專題突破06 第一章 物質(zhì)及其變化 氧化還原反應的規(guī)律與方程式配平課件（43張）（人教版2023必修第一冊）

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第一章物質(zhì)及其變化

氧化還原反應的規(guī)律與方程式配平

突破點1:氧化還原反應主要規(guī)律

(1)元素處于最高價態(tài)時，在反應中只能得到電子而不能失去電子，所以元素處于最高價態(tài)時，只有氧化性而沒有還原性，即只能做氧化劑，不能做還原劑。如H＋、Al3＋、濃硫酸中的S、HNO3中的N等。

(2)元素處于最低價態(tài)時，在反應中只能失去電子而不能得到電子，所以元素處于最低價態(tài)時，只有還原性而沒有氧化性，即只能做還原劑，不能做氧化劑。如Fe、Cu、S2－、I－、Br－等。

(3)元素處于中間價態(tài)時，在反應中既能失去電子，又能得到電子，所以處于中間價態(tài)的元素既有氧化性又有還原性。它與強氧化劑反應表現(xiàn)出還原性，與強還原劑反應表現(xiàn)出氧化性。如S、SO2中的S、Fe2＋、N2中的N等。

3．價態(tài)歸中規(guī)律

含不同價態(tài)的同種元素的物質(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”，而不會出現(xiàn)交叉現(xiàn)象。簡記為“兩相靠，不相交”。

例如，不同價態(tài)硫之間可以發(fā)生的氧化還原反應是

注：⑤中不會出現(xiàn)H2S轉(zhuǎn)化為SO2而H2SO4轉(zhuǎn)化

為S的情況。

4．歧化反應規(guī)律

“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：Cl2＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2O。

H2S中－2價的S易被氧化為0價的S，而不易被氧化為＋4價的S(SO2)；同樣，H2SO4中＋6價的S易被還原為＋4價的S(SO2)，而不易被還原為0價的S。

注意事項

此規(guī)律適用于同種元素的不同價態(tài)間的氧化還原反應。一般情況下分別生成中間價態(tài)的物質(zhì)，價態(tài)的轉(zhuǎn)化是鄰位轉(zhuǎn)化，化合價一般“只靠攏、不交叉、不換位”。

[例題1]G、Q、X、Y、Z均為含氯的化合物，它們在一定條件下具有如下轉(zhuǎn)化關(guān)系(未配平)：①G―→Q＋NaCl；②Q＋H2O―→X＋H2；③Y＋NaOH―→G＋Q＋H2O；④Z＋NaOH―→Q＋X＋H2O。這五種化合物中氯元素的化合價由低到高的順序為()

A．GZn>Cu>Ag，金屬越活潑，對應陽離子的氧化性越弱，則氧化性：Ag＋>Cu2＋>Zn2＋>Mg2＋，故首先被置換出來的是Ag，C正確。]

[變式訓練2]已知還原性I－>Fe2＋>Br－>Cl－向含F(xiàn)eBr2和FeI2的溶液中通入少量Cl2，則反應的離子方程式為____________。

(1)反應的氧化產(chǎn)物為。?

(2)x=。?

答案:(1)RO2(2)2

【例題4】有硫酸和硝酸的混合溶液共10.0g,加入足量的BaCl2溶液,過濾、洗滌、烘干后得到0.466g沉淀。試求:原混合溶液中H2SO4的質(zhì)量分數(shù)。

答案:1.96%

解析:根據(jù)硫酸根守恒列出關(guān)系式進行計算。

設原混合溶液中H2SO4的質(zhì)量為x。

H2SO4→BaSO4

98233

x0.466g

x=0.196g,

【變式訓練1】Na2Sx在堿性溶液中可被NaClO氧化為Na2SO4，而NaClO被還原為NaCl，若反應中Na2Sx與NaClO的個數(shù)之比為1∶16，則x的值為()

A．2B．3C．4D．5

【變式訓練2】含有氧化劑XO3-的溶液與亞硫酸鈉(Na2SO3)溶液恰好反應完全，已知Na2SO3被氧化為Na2SO4，已知XO3-、Na2SO3的個數(shù)比為1∶2，則還原產(chǎn)物中元素X的價態(tài)是()

A．＋2B．－2C．＋1D．0

【變式訓練3】一定條件下，氨氣與一氧化氮發(fā)生反應：NH3＋NO―→N2＋H2O(未配平)。在該反應中，被氧化與被還原的氮原子數(shù)之比為()

A．2∶3B．3∶2

C．4∶5D．5∶6

規(guī)律4．強弱規(guī)律

在氧化還原反應中，雖然氧化劑、氧化產(chǎn)物都具有氧化性，還原劑、還原產(chǎn)物都具有還原性，但其強弱有所不同，由強氧化劑＋強還原劑===氧化產(chǎn)物(弱氧化劑)＋還原產(chǎn)物(弱還原劑)，故氧化性：氧化劑>氧化產(chǎn)物；還原性：還原劑>還原產(chǎn)物。此規(guī)律可用于比較物質(zhì)氧化性或還原性的強弱。

比較氧化性、還原性強弱的其他方法

(1)可根據(jù)反應條件及反應的劇烈程度進行比較,反應條件要求越低、反應越劇烈,對應物質(zhì)的氧化性或還原性越強。例如,KMnO4常溫下可氧化濃鹽酸,而MnO2需在加熱條件下才能氧化濃鹽酸,所以氧化性KMnO4>MnO2。

(2)可根據(jù)物質(zhì)被氧化的程度判斷兩種氧化劑的氧化性強弱。例如,2Fe+3Cl22FeCl3,Fe+SFeS,Cl2將Fe氧化的價態(tài)更高,所以氧化性Cl2>S。

物質(zhì)的氧化性強弱或還原性強弱取決于物質(zhì)得電子或失電子的難易程度,與得電子數(shù)目或失電子數(shù)目無關(guān)。物質(zhì)的氧化性或還原性的強弱與其濃度、溶液的酸堿性、反應溫度等有關(guān)。

專項突破2:氧化還原方程式配平

1．配平原則：

(1)電子守恒：氧化劑得電子總數(shù)等于還原劑失電子總數(shù)可根據(jù)化合價降低總數(shù)等于化合價升高總數(shù)確定。

(2)原子守恒：根據(jù)質(zhì)量守恒，反應前后原子種類和數(shù)目相等。

(3)電荷守恒：對于離子方程式，反應前后，陰、陽離子所帶的負、正電荷的代數(shù)和相等。

【典例】配平下面的氧化還原反應方程式：

(1)Mn2＋＋O2＋OH－―→MnO(OH)2↓

【解析】(1)

(1)2Mn2＋＋O2＋4OH－===2MnO(OH)2↓

【典例】配平下面的氧化還原反應方程式：

(2)MnO(OH)2＋I－＋H＋―→Mn2＋＋I2＋H2O

【解析】(2)

(2)MnO(OH)2＋2I－＋4H＋===Mn2＋＋I2＋3H2O

3.Mn2＋、Bi3＋、BiO3－、MnO4－4、H＋、H2O組成的一個氧化還原反應體系中，發(fā)生BiO3－→Bi3＋的反應過程。將以上物質(zhì)分別填入下面對應的橫線上，組成一個配平的化學方程式。

______＋_______＋______===_______＋________＋7H2O

【解析】發(fā)生BiO3－―→Bi3＋的反應，Bi元素由＋5價降低為＋3價即發(fā)生還原反應，一個氧化還原反應體系則還要發(fā)生氧化反應即Mn2＋―→MnO4－，Mn元素由＋2價升高為＋7價，發(fā)生Mn2＋＋BiO3－＋H＋―→MnO4－＋Bi3＋＋H2O，由電子守恒及質(zhì)量守恒定律可知，該反應為2Mn2＋＋5BiO3－＋14H＋===2MnO4－＋5Bi3＋＋7H2O。

答案：2Mn2＋5BiO3－14H＋2MnO4－5Bi3＋

4.某同學查閱資料后設計生產(chǎn)NaClO2的主要流程如圖所示(部分產(chǎn)品未標出)。

(1)Ⅰ、Ⅱ中發(fā)生反應的氧化劑分別是______、________。

(2)Ⅰ中反應的還原產(chǎn)物是________。

(3)流程中氣體a是________。

(4)ClO2是一種高效水處理劑。Ⅰ中的化學方程式為_________