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(共27張PPT)
第2課時 氧化劑 還原劑
第一章 物質及其變化 第三節 氧化還原反應
1、氧化劑、還原劑
氧化劑：得到（或電子對偏向）電子化合價降低的物質。
還原劑：失去（或電子對偏離）電子化合價升高的物質。
CuO ＋ H2 === Cu ＋ H2O
△
2e-
氧
化
劑
還
原
劑
例如： H2還原氧化銅
一、氧化還原反應的基本概念
2、氧化性和還原性：
氧化性：物質得電子性質，氧化劑具有氧化性。
還原性：物質失電子性質，還原劑具有還原性。
什么劑具有什么性
【概念辨析】物質得失電子數目越多，物質的氧化性、還原性就越強？
物質氧化性或還原性的強弱取決于其得失電子的難易程度，與得失電子的多少無關。
物質得電子越容易氧化性越強；失電子越容易還原性越強
還原劑→還原性→失去電子→化合價升高→被氧化
→發生氧化反應→得到氧化產物
氧化劑→氧化性→得到電子→化合價降低→被還原
→發生還原反應→得到還原產物
【歸納總結】
氧化劑
還原劑
3、氧化產物、還原產物
氧化產物：還原劑被氧化后的生成物。
還原產物：氧化劑被還原后的生成物。
思考與交流
1、分析下列反應化合價變化，電子轉移情況，并指出在反應中誰是氧化劑 還原劑 氧化產物 還原產物
2、總結氧化還原反應基本概念之間的相互關系，構建氧化還原反應概念模型
MnO2 ＋ 4HCl ＝ MnCl2＋Cl2↑＋2H2O
△
氧化劑
還原劑
氧化產物
還原產物
MnO2
HCl
MnCl2
Cl2
+4 -1 +2 0
化合價降低, 得2e-, 被還原
化合價升高, 失2×e-電子, 被氧化
反應物 得失電子 化合價變化 性質 反應類型 產物
氧化劑
還原劑
得電子
降低
還原反應（被還原）
還原產物
失電子
升高
氧化反應（被氧化）
氧化產物
氧化性
還原性
小結：
氧化還原反應基本概念
氧化劑 + 還原劑 = 還原產物 + 氧化產物
得電子，化合價降低，被還原
失電子，化合價升高，被氧化
構建氧化還原反應概念模型：
升—失—氧，
降—得—還。
口訣：
3.元素處于中間價態，則既有氧化性又有還原性
2.元素處于低價態具有還原性，最低價態，則只具有還原性
元素處于高價態具有氧化性，最高價態，則只具有氧化性
宏觀辨識——根據元素的化合價進行判斷
下列物質只具有氧化性的是（ ）；只具有還原性的是（ ）；即具有氧化性又具有還原性的是（ ）。
A. HCl B. Cu2+ C. Cl2 D. I- E. F2
BE
D
AC
【練習】
4、物質氧化性、還原性判斷
二、常見的氧化劑、還原劑
1、氧化劑: 具有氧化性，易得電子，高價態物質。
O2 , Cl2
CuO , Fe2O3
KMnO4 , K2Cr2O7 , 濃H2SO4 , HNO3 , KClO3
Fe3+ , H+
1)活潑的非金屬單質：
2)高價的氧化物：
3)高價的含氧酸及其鹽：
4)某些陽離子：
2、還原劑: 具有還原性，失電子，低價態物質
中間價態的化合物，在氧化還原反應中既能得到電子又能失去電子，既能做氧化劑又能做還原劑，例如H2O2、SO2、SO32-等。
（1）活潑的金屬單質：
K , Na , Mg , Fe , Al
（2）某些非金屬單質：
H2 , C , S
（3）變價元素的低價態物質：
CO ,H2S, Cu2O
（4）某些陰離子：
I-, S2-
(1)2H2+O2===2H2O
(2)4P+5O2===2P2O5
(3)Fe+H2SO4===FeSO4+H2↑
(4)2HgO===2Hg+O2↑
點燃
加熱
點燃
氧化劑：O2
還原劑：H2
氧化劑：O2
還原劑：P
氧化劑:H2SO4
還原劑：Fe
氧化劑:HgO
還原劑：HgO
1、(教材P28、第10題）分析下列氧化還原反應中元素化合價的變化情況,指出氧化劑和還原劑。
練習
2.(教材P27、第7題）下列反應中,HCl做還原劑的是 ( ),HCl做氧化劑的是 ( )。
A.NaOH+HCl==NaCl+H2O
B.Zn+2HCl==ZnC12+H2↑
C.MnO2+4HCl(濃 )==MnCl2+2H2O+Cl2↑
D.CuO+2HCl==CuCl2+H2O
△
C
B
口訣：升—失—氧
降—得—還
3.實現下列物質之間的轉化,需要加入還原劑才能實現的是 ( )。
A. SO3→ H2SO4
B.Cu→ Cu(NO)3
C. CuO→ Cu
D.CO→ CO2
氧化劑 + 還原劑 = 還原產物 + 氧化產物
【分析】A中無化合價升降；B中銅元素化合價升高，作還原劑，被氧化，需加入氧化劑；C中銅元素化合價降低，作氧化劑，被還原，需加入還原劑；D中碳元素化合價升高，作還原劑，被氧化，加入氧化劑。
C
(1)H2O2+H2S=2H2O+S↓
(2)H2O2+Cl2==2HC1+O2
(3)2H2O2 ===2H2O+O2↑
4、(教材P28、第11題）從氧化劑和還原劑的角度,分析下列三個反應中H2O2的作用。
MnO2
H2O2作氧化劑
H2O2作還原劑
H2O2既是氧化劑又是還原劑
三、氧化性、還原性強弱比較
1、根據氧化還原反應方程式來判斷
氧化還原反應發生規律 規律
氧化性：氧化劑>氧化產物
還原性：還原劑>還原產物
練習
1、現有下列幾個離子反應，下列有關性質的比較正確的是(　　)①Cr2O72－＋14H＋＋6Cl－===2Cr3＋＋3Cl2↑＋7H2O ②2Fe2＋＋Cl2===2Fe3＋＋2Cl－③2Fe3＋＋SO2＋2H2O===2Fe2＋＋SO42－＋4H＋A．氧化性：Cr2O72－>Cl2>Fe3＋>SO42－
B．氧化性：Fe3＋>SO42－>Cl2>Cr2O72－C．還原性：SO2D．還原性：Cl－>Cr3＋>Fe2＋>SO2
A
2、根據反應式：①2Fe3＋＋2I－===2Fe2＋＋I2，
②Br2＋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－
B
3、已知反應：①2FeCl3＋2KI===2FeCl2＋2KCl＋I2，
②2FeCl2＋Cl2===2FeCl3，
③I2＋SO2＋2H2O===H2SO4＋2HI。
判斷下列物質氧化性由強到弱的順序正確的是(　　)A．I－>Fe2＋>Cl－>SO42－ B．Cl2>Fe3＋>I2>SO42－
C．Fe2＋>I－>Cl－>SO42－ D．Cl2>Fe3＋>SO42－>I2
B
2、根據元素的活動性順序來判斷
規律 特點
上左下右可反應
隔之愈遠愈易行
【微點撥】①金屬陽離子的氧化性隨其單質還原性的增強而減弱；非金屬陰離子的還原性隨其單質的氧化性增強而減弱②Fe對應的離子為Fe2+，即氧化性：Cu2+> Fe2+；又由于2FeCl3+Cu===2FeCl2+CuCl2可以發生，則氧化性：Fe3+>Cu2+，因此三種離子的氧化性為：Fe3+>Cu2+> Fe2+
×2
×2
CO + NO CO2 + N2
標變價
列升降
令相等
定系數
查守恒
2
2
+2 +2 +4 0
2
2
2
2個碳原子價態升高
2個氮原子價態降低
化合價升降數目相等
原子守恒、電荷守恒
四、氧化還原反應方程式配平
根據電子得失守恒
化合價升降數目相等
配平關鍵
？
配平技巧：正向法
配平步驟：
NO + NH3 —— N2 + H2O
+2
-3
0
×3
3
2
×2
2.5
3
2
3
NO + NH3 —— N2 + H2O
5
6
4
6
———
各物質系數×2化為整數
歸中反應
配平技巧：正向法
易錯警醒：
化學方程式的系數應為整數
×1
MnO2+ HCl(濃) = MnCl2+ Cl2↑ + H2O
△
+4 -1 +2 -1 0
部分氧化還原反應
注意有一部分氯元素價態不變
4
2
1
2
×2
易錯警醒：
該反應中，HCl前面系數應為：變價的氯原子數+沒有變價的氯原子數
1
1
1
2+2
配平技巧：逆向法
Cl2 + KOH —— KClO3 + KCl + H2O
0 +5 -1
歧化反應
配平技巧：逆向法
×1
1
5
×5
5
3
6
3
———
拓展運用：
被氧化的氯原子數和被還原的氯原子數之比為_________。
1：5
練習：根據化合價升降數目相等配平下列方程式
（1）C + HNO3 —— CO2↑ + NO2↑ + H2O
（2）H2S＋ HNO3 —— H2SO4＋ NO2＋ H2O
評價任務二
2CO + 2NO ==== 2CO2 + N2
高溫
催化劑
還原劑
氧化劑
目前,汽車尾氣系統中均安裝了催化轉化器(如圖1-17)。在催化轉化器中,汽車尾氣中的CO和NO在催化劑的作用下發生反應,生成CO2和N2。
(1)請寫出上述反應的化學方程式。
(2)請分析上述反應是否為氧化還原反應。 如果是,請指出反應中的氧化劑和還原劑。
+2 +2 +4 0
化合價升高, 失2×2e-, 被氧化
化合價降低, 得2×2e-電子, 被還原
氧化產物
還原產物
教材P26【思考與討論】
NO、CO均有毒，二者在催化劑作用下發生氧化還原反應，生成的產物N2，和CO2，都是無毒物質，從而減少了汽車尾氣排放所造成的空氣污染。
(3)催化轉化器中發生的反應對減少汽車尾氣污染有什么作用 請查閱資料,了解氧化還原反應在生產和生活中應用的其他具體事例,與同學討論你對氧化還原反應價值的認識。
教材P26【思考與討論】
氧化還原反應是一類重要的化學反應類型，廣泛存在于日常的生產生活中。
電鍍
燃料的燃燒
光合作用
金屬的冶煉
有益于人類生活的氧化還原反應
食物的腐敗
鋼鐵的銹蝕
有害人類生活的氧化還原反應
氧化還原反應是一類重要的化學反應類型，廣泛存在于日常的生產生活中。

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