氧化還原反應(yīng)規(guī)律與配平課件高一上學(xué)期化學(xué)人教版

第一章物質(zhì)及其變化第三節(jié)氧化還原反應(yīng)第三課時

氧化還原反應(yīng)方式的配平21掌握氧化還原反應(yīng)的四大基本規(guī)律掌握氧化還原反應(yīng)方程式的配平和計算氧化還原反應(yīng)的基本規(guī)律（1）氧化還原反應(yīng)中，得失電子總數(shù)相等，元素化合價升降總數(shù)相等，反應(yīng)前后電荷總數(shù)相等（離子反應(yīng)）。即有關(guān)系式：

還原劑失電子總數(shù)＝氧化劑得電子總數(shù)

化合價升高的總數(shù)＝化合價降低的總數(shù)（2）應(yīng)用：氧化還原反應(yīng)方程式的配平和相關(guān)計算。1、守恒規(guī)律得失電子守恒化合價升降守恒計算方法——得失電子守恒法氧化還原反應(yīng)的基本規(guī)律解題的一般步驟為：(1)找出氧化劑、還原性及相應(yīng)的還原產(chǎn)物和氧化產(chǎn)物(2)找準(zhǔn)一個原子或離子得失電子數(shù)（注意化學(xué)式中粒子的個數(shù)）(3)根據(jù)題中物質(zhì)的系數(shù)和得失電子守恒列出等式n(氧化劑)×變價原子個數(shù)×化合價變化值(高價－低價)＝n(還原劑)×變價原子個數(shù)×化合價變化值(高價－低價)例1、

在硫酸溶液中NaClO3和Na2SO3按2∶1的物質(zhì)的量之比完全反應(yīng)，生成一種棕黃色氣體X，其中Na2SO3被氧化為Na2SO4，則X為（）A.ClO2B.Cl2OC.Cl2D.Cl2O3n(氧化劑)×變價原子個數(shù)×化合價變化值(高價－低價)＝n(還原性)×變價原子個數(shù)×化合價變化值(高價－低價)2、強弱規(guī)律還原性：還原劑＞還原產(chǎn)物氧化性：氧化劑＞氧化產(chǎn)物應(yīng)用：①物質(zhì)的氧化性（或還原性）的強弱比較。

②判斷氧化劑和有還原性的物質(zhì)在一定條件下能否發(fā)生反應(yīng)。氧化還原反應(yīng)的基本規(guī)律3、先后規(guī)律（1）同一氧化劑與多種還原劑混合，還原性強的先被氧化。（2）同一還原劑與多種氧化劑混合，氧化性強的先被還原。應(yīng)用：①判斷物質(zhì)的氧化性、還原性強弱。②判斷反應(yīng)的先后順序。氧化還原反應(yīng)的基本規(guī)律誰強，誰優(yōu)先反應(yīng)例1、在FeBr2溶液中通入少量Cl2時，因為還原性Fe2＋>Br－，所以______先與Cl2反應(yīng)。例2、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_______反應(yīng)，然后依次為Cu2＋、H＋。Fe2＋Fe3＋單質(zhì)氧化性強

離子還原性弱

非金屬元素活潑性越弱，非金屬單質(zhì)氧化性越弱，對應(yīng)陰離子的還原性越強F-＜

Cl-＜

Br-＜

Fe2+＜

I-＜S2-還原性：氧化性

弱還原性強

F2

>

Cl2

>

Br2

>Fe3+>

I2

>

S氧化性：(留點亞鐵修路）Fe3+Fe2+例1、在FeBr2溶液中通入少量Cl2時，因為還原性Fe2＋>Br－，所以______先與Cl2反應(yīng)Fe2＋單質(zhì)

還原性強氧化性強金屬元素活潑性越弱，金屬單質(zhì)的還原性越弱，對應(yīng)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+還原性弱還原性：K>...............>Zn>

Fe>Pb>

H

>

Cu>

Hg>

Ag例2、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_______反應(yīng)，然后依次為Cu2＋、H＋。Fe3＋Fe2+4、價態(tài)規(guī)律元素最高價態(tài)：只有氧化性。元素中間價態(tài)：既有氧化性又有還原性。元素最低價態(tài)：只有還原性。氧化還原反應(yīng)的基本規(guī)律（1）高低規(guī)律應(yīng)用：判斷元素或物質(zhì)的氧化性、還原性。

但不能判斷氧化性及還原性的強弱。一般來說，同種元素價態(tài)越高，氧化性越強；

價態(tài)越低，還原性越強。氧化性：Fe3＋

>Fe2＋

>Fe

還原性：H2S>S>SO2誤區(qū)警示

①元素處于最高價態(tài)時只有氧化性，但氧化性不一定強。

如：CO2中C為+4價，是最高價，但CO2的氧化性很弱。

②元素處于最低價態(tài)時只有還原性，但還原性不一定強。

如：H2O中O為-2價，是最低價，但H2O的還原性非常弱。

③同一元素的價態(tài)越高，氧化性不一定越強?！案邇r氧化低價還，中間價態(tài)兩邊走”HCIO4的氧化性卻弱于HCIO

①同種元素不同價態(tài)之間發(fā)生氧化還原反應(yīng)。高價態(tài)＋低價態(tài)→中間價。元素的化合價“只向中間靠攏不出現(xiàn)交叉”“就近變價”氧化還原反應(yīng)的基本規(guī)律（2）歸中規(guī)律②同種元素相鄰價態(tài)不發(fā)生歸中類型的氧化還原反應(yīng)（因為沒有中間價）。如：Fe3＋

和Fe2＋不反應(yīng)，H2SO4和SO2不反應(yīng)等。在KClO3＋6HCl(濃)===KCl＋3Cl2↑＋3H2O的反應(yīng)中，被氧化的氯與被還原的氯的原子個數(shù)比為(

)A、1:6B、6:1C、1:5D、5:1D低價高價中間價較高價高價低價較低價

某元素的中間價態(tài)在適宜條件下同時向較高和較低的價態(tài)轉(zhuǎn)化。即“中間價→

高價+低價”。具有多種價態(tài)的元素（如Cl、S、N和P等）均可發(fā)生歧化反應(yīng)。氧化還原反應(yīng)的基本規(guī)律（3）歧化規(guī)律不能由歧化反應(yīng)來判斷氧化性或還原性強弱Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O2NO2+2NaOH==NaNO3+NaNO2+H2O3S+6KOH=K2SO3+2K2S+3H2O規(guī)律小結(jié)氧化還原反應(yīng)的規(guī)律電子守恒規(guī)律先后規(guī)律價態(tài)規(guī)律高低規(guī)律歧化規(guī)律歸中規(guī)律兩相靠，不相交還原劑失去電子總數(shù)=氧化劑得到電子總數(shù)化合價升高總數(shù)=化合價降低總數(shù)誰強，誰優(yōu)先反應(yīng)氧化劑得電子總數(shù)=還原劑失電子總數(shù)元素化合價升高總數(shù)=元素化合價降低總數(shù)氧化還原反應(yīng)的配平規(guī)律氧化還原反應(yīng)的配平步驟配平示例

(以Zn與HNO3反應(yīng))(依據(jù)電子得失守恒)最小公倍數(shù)法配平配平示例

(以Zn與HNO3反應(yīng))(依據(jù)原子守恒)只有離子方程式需要檢查電荷是否守恒×2×2

標(biāo)變價列變化令相等配系數(shù)查守恒22+2+2+402222個碳原子價態(tài)升高2個氮原子價態(tài)降低例1：完全氧化還原反應(yīng)化合價升降數(shù)目相等原子守恒、電荷守恒根據(jù)電子得失守恒化合價升降數(shù)目相等配平關(guān)鍵？配平步驟：類型一：正向配平法化合價變化數(shù)值×原子個數(shù)，

求最小公倍數(shù)NO+NH3——N2+H2O+2-30×332×2

2.53

23——5646NO+NH3——N2+H2O——各物質(zhì)系數(shù)×2

化為整數(shù)易錯警醒：化學(xué)方程式的系數(shù)應(yīng)為整數(shù)例2：歸中反應(yīng)類型一：正向配平法

0+5+2+4↑2↓1×1×211422類型二：逆向配平法技巧：從生成物一側(cè)向反應(yīng)物一側(cè)配平適用：部分氧化還原反應(yīng)、歧化反應(yīng)（同一物質(zhì)中同一元素發(fā)生價態(tài)的變化）例3：部分氧化還原反應(yīng)×1例3：部分氧化還原反應(yīng)MnO2+HCl(濃)=MnCl2+Cl2↑+H2O△+4-1+2-10注意有一部分氯元素價態(tài)不變412×2易錯警醒：該反應(yīng)中，HCl前面系數(shù)應(yīng)為：變價的氯原子數(shù)+沒有變價的氯原子數(shù)1112+2類型二：逆向配平法2Cl2+KOH——KClO3+KCl+H2O例4：歧化反應(yīng)0+5-1

×115×51363——拓展運用：被氧化的氯原子數(shù)和被還原的氯原子數(shù)之比為_________。1：5類型二：逆向配平法5【例1】

Cr2O72-+

Cl-+

=

Cr3++

Cl2↑+

H2O

【例2】

MnO4-+

I-+

H+=

Mn2++

IO3-+

H2O氧化還原反應(yīng)離子方程式的配平方法：配平與化學(xué)方程式一致，只是檢查時應(yīng)注意質(zhì)量守恒和電荷守恒缺項：一