氧化还原反应地基本规律和应用

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______________________；

既有氧化性又有还原性的是________________________________。

【练习】下列说确的是（）

A．含有最高价态元素的化合物一定具有强氧化性

B．阳离子只有氧化性，阴离子只有还原性

C．元素原子在反应中失电子越多，还原性就越强

D．反应中同一反应物可能既可发生氧化反应又可发生还原反应

四、转化律：

含同种元素不同价态的物质间发生氧化—还原反应时，化合价的变化遵循高价+低价→中间价，即“只靠拢，不交叉”（价态归中）；同种元素相邻价态间不发生氧化还原反应，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。

（1）归中反应：2↑+ 3H2O

（2）歧化反应：Cl2 + H2

（3）利用此规律可准确确定氧化产物和还原产物。

（4）【例3】H2S+H2SO4(浓)＝S↓+SO2↑+2H2O

如反应KClO3＋6HCl(浓)===KCl＋3Cl2↑＋3H2O中，转移的电子数为5，而非6。

KClO3＋6HCl(浓)===KCl得6e－＋3Cl失6e－2↑＋3H2O(错误)

KClO3＋6HCl(浓)===KCl得5e－＋3Cl失5e－2↑＋3H2O(错误)

3．歧化反应规律思维模型

“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：Cl2＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2O。

深度思考

1．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－。

2．判断正误，正确的划“√”，错误的划“×”

(1)向浓H2SO4入H2S气体，1 mol浓硫酸转移电子数可能是6N A，也可能是2N A(√)

解析H2SO4(浓)＋3H2S===4S↓＋4H2O

H2SO4(浓)＋H2S===SO2↑＋S↓＋2H2O

前一反应中1 mol浓H2SO4转移6N A电子，后一反应中转移2N A电子。

(2)1 mol Cl2与Ca(OH)2完全反应，转移的电子数是2N A(×)

解析Cl2既是氧化剂又是还原剂，1 mol Cl2和Ca(OH)2反应，转移电子数应为N A。

同种元素不同价态该元素价态的变化一定遵循“高价+低价→中间价”的规律。即同种元素不同价态间发生氧化还原反应时，价态的变化“只靠拢，不交叉”。

例：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：,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。

（5）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：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、守恒律：

质：质量守恒。电：电子转移的数目守恒。即在同一个氧化还原反应中，化合价升高总数=化合价降低总数；得电子总数=失电子总数。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、硫酸铵在强热条件下分解，生成氨、二氧化硫、氮气和水。

反应中生成的氧化产物和还原产物的物质的量之比是( )。

A．1∶3 B．2∶3 C．1∶1 D．4∶3

[跟踪练习]在反应6KOH+3Cl2===KClO3+5KCl+3H2O中，失电子(被氧化)与得电子（被还原）的原子个数比是：( )

A．1:5 B、1:4 C．1:3 D．1 : 2

例2.在FeBr2溶液入Cl2，先看到溶液变为棕黄（Fe3＋），后看到溶液变为橙色（Br2），则还原性Fe2＋Br－。

【例1】已知：Fe3++2I－==2Fe2++I22Fe2++Br2==2Fe3++2Br－向含有1molFeI2和2molFeBr2的溶液入2molCl2，此时被氧化的离子是___________ 。

【例3】

在一定条件下KClO3与I2按下式反应：2KClO3＋I2===2KIO3 ＋Cl2↑，下列判断正确的是( )

A．该反应属于置换反应B．氧化性：I2>KClO3

C．：KClO3>I2D．还原剂为KIO3，氧化剂为I2

【例1】已知I－、Fe2＋、SO2、Cl－和H2O2均有还原性，它们在酸性溶液中还原性的强弱顺序为SO2＞I－＞Fe2＋＞H2O2＞Cl－，则下列反应不可能发生的是( ) A．2Fe3＋＋SO2＋2H2O===2Fe2＋＋SO2－4＋4H＋B．I2＋SO2＋2H2O===H2SO4＋2HI

C．2Fe2＋＋I2===2Fe3＋＋2I－D．H2O2＋SO2===H2SO4