高中化学必修一第二章第三节氧化还原反应第三课时

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

B.NH3+NO==HNO2+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。
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

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.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）Hale Waihona Puke Baidu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。
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
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
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

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。
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