233氧化還原反應(yīng)的規(guī)律課件高一上學(xué)期化學(xué)

必修第一冊(cè)第2章

元素與物質(zhì)世界第3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【思考】如何比較氧化性、還原性的相對(duì)強(qiáng)弱？1、強(qiáng)弱規(guī)律比較方法一：依據(jù)反應(yīng)方向判斷還原劑＋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。即“強(qiáng)制弱”或“前強(qiáng)后弱”。應(yīng)用：(1)物質(zhì)間氧化性(或還原性)強(qiáng)弱的比較

(2)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)。練習(xí)1

已知下列反應(yīng)：①Cl2+2NaBr=2NaCl+Br2②2KI+Br2=2KBr+I2③Na2S+I2=2NaI+S↓(1)Cl-、Br-、I-、S2-的還原性由強(qiáng)到弱的順序是________________(2)Cl2、Br2、I2、S的氧化性由強(qiáng)到弱的順序是________________還原性Br->Cl-I->Br-S2->I-S2->I->Br->Cl-氧化性Cl2>Br2

Br2>I2

I2>SCl2>Br2>I2>S比較方法二：根據(jù)金屬活動(dòng)順序單質(zhì)還原性(失電子能力)逐漸減弱離子氧化性(得電子能力)逐漸增強(qiáng)【思考】氧化性、還原性的強(qiáng)弱與什么因素有關(guān)？氧化性、還原性的強(qiáng)弱取決于得失電子的難易程度，與得失電子的數(shù)目無關(guān)方法三：根據(jù)反應(yīng)結(jié)果判斷(產(chǎn)物的價(jià)態(tài))判斷氧化性、還原性的強(qiáng)弱同一物質(zhì)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(qiáng)。如：

2Fe＋3Cl2=2FeCl3，F(xiàn)e＋S=FeS，

則氧化性：Cl2>S。方法四：從反應(yīng)所需條件和反應(yīng)的劇烈程度判斷氧化性、還原性的強(qiáng)弱

一般地，一組反應(yīng)中，反應(yīng)條件要求越低，反應(yīng)越劇烈，對(duì)應(yīng)反應(yīng)物的氧化性或還原性越強(qiáng)。MnO2＋4HCl(濃)==MnCl2＋Cl2↑＋2H2O2KMnO4＋16HCl(濃)==2KCl＋2MnCl2＋5Cl2↑＋8H2O，從反應(yīng)條件可以看出氧化劑的氧化能力：KMnO4>MnO2?！鱂2>Cl2>Br2

H2+Cl2

光照

2HCl

H2+Br2

500℃2HBr

H2+F22HFF2、Cl2、Br2氧化性由強(qiáng)到弱的次序是：

結(jié)論：氧化還原反應(yīng)中，強(qiáng)者優(yōu)先。Zn、Fe同時(shí)加入CuCl2

溶液中：先發(fā)生Zn+CuCl2=CuCl2+Cu再發(fā)生Fe+CuCl2=FeCl2+Cu2.優(yōu)先規(guī)律一種氧化劑同時(shí)和幾種還原劑相遇時(shí)，先與還原性最強(qiáng)的物質(zhì)反應(yīng)；一種還原劑同時(shí)和幾種氧化劑相遇時(shí)，先與氧化性最強(qiáng)的物質(zhì)反應(yīng)。應(yīng)用：①判斷物質(zhì)的氧化性、還原性強(qiáng)弱

②

判斷反應(yīng)的先后順序。練習(xí)1在含有Cu（NO3）2、Mg（NO3）2和AgNO3的溶液中加入適量的鋅粉，首先置換出來的是（）AMgBCuCAgDH2C練習(xí)2

將氯水滴加到NaBr和KI的混合液中（已知：還原性I-＞Br-）

先發(fā)生的反應(yīng)是：

.后發(fā)生的反應(yīng)是：

.(1)高低規(guī)律元素處于最高價(jià)態(tài)時(shí)，只有氧化性；元素處于中間價(jià)態(tài)時(shí)，既有氧化性又有還原性；元素處于最低價(jià)態(tài)時(shí)，只有還原性，即“高價(jià)氧，低價(jià)還，中間價(jià)態(tài)兩邊轉(zhuǎn)”。應(yīng)用：判斷物質(zhì)的氧化性、還原性。3.價(jià)態(tài)規(guī)律（只針對(duì)同一元素）【注意】根據(jù)物質(zhì)中所含元素的化合價(jià)來預(yù)測(cè)物質(zhì)的氧化性或還原性時(shí)，要從整體出發(fā)，分析物質(zhì)所含的每一種元素價(jià)態(tài)。練習(xí)1、在Fe2+、Fe3+、Al3+、H+、S、C、S2-、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是

。S2-、Cl-Fe3+、Al3+、H+Fe2+、S、C

(2)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)”。如：

H2S中S元素為－2價(jià)，與產(chǎn)物中的單質(zhì)S的0價(jià)近，所以H2S生成S。-20+4+6得失2e-失2e-(3)歧化規(guī)律氧化還原反應(yīng)中，有元素化合價(jià)升高，必然有元素化合價(jià)降低。某物質(zhì)發(fā)生歧化反應(yīng)時(shí)：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-2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+O2-1-20(4)同種元素相鄰價(jià)態(tài)不發(fā)生氧化還原反應(yīng)規(guī)律例如：Fe2+與Fe3+

不反應(yīng)

鐵的+2價(jià)與+3價(jià)之間無化合價(jià)H2SO4與SO2不反應(yīng)

硫元素+4與+6之間也沒有化合價(jià)

0+2+3-20+4+6不交叉規(guī)律

即同種元素不同價(jià)態(tài)之間，相鄰價(jià)態(tài)不反應(yīng)，發(fā)生反應(yīng)時(shí)化合價(jià)向中間靠攏，但不相交（如圖）。不反應(yīng)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用雙線橋表示電子轉(zhuǎn)移方向數(shù)目KClO3+6HCl==KCl+3Cl2↑+3H2O練習(xí)

已知氮元素有多種可變化合價(jià)，常見的有-3、0、+2、+3、+4、+5等。某同學(xué)寫出一下三個(gè)化學(xué)反應(yīng)（為配平）：①NO+HNO3→N2O3+H2O②NH3+NO→HNO2+H2O③N2O4+H2O→HNO3+HNO2根據(jù)價(jià)態(tài)規(guī)律，判斷上述反應(yīng)是否有可能實(shí)現(xiàn)，說明判斷的理由。+2+5+3可能-3+2+3不可能+4+5+3可能4.守恒規(guī)律氧化還原反應(yīng)中，原子得失電子總數(shù)相等，元素化合價(jià)升降總數(shù)相等，即有關(guān)系式：還原劑失電子的總數(shù)＝氧化劑得電子的總數(shù)。元素化合價(jià)降低的總數(shù)＝元素化合價(jià)升高的總數(shù)。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。練習(xí)1

在一定條件下，PbO2與Cr3+反應(yīng)，產(chǎn)物是Cr2O72-

和Pb2+

，則Cr3+

與PbO2反應(yīng)的化學(xué)計(jì)量數(shù)之比為____________氧化劑+還原劑→氧化產(chǎn)物+還原產(chǎn)物PbO2+2Cr3+

→+H2OCr2O72-+Pb2+

+2H+得3╳2e-失2╳3e-2:333練習(xí)2

已知Na2SO3溶液能與K2Cr2O7

溶液發(fā)生氧化還原反應(yīng)，且Na2SO3被氧化為Na2SO4，Na2SO3

與K2Cr2O7