2020-2021学年第三节 氧化还原反应背景图ppt课件

这是一份2020-2021学年第三节 氧化还原反应背景图ppt课件，共26页。PPT课件主要包含了还原剂的概念，还原剂，正误判断，小试牛刀，Na-e-Na+，氧化还原反应的分类，配平方法讲与练，3缺项配平等内容，欢迎下载使用。
氧化反应与还原反应同时发生的反应
得到电子(或电子对偏向)，化合价降低的物质
失去电子(或电子对偏离)，化合价升高的物质
氧化剂被还原后得到的产物
还原剂被氧化后得到的产物
体现氧化性，在反应中被还原
体现还原性，在反应中被氧化
氧化还原反应概念之间的关系
得失电子总数相等，化合价升降相等
具有高价态元素的化合物
、FeCl3、HNO3等
活泼性较强的非金属单质
H2O2、Na2O2等
存在化合价能降低的元素
Na、Al、Zn、Fe等
具有较低价态元素的化合物
CO、SO2、FeSO4等
存在化合价能升高的元素
Cl-、Br-、NH3、H2S等
MnO2、HClO、漂白粉
一、判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)氧化剂得电子被氧化为还原产物(　　)(2)非金属单质在反应中只作氧化剂(　　)(3)在氧化还原反应中，金属单质作反应物时一定是还原剂(　　)(4)还原剂失去电子具有氧化性(　　)(5)碘化氢中碘为最低价，碘化氢只具有还原性(　　)(6)阳离子只能得电子被还原，阴离子只能失电子被氧化(　　)
氧化性和还原性的强弱比较
一. 依据氧化还原反应原理判断
氧化剂 + 还原剂 = 还原产物 + 氧化产物
得电子，化合价降低，被还原
失电子，化合价升高，被氧化
氧化性：氧化剂>氧化产物；还原性：还原剂>还原产物
Fe + Cu2+ = Fe2+ + Cu
Cu2+ > Fe2+
例：现有下列几个离子反应，下列有关性质的比较正确的是(　　)①Cr2O72-＋14H＋＋6Cl－===2Cr3＋＋3Cl2↑＋7H2O ②2Fe2＋＋Br2===2Fe3＋＋2Br－③2Fe3＋＋SO2＋2H2O===2Fe2＋＋SO42+＋4H＋A．氧化性：Cr2O72- > Cl2 > Fe3＋ B．氧化性：Cl2 > Br2 > Cr2O72-C．还原性：SO2 < Fe2＋ < Br－ D．还原性：Cl－ > Cr3＋ > Fe2＋
二. 根据（非）金属活动性顺序判断
Al-3e-=Al3+
氧化性和还原性的强弱关系和得失电子的数目无关，只与物质得失电子的能力有关
阳离子的氧化性逐渐增强
氧化性：Cu2+>Fe2+
阴离子的还原性依次增强
根据下面两个反应，比较氯气和硫单质的氧化性强弱关系
2Fe+3Cl2===2FeCl3；Fe+S===FeS
氧化性：Cl2 > S
三. 根据变价元素被氧化或被还原的程度进行判断
（1）相同条件下，不同氧化剂作用于同一种还原剂，氧化产物价态高的其氧化性强；
（2）相同条件下，不同还原剂作用于同一种氧化剂，还原产物价态低的其还原性强
四. 根据氧化还原反应进行的难易程度进行判断
（1）同一种物质，浓度越大，氧化性或者还原性越强
（2）不同的氧化剂（还原剂）与相同的还原剂（氧化剂）反应时，条件越高，则其氧化性（还原性）就越弱
五. 某些氧化剂的氧化性或还原剂的还原性与下列因素有关
(1)温度：热的浓硫酸的氧化性比冷的浓硫酸的氧化性要强，热的浓盐酸的还原性比冷的浓盐酸的还原性要强(2)浓度：同一种物质浓度越大，氧化性(或还原性)越强如：氧化性：浓H2SO4 > 稀H2SO4，浓HNO3 > 稀HNO3，还原性：浓HCl > 稀HCl(3)酸碱性：同一种物质，所处环境酸(碱)性越强其氧化性(还原性)越强 如：中性环境中NO3－不显氧化性，酸性环境中NO3－显氧化性 如：酸性条件：2MnO4-＋6H＋＋5SO32－===2Mn2＋＋5SO42－＋3H2O 中性条件：2MnO4－＋H2O＋3SO32－===2MnO2＋3SO42－＋2OH－ 碱性条件：2MnO4－＋2OH－＋SO32－===2MnO42－＋SO42－＋H2O 其氧化性为 KMnO4(酸性) > KMnO4(中性) > KMnO4(碱性)
1、下列叙述中正确的是(　　)A．含最高价元素的化合物，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．金属原子失电子越多，其还原性越强 D．强氧化剂与强还原剂不一定能发生氧化还原反应2、已知C2O3在酸性溶液中易被还原成C2＋，C2O3、Cl2、FeCl3、I2的氧化性依次减弱，下列反应在水溶液中不可能发生的是(　　)A．3Cl2＋6FeI2===2FeCl3＋4FeI3 B．Cl2＋2KI===2KCl＋I2C．C2O3＋6HCl===2CCl2＋Cl2↑＋3H2O D．2FeCl2＋Cl2===2FeCl3
1、价态规律：物质中元素具有最高价，该元素只有氧化性； 物质中元素具有最低价，该元素只有还原性；物质中元素具有中间价，该元素既有氧化性又有还原性
【应用】判断元素或物质是否具有氧化性或还原性
氧化还原反应的重要规律及其应用
2、价态归中规律(不交叉规律)：同一种元素不同价态之间发生氧化还原反应时，元素的化合价“只靠近而不交叉”即：高价要降低，低价要升高，它们最多变为同一价态，不可能发生交叉现象
练习：①KClO3＋6HCl===3Cl2↑＋KCl＋3H2O ②H2S＋H2SO4(浓)===S↓＋SO2↑＋2H2O
3、邻位不反应规律：同种元素，相邻价态之间不发生氧化还原反应。
例如：SO2与浓硫酸不反应；S与SO2、SO2与H2SO4、H2S与S之间均不反应
4、优先规律(强者先行)：同一种还原剂遇到氧化性不同的几种物质时，若均能反应，则按氧化性由强到弱的顺序依次反应；同一种氧化剂遇到还原性不同的几种物质时，若均能反应，则按还原性由强到弱的顺序依次反应
例如：在FeBr2溶液中(还原性Fe2＋>Br－)通入Cl2时，Fe2＋先与Cl2反应在含有Fe3＋、Cu2＋、H＋的溶液中加入Fe粉，Fe粉先与Fe3＋反应，然后依次为Cu2＋、H＋
5、得失电子守恒规律：氧化还原反应中，氧化剂得到的电子总数等于还原剂失去的电子总数，表现为元素化合价升高的总数等于元素化合价降低的总数
（1）在一定条件下，RO3n－和F2可发生如下反应：RO3n－＋F2＋2OH－===RO4－＋2F－＋H2O，从而可知在RO3n－中，元素R的化合价是(　　)A．＋4 B．＋5 C．＋6 D．＋7（2）在水溶液中N2H5＋离子可以将Fe3＋还原成Fe2＋，本身被氧化成Y，反应可简单表示为N2H5＋＋4Fe3＋→4Fe2＋＋Y＋…据此可知Y为(　　)A．NH4＋ B．N2 C．N2O D．N2H4
氧化还原反应的分类和配平
1、一般氧化还原反应：指氧化剂和还原剂分别属于不同的物质的氧化还原反应。
2、自身氧化还原反应：指氧化剂和还原剂属于同一种物质的氧化还原反应。
2KMnO4 K2MnO4＋MnO2＋O2↑
3S＋6NaOH 2Na2S＋Na2SO3＋3H2O
3、歧化反应：氧化剂和还原剂为同种物质，且发生氧化还原反应的元素均为同种元素之间。
Cl2＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2O
4、归中反应：氧化产物和还原产物为同种物质，且发生氧化还原反应的元素均为同种元素之间
MnO2＋4HCl(浓) MnCl2＋2H2O＋Cl2↑
Cu＋2H2SO4(浓) CuSO4＋SO2↑＋2H2O
SO2＋2H2S===2H2O＋3S
5、部分氧化还原反应 (注意酸性作用)
1、配平依据：电子得失相等，即化合价升降总数相等2、配平原则：①质量守恒；②得失电子数相等；③离子方程式中电荷守恒3、配平步骤：①划好价——划出有变的元素化合价②列变化——列出元素化合价升降变化③求总数——求出化合价升降的最小公倍数，使化合价升高和降低的数目相等④配系数——配出氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物的系数，观察法配平其它物质的系数⑤作检查——查原子是否守恒、电荷是否守恒（通常通过检查氧元素的原子数），画上等号
(1)一般氧化还原反应的配平① C + HNO3(浓) CO2↑ + NO2↑ + H2O② S + HNO3(浓) H2SO4 + NO2↑ + H2O③ NH3 + Cl2 —— N2 + HCl ④ NH3 + O2 —— NO + H2O
(2)部分氧化还原反应的配平① KMnO4 + HCl —— KCl + MnCl2 + H2O + Cl2↑② Cu + HNO3(浓) —— Cu (NO3)2 + NO2↑ + H2O③ Fe + HNO3(浓) —— Fe (NO3)3 + NO2↑ + H2O④ Fe+ HNO3(稀) —— Fe (NO3)2 + NO↑ + H2O
①将MnO4－在酸性条件下氧化Fe2＋的离子方程式补充完整： MnO4－＋ Fe2＋ ＋（ ） Mn2＋＋ Fe3＋＋ （ ） ②____ClO－＋____Fe(OH)3＋____ ____Cl－＋____FeO42－＋____H2O③____MnO4－＋____H2O2＋____ ____Mn2＋＋____O2↑＋____H2O
【微点拨】应记住以下常见氧化剂和还原剂所对应的还原产物和氧化产物
(1)____HCl(浓)＋____MnO2 ____Cl2↑＋____MnCl2＋____H2O
(2)____Cu＋____HNO3(稀) ____Cu(NO3)2＋____NO↑＋____H2O(3)____KI＋____KIO3＋____H2SO4 ____I2＋____K2SO4＋____H2O(4)____MnO4－＋____H＋＋____Cl－ ____Mn2＋＋____Cl2↑＋____H2O