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氧化还原反应规律及应用
第一章 物质的分类及转化
学习目标
1．掌握氧化还原反应的规律。
2．掌握氧化还原反应的配平原理及方法技巧。
一、氧化还原反应的基本规律
1. 强弱规律：
根据氧化还原反应方程式：
氧化剂 + 还原剂 = 还原产物 + 氧化产物
氧化性强
还原性强
还原性弱
氧化性弱
注意：氧化性、还原性的强弱取决于：物质得失电子的难易程度，
与得失电子数目的多少无关。
应用：比较粒子氧化性或还原性强弱；(剂 >物)
判断氧化还原反应在一定条件下能否发生；（强制弱）
根据下列反应:
H2SO3 + I2 + H2O == 2HI + H2SO4
2FeCl3 + 2HI == 2FeCl2 + 2HCl + I2
3FeCl2+4HNO3==2FeCl3 + NO↑+ 2H2O +Fe(NO3)3
判断有关物质还原性由强到弱的顺序是（ ）
A.H2SO3＞ I- ＞Fe2+＞NO B. I- ＞Fe2+＞H2SO3＞ NO
C.Fe2+＞I-＞H2SO3＞NO D. NO＞Fe2+＞H2SO3＞ I-
A
学以致用
A
应用：(1)利用此规律可准确确定氧化产物和还原产物。
(2)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。
归中规律：高价态＋低价态―→中间价态，即“只靠拢，不交叉”“邻价转化”
同种元素不同价态之间发生氧化还原反应时：
歧化规律：中间价态→高价＋低价(不会出现一边倒的情况)
KClO3＋6HCl(浓)===KCl＋3Cl2↑＋3H2O
2. 价态规律：
Cl2＋2NaOH = NaCl＋NaClO＋H2O
一、氧化还原反应的基本规律
学以致用
已知 H2S 与浓硫酸反应的方程式如下，
H2S + H2SO4 (浓) === S↓ + SO2↑ + 2H2O
判断：两种画法哪一种是对的呢？
在KClO3＋6HCl(浓)===KCl＋3Cl2↑＋3H2O的反应中，被氧化的氯与被还原的氯的原子个数比为(　　)
A、1:6 B、6:1 C、1:5 D、5:1
D
低价
高价
中间价
较高价
高价
低价
较低价
学以致用
3. 电子得失守恒规律：
应用：氧化还原反应的配平、计算
C + 2CuO
CO2↑ + 2Cu
高温
微观本质：得到电子总数=失去电子总数=转移电子总数
宏观特征：化合价下降之和=化合价上升之和
氧化还原反应中，得失电子总数相等，元素化合价升降总数相等，
反应前后电荷总数相等（离子反应）。即有关系式：
一、氧化还原反应的基本规律
2.在硫酸溶液中NaClO3和Na2SO3按 2∶1数目之比完全反应，生成一种棕黄色气体X，其中Na2SO3被氧化为Na2SO4，则X为（ 　）
A. ClO2 B. Cl2O C. Cl2 D. Cl2O3
1.含1.2×1020个Na2SO3的溶液恰好被含4×1019个K2Cr2O7的溶液氧化为Na2SO4，则元素Cr在被还原的产物中的化合价是( )
A.+6 B.+3 C.+2 D.0
N(氧化剂)×化合价变化值×变价原子个数=N(还原剂)×化合价变化值×变价原子个数
学以致用
B
A
4. 先后规律：
如把Fe--Al合金放入稀盐酸中，Al先反应，当Al反应完全后，Fe开始反应。
如Fe与CuCl2、HCl的混合溶液反应时，Fe先于Cu2+反应，后于H+反应。
（1）同一氧化剂与多种还原剂混合，还原性强的先被氧化。
（2）同一还原剂与多种氧化剂混合，氧化性强的先被还原。
一、氧化还原反应的基本规律
1. 已知 : Br2 + 2Fe2＋ = 2Br－ + 2Fe3＋
向FeBr2溶液中通入少量Cl2时， _____先与Cl2反应。
已知：2Fe3＋+ Cu = 2Fe2＋+ Cu2＋
在含有Fe3＋、Cu2＋、H＋的溶液中加入铁粉，铁粉先与_______反应，
然后依次为 。
Cu2＋、H＋
Fe3＋
Fe2＋
学以致用
2.已知有如下三个氧化还原反应：
2Fe3+＋2I－===2Fe2+＋I2
2Fe2+＋Cl2===2Fe3++2Cl－
2MnO4－＋16H+ 10Cl－===2Mn2+＋5Cl2↑＋8H2O
若某溶液中Fe2＋和I－共存，要除去I－而不氧化Fe2＋和Cl－，可以加入的试剂是(　　)
A．Cl2　　 B．KMnO4 C．FeCl3 D．HCl
C
二、氧化还原反应的配平
原则：电子守恒、原子守恒、电荷守恒
配平步骤：
标变价
列得失/
写升降
求总数
标出变价元素的化合价
列出得失电子数
最小公倍数法配平使得失电子守恒（确定氧化剂与还原剂的系数）
配系数
用原子守恒法配平其它物质的化学计量数
查守恒
检查原子、电荷是否守恒，并将短线改等号
只有离子方程式需要检查电荷是否守恒!
二、氧化还原反应的配平
原则：电子守恒、原子守恒、电荷守恒
【例】配平化学方程式：H2S＋HNO3→S↓＋NO↑＋H2O
1.标变价
2.列得失
3.等升降
H2S＋HNO3→S↓＋NO↑＋H2O
-2 +5 0 +2
↑ 2e-
S ：
0
-2
↓3e-
N ：
+2
+5
2和3的最小公倍数是6,确定化学计量数。
×3
×2
4.配系数
5.查守恒
H2S＋ HNO3 S↓＋ NO↑＋ H2O
3
3
2
2
4
=
最后利用O原子守恒来进行验证。
（3）___ KClO3+___ HCl(浓) =___ KCl+___ H2O+___ Cl2↑
（2）__KI＋__KIO3＋___H2SO4→___I2＋___K2SO4＋___H2O
5
1
3
3
3
3
（1）___ H2S ＋___SO2 →___S＋___H2O
2
1
3
2
小结：归中反应使用正向配平法
1 6 1 3 3
1.正向配平法
二、氧化还原反应的配平
（1）___ HCl(浓)＋___ MnO2 → ___ Cl2↑＋___ MnCl2＋___ H2O
（2） S + KOH → K2S + K2SO3 + H2O
（3） KClO3 → KCl + O2↑
小结：部分氧化还原反应、歧化反应、分解型氧化还原反应使用逆向配平法
4 1 1 1 2
3 6 2 1 3
2 2 3
2.逆向配平法
二、氧化还原反应的配平
（1） MnO4－+ H++ Br－→ Br2+ Mn2++ H2O
（3） Fe3+ + SO2 + H2O→ Fe2++ SO42-+ H+
（4） C2O42- + MnO4- + H+→ CO2+ Mn2++ H2O
小结：先配升降，再配电荷，后配原子
2 16 10 5 2 8
2 1 2 2 1 4
5 2 16 10 2 8
3.离子反应配平法
二、氧化还原反应的配平
（1） MnO4-+ H2O2 + → Mn2+ + O2↑ + H2O
（2） ClO-+ Fe(OH)3+ → Cl-+ FeO42-+ H2O
（3） Mn2++ ClO3-+ H2O→ MnO2↓+ + Cl2↑
（4） S2- + ClO- + H2O→ S↓+ + Cl-↑
2 5 6H+ 2 5 8
3 2 4OH- 3 2 5
5 2 4 5 8H+ 1
1 1 1 1 2OH- 1
4.缺项配平法
条件 补项原则(补写H+/OH-/水)
酸性条件下 缺H或多O补H＋，少O补H2O
碱性条件下 缺H或多O补H2O，少O补OH－
二、氧化还原反应的配平
1.请配平下列离子方程式。
(1) 在酸性条件下，K2Cr2O7与FeSO4反应的离子方程式为
____Cr2O72-＋ ___Fe2＋＋___ （ ）=____Cr3＋＋___Fe3＋＋___H2O，
(2) 在酸性条件下，SO2通入FeCl3溶液中反应离子方程式为
___Fe3＋＋___SO2＋___（ ）=___Fe2＋＋___SO42- +___ （ ）
1
6
14
H＋
2
6
7
2
1
H2O
2
2
1
H＋
4
2.在酸性条件下，可发生如下反应：
ClO3-+2M3++4H2O=M2O7n-+Cl－+8H+， M2O7n-中M的化合价是 （ ）
A．+4 B．+5 C．+6 D．+7
C
随堂练习
氧化还原反应的规律
电子守恒规律
本质
先后规律
强易弱难，先强后弱
价态规律
高低规律
归中规律
歧化规律
还原剂失去电子总数 = 氧化剂得到电子总数
表征
化合价升高总数 = 化合价降低总数
中间价→高价＋低价
高价＋低价→中间价
（不交叉规律）
课堂小结
氧化还原反应的配平
氧化还原反应的分类
一般氧化还原反应
氧化还原反应的配平
配平原则
配平步骤
自身氧化还原反应
部分氧化还原反应
标变价、列得失
等升降、配系数
查守恒
配平技巧
全变左边配
自变右边配
部分变两边配
整体配平法
缺项配平
课堂小结

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