人教版高中化學必修一《氧化還原反應》物質及其變化PPT下載(第3課時)，共20頁。
氧化還原反應的定量分析
定量分析：分析反應中轉移電子的數目、反應物的量與氧化劑還原劑的量之間的關系。
1、鄰位轉化規(guī)律：“只靠近、不交叉”
2、優(yōu)先規(guī)律：強者優(yōu)先原則
當一種氧化劑遇到多種還原劑時，還原劑按照還原性由強到弱的順序參與反應。
同理，當一種還原劑遇到多種氧化劑時，氧化劑按照氧化性由強到弱的順序參與反應。
氧化還原反應的系統(tǒng)分析
系統(tǒng)分析下列各微粒氧化性、還原性變化規(guī)律
① MnO2+4H＋+2Cl−＝Mn2＋+Cl2↑+2H2O
② Cl2＋2Br−＝2Cl−＋Br2
③ Br2＋2Fe2＋＝2Br−＋2Fe3＋
④ 2Fe3＋＋2I−＝2Fe2＋＋I2
練、將Cl2通入FeBr2溶液中，按要求寫出離子方程式
(1)Cl2充足時：將兩種還原劑全部氧化
3Cl2+2Fe2++4Br−＝2Fe3++2Br2+6Cl−
(2)Cl2不足時：按 “強者優(yōu)先原則”，先與Fe2＋反應，再與Br−反應。
先：Cl2+2Fe2+ ＝ 2Fe3++2Cl−
后：Cl2+2Br−＝ Br2+2Cl−
練、已知三個氧化還原反應
① 2KI + 2FeCl3 = 2FeCl2 + 2KCl + I2
② Cl2 + 2FeCl2 = 2FeCl3
③ 2KMnO4 + 16HCl = 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2↑ + 8H2O
若某溶液中Cl−、Fe2+和I−共存，要想除去I−而又不影響Cl−和Fe2+，可加入的試劑是( )
A. Cl2 B. KMnO4 C. FeCl3 D. HCl
得失電子守恒規(guī)律及其應用
得失電子守恒：還原劑失去的電子數 = 氧化劑得到的電子數
宏觀上：化合價升高的總數 = 化合價降低的總數
應用：有關氧化還原反應的計算及配平
氧化還原反應方程式的配平
配平方法：化合價升降法
配平步驟：標好價、列變化、求總數、配系數、細檢查
(1)類型一：氧化劑或還原劑分屬不同物質的反應，從反應物著手配平：
① H2S ＋ SO2 → S↓ ＋ H2O
② Ag3AsO4 ＋ Zn ＋ H2SO4 →Ag ＋ AsH3 ＋ ZnSO4 ＋ H2O
(2)類型二：氧化劑和還原劑為同一物質的反應(自身氧還、歧化)或某一物質不僅做氧化劑(或還原劑)還體現(xiàn)酸性(或其它不變價作用)的反應，從生成物著手配平：
① S ＋ KOH → K2S ＋ K2SO3 ＋ H2O
② Cu ＋ HNO3 → Cu(NO3)2 ＋ NO↑ ＋ H2O
(3)類型三：缺項配平——題目給出的方程式中的物質不完整，需要在配平升降后根據原子守恒或電荷守恒補全所缺的物質(通常缺項為H2O、H＋、OH－等小分子或離子)。
① Pt ＋ HNO3 ＋ HCl → H2PtCl6 ＋ NO↑
②堿性條件下 Fe(OH)3 ＋ ClO− → Cl− ＋ FeO42−
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