氧化還原反應的基本規(guī)律及其應用

1、.第3節(jié) 氧化還原反應導學案（第3課時）-氧化還原反應的基本規(guī)律及其應用【學習目標】知識與技能：1學習氧化還原反應的規(guī)律，理解氧化還原反應中的得失電子守恒。 過程與方法：通過對氧化還原反應規(guī)律的學習，練習歸納推理能力。情感態(tài)度與價值觀：通過對氧化還原反應規(guī)律的學習，增強科學的態(tài)度、探索精神?！緦W習重點】氧化還原反應的規(guī)律【新課導學】導入將Zn片加入Cu(NO3)2與AgNO3的混合溶液中，按反應的先后寫出離子方程式 。一、強弱律：在同一氧化還原反應中，氧化性：氧化劑氧化產(chǎn)物還原性：還原劑還原產(chǎn)物氧化劑的氧化性越強，則其對應的還原產(chǎn)物的還原性就越弱；還原劑的還原性越強，則其對應的氧化產(chǎn)物的氧化性

2、就越弱。二、優(yōu)先律：在濃度相差不大的溶液中，同時含有幾種還原劑時，若加入氧化劑，則它首先與溶液中還原性最強的還原劑作用；同理，同時含有幾種氧化劑時，若加入還原劑，則它首先與溶液中氧化性最強的氧化劑作用?！纠?】已知：Fe3+2I=2Fe2+I2 2Fe2+Br2=2Fe3+2Br 向含有1molFeI2和2molFeBr2的溶液中通入2molCl2，此時被氧化的離子及對應物質(zhì)的量分別是_ 。往FeBr2溶液中通入少量Cl2，哪種離子先被氧化？若改為FeI2呢？答案由于還原性IFe2Br，所以往FeBr2溶液中通入少量Cl2，首先被氧化的是Fe2；向FeI2溶液中通入少量Cl2，首先被氧化的是I

3、。三、價態(tài)律：同種元素具有多種價態(tài)時，一般處于最低價時只具有還原性，處于最高價時只具有氧化性，處于中間價時既具有氧化性又具有還原性。利用此規(guī)律可以幫助我們準確判斷物質(zhì)（微粒）可否作為氧化劑或還原劑；可否發(fā)生氧化還原反應?；蟽r2 046代表物H2SSSO2H2SO4(濃)性質(zhì)還原性既有氧化性又有還原性氧化性注意：元素處于最高價，只具有氧化性，但不一定氧化性最強。金屬元素無負價，F(xiàn)、O無正價?！纠?】下列微粒中：H、Cu2、Ag、Fe2、Fe3、Cl、S2、I、Na，其中只有氧化 性的是_；只有還原性的是_； 既有氧化性又有還原性的是_?！揪毩暋肯铝姓f法正確的是（ ）A含有最高價態(tài)元素的化合物一

4、定具有強氧化性B陽離子只有氧化性，陰離子只有還原性C元素原子在反應中失電子越多，還原性就越強D反應中同一反應物可能既可發(fā)生氧化反應又可發(fā)生還原反應四、轉(zhuǎn)化律：含同種元素不同價態(tài)的物質(zhì)間發(fā)生氧化還原反應時，化合價的變化遵循高價+低價中間價，即“只靠攏，不交叉”（價態(tài)歸中）；同種元素相鄰價態(tài)間不發(fā)生氧化還原反應，SO2與H2SO4(濃)之間，F(xiàn)e2+與Fe3+之間，由于無中間價態(tài)而不能發(fā)生氧化還原反應。（1） 歸中反應：KClO3 + 6HCl = KCl+ 3Cl2+ 3H2O（2） 歧化反應：Cl2 + H2O = HCl + HClO（3） 利用此規(guī)律可準確確定氧化產(chǎn)物和還原產(chǎn)物。（4） 【

5、例3】H2S+H2SO4(濃)S+SO2+2H2O如反應KClO36HCl(濃)=KCl3Cl23H2O中，轉(zhuǎn)移的電子數(shù)為5，而非6。KClO36HCl(濃)=KCl得6e3Cl失6e23H2O(錯誤)KClO36HCl(濃)=KCl得5e3Cl失5e23H2O(錯誤)3歧化反應規(guī)律思維模型“中間價高價低價”。具有多種價態(tài)的元素(如氯、硫、氮和磷元素等)均可發(fā)生歧化反應，如：Cl22NaOH=NaClNaClOH2O。深度思考1往FeBr2溶液中通入少量Cl2，哪種離子先被氧化？若改為FeI2呢？答案由于還原性IFe2Br，所以往FeBr2溶液中通入少量Cl2，首先被氧化的是Fe2；向FeI2

6、溶液中通入少量Cl2，首先被氧化的是I。2判斷正誤，正確的劃“”，錯誤的劃“”(1)向濃H2SO4中通入H2S氣體，1 mol濃硫酸轉(zhuǎn)移電子數(shù)可能是6NA，也可能是2NA()解析H2SO4(濃)3H2S=4S4H2OH2SO4(濃)H2S=SO2S2H2O前一反應中1 mol濃H2SO4轉(zhuǎn)移6NA電子，后一反應中轉(zhuǎn)移2NA電子。(2)1 mol Cl2與Ca(OH)2完全反應，轉(zhuǎn)移的電子數(shù)是2NA()解析Cl2 既是氧化劑又是還原劑，1 mol Cl2和Ca(OH)2反應，轉(zhuǎn)移電子數(shù)應為NA。同種元素不同價態(tài)該元素價態(tài)的變化一定遵循“高價+低價中間價”的規(guī)律。即同種元素不同價態(tài)間發(fā)生氧化還原反

7、應時，價態(tài)的變化“只靠攏，不交叉”。 例：2H2S+SO2=3S+2H2O,S元素的化合價從2價和4價歸中到0價。 “互不交叉”是指，若反應后生成多種中間價態(tài)的產(chǎn)物，則遵從鄰近變價，互不交叉的原則。 例：,S元素的化合價應從2價變化為0價，從6價變化為4價。而不能認為是從24價，60價。（5） 可判斷同種元素不同價態(tài)的原子間能否發(fā)生氧化還原反應。若有中間價態(tài)，則可能發(fā)生氧化還原反應，若無中間價態(tài)，則不能發(fā)生氧化還原反應。例：SO2與H2SO4(濃)之間，F(xiàn)e2+與Fe3+之間，由于無中間價態(tài)而不能發(fā)生氧化還原反應。五、守恒律：質(zhì)：質(zhì)量守恒。電：電子轉(zhuǎn)移的數(shù)目守恒。即在同一個氧化還原反應中，化合

8、價升高總數(shù)=化合價降低總數(shù)；得電子總數(shù)=失電子總數(shù)。這是配平氧化還原反應方程式的依據(jù)，也是有關(guān)氧化還原反應計算的依據(jù)。例、硫酸銨在強熱條件下分解，生成氨、二氧化硫、氮氣和水。反應中生成的氧化產(chǎn)物和還原產(chǎn)物的物質(zhì)的量之比是( )。A13 B23 C11 D43跟蹤練習在反應6KOH+3Cl2=KClO3+5KCl+3H2O中，失電子(被氧化)與得電子（被還原）的原子個數(shù)比是：( )A1:5 B、1:4 C1:3 D1 : 2例2.在FeBr2溶液中通入Cl2，先看到溶液變?yōu)樽攸S（Fe3），后看到溶液變?yōu)槌壬˙r2），則還原性Fe2 Br?！纠?】已知：Fe3+2I=2Fe2+I2 2Fe2+B

9、r2=2Fe3+2Br 向含有1molFeI2和2molFeBr2的溶液中通入2molCl2，此時被氧化的離子是_ 。【例3】在一定條件下KClO3與I2按下式反應：2KClO3I2=2KIO3 Cl2，下列判斷正確的是( )A該反應屬于置換反應 B氧化性：I2KClO3C：KClO3I2 D還原劑為KIO3，氧化劑為I2【例1】已知I、Fe2、SO2、Cl和H2O2均有還原性，它們在酸性溶液中還原性的強弱順序為SO2IFe2H2O2Cl，則下列反應不可能發(fā)生的是( )A2Fe3SO22H2O=2Fe2SO4H BI2SO22H2O=H2SO42HIC2Fe2I2=2Fe32I DH2O2SO

10、2=H2SO4【例3】將少量Zn片投入含Na、Mg、Cu2、Ag的溶液中，最先得到的金屬是()ANa BMg CAg DCu氧化還原反應規(guī)律1、表現(xiàn)性質(zhì)的規(guī)律：“高氧、低還、中兼”規(guī)律（價態(tài)律）同種元素具有多種價態(tài)時，處于最低價時只具有還原性，處于最高價時只具有氧化性，處于中間可變價時既具有氧化性又具有還原性。例如：S元素：化合價 2 0 4 6 代表物 H2S S SO2 H2SO4(濃) S元素的性質(zhì) 還原性 既有氧化性又有還原性 氧化性2守恒規(guī)律氧化還原反應中：化合價升高總數(shù)化合價降低總數(shù)，即失電子數(shù)得電子數(shù)。如：MnO24HCl(濃) MnCl22H2OCl2，在此反應中，當有1 mo

11、l氯氣生成時，有_mol電子發(fā)生轉(zhuǎn)移，參加反應的MnO2的物質(zhì)的量為_，參加反應的HCl與被氧化的HCl的物質(zhì)的量之比為_。【例4】24 mL 0.05 mol/L Na2SO3溶液恰好與20 mL 0.02 mol/L K2Cr2O7溶液完全反應，則元素Cr在還原產(chǎn)物中的化合價為()A6 B3 C2 D0【例5】鋅與極稀的硝酸反應生成硝酸鋅、硝酸銨和水。當生成1 mol 硝酸鋅時，被還原的硝酸的物質(zhì)的量為()A2 mol B1 mol C0.5 mol D0.25 mol1下列說法正確的是()A含有最高價態(tài)元素的化合物一定具有強氧化性B陽離子只有氧化性，陰離子只有還原性C元素原子在反應中失電

12、子越多，還原性就越強D反應中同一反應物可能既可發(fā)生氧化反應又可發(fā)生還原反應2下列物質(zhì)中，按只有氧化性、只有還原性、既有氧化性又有還原性的順序排列的一 組是()AF2KHCl BCl2AlH2CNO2NaBr2 DO2SO2H2O3根據(jù)下列反應判斷有關(guān)物質(zhì)還原性由強到弱的順序是()H2SO3I2H2O=2HIH2SO42FeCl32HI=2FeCl22HClI23FeCl24HNO3=2FeCl3NO2H2OFe(NO3)3AH2SO3IFe2NO BIFe2H2SO3NOCFe2IH2SO3NO DNOFe2H2SO3I4m mol Cu2S與足量的稀HNO3反應，生成Cu(NO3)2、H2S

13、O4、NO和H2O。則參加 反應的硝酸中被還原的硝酸的物質(zhì)的量為()A4m mol B10m mol C. mol D. mol5氮化鋁(AlN，Al和N的相對原子質(zhì)量分別為27和14)廣泛用于電子、陶瓷等工業(yè) 領(lǐng)域。在一定條件下，AlN可通過反應Al2O3N23C2AlN3CO合成。下列 敘述正確的是()A上述反應中，N2是還原劑，Al2O3是氧化劑B上述反應中，每生成1 mol AlN需轉(zhuǎn)移3 mol電子CAlN中氮元素的化合價為3 DAlN的摩爾質(zhì)量為41 g6有下列三個氧化還原反應：2FeCl32KI=2FeCl22KClI2 2FeCl2Cl2=2FeCl32KMnO416HCl=2

14、KCl2MnCl28H2O5Cl2若溶液中有Fe2、I、Cl共存，要除去I而不影響Fe2和Cl共存，可加入的試劑是()ACl2 BKMnO4 CFeCl3 DHCl7在氧化還原反應中，氧化劑的氧化性比氧化產(chǎn)物強，還原劑的還原性比還原產(chǎn)物強， 已知X2、Y2、Z2、W2四種物質(zhì)的氧化性強弱順序為：W2Z2X2Y2，則下列氧化 還原反應能發(fā)生的是()A2WZ2=W22Z B2YW2=Y22WC2ZX2=Z22X D2XY2=X22Y8.有反應2H2OCl2SO2=H2SO42HCl 2KMnO416HCl=2KCl2MnCl25Cl28H2O。針對上述兩個反應回答：(1)兩反應中的氧化劑的氧化性強

15、弱順序為_ _，還原劑的還原性強弱順 序為 _ _。(2)反應中氧化產(chǎn)物和還原產(chǎn)物質(zhì)量比為_。(3)反應中氯化氫表現(xiàn)出的性質(zhì)是_。 a還原性 b酸性 c氧化性1、表現(xiàn)性質(zhì)的規(guī)律：“高氧、低還、中兼”規(guī)律（價態(tài)律）同種元素具有多種價態(tài)時，處于最低價時只具有還原性，處于最高價時只具有氧化性，處于中間可變價時既具有氧化性又具有還原性。例如：S元素：化合價 2 0 4 6 代表物 H2S S SO2 H2SO4(濃) S元素的性質(zhì) 還原性 既有氧化性又有還原性 氧化性例、在下列物質(zhì)中，既具有氧化性又具有還原性的是 ( )。A鐵 B硫 C鐵和硫D氧和鐵跟蹤練習在Fe2+、Fe3+、Al3+、H+、S、S

16、2-、Cl-等離子或原子中，只有還原性是： ，只有的氧化性是 ，既有氧化性又有還原性的是 。跟蹤練習具有還原性的離子是（ ）A、MnO4 B、NO3 C、Br D、Fe32、性質(zhì)強弱的規(guī)律（強弱律）（1）比較強弱根據(jù)氧化還原反應方程式在同一氧化還原反應中，氧化性：氧化劑氧化產(chǎn)物還原性：還原劑還原產(chǎn)物氧化劑的氧化性越強，則其對應的還原產(chǎn)物的還原性就越弱；還原劑的還原性越強，則其對應的氧化產(chǎn)物的氧化性就越弱。例、請指出反應Fe+CuCl2 = FeCl2+Cu 中有關(guān)物質(zhì)的氧化性、還原性的強弱氧化性：CuCl2_FeCl2 還原性：Fe_Cu跟蹤練習在3Cl2 + 8NH3 = 6NH4Cl +

17、N2反應中，還原性最強的物質(zhì)是（ ） A.Cl2 B.NH3 C.NH4Cl D.N2跟蹤練習已知下列兩氧化還原反應：O2+4HI = 2I2+2H2O Na2S+I2 = 2NaI+S試比較三種單質(zhì)的氧化性強弱順序_。跟蹤練習根據(jù)反應式：(1)2Fe3+2I-=2Fe2+I2，(2) Br2+2Fe2+=2Br-+2Fe3+，可判斷出離子的還原性從強到弱的順序是( )。ABr-、Fe2+、I- BI-、Fe2+、Br- CBr-、I-、Fe2+ DFe2+、I-、Br-（2）根據(jù)金屬活動順序表比較判斷。例、下列說法中正確的是（ ） A、還原性強弱：Fe Cu H2 B、氧化性強弱：Cu2+

18、H+ Fe3+ C、得電子越多的物質(zhì)，氧化性越強 D、奪電子越強的物質(zhì)，氧化性越強3、“強易弱難，先強后弱”規(guī)律(優(yōu)先律)當一種氧化劑遇到多種還原劑時，先氧化還原性強的，后氧化還原性弱的；當一種還原劑遇到多種氧化劑時，先還原氧化性強的，后還原氧化性弱的。例、足量Fe加入Cu(NO3)2與AgNO3的混合液中，反應先后的順序是什么？為什么？ _ 4、“價態(tài)歸中，互不交叉”規(guī)律(轉(zhuǎn)化律)含同種元素不同價態(tài)的物質(zhì)間發(fā)生氧化還原反應時，該元素價態(tài)的變化一定遵循“高價+低價中間價”的規(guī)律。即同種元素不同價態(tài)間發(fā)生氧化還原反應時，價態(tài)的變化“只靠攏，不交叉”。（6） 歸中反應：KClO3 + 6HCl =

19、 KCl+ 3Cl2+ 3H2O（7） 歧化反應：Cl2 + H2O = HCl + HClO（3） 利用此規(guī)律可準確確定氧化產(chǎn)物和還原產(chǎn)物。 例：2H2S+SO2=3S+2H2O,S元素的化合價從2價和4價歸中到0價。 “互不交叉”是指，若反應后生成多種中間價態(tài)的產(chǎn)物，則遵從鄰近變價，互不交叉的原則。 例：H2S+H2SO4(濃)S+SO2+2H2O,S元素的化合價應從2價變化為0價，從6價變化為4價。而不能認為是從24價，60價。（8） 可判斷同種元素不同價態(tài)的原子間能否發(fā)生氧化還原反應。若有中間價態(tài)，則可能發(fā)生氧化還原反應，若無中間價態(tài)，則不能發(fā)生氧化還原反應。例：SO2與H2SO4(濃