氧化还原反应的基本规律及其应用
氧化还原反应的基本规律及其应用
有关概念之间的关系：
常见氧化剂、还原剂：
一、“两强两弱”规律：
对于自发的氧化还原反应（除高温、电解条件），总是强氧化性物质和强还原性物质反应生成弱氧化性物质和弱还原性物质。即氧化剂的氧化性强于氧化产物的氧化性，还原剂的还原性强于还原产物的还原性。
－
氧化性：氧化剂>氧化产物 还原性：还原剂>还原产物
应用有二：
1、判断微粒氧化性、还原性的相对强弱。
例如：根据反应式：（1）2Fe 3++2I －=2Fe 2++I 2，(2)Br 2+2Fe 2+=2Br －+2Fe 3+，可判断离子的还原
性从强到弱的顺序是 （ ）
A ．Br －、Fe 2+、I －
B ．I －、Fe 2+、Br －
C ．Br －、I －、Fe 2+
D ．Fe 2+、I －、Br －
常见氧化剂
非金属单质：Cl 2、Br 2、O 2等
含有高价元素的化合物：浓H 2SO 4、HNO 3、
FeCl 3、KMnO 4、MnO 2、K 2Cr 2O 7等 过氧化物：Na 2O 2、H 2O 2等
某些不稳定含氧酸：HClO 等
常见还原剂
活泼金属：K 、Na 、Mg 、Al 等
非金属离子或低价态化合物：S 2－、H 2S 、I －、
HI 、SO 2、H 2SO 3、Na 2SO 3、FeCl 2、CO 等 非金属单质及其氢化物：H 2、C 、Si 、NH 3等
2、判断氧化还原反应能否发生。
例如：已知I－、Fe2+、SO2、Cl－和H2O2均具有还原性，它们在酸性溶液中还原性强弱的顺序为Cl－ B．I2+SO2+2H2O=H2SO4+2HI C．H2O2+H2SO4=SO2↑+O2↑+2H2O D．2Fe2++I2=2Fe3++2I－ 二、“高氧、低还、中兼”规律 对于同种元素不同价态的原子而言，最高价态只具有氧化性，最低价态只具有还原性，中间价态既具有氧化性又具有还原性。 例如：S元素 化合价：－2 、0、＋4、＋6 代表物：H2S、S、SO2、H2SO4(浓) S元素的性质：还原性、既有氧化性又有还原性、氧化性 三、“单强离弱、单弱离强”规律 1、金属单质的还原性越强，对应阳离子的氧化性越弱；反之金属单质的还原性越弱，对应阳离子的氧化性就越强。 K、Ca、Na、Mg、Al、Zn、Fe、Sb、Pb、(H)、Cu、Hg、Ag 还原性逐渐减弱 K+、Ca2+、Na+、Mg2+、Al3+、Zn2+、Fe2+、Sn2+、Pb2+、(H+)、Cu2+、Hg2+、Fe3+、Ag+ 氧化性逐渐增强 2、非金属单质的氧化性越强，对应阴离子的还原性越弱；反之非金属单质的氧化性越弱，对应阴离子的还原性就越强。 F2、(O2)、Cl2、Br2、I2、S F－、(OH－)、Cl－、Br－、I－、S2－ 氧化性逐渐减弱还原性逐渐增强 利用此规律可比较微粒氧化性、还原性的相对强弱。 四、“价态归中，互不交叉”规律 “价态归中”是指同种元素不同价态原子间发生氧化还原反应，总是从高价态与低价态反应后生成中间价态的物质。 1、利用此规律可准确确定氧化产物和还原产物。 例如：2H2S+SO2=3S+2H2O，S元素的化合价从－2价和＋4价归中到0价。 “互不交叉”是指，若反应后生成多种中间价态的产物，则遵从邻近变价，互不交叉的原则。例如：H2S+H2SO4(浓)＝S↓+SO2↑+2H2O，S元素的化合价应从－2价变化为0价，从＋6价变化为＋4价。而不能认为是从－2→＋4价，＋6→0价。 2、可判断同种元素不同价态的原子间能否发生氧化还原反应。若有中间价态，则可能发生氧化还原反应，若无中间价态，则不能发生氧化还原反应。 例如：SO2与H2SO4(浓)之间，Fe2+与Fe3+之间，由于无中间价态而不能发生氧化还原反应。 五、“强易弱难，先强后弱”规律 “强易弱难”是指：同一氧化剂（或还原剂）同时与不同还原剂（或氧化剂）反应，当还原剂（或氧化剂）的浓度差别不大时，总是先与还原性（或氧化性）强的反应，然后再与弱的反应。 例如：当氯气通人到含S2－、I－的溶液中，由于还原性S2－>I－，所以，先发生Cl2+S2－=2Cl－+S↓,后发生Cl2+2I－=2Cl－+I2。 【练习】制印刷电路时常用氯化铁溶液作为“腐蚀液”，发生的反应为2FeCl3+Cu=2FeCl2+CuCl2。向盛有氯化铁溶液的烧杯中同时加入铁粉和铜粉，反应结束后，下列结果不可能出现的是（）A．烧杯中有铜无铁B．烧杯中有铁无铜 C．烧杯中铁、铜都有D．烧杯中铁、铜都无 六、“质、电守恒”规律 质：质量守恒。电：电子转移的数目守恒。即氧化剂得电子的总数目＝还原剂失电子的总数目。这是配平氧化还原反应方程式的依据，也是有关氧化还原反应计算的依据。 例如：38.4mg铜跟适量的浓硝酸反应，铜全部作用后，共收集到气体22.4mL(标准状况)，反应消耗的HNO3的物质的量可能是（）A．1.0×10－3mol B．1.6×10－3mol C．2.2×10－3mol D．2.4×10－3mol 规律总结： 规律1：价态表现规律规律2：价态归中规律 规律3：强弱比较规律规律4：反应先后规律 规律5：得失电子相等规律 1、(03上海) ClO2是一种广谱型的消毒剂，根据世界环保联盟的要求ClO2将逐渐取代Cl2成为生产自来水的消毒剂。工业上ClO2常用NaClO3和Na2SO3溶液混合并加H2SO4酸化后反应制得，在以上反应中NaClO3和Na2SO3的物质的量之比为（）A．1:1 B．2:1 C．1:2 D．2:3 2、（2004北京理综）从矿物学资料查得，一定条件下自然界存在如下反应： 14CuSO4 + 5FeS2 + 12H2O = 7Cu2S + 5FeSO4 + 12H2SO4，下列说法正确的是 A．Cu2S既是氧化产物又是还原产物 B．5mol FeS2发生反应，有10mol电子转移 C．产物中的SO42－离子有一部分是氧化产物 D．FeS2只作还原剂 3、（2002单科）R、X、Y和Z是四种元素，其常见化合价均为＋2价，且X2＋与单质R不反应；X2＋＋Z＝X＋Z2＋；Y＋Z2＋＝Y2＋＋Z。这四种离子被还原成0价时表现的氧化性大小符合（）A．R2＋＞X2＋＞Z2＋＞Y2＋B．X2＋＞R2＋＞Y2＋＞Z2＋ C．Y2＋＞Z2＋＞R2＋＞X2＋D．Z2＋＞X2＋＞R2＋＞Y2＋ 4．从含硒（Se）的废料中提取硒的方法之一是：用硫酸和硝酸处理废料，获得亚硒酸和少量硒酸，再与盐酸共热，硒酸转化为亚硒酸：2HCl+H2SeO4=H2SeO3+Cl2+H2O然后向亚硒酸 中通入SO2，生成粗硒。进一步提纯时，可往熔融的粗硒中通入氧气，使生成的氧化硒挥发，再转变成亚硒酸，还原为单质硒。 根据上述信息，回答下列两题： （1）对盐酸与硒酸反应的下述判断中，正确的是（）A．该反应是强酸制取弱酸的复分解反应B．硒酸发生氧化反应 C．硒酸有强氧化性D．盐酸在反应中是氧化剂 （2）对SeO2和SO2及它们的水溶液，下列叙述不正确的是（）A．SeO2和SO2均是酸性氧化物B．SeO2和SO2均属于分子晶体类型 C．亚硫酸氧化性弱于亚硒酸D．SO2与亚硒酸反应的物质的量比为1:1 （3）下列叙述正确的是（）A．H2SeO3氧化性强于HNO3 B．亚硒酸氧化性强于H2SO3 C．二氧化硒的还原性强于二氧化硫D．析出1mol硒，需H2SeO3、SO2各1mol 5．根据下列反应判断有关物质的还原性由强到弱的顺序正确的是（） ①H2SO3+I2+H2O 2HI+H2SO4 ②2FeCl3+2HI 2FeCl2+2HCl+I2 ③3FeCl2+4HNO32FeCl3+NO↑+2H2O+Fe(NO3)3 A．H2SO3>I－>Fe2+>NO B．I－> H2SO3> Fe2+>NO C．Fe2+> I－> H2SO3>NO D．NO> Fe2+> H2SO3> I－ 6．Na2S x在碱性溶液中可被NaClO氧化为Na2SO4，而NaClO被还原为NaCl，若反应中Na2S x 与NaClO的物质的量之比为1︰16，则x值是（）A．2 B．3 C．4 D．5 7．抗击“非典”期间，过氧乙酸(CH3C O OH) O 是广为使用的消毒剂。它可用H2O2和冰醋 酸反应制取，所以在过氧乙酸中常含有残留的H2O2。测定产品中过氧乙酸浓度Co涉及下列反应： ①___MnO4－＋___H2O2＋___H＋=____Mn2＋＋____O2＋___H2O ②H2O2＋2I－＋2H＋=I2＋2H2O ③CH3C O OH + 2I-+ 2H+ CH3COOH + I2 + H2O O ④I2＋2S2O32－=S4O62－＋2I－ 请回答以下问题： （1）配平反应①的离子方程式（配平系数填入相应的横线上） ___MnO4－＋___H2O2＋___H＋=____Mn2＋＋____O2＋___H2O （2）用Na2S2O3标准溶液滴定I2时（反应④）选用的指示剂是______________。 （3）取b0 mL 待测液，用硫酸使溶液酸化，再用浓度为a1 mol·L－1的KMnO4标准溶液滴定其中的H2O2耗用的KMnO4体积为b1mL（反应①，滴定过程中KMnO4不与过氧乙酸反应）另取b0mL待测液，加入过量的KI，并用硫酸使溶液酸化，此时过氧乙酸和残留H2O2都能 跟KI反应生成I2（反应②和③）。再用浓度为a2 mol·L－1的Na2S2O3标准溶液滴定生成的I2，耗用Na2S2O3溶液体积为b2mL。 请根据上述实验数据计算过氧乙酸的浓度（用含a1、a2、b0、b1、b2的代数式表示）。 C0=_____________________________________。 （4）为计算待测液中过氧乙酸的浓度Co，加入的KI的质量已过量但没有准确称量，是否影响测定结果________________________（填是或否）。 8．已知S2O-n 8离子和H2O2一样含过氧键，因此也有强氧化性，S2O-n 8 离子在一定条件下 可把Mn2+氧化成MnO- 4离子，若反应后S2O-n 8 离子变成SO-2 4 离子；又知反应中氧化剂与 还原剂的离子数之比为5：2则S2O-n 8 中的n值和S的化合价是（）A．2, +7 B．2, +6 C．4 ,+7D．4 , +4 9．已知氧化还原反应：2Cu(IO3)2+24KI+12H2SO4=2CuI↓+13I2+12K2SO4+12H2O 其中1mol氧化剂在反应中得到的电子为（）A．10mol B．11mol C．12mol D．13mol 10．金属铜的提炼多从黄铜矿开始．黄铜矿的焙烧过程中主要反应之一的化学方程式 （）A．方框中的物质应为Cu2S B．若有1 molSO2 生成，则反应中有4 mol 电子转移C．SO2既是氧化产物又是还原产物D．O2只作氧化剂 11．有一混合溶液,其中只含有Fe2+、Cl－、Br－、I－（忽略水的电离），其中Cl-、Br-、I-的个数比为2∶3∶4，向该溶液中通入氯气，使溶液中Cl－和Br－的个数比为3∶1，则通入氯气的物质的量与溶液中剩余的Fe2+的物质的量之比为（还原性I－＞Fe2+＞Br－＞Cl－）（）A．7∶1 B．7∶2 C．7∶3 D．7∶4 12．水热法制备Fe3O4纳米颗粒的总反应为：（） 3Fe2＋+2S2O-2 3＋O2＋x OH－＝Fe3O4＋S4O-2 6 ＋2H2O 下列说法正确的是 A．硫元素被氧化，铁元素被还原B．Fe2＋、S2O-2 3 都是还原剂 C．x＝2 D．每生成1mol Fe3O4，则转移电子数为3mol 13．MnO2和Zn是制造干电池的重要原料，工业上用软锰矿和闪锌矿联合生产MnO2和Zn 的基本步骤为： ⑴软锰矿、闪锌矿与硫酸共热：MnO2＋ZnS＋2H2SO4＝MnSO4＋ZnSO4＋S＋2H2O. ⑵除去反应混合物中的不溶物 ⑶电解混合液MnSO4＋ZnSO4＋2H2O电解MnO2＋Zn＋2H2SO4 下列说法不正确 ．．．的是（）A．步骤⑴中MnO2和H2SO4都是氧化剂C．电解时MnO2在阳极处产生 B．步骤⑴中每析出12.8g S沉淀共转移0.8mol电子D．硫酸在生产中可循环使用14．Na2FeO4是一种高效多功能水处理剂，应用前景广阔。一种制备Na2FeO4的方法可用化学方程式表示如下：2FeSO4+6Na2O2=2Na2FeO4+2Na2O+2Na2SO4+O2↑，对此反应下列说法中不．正确的 ．．．是（）A．Na2O2在反应中只作氧化剂B．2mol FeSO4发生反应时，共有10mol电子转移C．O2是氧化产物D．Na2FeO4既是氧化产物又是还原产物 氧化还原反应的基本规律教学设计 一、教学目标 【知识目标】认识氧化还原反应的基本规律 【能力目标】初步学会氧化还原反应的有关规律解决实际问题 【道德情感目标】举例说明生产、生活中常见的氧化还原反应，关注与化学有关的社会热点问题，逐步形成可持续发展的思想。养成勇于实践、不断创新的科学态度，体会学习科学探究的基本方法。 二、重点与难点 【重点】氧化还原反应的基本规律中的守恒规律和价态规律 【难点】价态规律 三、教学器材：投影仪 四、教学方法与过程: 探究式教学、归纳法 教学过程 【投影】[思考与交流1]请用双线桥表示以下反应中电子转移的方向和数目3Cu+8HNO3(稀) = 3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O 在以上的化学反应里，氮元素的化合价由价降低为价，降低了价，氮元素化合价降低的总数为，氮元素得到电子总数为，则铜元素化合价升高总数为，铜原子失去电子总数为。 【教师提问】我们能从刚才题目中总结出什么规律？ 【学生思考并讨论】 [归纳与整理] 【投影】二、氧化还原反应的基本规律及作用 1、电子守恒规律 还原剂失电子总数（或物质的量）=氧化剂得电子总数（或物质的量） 还原剂化合价升高总数=氧化剂化合价降低总数 作用：有关氧化还原反应的计算 配平氧化还原反应方程式 [课堂训练]1.在反应6KOH+3Cl2===KClO3+5KCl+3H2O中，被氧化与被还原的原子个数比是( ) A．1:5 B、1:4 C．1:3 D．1 : 2 【投影】[思考与交流2]下列粒子具有氧化性还是还原性？ Al 3+、S 2-、Fe 2+、H +、Cl -、HCl [归纳与整理] 【投影】2、价态规律 （1）高低规律 元素处于最高价，只有氧化性； 元素处于最低价，只有还原性； 元素处于中间价，既有氧化性又有还原性。 作用：判断物质的氧化性、还原性 金属单质只有还原性，非金属单质大多数既有氧化性又有还原性 [课堂训练]2.下列物质中，按只有氧化性、只有还原性、既有氧化性又有还原性的顺序排列的一组是（ ） A. Al 3+、K 、HCl B. Cl 2、Al 、H 2 C. NO 2、Na 、 N 2 D. O 2、SO 2、H 2O 3.下列粒子中，都既具有氧化性又具有还原性的一组是（ ） A. S 、Cl -、H + B. NO 3-、ClO -、Na + C. H 2S 、SO 2、 Fe 2+ D. MnO 4-、SO 32-、Fe 【投影】[思考与交流3]用双线桥表示电子得失; KClO 3+6HCl==KCl+3Cl 2↑+3H 2O [学生答案] 【投影】（2）价态归中规律 同种元素化合价发生变化时， ①能不变就不变 +5 失去6×1e - 得到1×6e - 2↑+3H 2O × +3H 2O √ +5 - 得到1×5e - 第3节氧化还原反应导学案（第3课时） -------------------氧化还原反应的基本规律及其应用【学习目标】 知识与技能：1．学习氧化还原反应的规律，理解氧化还原反应中的得失电子守恒。 过程与方法：通过对氧化还原反应规律的学习，练习归纳推理能力。 情感态度与价值观：通过对氧化还原反应规律的学习，增强科学的态度、探索精神。【学习重点】氧化还原反应的规律 【新课导学】 《导入》将Zn片加入Cu(NO3)2与AgNO3的混合溶液中，按反应的先后写出离子方程式。 一、强弱律： 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。 二、优先律： 在浓度相差不大的溶液中，同时含有几种还原剂时，若加入氧化剂，则它首先与溶液中还原性最强的还原剂作用；同理，同时含有几种氧化剂时，若加入还原剂，则它首先与溶液中氧化性最强的氧化剂作用。 【例1】已知：Fe3++2I－==2Fe2++I22Fe2++Br2==2Fe3++2Br－向含有1molFeI2和2molFeBr2的溶液入2molCl2，此时被氧化的离子及对应物质的量分别是 ___________ 。 往FeBr2溶液入少量Cl2，哪种离子先被氧化？若改为FeI2呢？ 答案由于还原性I－>Fe2＋>Br－，所以往FeBr2溶液入少量Cl2，首先被氧化的是Fe2＋； 向FeI2溶液入少量Cl2，首先被氧化的是I－。 三、价态律： 同种元素具有多种价态时，一般处于最低价时只具有还原性，处于最高价时只具有氧化性，处于中间价时既具有氧化性又具有还原性。利用此规律可以帮助我们准确判断 注意：①元素处于最高价，只具有氧化性，但不一定氧化性最强。 ②金属元素无负价，F、O无正价。 【例2】下列微粒中：H＋、Cu2＋、Ag＋、Fe2＋、Fe3＋、Cl－、S2－、I－、Na，其中只有氧化性的是___________________________；只有还原性的是______________________； 第4讲氧化还原反应的基本概念和规律 [考纲解读] 1.了解氧化还原反应的本质是电子转移。2.了解常见的氧化还原反应。 考点一用分类思想理解氧化还原反应 1．根据反应中有无________转移或元素____________是否发生变化，可以把化学反应划分为____________反应和____________反应。 判断氧化还原反应的最佳判据是______________________。 2．四种基本反应类型和氧化还原反应的关系可用下图表示： 1．下列反应属于氧化还原反应的是____________，属于化合反应的是______________，属于分解反应的是___________________________________________________________， 属于置换反应的是____________，属于复分解反应的是______________。 A．Cu 2S＋O 2 ===2Cu＋SO 2 B．3O 2 ===2O 3 C．Fe 2O 3 ＋3CO===== △ 2Fe＋3CO 2 D．2Na＋2H 2O===2NaOH＋H 2 ↑ E．CaCO 3===== △ CaO＋CO 2 ↑ F．2H 2O 2 ===2H 2 O＋O 2 ↑ G．SO 3＋H 2 O===H 2 SO 4 H．2Fe＋3Cl 2===== △ 2FeCl 3 I．H 2SO 4 ＋2NaOH===Na 2 SO 4 ＋2H 2 O 考点二结合实例理解氧化还原反应的相关概念 实例：在Fe 2O 3 ＋3CO===== 高温 2Fe＋3CO 2 的反应中________是氧化剂，________是还 原剂；________元素被氧化，________元素被还原；Fe 2O 3 具有氧化性，CO具有 还原性；________是氧化产物，________是还原产物。 1．相关概念 还原剂在反应中表现为所含元素的化合价________，实质上____电子。还原剂具有________，反应时本身被__________________________________________________， 发生________反应，得到________产物。 氧化剂在反应中表现为所含元素的化合价__________，实质上______电子。氧化剂具有________性，反应时本身被________，发生________反应，得到________产物。 2．常见氧化剂和还原剂 (1)常见氧化剂 ①某些活泼的非金属单质：如Cl 2 ，一般被还原为________。 ②元素处于高价态的物质：如浓硫酸，一般被还原为________。 ③过氧化物：如H 2O 2 ，一般被还原为________。 (2)常见还原剂 ①活泼的金属单质：如Zn，一般被氧化为________。 ②某些活泼的非金属单质：如H 2 ，一般被氧化为________。 ③元素处于低价态的物质：如CO，一般被氧化为________。 (3)具有中间价态的物质既有氧化性，又有还原性。 还原产物中间价态氧化产物 规律二氧化还原反应的基本规律及应用 1．性质强弱规律 物质氧化性、还原性的强弱取决于元素得失电子的难易程度，与得失电子的数目无关，可从“热>冷”(温度)、“浓>稀”(浓度)、“易>难”(反应条件、剧烈程度)，以及金属活动性顺序表、元素在周期表中的位置、原电池原理、电解池中离子的放电顺序等角度判断；还要学会从化学反应方向的角度判断“剂>物”(同一反应中氧化剂的氧化性大于氧化产物的氧化性，还原剂的还原性大于还原产物的还原性)。 2．反应先后规律 同一氧化剂与含多种还原剂(物质的量浓度相同)的溶液反应时，首先被氧化的是还原性较强的物质；同一还原剂与含多种氧化剂(物质的量浓度相同)的溶液反应时，首先被还原的是氧化性较强的物质，即强者优先反应。 3．价态归中规律 即同种元素不同价态之间的反应，高价态的元素化合价降低，低价态的元素化合价升高，但升高与降低的化合价不能交叉。 如：KClO3＋6HCl===3Cl2＋KCl＋3H2O，氧化剂：KClO3，还原剂：HCl，氧化产物：Cl2，还原产物：Cl2。 4．邻位价态规律 氧化还原反应发生时，其价态一般先变为邻位价态。 如：(1)Cl－被氧化成Cl2，而不是更高价态氯元素。 (2)S2－一般被氧化为S，S单质一般被氧化成SO2。 (3)ClO－、ClO－3作氧化剂、Cl－作还原剂时，一般被还原成Cl2，而不是Cl－。 5．电子守恒规律 对于氧化还原反应的计算，关键是氧化还原反应的实质——得失电子守恒，列出守恒关系求解，即n(氧化剂)×变价原子个数×化合价变化值＝n(还原剂)×变价原子个数×化合价变化值。 (一)由方程式判断强弱 1．已知常温下，在溶液中可发生如下反应：Ce4＋＋Fe2＋===Fe3＋＋Ce3＋，Sn2＋＋2Fe3＋===2Fe2＋＋Sn4＋。由此推断Fe2＋、Ce3＋、Sn2＋的还原性由强到弱的顺序是() A．Sn2＋、Fe2＋、Ce3＋B．Fe2＋、Ce3＋、Sn2＋ C．Fe2＋、Sn2＋、Ce3＋D．Ce3＋、Fe2＋、Sn2＋ (二)依据强弱顺序判断反应是否发生 2．已知Co2O3在酸性溶液中易被还原成Co2＋，Co2O3、Cl2、FeCl3、I2的氧化性依次减弱。下列反应在水溶液中不可能发生的是() A．3Cl2＋6FeI2===2FeCl3＋4FeI3 B．Cl2＋FeI2===FeCl2＋I2 C．Co2O3＋6HCl===2CoCl2＋Cl2↑＋3H2O D．2Fe3＋＋2I－===2Fe2＋＋I2 (三)相互竞争的反应 3．已知氧化性Br2>Fe3＋。FeBr2溶液中通入一定量的Cl2，发生反应的离子方程式为 a Fe2＋＋ b Br－＋ c Cl2―→ d Fe3＋＋ e Br2＋ f Cl－ 下列选项中的数字与离子方程式的a、b、c、d、e、f一一对应，其中不符合反应实际的是() A．24322 6 B．02101 2 C．20120 2 D．22221 4 规律总结 正确运用有关氧化性、还原性强弱的比较规律，对于提高解题能力有很大帮助。有关物质的氧化性或还原性的比较可以从多个角度进行考查，涉及的知识面很广，常考的判断依据： (1)根据金属活动性顺序比较。 ①金属活动性顺序：金属单质的还原性从K→Au逐渐减弱，其对应离子的氧化性从K＋→Au2＋逐渐增强。 ②非金属活动性顺序：一般某元素的非金属性越强，对应单质的氧化性越强，对应非金属离子的还原性越弱。 (2)根据原电池两极和电解池两极的放电顺序进行判断。原电池中，活动性较强的金属作负极，活动性较弱的金属作正极；电解池中，阳极上物质的放电顺序即为对应物质还原性由强到弱的顺序，阴极上的阳离子放电顺序即为阳离子氧化性由强到弱的顺序。 氧化还原反应基本规律 氧化性是指在化学反应中原子、分子或离子得电子的能力。即所含元素化合价可以降低的微粒，并能在反应中体现出来。 还原性是指在化学反应中原子、分子或离子失去电子的能力。即所含元素化合价可以升高的微粒，并能在反应中体现出来。 价态规律： ①最高价只有氧化性，最低价只有还原性，中间价既有氧化性又有还原性。 即最高价只能降低，最低价只能升高，而中间价既可以升又可以降。 特殊情况有金属单质在反应中只体现还原性，F2单质只体现氧化性。 例1.下列微粒①Al 3+ ②Cl — ③N2④MnO4 — ⑤CO2⑥H2O2⑦Fe 2+ ⑧MnO4 2— ⑨F2⑩Fe等几种微粒中，只有氧化性的是，只有还原性的是，既有氧化性又有还原性的是。 【答案】①⑤⑨、②⑩、③④⑥⑦⑧。 ②同种元素的不同价态之间：相邻价态之间不发生氧化还原反应，不相邻价态之间反应符合“只相近不相交”规则。 例2.在反应KClO3+6HCl=KCl+3Cl2↑+3H2O中氧化产物和还原产物的物质的量之比为（） A、1：3 B、1：5 C、5：1 D、1：1 如果这样分析就会发现同种元素价态由+5到-1和由-1到0发生交叉，不符合基本规律。所以不符合基本规律。 例3.2H2S+SO2=3S↓+2H2O,S元素的化合价从－2价和＋4价归中到0价。 例4.H2S+H2SO4(浓)＝S↓+SO2↑+2H2O,s元素的化合价应从－2价变化为0价，从＋6价变化为＋4价。而不能认为是从－2→＋4价，＋6→0价。 强弱律: ①还原性强的物质越易失去电子，但失去电子后就越难得到电子;氧化性强的物质越易得到电子，但得到电子后就越难失去电子。这一规律可以判断离子的氧化性与还原性。例如Na还原性很强，容易失去电子成为Na+，Na+氧化性则很弱，很难得到电子。另外，Al能失去三个电子成为Al3+，但没有Na容易失去，所以虽然Al能失去的电子比Na多，可还原性没有Na强。金属单质的还原性越强，对应阳离子的氧化性越弱；反之金属单质的还原性越弱，对应阳离子的氧化性就越强。 K Ca Na Mg Al Zn Fe Sb Pb (H) Cu Hg Ag 还原性逐渐减弱 K+Ca2+Na+Mg2+Al3+Zn2+Fe2+Sb2+Pb2+(H+) Cu2+Hg2+Fe3+ Ag+ 氧化性逐渐增强 非金属单质的氧化性越强，对应阴离子的还原性越弱；反之非金属单质的氧化性越弱，对应阴离子的还原性就越弱。 F2 (O2) Cl2 Br2 I2 S F－ (OH－) Cl－ Br－ I－ S2－ 氧化性逐渐减弱还原性逐渐增强 ②氧化剂的氧化性大于氧化产物的氧化性，还原剂的还原性大于还原产物的还原性。用这一性质可以判断物质氧化性或还原性的强弱。如 2HI+Br2=2HBr+I2，氧化剂Br2的氧化性大于氧化产物I2的氧化性。还原剂HI的还原性大于还原产物HBr的还原性。 先后律： “先后律”是指：同一氧化剂（或还原剂）同时与不同还原剂（或氧化剂）反应，当还原剂（或氧化剂）的浓度差别不大时，总是先与还原性（或氧化性）强的反应，然后再与弱的反应。 例5.强氯气通人到含 I－、 S2－的溶液中，由于还原性S2－> I－,所以，先发生Cl2+S2－=2Cl－+S↓,后发生Cl2+2I－=2Cl－+I2。 例6.过量的铁粉与浓硫酸反应，依次反应为: 2Fe+6H2SO4=加热Fe2(SO4)3+SO2↑+6H2O 氧化还原反应的相关规律 一、就近原则 eg: KClO3 + 6HCl ===KCl + 3Cl2↑+ 3H2O 反应中KClO3中的氯元素为+5价，而HCl中的氯元素为-1加价，产物中KCl中的氯元素为-1价，Cl2中的氯元素为0价，那么究竟是由+5到-1、还是由+5到0呢？在这里就运用了就近原则，因+5离0比+5离-1要近，所以应为+5到0； 其中+5价的氯只有一个，而0价的氯有6个，说明6个0价的氯中只有一个是由+5价得电子而转化为0价，其余的5个则必然是由-1价转化而来的。 习题：H2SO4 + H2S ===== S + SO2↑+2H2O 应为：+6价的硫→+4价的硫 -2价的硫→0价的硫 转移电子总数为2个电子 二、①、同种元素的不同种价态，最高价的元素只有氧化性，最低价的元素只有还原性，处于中间价 态的元素既有氧化性又有还原性。 Eg:Cl 有-1 0 +1 +5 +7 五种价态 当处于-1价时则只有还原性当处于+7价是则只有氧化性 而处于0 +1 +5 价态是既有氧化性又有还原性 *只限于元素、而不是物质：eg: HCl中H为+1价，是氢元素的最高价，从而导致HCl具有一定的氧化性，而氯则为-1价，处于最低价态，又致使HCl具有一定的还原性，所以HCl既有氧化性又有还原性，不能单纯的看其中某一种元素。 而在物质中某元素处于中间价态时，我们就能说这种物质既有氧化性又有还原性 eg：SO2 硫元素处于中间价态（+4价），既有氧化性，又有还原性。 ②、0、+1 、+5 、+7 均具有一定的氧化性（无-1价,-1价只有还原性，无氧化性） -1、0、+1、+5均具有一定的还原性（无+7价） 化合价越高，该价态的元素所具有的氧化性越强；反之价态越低该元素的还原性越强 也就是说氯的氧化性：+7>+5>+1>0 还原性：-1>0>+1>+5 *通常只适用于元素，而不是物质 eg:HClO4(高氯酸)中氯元素为+7价高于HClO中氯元素的+1价，但氧化性却是HClO> HClO4三、左大于右（氧化剂、氧化产物具有氧化性；还原剂、还原产物具有还原性） 即氧化剂的氧化性强于氧化产物的氧化性 还原剂的还原性强于还原产物的还原性 eg：2HBr + H2SO4(浓) Br2 + SO2↑+ 2H2O 氧化剂：化合价降低H2SO4(浓) 氧化产物：化合价升高得到的产物Br2 还原剂：化合价升高HBr 还原产物：化合价降低得到的产物SO2 氧化性：H2SO4(浓)> Br2 还原性：HBr> SO2 习题： 判断有关物质还原性强弱顺序 I2 + SO2 +2H2O ==== H2SO4 + 2HI 氧化还原反应的基本规律 一、强弱规律 （1）氧化性、还原性的判断 A、氧化性是指得电子的能力，还原性是指失电子的能力。 B、氧化性、还原性的强弱取决于得失电子的难易程度，与得失电子的多少 无关。 C、从元素的价态考虑：最高价态只有氧化性；最低价态只有还原性；中间 价态既有氧化性又有还原性。 （2）判断氧化性、还原性强弱常用的方法 A、根据金属的活泼性判断 1.金属的金属性越强，单质的还原性越强，其对应的离子的氧化性越弱。 2.单质的还原性：按金属活动性顺序依次减弱。 3.离子的氧化性：按金属活动性顺序依次增强（铁为）。如： B、根据非金属的活泼性判断 非金属性越强，单质的性氧化越强，其对应的离子的还原性越弱。如： 氧化性 还原性 C、根据氧化还原反应进行的方向以及反应条件或剧烈程度来判断 1.氧化性：氧化剂＞氧化产物。 2．还原性：还原剂＞还原产物。 3. 不同氧化剂（还原剂）与同一还原剂（氧化剂）反应时，反应条件越易， 氧化性（还原性）越强。如：根据浓盐酸分别与KMnO ,MnO 、O 反应的条件为常温、加热、催化剂并加热，由反应条件可以判断氧化剂的氧化性顺序为： 4. 不同氧化剂（还原剂）与同一还原剂（氧化剂）反应时，反应条件越剧烈， 氧化性（还原性）越强。如：钠和钾分别与水反应时，钾更剧烈，所以还原性：K＞Na D、根据原电池或电解池的电极反应判断 1. 两种不同的金属构成原电池的两极，负极金属是电子流出的极，正极金属 是电子流入的极，其还原性：负极＞正极 2. 用惰性电极电解混合溶液时，在阴极先放电的阳离子的氧化性较强，在阳 极先放电的阴离子的还原性较强。 E、某些物质的氧化性或还原性与外界条件有关 1.温度：如浓硫酸具有强的氧化性，热的浓硫酸比冷的浓硫酸的氧化性更强。 2.浓度：如硝酸的浓度越高，氧化性越强。 3.酸碱性：如KmnO 的氧化性随酸性的增强而增强。 二、相等规律：在任何氧化还原反应中，氧化剂得到电子的总数与还原剂失去电 子的总数相等。此规律应用于解氧化还原反应的计算题、氧化还 原反应方程式的配平。 三、先后规律：在溶液中如果存在多种氧化剂（或还原剂），当向溶液中加入一 种还原剂（或氧化剂）时，还原剂（氧化剂）先把氧化性（还原 性）强的氧化剂（还原剂）还原（或氧化）。如把通入到溶 液中，先氧化，然后才氧化。 高一化学必修1氧化还原反应的基本规律及其应用 有关概念之间的关系： 常见氧化剂、还原剂： 一、“两强两弱”规律： 对于自发的氧化还原反应（除高温、电解条件），总是强氧化性物质和强还原性物质反应生成弱氧化性物质和弱还原性物质。即氧化剂的氧化性强于氧化产物的氧化性，还原剂的还原性强于还原产物的还原性。 － 氧化性：氧化剂>氧化产物 还原性：还原剂>还原产物 应用有二： 1、判断微粒氧化性、还原性的相对强弱。 例如：根据反应式：（1）2Fe 3++2I －=2Fe 2++I 2，(2)Br 2+2Fe 2+=2Br － +2Fe 3+，可判断离子的还原性从强到弱的顺序是 （ ） A ．Br －、Fe 2+、I － B ．I －、Fe 2+、Br － 常见氧化剂 非金属单质：Cl 2、Br 2、O 2等 含有高价元素的化合物：浓H 2SO 4、HNO 3、FeCl 、KMnO 、MnO 、K Cr O 等 常见还原剂 活泼金属：K 、Na 、Mg 、Al 等 非金属离子或低价态化合物：S 2－、H 2S 、I －、HI 、SO 、H SO 、Na SO 、FeCl 、 CO C．Br－、I－、Fe2+D．Fe2+、I－、Br－ 2、判断氧化还原反应能否发生。 例如：已知I－、Fe2+、SO2、Cl－和H2O2均具有还原性，它们在酸性溶液中还原性强弱的顺序为Cl－ 氧化还原反应的基本规律及其应用 有关概念之间的关系： 常见氧化剂、还原剂： 一、“两强两弱”规律： 对于自发的氧化还原反应（除高温、电解条件），总是强氧化性物质和强还原性物质反应生成弱氧化性物质和弱还原性物质。即氧化剂的氧化性强于氧化产物的氧化性，还原剂的还原性强于还原产物的还原性。 － 氧化性：氧化剂>氧化产物 还原性：还原剂>还原产物 应用有二： 1、判断微粒氧化性、还原性的相对强弱。 例如：根据反应式：（1）2Fe 3++2I －=2Fe 2++I 2，(2)Br 2+2Fe 2+=2Br －+2Fe 3+，可判断离子的还原 性从强到弱的顺序是 （ ） A ．Br －、Fe 2+、I － B ．I －、Fe 2+、Br － C ．Br －、I －、Fe 2+ D ．Fe 2+、I －、Br － 常见氧化剂 非金属单质：Cl 2、Br 2、O 2等 含有高价元素的化合物：浓H 2SO 4、HNO 3、 FeCl 3、KMnO 4、MnO 2、K 2Cr 2O 7等 过氧化物：Na 2O 2、H 2O 2等 某些不稳定含氧酸：HClO 等 常见还原剂 活泼金属：K 、Na 、Mg 、Al 等 非金属离子或低价态化合物：S 2－、H 2S 、I －、 HI 、SO 2、H 2SO 3、Na 2SO 3、FeCl 2、CO 等 非金属单质及其氢化物：H 2、C 、Si 、NH 3等 2、判断氧化还原反应能否发生。 例如：已知I－、Fe2+、SO2、Cl－和H2O2均具有还原性，它们在酸性溶液中还原性强弱的顺序为Cl－ 氧化还原反应中的规律 1、守恒规律：在氧化还原反应中，元素的化合价有升必有降，电子有得必有失。对于一个完整的氧化还原反应，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。此外，反应前后的原子个数、物质质量也都守恒。守恒律的应用非常广泛，通常用于氧化还原反应中的计算问题以及方程式的配平问题 2、价态规律：元素处于最高价，只有氧化性；元素处于最低价，只有还原性；元素处于中间价态，既有氧化性又有还原性，但主要呈现一种性质。物质若含有多种元素，其性质是这些元素性质的综合体现。如HCl，既有氧化性（由氢元素表现出的性质），又有还原性（由氯元素表现出的性质）。 3、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。 4、歧化规律：同一种物质分子内同一种元素同一价态的原子（或离子）发生电子转移的氧化还原反应叫歧化反应， 歧化反应的特点：某元素的中间价态在适宜条件下同时向较高和较低的价态转化。歧化反应是自身氧化还原反应的一种。 5、归中规律 （1）同种元素间不同价态的氧化还原反应发生的时候，其产物的价态既不相互交换，也不交错。 （2）同种元素相邻价态间不发生氧化还原反应；当存在中间价态 时，同种元素的高价态物质和低价态物质才有可能发生反应，若无中间价态则不能反应。如浓硫酸和SO2不能反应。 （3）同种元素的高价态氧化低价态的时候，遵循的规律可简单概括为：高到高，低到低，可以归中，不能跨越。 6、难易规律：还原性强的物质越易失去电子，但失去电子后就越难得到电子；氧化性强的物质越易得到电子，但得到电子后就越难失去电子。 邻位转化规律：发生氧化还原反应时元素的化合价升高或者降低到相邻的价态比如S有-2，0，+4，+6价态，如果是0价参加反应时升高到临近的+4，降低到临近的-2。 跳位转化规律： 一般都满足邻位规律，但是如果遇到的是强氧化剂或强还原剂则 会被氧化为高价态和还原为低价态如-2价的S如果遇到一般的氧化剂，被氧化到0价，如果遇到强氧化剂，则可能被氧化到+6价 互不换位规律、价态归中规律： 含不同价态同种元素的物质问发生氧化还原反应时,该元素价态的变化一定遵循“高价+低价→中间价”,不会出现交错现象。 氧化还原反应的基本概念和规律（提高） 考纲要求 1 ?理解化学反应的四种基本类型。 2?认识氧化还原反应的本质是电子的转移。了解生产、生活中常见的氧化还原反应。 3 ?能判断氧化还原反应中电子转移的方向和数目。 4 ?掌握物质氧化性、还原性强弱的比较 考点一：氧化还原反应 1 ?定义：在反应过程中有元素的化合价升降的化学反应是氧化还原反应。 2?实质：反应过程中有电子的得失或共用电子对的偏移。 3. 特征：化合价有升降。 4. 与四种基本反应的关系 要点诠释: ① 置换反应全部属于氧化还原反应。 ② 复分解反应全部属于非氧化还原反应。 ③ 有单质参加的化合反应全部是氧化还原反应。 ④ 有单质生成的分解反应全部是氧化还原反应。 ⑤ 有单质参与的化学反应不一定是氧化还原反应，如 ⑥ 无单质参与的化合反应也可能是氧化还原反应，如 考点二：有关氧化还原反应的基本概念（四对） 要点诠释： 1. 氧化剂与还原剂 氧化剂：得到电子（或电子对偏向、化合价降低）的物质。 还原剂：失去电子（或电子对偏离、化合价升高）的物质。氧化剂具有氧化性，还原剂 具有还原性。 2. 氧化反应与还原反应 氧化反应：失去电子（化合价升高）的反应。还原反应：得到电子（化合价降低）的反 应。 3. 氧化产物与还原产物 氧化产物：还原剂在反应中失去电子后被氧化形成的生成物。 还原产物：氧化剂在反应 中得到电子后被还原形成的生成物。 4 ?氧化性与还原性 氧化剂具有的得电子的性质称为氧化性；还原剂具有的失电子的性质称为还原性。 小结：氧化还原反应中各概念之间的相互关系 3。2==203 ； H 2O 2+SO 2==H 2SO 4。 考纲要求 1．理解化学反应的四种基本类型。 2．认识氧化还原反应的本质是电子的转移。了解生产、生活中常见的氧化还原反应。 3．能判断氧化还原反应中电子转移的方向和数目。 4．掌握物质氧化性、还原性强弱的比较 考点一：氧化还原反应 1．定义：在反应过程中有元素的化合价升降的化学反应是氧化还原反应。 2．实质：反应过程中有电子的得失或共用电子对的偏移。 3．特征：化合价有升降。 4．与四种基本反应的关系 要点诠释： ①置换反应全部属于氧化还原反应。 ②复分解反应全部属于非氧化还原反应。 ③有单质参加的化合反应全部是氧化还原反应。 ④有单质生成的分解反应全部是氧化还原反应。 ⑤有单质参与的化学反应不一定是氧化还原反应，如3O2==2O3； ⑥无单质参与的化合反应也可能是氧化还原反应，如H2O2+SO2==H2SO4。 考点二：有关氧化还原反应的基本概念（四对） 要点诠释： 1．氧化剂与还原剂 氧化剂：得到电子（或电子对偏向、化合价降低）的物质。 还原剂：失去电子（或电子对偏离、化合价升高）的物质。氧化剂具有氧化性，还原剂具有还原性。 2．氧化反应与还原反应 氧化反应：失去电子（化合价升高）的反应。还原反应：得到电子（化合价降低）的反应。 3．氧化产物与还原产物 氧化产物：还原剂在反应中失去电子后被氧化形成的生成物。还原产物：氧化剂在反应中得到电子后被还原形成的生成物。 4．氧化性与还原性 氧化剂具有的得电子的性质称为氧化性；还原剂具有的失电子的性质称为还原性。 小结：氧化还原反应中各概念之间的相互关系 上述关系可简记为： 升（化合价升高）、失（电子）、氧（氧化反应）、还（还原剂） 降（化合价降低）、得（电子）、还（还原反应）、氧（氧化剂） 例如，对于反应：MnO2+4HCl (浓)MnCl2+Cl2↑+2H2O ①该反应的氧化剂是MnO2，还原剂是HCl，氧化产物是Cl2，还原产物是MnCl2，氧化剂 氧化还原反应中的几条规律主要内容如下： 1、守恒规律 在氧化还原反应中，元素的化合价有升必有降，电子有得必有失。对于一个完整的氧化还原反应，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。此外，反应前后的原子个数、物质质量也都守恒。守恒律的应用非常广泛，通常用于氧化还原反应中的计算问题以及方程式的配平问题。 2、价态规律 元素处于最高价，只有氧化性；元素处于最低价，只有还原性；元素处医学教.育网原创于中间价态，既有氧化性又有还原性，但主要呈现一种性质。物质若含有多种元素，其性质是这些元素性质的综合体现。如HCl，既有氧化性（由氢元素表现出的性质），又有还原性（由氯元素表现出的性质）。 3、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。 4、歧化规律 同一种物质分子内同一种元素同一价态的原子（或离子）发生电子转移的氧化还原反应叫歧化反应，歧化反应的特点：某元素的中间价态在适宜条件下同时向较高和较低的价态转化。歧化反应是自身氧化还原反应的一种。 5、归中规律 （1）同种元素间不同价态的氧化还原反应发生的时候，其产物的价态既不相互交换，也不交错。 （2）同种元素相邻价态间不发生氧化还原反应；当存在中间价态时，同种元素的高价态物质和低价态物质才有可能发生反应，若无中间价态则不能反应。如浓硫酸和SO2不能反应。 （3）同种元素的高价态氧化低价态的时候，遵循的规律可简单概括为：高到高，低到低，可以归中，不能跨越。 6、难易规律 还原性强的物质越易失去电子，但失去电子后就越难得到电子；氧化性强的物质越易得到电子，但得到电子后就越难失去电子。 邻位转化规律：发生氧化还原反应时元素的化合价升高或者降低到相邻的价态比如S有-2，0，+4，+6价态，如果是0价参加反应时升高到临近的+4，降低到临近的—2 跳位转化规律：一般都满足邻位规律，但是如果遇到的是强氧化剂或强还原剂则 制作人：闫丹宁 1、了解氧化还原反应的基本规律并运用其解题。 2、利用氧化还原反应的基本原理判断氧化还原产物，正确书写出氧化还原反应化学方程式。 3、会利用化合价升价法对氧化还原反应进行配平。 4、能利用得失电子守恒原理进行相关计算。 一、氧化还原反应基本规律及应用 1、价态律 当元素具有可变化合价时，一般处于最高价态时只具有氧化性，处于最低价态时只具有还原性，处于中间价态时既具有氧化性又具有还原性。如：浓H2SO4的S只具有氧化性，H2S 中的S 只具有还原性，单质S既具有氧化性又具有还原性。 2、强弱律 在氧化还原反应中，强氧化剂+强还原剂=弱氧化剂(氧化产物)+弱还原剂(还原产物)，即氧化剂的氧化性比氧化产物强，还原剂的还原性比还原产物强。如由反应2FeCl3+2KI=2FeCl2+2KCl+I2可知，FeCl3的氧化性比I2强，KI的还原性比FeCl2强。 一般来说，含有同种元素不同价态的物质，价态越高氧化性越强(氯的含氧酸除外)，价态越低还原性越强。如氧化性：浓H2S04 >SO2（H2SO3)> S；还原性：H2S>S>SO2。在金属活动性顺序表中，从左到右单质的还原性逐渐减弱，阳离子(铁指Fe2+)的氧化性逐渐增强。 3、优先律 也叫强弱规律，即“谁强谁优先”，同一氧化剂与含多种还原剂(物质的量浓度相同)的溶液反应 时，首先被氧化的是还原性最强的物质；同一还原剂与含多种氧化剂(物质的量浓度相同)的溶液反应时，首先被还原的是氧化性最强的物质。 在浓度相差不大的溶液中： （1）同时含有几种还原剂时―――――→加入氧化剂 将按照还原性由强到弱的顺序依次反应。 如向FeBr 2溶液中通入少量Cl 2时，因为还原性Fe 2＋＞Br －，所以Fe 2＋先与Cl 2反应。 (2)同时含有几种氧化剂时―――――→加入还原剂 将按照氧化性由强到弱的顺序依次反应。 如在含有Fe 3＋、Cu 2＋的溶液中加入铁粉，因为氧化性Fe 3＋＞Cu 2＋，所以铁粉先与Fe 3＋反应，然后再与Cu 2＋ 反应。 4、价态归中规律 即同种元素不同价态之间的反应，高价态的元素化合价降低，低价态的元素化合价升高，但升高与降低的化合价不能交叉。如KClO 3＋6HCl===3Cl 2＋KCl ＋3H 2O ，氧化剂为KClO 3，还原剂为HCl ，氧化产物为Cl 2，还原产物为Cl 2。 同种元素不同价态之间发生氧化还原反应时可总结为： 价态相邻能共存，价态相间能归中， 归中价态不交叉，价升价降只靠拢。 5、歧化反应规律 发生在同一物质分子内、同一价态的同一元素之间的氧化还原反应，叫做歧化反应。其反应规律是：所得产物中，该元素一部分价态升高，一部分价态降低，即“中间价→高价十低价”。具有多种价态的元素(如氯、硫、氮和磷元素等)均可发生歧化反应。 【典型例题1】【2017届浙江省绍兴市高三3月教学质量调测】己知：还原性HSO 3->I -，氧化性IO 3->I 2。在含3 mol NaHSO 3的溶液中逐滴加入KIO 3溶液．加入KIO 3和析出I 2的物质的量的关系曲线如下图所示。下列说法不正确的是 （ ） 氧化还原反应的规律及应用教案 一、学习目标 1. 进一步复习巩固氧化还原反应各概念，掌握其内在联系； 2. .掌握氧化还原反应五大规律：守恒律、价态律、强弱律、优先律、转化律 二、重点难点 重点：氧化还原反应的概念及其内在联系； 难点：掌握氧化还原反应五大规律：守恒律、价态律、强弱律、优先律、转化律。 三、教学设计 导入：同学们已经学习过了氧化还原反应，相信大家已经对氧化还原反应有了一定的了解，那么什么是氧化还原反应呢？氧化还原反应中还蕴含着怎样的规律呢？今天我们来一起学习一下氧化还原反应的几个规律。 首先我们来一起复习一下氧化还原反应的一些基本概念 课前复习 1、氧化还原反应的特征是_______________，本质是_____________。 2、在氧化还原反应中，有五对既相对立又相联系的概念。它们的名称和相互关系是： 氧化剂（具有）→所含元素化合价→电子→ 被→发生反应→得到产物。 还原剂（具有）→所含元素化合价→电子→ 被→发生反应→得到产物。 氧化剂+ 还原剂=== 氧化产物+ 还原产物 3.电子转移的表示方法 （1）双线桥：__________指向__________，__________指向__________(得失相等) （2）单线桥：__________指向__________，（不计得失） 用两种方法表示氧化还原反应 KClO3+ 6HCl== KCl+3Cl2+3 H2O KClO3+ 6HCl== KCl+3Cl2+3 H2O 4.四大基本反应类型与氧化还原反应的关系 ⑴的置换反应都是氧化还原反应 ⑵的复分解反应都是非氧化还原反应 ⑶的化合反应一定是氧化还原反应 ⑷的分解反应一定是氧化还原反应 下面给大家5分钟的时间做一下下面的练习题。 讲评练习题 刚才我们一起复习了一下氧化还原反应的基本概念，大家掌握的都不错，那么大家想不想进一步探索氧化还原反应的规律呢？下面我们来一起学习氧化还原反应的基本规律。 二、氧化还原反应的规律 1.守恒规律 a.质量守恒 b.电荷守恒：对于离子反应，方程式左右两边的电荷数的______________； 例：单质铁溶于一定浓度的硝酸中反应的化学方程式如下： a Fe+ b NO3-+ c H+== d Fe2++f Fe3++g NO↑+h N2O↑+k H2O（系数均为自然数） （1）b、c、d、f的关系式是__________________________（电荷守恒） （2）d、f、g、h的关系式是___________________________（得失电子守恒） c.得失电子守恒（_______升降守恒）：_______电子数=失_______电子数 计算公式： n(氧化产物)×变价原子个数×化合价变化值==n(还原产物)×变价原子个数×化合价变化值n(氧化剂)×变价原子个数×化合价变化值==n(还原剂)×变价原子个数×化合价变化值 例1：已知M2O7x－+3S2－+14H+ 2M3++3S↓+7H 2 O,则M2O7x－中的M的化合价为（） A．+2 B．+3 C．+4 D．+6 练习1：在一定条件下，R03n-和氟气可发生如下反应： R03n-+F2+20H- = R04-+2F-+H2O。从而可知在R03n-中，元素R的化合价是（） A．+4 B．+5 C．+6 D．+7 高一化学必修1 氧化还原反应的基本规律及其应用 有关概念之间的关系： 常见氧化剂、还原剂： 一、“两强两弱”规律： 对于自发的氧化还原反应（除高温、电解条件），总是强氧化性物质和强还原性物质反应生成弱氧化性物质和 弱还原性物质。即氧化剂的氧化性强于氧化产物的氧化性，还原剂的还原性强于还原产物的还原性。 氧化剂＋还原剂＝还原产物＋氧化产物－e － ＋e － 氧化性：氧化剂>氧化产物 还原性：还原剂>还原产物 应用有二： 1、判断微粒氧化性、还原性的相对强弱。 例如：根据反应式：（1）2Fe 3++2I －=2Fe 2++I 2，(2)Br 2+2Fe 2+=2Br －+2Fe 3+，可判断离子的还原性从强到弱的顺序是 （ ） A ．Br －、Fe 2+、I － B ．I －、Fe 2+、Br － C ．Br －、I －、Fe 2+ D ．Fe 2+、I －、Br － 2、判断氧化还原反应能否发生。 例如：已知I －、Fe 2+、SO 2、Cl －和H 2O 2均具有还原性，它们在酸性溶液中还原性强弱的顺序为Cl －氧化还原反应的基本规律教学设计(一)
氧化还原反应的基本规律及其应用
【步步高】2020高考化学大一轮复习讲义 第二章 第4讲 氧化还原反应的基本概念和规律
规律二氧化还原反应的基本规律
高中化学氧化还原反应基本规律
氧化还原反应的相关规律.
氧化还原反应的基本规律
高一化学必修1 氧化还原反应的基本规律及其应用
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最新氧化还原反应的规律及应用教案
氧化还原反应的基本规律和练习