2.3.2++氧化劑和還原劑及配平++課件+【知識精講精研】高一上學期化學魯科版（2019）必修第一冊

第二章元素與物質世界第3節(jié)氧化還原反應

第2課時

氧化劑和還原劑及配平核心素養(yǎng)發(fā)展目標1.宏觀辨識與微觀探析：能夠列舉常見的氧化劑和還原劑。2.科學探究與創(chuàng)新意識：認識物質的氧化性、還原性，掌握探究物質氧化性和還原性的過程和方法。建立判斷物質氧化性、還原性強弱的“思維模型”。3.變化觀念與平衡思想：能從化學反應中元素化合價的變化認識氧化劑、還原劑、氧化產物、

還原產物等概念，熟知常見的氧化劑和還原劑，理清相關概念間的關系。促進“變化觀念”化學核心素養(yǎng)的發(fā)展。交流研討1、完成課本第69頁<交流研討>2、閱讀第69頁中間一段，了解氧化劑、還原劑的概念，氧化劑、還原劑的性質，在氧化還原反應中的變化。3、閱讀第69頁下面一段，了解氧化性、還原劑性的概念，氧化劑、還原劑的性質。一、氧化劑和還原劑1、氧化劑和還原劑氧化劑：所含的某種(或某些)元素化合價降低的反應物。還原劑：所含的某種(或某些)元素化合價升高的反應物。2、氧化產物和還原產物氧化產物：氧化反應所得產物還原產物：還原反應所得產物氧化劑

＋

還原劑

＝

還原產物

＋

氧化產物化合價降低，得電子，被還原化合價升高，失電子，被氧化A1.下列關于氧化劑與還原劑的判斷正確的是A.反應CH4＋2O2CO2＋2H2O中，O2是氧化劑，CH4是還原劑B.反應Cl2＋2NaOH＝NaCl＋NaClO＋H2O中，Cl2是氧化劑，NaOH是還原劑C.反應MnO2＋4HCl(濃)MnCl2＋Cl2↑＋2H2O中，HCl是氧化劑，MnO2是還原劑D.反應H2O2＋2ClO2＋2NaOH＝2NaClO2＋2H2O＋O2中，H2O2是綠色氧化劑隨堂訓練

3、氧化性和還原性⑴氧化性：物質(得電子的能力)所含元素化合價能夠降低的性質。

還原性：物質(失電子的能力)所含元素化合價能夠升高的性質。⑵氧化還原反應中，氧化劑：元素化合價降低→原子或離子得電子→表現氧化性→發(fā)生還原反應→被還原→生成還原產物。還原劑：元素化合價升高→原子或離子失電子→表現還原性→發(fā)生氧化反應→被氧化→生成氧化產物。⑶元素處于最高價時，元素具有降低價態(tài)的趨勢，物質具有氧化性；元素處于最低價時，元素具有升高價態(tài)的趨勢，物質具有還原性；元素處于中間價時，元素既可能升高價態(tài)，也可能降低價態(tài)，物質既具有還原性又具有氧化性。KMnO4和碘化鉀的反應：2KMnO4＋10KI＋8H2SO4＝6K2SO4＋2MnSO4＋5I2＋8H2O2MnO4－＋10I－＋16H＋＝2Mn2＋＋5I2＋8H2O＋7－1＋20紫色(紫紅色)3、常見的氧化劑和還原劑閱讀第70頁中間一段，了解常見的氧化劑、還原劑。(1)常見的氧化劑①非金屬性較強的單質，如O2、Cl2等。②含有較高價態(tài)元素的鹽，如FeCl3、KMnO4、KClO3等。③含有較高價態(tài)元素的含氧酸，如HNO3、H2SO4等⑵常見的還原劑①活潑的金屬單質，如Al、Fe、Zn。②某些非金屬單質，如H2、C等。③低價態(tài)元素的氧化物，如CO、SO2等。④低價態(tài)的鹽，如KI、Na2SO3、FeSO4等。2、分析下列五個反應，探究下列問題。①Cl2＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2O②2KMnO4K2MnO4＋MnO2＋O2↑③Fe＋SFeS④2H2S＋SO2===3S↓＋2H2O⑤2Na2O2＋2H2O===4NaOH＋O2↑隨堂訓練

(1)氧化劑和還原劑為同一物質的是

(填序號，下同)。(2)同一反應中，被氧化和被還原的為同一元素的是

。(3)氧化產物和還原產物為同一物質的是

。①②⑤①④⑤③④3、分析下列反應并按要求填空。(1)2Fe＋3Cl22FeCl3氧化劑是____，還原劑是____；發(fā)生氧化反應的是____，發(fā)生還原反應的是____。(2)H2O2＋2HCl＋2FeCl2===2FeCl3＋2H2O氧化劑是______，還原劑是______；氧化產物是______，還原產物是______。Cl2FeH2O2FeCl2FeCl2FeCl3H2O(3)5H2O2＋2KMnO4＋3H2SO4===K2SO4＋2MnSO4＋5O2↑＋8H2O氧化劑是_________，還原劑是______；氧化產物是______，還原產物是_________。KMnO4H2O2O2MnSO4總結：氧化還原反應概念之間的關系4、氧化性、還原性強弱的判斷(比較)方法⑴依據反應原理判斷氧化性、還原性的強弱

一般而言,氧化還原反應總是朝著強氧化性物質與強還原性物質反應生成弱氧化性物質與弱還原性物質的方向進行。氧化性：氧化劑

氧化產物；還原性：還原劑

還原產物。>>4、(1)在S2－、Fe2＋、Mg2＋、S、I－、H＋中，只具有氧化性的是________，只具有還原性的是__________，既具有氧化性又具有還原性的是__________。(2)下列三個氧化還原反應中，氧化性最強的物質是_________。①2FeCl3＋2KI===2FeCl2＋2KCl＋I2②2FeCl2＋Cl2===2FeCl3③2KMnO4＋16HCl(濃)===2KCl＋2MnCl2＋5Cl2↑＋8H2OMg2＋、H＋S2－、I－Fe2＋、SKMnO4隨堂訓練

⑵根據金屬、非金屬活動性順序判斷氧化性、還原性的強弱②依據非金屬活動性順序

①依據金屬活動性順序由反應條件可判斷氧化劑的氧化性：KMnO4

MnO2

O2。>(3)根據反應的難易程度(反應條件)比較

不同的氧化劑(還原劑)與同一還原劑(氧化劑)反應時，反應越易進行，則對應的氧化劑(還原劑)的氧化性(還原性)越強，反之越弱。例如:①2KMnO4＋16HCl(濃)===2KCl＋2MnCl2＋5Cl2↑＋8H2O②MnO2＋4HCl(濃)MnCl2＋Cl2↑＋2H2O③4HCl+O22Cl2+2H2O>例如：2Fe＋3Cl22FeCl3

Fe＋SFeSCl2能將Fe氧化到＋3價，而S只能將Fe氧化到＋2價，因此，氧化性：Cl2

S。(4)根據濃度大小判斷如氧化性：濃H2SO4強于稀H2SO4，濃HNO3強于稀HNO3。(5)根據物質被氧化或被還原的程度判斷>例如：稀H2SO4和金屬銅加熱條件下也不反應，濃硫酸在加熱條件下和銅反應。2H2SO4(濃)＋Cu

CuSO4(濃)＋SO2↑＋2H2O＋60＋2＋400＋3－100＋2－2(2)不能依據氧化劑或還原劑自身化合價變化值的大小說明氧化性或還原性的強弱。如：3Cu＋8HNO3(稀)==3Cu(NO3)2＋2NO↑＋4H2OCu＋4HNO3(濃)==Cu(NO3)2＋2NO2↑＋2H2O濃硝酸中氮元素化合價變化值小，但氧化性：濃硝酸>稀硝酸。(看對手)

(1)氧化性、還原性強弱取決于物質得失電子的難易，與得失電子數目無關，如Na原子能失1個電子，Al原子可失3個電子，但還原性Na>Al。提示：5、根據離子方程式:(1)2Fe3＋+2I－==2Fe2＋+I2(2)Br2+2Fe2＋==2Br－+2Fe3＋,可判斷離子的還原性從強到弱的順序是(

)A.Br－、Fe2＋、I－ B.I－、Fe2＋、Br－C.Br－、I－、Fe2＋ D.Fe2＋、I－、Br－可判斷Fe3＋、Br2、

I2、Fe2＋的氧化性性從強到弱的順序是

。隨堂訓練

BBr2>Fe3＋>

I2>Fe2＋

6．已知

I－、Fe2＋、SO2、Cl－和H2O2均有還原性，它們在酸性溶液中還原性的強弱順序為Cl－<Fe2＋

<H2O2<I－<SO2，則下列反應不能發(fā)生的是(

)A．2Fe3＋＋

SO2＋

2H2O＝2Fe2＋＋SO42－＋4H＋

B．I2＋SO2＋2H2O＝H2SO4＋2HIC．H2O2＋

H2SO4＝SO2↑＋

O2↑＋

2H2OD．2Fe2＋＋

Cl2＝2Fe3＋＋2Cl－C

(1)常見的氧化劑及還原產物

氧化劑還原產物活潑非金屬單質氧氣、氯氣H2O、Cl－含較高價態(tài)元素的含氧酸濃硝酸、濃硫酸、稀HNO3NO2、SO2、NO含較高價態(tài)元素的鹽KMnO4、KClO3、FeCl3Mn2＋、Cl－、Fe2＋含高價態(tài)元素的氧化物MnO2Mn2＋過氧化物Na2O2、H2O2OH－、H2O知識總結

常見的氧化劑和還原劑(2)常見的還原劑及氧化產物(3)常見的既可做氧化劑又可做還原劑的物質：H2O2、Fe2＋、SO2、H2SO3等。二、氧化還原反應的配平1、配平原則2、配平步驟①標化合價②列變化④配系數③求總數(最小公倍數)⑤檢查

C＋

HNO3(濃)

NO2↑＋

CO2↑＋

H2O示例1、碳和濃硫酸加熱條件下反應生成二氧化硫、二氧化碳、水試寫出反應方程式：

C+

H2SO4(濃)

SO2↑+

CO2↑+

H2O

①標化合價②列變化④配系數③求總數(最小公倍數)0＋6＋4＋4↓2↑4×2×121212↓1↑4×4×114412示例2、碳和濃硝加熱條件下反應生成二氧化硫、二氧化碳、水試寫出反應方程式：0＋5＋4＋4⑤檢查①標化合價②列變化④配系數③求總數(最小公倍數)⑤檢查

KIO3+

KI+

H2SO4＝

K2SO4+

I2+

H2O

＋5－10↓5↑1×5×1153333

Cl2＋

NaOH＝

NaCl＋

NaClO＋

H2O示例3、用碘化鉀檢驗碘鹽中的碘酸鉀示例4、金屬銅和濃硝酸的反應

Cu＋

HNO3(濃)＝

Cu(NO3)2＋

NO2↑＋

H2O示例5、用氫氧化鈉溶液吸收多余的氯氣，防止污染空氣0＋5＋2＋4↓1↑2×2×1141220－1＋1↓1↑1×1×112111

氧化還原反應中，得失電子總數相等，元素化合價升降總數相等，反應前后電荷總數相等(離子反應)。三、氧化還原反應的規(guī)律1．守恒規(guī)律應用：氧化還原反應方程式的配平和相關計算。關系式：還原劑失電子的總數＝氧化劑得電子的總數化合價降低的總數＝化合價升高的總數示例6、對于反應

3Cl2＋6NaOH5NaCl＋NaClO3＋3H2O，以下敘述正確的是(

)A．Cl2是氧化劑，NaOH是還原劑

B．被氧化的Cl原子和被還原的Cl原子的個數之比為5∶1C．Cl2既是氧化劑又是還原劑

D．每生成

1mol氧化產物轉移6mol個電子B3Cl2＋6NaOH5NaCl＋NaClO3＋3H2O0－1＋5化合價升高，失5e－×1，發(fā)生氧化反應化合價降低，得e－×5，發(fā)生還原反應示例7、在酸性條件下PbO2與Cr3＋反應，產物是Cr2O72－

和Pb2＋，則與1.0molCr3＋反應所需PbO2的物質的量為A.3.0molB.1.5molC.1.0molD.0.75molPbO2＋Cr3＋

＋H2O＝

Cr2O72－

＋

Pb2＋＋H＋＋4＋3＋6＋2↓2↑3×2×332311×123mol2mol1mol1mol3mol2mol1.0mol？方法一：先配平，再計算。方法二：還原劑失電子的總數＝氧化劑得電子的總數。PbO2Pb2＋Cr2O72－

Cr3＋得2e－失3e－×1.5mol×1.0molB2.先后規(guī)律多種氧化劑與一種還原劑相遇，氧化性強的首先得電子被還原；應用：判斷物質的穩(wěn)定性和反應順序。多種還原劑與一種氧化劑相遇，還原性強的首先失電子被氧化。示例8、在含有Cu(NO3)2、Mg(NO3)2和AgNO3的溶液中加入適量鋅粉，首先置換出的是()A.Mg B.CuC.AgD.H2C

氧化性：Ag＋>Cu2＋>H＋，故首先置換出Ag；在金屬活動性順序中，Zn排在Mg的后面，故不能置換出Mg。示例9、已知三個氧化還原反應：①2FeCl3＋2KI===2FeCl2＋2KCl＋I2②2FeCl2＋Cl2===2FeCl3③2KMnO4＋16HCl(濃)===2KCl＋2MnCl2＋8H2O＋5Cl2↑若某溶液中有Fe2＋、I－、Cl－共存,要將I－氧化除去而不氧化Fe2＋和Cl－，可加入的試劑是(

)A．Cl2B．KMnO4C．FeCl3D．HCl＋3－1＋20＋20＋3－1＋7－1＋20還原性：I－＞Fe2＋＞Cl－氧化性：KMnO4＞Cl2＞FeCl3C

3.價態(tài)規(guī)律同種元素不同價態(tài)之間發(fā)生氧化還原反應時，高價態(tài)＋低價態(tài)→中間價態(tài)，即“只靠攏，不交叉”，可總結為：價態(tài)相鄰能共存，價態(tài)相間能歸中，歸中價態(tài)不交叉，價升價降只靠攏。①歸中規(guī)律S2－→S→SO2(SO32－)→SO3(SO42－)

－20＋4＋6S2－→S→SO32－→SO42－

－20＋4＋6×××同種元素的中間價態(tài)生成高價和低價，即中間價→高價＋低價。②歧化規(guī)律應用：可判斷氧化還原反應能否發(fā)生及反應產物。S2－→S→SO2(SO32－)→SO3(SO42－)

－20＋4＋6示例10、已知氯元素有－1、0、＋1、＋3、＋5、＋7價等多種常見化合價，氯氣跟氫氧化鉀溶液在一定條件下發(fā)生如下反應：(1)Cl2＋KOH―→KX＋KY＋H2O(未配平)。(2)KX―→KY＋KZ(氯元素發(fā)生歧化反應，未配平)，KX、KY、KZ均是含氯元素的鉀鹽，Cl元素在①KX、②KY、③KZ中的價態(tài)由高到低的順序是________(填序號)。③①②KY、KX、KZKX、Cl2、KYKY、Cl2、KX、KZ－10＋n＋mHNO3NOFeCl2Fe(NO3)3FeCl3H2O

+

—→

+

+

+

。4、某反應中存在以下物質FeCl3、Fe(NO3)3、FeCl2、HNO3、NO、H2O，寫出反應的反應物和生成物：

+

—→

+

+

+

。＋3＋3＋5＋2＋5＋2隨堂訓練

＋5＋2＋3＋3＋2↓3↑1×3×1432112FeCl3、Fe(NO3)3、FeCl2、HNO