2013高考化学一轮复习教案-氧化还原反应基本规律(精)
第二章化学物质及其变化第八课时氧化还原反应基本规律复习目标：1、了解氧化还原反应的基本规律并运用其解题。
2、掌握几种氧化性、还原性判断的方法。
基础知识：一、基本规律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。
如：将Cl2通入物质的量浓度相同的NaBr和NaI 的混合液中，Cl2首先与NaI 反应；将过量铁粉加入到物质的量浓度相同的Fe3+和Cu2+的混合液中，Fe首先与Fe3+反应。
4、价态归中规律含不同价态同种元素的物质间发生氧化还原反应时，该元素价态的变化一定遵循“高价十低价→中间价”而不会出现交错现象。
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。
二、氧化性、还原性强弱的判断方法1.根据金属活动性顺序来判断:一般来说，越活泼的金属，失电子氧化成金属阳离子越容易，其阳离子得电子还原成金属单质越难，氧化性越弱；反之，越不活泼的金属，失电子氧化成金属阳离子越难，其阳离子得电子还原成金属单质越容易，氧化性越强。
（还原性逐渐减弱）金属的活动性逐渐减弱、、、、、、、、、、、、、、−−−−−−−−−−−−−−−−−→−Au Pt Ag Hg Cu H Pb Sn Fe Zn Mg Na K )(Al Ca氧化性逐渐增强、、、、、、、、、、、、、−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−→−+++++++++++++Ag Fe Cu H Pb Sn Fe Zn Mg Na K 322222322)(Al Ca2.根据非金属活动性顺序来判断:一般来说，越活泼的非金属，得到电子还原成非金属阴离子越容易，其阴离子失电子氧化成单质越难，还原性越弱。
3.根据氧化还原反应发生的规律来判断: 氧化还原反应可用如下式子表示：规律：氧化性：氧化剂的氧化性>氧化产物的氧化性还原性：还原剂的还原性>还原产物的还原性4.根据氧化还原反应发生的条件来判断:如：Mn02+4HCl(浓) MnCl 2+C12↑+2H 202KMn04+16HCl(浓)=2MnCl 2+5C12↑+8H 2O后者比前者容易(不需要加热)，可判断氧化性 KMn04>Mn025.根据反应速率的大小来判断:如：2Na 2SO 3+O 2=2Na 2SO 4（快）， 2H 2SO 3+O 2=2H 2SO 4（慢），322SO 2O SO 2催化剂∆+， 其还原性： Na 2SO 4>H 2SO 3>SO 2 6.根据被氧化或被还原的程度来判断:如：22CuCl Cl Cu 点燃+，S Cu S Cu 22∆+， 即氧化性:S Cl 2>。
又如：O H 2SO Br SO H HBr 2222)(42+↑+∆+浓，242228()44HI H SO I H S H O +=+↑+浓，即有还原性：H B rH I>。
7.根据原电池的正负极来判断：在原电池中，作负极的金属的还原性一般比作正极金属的还原性强。
8.根据电解池中溶液里阴、阳离子在两极放电顺序来判断。
如：Cl-失去电子的能力强于OH-，还原性:-->OHCl。
9.根据元素在周期表中位置判断：(1)对同一周期金属而言，从左到右其金属活泼性依次减弱。
如Na、Mg、A1金属性依次减弱，其还原性也依次减弱。
(2)对同主族的金属而言，从上到下其金属活泼性依次增强。
如Li、Na、K、Rb、Cs金属活泼性依次增强，其还原性也依次增强。
（3）对同主族的非金属而言，从上到下其非金属活泼性依次减弱。
如F、Cl、Br、I非金属活泼性依次减弱，其氧化性也依次减弱。
10.根据（氧化剂、还原剂）元素的价态进行判断：元素处于最高价只有氧化性，最低价只有还原性，处于中间价态既有氧化又有还原性。
一般来说，同种元素价越高，氧化性越强；价越低还原性越强。
如氧化性：Fe3+>Fe2+>Fe,S(+6价)>S(+4价)等，还原性：H2S>S>SO2，但是，氧化性：HClO4< HClO3< HClO2< HClO。
【注意】①物质的氧化性、还原性不是一成不变的。
同一物质在不同的条件下，其氧化能力或还原能力会有所不同。
如：氧化性：HNO3（浓）＞HNO3（稀）；Cu与浓H2SO4常温下不反应，加热条件下反应；KMnO4在酸性条件下的氧化性比在中性、碱性条件下强。
②原子的氧化性一般都强于分子的氧化性。
如：氧化性F>F2、Cl>Cl2、O>O2等。
典型例题：【例1】(2009全国Ⅱ，13)含有a mol FeBr2的溶液中，通入x mol Cl2。
下列各项为通Cl2过程中，溶液内发生反应的离子方程式，其中不正确．．．的是A．x＝0.4a，2Fe2-+Cl2＝2Fe3++2Cl-B．x＝0.6a，2Br－+ Cl2＝Br2+2Cl－C．x=a，2Fe2＋+2Br－+2Cl2＝Br2+2Fe3＋+4Cl－D．x=1.5a，2Fe2＋+4Br－+3Cl2＝2Br2+2Fe3＋+6Cl－〖答案〗B【例2】根据下列方程式：⑴2Fe2++Cl2=2Fe3++2Cl-；⑵HClO+HCl=Cl2+H2O ；⑶2Fe3＋＋Cu=2Fe2++Cu2+；⑷Fe+Cu2+=Fe2++Cu，判断下列各组物质氧化性强弱顺序正确的是A．Fe3+＞HClO＞Cl2＞Fe2+＞Cu2+ B．HClO＞Cl2＞Fe3+＞Cu2+＞Fe2+C．Cl2＞HClO＞Fe3+＞Cu2+＞Fe2+ D．HClO＞Fe3+＞Cl2＞Cu2+＞Fe2+〖解析〗此题看起来很复杂，但问题解决起来却非常简单，所依据的规律就是常说的“强制弱”规律。
所谓的“强制弱”规律，指的是氧化性（还原性）强的物质可以把还原性（氧化性）弱的物质制出来，具体到某一个特定反应中的意思是说，具有氧化性的氧化剂（还原性的还原剂）可以把具有氧化性的生成物（还原性的生成物）制出来。
由⑴可知，Cl2氧化性强于Fe3+，即Cl2＞Fe3+，由⑵可知，HClO＞Cl2，由⑶可知，Fe3+＞Cu2+，由⑷可知，Cu2+＞Fe2+。
由此可进一步推知，正确答案为B。
课后练习：1．根据反应：2H2S＋O2===2S↓＋2H2O，4NaI＋O2＋2H2SO4===2I2＋2Na2SO4＋2H2O，Na2S＋I2===2NaI＋S↓.下列物质的氧化性强弱判断正确的是()A．O2>I2>S B．H2S>NaI>H2O C．S>I2>O2D．H2O>NaI>H2S 〖解析〗根据氧化还原反应中氧化剂的氧化性大于氧化产物的氧化性，由三个反应可知氧化性：O2>S、O2>I2、I2>S，故氧化性：O2>I2>S.〖答案〗A2．(2009·潮州月考)R2O n－6在一定条件下可以把Mn2＋氧化成MnO－4，若反应后R2O n－6转变为RO n－3.又知反应中氧化剂与还原剂的物质的量之比为5∶2，则n值为() A．1 B．2 C．3 D．4〖解析〗Mn元素失去的电子数等于R元素得到的电子数(也可以通过化合价计算，Mn升高的化合价的数目等于R元素降低的化合价数目)．〖答案〗B3．在浓盐酸中H3AsO3与SnCl2反应的离子方程式为：3SnCl2＋12Cl－＋2H3AsO3＋6H＋===2As ＋3SnCl2-6＋6M，关于该反应的说法中正确的组合是()①氧化剂是H3AsO3②还原性：Cl－>As③每生成7.5 g As，还原剂失去的电子为0.3 mol ④M为OH－⑤SnCl2－6是氧化产物A．①③⑤B．①②④⑤C．①②③④D．①③〖解析〗方程式中Sn元素从＋2价上升至＋4价，SnCl2是还原剂，SnCl2-6是氧化产物；As 元素从＋3价下降到0价，H3AsO3是氧化剂，As是还原产物．Cl元素化合价没有发生变化，不能推出还原性：Cl－>As，每生成7.5 g As，还原剂失去电子的物质的量为7.5 g75 g/mol×3＝0.3 mol.根据质量和电荷守恒推知M应为H2O。
〖答案〗A4．(2009·汕头二模)做实验时不小心粘了一些高锰酸钾，皮肤上的斑很久才能消除，如果用草酸的稀溶液洗涤马上可以复原，其离子方程式为：MnO－4＋C2O2-4＋H＋―→CO2↑＋Mn2＋＋，关于此反应的叙述正确的是()A．该反应的氧化剂是C2O2-4B．该反应右边方框内的产物是OH－C．该反应电子转移总数是5e－D．配平该反应式后，H＋的系数是16〖解析〗该反应的氧化剂是MnO－4，选项A错误．该反应右边方框内的产物是H2O，选项B 错误．配平该反应可得：2MnO－4＋5C2O2－4＋16H＋===10CO2↑＋2Mn2＋＋8H2O，转移电子总数是10e－，选项C错误．〖答案〗D5．（2011上海24）雄黄(As4S4)和雌黄(As2S3)是提取砷的主要矿物原料，二者在自然界中共生。
根据题意完成下列填空：（1）As2S3和SnCl2在盐酸中反应转化为As4S4和SnCl4并放出H2S气体。
若As2S3和SnCl2正好完全反应，As2S3和SnCl2的物质的量之比为。
（2）上述反应中的氧化剂是，反应产生的气体可用吸收。
（3）As2S3和HNO3有如下反应：As2S3+ 10H++ 10NO3—=2H3AsO4+ 3S+10NO2↑+ 2H2O若生成2mol H3AsO4，则反应中转移电子的物质的量为。
高三化学一轮复习—— 氧化还原反应的“三大”基本规律及其应用
高三化学一轮复习—— 氧化还原反应的“三大”基本规律及其应用知识梳理1．氧化还原反应规律(1)价态规律 ①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。
如Fe 3＋、Cu 2＋只有氧化性，S 2－、I －只有还原性，Cl 2、Fe 2＋既有氧化性又有还原性。
②价态归中规律不同价态的同种元素间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”。
而不会出现交叉现象。
简记为“两相靠，不相交”。
如在反应KClO 3＋6HCl===KCl ＋3Cl 2↑＋3H 2O 中，氧化产物是Cl 2，还原产物是Cl 2，1 mol KClO 3反应时转移电子数是5N A ．③歧化反应规律“中间价―→高价＋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，如：Cl 2＋2NaOH===NaCl ＋NaClO ＋H 2O 。
1 mol Cl 2反应时转移电子数为N A 。
(2)强弱规律①自发进行的氧化还原反应，一般遵循强氧化剂制弱氧化剂，强还原剂制弱还原剂，即“由强制弱”。
在反应中，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。
如根据反应Cl 2＋S 2－===S ↓＋2Cl －，可以确定氧化性Cl 2>S ，还原性S 2－>Cl －。
②先后规律a ．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：在FeBr 2溶液中通入少量Cl 2时，因为还原性Fe 2＋>Br －，所以Cl 2先与Fe 2＋反应。
b ．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＋、H ＋的溶液中加入铁粉，因为氧化性Fe 3＋>Cu 2＋>H ＋，所以铁粉先与Fe 3＋反应。
(3)守恒规律氧化还原反应中，氧化剂得电子总数等于还原剂失电子总数。
高考化学一轮复习氧化还原反应(2)辅导教案
高考化学一轮复习氧化还原反应（2）辅导教案I −、Ba 2+，确定存在3NO -、24SO -、Mg 2+、Al 3+，可能存在K +、Cl −。
课程导入1、[2019·上海]工业上将Na 2CO 3和Na 2S 以1∶2的物质的量之比配成溶液，再通入SO 2，可制取Na 2S 2O 3，同时放出CO 2。
在该反应中A ．硫元素既被氧化又被还原B ．氧化剂与还原剂的物质的量之比为1∶2C ．每生成1 mol Na 2S 2O 3，转移4 mol 电子D ．相同条件下，每汲取10 m 3 SO 2就会放出2.5 m 3 CO 2【答案】A 【解析】在反应物Na 2S 中S 元素的化合价为−2价，在SO 2中S 元素的化合价为+4价，反应后产生的物质Na 2S 2O 3中，S 元素的化合价为+2价，介于−2价与+4价之间，因此硫元素既被氧化又被还原，正确。
B ．依据题意可得在溶液中发生反应的方程式是：Na 2CO 3+2Na 2S+4SO 23Na 2S 2O 3+CO 2，在反应中氧化剂SO 2与还原剂Na 2S 的物质的量之比为4∶2=2∶1，错误。
C ．依据B 选项的反应方程式可知，每生成3 mol Na 2S 2O 3，转移8 mol 电子，则产生1 mol Na 2S 2O 3，转移8/3 mol 电子，错误。
D ．依据反应方程式可知消耗的SO 2与产生的CO 2的物质的量的比是4∶1，但是由于SO 2简洁溶于水，而CO 在水中溶解度较小。
所以相同条件下，每汲取10 m 3 SO 2放出CO 2的体积小于2.5 m 3，错误。
本节学问点讲解一、物质氧化性、还原性强弱的推断1.依据氧化还原反应方程式进行推断 对于反应:氧化性:氧化剂>氧化产物; 还原性:还原剂>还原产物。
如Fe+CuSO 4FeSO 4+Cu ，则有:氧化性:CuSO 4>FeSO 4;还原性:Fe>Cu 。
一轮复习氧化还原教案
一轮复习氧化还原教案一、教学目标。
1. 知识目标。
（1）复习氧化还原反应的基本概念和原理；（2）掌握氧化还原反应的特征和规律；（3）理解氧化还原反应在生活和工业中的应用。
2. 能力目标。
（1）能够分析氧化还原反应的过程；（2）能够解决氧化还原反应相关的问题；（3）能够应用氧化还原反应知识解决实际问题。
3. 情感目标。
（1）培养学生对氧化还原反应的兴趣；（2）激发学生对化学知识的热爱；（3）培养学生的动手能力和实验精神。
二、教学重点和难点。
1. 教学重点。
（1）氧化还原反应的基本概念和原理；（2）氧化还原反应的特征和规律；（3）氧化还原反应在生活和工业中的应用。
2. 教学难点。
（1）氧化还原反应的规律和特征；（2）氧化还原反应的应用。
三、教学过程。
1. 复习氧化还原反应的基本概念和原理。
（1）通过讲解和讨论，复习氧化还原反应的基本概念和原理，包括氧化和还原的定义、氧化还原反应的特征等；（2）通过例题和练习，巩固氧化还原反应的基本概念和原理。
2. 掌握氧化还原反应的特征和规律。
（1）通过案例分析，让学生了解氧化还原反应的特征和规律，包括氧化数的变化、电子转移的过程等；（2）通过实验操作，让学生亲自进行氧化还原反应，加深对特征和规律的理解。
3. 理解氧化还原反应在生活和工业中的应用。
（1）通过案例分析和讨论，让学生了解氧化还原反应在生活和工业中的应用，包括金属的腐蚀、电化学电池等；（2）通过实例分析，让学生了解氧化还原反应在环境保护和资源利用中的重要性。
四、教学方法。
1. 讲授法。
通过讲解和讨论，向学生传授氧化还原反应的基本概念和原理。
2. 实验法。
通过实验操作，让学生亲自进行氧化还原反应，加深对特征和规律的理解。
3. 案例分析法。
通过案例分析和讨论，让学生了解氧化还原反应在生活和工业中的应用。
五、教学资源。
1. 课件。
准备相关的课件，包括氧化还原反应的基本概念、原理、特征和规律等内容。
2. 实验器材。
《氧化还原反应中的四种规律》教案
《氧化还原反应中的四种规律》教案1．守恒规律氧化还原反应中，原子得失电子总数相等，元素化合价升降总数相等，即有关系式：还原剂失电子的总数＝氧化剂得电子的总数。
元素化合价降低的总数＝元素化合价升高的总数。
应用：氧化还原反应方程式的配平，氧化还原反应的相关计算。
2．价态规律(1)高低规律元素处于最高价态时，只有氧化性；元素处于中间价态时，既有氧化性又有还原性；元素处于最低价态时，只有还原性，即“高价氧，低价还，中间价态两边转”。
应用：判断物质的氧化性、还原性。
(2)归中规律同种元素不同价态之间发生氧化还原反应时，高价态＋低价态―→中间价态，即“只靠拢，不交叉”“就近变价”。
如：H2S中S元素为－2价，与产物中的单质S的0价近，所以H2S生成S。
3．强弱规律还原剂＋氧化剂===氧化产物＋还原产物(强还原性)(强氧化性)(弱氧化性)(弱还原性)还原性：还原剂>还原产物；氧化性：氧化剂>氧化产物。
即“强制弱”或“前强后弱”。
应用：物质间氧化性(或还原性)强弱的比较或判断氧化剂(或还原剂)和有还原性(或氧化性)的物质在一定条件下能否发生反应。
4．先后规律(1)同一氧化剂与多种还原剂混合时，还原性强的先被氧化。
例如，已知还原性：I－>Fe2＋>Br－，当把氯气通入FeBr2溶液时，因为还原性：Fe2＋>Br－，所以氯气的量不足时首先氧化Fe2＋；把氯气通入FeI2溶液时，因为还原性：I－>Fe2＋，所以氯气的量不足时首先氧化I－。
(2)同一还原剂与多种氧化剂混合时，氧化性强的先被还原。
例如，在含有Fe3＋、Cu2＋、H＋的溶液中加入铁粉，因为氧化性：Fe3＋>Cu2＋>H＋，所以铁粉先与Fe3＋反应，然后再依次与Cu2＋、H＋反应。
反应：判断物质的氧化性、还原性强弱或判断反应的先后顺序。
1．下列微粒只有还原性的是()A．H＋B．Fe2＋C．Zn D．HCl答案 C解析只有还原性的元素应处于最低价。
化学教案：学习氧化还原反应的基本规律
化学教案：学习氧化还原反应的基本规律学习氧化还原反应的基本规律一、引言化学是一门研究物质组成、结构、性质以及变化规律的科学。
氧化还原反应是化学中重要且常见的反应类型之一，它涉及到电子的转移和原子价态的变化。
了解氧化还原反应的基本规律对于理解化学反应机制和应用化学具有重要的意义。
本教案旨在介绍氧化还原反应的基本概念、定义、规律以及相关计算方法，以帮助学生掌握该反应类型。
二、氧化还原反应的概念和定义1. 氧化还原反应的概念氧化还原反应是指在化学反应中，原子失去电子的过程称为氧化，而原子获取电子的过程称为还原。
在氧化还原反应中，氧化物和还原剂发生反应，氧化物被还原，而还原剂被氧化。
2. 氧化还原反应的定义氧化还原反应是指在化学反应中，原子失去或获取电子，以实现化学变化的过程。
在氧化还原反应中，有电子的流动，同时伴随着原子的价态变化。
三、氧化还原反应的基本规律1. 电子转移规律在氧化还原反应中，电子从还原剂转移到氧化物中。
还原剂是能够失去电子的物质，它接受氧化物中的电子，并发生氧化。
氧化物则是能够获得电子的物质，它提供电子给还原剂，从而发生还原。
2. 原子的价态变化规律在氧化还原反应中，还原剂的原子价态增加，而氧化物的原子价态减少。
即还原剂的原子失去电子，氧化物的原子获得电子。
3. 氧化还原反应的平衡性氧化还原反应遵循质量守恒和电荷守恒的原则。
在反应过程中，电子的总数和总电荷数保持不变，反应达到平衡状态。
四、氧化还原反应的计算方法1. 氧化还原反应的电子转移数的计算氧化还原反应中，电子转移数指的是一个原子或离子在反应过程中失去或获得的电子的个数。
通过观察反应前后原子价态的变化，可以计算出电子转移数。
2. 氧化还原反应的氧化态和还原态的确定氧化还原反应中，每个元素都有一个特定的原子价态。
通过观察反应物和产物中元素的原子价态变化，可以确定每个元素的氧化态和还原态。
3. 氧化还原反应的氧化数的计算氧化数是指一个原子或离子中一个元素的氧化态所对应的电荷数。
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 、HClB. Cl 2、Al 、H 2C. NO 2、Na 、 N 2D. O 2、SO 2、H 2O3.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 -[课堂训练]4.用双线桥表示下列氧化还原反应的电子得失⑴ CaH 2+2H 2O==Ca(OH)2+2H 2↑⑵ H 2S+H 2SO 4(浓)==SO 2+S+2H 2O[答案]【投影】（2）价态归中规律同种元素化合价发生变化时，② 高价态 + 低价态 → 中间价态，即“只靠拢不交叉”【投影】[回顾与总结]氧化还原反应的基本规律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。
§1-1氧化还原反应(第一轮复习教案)
§1－1 氧化还原反应教学目标1、掌握有关氧化还原反应的概念，了解重要的氧化剂和还原剂2、能用电子转移的观点分析氧化还原反应，掌握分析氧化还原反应的两种方法3、掌握氧化性、还原性相对强弱的定性判断方法及其应用4、掌握配平氧化还原反应的常用方法，理解有关氧化还原反应的计算 教学重点有关氧化还原反应的概念，分析氧化还原反应的两种方法及氧化性、还原性相对强弱的定性判断方法及其应用教学难点 氧化还原反应规律的理解及应用 教学过程一、氧化还原反应的基本概念（两条线）二、分析氧化还原反应过程的两种表示方法 1、双线桥法 —— 表示电子转移（得或失）与化合价的变化（降或升）及氧化还原反应的过程和结果 例如：2、单线桥法 —— 表示电子转移的方向和数目（单线桥必须标在方程式的上方） 例如：CuO ＋O+1CuO ＋ H 2Cu ＋ H 2O+10－分析物质： CuO 是氧化剂，具有氧化性，被还原为Cu （还原产物是Cu ） H 2 是还原剂，具有还原性，被氧化为H 2O （氧化产物是H 2O ） 分析元素：（必须指明元素所在的物质及该元素的存在价态） CuO 中2+Cu 是氧化剂，具有氧化性，被还原为Cu 中0Cu H 2 中0H 是还原剂，具有还原性，被氧化为H 2O 中1+H归纳小结：氧化还原不可分，电子转移是根本，判断查看化合价，价降价升是特征； 失升氧和得降还，倘若问剂两相反，氧化剂和还原剂，相互转化紧联系。
失去电子 化合价升高 被氧化； 得到电子 化合价降低 被还原还原剂被氧化 ；氧化剂被还原。
三、氧化还原反应与化学反应基本类型的关系（两个一定两部分）四、氧化还原反应的基本类型1、 物质间的氧化还原（1）物质间不同价态、同种元素间的氧化还原反应（归中反应） 如：2H 2S ＋ SO 2 2H 2O ＋ 3S Fe ＋ 2Fe 3＋ 3Fe 2＋（若归中到单质，则其一为负价，另一为正价，该元素必为非金属－金属无负价） （2）物质间不同种元素间的氧化还原反应Cu ＋ 2Fe 3＋Cu2＋＋ 2Fe 2＋Fe ＋ Cu 2＋Cu 2＋ ＋ Fe 2＋2、 物质内的氧化还原反应（1）物质内不同种元素间的氧化还原反应 如： 2KClO 3 2KCl ＋ 3O 2↑ (2) 物质内不同价态同种元素间的氧化还原反应（归中反应） 如：催化剂△5NH 4NO 3△2HNO 3 ＋ 4N 2↑＋ 9H 2O（3）物质内相同价态同种元素间的氧化还原反应（歧化反应） 如： 3Cl 2 ＋ 6NaOH5NaCl ＋ NaClO 3 ＋ 3H 2O 五、氧化性、还原性相对强弱的定性判断及应用 1、根据氧化还原反应规律和化学方程式判断氧化性 （强）氧化剂（反应物 高价）＞（弱）氧化剂（生成物 高价） 还原性 （强）还原剂（反应物 低价）＞（弱）还原剂（生成物 低价）归纳： 氧化性，找高价，还原性，找低价；反应物，呈强性，生成物，呈弱性。
氧化还原反应必考的规律教案
氧化还原反应必考的规律教案-CAL-FENGHAI-(2020YEAR-YICAI)_JINGBIAN氧化还原反应的规律专题1：氧化还原必考规律1．转化规律(归中规律)同种元素不同价态之间的反应，遵循以下规律：应用：分析判断氧化还原反应能否发生，元素化合价如何变化。
例如浓H2SO4与SO2不会发生反应2．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，得电子后就越难失去电子；一种氧化剂同时和几种还原剂相遇时，优先与还原性最强的还原剂发生反应；同理，一种还原剂遇到多种氧化剂时，氧化性最强的氧化剂先反应。
应用：判断物质的稳定性及反应顺序。
3．守恒规律化合价有升必有降，电子有得必有失。
对于一个完整的氧化还原反应，化合价升降总数相等，得失电子总数相等。
应用：计算和配平氧化还原反应方程式。
解题的一般步骤：(1)找出氧化剂、还原剂及相应的还原产物、氧化产物。
(2)找准一个原子或离子得失电子数(注意化学式中粒子的个数)。
(3)根据题中物质的物质的量和得失电子守恒列出等式。
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。
4.价态规律：若某元素有多种可变价态，处于最高价态时，只有氧化性；处于最低价态时，只有还原性；处于中间价态时，既有氧化性，又有还原性。
5.强弱规律：氧化剂只有一种，还原剂有多种，则还原性强的先被氧化；还原剂只有一种，氧化剂有多种，则氧化性强的先被还原；例如：在CuSO4和AgNO3的混合溶液中加入适量铁粉，Ag先被置换出来，Cu后被置换出来。
又如：在FeBr2溶液中通入Cl2由少至多，先看到溶液变黄色，后看到溶液变橙色，则还原性Fe2＋>Br－。
课时1 氧化还原反应一、选择题(每小题只有一个选项符合题意)1．在下列各氧化还原反应中，水既不作氧化剂，也不作还原剂的是( )A. 2F2+2H2O==4HF+O2B. C+H2O△===CO+H2C. 2Na+2H2O==2NaOH+H2↑ D. Cl2+H2O==HCl+HClO2．下列变化需加入还原剂的是( )A. HCO3-→CO2B. MnO4-→Mn2+ C. FeO→Fe3O4D. H3AlO3→HAlO23．已知有如下反应：①2BrO3-+Cl2==Br2+2ClO3-，②ClO3-+5Cl-+6H+==3Cl2+3H2O，③2FeCl3+2KI==2FeCl2+2KCl+I2，④2FeCl2+Cl2==2FeCl3。
2013届高三化学一轮复习课件：2.3氧化还原反应(人教版)
性又具有还原性，但以还原性为主；H2O2 既具有氧化性又具 有还原性，但以氧化性为主。 应用：判断元素或物质的氧化性、还原性。 (2)同种元素不同价态之间发生氧化还原反应时，只靠拢，不
交叉，相邻价态不反应。
应用：判断氧化还原反应能否发生及表明电子转移的情况。
(2012·南阳模拟改编)根据表中信息，判断下列叙述中不 正确的是( 序号 ① ) 氧化剂 Cl2 还原剂 FeBr2 其他反应物 / 产物 产物 Cl－
－
过程中还原剂为 KI 和 I2。
(3)将 KI 换成 KBr 时，得到的是溴单质，则其在 CCl4 中呈橙红色，继续滴加氯水时，颜色不变，可知氯水不能 将 溴 单 质 氧 化 成 KBrO3 ， 故 其 氧 化 性 强 弱 顺 序 为 ： HBrO3>Cl2>HIO3。 (4)由电子守恒可知关系式 I－,～,3Cl2,127 g,,3×22.4 L,20×10－3g×1 000,,V) 127 g 3×22.4 L ＝ 20 g V 故 V＝10.58 L
【答案】 (1)5Cl2＋I2＋6H2O===2HIO3＋10HCl
(2)KI、I2 (3)橙红 HBrO3>Cl2>HIO3 (4)10.58
3．(2012· 湛江雷州一中质检)黄铜矿(CuFeS2)常用于提 炼金属铜。黄铜矿焙烧过程中所发生的反应比较复杂，其 高温 中主要反应之一的化学方程式为： 2CuFeS2＋O2===== ( ) A．方框中的物质应为 Cu2S B．CuFeS2 中 Fe 的化合价为＋2 C．反应中 SO2 既是氧化产物又是还原产物 D．反应中若有 1 mol SO2 生成，则一定有 4 mol 电子 发生转移 ＋
(2)对于一种物质既作氧化剂、又作还原剂的反应，如Cl2 ＋ H2O===HClO＋HCl，不能根据反应方程式判断物质氧化性、 还原性的强弱。
高三化学一轮复习知识点第8讲氧化还原反应的基本概念和规律
精品基础教育教学资料，仅供参考，需要可下载使用！第8讲 氧化还原反应的基本概念和规律【核心素养分析】证据推理与模型认知：建立氧化还原反应的观点，掌握氧化还原反应的规律，结合常见的氧化还原反应理解有关规律；通过分析、推理等方法认识氧化还原反应的特征和实质，建立氧化还原反应计算和配平的思维模型。
科学探究与创新意识：认识科学探究是进行科学解释和发现。
创造和应用的科学实践活动；能从氧化还原反应的角度，设计探究方案，进行实验探究，加深对物质氧化性、还原性的理解。
【重点知识梳理】知识点一 氧化还原反应的相关概念 一、氧化还原反应1．氧化还原反应的本质和特征2．氧化还原反应的相关概念及其关系例如，反应MnO 2＋4HCl(浓)=====△MnCl 2＋Cl 2↑＋2H 2O 中，氧化剂是MnO 2，还原剂是HCl ，氧化产物是Cl 2。
生成1 mol Cl 2时转移电子数目为2N A ，被氧化的HCl 的物质的量是2_mol ，盐酸表现的性质是酸性和还原性。
【特别提醒】元素由化合态变为游离态时，该元素不一定被还原。
如：Cu 2＋→Cu 时，铜元素被还原，Cl－→Cl2时，氯元素被氧化。
3．氧化还原反应中电子转移的表示方法(1)双线桥法①表示方法写出Cu与稀硝酸反应的化学方程式并用双线桥标出电子转移的方向和数目：。
②注意事项a．箭头指向反应前后有元素化合价变化的同种元素的原子，且需注明“得到”或“失去”。
b．箭头的方向不代表电子转移的方向，仅表示电子转移前后的变化。
c．失去电子的总数等于得到电子的总数。
(2)单线桥法①表示方法写出Cu与稀硝酸反应的化学方程式并用单线桥标出电子转移的方向和数目：。
②注意事项a．箭头从失电子元素的原子指向得电子元素的原子。
b．不标“得到”或“失去”，只标明电子转移的总数。
c．线桥只出现在反应物中。
4．一些特殊物质中元素的化合价5．氧化还原反应与四种基本反应类型间的关系(1)有单质参与的化合反应是氧化还原反应。