氧化还原反应的基本规律及其应用

1、.第3节氧化还原反应导学案（第3课时）-氧化还原反应的基本规律及其应用【学习目标】知识与技能：1学习氧化还原反应的规律，理解氧化还原反应中的得失电子守恒。 过程与方法：通过对氧化还原反应规律的学习，练习归纳推理能力。情感态度与价值观：通过对氧化还原反应规律的学习，增强科学的态度、探索精神。【学习重点】氧化还原反应的规律【新课导学】导入将Zn片加入Cu(NO3)2与AgNO3的混合溶液中，按反应的先后写出离子方程式。一、强弱律：在同一氧化还原反应中，氧化性：氧化剂氧化产物还原性：还原剂还原产物氧化剂的氧化性越强，则其对应的还原产物的还原性就越弱；还原剂的还原性越强，则其对应的氧化产物的氧化性就越

2、弱。二、优先律：在浓度相差不大的溶液中，同时含有几种还原剂时，若加入氧化剂，则它首先与溶液中还原性最强的还原剂作用；同理，同时含有几种氧化剂时，若加入还原剂，则它首先与溶液中氧化性最强的氧化剂作用。【例1】已知：Fe3+2I=2Fe2+I2 2Fe2+Br2=2Fe3+2Br 向含有1molFeI2和2molFeBr2的溶液中通入2molCl2，此时被氧化的离子及对应物质的量分别是_。往FeBr2溶液中通入少量Cl2，哪种离子先被氧化.若改为FeI2呢.答案由于还原性IFe2Br，所以往FeBr2溶液中通入少量Cl2，首先被氧化的是Fe2；向FeI2溶液中通入少量Cl2，首先被氧化的是I。三、

3、价态律：同种元素具有多种价态时，一般处于最低价时只具有还原性，处于最高价时只具有氧化性，处于中间价时既具有氧化性又具有还原性。利用此规律可以帮助我们准确判断物质（微粒）可否作为氧化剂或还原剂；可否发生氧化还原反应。化合价2 046代表物H2SSSO2H2SO4(浓)性质还原性既有氧化性又有还原性氧化性注意：元素处于最高价，只具有氧化性，但不一定氧化性最强。金属元素无负价，F、O无正价。【例2】下列微粒中：H、Cu2、Ag、Fe2、Fe3、Cl、S2、I、Na，其中只有氧化性的是_；只有还原性的是_； 既有氧化性又有还原性的是_。【练习】下列说法正确的是（ ）A含有最高价态元素的化合物一定具有强

4、氧化性B阳离子只有氧化性，阴离子只有还原性C元素原子在反应中失电子越多，还原性就越强D反应中同一反应物可能既可发生氧化反应又可发生还原反应四、转化律：含同种元素不同价态的物质间发生氧化还原反应时，化合价的变化遵循高价+低价中间价，即“只靠拢，不交叉”（价态归中）；同种元素相邻价态间不发生氧化还原反应，SO2与H2SO4(浓)之间，Fe2+与Fe3+之间，由于无中间价态而不能发生氧化还原反应。（1） 归中反应：KClO3 + 6HCl = KCl+ 3Cl2+ 3H2O（2） 歧化反应：Cl2 + H2O = HCl + HClO（3） 利用此规律可准确确定氧化产物和还原产物。（4） 【例3】H

5、2S+H2SO4(浓)S+SO2+2H2O如反应KClO36HCl(浓)=KCl3Cl23H2O中，转移的电子数为5，而非6。KClO36HCl(浓)=KCl得6e3Cl失6e23H2O(错误)KClO36HCl(浓)=KCl得5e3Cl失5e23H2O(错误)3歧化反应规律思维模型“中间价高价低价”。具有多种价态的元素(如氯、硫、氮和磷元素等)均可发生歧化反应，如：Cl22NaOH=NaClNaClOH2O。深度思考1往FeBr2溶液中通入少量Cl2，哪种离子先被氧化.若改为FeI2呢.答案由于还原性IFe2Br，所以往FeBr2溶液中通入少量Cl2，首先被氧化的是Fe2；向FeI2溶液中通

6、入少量Cl2，首先被氧化的是I。2判断正误，正确的划“”，错误的划“”(1)向浓H2SO4中通入H2S气体，1 mol浓硫酸转移电子数可能是6NA，也可能是2NA()解析H2SO4(浓)3H2S=4S4H2OH2SO4(浓)H2S=SO2S2H2O前一反应中1 mol浓H2SO4转移6NA电子，后一反应中转移2NA电子。(2)1 mol Cl2与Ca(OH)2完全反应，转移的电子数是2NA()解析Cl2 既是氧化剂又是还原剂，1 mol Cl2和Ca(OH)2反应，转移电子数应为NA。同种元素不同价态该元素价态的变化一定遵循“高价+低价中间价”的规律。即同种元素不同价态间发生氧化还原反应时，价

7、态的变化“只靠拢，不交叉”。 例：2H2S+SO2=3S+2H2O,S元素的化合价从2价和4价归中到0价。 “互不交叉”是指，若反应后生成多种中间价态的产物，则遵从邻近变价，互不交叉的原则。 例：,S元素的化合价应从2价变化为0价，从6价变化为4价。而不能认为是从24价，60价。（5） 可判断同种元素不同价态的原子间能否发生氧化还原反应。若有中间价态，则可能发生氧化还原反应，若无中间价态，则不能发生氧化还原反应。例：SO2与H2SO4(浓)之间，Fe2+与Fe3+之间，由于无中间价态而不能发生氧化还原反应。五、守恒律：质：质量守恒。电：电子转移的数目守恒。即在同一个氧化还原反应中，化合价升高总

8、数=化合价降低总数；得电子总数=失电子总数。这是配平氧化还原反应方程式的依据，也是有关氧化还原反应计算的依据。例、硫酸铵在强热条件下分解，生成氨、二氧化硫、氮气和水。反应中生成的氧化产物和还原产物的物质的量之比是( )。A13 B23 C11 D43跟踪练习在反应6KOH+3Cl2=KClO3+5KCl+3H2O中，失电子(被氧化)与得电子（被还原）的原子个数比是：( )A1:5 B、1:4 C1:3 D1 : 2例2.在FeBr2溶液中通入Cl2，先看到溶液变为棕黄（Fe3），后看到溶液变为橙色（Br2），则还原性Fe2Br。【例1】已知：Fe3+2I=2Fe2+I22Fe2+Br2=2Fe

9、3+2Br向含有1molFeI2和2molFeBr2的溶液中通入2molCl2，此时被氧化的离子是_。【例3】在一定条件下KClO3与I2按下式反应：2KClO3I2=2KIO3 Cl2，下列判断正确的是()A该反应属于置换反应 B氧化性：I2KClO3C：KClO3I2 D还原剂为KIO3，氧化剂为I2【例1】已知I、Fe2、SO2、Cl和H2O2均有还原性，它们在酸性溶液中还原性的强弱顺序为SO2IFe2H2O2Cl，则下列反应不可能发生的是()A2Fe3SO22H2O=2Fe2SO4H BI2SO22H2O=H2SO42HIC2Fe2I2=2Fe32I DH2O2SO2=H2SO4【例3

10、】将少量Zn片投入含Na、Mg、Cu2、Ag的溶液中，最先得到的金属是()ANa BMg CAg DCu氧化还原反应规律1、表现性质的规律：“高氧、低还、中兼”规律（价态律）同种元素具有多种价态时，处于最低价时只具有还原性，处于最高价时只具有氧化性，处于中间可变价时既具有氧化性又具有还原性。例如：S元素：化合价 2 0 4 6 代表物 H2S S SO2 H2SO4(浓) S元素的性质 还原性 既有氧化性又有还原性 氧化性2守恒规律氧化还原反应中：化合价升高总数化合价降低总数，即失电子数得电子数。如：MnO24HCl(浓) MnCl22H2OCl2，在此反应中，当有1 mol氯气生成时，有_m

11、ol电子发生转移，参加反应的MnO2的物质的量为_，参加反应的HCl与被氧化的HCl的物质的量之比为_。【例4】24 mL 0.05 mol/L Na2SO3溶液恰好与20 mL 0.02 mol/L K2Cr2O7溶液完全反应，则元素Cr在还原产物中的化合价为()A6 B3 C2 D0【例5】锌与极稀的硝酸反应生成硝酸锌、硝酸铵和水。当生成1 mol 硝酸锌时，被还原的硝酸的物质的量为()A2 mol B1 mol C0.5 mol D0.25 mol1下列说法正确的是()A含有最高价态元素的化合物一定具有强氧化性B阳离子只有氧化性，阴离子只有还原性C元素原子在反应中失电子越多，还原性就越强

12、D反应中同一反应物可能既可发生氧化反应又可发生还原反应2下列物质中，按只有氧化性、只有还原性、既有氧化性又有还原性的顺序排列的一 组是()AF2KHCl BCl2AlH2CNO2NaBr2 DO2SO2H2O3根据下列反应判断有关物质还原性由强到弱的顺序是()H2SO3I2H2O=2HIH2SO42FeCl32HI=2FeCl22HClI23FeCl24HNO3=2FeCl3NO2H2OFe(NO3)3AH2SO3IFe2NO BIFe2H2SO3NOCFe2IH2SO3NO DNOFe2H2SO3I4m mol Cu2S与足量的稀HNO3反应，生成Cu(NO3)2、H2SO4、NO和H2O。

13、则参加反应的硝酸中被还原的硝酸的物质的量为()A4m mol B10m mol C. mol D.mol5氮化铝(AlN，Al和N的相对原子质量分别为27和14)广泛用于电子、陶瓷等工业 领域。在一定条件下，AlN可通过反应Al2O3N23C2AlN3CO合成。下列 叙述正确的是()A上述反应中，N2是还原剂，Al2O3是氧化剂B上述反应中，每生成1 mol AlN需转移3 mol电子CAlN中氮元素的化合价为3 DAlN的摩尔质量为41 g6有下列三个氧化还原反应：2FeCl32KI=2FeCl22KClI2 2FeCl2Cl2=2FeCl32KMnO416HCl=2KCl2MnCl28H2

14、O5Cl2若溶液中有Fe2、I、Cl共存，要除去I而不影响Fe2和Cl共存，可加入的试剂是()ACl2 BKMnO4 CFeCl3 DHCl7在氧化还原反应中，氧化剂的氧化性比氧化产物强，还原剂的还原性比还原产物强， 已知X2、Y2、Z2、W2四种物质的氧化性强弱顺序为：W2Z2X2Y2，则下列氧化 还原反应能发生的是()A2WZ2=W22Z B2YW2=Y22WC2ZX2=Z22X D2XY2=X22Y8.有反应2H2OCl2SO2=H2SO42HCl 2KMnO416HCl=2KCl2MnCl25Cl28H2O。针对上述两个反应回答：(1)两反应中的氧化剂的氧化性强弱顺序为_，还原剂的还原

15、性强弱顺 序为 _。(2)反应中氧化产物和还原产物质量比为_。(3)反应中氯化氢表现出的性质是_。 a还原性 b酸性 c氧化性1、表现性质的规律：“高氧、低还、中兼”规律（价态律）同种元素具有多种价态时，处于最低价时只具有还原性，处于最高价时只具有氧化性，处于中间可变价时既具有氧化性又具有还原性。例如：S元素：化合价 2 0 4 6 代表物 H2S S SO2 H2SO4(浓) S元素的性质 还原性 既有氧化性又有还原性 氧化性例、在下列物质中，既具有氧化性又具有还原性的是 ()。A铁 B硫 C铁和硫D氧和铁跟踪练习在Fe2+、Fe3+、Al3+、H+、S、S2-、Cl-等离子或原子中，只有还

16、原性是： ，只有的氧化性是，既有氧化性又有还原性的是。跟踪练习具有还原性的离子是（ ）A、MnO4 B、NO3 C、Br D、Fe32、性质强弱的规律（强弱律）（1）比较强弱根据氧化还原反应方程式在同一氧化还原反应中，氧化性：氧化剂氧化产物还原性：还原剂还原产物氧化剂的氧化性越强，则其对应的还原产物的还原性就越弱；还原剂的还原性越强，则其对应的氧化产物的氧化性就越弱。例、请指出反应Fe+CuCl2 = FeCl2+Cu 中有关物质的氧化性、还原性的强弱氧化性：CuCl2_FeCl2 还原性：Fe_Cu跟踪练习在3Cl2 + 8NH3 = 6NH4Cl + N2反应中，还原性最强的物质是（ ）

17、A.Cl2 B.NH3 C.NH4Cl D.N2跟踪练习已知下列两氧化还原反应：O2+4HI = 2I2+2H2O Na2S+I2 = 2NaI+S试比较三种单质的氧化性强弱顺序_。跟踪练习根据反应式：(1)2Fe3+2I-=2Fe2+I2，(2) Br2+2Fe2+=2Br-+2Fe3+，可判断出离子的还原性从强到弱的顺序是( )。ABr-、Fe2+、I-BI-、Fe2+、Br-CBr-、I-、Fe2+ DFe2+、I-、Br-（2）根据金属活动顺序表比较判断。例、下列说法中正确的是（ ） A、还原性强弱：Fe Cu H2 B、氧化性强弱：Cu2+ H+ Fe3+ C、得电子越多的物质，氧化

18、性越强 D、夺电子越强的物质，氧化性越强3、“强易弱难，先强后弱”规律(优先律)当一种氧化剂遇到多种还原剂时，先氧化还原性强的，后氧化还原性弱的；当一种还原剂遇到多种氧化剂时，先还原氧化性强的，后还原氧化性弱的。例、足量Fe加入Cu(NO3)2与AgNO3的混合液中，反应先后的顺序是什么.为什么. _4、“价态归中，互不交叉”规律(转化律)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。即同种元素不同价态间发生氧化还原反应时，价态的变化“只靠拢，不交叉”。（6） 归中反应：KClO3 + 6HCl = KCl+ 3Cl2+ 3H2O（7） 歧化反应：Cl2 + H2O = HCl + HClO（3） 利用此规律可准确确定氧化产物和还原产物。 例：2H2S+SO2=3S+2H2O,S元素的化合价从2价和4价归中到0价。 “互不交叉”是指，若反应后生成多种中间价态的产物，则遵从邻近变价，互不交叉的原则。 例：H2S+H2SO4(浓)S+SO2+2H2O,S元素的化合价应从2价变化为0价，从6价变化为4价。而不能认为是从24价，60价。（8） 可判断同种元素不同价态的原子间能否发生氧化还原反应。若有中间价态，则可能发生氧化还原反应，若无中间价态，则不能发生氧化还原反应。例：SO2与H2SO4(浓)之间