第3课时 氧化还原反应的规律和应用
学习目标
1.了解氧化性、还原性强弱的比较；
2.了解氧化还原反应的规律并能利用其解决问题。
3.掌握氧化还原反应方程式的配平方法；
4.能够根据给出信息，正确书写氧化还原反应方程式。
知识导学
一．对氧化性、还原性强弱的认识
1．氧化性指物质 得电子 的性质(或能力)；
还原性指物质 失电子 的性质(或能力)。
2．虽然：Na－e－===Na＋，Al－3e－===Al3＋，但是还原性：Na > Al
原因：根据金属活动性顺序，Na比Al活泼，因为Na更易失去电子，所以Na比Al的还原性强。
氧化性、还原性的强弱取决于 物质得、失电子的难易程度 ，与 得、失电子数目的多少 无关。
3．从元素的价态考虑：
(1)最高价态——只有 氧化性 如H2SO4中的S、KMnO4中的Mn等；
(2)最低价态——只有 还原性 ，如金属单质、Cl－、S2－等；
(3)中间价态——既有 氧化性 ，又有 还原性 ，如Fe2＋、S、Cl2等。
二．氧化性、还原性强弱的比较方法
1．依据氧化还原反应原理判断
(1)氧化性强弱： 氧化剂>氧化产物
(2)还原性强弱： 还原剂>还原产物
【例题1】 反应① H2SO3＋I2＋H2O===2HI＋H2SO4
反应② 2FeCl3＋2HI===2FeCl2＋I2＋2HCl
请判断：H2SO3、I－、Fe2＋三者还原性的强弱；Fe3＋、I2、H2SO4三者氧化性的强弱。
【答案】还原性：H2SO3>I－>Fe2＋；氧化性：Fe3＋>I2>H2SO4。
2．依据元素活动性顺序判断
(1)金属越活泼，其单质的还原性越强，对应阳离子的氧化性逐渐减弱。
(2)非金属越活泼，其单质氧化性越强，对应阴离子的还原性越弱。
由左至右，非金属单质的氧化性逐渐 减弱 ；
F－、Cl－、Br－、I－、S2－，由左至右，阴离子的还原性逐渐 增强 。
3．依据产物中元素价态的高低判断
(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 。例如：
(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 。例如：
4．依据影响因素判断
(1)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。
(2)温度：同一种物质，温度越高其氧化性越 强 。如热的浓硫酸的氧化性比冷的浓硫酸的氧化性强。
(3)酸碱性：同一种物质，所处环境酸(碱)性越强其氧化(还原)性越强。
如氧化性：KMnO4(酸性)>KMnO4(中性)>KMnO4(碱性)。
三．氧化还原反应的规律
1.价态规律
(1)价态归中规律
含同种元素但价态不同的物质间发生氧化还原反应时，该元素价态的变化一定遵循
“高价＋低价 中间价”，而不会出现交叉现象。简记为“两相靠，不相交”。称为价态归中反应。
例如：不同价态硫之间可以发生的氧化还原反应是下图中的①②③④。
【注意】 不会出现⑤中H2S转化为SO2，而H2SO4转化为S的情况，出现了交叉。
【例题2】 请标注出下列反应中元素的化合价，用双线桥分析氧化还原反应。
(2)歧化反应规律
物质所含元素能生成多种价态的产物时，发生的氧化还原反应称为歧化反应。
“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。
【例题3】请标注出下列反应中元素的化合价，用双线桥分析氧化还原反应。
2.强弱规律
根据氧化还原反应反应原理：
(1)氧化性强弱： 氧化剂>氧化产物
(2)还原性强弱： 还原剂>还原产物
依据物质氧化性或还原性的强弱，也能判断一个氧化还原反应是否符合反应原理，能否自发进行。【例题4】已知I－、Fe2＋、SO2和H2O2均有还原性，它们在酸性溶液中还原性的强弱顺序为：
Fe2＋＜H2O2＜I－＜SO2，则下列反应不能发生的是 （ ）
A．2Fe3＋＋SO2＋2H2O===2Fe2＋＋SO4(2－)＋4H＋
B．I2＋SO2＋2H2O===H2SO4＋2HI
C．H2O2＋H2SO4===SO2↑＋O2↑＋2H2O
D．2Fe3＋＋H2O2===2Fe2＋＋O2↑＋2H＋
【答案】C
3.先后规律
同一体系中，当有多个氧化还原反应发生时，强者优先，总是氧化性强（还原性强）的物质优先反应。
例如：（1）向含相同物质的量浓度的S2－、I－、Br－溶液中，缓慢通入氯气，
还原性强的离子优先发生反应，先后顺序为 S2－、I－、Br－ ；
（2）向含等物质的量浓度的Fe3＋、Cu2＋、H＋、Ag＋溶液中，缓慢加入足量的铁粉，
氧化性强的离子优先发生反应，先后顺序为 Ag＋、Fe3＋、Cu2＋、H＋ 。
4.守恒规律
特征：氧化还原反应中，化合价有升必有降，升降总值 相等 。
本质：氧化还原反应中，氧化剂得电子总数 等于 还原剂失电子总数。
应用：氧化还原反应方程式的配平；有关得失电子数目的计算。
【例题5】Na2Sx在碱性溶液中可被NaClO氧化为Na2SO4，而NaClO 被还原为NaCl，若反应中Na2Sx与NaClO的物质的量之比为1∶16，则x的值为 （ ）
A．2 B．5
C．4 D．3
【答案】B
【总结】守恒法解题思路
(1)找出氧化剂、还原剂及相应的还原产物和氧化产物。
(2)找准一个原子或离子得失电子数(注意化学式中粒子的个数)。
(3)根据题中物质的物质的量和得失电子守恒列出等式。
n(氧化剂)×变价原子个数×化合价变化值(高价－低价)＝
n(还原剂)×变价原子个数×化合价变化值(高价－低价)
(4)如果反应涉及多步时，要理清反应过程，抓住整个过程中最终得失电子的物质，利用得失电子守恒解题，会更快捷。
【知识进阶】
一．氧化还原反应方程式的配平方法
1.基本原则
（1）得失电子守恒
特征：氧化还原反应中，化合价有升必有降，升降总值 相等 。
本质：氧化还原反应中，氧化剂得电子总数 等于 还原剂失电子总数。
（2）质量守恒
反应前后原子的 种类 和 数目 不变。
（3）电荷守恒
对于离子反应，方程式两端阴、阳离子所带电荷总数相等。
2.一般步骤
（1）标变价，标明反应前后变价元素的化合价；
（2）列得失，列出化合价的变化值；
（3）求总数，求最小公倍数使化合价升降总数相等；
（4）配系数，确定氧化剂、还原剂或氧化产物、还原产物的化学计量系数，观察法配平其它物质系数；
（5）查守恒，检查质量、电荷、得失电子是否守恒。
