高中化学《氧化还原反应》学案9 新人教版必修1

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1、氧化还原反应的基本规律及其应用有关概念之间的关系：常见氧化剂、还原剂：常见氧化剂非金属单质：Cl2、Br2、O2等含有高价元素的化合物：浓H2SO4、HNO3、FeCl3、KMnO4、MnO2、K2Cr2O7等过氧化物：Na2O2、H2O2等某些不稳定含氧酸：HClO等常见还原剂活泼金属：K、Na、Mg、Al等非金属离子或低价态化合物：S2－、H2S、I－、HI、SO2、H2SO3、Na2SO3、FeCl2、CO等非金属单质及其氢化物：H2、C、Si、NH3等一、“两强两弱”规律：对于自发的氧化还原反应（除高温、电

2、解条件），总是强氧化性物质和强还原性物质反应生成弱氧化性物质和弱还原性物质。即氧化剂的氧化性强于氧化产物的氧化性，还原剂的还原性强于还原产物的还原性。　　氧化性：氧化剂>氧化产物还原性：还原剂>还原产物应用有二：1、判断微粒氧化性、还原性的相对强弱。例如：根据反应式：（1）2Fe3++2I－=2Fe2++I2，(2)Br2+2Fe2+=2Br－+2Fe3+，可判断离子的还原性从强到弱的顺序是（）A．Br－、Fe2+、I－B．I－、Fe2+、Br－C．Br－、I－、Fe2+D．Fe2+、I－、Br－2、判断氧化还原反

3、应能否发生。例如：已知I－、Fe2+、SO2、Cl－和H2O2均具有还原性，它们在酸性溶液中还原性强弱的顺序为Cl－

4、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、氧化性三、“单强离弱、单弱离强”规律1、金属单质的还原性越强，对应阳离子的氧化性越弱；反之金属单质的还原性越弱，对应阳离子的氧化性就越强。K、Ca、Na、Mg、Al、Zn、Fe、Sb、Pb、(H)、Cu、Hg、Ag还原性逐渐减弱K+、Ca2+、Na+、Mg2+、Al3+、Zn2+、Fe2+、Sn2+、Pb2+、(H+)、Cu2+、Hg2+、Fe3+、Ag+氧化性逐渐增强2、非金属单质的氧化性

5、越强，对应阴离子的还原性越弱；反之非金属单质的氧化性越弱，对应阴离子的还原性就越强。F2、(O2)、Cl2、Br2、I2、SF－、(OH－)、Cl－、Br－、I－、S2－氧化性逐渐减弱还原性逐渐增强利用此规律可比较微粒氧化性、还原性的相对强弱。四、“价态归中，互不交叉”规律“价态归中”是指同种元素不同价态原子间发生氧化还原反应，总是从高价态与低价态反应后生成中间价态的物质。1、利用此规律可准确确定氧化产物和还原产物。例如：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，

6、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。例如：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－2→＋4价，＋6→0价。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。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。例如：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、“强易弱难，先强后弱”规律“强易弱难”是指：同一氧化剂（或还原剂）

7、同时与不同还原剂（或氧化剂）反应，当还原剂（或氧化剂）的浓度差别不大时，总是先与还原性（或氧化性）强的反应，然后再与弱的反应。例如：当氯气通人到含S2－、I－的溶液中，由于还原性S2－>I－，所以，先发生Cl2+S2－=2Cl－+S↓,后发生Cl2+2I－=2Cl－+I2。【练习】制印刷电路时常用氯化铁溶液作为“腐蚀液”，发生的反应为2FeCl3+Cu=2FeCl2+CuCl2。向盛有氯化铁溶液的烧杯中同时加入铁粉和铜粉，反应结束后，下列结果不可能出现的是（）A．烧杯中有铜无铁B．烧杯中有铁无铜C．烧杯中铁、铜都有

8、D．烧杯中铁、铜都无六、“质、电守恒”规律质：质量守恒。电：电子转移的数目守恒。即氧化剂得电子的总数目＝还原剂失电子的总数目。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。例如：38.4mg铜跟适量的浓硝酸反应，铜全部作用后，共收集到气体22.4mL(标准状况)，反应消耗的HNO3的物质的量可能是（）A．1.0×10－3molB．1.6×