制作人：闫丹宁
1、了解氧化还原反应的基本规律并运用其解题。
2、利用氧化还原反应的基本原理判断氧化还原产物，正确书写出氧化还原反应化学方程式。
3、会利用化合价升价法对氧化还原反应进行配平。
4、能利用得失电子守恒原理进行相关计算。
一、氧化还原反应基本规律及应用
1、价态律
当元素具有可变化合价时，一般处于最高价态时只具有氧化性，处于最低价态时只具有还原性，处于中间价态时既具有氧化性又具有还原性。如：浓H2SO4的S只具有氧化性，H2S 中的S 只具有还原性，单质S既具有氧化性又具有还原性。
2、强弱律
在氧化还原反应中，强氧化剂+强还原剂=弱氧化剂(氧化产物)+弱还原剂(还原产物)，即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。如由反应2FeCl3+2KI=2FeCl2+2KCl+I2可知，FeCl3的氧化性比I2强，KI的还原性比FeCl2强。
一般来说，含有同种元素不同价态的物质，价态越高氧化性越强(氯的含氧酸除外)，价态越低还原性越强。如氧化性：浓H2S04 >SO2（H2SO3)> S；还原性：H2S>S>SO2。在金属活动性顺序表中，从左到右单质的还原性逐渐减弱，阳离子(铁指Fe2+)的氧化性逐渐增强。
3、优先律
也叫强弱规律，即“谁强谁优先”，同一氧化剂与含多种还原剂(物质的量浓度相同)的溶液反应
时，首先被氧化的是还原性最强的物质；同一还原剂与含多种氧化剂(物质的量浓度相同)的溶液反应时，首先被还原的是氧化性最强的物质。
在浓度相差不大的溶液中：
（1）同时含有几种还原剂时―――――→加入氧化剂
将按照还原性由强到弱的顺序依次反应。 如向FeBr 2溶液中通入少量Cl 2时，因为还原性Fe 2＋＞Br －，所以Fe 2＋先与Cl 2反应。 (2)同时含有几种氧化剂时―――――→加入还原剂
将按照氧化性由强到弱的顺序依次反应。 如在含有Fe 3＋、Cu 2＋的溶液中加入铁粉，因为氧化性Fe 3＋＞Cu 2＋，所以铁粉先与Fe 3＋反应，然后再与Cu 2＋
反应。 4、价态归中规律
即同种元素不同价态之间的反应，高价态的元素化合价降低，低价态的元素化合价升高，但升高与降低的化合价不能交叉。如KClO 3＋6HCl===3Cl 2＋KCl ＋3H 2O ，氧化剂为KClO 3，还原剂为HCl ，氧化产物为Cl 2，还原产物为Cl 2。
同种元素不同价态之间发生氧化还原反应时可总结为：
价态相邻能共存，价态相间能归中，
归中价态不交叉，价升价降只靠拢。
5、歧化反应规律
发生在同一物质分子内、同一价态的同一元素之间的氧化还原反应，叫做歧化反应。其反应规律是：所得产物中，该元素一部分价态升高，一部分价态降低，即“中间价→高价十低价”。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。
【典型例题1】【2017届浙江省绍兴市高三3月教学质量调测】己知：还原性HSO 3->I -，氧化性IO 3->I 2。在含3 mol NaHSO 3的溶液中逐滴加入KIO 3溶液．加入KIO 3和析出I 2的物质的量的关系曲线如下图所示。下列说法不正确的是 （ ）
氧化还原反应知识点归纳 （氧化还原反应中的概念与规律；氧化还原反应的表示方法及配平。） 氧化还原反应中的概念与规律: 一、五对概念 在氧化还原反应中，有五对既相对立又相联系的概念。它们的名称和相互关系是： 二、五条规律 1、表现性质规律 同种元素具有多种价态时，一般处于最高价态时只具有氧化性、处于最低价态时只具有还原性、处于中间可变价时既具有氧化性又具有还原性。 2、性质强弱规律 3、反应先后规律 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，则它首先与溶液中最强的还原剂作用；同理，在浓度相差不大的溶液中，同时含有几种氧化剂时，若加入还原 剂，则它首先与溶液中最强的氧化剂作用。例如，向含有FeBr 2溶液中通入Cl 2 ，首先被氧 化的是Fe2+ 4、价态归中规律 含不同价态同种元素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。 5、电子守恒规律 在任何氧化—还原反应中，氧化剂得电子（或共用电子对偏向）总数与还原剂失电子（或共用电子对偏离）总数一定相等。 三．物质氧化性或还原性强弱的比较: （1）由元素的金属性或非金属性比较 <1>金属阳离子的氧化性随其单质还原性的增强而减弱
非金属阴离子的还原性随其单质的氧化性增强而减弱 （2）由反应条件的难易比较 不同的氧化剂与同一还原剂反应时，反应条件越易，其氧化剂的氧化性越强。如： 前者比后者容易发生反应，可判断氧化性：。同理，不同的还原剂与同一氧化剂反应时，反应条件越易，其还原剂的还原性越强。 （3）根据被氧化或被还原的程度不同进行比较 当不同的氧化剂与同一还原剂反应时，还原剂被氧化的程度越大，氧化剂的氧化性就越强。 如，根据铁被氧化程度的不同， 可判断氧化性：。同理，当不同的还原剂与同一氧化剂反应时，氧化剂被还原的程度越大，还原剂的还原性就越强。 （4）根据反应方程式进行比较 氧化剂+还原剂=还原产物+氧化产物 氧化性：氧化剂>氧化产物；还原性：还原剂>还原产物 （5）根据元素周期律进行比较 一般地，氧化性：上>下，右>左；还原性：下>上，左>右。 （6）某些氧化剂的氧化性或还原剂的还原性与下列因素有关： 温度：如热的浓硫酸的氧化性比冷的浓硫酸的氧化性强。 浓度：如浓硝酸的氧化性比稀硝酸的强。 酸碱性：如中性环境中不显氧化性，酸性环境中显氧化性；又如溶液的氧化性随溶液的酸性增强而增强。 注意：物质的氧化性或还原性的强弱只决定于得到或失去电子的难易，与得失电子的多少无关。如还原性：，氧化性：。 【注意】氧化还原反应中的不一定： ⑴含有最高价态元素的化合物不一定具有强氧化性。如前述的氯元素的含氧酸及其盐， 是价 态越低，氧化性超强。H 3PO 4 中＋5价的P无强氧化性。 ⑵有单质参加的反应不一定是氧化还原反应。如同素异形体之间的转化。 ⑶物质的氧化性或还原性与物质得到或掉失去电子的多少无关。 ⑷得到电子难的元素失去电子不一定容易，例如：第ⅣA族的C，既难得到电子，又难 失去电 子，与其它原子易以共价键结合。 ⑸元素由化合态变为游离态不一定是是氧化反应，也可能是还原反应。 四、常见的氧化剂和还原剂 1、常见的氧化剂 （1）活泼的非金属单质：Cl 2、Br 2 、O 2 、I 2 、S等 （2）元素处于高价时的氧化物：CO 2、NO 2 、SO 3 、MnO 2 、PbO 2 等 （3）元素处于高价时的含氧酸：浓H 2SO 4 、HNO 3 等 （4）元素处于高价时的盐：KClO 3、KMnO 4 、FeCl 3 、K 2 Cr 2 O 7 等
神木县第七中学2015届化学备课组必修（1）导学案第周课时班级组别姓名 课题氧化还原反应五大规律编号29 合 作 探 究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 SO2H2SO4(浓) S元素的性质还原性既有氧化性又有还原性氧化性2、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 失去电子，化合价升高，被氧化 强氧化剂＋强还原剂→弱还原产物＋弱氧化产物 得到电子，化合价降低，被还原 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。 （2）根据金属活动顺序表比较判断。 K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au 金属活动性减弱，金属原子失去电子的能力依次减弱，还原性依次减弱。 K+Ca2+Na+Mg2+Al3+(H+) Zn2+Fe2+Sn2+Pb2+Cu2+Fe3+Hg2+Ag+对应的金属阳离子得电子的能力增强，即氧化性增强。 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。 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”。 编写人王洁审核人 学习目标1. 进一步复习巩固氧化还原反应各概念，掌握其内在联系； 2. .掌握氧化还原反应五大规律：守恒律、价态律、强弱律、优先律、转化律 重点 难点 掌握氧化还原反应五大规律：守恒律、价态律、强弱律、优先律、转化律 课前预习1、氧化还原反应的特征是_______________，实质是_____________。 2、在氧化还原反应中，有五对既相对立又相联系的概念。它们的名称和相互关系是： 氧化剂（具有）→所含元素化合价→电子→被→发生反应→得到产物。 还原剂（具有）→所含元素化合价→电子→被→发生反应→得到产物。 3、氧化还原反应中，四要素之间的关系是： 氧化剂+ 还原剂=== 氧化产物+ 还原产物 【练习】 用双线桥标出电子得失，指出氧化剂、还原剂；哪种物质被氧化，哪种物质被还原？ ①2Fe ＋3Cl2点燃 2 FeCl3②Cl2＋H2O＝HCl＋HClO
一、氧化还原基本概念 1、四组重要概念间的关系 (1)氧化还原反应：凡是反应过程中有元素化合价变化(或电子转移)的化学变化叫氧化还原反应。 氧化还原反应的特征：元素化合价的升降；氧化还原反应的实质：电子转移。 (2)氧化反应和还原反应：在氧化还原反应中，反应物所含元素化合价升高(或者说物质失去)电子的反应成为氧化反应；反应物所含元素化合价降低(或者说是物质得到电子)的反应称为还原反应。 (3)氧化剂、还原剂是指反应物。所含元素化合价降低的物质叫做氧化剂，所含元素化合 价升高的物质叫做还原剂。 (4)氧化产物、还原产物是指生成物。所含元素化合价升高被氧化，所得产物叫做氧化产 物，所含元素化合价降低被还原，所得产物叫做还原产物。 关系： 口诀： 化合价升．高，失．电子，被氧．化，还．原剂，氧．化反应；（升失氧还氧） 化合价降．低，得．电子，被还．原，氧．化剂，还．原反应；（降得还氧还） 2、氧化还原反应与四种基本反应类型 注意：有单质参加的化合反应和有单质生成的分解反应均为氧化还原反应。 二、氧化还原反应的有关计算 1．氧化还原中的电子转移表示法 (1)双线侨法：在反应物和生成物之间表示电子转移结果，该法侧重于表示同一元素的原 子或离子间的电子转移情况，如
注意： ○1线桥从方程式的左侧指向右侧； ○2箭头不表示得失，只表示变化，所以一定要标明“得”或“失”。 (2)单线桥法：在反应物中的还原剂与氧化剂之间箭头指向氧化剂，具体讲是箭头从失电 子的元素出发指向得电子的元素。如 三、氧化还原反应的类型 1．还原剂+氧化剂氧化产物+还原产物 此类反应的特点是还原剂和氧化剂分别为不同的物质，参加反应的氧化剂或还原剂全部被还原或氧化，有关元素的化合价全部发生变化。例如： 2．部分氧化还原反应 此类反应的特点是还原剂或氧化剂只有部分被氧化或还原，有关元素的化合价只有部分发生变化，除氧化还原反应外，还伴随非氧化还原反应。例如 3．自身氧化还原反应 自身氧化还原反应可以发生在同一物质的不同元素之间，即同一种物质中的一种元素被氧化，另一种元素被还原，该物质既是氧化剂又是还原剂；也可以发生在同一物质的同种元素之间，即同一物质中的同一种元素既被氧化又被还原。例如：
氧化还原反应（氧化性还原性强弱比较） A．基础训练 1.在3Cl2 +8NH3 =6NH4Cl +N2反应中，还原性最强的物质是( ) A、Cl2 B、NH3 C、NH4Cl D、N2 2.在反应KI +5KIO3 +3H2S =3I2 +3K2SO4 +3H2O 中，被氧化的碘元素和被还原的碘元素的质量比是 A、1：5 B、5：1 C、6：1 D、1：6 3.下列变化中，需加入氧化剂才能进行的是( ) A、Br－→Br2 B、Cr2O72－→Cr3＋ C、S2－→HS－ D、NO3－→NO 4.已知：2BrO3－+Cl2=Br2 +2ClO3－；5Cl2 +I2 +6H2O =2HIO3 +10HCl；ClO3－+5Cl－+6H+ =3Cl2+3H2O判断下列物质氧化能力强弱顺序为( ) A、ClO3－＞BrO3－＞IO3－＞Cl2 B、BrO3－＞Cl2＞ClO3－＞IO3－ C、BrO3－＞ClO3－＞Cl2＞IO3－ D、Cl2＞BrO3－＞ClO3－＞IO3－ 5.已知X2、Y2、Z2、W2四种物质的氧化能力为W2＞Z2＞X2＞Y2，下列氧化还原反应能发生的是 A、2NaW + Z2= 2NaZ + W2 B、2NaX + Z2 = 2NaZ + X2 C、2NaY + W2 = 2NaW + Y2 D、2NaZ + X2= 2NaX + Z2 6.用KClO3制氧气和用KMnO4制氧气，若制得相同质量的氧气，上述反应中转移的电子数之比为( ) A、1：1 B、1：2 C、2：1 D、2：3 7.在xR2＋+y H＋+O2 =m R3＋+n H2O 的离子反应中，m 的值为( ) A、2x B、4 C、y/2 D、2n 8.元素从化合物中被置换成单质时，该元素( ) A、一定被氧化 B、一定被还原 C、可能被氧化，也可能被还原 D、既不被氧化，也不被还原B．提高训练 9.下列反应需要加入氧化剂才能实现的( ) A、SO3→SO42－ B、HCl →Cl2 C、HCO3－→CO2↑ D、Cl2→C l O－ 10.根据硫元素的化合价判断，下列既有氧化性、又有还原性的物质是( ) A、SO2 B、H2S C、H2SO4 D、SO3 11.在3S+6KOH =2K2S +K2SO3 +3H2O 的反应中，被氧化的硫与被还原的硫的质量比( ) A、1∶3 B、3∶4 C、2∶1 D、1∶2 12.已知在某温度时发生如下3个反应：①C+CO2 =2CO；②C+H2O =CO +H2； ③CO +H2O =CO2 +H2，由此可判断在该温度下，C、CO、H2的还原性强弱顺序是( ) A、CO ＞C＞H2 B、CO＞H2＞C C、C＞H2＞CO D、C＞CO＞H2 13.下列反应中，水作氧化剂，且该反应属于置换反应的是( ) A、2Na + 2H2O = 2NaOH +H2↑ B、2F2 +2H2O = 4HF + O2 C、H2O+Cl2 =HCl =HClO D、2H2O2H2↑ +O2↑ 14.由相同条件下的三个反应：2A +B2 =2B +A2；2C +A2 =2A +C2；2B +D2 =2D +B2；可判断( ) A、氧化性：A2＞B2＞C2＞D2 B、还原性：C－＞A－＞B－＞D－ C、2A－+D2 =2D－+A2可进行 D、2C－+B2 =2B－+C2不能进行 15.对于反应14CuSO4 +5FeS2 +12H2O =7Cu2S +5FeSO4 +12H2SO4来说，下列结论正确的是( ) A、FeS2既是氧化剂，又是还原剂 B、只有CuSO4作氧化剂 C、被氧化的硫和被还原的硫质量比是3：7 D、被氧化的硫和被还原的硫质量比是1：1 16.现有下列三个反应：①2FeCl3+2KI=2FeCl2+2KCl+I2②2FeCl2+CL2=2FeCl3 ③2KMnO4+16HCl=2KCl+2MnCl2+5Cl2 +8H2O 若FeCl2溶液中含有I－杂质，氧化除去I－杂质可加入试剂( )
氧化还原反应的基本规律教学设计 一、教学目标 【知识目标】认识氧化还原反应的基本规律 【能力目标】初步学会氧化还原反应的有关规律解决实际问题 【道德情感目标】举例说明生产、生活中常见的氧化还原反应，关注与化学有关的社会热点问题，逐步形成可持续发展的思想。养成勇于实践、不断创新的科学态度，体会学习科学探究的基本方法。 二、重点与难点 【重点】氧化还原反应的基本规律中的守恒规律和价态规律 【难点】价态规律 三、教学器材：投影仪 四、教学方法与过程: 探究式教学、归纳法 教学过程 【投影】[思考与交流1]请用双线桥表示以下反应中电子转移的方向和数目3Cu+8HNO3(稀) = 3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O 在以上的化学反应里，氮元素的化合价由价降低为价，降低了价，氮元素化合价降低的总数为，氮元素得到电子总数为，则铜元素化合价升高总数为，铜原子失去电子总数为。 【教师提问】我们能从刚才题目中总结出什么规律？ 【学生思考并讨论】 [归纳与整理] 【投影】二、氧化还原反应的基本规律及作用 1、电子守恒规律 还原剂失电子总数（或物质的量）=氧化剂得电子总数（或物质的量） 还原剂化合价升高总数=氧化剂化合价降低总数 作用：有关氧化还原反应的计算 配平氧化还原反应方程式 [课堂训练]1.在反应6KOH+3Cl2===KClO3+5KCl+3H2O中，被氧化与被还原的原子个数比是( ) A．1:5 B、1:4 C．1:3 D．1 : 2
【投影】[思考与交流2]下列粒子具有氧化性还是还原性？ Al 3+、S 2-、Fe 2+、H +、Cl -、HCl [归纳与整理] 【投影】2、价态规律 （1）高低规律 元素处于最高价，只有氧化性； 元素处于最低价，只有还原性； 元素处于中间价，既有氧化性又有还原性。 作用：判断物质的氧化性、还原性 金属单质只有还原性，非金属单质大多数既有氧化性又有还原性 [课堂训练]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（ ） A. Al 3+、K 、HCl B. Cl 2、Al 、H 2 C. NO 2、Na 、 N 2 D. O 2、SO 2、H 2O 3.下列粒子中，都既具有氧化性又具有还原性的一组是（ ） A. S 、Cl -、H + B. NO 3-、ClO -、Na + C. H 2S 、SO 2、 Fe 2+ D. MnO 4-、SO 32-、Fe 【投影】[思考与交流3]用双线桥表示电子得失; KClO 3+6HCl==KCl+3Cl 2↑+3H 2O [学生答案] 【投影】（2）价态归中规律 同种元素化合价发生变化时， ①能不变就不变 +5 失去6×1e - 得到1×6e - 2↑+3H 2O × +3H 2O √ +5 - 得到1×5e -
氧化还原反应知识点归纳 氧化还原反应中的概念与规律: 一、五对概念 在氧化还原反应中，有五对既相对立又相联系的概念。它们的名称和相互关系是： 二、五条规律 1、表现性质规律 同种元素具有多种价态时，一般处于最高价态时只具有氧化性、处于最低价态时只具有还原性、处于中间可变价时既具有氧化性又具有还原性。 2、性质强弱规律 3、反应先后规律 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，则它首先与溶液中最强的还原剂作用；同理，在浓度相差不大的溶液中，同时含有几种氧化剂时，若加入还原剂，则它首先与溶液中最强的氧化剂作用。例如，向含有FeBr2溶液中通入Cl2，首先被氧化的是Fe2+ 4、价态归中规律 含不同价态同种元素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。 5、电子守恒规律 在任何氧化—还原反应中，氧化剂得电子（或共用电子对偏向）总数与还原剂失电子（或共用电子对偏离）总数一定相等。 三．物质氧化性或还原性强弱的比较: （1）由元素的金属性或非金属性比较 <1>金属阳离子的氧化性随其单质还原性的增强而减弱
非金属阴离子的还原性随其单质的氧化性增强而减弱 （2）由反应条件的难易比较 不同的氧化剂与同一还原剂反应时，反应条件越易，其氧化剂的氧化性越强。如： 前者比后者容易发生反应，可判断氧化性：。同理，不同的还原剂与同一氧化剂反应时，反应条件越易，其还原剂的还原性越强。 （3）根据被氧化或被还原的程度不同进行比较 当不同的氧化剂与同一还原剂反应时，还原剂被氧化的程度越大，氧化剂的氧化性就越强。 如，根据铁被氧化程度的不同， 可判断氧化性：。同理，当不同的还原剂与同一氧化剂反应时，氧化剂被还原的程度越大，还原剂的还原性就越强。 （4）根据反应方程式进行比较 氧化剂+还原剂=还原产物+氧化产物 氧化性：氧化剂>氧化产物；还原性：还原剂>还原产物 （5）根据元素周期律进行比较 一般地，氧化性：上>下，右>左；还原性：下>上，左>右。 （6）某些氧化剂的氧化性或还原剂的还原性与下列因素有关： 温度：如热的浓硫酸的氧化性比冷的浓硫酸的氧化性强。 浓度：如浓硝酸的氧化性比稀硝酸的强。 酸碱性：如中性环境中不显氧化性，酸性环境中显氧化性；又如溶液的氧化性随溶液的酸性增强而增强。 注意：物质的氧化性或还原性的强弱只决定于得到或失去电子的难易，与得失电子的多少无关。如还原性：，氧化性：。 【注意】氧化还原反应中的不一定： ⑴含有最高价态元素的化合物不一定具有强氧化性。如前述的氯元素的含氧酸及其盐， 是价 态越低，氧化性超强。H3PO4中＋5价的P无强氧化性。 ⑵有单质参加的反应不一定是氧化还原反应。如同素异形体之间的转化。 ⑶物质的氧化性或还原性与物质得到或掉失去电子的多少无关。 ⑷得到电子难的元素失去电子不一定容易，例如：第ⅣA族的C，既难得到电子，又难 失去电 子，与其它原子易以共价键结合。 ⑸元素由化合态变为游离态不一定是是氧化反应，也可能是还原反应。 四、常见的氧化剂和还原剂 1、常见的氧化剂 （1）活泼的非金属单质：Cl2、Br2、O2、I2、S等 （2）元素处于高价时的氧化物：CO2、NO2、SO3、MnO2、PbO2等 （3）元素处于高价时的含氧酸：浓H2SO4、HNO3等 （4）元素处于高价时的盐：KClO3、KMnO4、FeCl3、K2Cr2O7等
氧化还原反应的相关规律 一、就近原则 eg: KClO3 + 6HCl ===KCl + 3Cl2↑+ 3H2O 反应中KClO3中的氯元素为+5价，而HCl中的氯元素为-1加价，产物中KCl中的氯元素为-1价，Cl2中的氯元素为0价，那么究竟是由+5到-1、还是由+5到0呢？在这里就运用了就近原则，因+5离0比+5离-1要近，所以应为+5到0； 其中+5价的氯只有一个，而0价的氯有6个，说明6个0价的氯中只有一个是由+5价得电子而转化为0价，其余的5个则必然是由-1价转化而来的。 习题：H2SO4 + H2S ===== S + SO2↑+2H2O 应为：+6价的硫→+4价的硫 -2价的硫→0价的硫 转移电子总数为2个电子 二、①、同种元素的不同种价态，最高价的元素只有氧化性，最低价的元素只有还原性，处于中间价 态的元素既有氧化性又有还原性。 Eg:Cl 有-1 0 +1 +5 +7 五种价态 当处于-1价时则只有还原性当处于+7价是则只有氧化性 而处于0 +1 +5 价态是既有氧化性又有还原性 *只限于元素、而不是物质：eg: HCl中H为+1价，是氢元素的最高价，从而导致HCl具有一定的氧化性，而氯则为-1价，处于最低价态，又致使HCl具有一定的还原性，所以HCl既有氧化性又有还原性，不能单纯的看其中某一种元素。 而在物质中某元素处于中间价态时，我们就能说这种物质既有氧化性又有还原性 eg：SO2 硫元素处于中间价态（+4价），既有氧化性，又有还原性。 ②、0、+1 、+5 、+7 均具有一定的氧化性（无-1价,-1价只有还原性，无氧化性） -1、0、+1、+5均具有一定的还原性（无+7价） 化合价越高，该价态的元素所具有的氧化性越强；反之价态越低该元素的还原性越强 也就是说氯的氧化性：+7>+5>+1>0 还原性：-1>0>+1>+5 *通常只适用于元素，而不是物质 eg:HClO4(高氯酸)中氯元素为+7价高于HClO中氯元素的+1价，但氧化性却是HClO> HClO4三、左大于右（氧化剂、氧化产物具有氧化性；还原剂、还原产物具有还原性） 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 eg：2HBr + H2SO4(浓) Br2 + SO2↑+ 2H2O 氧化剂：化合价降低H2SO4(浓) 氧化产物：化合价升高得到的产物Br2 还原剂：化合价升高HBr 还原产物：化合价降低得到的产物SO2 氧化性：H2SO4(浓)> Br2 还原性：HBr> SO2 习题： 判断有关物质还原性强弱顺序 I2 + SO2 +2H2O ==== H2SO4 + 2HI
氧化还原反应综述 学习目标： 1、掌握氧化还原反应与元素化合物知识的联系。 2、建立氧化还原反应知识、规律、观点、方法、能力、题型、态度综合一体化。 3、用科学的方法落实有关氧化还原反应的基础知识，掌握高考中有关氧化还原反应题型的解题思路。 学习内容： 一、知识与方法 （一）氧化还原反应与元素化合物知识的联系 1、氧化还原反应的本质：凡有_____________________的反应是氧化还原反应，表现在___________反应前后有变化。 2、联系：回顾下列物质的性质，其中在反应中能发生氧化还原反应的大约占多
元素化合物只是中占有重要地位。 （二）氧化还原反应的有关概念 ne —失ne —，化合价升高，被氧化 总结规律：1、氧化性、还原性强弱比较 （1）依据元素周期表。（2）依据金属性、非金属性强弱（在溶液中反应）。 （3）依据反应原理：氧化剂的氧化性大于氧化产物的氧化性。 还原剂的还原性大于还原产物的还原性。 （4）依据反应条件及反应剧烈程度。（5）依据氧化还原反应程度。 （6）依据电化学原理。（7） 依据反应浓度大小 2、氧化还原反应规律： （1）反应先后规律（2）得失相等规律（3）归中规律（只靠近、不交叉） （4）邻位转化规律（5）跳位转化规律。 （四）氧化还原反应中电子转移的表示方法。 1、单线桥法：箭头由________指向_________，标出电子转移的总数。 2、双线桥法：一个箭头由氧化剂指向_______产物，电子总数前写________（填“得”或“失” ）；另一个箭头由________指向___________，电子总数前写
淡黄色：S、Na2O2、TNT、PCl5、AgBr、浓HNO3（混有NO2）、浓HCl（混有Fe3+）、硝基苯（溶有NO2）灰黄色：Mg3N2 棕黄色：FeCL3溶液、碘水（深黄--褐） 棕色：固体FeCl3、固体CuCl2、NO2（红棕）、Fe2O3（红棕） 常见微溶物： Ag2SO4、CaSO4、Ca(OH)2、MgCO3 Ag+ 与Cl－、Br－、I－、SO42－ Ca2+ 与CO32－、SO32－ Ba2+ 与CO32－、SO32－、SO42－ H+存在，其中不能大量含有OH－、弱酸根离子（如CO32－、SO32－、S2－、F－、ClO－、CH3COO－、C6H5O－、PO43－、AlO2－、SiO32－等）以及弱酸的酸式根离子（如HCO3－、HSO3－、HS－、HPO42－、H2PO4－等） OH－存在，其中不能大量含有H+、弱碱的阳离子（如NH4+、Mg2+、Ag+、Al3+、Zn2+、Cu2+、Fe2+、Fe3+ 等）以及弱酸的酸式根离子。 Fe3+与S2－、SO32－、HSO3－、I－、HS-、CO32－、HCO3－、AlO2－ SO32－(H+)与S2－ MnO4－(H+)、Cr2O72-、ClO-与Cl－、I－、S2－、Fe2+、HS－、SO32－、HSO3－ NO3－(H+)与Fe2+、S2－、HS－、SO32－、HSO3－、Br－、I－ Al3+与CO32－、HCO3－、S2－、HS－、AlO2－ NH4+与AlO2－ 还原；K、Ca、Na、Mg、Al，Zn、Fe、Sn、Pb、（H），Cu、Fe3+、Hg、Ag、Pt、Au 氧化: F2>O2>Cl2>Br2>Fe3+>I2>SO2>S 还原: Fe-
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的溶液入2molCl2，此时被氧化的离子及对应物质的量分别是 ___________ 。 往FeBr2溶液入少量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溶液入少量Cl2，首先被氧化的是Fe2＋； 向FeI2溶液入少量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 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______________________；
三、氧化还原反应 1、准确理解氧化还原反应的概念 1.1 氧化还原反应各概念之间的关系 （1）反应类型： 氧化反应：物质所含元素化合价升高的反应。 还原反应：物质所含元素化合价降低的反应。 氧化还原反应：有元素化合价升高和降低的反应。 （2）反应物： 氧化剂：在反应中得到电子(化合价降低)的物质-----表现氧化性 还原剂：在反应中失去电子（化合价升高）的物质-----表现还原性 （3）产物： 氧化产物：失电子被氧化后得到的产物-----具有氧化性 还原产物：得电子被还原后得到的产物-----具有还原性 （4）物质性质： 氧化性：氧化剂所表现出得电子的性质 还原性：还原剂所表现出失电子的性质 注意：a.氧化剂还原剂可以是不同物质，也可以是同种物质 b氧化产物、还原产物可以是不同物质，也可以是同种物质 C.物质的氧化性（或还原性）是指物质得到（或失去）电子的能力，与物质得失电子数目的多少无关（5）各个概念之间的关系如下图 1.2 常见的氧化剂与还原剂 (1)物质在反应中是作为氧化剂还是作为还原剂，主要取决于元素的化合价。 ①元素处于最高价时，它的原子只能得到电子，因此该元素只能作氧化剂，如+7价的Mn和+6价的S ②元素处于中间价态时，它的原子随反应条件不同，既能得电子，又能失电子，因此该元素既能作氧化剂，又能作还原剂，如0价的S和+4价的S ③元素处于最低价时，它的原子则只能失去电子，因此该元素只能作还原剂，如-2价的S (2)重要的氧化剂 ①活泼非金属单质，如F2、Cl2、Br2、O2等。 ②元素处于高价时的氧化物、高价含氧酸及高价含氧化酸盐等，如MnO2，NO2；浓H2SO4，HNO3；
第4讲氧化还原反应的基本概念和规律 [考纲解读] 1.了解氧化还原反应的本质是电子转移。2.了解常见的氧化还原反应。 考点一用分类思想理解氧化还原反应 1．根据反应中有无________转移或元素____________是否发生变化，可以把化学反应划分为____________反应和____________反应。 判断氧化还原反应的最佳判据是______________________。 2．四种基本反应类型和氧化还原反应的关系可用下图表示： 1．下列反应属于氧化还原反应的是____________，属于化合反应的是______________，属于分解反应的是___________________________________________________________， 属于置换反应的是____________，属于复分解反应的是______________。 A．Cu 2S＋O 2 ===2Cu＋SO 2 B．3O 2 ===2O 3 C．Fe 2O 3 ＋3CO===== △ 2Fe＋3CO 2 D．2Na＋2H 2O===2NaOH＋H 2 ↑ E．CaCO 3===== △ CaO＋CO 2 ↑ F．2H 2O 2 ===2H 2 O＋O 2 ↑ G．SO 3＋H 2 O===H 2 SO 4
H．2Fe＋3Cl 2===== △ 2FeCl 3 I．H 2SO 4 ＋2NaOH===Na 2 SO 4 ＋2H 2 O 考点二结合实例理解氧化还原反应的相关概念 实例：在Fe 2O 3 ＋3CO===== 高温 2Fe＋3CO 2 的反应中________是氧化剂，________是还 原剂；________元素被氧化，________元素被还原；Fe 2O 3 具有氧化性，CO具有 还原性；________是氧化产物，________是还原产物。 1．相关概念 还原剂在反应中表现为所含元素的化合价________，实质上____电子。还原剂具有________，反应时本身被__________________________________________________， 发生________反应，得到________产物。 氧化剂在反应中表现为所含元素的化合价__________，实质上______电子。氧化剂具有________性，反应时本身被________，发生________反应，得到________产物。 2．常见氧化剂和还原剂 (1)常见氧化剂 ①某些活泼的非金属单质：如Cl 2 ，一般被还原为________。 ②元素处于高价态的物质：如浓硫酸，一般被还原为________。 ③过氧化物：如H 2O 2 ，一般被还原为________。 (2)常见还原剂 ①活泼的金属单质：如Zn，一般被氧化为________。 ②某些活泼的非金属单质：如H 2 ，一般被氧化为________。 ③元素处于低价态的物质：如CO，一般被氧化为________。 (3)具有中间价态的物质既有氧化性，又有还原性。 还原产物中间价态氧化产物
氧化还原反应核心规律总结与运用大盘点 《考试大纲》明确指出了氧化还原反应的考试范围，其主要内容包括：⑴氧化剂、还原剂，氧化产物、还原产物的判断；⑵氧化剂的氧化性或还原剂的还原性的相对强弱的判断；⑶氧化还原反应方面的种种计算；等等。为此，在复习中必须熟练地掌握好这些知识，同时，还要善于从这些知识中去挖掘隐含着的重要核心规律，学会运用这些规律去解决涉及氧化还原反应知识方面的各种问题，最终达到真正掌握知识的目的。 一、重要核心规律总结 规律之一：性质规律 1. 某元素处于最高价态时，则该元素只具有氧化性。这是因为在氧化还原反应中，该元素的化合价只能降低，不可再升高。例如，KMn +7O 4、H 2S +6O 4、H ＋、N +5O 3－、F 02(无正价)等。 2. 某元素处于最低价态时，则该元素只具有还原性。这是因为在氧化还原反应中，该元素的化合价只能升高，不可能再降低。例如，KC -1l 、N 0a(无负价)、Na 2S -2等。 3. 某元素处于中间价态时，则该元素既具有氧化性又具有还原性。这是因为在一定条件下，该元素的化合价可能升高或降低。例如，C 0、S 0、Fe +2、S +4O 2 等。 4. 金属单质只具有还原性，非金属单质多数既具有氧化性又具有还原性，少数只具有氧化性。 5. 含同种元素相邻价态的两物质之间不发生氧化还原反应。例如，C 与CO ，CO 与CO 2，Cl 2与HCl ，浓H 2SO 4与SO 2等均不能发生氧化还原反应。 根据这个规律，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。 规律之二：强弱规律 在一个氧化还原反应中，各物质（微粒）的氧化性、还原性强弱分别为： 氧化性：氧化剂＞氧化产物 还原性：还原剂＞还原产物 根据这个规律，可以帮助我们判断出氧化还原反应中各物质（微粒）的氧化性或还原性的相对强弱；帮助我们选择合适的氧化剂或还原剂；帮助我们帮助判断一个氧化还原反应能否发生。 规律之三：价态变化规律 1. 中间变两头——歧化反应。例如，3C 0l 2+6KOH=5KC -1l+KCl +5O 3+3H 2O 。 2. 两头变中间——归中反应（不同价态的同种元素之间的反应）。例如， H 2S +6O 4(浓)+H 2S -2=S +4O 2↑+S 0↓+2H 2O 、6HC -1l+K C +5lO 3=KCl+3C 0l 2↑+3H 2O 。 说明：当氧化剂为强的氧化剂或者氧化剂过量时，还原剂可转化成比其邻位价态更高的产物（不可出现交叉现象）；反之亦然。例如，⑴H 2S+3H 2SO 4(浓，过量)＝4SO 2↑+4H 2O (H 2S -2……→(S 0)……→S +4O 2)；⑵3H 2S(过量)+H 2SO 4(浓)＝4S ↓+4H 2O (H 2S +6O 4 ……→(S +4O 2) ……→S 0)。 根据这个规律，可以准确判断氧化还原反应中的氧化产物和还原产物，标明电子转移的
高中化学专题复习之—— 氧化还原反应 一、基本概念 概念定义注意点氧化反应物质失去电子的反应物质失去电子的外部表现为化合价的升高还原反应物质得到电子的反应物质得到电子的外部表现为化合价的降低被氧化元素失去电子的过程元素失去电子的外部表现为化合价的升高被还原元素得到电子的过程元素得到电子的外部表现为化合价的降低 氧化产物通过发生氧化反应所 得的生成物 氧化还原反应中，氧化产物、还原产物可以是同一种产物， 也可以是不同产物，还可以是两种或两种以上的产物。如 反应4FeS 2 +11O 2 =2Fe 2 O 3 +8SO 2 中，Fe 2 O 3 和SO 2 均既为氧化产 物，又为还原产物。 还原产物 通过发生还原反应所得的生成物 氧化剂得到电子的反应物常见氧化剂：(1)活泼的非金属单质；如卤素单质(X 2 )、O 2 、 S等(2)高价金属阳离子；如Fe3+、Cu2+等(3)高价或较高价 含氧化合物；如MnO 2 、浓H 2 SO 4 、HNO 3 、KMnO 4 等(4)过氧化 物；如Na 2 O 2 、H 2 O 2 等 还原剂失去电子的反应物常见还原剂：①活泼或较活泼的金属；如K、Na、Z n 、Fe 等②一些非金属单质；如H 2 、C、Si等③较低态的化合物； CO、SO 2 、H 2 S、Na 2 SO 3 、FeSO 4 氧化性得到电子的能力物质的氧化性、还原性的强弱与其得失电子能力有关，与 得失电子的数目无关。 还原性失去电子的能力 ⑵.基本概念之间的关系： 氧化剂有氧化性化合价降低得电子被还原发生还原反应生成还原产物 还原剂有还原性化合价升高失电子被氧化发生氧化反应生成氧化产物 例1、制备氰化钙的化学方程式为CaCO3+ 2HCN = Ca(CN)2 + CO↑+ H2↑+ CO2↑，在反应中（） A. 氢元素被氧化，碳元素被还原 B. HCN既是氧化剂又是还原剂 C. Ca(CN)2是氧化产物，H2是还原产物 D. CO为氧化产物，H2为还原产物 解析：本题考查氧化还原反应的有关概念。 CaCO3+ 2HCN = Ca(CN)2 + CO↑+ H2↑+ CO2↑（注意生成物中CO2碳元素来自CaCO3，它的化合价在反应前后没有发生变化），即氢元素化合价降低，碳元素化合价升高，故HCN既是氧化剂又是还原剂，Ca(CN)2 是氧化产物，H2是还原产物。答案：B、C。
常见物质的氧化性还原性强弱顺序 一、顺序的由来及依据 学过氧化还原反应的强弱律之后，我们可以根据下列反应 ①2FeCl2+Cl2＝2FeCl3②2FeCl3+2HI＝I2+2FeCl2+2HCl ③I2+K2S＝S+2KI 判断氧化剂的氧化性由强到弱的顺序为Cl2＞Fe3+＞I2＞S 同样可以得出还原性由弱到强的顺序为Cl－ ＋H2SO4可得，还原性I- 2.推测能否反应及产物 如①Fe3＋与I－可反应但不能与Cl－,Br－反应； ②浓H2SO4能干燥HCl但不能干燥HBr、HI、H2S; ③Fe与Cl2,Br2能生成FeCl3,FeBr3但与I2,S只能生成FeI2,FeS; ④能把Fe氧化成Fe3＋的有Cl2,HNO3,浓H2SO4,Br2但I2,S都只能把Fe 氧化成＋2价。 ⑤HNO3能氧化HBr,HI,H2S但不能氧化HCl 3.推测反应顺序 ①如少量Cl2通入到FeBr2,FeI2中的离子方程式就不同； ②把Fe投入到Fe2(SO4)3＋H2SO4＋CuSO4混合液中时相继发生的反应顺序。 4.判断氧化还原产物及书写氧化还原方程式 如书写KMnO4与SO2的方程式，应生成Mn2＋＋SO42－然后结合元素守恒判断出其它产物。 5.需要说明的问题： 第二章第3节氧化还原反应（第3课时教案） 一、教学目标： 1、掌握物质氧化性和还原性强弱的判断; 2、理解氧化还原反应的规律。 二、教学重点难点： 教学重点：物质氧化性和还原性强弱的判断。 教学难点：氧化还原反应的规律。 三、教学过程： 【新课导入】 氧化性→得电子性，得到电子越容易→氧化性越强 还原性→失电子性，失去电子越容易→还原性越强 由此，金属原子因其最外层电子数较少，通常都容易失去电子，表现出还原性，所以， 一般来说，金属性也就是还原性；非金属原子因其最外层电子数较多，通常都容易得到电子，表现出氧化性，所以，一般来说，非金属性也就是氧化性。 【整理归纳】一、物质氧化性和还原性强弱的判断 1、根据氧化还原方程式进行判断 对于反应： 氧化性：氧化剂>氧化产物； 还原性：还原剂>还原产物。 例如：Fe＋CuSO4=FeSO4＋Cu，则有： 氧化性：CuSO4>FeSO4；还原性：Fe>Cu 2、根据物质活动性顺序进行判断 (1)根据金属活动性顺序判断 (2)根据非金属活动性顺序判断 3、根据产物的价态判断 一种氧化剂将还原剂氧化的价态越高，其氧化性越强。 如：2Fe ＋Cl 2=====点燃2FeCl 3 Fe ＋I 2=====△ FeI 2 氧化性：Cl 2>I 2 4．依据反应条件来判断 与同一种还原剂(氧化剂)发生反应，其反应越困难(即要求条件越高)，其氧化性(还原性)越弱。 如：2KMnO 4＋16HCl(浓)=2KCl ＋2MnCl 2＋5Cl 2↑＋8H 2O MnO 2＋4HCl(浓)=====△ MnCl 2＋Cl 2↑＋2H 2O 【小结】 （1）氧化性、还原性的强弱取决于物质得、失电子的难易程度，而与得、失电子数目的多少无关。 （2）元素的化合价处于最高价态时，具有氧化性，但不一定具有强氧化性，如Na ＋ 。处于最低价态时具有还原性，但不一定有强还原性，如F －。 【例题分析】1.根据下面两个化学方程式判断Fe 2＋、Cu 2＋、Fe 3＋氧化性由强到弱的顺序是( ) ①2FeCl 3＋Cu=2FeCl 2＋CuCl 2， ②CuCl 2＋Fe=FeCl 2＋Cu A ．Fe 3＋>Fe 2＋>Cu 2＋ B ．Fe 2＋>Cu 2＋>Fe 3＋ C ．Cu 2＋>Fe 3＋>Fe 2＋ D ．Fe 3＋>Cu 2＋>Fe 2＋ 【解析】由反应①可得出氧化性：Fe 3＋>Cu 2＋；由反应②可得出氧化性：Cu 2＋>Fe 2＋；故综合可知：Fe 3＋>Cu2＋>Fe 2＋ ，选D 。 【整理归纳】二、氧化还原反应的规律 常见物质的氧化性还原性强弱顺序 一、顺序的由来及依据 学过氧化还原反应的强弱律之后，我们可以根据下列反应 ①2FeCl 2+Cl 2＝2FeCl 3 ②2FeCl 3+2HI ＝I 2+2FeCl 2+2HCl ③I 2+K 2S ＝S+2KI 判断氧化剂的氧化性由强到弱的顺序为 Cl 2＞Fe 3+＞I 2＞S 同样可以得出还原性由弱到强的顺序为 Cl － （1）注意各微粒中元素的价态 （2）由氧化性顺序可得还原性顺序，氧化剂的氧化性越强，其对应的还原产物还原性越弱。 （3）强氧化剂可氧化弱氧化剂的还原产物生成弱氧化剂，此之谓“前氧后低”即前面的物质可氧化后面物质的低价态。 四、应用举例 1.推测物质可能发生的氧化还原反应（见下表） 2.推测能否反应及产物 如①Fe3＋与I－可反应但不能与Cl－,Br－反应； ②浓H 2SO 4 能干燥HCl但不能干燥HBr、HI、H 2 S; ③ Fe与Cl 2,Br 2 能生成FeCl 3 ,FeBr 3 但与I 2 ,S只能生成FeI 2 ,FeS; ④能把Fe氧化成Fe3＋的有Cl 2,HNO 3 ,浓H 2 SO 4 ,Br 2 但I 2 ,S都只能把Fe氧化成＋2价。 ⑤HNO3能氧化HBr,HI,H2S但不能氧化HCl 3.推测反应顺序 ①如少量Cl 2通入到FeBr 2 ,FeI 2 中的离子方程式就不同； ②把Fe投入到Fe 2(SO 4 ) 3 ＋H 2 SO 4 ＋CuSO 4 混合液中时相继发生的反应顺序。 4.判断氧化还原产物及书写氧化还原方程式 如书写KMnO 4与SO 2 的方程式，应生成Mn2＋＋SO 4 2－然后结合元素守恒判断出其它产物。 5.需要说明的问题： ①Cu2＋＋S2-错误！未找到引用源。CuS↓而不是氧化还原，类似的Ag＋＋(S2－,Br－,I－)也不是氧化还原。 ②2HI＋H2SO4(浓)错误！未找到引用源。I2＋SO2＋2H2O; I2＋SO2＋2H2O错误！未找到引用源。2HI＋H2SO4 说明浓度不同，氧化性或还原性也有所不同 ③Cl2＋2KBr错误！未找到引用源。2KCl＋Br2 Br2＋2KClO3错误！未找到引用源。2KBrO3＋Cl2 都可以发生，是因为前者氧化性Cl2>Br2而后者是还原性Br2>Cl2,二者并不矛盾。 ④2C＋SiO2错误！未找到引用源。2CO＋Si氧化还原反应氧化性还原性强弱判断 教案
氧化还原性强弱顺序
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