高中化学第三节氧化还原反应(第3课时)学案新人教版必修1

氧化还原反应
【学习目标】
1. 掌握物质氧化性、还原性强弱的比较方法。

2. 掌握氧化还原反应的配平和简单计算的方法。

【学习过程】
1. 氧化还原反应的基本规律：
（1）守恒律：化合价有升必有降，电子有得必有失。

对于一个氧化还原反应，化合价升高总数与降低总数相等，失电子总数与得电子总数相等。

（2）价态规律：①元素的最高价态在反应中只能得电子而不能失电子，所以元素处于最高价态时只有氧化性而没有还原性，即只能做氧化剂，不能做还原剂。

如：Fe3+、H+、Al3+、浓H2SO4中S(+6)、HNO3中的N(+5)等。

②元素的最低价态在反应中只能失去电子而不能得到电子，所以元素处于最低价态时只有还原性而没有氧化性，即只能做还原剂，不能做氧化剂。

如：Fe、Cu、S2－、I－、Br－等。

③元素的最高价态与它的最低价态之间的中间价态，在反应中既能失电子，本身被氧化，又能得电子，本身被还原，所以处于中间价态的元素既有氧化性又有还原性。

它跟强氧化剂反应表现还原性，跟强还原剂反应表现氧化性。

如：S、S(+4)、Fe2+、NO等。

（3）不交叉规律：同一反应中同种元素不同价态的原子间发生氧化还原反应，其结果是两种价态只能相互靠拢，不能交叉。

（4）转化规律：氧化还原反应中，同种元素不同价态之间若发生反应，元素的化合价只靠近而不交叉，例如：KClO3+6HCl=KCl+3Cl2↑+ 3H2O反应中， KClO3中+5的氯元素不会转化为KCl中－1价的氯元素。

再如：H2S+H2SO4（浓）=S↓+SO2+2H2O。

同种元素，相邻价态间不发生氧化还原反应，例如浓硫酸与二氧化硫不会发生反应。

（5）强弱规律：较强氧化性的氧化剂跟较强还原性的还原剂反应，生成弱还原性的还原产物和弱氧化性的氧化产物。

（6）难易规律：越易失电子的物质，失电子后就越难得电子，越易得电子的物质，得电子后就越难失电子；一种氧化剂同时和几种还原剂相遇时，还原性最强的优先发生反应；同理，一种还原剂遇多种氧化剂时，氧化性最强的优先发生反应。

2.氧化性、还原性强弱的判断方法：
（1）根据元素的化合价：物质中元素具有最高价态，该元素只有氧化性；物质中元素具有最低价态，该元素只有还原性；物质中元素具有中间价态，该元素既有氧化性又有还原性。

对于同一种元素，价态越高，其氧化性就越强；价态越低，其还原性就越强。

（2）根据氧化还原反应方程式：在同一氧化还原反应中，氧化性：氧化剂>氧化产物；还原性：还原剂>还原产物。

氧化剂的氧化性越强，则其对应的还原产物的还原性就越弱；还原剂的还原性越强，则其对应的氧化产物的氧化性就越弱。

（3）根据金属活动性顺序表：在金属活动性顺序表中，金属的位置越靠前，其还原性就越强；金属的位
置越靠后，其阳离子的氧化性就越强。

（4）根据反应的难易程度：氧化还原反应越容易进行（表现为反应所需条件越低），则氧化剂的氧化性和还原剂的还原性就越强。

（5）其它条件：一般溶液的酸性越强或温度越高，则氧化剂的氧化性和还原剂的还原性就越强，反之则越弱。

温馨提示：①氧化还原性的强弱只与该原子得失电子的难易程度有关，而与得失电子数目的多少无关。

得电子能力越强，其氧化性就越强；失电子能力越强，其还原性就越强。

②同一元素相邻价态间不发生氧化还原反应。

3.氧化还原反应方程式的配平
（1）配平原则：氧化剂化合价降低总数与还原剂升高总数相等（得失电子守恒）；反应前后各元素原子个数相等（质量守恒）；对于离子反应需电荷守恒（电荷守恒）。

（2）配平步骤：
①标出反应前后变价元素的化合价：
②列出元素化合价升高和降低的数值：
③求出最小公倍数，使化合价升高和降低总价数相等：
“□”中数即为参加氧化还原反应的物质的系数，这样涉及氧化还原反应的物质已配平（不一定是最后系数）。

④用观察法配平其他物质的系数：因生成3molCu(NO3)2，其中有6molNO3—化合价未变，故HNO3的系数应为2＋6＝8，再根据“H”守恒可知“H2O ”的系数为4。

最后将“—”改为“ =”：。

总结以上步骤可得配平口诀：“标价态，列变化，求总数，配系数，产物跟，氧还平，观察法，最后
．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．定．”。

4. 氧化还原反应有关计算：
（1）求氧化剂与还原剂物质的量之比或质量比，计算参加反应的氧化剂或还原剂的量，确定反应前后某一元素的价态变化等。

计算的关键是依据氧化剂得电子总数等于还原剂失电子总数，列出守恒关系式求解。

（2）已知参加反应的氧化剂与还原剂的物质的量之比，计算确定产物。

计算公式如下：氧化剂物质的量×变价元素的个数×化合价的变化值=还原剂物质的量×变化元素的个数×化合价的变化值。

【当堂检测】
1. 根据反应：O2＋2H2S===2S↓＋2H2O，Na2S＋I2===2NaI＋S↓，4NaI＋O2＋2H2SO4===2I2＋2Na2SO4＋2H2O，判断下列物质的氧化性强弱，正确的是 ( )
A．O2>I2>S B．H2S>NaI>H2O C．S>I2>O2 D．H2O>NaI>H2S
2. 下列反应是实验室制取Cl2的反应：MnO2＋4HCl(浓) MnCl2＋Cl2↑＋2H2O，氧化剂和还原剂物质的量之比是( )
A．1∶1 B．1∶2 C．1∶3 D．1∶4
3. 有下列三个氧化还原反应：①2FeCl3＋2KI===2FeCl2＋2KCl＋I2；②2FeCl2＋Cl2===
2FeCl3；③2KMnO4＋16HCl===2KCl＋2MnCl2＋5Cl2↑＋8H2O。

若某溶液中有Fe2＋、I－、Cl－共存，要除去I－而不使Fe2＋和Cl－的量减少，可加入的试剂是( )
A．Cl2 B．KMnO4 C．FeCl3 D．HCl
4. 硫代硫酸钠可作脱氯剂，已知2
5.0 mL0.100mol／L Na2S2O3溶液恰好把224mL（标准状况下）Cl2完全转化为Cl－离子，则S2O32－将转化成( )
A．S2－ B．S C．SO32－ D．SO42－
5. （1）已知下列反应：A、Cl2＋2KI===2KCl＋I2B、2FeCl2＋Cl2===2FeCl3C、2FeCl3＋2HI===2FeCl2＋2HCl ＋I2D、H2S＋I2===S＋2HI，对于反应B，还原剂与氧化剂的物质的量之比为 ________；对于反应C，当有0.1 mol的Fe2＋生成时，转移电子数目为________；根据上述四个反应可判断出Cl2、I2、Fe3＋、H2S四种物质的氧化性强弱顺序为 ________。

(2)某反应体系中的物质有：NaOH、Au2O3、Na2S4O6、Na2S2O3、Au2O、H2O，请将Au2O3之外的反应物与生成物分别填入以下空格内，反应中，被还原的元素是_____，还原剂是_________，标出电子转移的方向和数目。

答案与解析
题号答案解析
1 A 判断依据是：氧化剂的氧化性强于氧化产物的氧化性；在第一个反应中O2是氧化剂，S是氧化产物，所以氧化性O2>S；在第二个反应中氧化性I2>S；在第三个反应中氧化性O2>I2，所以A项正确
2 B MnO2是氧化剂，HCl是还原剂，4 mol HCl参加反应一半作还原剂，另一半起酸的作用
3 C 根据已知的3个反应可判断出Cl2、KMnO4、FeCl3和I2的氧化性由强到弱的顺序为：KMnO4>Cl2>FeCl3>I2，则Fe2＋、I－、Cl－还原性由强到弱的顺序为：I－>Fe2＋>Cl－。

故要除去I－而不减少Fe2＋和Cl－的量可加入FeCl3
4 D 标准状况下，224 mL即0.01 mol Cl2，全部转化成Cl－离子时得0.02 mol e－，这些电子将由0.02
5 L×0.100 mol／L＝0.0025 mol Na2S2O3失去，那么，1 mol Na2S2O3失去8 mol e－，硫元素的化合价应由Na2S2O3中的＋2变成＋6，所以产物应为SO42－
5 (1)AD
2∶1
6.02×1022
Cl2>Fe3＋>I2>H2S
(2)Na2S2O3H2ONa2S4O6
Au2O NaOH；Au Na2S2O3；
（1）对于反应③2FeCl3＋2HI===2FeCl2＋2HCl＋I2，其反应的离子
方程式为：2Fe3＋＋2I－===2Fe2＋＋I2。

由电子转移情况看每生成0.1
mol Fe2＋转移0.1 mol电子，其个数为6.02×1022。

（2）Au2O3为反
应物，则Au2O一定为生成物，Au的化合价从＋3价降低到＋1价，
故Au2O3为氧化剂．该反应的反应物中应有化合价升高的还原剂存
在，对比Na2S4O6和Na2S2O3，后者为反应物，由钠元素守恒可知
NaOH为生成物，H2O为反应物。