高中化学必修一第二章第三节氧化还原反应第三课时

O2+H2O
+4 +5 +3
-3
+2
+3

C.N2O4+H2O==HNO3+HNO2
牢记各常用元素化合价！
一价氯氢钾钠银，二价氧钙钡镁锌； +1钾钠氢与银; +2钙镁钡与锌;
+3金属元素铝; +2、+3铁元素。 三铝金，四硅五价磷； 助记词 O：-2、-1 二三铁，二四碳锡铅；
6.根据反应剧烈程度判断 例如：Cu和浓HNO3反应较剧烈， Cu与稀HNO3 反应较微弱，所以氧化性浓HNO3 >稀HNO3
氧化还原反应的基本规律

1.表现性质规律
元素有可变化合价时， 处于最高价态时只具有氧化性，如Fe3+只能做氧化剂 处于最低价态时只有还原性，如Fe只能做还原剂 处于中间价态既具有氧化性又有还原性，如Fe2+既可以 做氧化剂也可以做还原剂。
利用氧化还原反应原理，用科学的方法促进对人类 有利的氧化还原反应，抑制有害的氧化还原反应。
小结：
氧化还原的本质定义：
凡是有电子转移（得失或偏移）的反应。
元素化合价降低 得到e– 还原反应 氧化剂 还原产物
（特征）
元素化合价升高
（本质）
失去e– 氧化反应
（生成物） （反应物）
还原剂
氧化产物

如浓H2SO4中的S 只有氧化性，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.性质强弱规律

前面讲了六点，这里补充一点。 一般来说，同种元素价越高，氧化性越强；价 越低还原性越强。例如，氧化性 Fe3 Fe2 Fe 等，还原性 H 2 S S SO2。 但是，氧化性：HClO4 HClO3 HClO2 HClO
3.H2S+H2SO4(浓)==S +SO2 +2H2O，H2SO4体现氧化 ——性 。
4.MnO2+ 4HCl(浓) 酸性和还原 体现———————— 性 MnCl2 + Cl2 ↑+ 2H2O，HCl
某同学写出以下化学方程式(未配平),其中 你认为一定不可能实现的是( B )
+2

+5
+3
A.NO+HNO3==N2O3+H2O

4.价态归中规律
同种元素不同价态的原子或离子之间发生 氧化还原反应时，价态的变化是“只靠拢 ，不交叉”，即“高价+低价 中间价” 。 分析反应H2S+H2SO4(浓)==S +SO2 +2H2O中的氧化产物和还原产物。
5.歧化反应规律
发生在同一物质分子内，同一价态的同一 种元素之间的氧化还原反应。 其反应规律是：所得产物中，该元素化合价一 部分升高，一部分价态降低，即“中间价 高价+低价 ”。具有多种价态的元素如氯，硫， 氮和磷等都可以发生歧化反应。

3.反应先后规律
同等条件下，谁强谁先反应。
同一氧化剂与含多种还原剂（CB相同）的溶液反应 ，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（CB相同）的溶液反应，首先被还 原的物质是氧化性较强的物质。
如：将足量镁粉和铁粉的混合物加入到一定量 的稀硫酸中，硫酸是氧化剂，对硫酸而言，镁 粉和铁粉都是还原剂，二者还原性强弱Mg>Fe, 所以Mg先与硫酸反应。
如: Cl2+NaOH═NaCl+NaClO+H2O
6.电子守恒定律
还原剂失电子总数=氧化剂得电子总数
例： M2O7x-+3S2-+14H+═2M3++3S↓+7H2O,则 M2O7x-中M元素的化合价是（ +6 ）
练习：
1.在反应2H2S+SO2==3S +2H2O中，氧化产物和还原 产物的质量之比为多少？ 酸 2.NaOH+HCl==NaCl+H2O,HCl体现—— 性。
例如： _ 已知2Fe3++2I ==2Fe2++I2 _ 2Fe2++Cl2==2Fe3++2Cl ,则有关离子 的还原性由强到弱的顺序是( C )
A. Cl > Fe2+> I B.Fe2+ >2I > Cl _ _ _ _ C. I >Fe2+>Cl D.Fe2+>Cl >I
_
_
_
_
4.根据与同种物质反应生成价态不同的 生成物的情况(被氧化或被还原的程度不 同)判断
Cu Cl2
， ，
点燃
CuCl2
2Cu S
。

Cu 2 S
氧化性：Cl2>S
5．根据反应条件来判断，条件越苛刻， 反应越难发生，其性质便越弱。
例如：
2KMnO4+16HCl==2KCl+2MnCl2+5Cl2↑+8H2O
MnO2+ 4HCl(浓)
MnCl2 + Cl2 ↑+ H2O
KMnO4与浓HCl常温下就能制得Cl2，而与浓 HCl需加热条件下才能制得，故KMnO4的氧化 性大于浓HCl的氧化性。
第三节
氧化还原反应 第三课时
氧化性和还原性强弱比较
1．根据金属活动顺序表比较判断。
Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au 金属原子失去电子的能力依次减弱，还原性依次减弱。 K+ Ca2+ Na+ Mg2+ Al3+ Zn2+ Fe2+ Sn2+ Pb2+ (H+) K
对应的金属阳离子得电子的能力增强，即氧化性增强。
2．根据元素非金属性强弱判断：
F F
－
O O2
－
Cl Cl
－
Br Br
I
－
S I
－
非金属原子的氧化性减弱 S2
－
非金属阴离子的还原性增强
3.根据氧化还原反应方程式判断
失去电子 被氧化
强氧化剂＋强还原剂→弱还原产物＋弱氧化产物 得到电子 被还原
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
Cl：-1、+1、+5、+7
二四六硫都具全，二价铜汞最常见 S：-2、+4、+6
N：-3、+2、+4、+5 Mn：+2、+4、+6、+7
单质化合价为0！
氧化还原反应的应用
生活、生产中，有利的氧化还原反应：
例如：金属的冶炼、电镀等
生活、生产中，有害的氧化还原反应：
例如：易燃物的自燃、食物的腐败、钢铁的锈蚀等