N0.1重要的氧化剂和还原剂
教学目标： 1 •从得失电子的角度加深对氧化还原反应及氧化剂、还原剂的理解，了解氧化产物和还原产物。
2•掌握氧化剂、还原剂中所含元素化合价的情况，掌握用单线桥表示氧化还原反应的电子转移情况。
3•掌握重要的氧化剂、还原剂的常见反应；学会比较氧化剂、还原剂的相对强弱。 教学过程：
一、用单线桥表示下列反应，并指明氧化剂与还原剂 (1) Fe + H2SO4 = FeS04 + H2f ⑵ 2H2 + 02 = 2H2O (3) CI2 + H20 = HCl + HC10 二、 分析并配平下列氧化还原反应，指出氧化剂，还原剂，氧化产物，还原产物，标出电子转移的方向和数目 (1) _KCI0 3 + _HCI ——_ KCI + _CI2 + ____________ (2) CI2 + ~NH3 N2 + HCI (3) _NO + _NH3 ——_N2 +_H20 三、 读课本24页，请归纳：— — 氧化还原反应的实质是 ________________________________________________________ ， 判断氧化还原反应的依据
四、讲解图3—2,并 常见的氧化剂 得电子化合价降低 举例 (1)活泼非金属单质，如： Cl2、Br2、O2
等 0得e 1
Cl Cl
(2)元素处于高价的氧化物时，如 C02、 MnO2 等
(3)元素处于最高化合价时的酸，如 H2SO4、HN03等
(4)元素处于最高化合价时的盐，如 KMnO4、KCI0 3、FeCl3 等
2FeCl3 + Cu= 2FeCl2 + CuCl2
(5)过氧化物如 Na2O2、H2O2等 常见的还原剂 失电子化合价升高 举例
(1)活泼金属单质，如： Na、Al、Zn、 Fe等
0 失 3e 3 Al Al
(2)某些非金属单质，如：H2、C、Si等
(3)元素处于低化合价时的氧化物，如 CO、 SO2等
(4)元素处于低化合价时的酸，如 HCI、
H2S等
(5 )元素处于低化合价时的盐，如
Na2S03 FeCl2等
2FeCl2 + Cl 2 = 2FeCl3
【评价】 1 •下列下画线的元素是被氧化还是被还原，要加氧化剂还是加还原剂才能实现
(1) Kl_—J2 ⑵ SO2— S03
HgCI 2—
⑷ NO2—H N03
(5) FeCl3—FeCl2
2. IBr + H 20 = HBr + HI0 是氧化还原反应吗？为什么？
3. S02与H2S可发生下列反应，S02 + 2H2S = 3S + 2H 20，当生成硫48 g时，氧化产物比还原产物多还是少 多
少克？
N0.2氧化还原反应：
1：判断下列那些为氧化还原反应，并说出理由
IBr + H 20 = HBr + HI0 K0H+CI 2=KCI +KCI0+H 20 NaH+H 20 =Na0H+H 2
Ca02+H20 =Ca(OH) 2 +H 2O2
5C2H5OH +2KMnO 4+3H2SO4 — 5CH3CHO +K 2SO4+2MnSO 4 +8H2O
氧化还原反应的实质是 _______________________________________________________ 判断氧化还原反应的依据是 __________________________________________ 。 小结：氧化还原反应发生规律和有关概念。
?两者相差 练习：练习1中是氧化还原反应的，请指岀氧化剂，还原剂，氧化产物，还原产物，标岀电子转移的方向和数目。 2、物质氧化性和还原性相对强弱的判断方法
（1）根据金属活动顺序进行判断 K,Ca,Na,Mg,AI,Zn,Sn,Fe,Pb,（H ）,Hg,Pt,Au K ,Ca2 ,Na ,Mg2 , Al3 ,Zn2 ,Sn2 ,Fe2 , Pb,（H ）,Hg2 ,Ag
金属的活动性逐渐减弱（还原性逐渐减弱） 氧化性逐渐增强
［说明］一般来说，越活泼的金属，失电子氧化成金属阳离子越容易，其阳离子得电子还原成金属单质越难，氧化性越弱； 反之，越不
活泼的金属，失电子氧化成金属阳离子越难，其阳离子得电子还原成金属单质越容易，氧化性越强。女口 Cu2++2e
TCu远比Na+ +e宀Na容易，即氧化性 CLJ+>NSI,还原性Na> Cu （2） 根据非金属活动顺序进行判断
F ,O,CI ,Br,l ,S F ,CI ,Br ,I ,S2 氧化性逐渐减弱 还原性逐渐增强
（3） 根据氧化还原反应的发生规律判断 氧化还原反应发生规律可用如下式子表示：
化合价升高、失电子、变成
氧化剂+还原剂 还原产物+氧化产物 化合价降低、得电子、变成 氧化性：反应物中的强氧化剂，生成物中的弱氧化剂 还原性：反应物中的强还原剂，生成物中的弱述原剂 例：已知① 2FeCl3+2KI=2FeCl2+12+2KCI ② 2FeCL+Cl2=2FeCl3
由①知，氧化性Fe3+>l 2，由②知，氧化性 Cl2>Fd+，综合①②结论，可知氧化性 Cl2>Fd+
（4）根据氧化还原反应发生反应条件的不同进行判断 女口： MnQ十 4HCl（浓） MnC2+C1 f +2H0 2KMn0 4十 16HCl（浓）=2MnCL+5Cl2 f +8HO 后者比前者容易（不需要加热），可判断氧化性KMn04>Mn0 （5） 根据被氧化或被还原的程度的不同进行判断 Cu 十 Cl2=CuCl2
2Cu+S =CuzS
C1 2可把Cu氧化到Cu（+2价），而S只能把Cu氧化到Cu（+1价），这说明氧化性 Cl2>S （6） 根据元素周期表判断 ① 对同一周期金属而言，从左到右其金属活泼性依次减弱。如 Na、Mg A1金属性依次减弱，其还原性也依次减弱。 ② 对同主族的金属和非金属可按上述方法分析。 3、氧化还原反应的基本规律
1）表现性质规律
当元素具有可变化合价时，一般处于最高价态时只具有氧化性，处于最低价态时只具有原性，处于中间价态时既具有氧化 性又具有还原姓。如：浓 HSO的S只具有氧化性，HS中的S只具有还原性，单质 S既具有氧化性又具有还原性。 （2）性质强弱规律 在氧化还原反应中，强氧化剂 +强还原剂=弱氧化剂（氧化产物）+弱还原剂（还原产物），即氧化剂的氧化性比氧化产物强， 还原剂的还原性比还原产物强。 如由反应2FeCb+2KI=2FeC3+2KCI+l 2可知，FeCl 3的氧化性比I 2强，KI的还原性比FeCk强。 一般来说，含有同种元素不同价态的物质，价态越高氧化性越强 （氯的含氧酸除外），价态越低还原性越强。如氧化性： 浓 HSO，S02（H2SC3），S;还原性：H2S>S>SQ 在金属活动性顺序表中，从左到右单质的还原性逐渐减弱，阳离子 （铁指Fe2+）的氧化性逐渐增强。 （3） 反应先后规律 同一氧化剂与含多种还原剂（物质的量浓度相同）的溶液反应时，首先被氧化的是还原性较强的物质； 同一还原剂与含多种 氧化剂（物质的量浓度相同）的溶液反应时，首先被还原的是氧化性较强的物质。如：将 CI2通人物质的量浓度相同的 NaBr 和Nal的混合液中，C12首先与Nal反应；将过量铁粉加入到物质的量浓度相同的 Fe2+、和Cf的混合溶液中，Fe首先与Fe3+ 反应。FeBr2中通入 CI2 ,HBr和HSO中通入Ch （4） 价态归中规律 含不同价态同种元素的物质问发生氧化还原反应时， 该元素价态的变化一定遵循 “高价+低价一中间价”，而不会岀现交 错现象。 KCIO3+6HCI =KCI+3CI 2+3HO 而不是 KCIQ+2HCI=KCI+3Cl2+3H2O （5）歧化反应规律
发生在同一物质分子内、同一价态的同一元素之间的氧化还原反应，叫做歧化反应。其反应规律是：所得产物中，该元 素一部分价态升高，一部分价态降低，即“中间价T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，如： CI 2十 2NaOH=NaC十 NaCI0十 H0 练习： 1.已知I-、Fe2+、SO2、Cl-、H2O2都有还原性，它们在酸性溶液中还原性的强弱顺序为 CI-vFe2+vH2Ox|-vSO2。则下 列反应不能发生的是( )。 A. 2Fe3+ + SO2 +2 H2O = 2F0 + SO42- + 4H + B. I2 + SO2 + 2H2O = H2SO4 + 2HI C. H2O2 + H2SO4 = SO2 +。2 + 2H2O D. 2Fe2+ + |2 = 2Fe3+ + 2I- 2•化合物BrFx与水按物质的量之比3 : 5发生反应，其产物为溴酸、氢氟酸、单质溴和氧气。
(1) BrFx 中，x = ____ 0 (2) 该反应的化学方程式是： o
(3) 此反应中的氧化剂和还原剂 —? 氧化剂是 ；还原剂是 。