氧化还原反应的基本规律及其应用

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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

2、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。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++I22Fe2++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

3、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I－>Fe2＋>Br－，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、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－20＋4＋6代表物H2SSSO2H2SO4

4、(浓)性质还原性既有氧化性又有还原性氧化性注意：①元素处于最高价，只具有氧化性，但不一定氧化性最强。②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氧化

5、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

6、（3）利用此规律可准确确定氧化产物和还原产物。（4）【例3】H2S+H2SO4(浓)＝S↓+SO2↑+2H2O如反应KClO3＋6HCl(浓)===KCl＋3Cl2↑＋3H2O中，转移的电子数为5，而非6。KClO3＋6HCl(浓)===KCl得6e－＋3Cl失6e－2↑＋3H2O(错误)KClO3＋6HCl(浓)===KCl得5e－＋3Cl失5e－2↑＋3H2O(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：Cl2＋2NaOH===Na

7、Cl＋NaClO＋H2O。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I－>Fe2＋>Br－，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－。2．判断正误，正确的划“√”，错误的划“×”(1)向浓H2SO4中通入H2S气体，1mol浓硫酸转移电子数可能是6NA，也可能是2NA(√)解析　H2SO4(浓)＋3H2S===4S↓＋4H2OH2SO4(浓)＋H2S===SO2↑＋S↓＋2H2O前一反应

8、中1mol浓H2SO4转移6NA电子，后一反应中转移2NA电子。(2)1molCl2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，1molCl2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，价态的变化“只靠拢，不交叉”。例：2H