可被NaClO氧化為Na2SO4，而NaClO被還原為NaCl，若反應(yīng)中Na2Sx與NaClO的個(gè)數(shù)之比為1∶16，則x的值為(

)A．2

B．3

C．4

D．5得關(guān)系式1×（6x+2）＝16×2↑（6