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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：Fe+2I==2Fe+I2 2Fe+Br2==2Fe+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>Fe>Br，所以往FeBr2溶液入少量Cl2，首先被氧化的是Fe；向FeI2溶液入少量Cl2，首先被氧化的是I。
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3+
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3+
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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 代表物 性质 －2 H2S 还原性 0 S ＋4 SO2 ＋6 H2SO4(浓) 氧化性 既有氧化性又有还原性 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、Cu、Ag、Fe、Fe、Cl、S、I、Na，其中只有氧化 性的是___________________________；只有还原性的是______________________；
. 资
料 . ..
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2＋
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2－
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既有氧化性又有还原性的是________________________________。 【练习】下列说确的是（ ）
A．含有最高价态元素的化合物一定具有强氧化性 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，Fe与Fe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
（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6e2↑＋3H2O(错误) KClO3＋6HCl(浓)===KCl得5e＋3Cl失5e2↑＋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===NaCl＋NaClO＋H2O。 深度思考
1． 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>Fe>Br，所以往FeBr2溶液入少量Cl2，首先被氧化的是Fe；向FeI2溶液入少量Cl2，首先被氧化的是I。 2． 判断正误，正确的划“√”，错误的划“×”
. 资料 . ..
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(1)向浓H2SO4入H2S气体，1 mol浓硫酸转移电子数可能是6NA，也可能是2NA(√) 解析 H2SO4(浓)＋3H2S===4S↓＋4H2O H2SO4(浓)＋H2S===SO2↑＋S↓＋2H2O
前一反应中1 mol浓H2SO4转移6NA电子，后一反应中转移2NA电子。 (2)1 mol Cl2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，1 mol Cl2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：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，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：,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。
（5） 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：SO2与H2SO4(浓)之间，Fe与Fe之间，
由于无中间价态而不能发生氧化还原反应。
2+
3+
五、守恒律：
质：质量守恒。电：电子转移的数目守恒。即在同一个氧化还原反应中，化合价升高总数=化合价降低总数；得电子总数=失电子总数。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、硫酸铵在强热条件下分解，生成氨、二氧化硫、氮气和水。
反应中生成的氧化产物和还原产物的物质的量之比是( )。 A．1∶3 B．2∶3 C．1∶1 D．4∶3
[跟踪练习]在反应6KOH+3Cl2===KClO3+5KCl+3H2O中，失电子(被氧化)与得电子（被还原）
. 资
料 . ..
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的原子个数比是：( )
A．1:5 B、1:4 C．1:3 D．1 : 2
例2.在FeBr2溶液入Cl2，先看到溶液变为棕黄（Fe），后看到溶液变为橙色（Br2），则还原性Fe Br。
【例1】已知：Fe+2I==2Fe+I2 2Fe+Br2==2Fe+2Br 向含有1molFeI2和
2molFeBr2的溶液入2molCl2，此时被氧化的离子是___________ 。 【例3】
在一定条件下KClO3与I2按下式反应：2KClO3＋I2===2KIO3 ＋Cl2↑，下列判断正确的是
( )
A．该反应属于置换反应 B．氧化性：I2>KClO3 C．：KClO3>I2 D．还原剂为KIO3，氧化剂为I2
【例1】已知I、Fe、SO2、Cl和H2O2均有还原性，它们在酸性溶液中还原性的强弱
顺序为SO2＞I＞Fe＞H2O2＞Cl，则下列反应不可能发生的是( ) A．2Fe＋SO2＋2H2O===2Fe＋SO4＋4H B．I2＋SO2＋2H2O===H2SO4＋2HI C．2Fe＋I2===2Fe＋2I D．H2O2＋SO2===H2SO4
【例3】将少量Zn片投入含Na、Mg、Cu、Ag的溶液中，最先得到的金属是( )
. 资料 . ..
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A．Na B．Mg C．Ag D．Cu 氧化还原反应规律
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 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
2．守恒规律
氧化还原反应中：化合价升高总数＝化合价降低总数，即失电子数＝得电子数。 如：MnO2＋4HCl(浓)
MnCl2＋2H2O＋Cl2↑，在此反应中，当有1 mol氯气生成时，
有______mol电子发生转移，参加反应的MnO2的物质的量为______，参加反应的HCl 与被氧化的HCl的物质的量之比为______。
【例4】24 mL 0.05 mol/L Na2SO3溶液恰好与20 mL 0.02 mol/L K2Cr2O7溶液完全反应，
则元素Cr在还原产物中的化合价为( )
A．＋6 B．＋3 C．＋2 D．0
【例5】锌与极稀的硝酸反应生成硝酸锌、硝酸铵和水。当生成1 mol 硝酸锌时，被还
原的硝酸的物质的量为( )
A．2 mol B．1 mol C．0.5 mol D．0.25 mol
1．下列说确的是( )
A．含有最高价态元素的化合物一定具有强氧化性 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
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．F2 K HCl B．Cl2 Al H2 C．NO2 Na Br2 D．O2 SO2 H2O
3．根据下列反应判断有关物质还原性由强到弱的顺序是( ) H2SO3＋I2＋H2O===2HI＋H2SO4 2FeCl3＋2HI===2FeCl2＋2HCl＋I2
3FeCl2＋4HNO3===2FeCl3＋NO↑＋2H2O＋Fe(NO3)3 A．H2SO3>I>Fe>NO B．I>Fe>H2SO3>NO
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氧化还原反应的基本规律及其应用
