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第三节氧化还原反应基本规律及其应用

※基本信息※
- 资料类型：教(学)案
- 教材版本：人教版
- 适用学校：不限
- 所需点数：1点
- 资料来源：收集
- 资料作者：
- 资料大小：41.82KB
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- 更新时间：2008-09-16 23:39:39
- 上传时间：2008-09-16 23:40:54
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※资料简介※
2、判断氧化还原反应能否发生。
例如：已知I^－、Fe²⁺、SO₂、Cl^－和H₂O₂均具有还原性，它们在酸性溶液中还原性强弱的顺序为Cl^－<Fe²^＋<H₂O₂<I^－<SO₂，则下列反应不能发生的是                        （    ）

A．2Fe³⁺+SO₂+2H₂O=2Fe²⁺+SO₄²^－+4H⁺

B．I₂+SO₂+2H₂O=H₂SO₄+2HI

C．H₂O₂+H₂SO₄=SO₂↑+O₂↑+2H₂O

D．2Fe²⁺+I₂=2Fe³⁺+2I^－
二、“高氧、低还、中兼”规律
对于同种元素不同价态的原子而言，最高价态只具有氧化性，最低价态只具有还原性，中间价态既具有氧化性又具有还原性。
例如：S元素
化合价：－2 、0、＋4、＋6
代表物：H₂S、S、SO₂、H₂SO₄(浓)
S元素的性质：还原性、既有氧化性又有还原性、氧化性

三、“单强离弱、单弱离强”规律
1、金属单质的还原性越强，对应阳离子的氧化性越弱；反之金属单质的还原性越弱，对应阳离子的氧化性就越强。
K、Ca、Na、Mg、Al、Zn、Fe、Sb、Pb、(H)、Cu、Hg、Ag
                              还原性逐渐减弱
K⁺、Ca²⁺、Na⁺、Mg²⁺、Al³⁺、Zn²⁺、Fe²⁺、Sn²⁺、Pb²⁺、(H⁺)、Cu²⁺、Hg²⁺、Fe³⁺、Ag⁺
                              氧化性逐渐增强
2、非金属单质的氧化性越强，对应阴离子的还原性越弱；反之非金属单质的氧化性越弱，对应阴离子的还原性就越强。
F₂、(O₂)、Cl₂、Br₂、I₂、S               F^－、(OH^－)、Cl^－、Br^－、I^－、S²^－
                氧化性逐渐减弱                         还原性逐渐增强
利用此规律可比较微粒氧化性、还原性的相对强弱。

四、“价态归中，互不交叉”规律
“价态归中”是指同种元素不同价态原子间发生氧化还原反应，总是从高价态与低价态反应后生成中间价态的物质。
1、利用此规律可准确确定氧化产物和还原产物。
例如：2H₂S+SO₂=3S+2H₂O，S元素的化合价从－2价和＋4价归中到0价。
“互不交叉”是指，若反应后生成多种中间价态的产物，则遵从邻近变价，互不交叉的原则。
例如：H₂S+H₂SO₄(浓)＝S↓+SO₂↑+2H₂O，S元素的化合价应从－2价变化为0价，从＋6价变化为＋4价。而不能认为是从－2→＋4价，＋6→0价。
2、可判断同种元素不同价态的原子间能否发生氧化还原反应。若有中间价态，则可能发生氧化还原反应，若无中间价态，则不能发生氧化还原反应。
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