氧化還原反應的基本規(guī)律及其應用 高一上學期化學人教版（2019）必修第一冊+

氧化還原反應1、氧化還原反應2、氧化劑與還原劑3、氧化還原反應的基本規(guī)律及應用外在特征與本質電子轉移表示方法與四大基本反應的關系四組基本概念氧化性與還原性復習回顧：氧化劑+還原劑=還原產物+氧化產物氧化劑得電子化合價降低被還原發(fā)生還原反應得到還原產物具有氧化性還原劑失電子化合價升高被氧化發(fā)生氧化反應得到氧化產物具有還原性得e-，價↓，被還原，發(fā)生還原反應失e-，價↑，被氧化，發(fā)生氧化反應復習回顧：口訣：氧化劑---降得還還還

還原劑---升失氧氧氧第一章

物質及其變化第三節(jié)

氧化還原反應

第3課時

氧化還原反應的規(guī)律及其應用習學目標1.掌握氧化性和還原性的幾種比較方法2.掌握氧化還原反應的基本規(guī)律，能運用相關規(guī)律解決問題。(1)氧化性：物質___電子的性質(能力)。(2)還原性：物質___電子的性質(能力)。一、氧化性與還原性強弱比較得失注意：

氧化性、還原性強弱只與原子得失電子的難易程度有關，

與得失電子數目無關。

1.氧化性與還原性越容易得電子，氧化性越強。越容易失電子，還原性越強。如還原性：Na＞Mg＞Al2.氧化性與還原性強弱比較(1)根據氧化還原反應方程式比較氧化性：氧化劑>氧化產物還原性：還原劑>還原產物如：CuSO4+Fe==Cu+FeSO4

氧化性：CuSO4>FeSO4氧化劑氧化產物0+2+20還原劑

還原產物什么劑具有什么性還原性：Fe>Cu1.常溫下，發(fā)生下列反應：①16H＋＋10Cl-＋2MnO4-=2Mn2＋

＋5Cl2↑＋8H2O；②2Fe2＋＋Br2=2Fe3＋＋2Br－；③2Br－＋Cl2=Br2＋2Cl－，根據上述反應，可得知相關微粒氧化性由強到弱的順序是

。練習MnO4->Cl2>Br2>Fe3＋單質

還原性強氧化性強失電子得電子容易得電子容易不容易(2)根據元素的活動性順序比較金屬元素活潑性越弱，金屬單質的還原性越弱，對應陽離子的氧化性越強離子

氧化性弱Mg2+

＜Al3+＜Zn2+＜Fe2+＜Pb2+＜H+

＜Cu2+＜

Fe3+＜

Hg2+＜

Ag+氧化性：Fe3+還原性弱失電子不容易還原性：K>...............>Zn>

Fe>Pb>

H

>

Cu>

Hg>

Ag單質氧化性強

得電子能力強

離子還原性弱

失電子能力弱

(2)根據元素的活動性順序比較非金屬元素活潑性越弱，非金屬單質氧化性越弱，對應陰離子的還原性越強F-＜

Cl-＜

Br-＜

Fe2+＜

I-＜S2-還原性：氧化性

弱得電子能力弱失電子能力強

還原性強

F2

>

Cl2

>

Br2

>Fe3+>

I2

>

S氧化性：(留點亞鐵修路）Fe3+練習誰強，誰優(yōu)先反應反應先后問題還原性：Fe2+＞Br

-

，現把氯氣通入FeBr2溶液時，

氯氣少量時離子反應如何寫？氯氣過量時離子反應如何寫？練習2：已知Cl2+2Fe2+=2Fe3++2Cl-Cl2+2Br-=Br2+2Cl-練習1：已知氧化性：Cu2+＜

Ag+，在含有Cu(NO3)2、AgNO3的溶液中加入過量鐵粉，反應的先后順序是？先后規(guī)律：不同氧化劑與同一種還原劑混合，氧化性強優(yōu)先反應。不同還原劑與同一種氧化劑混合，還原性強優(yōu)先反應。(3)根據被氧化被還原的程度比較2Fe+

3Cl2＝2FeCl3點燃Fe+

S

＝FeS研磨不同氧化劑作用于同一種還原劑，氧化產物價態(tài)高的氧化性強。不同還原劑作用于同一種氧化劑，還原產物價態(tài)低的還原性強。0

+30

+2Fe被氧化程度：Cl2＞S氧化性：Cl2＞S(4)根據反應條件和劇烈程度比較MnO2+4HCl(濃)===MnCl2+2H2O+Cl2↑△反應條件：

不加熱

加熱氧化性：KMnO4＞MnO2

反應條件要求越低，反應越劇烈，反應物的氧化性或還原性越強。思考：外界條件對某些物質氧化性或還原性強弱會有什么影響？物質的濃度，溫度，酸堿性氧化性：H2SO4（濃、熱）>H2SO4(稀、冷)2KMnO4+16HCl(濃)===

2KCl+2MnCl2+5Cl2↑+8H2O加熱二.價態(tài)規(guī)律處于最高價態(tài)時，只有氧化性，如Fe3+；處于最低價態(tài)時，只有還原性，如Fe；處于中間價態(tài)時，既有氧化性，又有還原性。如Fe2+例題：Fe、Fe2+、Fe3+、Cl-、Cl2、ClO-、S2-、H2S、S、SO2、SO3、Na+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______________________Fe3+，SO3，Na+Fe，Cl-，S2-，H2SFe2+、Cl2、ClO-、S、SO21.高低規(guī)律：2.歧化規(guī)律：同一反應物中同種價態(tài)原子，一部分化合價升高，一部分化合價降低，生成兩種不同價態(tài)的物質。例題：Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O3S+6KOH=K2SO3

+2K2S+3H2O中間價態(tài)→高價態(tài)+低價態(tài)歧化反應3.歸中規(guī)律：不同反應物中不同價態(tài)的同種原子，一部分化合價升高，一部分化合價降低，生成相同價態(tài)的物質。例題：2H2S+SO2=3S↓+2H2OKClO3+6HCl=KCl+3Cl2↑+3H2O高價態(tài)+低價態(tài)→中間價態(tài)“只靠攏,不交叉”；注意：相鄰價態(tài)不反應，相互轉化最容易。歸中反應

三.

守恒規(guī)律氧化還原反應中，得失電子總數相等，化合價升降相等。

還原劑失電子總數=氧化劑得電子總數

元素化合價升高總數

=

元素化合價降低總數。在H2S+H2SO4(濃)=SO2+S↓+2H2O的反應中：（1）氧化劑是

，（2）還原劑是