4.2.2 氧化还原方程式的配平 课件(共22张PPT) 高中化学苏教版(2019)必修第一册

(共22张PPT)
专题四 硫及环境保护
—硫及其化合物的相互转化
第二课时 氧化还原方程式的配平
失去 2×e-
得到 2e-
+4
+2
-1
0
MnO2 + 4 HCl(浓) = MnCl2 + Cl2 + 2H2O
Cl2 + H2O HCl + HClO
失去e-
得到e-
0
+1
-1
2.
1.
回顾练习
用双线桥表明下列反应电子转移的方向和数目
并判断氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物
思考：氧化还原反应中都有哪些守恒？如何配平陌生的氧化还原反应方程式？
氧化还原反应中的守恒：
1、氧化剂得电子总数等于还原剂失电子总数等于转移电子总数，即电子守恒。
2、化合价降低总数和化合价升高总数相等。
氧化还原反应方程式的配平
1、得失电子守恒：氧化剂和还原剂得失电子总数相等，化合价升高总数=化合价降低总数；
2、质量守恒：反应前后原子的种类和个数不变 ；
3．电荷守恒：离子反应前后，所带电荷总数相等。
二、配平基本方法：
一、配平原则：
化合价升降法
三、配平步骤：
1、标变价：写出反应物和生成物的化学式，标出有化合价变化的元素的化合价。
2、算升降：算出物质整体反应前后元素化合价的变化值。
(以高锰酸钾和浓盐酸反应制氯气为例)
↓5
↑2
KMnO4 + HCl → KCl + MnCl2 + Cl2↑ + H2O
+7
+2
-1
0
KMnO4 + HCl → KCl + MnCl2 + Cl2↑ + H2O
+7
+2
-1
0
3、求总数，配系数：将化合价升高数和化合价降低数的最小公倍数定为电子转移总数。依据电子守恒，确定氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物的系数。
4、观察法，最后定：用观察法配平其他物质的化学计量数，配平后，把单线改成等号。
↓5
↑2
KMnO4+ HCl→ KCl+ MnCl2 + Cl2↑ + H2O
+7
+2
-1
0
×2
×5
2
5
10
2
2
2KMnO4+ HCl =2KCl+2MnCl2+5Cl2↑+ H2O
16
8
5、查个数，遵守恒：利用守恒三原则，检查是否配平
整体练习
C + HNO3—— NO2↑+ CO2 ↑ + H2O
0 +5 +4 +4
C + HNO3—— NO2↑+ CO2 ↑ + H2O
0 +5 +4 +4
升高4
降低1
标变价；算升降；求总数，配系数；
观察法，最后定；查个数，遵守恒。
（一）、左边配平
1、氧化剂、还原剂中某元素化合价全变的，以反应物为基准从左边配平。
四、配平技巧
2、归中反应（变价元素只有一种，“高价＋低价→中间价”）以反应物为基准从左边配平。
K2Cr2O7 + HCl = KCl + CrCl3 + H2O + Cl2↑
+6
-1
+3
0
3 2
1 2
1
3
2
3
14
7
2
练习：
2、方法：从右边生成物着手配平，即：选择氧化产物、还原产物为基准物质
（二）、右边配平
1、适用对象：氧化剂、还原剂中某元素化合价部分变的;自身氧化还原反应； 歧化反应（变价元素只有一种，中间价→高价＋低价）。
Cl2 + KOH — KCl + KClO3 + H2O
0
-1
+5
1
5
5
1
5
3
6
3
练习：
①先根据化合价变化找氧化剂、还原剂及还原产物与氧化产物；
(三)缺项配平：
②再根据质量守恒、电荷守恒确定所缺的物质的化学式（分子或离子），若反应物缺正电荷，一般加H+，生成物加水；若反应物缺负电荷，一般加OH-，生成物加水。
③最后观察配平其他物质系数。
缺项方程式：某些反应物或生成物的分子式未写出（缺项），它们一般为水、酸、碱。
+3
+1
+6
-1
3
2
3
2
2
2
3
3
Cr(OH)4- + + ClO-= CrO42- + Cl- + H2O
OH-
2
5
练习：
思考：如何判断一个反应中的氧化剂和还原剂？
常见物质中，哪些能做氧化剂？哪些能做还原剂？
2.价态规律
(1)同种元素:元素处于最高价，只有氧化性；元素处于最低价，只有还原性；元素处于中间价，既有氧化性又有还原性。
利用氧化还原反应规律来判断氧化剂、还原剂
1.守恒规律：电子得失总数相等； 化合价升降总数相等
如：硫元素化合价有-2、0、+4、+6价，所以H2S化合价只能升高，只有还原性；S、SO2中间价既有氧化性又有还原性；浓H2SO4只有氧化性。
(3)歧化规律：同一种物质中的同一元素部分化合价升高，另一部分化合价降低，发生自身的氧化还原反应。
(2)归中规律：变价元素只有一种时，化合价转化符合只归中不交叉规律，即遵循“高价＋低价→中间价”的规律。
3Cl2 + 6KOH = 5KCl + KClO3 + 3H2O
0
-1
+5
Cl2既是氧化剂又是还原剂
2H2S +SO2 =3S +2 H2O
-2
+4
0
还原剂
氧化剂
(4)优先规律
当一种氧化剂（还原剂）， 遇到多种还原剂（氧化剂），还原性强（氧化性强）的还原剂优先被氧化（被还原）。
如：把少量Cl2通入FeBr2溶液中，Fe2＋先失电子；把少量Cl2通入FeI2溶液中，I－先失电子。
1．常见的氧化剂
(1)非金属单质：如 、 、 、等。
(2)含有高价态元素的化合物：
、 、 、 、
、 、 、 等。
(3)某些金属性较弱的金属的高价态离子：
、 、 等。
(4)过氧化物： 、 等。
Cl2
O2
浓H2SO4
HNO3
KMnO4
MnO2
KClO3
K2Cr2O7
HClO
NaClO
Fe3＋
Ag＋
Cu2＋
Na2O2
H2O2
Br2
2．常见的还原剂
(1)活泼金属 。
(2)非金属离子及低价态化合物：
(3)非金属单质及其氢化物：
(4)低价阳离子：
K、Na、Mg、
S2－、H2S、I－、SO2、H2SO3、Na2SO3
H2、C、CO
思考：如何比较不同物质氧化性、还原性的强弱？
Fe2＋
氧化性、还原性强弱比较：
氧化性→得电子能力；
还原性→失电子能力。
物质的氧化性或还原性的强弱只取决于得到或失去电子的难易程度，与得失电子的数目无关。
如：还原性强弱依次为Na＞Mg＞Al。
氧化性还原性强弱判断
（一）根据氧化还原反应方程式判断
氧化性：
还原性：
已知I-、Fe2+、和H2O2均有还原性，它们在酸性溶液中还原性强弱顺序为： H2O2 < Fe2+ < I- < SO2。则下列反应不能发生的是
A、 2Fe3++SO2+2H2O=2Fe2+ +SO42-+4H+
B 、H2O2 +H2SO4=SO2+O2+2H2O
C、 I2+SO2+2H2O=H2SO4+2HI
D 、2Fe3++2I-=2Fe2++I2
B
氧化剂>氧化产物，氧化剂>还原剂；
还原剂>还原产物，还原剂>氧化剂。
（1）根据金属活动顺序表
K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au
失电子能力逐渐减弱，还原性逐渐减弱
其阳离子得电子能力逐渐增强，氧化性逐渐增强
（二）根据金属和非金属活动顺序表判断
K+ Ca2+ Na+ Mg2+ Al3+ Zn2+ Fe2+ Sn2+ Pb2+ (H) Cu2+ Hg2+ Ag+
（2）根据非金属活动顺序表
F2 Cl2 Br2 I2 S
得电子能力逐渐减弱，氧化性逐渐减弱
F- Cl- Br- I- S2-
失电子能力逐渐增强，还原性逐渐增强
氧化剂将还原剂氧化的价态越高，氧化性越强
（三）根据产物价态判断
2Fe+3Cl2=FeCl3 Fe+I2=FeI2
点燃
加热
氧化性：Cl2>I2
与同一种物质反应，其反应越困难(即要求条件越高),其性质越弱
（四）依据反应条件判断
如：KMnO4和浓盐酸反应制氯气不需加热， MnO2和浓盐酸反应制氯气需加热
氧化性：KMnO4 >MnO2