高中化学必修一第二章第三节氧化还原反应第三课时[精选].ppt

第三节 氧化还原反应 第三课时 1．根据金属活动顺序表比较判断。 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( ) A. Cl_ Fe2+ I_ B.Fe2+ 2I_ Cl_ C. I_Fe2+Cl_ D.Fe2+Cl_I_ 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。 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 。 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。 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”。 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。 6.电子守恒定律 还原剂失电子总数=氧化剂得电子总数 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。 3.H2S+H2SO4(浓)==S +SO2 +2H2O，H2SO4体现——性。 4.MnO2+ 4HCl(浓) MnCl2 + Cl2 ↑+ 2H2O，HCl体现————————性 A.NO+HNO3==N2O3+H2O B.NH3+NO==HNO2+H2O C.N2O4+H2O==HNO3+HNO2 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： 氧化性和还原性强弱比较 3.根据氧化还原反应方程式判断 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 C ， 氧化性：Cl2S ， 。 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 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 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。 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MgFe,所以Mg先与硫酸反应。 分析反应H2S+H2SO4(浓)==S +SO2 +2H2O中的氧化产物和还原产物。 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 例： M2O7x-+3S2-+14H+═2M3++3S↓+7H2O,则M2O7x-中M元素的化合价是（ ） +6 酸 氧化 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( ) +3 +5 +2 -3 +2 +3 +4 +5 +3 B