《必修1》14号§2-3氧化还原反应(2)氧化性还原性.doc

江苏省启东中学2014级高一化学学科课程构建之学案
《必修1》号 课题：§2-3 氧化还原反应（2）性质、规律
【学习目标】
知识与技能： 1.学会判断氧化性与还原性及其强弱。2.进一步学会用化合价升降的观点及电子转移的观点来理解氧化还原反应。
过程与方法：1.巩固初中化学反应分类的知识和主要反应类型的知识，并加深认识。2.培养学生“讨论式”的学习方法。
情感态度与价值观：对学生进行对立统一等辨证唯物主义观点的教育。
【探究活动一】氧化性、还原性概念
1. 辨析
氧化剂表现 性→ 电子性， 电子越容易→氧化性越
还原剂表现 性→ 电子性， 电子越容易→还原性越

2.判断方法——从特征（化合价）
最高价态———只有 性，如 、 、 等；
最低价态———只有 性，如 单质、 、 等；
中间价态———既有 性又有 性，如 、 、 等
【体验】有下列微粒H＋、Zn、O2、Fe3＋、HCl、SO2，其中只有氧化性的是 ，只有还原性的 ，既有氧化性又有还原性的是 。

【探究活动二】氧化性、还原性强、弱判断
1.根据自发的氧化还原反应方程式
【规律】 在同一氧化还原反应中，氧化剂的氧化性 氧化产物；还原剂的还原性 还原产物。
逆向思维：只有符合上述规律的氧化还原反应才能发生。
【实例1】已知反应：2Fe3++Cu=2Fe2++Cu2+
有关微粒的氧化性： > ；微粒的还原性： >
【实例2】已知X2、Y2、Z2、W2四种物质的氧化能力为W2＞Z2＞X2＞Y2，判断下列氧化还原反应能发生的是
A．2W－+Z2＝2Z－+W2 B．2X－+Z2＝2Z－+X2
C．2W－+Y2＝2Y－+W2 D．2Z－+X2＝2X－+Z2

2.根据金属活动性顺序表
金属原子最外层电子数较少，易 电子，表现 性。在金属活动性顺序表中，金属的位置越靠前（即越活泼），失电子能力就越 ，其还原性就越 ，所以，一般来说，金属性也就是 性，其失去电子后形成的阳离子的氧化性就越 。反之？
下列还原性（金属性）顺序：由 →
K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au
下列氧化性顺序：由 →
K+ Ca2+ Na+ Mg2+ Al3+ Zn2+ Fe2+ Sn2+ Pb2+ (H+) Cu2+ （Fe3+ ） Hg2+ Ag+
【注意】Fe3+的氧化性顺序在什么位置要记住！

【思考】金属原子失电子越多，其还原性是否越强？列举实例说明

【小结】氧化性和还原性的强弱取决于得、失电子的 程度，与得、失电子的 无关。

3.根据非金属活动性顺序
非金属原子最外层电子数较多，通常易 电子，表现出 性，所以，一般来说，非金属性也就是 性。越活泼的非金属，得到电子还原成非金属阴离子越 ，其阴离子失电子氧化成单质越 ，还原性越 。反之？
氧化性（非金属性）： F O Cl Br （Fe3+） I S
还原性： F- O2- Cl- Br- （Fe2+） I- S2-
4.根据氧化还原反应发生的条件来判断:
【实例】Mn02+4HCl(浓) MnCl2+C12↑+2H20； 2KMn04+16HCl(浓)=2MnCl2+5C12↑+8H2O
后者比前者容易(不需要加热)，可判断氧化性：KMn04 Mn02
5.根据反应速率的大小来判断:
【实例】2Na2SO3+O2=2Na2SO4（快）， 2H2SO3+O2=2H2SO4（慢），2SO2+O2 2SO3 。
其还原性: Na2SO4 H2SO3 SO2
6.根据被氧化或被还原的程度来判断:
【实例】2Fe+3Cl22FeCl3，Fe+SFeS，即氧化性:Cl2 S。

【探究活动三】氧化还原基本规律
1．守恒律
【规律】任何一个氧化还原反应中，元素化合价有升必有 ，升降 ，即电子得失 。
（1）氧化还原反应方程式的配平
①（正向配平） Pt+ HNO3+ HCl — H2PtCl6+ NO↑+

②（逆向配平） S+ NaOH — Na2SO3 + Na2S + H2O

③（正、逆向配平） Cu+ HNO3(稀) — Cu(NO3)2+ NO↑+ H2O

④（化学式整体配平） FeS2＋ O2 — Fe2O3＋ SO2

【拓展延伸】学会书写陌生氧化还原方程式
①化学方程式书写
[书写规律] 第1步：确定“氧化剂+还原剂→氧化产物+还原产物”；
第2步：化合价升降相等配平；
第3步：其它原子配平。
特点要注意，条件的运用：“酸性条件”只准出现酸性物质；碱性条件下只准出现碱性物质！
【实例】[2012江苏高考题片断]

铜帽溶解时加入H2O2的目的是 (用化学方程式表示)。
②离子方程式书写
[书写规律] 第1步：确定“氧化剂+还原剂→氧化产物+还原产物”；
第2步：化合价升降相等配平；
第3步：用“H＋”或“OH-”平衡电荷相等，“酸性条件”只准出现“H+”、“碱性条件”只准出“OH-”；
第4步：其它原子守恒配平。
【实例】在H2SO4 溶液中Fe2+ 与H2O2 反应生成Fe3＋和H2O的离子程式为：
。

【注意】酸性溶液中，用H+平衡电荷配平时，H+并不一定写在等号左侧的。
【实例】SO2通入酸性高锰酸钾溶液中紫红色褪色的离子方程式（提示：SO2作还原剂）

（2）计算
①利用电子守恒的计算
【实例1】24mL 0.05mol/L Na2SO3溶液（生成Na2SO4），恰好与20mL 0.02mol/L K2Cr2O7溶液完全反应，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
②部分氧化和部分还原的计算
【实例2】高锰酸钾和氢溴酸溶液发生如下反应：
KMnO4+ HBr — Br2 + MnBr2+ KBr+ H2O（未配平）
其中，还原剂是 ，若消耗0.1mol氧化剂，则被氧化的还原剂的物质的量是 ，被氧化的Br-与未被氧化的Br-的个数之比是 。
【实例3】【2014年江苏高考题片断】20．(2)白磷中毒后可用CuSO4溶液解毒，解毒原理可用下列化学方程式表示：
11P4＋60CuSO4＋96H2O = 20Cu3P＋24H3PO4＋60H2SO4

60molCuSO4能氧化白磷的物质的量是 。

2．歧化与归中反应规律
（1）概念：同种元素的 价态同时向较高和较低的价态转化的反应叫歧化反应。
同种元素的高价态变低、低价态变高，转变为 价态的反应，称之为归中反应，也称“反歧化反应”。
（2）歧化与归中反应关系的规律：许多非金属单质如 ，在碱性条件下发生歧化，在其生成物中加酸又会生归中反应。
【实例】以S为例写化学方程式及离子方程式：

（3）归中规律
①归中反应的价态变化遵循只 不

【实例】标出下列反应电子转移的方向和数目: KClO3 + 6HCl = KCl + 3Cl2↑+ 3H2O

②两价态之间，当有中间价态时，才可能发生，否则不反应。
【思考】SO2 能不能用浓硫酸干燥？

3.先后律——强强先反应，即氧化性强的氧化剂与还原性强的还原剂优先反应
【实例】在100mL溴化亚铁溶液中通入2.24L氯气（标准状况），若有三分之一的溴离子被氧化，求原溴化亚铁溶液的物质的量浓度。
提示：Cl2与Fe2+、Br-反应分开考虑：2Fe2++Cl2=2Fe3+2Cl-；2Br-+ Cl2=Br2+2Cl-，根据上述非金属活动性顺序中的非金属阴离子的还原性顺序知识，要考虑哪个反应先发生，哪个反应后发生？

14号答案
从元素的价态考虑：最高价——只有 性，如Fe3+、H2SO4、KMnO4等；
最低价——只有 性，如金属单质、S2—、Cl—等；
中间价——既有 性，又有 性，如Fe2+、S、SO2等。
Cu+H2O2+H2SO4=CuSO4+2H2O
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知识是能力的载体，知识与能力是记与用的关系！ 能力是在老师的引导下练出来的！