氧化还原反应的基本规律及其应用 高一上学期化学人教版（2019）必修第一册+

氧化还原反应1、氧化还原反应2、氧化剂与还原剂3、氧化还原反应的基本规律及应用外在特征与本质电子转移表示方法与四大基本反应的关系四组基本概念氧化性与还原性复习回顾：氧化剂+还原剂=还原产物+氧化产物氧化剂得电子化合价降低被还原发生还原反应得到还原产物具有氧化性还原剂失电子化合价升高被氧化发生氧化反应得到氧化产物具有还原性得e-，价↓，被还原，发生还原反应失e-，价↑，被氧化，发生氧化反应复习回顾：口诀：氧化剂---降得还还还

还原剂---升失氧氧氧第一章

物质及其变化第三节

氧化还原反应

第3课时

氧化还原反应的规律及其应用习学目标1.掌握氧化性和还原性的几种比较方法2.掌握氧化还原反应的基本规律，能运用相关规律解决问题。(1)氧化性：物质___电子的性质(能力)。(2)还原性：物质___电子的性质(能力)。一、氧化性与还原性强弱比较得失注意：

氧化性、还原性强弱只与原子得失电子的难易程度有关，

与得失电子数目无关。

1.氧化性与还原性越容易得电子，氧化性越强。越容易失电子，还原性越强。如还原性：Na＞Mg＞Al2.氧化性与还原性强弱比较(1)根据氧化还原反应方程式比较氧化性：氧化剂>氧化产物还原性：还原剂>还原产物如：CuSO4+Fe==Cu+FeSO4

氧化性：CuSO4>FeSO4氧化剂氧化产物0+2+20还原剂

还原产物什么剂具有什么性还原性：Fe>Cu1.常温下，发生下列反应：①16H＋＋10Cl-＋2MnO4-=2Mn2＋

＋5Cl2↑＋8H2O；②2Fe2＋＋Br2=2Fe3＋＋2Br－；③2Br－＋Cl2=Br2＋2Cl－，根据上述反应，可得知相关微粒氧化性由强到弱的顺序是

。练习MnO4->Cl2>Br2>Fe3＋单质

还原性强氧化性强失电子得电子容易得电子容易不容易(2)根据元素的活动性顺序比较金属元素活泼性越弱，金属单质的还原性越弱，对应阳离子的氧化性越强离子

氧化性弱Mg2+

＜Al3+＜Zn2+＜Fe2+＜Pb2+＜H+

＜Cu2+＜

Fe3+＜

Hg2+＜

Ag+氧化性：Fe3+还原性弱失电子不容易还原性：K>...............>Zn>

Fe>Pb>

H

>

Cu>

Hg>

Ag单质氧化性强

得电子能力强

离子还原性弱

失电子能力弱

(2)根据元素的活动性顺序比较非金属元素活泼性越弱，非金属单质氧化性越弱，对应阴离子的还原性越强F-＜

Cl-＜

Br-＜

Fe2+＜

I-＜S2-还原性：氧化性

弱得电子能力弱失电子能力强

还原性强

F2

>

Cl2

>

Br2

>Fe3+>

I2

>

S氧化性：(留点亚铁修路）Fe3+练习谁强，谁优先反应反应先后问题还原性：Fe2+＞Br

-

，现把氯气通入FeBr2溶液时，

氯气少量时离子反应如何写？氯气过量时离子反应如何写？练习2：已知Cl2+2Fe2+=2Fe3++2Cl-Cl2+2Br-=Br2+2Cl-练习1：已知氧化性：Cu2+＜

Ag+，在含有Cu(NO3)2、AgNO3的溶液中加入过量铁粉，反应的先后顺序是？先后规律：不同氧化剂与同一种还原剂混合，氧化性强优先反应。不同还原剂与同一种氧化剂混合，还原性强优先反应。(3)根据被氧化被还原的程度比较2Fe+

3Cl2＝2FeCl3点燃Fe+

S

＝FeS研磨不同氧化剂作用于同一种还原剂，氧化产物价态高的氧化性强。不同还原剂作用于同一种氧化剂，还原产物价态低的还原性强。0

+30

+2Fe被氧化程度：Cl2＞S氧化性：Cl2＞S(4)根据反应条件和剧烈程度比较MnO2+4HCl(浓)===MnCl2+2H2O+Cl2↑△反应条件：

不加热

加热氧化性：KMnO4＞MnO2

反应条件要求越低，反应越剧烈，反应物的氧化性或还原性越强。思考：外界条件对某些物质氧化性或还原性强弱会有什么影响？物质的浓度，温度，酸碱性氧化性：H2SO4（浓、热）>H2SO4(稀、冷)2KMnO4+16HCl(浓)===

2KCl+2MnCl2+5Cl2↑+8H2O加热二.价态规律处于最高价态时，只有氧化性，如Fe3+；处于最低价态时，只有还原性，如Fe；处于中间价态时，既有氧化性，又有还原性。如Fe2+例题：Fe、Fe2+、Fe3+、Cl-、Cl2、ClO-、S2-、H2S、S、SO2、SO3、Na+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______________________Fe3+，SO3，Na+Fe，Cl-，S2-，H2SFe2+、Cl2、ClO-、S、SO21.高低规律：2.歧化规律：同一反应物中同种价态原子，一部分化合价升高，一部分化合价降低，生成两种不同价态的物质。例题：Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O3S+6KOH=K2SO3

+2K2S+3H2O中间价态→高价态+低价态歧化反应3.归中规律：不同反应物中不同价态的同种原子，一部分化合价升高，一部分化合价降低，生成相同价态的物质。例题：2H2S+SO2=3S↓+2H2OKClO3+6HCl=KCl+3Cl2↑+3H2O高价态+低价态→中间价态“只靠拢,不交叉”；注意：相邻价态不反应，相互转化最容易。归中反应

三.

守恒规律氧化还原反应中，得失电子总数相等，化合价升降相等。

还原剂失电子总数=氧化剂得电子总数

元素化合价升高总数

=

元素化合价降低总数。在H2S+H2SO4(浓)=SO2+S↓+2H2O的反应中：（1）氧化剂是

，（2）还原剂是