人教版 (2019)必修 第一册第三节 氧化还原反应导学案

2022-2023学年高一化学同步学习高效学与练（自主学案）

第一章  物质及其变化

第三节  氧化还原反应

第3课时  氧化还原反应的规律及应用

课程学习目标

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。

学科核心素养

1．通过对“氧化还原反应”的学习，培养宏观辨识和微观探析的意识。

2．通过对“氧化还原反应特征”的学习，培养变化观念和平衡思想。

3．通过对“电子转移表示”的学习，培养模型认知的能力。

【新知学习】

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。

【解析】根据氧化还原反应原理判断

则：　　　　　　　    还原剂的还原性　　　　　氧化剂的氧化性

由反应①可知   H2SO3>I－   I2>H2SO4

由反应②可知   I－>Fe2＋   Fe3＋>I2

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。

F2、 Cl2、Br2、I2、S

F－、Cl－、Br－、I－、S2－

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。

H2S + H2SO4(浓) = S↓ + SO2↑+ 2H2O

【答案】H2S +  H2SO4(浓) = S↓ +  SO2↑+ 2H2O        -2     0     +4     +6

          -2    +6        0    +4                 “两相靠，不相交”

(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。

Cl2＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2O

【答案】

Cl2＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2O           -1        0       +1

       0               -1    +1                    “从中间，向两端”

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＋＋SO＋4H＋

B．I2＋SO2＋2H2O===H2SO4＋2HI

C．H2O2＋H2SO4===SO2↑＋O2↑＋2H2O

D．2Fe3＋＋H2O2===2Fe2＋＋O2↑＋2H＋

【答案】C

【解析】

A项，还原性SO2＞Fe2＋，符合题意，反应能发生；

B项，还原性SO2＞I－，符合题意，反应能发生；

C项，还原性H2O2＞SO2，与题意矛盾，反应不能发生；

D项，还原性H2O2＞Fe2＋，符合题意，反应能发生。

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

【解析】本题考查在氧化还原反应中利用得失电子守恒进行相关计算。

得关系式：1××x＝16×2，解得x＝5。

【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。

【例题1】配平下列化学方程式：

H2S＋HNO3―→S↓＋NO↑＋H2O

【解析】第一步：标变价。

H2＋HO3―→↓＋O↑＋H2O

第二步：列得失。

第三步：求总数。

从而确定氧化剂(或还原产物)和还原剂(或氧化产物)的化学计量数。

故H2S的化学计量数为3，HNO3的化学计量数为2。

第四步：配系数。

先配平变价元素，再利用原子守恒配平其他元素。

3H2S＋2HNO3===3S↓＋2NO↑＋4H2O

第五步：查守恒。

检查质量、得失电子是否守恒，若为离子反应，还应检查电荷是否守恒。

二．常见氧化还原反应方程式配平的类型

1.正向配平类

氧化剂和还原剂是不同的物质，从方程式左端，确定氧化剂、还原剂的系数。

【例题2】____KI＋____KIO3＋____H2SO4===____I2＋____K2SO4＋____H2O

【答案】5　1　3　3　3　3　

2.逆向配平类

氧化产物和还原产物是不同的物质，可从方程式右端，确定氧化产物、还原产物的系数。

【例题3】____S＋____NaOH===____Na2S＋____Na2SO3＋____H2O

【答案】3　6　2　1　3

【解析】S既是氧化剂又是还原剂，化合价有升高到+4，也有降低到-2，因此从方程式左端产物开始分析，为了保证得失电子守恒，Na2S和Na2SO3化学计量系数之比是2:1，确定S的系数是3，再根据观察法配平其它物质的系数。

3.缺项配平类

给出的方程式，缺少一种或几种反应物（生成物），一般是H＋或OH－或H2O，需要溶液环境判断。

【例题4】将NaBiO3固体(黄色，微溶)加入到MnSO4和H2SO4的混合溶液里，加热，溶液显紫色(Bi3＋无色)。配平该反应的离子方程式：

NaBiO3＋Mn2＋＋____―→Na＋＋Bi3＋＋MnO＋____。

【答案】　5　2　14H＋　5　5　2 　7H2O

【解析】

①先根据得失电子守恒，确定NaBiO3和Mn2＋的系数为5、2；Bi3＋和MnO的系数为5、2；

②原子守恒，确定Na＋的系数为5、5、2；

③补项，根据酸性环境，以及方程式右端少氧，确定方程式左端是H＋，右端是H2O，原子守恒配平系数。

4.整体配平类

一种物质中有两种或以上元素化合价发生变化。

【例题5】____FeS2＋____O2____Fe2O3＋____SO2

【答案】4　11　2　8　

【解析】

____FeS2＋____O2____Fe2O3＋____SO2

【总结】

(1)全变从左边配：氧化剂、还原剂中某元素化合价全变的，一般从左边反应物着手配平。

(2)自变从右边配：自身氧化还原反应(包括分解、歧化)，一般从右边生成物着手配平。

(3)缺项配平：先将得失电子数配平，再观察两边电荷。若左边反应物缺正电荷，一般加H＋，右边生成物加水；若左边反应物缺负电荷，一般加OH－，右边生成物加水。然后进行两边电荷数配平。

(4)当方程式中有多个缺项时，应根据化合价的变化找准氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物。

(5)整体配平：指某一氧化还原反应中，有三种元素的化合价发生了变化，但其中一种反应物中同时有两种元素化合价升高或降低，这时要进行整体配平。　

三．信息型氧化还原反应方程式的书写

1.根据信息，判断氧化剂、还原剂、氧化产物和还原产物；

2.写方程，按照氧化剂＋还原剂→还原产物＋氧化产物的形式写出方程式，

利用电子得失守恒配平它们的系数；

3.补缺项，根据原子守恒、电荷守恒和溶液酸碱性，补充H＋或OH－或H2O；

4.配平并检查，根据原子守恒、电荷守恒原则检查方程式。

【例题6】KMnO4与热的稀硫酸酸化的Na2C2O4反应，生成Mn2＋和CO2，写出并配平该反应的离子方程式。

第一步：根据化合价变化判断， KMnO4是氧化剂，Mn2＋是还原产物；

Na2C2O4(碳元素化合价为＋3价)是还原剂，CO2是氧化产物。

第二步：按“氧化剂＋还原剂→还原产物＋氧化产物”把离子方程式初步写成

MnO＋C2O―→Mn2＋＋CO2↑ 根据化合价升降守恒确定：

2MnO＋5C2O―→2Mn2＋＋10CO2↑。

第三步：反应在硫酸中进行，故在左边补充H＋，右边补充H2O，即

2MnO＋5C2O＋H＋―→2Mn2＋＋10CO2↑＋H2O。

第四步：依据电荷守恒及H、O原子守恒配平并检查，即

2MnO＋5C2O＋16H＋2Mn2＋＋10CO2↑＋8H2O。

【效果检测】

1．（2020·湖南省高一期末）向NaCl、NaBr、KI的混合溶液中通入一定量的Cl2后，若所得溶液中含有Br2，则溶液中一定不含（   ）

A．Cl2 B．Cl- C．Br- D．I-

【答案】D

【解析】

由于还原性I-＞Br-，若所得溶液中含有Br2，则说明I-完全反应，不能存在，Br-可能部分反应，溶液中一定存在Cl-、可存在Br-及溶解的少量Cl2，故合理选项是D。

2．（2020·嫩江市高级中学高一月考）据报道：“染色”馒头中添加柠檬黄铬酸铅（PbCrO4）会使人体致癌，已被明文禁用。已知铅元素（Pb）化合价为+2，则铬元素(Cr)的化合价为（    ）

A．+5 B．+6 C．+7 D．+8

【答案】B

【解析】

铅元素的化合价为+2价，氧元素显-2价，设铬元素的化合价是x，根据在化合物中正负化合价代数和为零，可得:(+2)+x+(-2)×4=0，解得x=+6价，故选B。

3．（2020·湖南大学附属中学高一开学考试）在催化剂、加热的条件下，氨能和氧气发生反应：

4NH3＋5O24X＋6H2O，则X的化学式为（   ）

A．N2 B．NO C．NO2 D．N2O

【答案】B

【解析】

根据质量守恒定律的元素守恒可知，原子的种类不变，原子的个数不变，则：反应前的原子为：氮原子4个、氢原子12个、氧原子10个，反应后的原子为：氢原子12个、氧原子6个，则4X中含有氮原子4个、氧原子4个，故X的化学式为NO，答案选B。

4．（2020·夏津第一中学高一月考）I－具有还原性，含碘食盐中的碘元素主要以KIO3的形式存在，I－、I2、IO3－在一定条件下可发生如图转化关系。下列说法不正确的是（   ）

A．用淀粉－KI试纸和食醋可检验食盐是否加碘

B．由图可知氧化性的强弱顺序为C12＞IO3－＞I2

C．生产等量的碘，途径I和途径Ⅱ转移电子数目之比为2：5

D．途径Ⅲ反应的离子方程式：3C12+I－+3H2O=6C1－+IO3－+6H+

【答案】C

【解析】

A. 碘食盐中的碘元素主要以KIO3的形式存在，IO3－和I－在酸性条件下可生成I2，I2遇淀粉变蓝，A正确；

B. 由图途径Ⅲ可知，Cl2可将I－氧化为IO3－，氧化性Cl2＞IO3－，途径Ⅱ可知IO3－可被还原为I2，氧化性为IO3－＞I2，则氧化性的强弱顺序为Cl2＞IO3－＞I2，B正确；

C. 生产1分子碘，途径I中-1价碘转变为0价碘，需要转移2个电子，途径Ⅱ中+5价碘转变为0价碘，需要转移10个电子，故转移电子数目之比为1：5，C错误；

D. 途径Ⅲ中Cl2可将I－氧化为IO3－，而氯气被还原为Cl－，根据得失电子守恒和质量守恒，反应的离子方程式为：3Cl2+I－+3H2O=6Cl－+IO3－+6H+，D正确；

答案选C。

5．（2020·四川省高一期末）我国锑的蕴藏量占世界第一，锑（Sb）在自然界一般以硫化物的形式存在。从硫化物中提取单质锑一般是先在高温下将硫化物转化为氧化物，再用碳还原：

①2Sb2S3+3O2+6Fe=Sb4O6+6FeS

②Sb4O6+6C=4Sb+6CO

下列说法正确的是（    ）

A．反应②说明高温下C的氧化性比Sb强

B．反应①②中还原剂分别是Sb2S3、Sb4O6

C．每生成1molSb时，反应①与反应②中还原剂的物质的量之比为2：1

D．反应①中反应的Fe原子与转移电子数目之比是1：2

【答案】D

【解析】

A. 反应②Sb4O6+6C=4Sb+6CO，碳化合价升高，作还原剂，因此不能说明高温下C的氧化性比Sb强，故A错误；

B. 反应①2Sb2S3+3O2+6Fe=Sb4O6+6FeS，Sb、S价态未变，Fe化合价升高，作还原剂，O2化合价降低，作氧化剂，反应②Sb4O6+6C=4Sb+6CO，Sb4O6中Sb化合价降低，作氧化剂，故B错误；

C. 生成1molSb时，反应①2Sb2S3+3O2+6Fe=Sb4O6+6FeS中还原剂为Fe，共6mol，反应②Sb4O6+6C=4Sb+6CO中还原剂为C，共6mol，因此反应①与反应②中还原剂的物质的量之比为1:1，故C错误；

D. 反应①2Sb2S3+3O2+6Fe=Sb4O6+6FeS，6个Fe原子转移12个电子，因此反应①中反应的Fe原子与转移电子数目之比是1：2，故D正确。

综上所述，答案为D。

6．（2020·珠海市第二中学高一期中）已知常温下，在溶液中发生如下反应：

①16H++10Z-+2XO4-=2X2++5Z2+8H2O

②2A2++B2=2A3++2B-；

③2B-+Z2=B2+2Z-。由此推断下列说法正确的是（   ）

A．反应Z2+2A2+=2A3++2Z-可以进行

B．Z元素在①、③反应中均被还原

C．氧化性由强到弱的顺序是：XO4-、Z2、A3+、B2、

D．还原性由强到弱的顺序是：Z-、B-、A2+、X2+

【答案】A

【解析】

【分析】

根据反应①16H++10Z-+2XO4-=2X2++5Z2+8H2O，氧化剂的氧化性大于氧化产物，故氧化性XO4−＞Z2，根据反应②2A2++B2=2A3++2B-，故氧化性 B2＞A3+，根据反应③2B-+Z2＝B2+2Z-，故氧化性Z2＞B2，氧化性由强到弱的顺序是XO4−、Z2、B2、A3+。

【详解】

A．氧化剂的氧化性大于氧化产物，由所给反应可知，氧化性Z2＞A3+，则反应Z2+2A2+═2A3++2Z−能发生，故A说法正确；

B．Z元素在①中化合价从-1升高到0价，被氧化，Z元素在③中化合价从0降到到-1价，被还原，故B说法错误；

C．根据反应①16H++10Z-+2XO4-=2X2++5Z2+8H2O，氧化剂的氧化性大于氧化产物，故氧化性XO4−＞Z2，根据反应②2A2++B2=2A3++2B-，故氧化性 B2＞A3+，根据反应③2B-+Z2＝B2+2Z-，故氧化性Z2＞B2，氧化性由强到弱的顺序是XO4−、Z2、B2、A3+，故C说法错误；

D．根据反应①16H++10Z-+2XO4-=2X2++5Z2+8H2O，还原剂的还原性大于还原产物，故还原性Z-＞X2+，根据反应②2A2++B2=2A3++2B-， 故还原性 A2+＞B-，根据反应③2B-+Z2＝B2+2Z-，故还原性B-＞Z-，则还原性A2+＞B-＞Z-＞X2+，故D说法错误；

答案选A。

【点睛】

比较氧化性和还原性时，找到氧化剂和还原剂，氧化剂的氧化性大于氧化产物，还原剂的还原性大于还原产物。

7．已知G、Q、X、Y、Z均为含氯元素的化合物，在一定条件下有下列转化关系(未配平)：

①G―→Q＋NaCl

②Q＋H2OX＋H2

③Y＋NaOH―→G＋Q＋H2O

④Z＋NaOH―→Q＋X＋H2O

这五种化合物中Cl元素化合价由低到高的顺序是  (　　)

A．G、Y、Q、Z、X　　　　 B．X、Z、Q、G、Y

C．X、Z、Q、Y、G D．G、Q、Y、Z、X

【答案】A

【解析】

反应①中，NaCl中Cl元素为－1价，则Cl元素的化合价：Q>G>－1；反应②中，H元素的化合价降低，则Cl元素化合价升高，则Cl元素化合价：X>Q；反应③为歧化反应，结合①分析可知，Cl元素的化合价：Q>Y>G；同理可知，反应④中Cl元素的化合价：X>Z>Q。

综上所述，五种化合物中氯元素的化合价：X>Z>Q>Y>G，故A项正确。

8．已知还原性：I－>Fe2＋>Br－。向FeBr2溶液中通入少量Cl2，反应的离子方程式为________________；

向FeI2溶液中通入少量Cl2，反应的离子方程式为________________________；向FeI2溶液中通入过量Cl2，反应的离子方程式为_____________________________________。

【答案】2Fe2＋＋Cl2===2Fe3＋＋2Cl－　2I－＋Cl2===2Cl－＋I2　2Fe2＋＋4I－＋3Cl2===6Cl－＋2Fe3＋＋2I2

9．（2020·祁门县第一中学高一期中）饮用水中的NO3−对人类健康会产生危害，为了降低饮用水中NO3−的浓度，可以在碱性条件下用铝粉将NO3−还原为N2，其化学方程式为：

10Al＋6NaNO3＋4NaOH＝10NaAlO2＋3N2↑＋2H2O。请回答下列问题：

(1)上述反应中，被氧化的元素_________，还原产物是________。

(2)用“双线桥法”表示反应中电子转移的方向和数目：_______________。

10Al＋6NaNO3＋4NaOH＝10NaAlO2＋3N2↑＋2H2O

(3)请配平下列离子方程式。

____Fe2++____H+ +____NO3−＝____Fe3+ +____N2O↑+____H2O

【答案】Al    N2       

   8    10    2    8    1    5   

【解析】

（1）反应10Al＋6NaNO3＋4NaOH＝10NaAlO2＋3N2↑＋2H2O中Al元素化合价升高，被氧化，在反应中失去电子，被氧化的元素为Al；氮元素化合价降低，硝酸钠是氧化剂，因此还原产物是N2；

（2）反应中铝失去电子数为10×3e－，NaNO3得到电子数为6×5e－，所以用“双线桥法”标明反应中电子转移的方向和数目为；

（3）反应中铁元素化合价从+2价升高到+3价，失去1个电子。氮元素化合价从+5价降低到+1价，得到4个电子，根据电子得失守恒以及原子守恒、电荷守恒可知配平后的方程式为8Fe2++10H++2NO3−＝8Fe3++N2O↑+5H2O

【点睛】

本题考查了氧化还原反应的特征分析，电子转移的计算应用，明确化学反应中元素化合价的变化以及灵活应用电子得失守恒是解答该类试题的关键。