§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。

例：氧化性 Fe 3＋＞Cu 2＋，还原性 Cu ＞Fe 2＋；氧化性 Cu 2＋＞Fe 2＋，还原性 Fe ＞Cu ；2K 1-I ＋ 0Cl 2 2K 1-Cl ＋ 0I 2 （低价） （高价） （低价） （高价） 氧化性 Cl 2 ＞ I 2 ； 还原性 I － ＞ Cl －2、根据元素活动性顺序判断 （1）根据金属活动性顺序判断【还原态－低价态】 还原性（失电子能力、金属性）逐渐减弱 K ＞Ca ＞Na ＞ Mg ＞Al ＞Zn ＞Fe ＞Sn ＞Pb ＞(H) ＞ Cu ＞Hg ＞(Fe 2＋) ＞AgK ＋＜Ca 2＋＜Na ＋＜Mg 2+ ＜Al 3+＜Zn 2+＜Fe 2+ ＜Sn 2+ ＜Pb 2+ ＜(H +) ＜Cu 2+ ＜Hg 2+＜(Fe 3＋) ＜Ag ＋【氧化态－高价态】氧化性（得电子能力）逐渐增强（2）根据非金属活动性顺序判断(强）氧化剂 ＋ （弱）还原剂（高价）（高价）Fe ＋ Cu 2＋ Fe 2＋ ＋ Cu0+2+2（低价）（低价）（高价）Cu + 2Fe 3+ Cu 2+ + 2Fe 2+ +30+2+2（低价）（高价）（低价）（高价）【氧化态－高价态】 氧化性（得电子能力 非金属性）逐渐减弱F 2 ＞ O 2 ＞ Cl 2 ＞ Br 2 ＞ I 2 ＞ S F －＜ OH －＜ Cl －＜ Br －＜ I －＜ S 2－【还原态－低价态】 还原性（失电子能力）逐渐减弱 在上述活动性顺序中：上大下小排两性，氧化还原要对应；左上右下能反应，相隔越远越易行。

3、根据元素周期表和元素周期律判断（与活动性顺序类似）（从略） 4、依据元素价态高低判断 —— 高价氧化低价还，中间价态两边转。

同种元素不同价态的物质比较，一般而言：最高价态只有氧化性（作氧化剂），最低价态只有还原性（作还原剂）；中间价态既有氧化性，又有还原性（既可作氧化剂，又可作还原剂）；价态越高氧化性越强，价态越低还原性越强。

如：2-S 0S 4+S 6+S（只有还原性） （只有氧化性）（只作还原剂）既有氧化性又有还原性 （只作氧化剂）特例：在氯元素的含氧酸HClO 、HClO 2、HClO 3、HClO 4中HClO 的氧化性最强。

5、根据氧化还原程度判断（1）同种氧化剂与不同还原剂反应，看氧化剂被还原的程度，使其呈低价态者，还原性强。

如：（2）同种还原剂与不同氧化剂反应，看还原剂被氧化的程度，使其呈高价态者氧化性强。

如：6、依据反应对外界条件要求的高低判断同种氧化剂与不同还原剂反应或同种还原剂与不同氧化剂反应，对外界反应条件要H 2SO 4(浓) + 2HBr = SO 22 + 2H 2O+4H 2SO 4(浓) + 6HI = S + 3I 2 + 4H 2O 0(同种氧化剂）（不同还原剂）还原性 HI > HBr（还原价态）Fe ＋ SFeS＋22Fe 3Cl 2点燃2FeCl 3＋3（不同氧化剂）（氧化程度）氧化性 Cl 2S△求越高，相应还原剂的还原性或相应氧化剂的氧化性越弱。

如：2KMnO 4 ＋ 16HCl 2KCl ＋ 2MnCl 2 ＋ 5Cl 2↑ ＋ 8H 2O MnO 2 ＋ 4HCl MnCl 2 ＋ 2H 2O ＋ Cl 2↑ O 2 ＋ 4HCl催化剂 △2H 2O ＋ 2Cl 2↑ （地康法制氯气）氧化性 KMnO 4 ＞ MnO 2 ＞ O 2 7、依据反应物本身所处的状态判断反应物（氧化剂或还原剂）本身的浓度越大，温度越高，相应的氧化性或还原性越强。

如： 氧化性 HNO 3 (浓) ＞ HNO 3 (稀) HNO 3 (热、浓) ＞ HNO 3 (冷、浓) 8、根据原电池电极反应判断还原性 负极反应物 ＞ 正极生成物 ； 氧化性 正极反应物 ＞ 负极生成物 9、根据电解池电极反应判断阳极（金属或阴离子失去电子而放电） 谁先放电，谁还原性强；阴极（阳离子得到电子而放电） 谁先放电，谁氧化性强。

10、根据反应过程中的能量变化同种氧化剂与不同还原剂或同种还原剂与不同氧化剂反应，比较反应热的大小，放热越多或吸热越少，相应的性能越强。

其他条件（溶液的酸碱性强弱等）也影响氧化剂的氧化性或还原剂的还原性。

六、氧化还原反应规律1、反应顺序规律 同种氧化剂与不同还原剂反应，则按照还原性由强到弱的顺序依次反应，同种还原剂与不同氧化剂反应，则按照氧化性由强到弱的顺序依次反应。

（即在氧化态和对应的还原态顺序表中，左上右下能反应，相差越远越易行）2、反应程度规律 （1）歧化反应规律 同价元素要歧化，有降有升必变价。

（2）归中反应规律： 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。

如： H 2S 与浓H 2SO 4 反应后的生成物， 按S 的价态 2-S 0S 4+S 6+S 分布，则产物可能为：（都有H 2O 生成） ①H 2S S , SO 2 H 2SO 4 ； ② H 2S SO 2 ，SO 2 H 2SO 4③H 2S S , S H 2SO 4 。

⑶ 化合价不变原则 在部分氧化还原反应中，遵循化合价不变原则 如：反应 KClO 3 ＋ 6HCl KCl ＋ 3H 2O ＋ 3Cl 2↑生成物KCl 中1-Cl 来源于反应物HCl(常温)△中1-Cl，保持化合价不变，而不来源于KClO3中5+Cl。

3、反应方向规律强氧化剂与强还原剂反应，生成弱还原剂和弱氧化剂；反向反应必用电解。

4、电子转移（得失）守恒（化合价升降相等）七、氧化性、还原性相对强弱的应用1、判断氧化还原反应进行的顺序和程度例1、将Cl2通入含Br－、I－、S2－的盐溶液中，如果I－部分被氧化为I2，I－有剩余，则溶液中一定存在的离子除I－外还有Cl－、Br－，一定不存在的离子是S2－。

解析：氧化性Cl2＞Br2＞I2＞S③②①还原性Cl－＜Br－＜I－＜S2－通入Cl2，发生反应的顺序为Cl2＋S2－ 2 Cl－＋S --------- ①Cl2＋2 I－ 2 Cl－＋I2----------②Cl2＋2 Br－ 2 Cl－＋Br2----------③当I－部分被氧化时，S2－肯定不存在，Br－不被氧化，同时有Cl－生成。

2、判断氧化还原反应进行的方向例2、已知I－、Fe2＋、SO2、Cl－、和H2O2的还原性，在酸性溶液中的强弱顺序为Cl－＜Fe2＋＜H2O2＜I－＜SO2，试判断下列反应不能发生的是（C ）A、2Fe3＋＋SO2＋2H2O 2 Fe2＋＋4H＋＋SO42－B、SO2＋I2＋2H2O H2SO4＋2HIC、H2O2＋2H＋＋SO42－SO2＋O2＋2H2OD、2Fe3＋＋2I－ 2 Fe2＋＋I2解析一：由各化学方程式比较还原性强弱，看是否与题目所给条件相符还原性 A SO2＞Fe2＋（符合） B SO2＞I－（符合）C H2O2＞SO2（不符合）D I－＞Fe2＋（符合）解析二：由氧化性、还原性顺序判断氧化性Cl2＞Fe3＋＞O2＞I2＞SO42－D A B还原性Cl－＜Fe2＋＜H2O2＜I－＜SO2根据反应顺序规律：左上右下能反应，相隔越远越易行，可知C 不能反应。

3、选择合适的氧化剂或还原剂例3：某溶液中含有Cl－、I－，且浓度相等，为了使I－氧化而不使Cl－氧化，依据下列三个反应方程式，判断所选择的氧化剂，①2Fe3＋＋2I－ 2 Fe2＋＋I2②2MnO42－＋10Cl－＋16H＋2Mn2＋＋5Cl2↑＋8H2O③ 2 Fe2＋＋Cl2 2Fe3＋＋2Cl－可选择的氧化剂除Cl2 外，还可以是（D ）A FeCl2B KMnO4C HCl(浓)D FeCl3解析：依据氧化性、还原性顺序氧化性KMnO4＞Cl2＞Fe3＋＞I2还原性Mn2＋＜Cl—＜Fe2＋＜I－故氧化剂选择Cl2、Fe3＋，除Cl2外还可选择FeCl3。