高中化学必修一第二章第三节氧化还原反应第三课时

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？
2.NaOH+HCl==NaCl+H2O,HCl体现——性酸。
3.H2S+H2SO4(浓)==S +SO2 +2H2O，H2SO4体现——性。氧化
4.MnO2+ 4HCl(浓)
MnCl2 + Cl2 ↑+ 2H2O，HCl体
例如：易燃物的自燃、食物的腐败、钢铁的锈蚀等
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பைடு நூலகம்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） （本质）
（反应物）（生成物）
元素化合价升高 失去e– 氧化反应 还原剂 氧化产物
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 O Cl Br I S
非金属原子的氧化性减弱
F－
O2－
Cl－
Br－
I－
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
•
1、有时候读书是一种巧妙地避开思考 的方法 。20.1 2.1220. 12.12Sa turday, December 12, 2020
二三O：铁-2，、二-1四碳锡铅； 助记词
Cl：-1、+1、+5、+7
二四六S：硫-都2、具+全4、，+6二价铜汞最常见
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：
⑤3Cl2 + 8NH3 == 6NH4Cl + N2
⑥MnO2＋4HCl浓
MnCl2＋Cl2↑＋2H2O
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。
K 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+)
第三节 氧化还原反应
［练习］ 用双线桥表示下列氧化还原反应的化 合价升降及电子转移情况，并指出氧化剂和还 原剂、氧化产物和还原产物。
① Fe2O3 + 3CO
2Fe + 3CO2
②Zn + 2HCl == ZnCl2 + H2 ↑
③SO2 + 2H2S == 2H2O + 3S
④2KClO3
2KCl＋3O2↑
生成物的情况(被氧化或被还原的程度不
同)判断
点燃
Cu， Cl2
CuCl2
2，Cu S Cu2S
。
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。
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
但是，氧化性：
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。
例如： 已2Fe知2+2+FCel23=++=22IF_e=3=+2+F2eC2l+_+,I则2 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
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。
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）
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。
氧化剂也可以做还原剂。
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 等，还原性 HClO4 H。ClO3 HClO2 HClO
现————————性 酸性和还原
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
-3
+2
+3
B.NH3+NO==HNO2+H2O
+4
+5
+3
C.N2O4+H2O==HNO3+HNO2
牢记各常用元素化合价！
一+价1钾氯钠氢氢钾与钠银银，; 二+价2钙氧镁钙钡钡与镁锌锌；; 三+铝3金金属，元四素硅五铝价; 磷+；2、+3铁元素。