第三课时 氧化还原反应(苏教版).ppt

* * * * * * * * 4．根据非金属活动性顺序来判断 一般来说，越活泼的非金属，得到电子还原成非金属阴离子越容易，其阴离子失电子氧化成单质越难，还原性越弱。 5．根据反应的难易程度 氧化还原反应越　容易　进行(表现为反应所需条件越低)，则氧化剂的氧化性和还原剂的还原性就越　强　。 不同的还原剂(或氧化剂)与同一氧化剂(或还原剂)反应时，条件越易或者氧化剂(或还原剂)被还原(或被氧化)的程度　越大　，则还原剂(或氧化剂)的还原性(或氧化性)就越　强　。 八、氧化还原反应规律 1．价态变化规律 (1)归中规律：含同种元素不同价态的物质间发生氧化还原反应时，该元素价态的变化一定遵循“高价＋低价→中间价”的规律。这里的中间价可以相同(谓之“靠拢”)，也可以不同，但此时必是高价转变成较高中间价，低价转变成较低中间价(谓之“不相交”)。 (2)歧化规律：同一种物质中的同一元素部分化合价升高，另一部分化合价降低，发生自身的氧化还原反应。如： 2．优先规律 在同一溶液里存在几种不同的还原剂且浓度相差不大时，当加入氧化剂时，还原性　强　的还原剂优先被　氧化　；同时存在几种不同的氧化剂且其浓度相差不大时，当加入还原剂时，氧化性　强　的氧化剂优先被　还原　。如：把少量Cl2通入FeBr2溶液中，Fe2＋先失电子；把少量Cl2通入FeI2溶液中，I－先失电子。 3．得失电子守恒规律 在任何氧化还原反应中，氧化剂得电子总数与还原剂失电子总数一定　相等　。对于氧化还原反应的计算，利用得失电子守恒规律，抛开烦琐的反应过程，可不写化学方程式，能更快、更便捷地解决有关问题。 1．HCl和KClO3的反应中转移电子数目是几个？ 此反应是个价态归中反应，根据不交叉规律，KClO3不能被还原为KCl，所以转移电子数目是5个。 九．氧化还原反应方程式的配平 (1)配平原则：电子守恒、原子守恒、电荷守恒 (2)配平步骤(以高锰酸钾和浓盐酸反应制氯气为例)： ①标出化合价变化了的元素的化合价。如： ③调整系数，使化合价升降总数相等。 ②根据元素存在的实际形式调整发生了氧化还原反应的物质的系数，使之成1︰1的关系。如： ④根据化合价升降总数相等确定发生氧化还原反应的物质的化学计量数。如： 2KMnO4＋10HCl KCl＋2MnCl2＋5Cl2↑＋H2O ⑤利用元素守恒，用观察法配平没有参加氧化还原反应的其他物质的系数。如： 2KMnO4＋16HCl 2KCl＋2MnCl2＋5Cl2↑＋8H2O ⑥检查方程式两边各原子的个数是否相等，离子方程式还要检查方程式两边的离子所带的电荷数是否相等。 【典例1】对于反应IBr＋H2O HBr＋HIO的说法正确的是(　　) A．IBr只作氧化剂 B．IBr只作还原剂 C．IBr既是氧化剂又是还原剂 D．IBr既不是氧化剂又不是还原剂 【解析】这一题的关键是正确判断共价化合物IBr、HIO中I、Br元素的化合价。分析可知，该反应不属于氧化还原反应，故D正确。 D 考点1 氧化还原反应、氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物的判断 【点拨】 氧化还原反应中的重要概念理解要深刻，不能混淆。抓住两条线，氧化剂被还原，化合价降低，得到还原产物；还原剂被氧化，化合价升高，得到氧化产物。在反应中，氧化剂是得到电子(或电子对偏向)的物质，反应时所含元素的化合价降低，还原剂是失去电子(或电子对偏离)的物质，所含元素的化合价升高。电子转移数可以只看化合价升高的数目或者只看化合价降低的数目，不能将得失电子数相加。 【典例2】常温下，往H2O2溶液中滴加少量FeSO4溶液，可发生如下两个反应： 2Fe2＋＋H2O2＋2H＋ = 2Fe3＋＋2H2O　① 2Fe3＋＋H2O2 = 2Fe2＋＋O2↑＋2H＋　② 下列说法正确的是(　　) A．H2O2的氧化性比Fe3＋强，其还原性比Fe2＋弱 B．在H2O2分解过程中，溶液的pH逐渐下降 C．在H2O2分解过程中，Fe2＋和Fe3＋的总量保持不变 D．H2O2生产过程要严格避免混入Fe2＋ 考点2 氧化性、还原性比较 【解析】由氧化还原反应的强弱规律知，氧化性是氧化剂大于氧化产物，还原性是还原剂大于还原产物，由方程①知，氧化剂H2O2氧化性比氧化产物Fe3＋强，由方程②知，还原剂H2O2还原性比还原产物Fe2＋强，A错误；方程①和方程②相加，即H2O2分解生成H2O和O2，H2O2呈弱酸性，故随着反应进行，pH升高，B错误；H2O2分解时Fe3＋或Fe2＋作催化剂，所以总量不变，C正确；因Fe2＋可导致H2O2分解，所以H2O2生产过程要避免混入Fe2＋，D正确。 【点拨】氧化性、还原性强弱