氧化還原規(guī)律11

氧化還原反應第三課時知識點一氧化還原反應基本規(guī)律（1）守恒律化合價升高總數=化合價降低總數失電子總數=得電子總數B電子守恒的計算公式

n(氧化劑)×降價原子個數×化合價變化值＝n(還原劑)×升價原子個數×化合價變化值B（2）強弱律自發(fā)發(fā)生的氧化還原反應總是由“強”成“弱”的。思考問題如何比較物質的氧化性和還原性1）根據氧化還原反應的方向判斷氧化劑＋還原劑―→還原產物＋氧化產物化合價降低，得電子，被還原化合價升高，失電子，被氧化氧化性：氧化劑>氧化產物還原性：還原劑>還原產物AB22）根據物質活動性順序進行判斷其一般的反應規(guī)律是：上左下右可反應，隔之愈遠愈易行。（1）根據金屬活動性順序進行判斷（2）根據非金屬活動性順序進行判斷F2Cl2Br2I2S單質氧化性逐漸減弱F-Cl-Br-I-S2-陰離子還原性性逐漸減弱3）根據反應結果（產物的價態(tài)）判斷同一物質在相同條件下，被不同氧化劑氧化的程度越大，氧化劑的氧化性越強。2Fe＋3Cl2==2FeCl3點燃Fe＋S==FeS氧化性：Cl2>S4）根據反應的條件及反應的劇烈程度判斷不同物質與同一物質發(fā)生的反應，反應條件（如是否加熱、反應溫度高低、有無催化劑和反應物濃度大小等）要求越低、反應程度越劇烈，反應物質的氧化性或還原性越強。F2+H2=2HFCl2+H2==2HCl光照或點燃氧化性：F2>Cl2氧化性、還原性的強弱與得失電子的多少無關，與得失電子的難易程度有關。（3）價態(tài)律（只針對該元素）（1）元素處于最高價態(tài)，只有氧化性，如Fe3+（2）元素處于最低價態(tài)，只有還原性，如S2-（3）元素處于中間價態(tài)，既有氧化性又有還原性，如Fe2+（4）先后律

氧化還原反應中，強者優(yōu)先。（一種氧化劑同時遇到多種還原劑時，還原性最強的優(yōu)先發(fā)生反應，同理，一種還原劑同時遇到多種氧化劑時，氧化性最強的優(yōu)先發(fā)生反應。）Zn、Fe同時加入CuCl2

溶液中先發(fā)生Zn+CuCl2=CuCl2+Cu再發(fā)生Fe+CuCl2=FeCl2+Cu即同種元素不同價態(tài)之間，相鄰價態(tài)不反應，發(fā)生反應時化合價向中間靠攏，但不交叉。最低價中間價中間價最高價正確最低價中間價中間價最高價正確最低價中間價中間價最高價正確最低價中間價中間價最高價錯誤只靠近不交叉相鄰價態(tài)不反應（5）歸中律H2S+H2SO4(濃)=S↓+SO2+2H2O-2+60+4失去2?-得到2?-H2S+H2SO4(濃)=S↓+SO2+2H2O-2+60+4失去6?-得到6?-√X（6）對立統(tǒng)一規(guī)律一個反應中必有氧化劑和還原劑練習：需要加入氧化劑才能實現(xiàn)下列反應的是（）

A．Cl2→Cl-B．H+→H2C．MnO2→Mn2+D．Zn→Zn2+D知識點二氧化還原反應的化學方程式配平1、依據

氧化劑和還原劑得失電子相等或者化合價升降相等2、方法

化合價升降法配平3、步驟以配平KMnO4+HCl—KCl+MnCl2+Cl2↑+H2O為例（1）標變價：標出化合價有變化的元素的化合價

KMnO4+HCl—KCl+MnCl2+Cl2↑+H2O（2）列變化：列出元素化合價升高或者降低的數值KMnO4+HCl—KCl+MnCl2+Cl2↑+H2O+7-1+20-1+20+7升高2降低5（3）定化學計量數：求元素化合價升降數的最小公倍數，以確定氧化劑、還原劑、氧化產物、還原產物的化學計量數。KMnO4+HCl—KCl+MnCl2+Cl2↑+H2O+7-1+20升高2X5降低5X2（4）觀察配平：用觀察法確定其他物質的化學化學計量數