氧化還原反應反應第三課時課件高一上學期化學人教版

氧化還原反應的規(guī)律物質及其變化氧化還原反應的規(guī)律(1)得失電子守恒：還原劑失電子總數(shù)=氧化劑得電子總數(shù)=氧化劑化合價

降低的總數(shù)=還原劑化合價升高的總數(shù)(2)質量守恒(原子守恒)：反應前后各元素種類不變，各元素的原子數(shù)目

不變。(3)電荷守恒：在有離子參加的氧化還原反應中，反應前后離子所帶電荷

的總數(shù)相等。應用：氧化還原反應方程式的配平和相關計算。氧化還原反應的規(guī)律

還原劑

+

氧化劑

→

氧化產物

+

還原產物

（強還原性）

(強氧化性)

（弱氧化性)

（弱還原性）

還原性：還原劑>還原產物

氧化性：氧化劑>氧化產物應用：物質間氧化性(或還原性)強弱的比較或判斷氧化劑(或還原劑)和有

還原性(或氧化性)的物質在一定條件下能否發(fā)生反應。ne-氧化還原反應的規(guī)律(1)同一氧化劑與多種還原劑混合時，還原性強的先被氧化。

例如，已知還原性：I-＞Fe2+>Br-，當把氯氣通入FeBr2溶液時，氯氣

首先氧化Fe2+；把氯氣通入FeI2，溶液時，氯氣首先氧化I-。(2)同一還原劑與多種氧化劑混合時，氧化性強的先被還原。

例如，在含有Fe3+、Cu2+、H+的溶液中加入鐵粉，因為氧化性：

Fe3+>Cu2+>H+，所以鐵粉先與Fe3+反應，然后再依次與Cu2+、H+反應。應用：判斷反應能否發(fā)生或判斷反應發(fā)生的先后順序。氧化還原反應的規(guī)律(1)高低規(guī)律

元素處于最高價態(tài)時，只表現(xiàn)氧化性；

元素處于中間價態(tài)時，既表現(xiàn)氧化性又表現(xiàn)還原性；

元素處于最低價態(tài)時，只表現(xiàn)還原性。

應用：判斷物質的氧化性、還原性。氧化還原反應的規(guī)律(2)歸中規(guī)律①同種元素不同價態(tài)之間發(fā)生氧化還原反應時，高價態(tài)+低價態(tài)→中間價態(tài)，即“只靠攏，不交叉”。如：

KClO3+

6HCl(濃)

=KC1

+

3Cl2↑+

3H2O失去5×e-得到5e--10+1+3+5+7（不交叉，正確）+5-1-10√氧化還原反應的規(guī)律(2)歸中規(guī)律①同種元素不同價態(tài)之間發(fā)生氧化還原反應時，高價態(tài)+低價態(tài)→中間價態(tài)，即“只靠攏，不交叉”。如：

KClO3+

6HCl(濃)

=KC1

+

3Cl2↑+

3H2O

失去6×e-得到6e--10+1+3+5+7（不交叉，正確）+5-1-10×氧化還原反應的規(guī)律②同種元素相鄰價態(tài)間不發(fā)生化學反應。應用：判斷同種元素不同價態(tài)的物質間是否發(fā)生氧化還原反應。例如，SO2有還原性，濃H2SO4有強氧化性，但二者不能反應，因為S元素的+4價與+6價之間無中間價態(tài)。氧化還原反應的規(guī)律(3)歧化規(guī)律同種元素的中間價態(tài)發(fā)生氧化還原反應，生成該元素的高價態(tài)和低價態(tài)物質，即中間價態(tài)

→

高價態(tài)

+

低價態(tài)。如：

3S

+

6KOH

=

K2SO3+

2K2S+3H2O0+4-2得到2×2e-失去4e-△氧化性和還原性的強弱判斷有下列氧化還原反應：①2I-+Cl2=I2+2Cl-;②2Fe3++2I-=2Fe2++I2

;③2Fe2++Cl2

=2Fe3++2Cl-④2MnO4-+10Cl-+16H+=2Mn2++5Cl2↑+8H2O，根據上述反應，下列結論正確的是（

）A.要除去含有Fe2+、Cl-和

I-

的混合溶液中

I-

,應通入過量的氯氣B.氧化性強弱順序為MnO4->Cl2>Fe3+>I2C.Mn2+