高中化学必修一第二章第三节氧化还原反应第三课时ppt课件VIP

.,第三节氧化还原反应,.,练习用双线桥表示下列氧化还原反应的化合价升降及电子转移情况，并指出氧化剂和还原剂、氧化产物和还原产物。,Fe2O3+3CO2Fe+3CO2Zn+2HCl=ZnCl2+H2SO2+2H2S=2H2O+3S2KClO32KCl3O23Cl2+8NH3=6NH4Cl+N2MnO24HCl浓MnCl2Cl22H2O,.,1根据金属活动顺序表比较判断。,对应的金属阳离子得电子的能力增强，即氧化性增强。,2根据元素非金属性强弱判断：,氧化性和还原性强弱比较,.,3.根据氧化还原反应方程式判断,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,.,例如：已知2Fe3+2I_=2Fe2+I22Fe2+Cl2=2Fe3+2Cl_,则有关离子的还原性由强到弱的顺序是()A.Cl_Fe2+I_B.Fe2+2I_Cl_C.I_Fe2+Cl_D.Fe2+Cl_I_,C,.,，,氧化性：Cl2S,，,。,4.根据与同种物质反应生成价态不同的生成物的情况(被氧化或被还原的程度不同)判断,.,5根据反应条件来判断，条件越苛刻，反应越难发生，其性质便越弱。,例如：2KMnO4+16HCl=2KCl+2MnCl2+5Cl2+8H2OMnO2+4HCl(浓)MnCl2+Cl2+H2O,KMnO4与浓HCl常温下就能制得Cl2，而与浓HCl需加热条件下才能制得，故KMnO4的氧化性大于浓HCl的氧化性。,.,例如：Cu和浓HNO3反应较剧烈，Cu与稀HNO3反应较微弱，所以氧化性浓HNO3稀HNO3,6.根据反应剧烈程度判断,.,氧化还原反应的基本规律,1.表现性质规律元素有可变化合价时，处于最高价态时只具有氧化性，如Fe3+只能做氧化剂处于最低价态时只有还原性，如Fe只能做还原剂处于中间价态既具有氧化性又有还原性，如Fe2+既可以做氧化剂也可以做还原剂。,如浓H2SO4中的S只有氧化性，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.性质强弱规律,前面讲了六点，这里补充一点。一般来说，同种元素价越高，氧化性越强；价越低还原性越强。例如，氧化性等，还原性。但是，氧化性：,.,3.反应先后规律,同等条件下，谁强谁先反应。同一氧化剂与含多种还原剂（CB相同）的溶液反应，首先被氧化的是还原性较强的物质；同一还原剂与含多种氧化剂（CB相同）的溶液反应，首先被还原的物质是氧化性较强的物质。,如：将足量镁粉和铁粉的混合物加入到一定量的稀硫酸中，硫酸是氧化剂，对硫酸而言，镁粉和铁粉都是还原剂，二者还原性强弱MgFe,所以Mg先与硫酸反应。,.,4.价态归中规律,同种元素不同价态的原子或离子之间发生氧化还原反应时，价态的变化是“只靠拢，不交叉”，即“高价+低价中间价”。,分析反应H2S+H2SO4(浓)=S+SO2+2H2O中的氧化产物和还原产物。,.,5.歧化反应规律,发生在同一物质分子内，同一价态的同一种元素之间的氧化还原反应。,其反应规律是：所得产物中，该元素化合价一部分升高，一部分价态降低，即“中间价高价+低价”。具有多种价态的元素如氯，硫，氮和磷等都可以发生歧化反应。,如:Cl2+NaOHNaCl+NaClO+H2O,.,6.电子守恒定律,还原剂失电子总数=氧化剂得电子总数,例：M2O7x-+3S2-+14H+=2M3+3S+7H2O,则M2O7x-中M元素的化合价是（）,+6,.,练习：,1.在反应2H2S+SO2=3S+2H2O中，氧化产物和还原产物的质量之比为多少？2.NaOH+HCl=NaCl+H2O,HCl体现性。3.H2S+H2SO4(浓)=S+SO2+2H2O，H2SO4体现性。4.MnO2+4HCl(浓)MnCl2+Cl2+2H2O，HCl体现性,酸,氧化,酸性和还原,.,A.NO+HNO3=N2O3+H2OB.NH3+NO=HNO2+H2OC.N2O4+H2O=HNO3+HNO2,某同学写出以下化学方程式(未配平),其中你认为一定不可能实现的是(),+3,+5,+2,-3,+2,+3,+4,+5,+3,B,.,+1钾钠氢与银;,+2钙镁钡与锌;,+3金属元素铝;,+2、+3铁元素。,Cl：-1、+1、+5、+7,S：-2、+4、+6,N：-3、+2、+4、+5,牢记各常用元素化合价！,单质化合价为0！,Mn：+2、+4、+6、+7,O：-2、-1,一价氯氢钾钠银，二价氧钙钡镁锌；三铝金，四硅五价磷；二三铁，二四碳锡铅；二四六硫都具全，二价铜汞最常见,助记词,.,氧化还原反应的应用,生活、生产中，有利的氧化还原反应：,例如：金属的冶炼、电镀等,生活、生产中，有害的氧化还原反应：,例如：易燃物的自燃、食物的腐败、钢铁的锈蚀等,利用氧化还原反应原理，用科学的