碘量法是利用的I2氧化性和I-的还原性为基础的一种氧化还原滴定法

基于碘量法的高中化学选修课定量实验的设计与实施

杭州市余杭中学钟仁梅 311121

摘要：碘量法是以碘(I2)作为氧化剂或以碘化物(如碘化钾)作为还原剂的一种氧化还原滴定法。因其原理易懂、条件易控制、操作快速方便、精确度较高，碘量法应用非常广泛。在化学选修课中开设以碘量法为基础的定量实验，可以完善学生的知识结构，提高学习兴趣，增强动手能力，体验科学探究方法；同时还可以让学生体会到化学与生活的关系，感受到化学就在我们身边。

关键词：碘量法高中化学定量实验

一、碘量法的基本原理

碘量法是以碘(I2)作为氧化剂或以碘化物(如碘化钾)作为还原剂的一种氧化还原滴定法。它的基本半反应有：I2 + 2e―= 2I―，2I―—2e―= I2。因为I2—I-的电对标准电位既不高，也不低，I2作为一种较弱的氧化剂可以被较强的还原剂(如S2-、S2O32-、SO32-等)还原；I―作为一种较强的还原剂可以被很多氧化剂(如Cr2O72-、MnO4-、H2O2、IO3-、Cu2+、NO2-等)氧化。

碘量法分为直接碘量法和间接碘量法。

直接碘量法是直接用碘标准溶液滴定还原性物质的方法。在滴定过程中，I2被还原为I―，可利用碘自身的颜色指示终点，以溶液中稍过量的碘显黄色且30s内不褪色作为滴定终点；也可用淀粉溶液作指示剂，以溶液变为浅蓝色且30s内不褪色作为滴定终点。直接碘量法只能在弱酸性、中性或弱碱性溶液中进行，如果pH<4，可发生副反应4I―+ O2 + 4H+ = 2I2 +2H2O；如果溶液pH>9，可发生副反应3I2 +6OH―=5 I―+IO3―+3H2O，致使测定结果不准确。

间接碘量法又分为剩余碘量法和置换碘量法。剩余碘量法又称反滴定法，是在待测液(还原性物质)中先加入定量、过量的碘标准液，待I2与待测组分完全反应后，再用标准硫代硫酸钠溶液滴定剩余的碘，以求出待测组分含量的方法。滴定反应为：

I2(定量、过量) + 还原性物质→2I―+ I2(剩余)；I2(剩余) + 2S2O32- = S4O62- + 2I―

置换碘量法是先在待测液(氧化性物质)中加入足量的碘化钾，待测液将碘化钾氧化析出定量的单质碘，然后再用标准硫代硫酸钠溶液滴定析出的碘，从而求出待测组分含量的方法。滴定反应为：氧化性物质+ I―→I2；I2 + 2S2O32- = S4O62- + 2I-

剩余碘量法和置换碘量法的滴定原理都是用硫代硫酸钠标准溶液滴定碘，故常用淀粉溶液作指示剂，以溶液蓝色刚好褪去且30s内不变色作为滴定终点。使用间接碘量法时，淀粉溶液应在接近终点(即溶液变为浅蓝色)时加入，因为当溶液中有大量碘存在时，碘易吸附在淀粉表面，影响终点的正确判断。

二、问题的提出

1、高考与教学的现状

在近几年的全国各地高考题中，笔者发现“碘量法”以定性或定量的形式出现在考题中的频率比较高。例如，“2015年的新课标Ⅱ卷”出现了用碘量法测混合气中ClO2的含量；“2014年的天津卷”出现了用碘直接滴定Na2S2O3溶液，以测Na2S2O3的含量；“2014年的福建卷”

出现了用碘量法测SO2的含量。但是在高中化学的教学中，涉及的实验大多是定性实验，定量实验主要是以中和滴定为原型而进行的一些拓展或变异的实验，相对来说，在定量实验方面是比较薄弱的。所以在高中化学选修课中，设置一门与生活息息相关的拓展性实验课程——《基于碘量法的定量实验的设计与实践》是很有必要的，一方面可以完善学生的知识结构，提高他们的学习兴趣，增强学生的动手能力，体验科学探究的方法与科学探究的严谨；另一方面又可以让学生体会到化学与我们的生活是息息相关的，感受到化学是服务于我们的生活的。

2、碘量法的特点

在分析化学中，碘量法是一种较为成熟、较经典的容量分析方法之一。因其原理易懂，应用广泛，试剂易得，条件易控制，操作快速方便、仪器简单，数据可靠，精密度和精确度也较高，所以为我们实验室的定量实验提供了科学的依据和可靠的保障。

三、课题的实施

(一)、水果中维生素C含量的测定

蔬菜和水果中含有丰富的维C。维生素C又称抗坏血酸，结构简

式如右图所示，分子式为C6H8O6，相对分子质量为176，是一种水溶

性维生素，水溶液呈酸性。由于维生素C的还原性很强，在空气中易

被氧化，特别是在碱性介质中更易被氧化，故在测定时为减少副反应的

发生，须加入少量冰醋酸，控制溶液的pH值在3~5之间。

该实验我们选取了红富士苹果，赣南脐橙，猕猴桃这三种水果，分

别测定维C的含量。

1、直接碘量法测水果中维生素C的含量

⑴、实验原理

计算式：每1ml碘滴定液（0.02mol/L)相当于3.52mg的C6H8O6。

⑵、实验探究

①、取1000g水果，分别放入榨汁机中，进行榨汁。向果汁中加入100mL新煮沸并冷却的蒸馏水，再加入冰醋酸，调节溶液的pH值在3~4之间。然后再转移到250mL容量瓶中进行定容。

②、用移液管移取25mL汁液，放入洁净的碘量瓶中，加入1mL 2%的淀粉溶液。

③、用0.02mol/L的标准碘水溶液滴定，直到溶液变为浅蓝色且30s内不褪色，记录消耗碘水的体积。重复滴定2次，取平均值。

⑶、实验结果

定性角度：消耗碘水溶液的体积越大，水果中维C的含量越高。

定量角度：通过计算，得出三种水果中维生素C的含量：

⑷、实验结论

通过实验测定可知，若人体需要补充维C，应多吃猕猴桃和脐橙。

直接碘量法还可应用于合金中铜元素含量的测定，葡萄酒中SO2含量的测定，标定Na2S2O3溶液的浓度等等。

2、剩余滴定法(反滴定法)测水果中维生素C的含量

⑴、实验原理

I2 + 2S2O32- = S4O62- + 2I-

计算式：维C含量(mg/100g) = [25- 3/2×V(Na2S2O3)] ×3.52

⑵、实验探究

①、取1000g水果，分别放入榨汁机中，进行榨汁。向果汁中加入100mL新煮沸并冷却的蒸馏水，再加入冰醋酸，调节溶液的pH值在3~4之间。然后再转移到250mL容量瓶中进行定容。

②、用移液管移取25mL汁液，放入洁净的碘量瓶中。再准确移取25.00mL 0.01mol/L的碘标准液于碘量瓶中，充分摇匀。

③、用Na2S2O3标准液滴定剩余的碘，滴定至溶液呈浅黄色后，加入1mL 2%的淀粉溶液，继续滴定至蓝色刚好消失且30s内不变色。记录消耗Na2S2O3溶液的体积为V。重复滴定2次，取平均值。

⑶、实验结果

定性角度：消耗Na2S2O3溶液的体积越小，水果中维C的含量越高。

定量角度：通过计算，得出三种水果中维生素C的含量：

理论上来说，因为维C易被氧化，反滴定法测出的维C含量应该更准确一些。但实验结果却表明，反滴定法测出的维C含量比直接滴定法测出的维C含量低，与理论分析相矛盾。那么导致结果偏低的原因又是什么？进一步查找资料，发现，在酸性环境中维C相对比较稳定，不

易被氧化，而该环境下硫代硫酸钠易发生歧化反应，致使硫代硫酸钠的消耗增多，所以反滴定法测出的维C含量偏低。故在测定水果或蔬菜中维C的含量时，为使测定数据更准确一些，应该选用直接碘量法。

剩余碘量法(反滴定法) 还可以用来测定食品中葡萄糖的含量，大气中SO2的含量。

3、用置换滴定法测水中的溶解氧(DO)

溶解氧是指溶解于水中的O2分子的含量，常用DO来表示。溶解氧是水生生物生存不可缺少的条件，溶解氧的一个来源是水中溶解氧未饱和时，大气中的氧气向水体渗入；另一个来源是水中植物通过光合作用释放出的氧。溶解氧的含量与大气压力、水的温度有密切关系，一般来说，温度升高，溶解氧的含量降低；气压增大，水中的溶解氧增多。一方面水中的S2—、NO2—、Fe2+等还原性物质能消耗水中的溶解氧，另一方面水中微生物的呼吸作用以及水中有机物质被好氧微生物的氧化分解也会消耗水中的溶解氧。也就是说溶解氧是水体自净能力的重要指标，常用1L水中溶解O2的质量(mg/L)来表示。

本次实验选取了娃哈哈纯净水，实验室自来水，苕溪水，对比测水中的DO。

⑴、实验原理：

先在水样中加入硫酸锰及碱性碘化钾溶液，使生成氢氧化锰沉淀。氢氧化锰沉淀性质极不稳定，迅速与水中的溶解氧化合，生成棕色锰酸锰沉淀。

2MnSO4 + 4NaOH =2Mn(OH)2↓(白色) + 2Na2SO4

2Mn(OH)2 + O2 =2H2MnO3

H2MnO3 +Mn(OH)2 =MnMnO3↓(棕色) + 2H2O

再加人硫酸酸化，使已化合的溶解氧(以MnMnO3的形式存在)与溶液中所加入的碘化钾发生反应，从而析出与溶液相当量的碘单质。

MnMnO3 + 3H2SO4 +2KI =2MnSO4 + K2SO4 + I2 +3H2O

然后取一定量的水样，以淀粉作指示剂，用硫代硫酸钠标准溶液滴定至终点。

计算公式：溶解氧(mg/L) = c(Na2S2O3) ×V(Na2S2O3) ×32/4×1000/V(水样)

⑵、实验探究

取样：用水样冲洗碘量瓶(代替溶解氧瓶)，沿瓶壁注入水样至水样溢出，迅速盖上瓶塞。

固氧：立即取下瓶盖，用移液管吸取硫酸锰溶液lmL并插人液面下方，缓慢放出溶液。取另一只移液管，往水样中加入足量的碱性碘化钾溶液，盖紧瓶塞，将瓶颠倒振摇使之充分摇匀。将固定好了溶解氧的水样带回实验室备用。

酸化：往水样中加入2 mL浓硫酸，盖上瓶塞，摇匀，直至沉淀物完全溶解为止(若没全溶解还可再加少量的浓酸)。将瓶置于阴暗处数分钟，确保I2全部析出。

滴定：用移液管从瓶中取5 0 mL水样于锥形瓶中，用0.02mol/L的标准Na2S2O3溶液滴定至浅黄色，向锥形瓶中加入淀粉溶液2mL ，继续用Na2S2O3标准溶液滴定至蓝色刚好消失且30s 内不变色，记下消耗Na2S2O3标准溶液的体积。重复滴定2次，取平均值。

备注：取样时绝对不能使采集的水样与空气接触，且瓶口不能有气泡，否则重取。

⑶、实验结果

定性角度：酸化后，溶液的颜色越深，析出的碘越多，DO值越大，水体自净能力越好。

定量角度：

水样 溶解氧DO（mg/L） 哇哈哈纯净水 8.60 实验室自来水 11.76 苕溪水 15.13 ⑷、实验结论

生活饮用水直接关系到人们的日常生活和身体健康，甚至生命安全，我国规定健康饮用水的溶解氧含量不得低于6mg/L。在同一条河流中，选择不同地段的河水来测定溶解氧的含量，可以帮助我们了解该水体在不同地点的自净能力；若作为饮用水，还能够有效的帮助我们确定最佳

取水点。自来水和瓶装纯净水经过了消毒杀菌等工艺处理，同时又处于一个相对密闭的环境中，所以水样中溶解氧的含量比河水中要低。

置换碘量法还可用来测定饮用水中残留ClO2的含量，漂白粉中有效成分的含量。

四、探究与实践的效果

培养学生的创新精神和实践能力。在高中化学的教学中，没有关于“碘量法”的直接介绍，学生通过查阅资料，了解实验原理，自行设计可行的实验方案，并动手实践。在这个过程中，养成了学生务实求真、勇于创新、积极实践的科学态度。

增强学生的社会责任感。通过“溶解氧的测定”这个实验，学生了解到溶解氧与人类生活息息相关，既培养了他们的环保意识，也意识到每个人在保护水资源方面都可以进献自己的那一份“微薄”的力量。

关注生活中与健康相关的化学问题。通过“维C含量的测定”这个环节，学生立马就联想到既然维C易被氧化，我们应该怎样来正确摄入一定量的维C呢？水果蔬菜又应该怎样保存，才能最大限度的减少维C的损失？冻库或冰箱里长期存放的食物，里面的维C会流失掉吗？若会流失，流失的比例又占多少？这些问题都可以通过亲自动手实验，获得一个相对比较准确的数据，来解答我们心中的疑惑。同时，通过这一系列问题的思考，还可以促使他们去关注更多的生活中与健康相关的化学问题。

提高化学的学习兴趣，促进学习方式的转变。学习化学的最终目的不是为了形而上的考试，更多的是能应用于生活、解决生活中的化学问题。一旦看问题的角度转变，学习的出发点也跟着转变，学习的方式也从被动变成了主动，自然而然学习的兴趣浓了，学习的效率也高了。

开发化学选修教材。经过近一年的探究与实践，笔者与组内老师一同开发了化学选修课程教材《化学与食品检测》，碘量法实验也全都收录在这本选修教材中。

五、实践反思

处理好实施过程中分工、分组的问题。由于学生的基础知识水平与能力水平参差不齐，在实验前，根据掌握知识的程度、动手能力的强弱做了分工、分组，这样既保证了实验的有效实施，也保证了学生的兴趣，既培养了他们的团结协作精神，也培养了他们严谨求实的科学态度，还最大程度的调动了学生学习的积极性。

处理好化学检测与学习、生活的关系。从课堂上的定性实验到选修课中的定量实验，从生活中食品成分的定量检测到实验室里的定量检测，使学生感受到化学原来就在我们身边，体会到只要合理应用化学可以创造更美的生活。

参考文献：

[1]、苏教版《实验化学》江苏出版传媒集团江苏教育出版社

[2]、《碘量法中标准溶液的配制与标定应注意的问题》潘序武、王爱军职业与健康

2008年10月

[3]、《碘量法测定水中溶解氧因素分析》毛海亮、祁佳甘肃科技2015年第9期

[4]、《碘量法在中学化学实验中的应用探究》李桂林、迟青化学教学2012年第2期

氧化还原反应氧化性还原性强弱判断 教案

第二章第3节氧化还原反应（第3课时教案） 一、教学目标： 1、掌握物质氧化性和还原性强弱的判断; 2、理解氧化还原反应的规律。 二、教学重点难点： 教学重点：物质氧化性和还原性强弱的判断。 教学难点：氧化还原反应的规律。 三、教学过程： 【新课导入】 氧化性→得电子性，得到电子越容易→氧化性越强 还原性→失电子性，失去电子越容易→还原性越强 由此，金属原子因其最外层电子数较少，通常都容易失去电子，表现出还原性，所以， 一般来说，金属性也就是还原性；非金属原子因其最外层电子数较多，通常都容易得到电子，表现出氧化性，所以，一般来说，非金属性也就是氧化性。 【整理归纳】一、物质氧化性和还原性强弱的判断 1、根据氧化还原方程式进行判断 对于反应： 氧化性：氧化剂>氧化产物； 还原性：还原剂>还原产物。 例如：Fe＋CuSO4=FeSO4＋Cu，则有： 氧化性：CuSO4>FeSO4；还原性：Fe>Cu 2、根据物质活动性顺序进行判断 (1)根据金属活动性顺序判断

(2)根据非金属活动性顺序判断 3、根据产物的价态判断 一种氧化剂将还原剂氧化的价态越高，其氧化性越强。 如：2Fe ＋Cl 2=====点燃2FeCl 3 Fe ＋I 2=====△ FeI 2 氧化性：Cl 2>I 2 4．依据反应条件来判断 与同一种还原剂(氧化剂)发生反应，其反应越困难(即要求条件越高)，其氧化性(还原性)越弱。 如：2KMnO 4＋16HCl(浓)=2KCl ＋2MnCl 2＋5Cl 2↑＋8H 2O MnO 2＋4HCl(浓)=====△ MnCl 2＋Cl 2↑＋2H 2O 【小结】 （1）氧化性、还原性的强弱取决于物质得、失电子的难易程度，而与得、失电子数目的多少无关。 （2）元素的化合价处于最高价态时，具有氧化性，但不一定具有强氧化性，如Na ＋ 。处于最低价态时具有还原性，但不一定有强还原性，如F －。 【例题分析】1.根据下面两个化学方程式判断Fe 2＋、Cu 2＋、Fe 3＋氧化性由强到弱的顺序是( ) ①2FeCl 3＋Cu=2FeCl 2＋CuCl 2， ②CuCl 2＋Fe=FeCl 2＋Cu A ．Fe 3＋>Fe 2＋>Cu 2＋ B ．Fe 2＋>Cu 2＋>Fe 3＋ C ．Cu 2＋>Fe 3＋>Fe 2＋ D ．Fe 3＋>Cu 2＋>Fe 2＋ 【解析】由反应①可得出氧化性：Fe 3＋>Cu 2＋；由反应②可得出氧化性：Cu 2＋>Fe 2＋；故综合可知：Fe 3＋>Cu2＋>Fe 2＋ ，选D 。 【整理归纳】二、氧化还原反应的规律

氧化还原性强弱顺序

淡黄色：S、Na2O2、TNT、PCl5、AgBr、浓HNO3（混有NO2）、浓HCl（混有Fe3+）、硝基苯（溶有NO2）灰黄色：Mg3N2 棕黄色：FeCL3溶液、碘水（深黄--褐） 棕色：固体FeCl3、固体CuCl2、NO2（红棕）、Fe2O3（红棕） 常见微溶物： Ag2SO4、CaSO4、Ca(OH)2、MgCO3 Ag+ 与Cl－、Br－、I－、SO42－ Ca2+ 与CO32－、SO32－ Ba2+ 与CO32－、SO32－、SO42－ H+存在，其中不能大量含有OH－、弱酸根离子（如CO32－、SO32－、S2－、F－、ClO－、CH3COO－、C6H5O－、PO43－、AlO2－、SiO32－等）以及弱酸的酸式根离子（如HCO3－、HSO3－、HS－、HPO42－、H2PO4－等） OH－存在，其中不能大量含有H+、弱碱的阳离子（如NH4+、Mg2+、Ag+、Al3+、Zn2+、Cu2+、Fe2+、Fe3+ 等）以及弱酸的酸式根离子。 Fe3+与S2－、SO32－、HSO3－、I－、HS-、CO32－、HCO3－、AlO2－ SO32－(H+)与S2－ MnO4－(H+)、Cr2O72-、ClO-与Cl－、I－、S2－、Fe2+、HS－、SO32－、HSO3－ NO3－(H+)与Fe2+、S2－、HS－、SO32－、HSO3－、Br－、I－ Al3+与CO32－、HCO3－、S2－、HS－、AlO2－ NH4+与AlO2－ 还原；K、Ca、Na、Mg、Al，Zn、Fe、Sn、Pb、（H），Cu、Fe3+、Hg、Ag、Pt、Au 氧化: F2>O2>Cl2>Br2>Fe3+>I2>SO2>S 还原: Fe-MnO2>O2 常见物质的氧化性还原性强弱顺序 一、顺序的由来及依据 学过氧化还原反应的强弱律之后，我们可以根据下列反应 ①2FeCl2+Cl2＝2FeCl3②2FeCl3+2HI＝I2+2FeCl2+2HCl ③I2+K2S＝S+2KI

氧化性还原性强弱的判断方法

氧化性，还原性强弱的判断方法 （一）根据氧化还原反应的方向判断 氧化剂（氧化性）+还原剂（还原性）===还原产物+氧化产物 氧化剂--得电子--化合价降低--被还原--发生还原反应--还原产物 还原剂--失电子--化合价升高--被氧化--发生氧化反应--氧化产物 氧化性：氧化剂>氧化产物还原性：还原剂>还原产物 氧化性：氧化剂>还原剂还原性：还原剂>氧化剂 （二）根据元素活动性顺序比较 （1）金属活动顺序：K>Ca>Na>Mg>Al>Mn>Zn>Cr>Fe>Ni>Sn>Pb>(H)>Cu>Hg>Ag>Pt>Au 从左到右，金属还原性逐渐减弱，对应阳离子氧化性逐渐增强 （2）非金属活动性顺序（常见元素）：F---Cl---Br---I---S 从左到右，原子（或单质）氧化性逐渐减弱，对应阴离子还原性增强 氧化性：F2>Cl2>Br2>Fe3+>I2>SO2>S 还原性：S2->SO32->I->Fe2+>Br->Cl->OH->含氧酸根>F- （三）根据反应条件判断，当不同氧化剂分别于同一还原剂反应时，如果氧化产物价态相同，可根据反应条件的难易来判断。反应越容易，该氧化剂氧化性就强。 （四）根据氧化产物的价态高低来判断 当含有变价元素的还原剂在相似的条件下作用于不同的氧化剂时，可根据氧化产物价态的高低来判断氧化剂氧化性强弱。 （五）根据元素周期表判断 （1）同主族元素（从上到下） 非金属原子（或单质）氧化性逐渐减弱，对应阴离子还原性逐渐增强。 金属原子还原性逐渐增强，对应阳离子氧化性逐渐减弱 （2）同周期主族元素（从左到右） 单质还原性逐渐减弱，氧化性逐渐增强 阳离子氧化性逐渐增强，阴离子还原性逐渐减弱。 （六）根据元素最高价氧化物的水化物酸碱性强弱比较 酸性越强，对应元素氧化性越强 碱性越强，对应元素还原性越强 （七）根据原电池的电极反应判断 两种不同的金属构成的原电池的两极。负极金属是电子流出的极，正极金属是电子流入的极。 其还原性：负极金属>正极金属；电解池则相反 （八）根据物质的浓度大小判断 具有氧化性（或还原性）的物质浓度越大，其氧化性（或还原性）越强，反之则越弱。 （九）根据元素化合价价态高低判断

高中化学常见物质氧化性与还原性大小顺序归纳总结

高中化学常见物质氧化性、还原性大小顺序归纳总结 1.强弱规律 ⑴氧化性、还原性的判断 ①氧化性是指得电子的能力，还原性是指失电子的能力。 ②氧化性、还原性的强弱取决于得失电子的难易程度，与得失电子的多少无关。 ③从元素的价态考虑：最高价态只有氧化性；最低价态只有还原性；中间价态既有氧化性 又有还原性。 (2).判断氧化性、还原性强弱常用的方法 ①根据金属的活泼性判断 a.金属的金属性越强，单质的还原性越强，其对应的离子的氧化性越弱。 b.单质的还原性：按金属活动性顺序依次减弱。 c.离子的氧化性：按金属活动性顺序依次增强（铁为Fe2+）。如：Ag+＞Hg2+＞Fe3+ ＞Cu2+＞H+＞Fe2+。 ②根据非金属的活泼性判断 非金属性越强，单质的氧化性越强，其对应离子的还原性越弱。如：氧化性F2＞Cl2＞Br2＞I2＞S； 还原性S2—＞I—＞Br—＞Cl—＞F—。 ③根据氧化还原反应进行的方向以及反应条件或剧烈程度来判断 a.氧化性：氧化剂＞氧化产物。 b.还原性：还原剂＞还原产物。 c.不同氧化剂（还原剂）与同一还原剂（氧化剂）反应时，反应条件越易，氧化性（还原 性）越强。 如：根据浓盐酸分别与KMnO4、MnO2、O2反应的条件分别为常温、加热、催化剂并加热，由反应条件可以判断氧化剂的氧化性顺序为KMnO4 ＞MnO2 ＞O2。 d.不同氧化剂（还原剂）与同一还原剂（氧化剂）反应时，反应现象越剧烈，氧化性（还 原性）越强。 如：钠和钾分别与水反应时，钾更剧烈，所以还原性：K ＞Na ④根据原电池或电解池的电极反应判断 a.两种不同的金属构成原电池的两极，负极金属是电子流出的极，正极金属是电子流入的 极，其还原性：负极＞正极。 b.用惰性电极电解混合溶液时,在阴极先放电的阳离子的氧化性较强，在阳极先放电的阴 离子的还原性较强。 ⑤某些物质的氧化性或还原性与外界条件有关 a.温度：如浓硫酸具有强的氧化性，热的浓硫酸比冷的浓硫酸的氧化性更强。 b.浓度：如硝酸的浓度越高，氧化性越强。 c.酸碱性：如KMnO4的氧化性随酸性的增强而增强。 2.相等规律： 在任何氧化还原反应中，氧化剂得到电子的总数与还原剂失去电子的总数相等。此规律应用于解氧化还原反应的计算题、氧化还原反应方程式的配平。

高中化学必修一氧化还原反应

三氧化还原反应 一、五对概念 在氧化还原反应中，有五对既相对立又相联系的概念。它们的名称和相互关系是： 氧化还原反应的实质：电子的转移(电子的得失或共用电子对的偏移 口诀： 失电子，化合价升高，被氧化（氧化反应），还原剂； 得电子，化合价降低，被还原（还原反应），氧化剂； 二、物质氧化性或还原性强弱的比较: 氧化性→得电子性，得到电子越容易→氧化性越强 还原性→失电子性，失去电子越容易→还原性越强 由此，金属原子因其最外层电子数较少，通常都容易失去电子，表现出还原性，所以，一般来说，金属性也就是还原性；非金属原子因其最外层电子数较多，通常都容易得到电子，表现出氧化性，所以，一般来说，非金属性也就是氧化性。 1.‘两表’一规律‘ （1）根据金属活动性顺序表判断: 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。 （2）根据元素周期表来判断 ①同周期从左到右元素的非金属性逐渐增强，单质的氧化性逐渐增强 ②同主族从上到下元素的金属逐渐增强，单质的还原性逐渐增强 （3）根据元素周期律来判断 ①非金属对应的最高价水化物的酸性越强，对应单质的氧化性越强

如酸性：HClO4＞H2SO4＞H3PO4＞H2CO3＞H2SiO3 单质氧化性：Cl2＞S＞P＞C＞Si ②金属对应的最高价氧化物水化物的碱性越强，对应单质的还原性越强 如碱性：NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3 单质还原性：Na＞Mg＞Al 2.根据非金属活动性顺序来判断: 一般来说，越活泼的非金属，得到电子还原成非金属阴离子越容易，其阴离子失电子氧化成单质越难，还原性越弱。 3.根据氧化还原反应发生的规律来判断: 氧化还原反应可用如下式子表示： 规律：反应物中氧化剂的氧化性强于生成物中氧化产物的氧化性，反应物中还原剂的还原性强于生成物中还原产物的还原性。 4.根据反应条件来判断: 当氧化剂（还原剂）与同一还原剂（氧化剂)反应时，反应越容易进行，对应的氧化剂(还原剂)的氧化性(还原性)越强如MnO2和HCl(浓)反应需要加热才能进行，KMnO4和HCl(浓)反应不需加热就能进行，所以KMnO4的氧化性比MnO2强 5.根据反应剧烈程度来判断: （1）金属单质与水化合(酸)的剧烈程度越强，对应的单质的还原性越强，如Na与水反应非常剧烈，Mg与水反应要加热才看到有气泡产生，Al与水加热现象也不明显，所以还原性：Na ＞Mg ＞Al 6.根据同一物质被氧化或被还原的价态高低来判断: 在相同条件下，同一物质(变价单质元素)被氧化的价态越高，对应的氧化剂的氧化性越强，如：2Fe + Cl2 ?==2FeCl3 ，Fe + S?==FeS 氧化性：Cl2＞S 7.根据反应剧烈程度来判断: 同一元素，一般来说，化合价越高氧化性越高，元素处于最高价态，只有氧化性，化合价越低还原性越强；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，当遇较强还

氧化还原性强弱顺序

常见物质的氧化性还原性强弱顺序 一、顺序的由来及依据 学过氧化还原反应的强弱律之后，我们可以根据下列反应 ①2FeCl2+Cl2＝2FeCl3②2FeCl3+2HI＝I2+2FeCl2+2HCl ③I2+K2S＝S+2KI 判断氧化剂的氧化性由强到弱的顺序为Cl2＞Fe3+＞I2＞S 同样可以得出还原性由弱到强的顺序为Cl－

＋H2SO4可得，还原性I-

2.推测能否反应及产物 如①Fe3＋与I－可反应但不能与Cl－,Br－反应； ②浓H2SO4能干燥HCl但不能干燥HBr、HI、H2S; ③Fe与Cl2,Br2能生成FeCl3,FeBr3但与I2,S只能生成FeI2,FeS; ④能把Fe氧化成Fe3＋的有Cl2,HNO3,浓H2SO4,Br2但I2,S都只能把Fe 氧化成＋2价。 ⑤HNO3能氧化HBr,HI,H2S但不能氧化HCl 3.推测反应顺序 ①如少量Cl2通入到FeBr2,FeI2中的离子方程式就不同； ②把Fe投入到Fe2(SO4)3＋H2SO4＋CuSO4混合液中时相继发生的反应顺序。 4.判断氧化还原产物及书写氧化还原方程式 如书写KMnO4与SO2的方程式，应生成Mn2＋＋SO42－然后结合元素守恒判断出其它产物。 5.需要说明的问题：

化学氧化性与还原性

第2课时 氧化剂和还原剂 一 氧化还原反应的表示方法 氧化还原反应中伴有电子转移(得失或偏移)，试分析下述各氧化还原反应中电子转移情况如何？ (1)Fe ＋2HCl===FeCl 2＋H 2↑ (2)Fe 2O 3＋3CO=====△ 2Fe ＋3CO 2 答案 (1) (2) [归纳总结] 氧化还原反应的表示方法 (1)双线桥法：表示的是反应前后同一元素由反应物转化为生成物时电子转移的结果。双线桥法分析氧化还原反应的步骤： ①标出反应前后有化合价变化的元素的化合价； ②在反应物到生成物之间画一个线桥，箭头出发和指向的是有化合价变化的同一种元素； ③分析化合价的变化，找出反应中得失电子的总数(有价态变化的元素的一个原子转移的电子数×发生价态变化的原子个数)； ④将转移的电子数标在线桥上，并注明得失。如：

(2)单线桥法：表示的是反应前后不同元素原子的电子转移情况。单线桥法分析氧化还原反应的步骤： ①标出反应前后有化合价变化的元素的化合价； ②用线桥将反应物中失电子的元素和得电子的元素连接起来，箭尾指向失电子的元素，箭头指向得电子的元素。注意：线桥只在反应物中，不跨越“===”与生成物相连。 ③在线桥上注明电子转移的数目。注意：只写数目，不标得失。 如： 二氧化剂和还原剂 1．有关概念 (1)氧化剂是得到电子(或电子对偏向)的物质；还原剂是失去电子(或电子对偏离)的物质。 (2)氧化反应是元素化合价升高的反应；还原反应是元素化合价降低的反应。 (3)氧化性是氧化剂得到电子的能力或性质；还原性是还原剂失去电子的能力或性质。 (4)氧化产物是还原剂被氧化后所对应的产物；还原产物是氧化剂被还原后所对应的产物。 （5）氧化剂++氧化产物 氧化性：氧化剂大于氧化产物氧化剂大于还原剂 还原性：还原剂大于还原产物还原剂大于氧化剂 例：2KMnO4+16HCl=2KCl+2MnCl2+5Cl2 +8H2O 氧化性；KMnO4大于Cl2 还原性；HCl大于MnCl2 2．概念之间的关系 氧化还原反应中，氧化剂得到电子，所含元素的化合价降低，氧化剂发生还原反应，对应产物为还原产物；还原剂失去电子，所含元素的化合价升高，还原剂发生氧化反应，对应产物为氧化产物。3．中学阶段常用作氧化剂的物质有O2、Cl2、浓硫酸、硝酸、高锰酸钾、H2O2、FeCl3等。常用作还原剂的物质有活泼的金属单质如Al、Fe、Zn、Na等，以及C、H2、CO等。

高中一年级化学必修一氧化还原反应学案和练习试题

第三节氧化还原反应第一课时 【学习目标】 1、了解氧化还原反应的概念及判断反应是否是氧化还原反应的依据化合价的变化。 2、氧化还原反应的本质是电子的转移，能举例说明氧化还原反应在生产和生活中的应用。【重点难点】氧化还原反应的本质。 【知识梳理】 一、氧化还原反应的概念 在初中化学中，木炭还原氧化铜的化学方程式为____________________________，在这个反应中，氧化铜_______变为单质铜，发生了______反应，碳______氧变成了二氧化碳，发生了________反应。这两个过程是_______发生的，这样的反应称为氧化还原反应。 二、氧化还原反应的特征及判断分析 木炭与水蒸气在高温条件下反应的化学方程式为___________________________，氢气在加热条件下还原氧化铜的化学方程式为__________________________________。在上述两个反应中，不仅存在氧元素的得失，而且部分元素的__________发生了变化。铁与硫酸铜溶液反应的化学方程式为____________________________________________，在这一反应中，虽不存在氧元素的得失，但某些元素的__________发生了变化，这样的反应也称为氧化还原反应。因此我们可以说物质所含元素化合价________的反应是氧化反应，物质所含元素化合价______的反应是还原反应。凡是有__________________的化学反应都是氧化还原反应。所以氧化还原反应的特征是_________________________，这是判断氧化还原反应的基本依据。 化学反应的分类方法很多，若从反应物变为产物时元素的化合价是否发生了变化，可以分为两类。一类是元素的化合价有变化的反应，即_____________________，另一类是元素的化合价没有变化的反应，称为________________。 【练习1】下列反应属于氧化还原反应的是 A．Fe + 2HCl = FeCl2 + H2↑ B．NH4NO3N2O ↑+ 2H2O C．2NaHCO3Na2CO3 + H2O + CO2 D．2Na + Cl22NaCl E．Na 2O+ H2O2NaOH F．AgNO3 + HCl = Ag Cl↓+ HNO3 【思考】初中学过四种基本反应类型（化合、分解、置换、复分解），它们与氧化还原反应的关系如何？用图示表示出来。 三、氧化还原反应的实质 化学反应的实质是________________。从原子结构来看，原子核外的电子是____________。原子核外电子的排布，特别是____________与化学反应有密切关系。化合价的升降与_______密切相关。钠可以在氯气中燃烧，反应的化学方程式为

高一化学必修一氧化还原反应知识点

氧化還原反應 1、概念 定義：有電子轉移（得失或偏移）の反應就叫做氧化還原反應。 判斷の依據：化合價是否有變化 本質：有電子轉移（得失或偏移） 反應歷程：氧化還原反應前後，元素の氧化數發生變化。根據氧化數の升高或降低，可以將氧化還原反應拆分成兩個半反應：氧化數升高の半反應，稱為氧化反應；氧化數降低の反應，稱為還原反應。氧化反應與還原反應是相互依存の，不能獨立存在，它們共同組成氧化還原反應。 例1.下麵有關氧化還原反應の敘述正確の是 ( ) A.在反應中不一定所有元素の化合價都發生變化 B.肯定有一種元素被氧化，另一種元素被還原 C. 物質所含元素化合價升高の反應是還原反應 D.某元素從化合態變為游離態時，該元素一定被還原 【鞏固】判斷下列化學反應哪些是屬於氧化還原反應。 ⑴2Mg+O2点燃2MgO CaO+H2O=Ca(OH)2 ⑵2KMnO4△ K2MnO4+MnO2+O2↑Cu(OH)2△CuO+H2O ⑶C+2CuO高温2Cu+CO2Zn+H2SO4=ZnSO4+H2↑ ⑷2HCl+CaCO3=CaCl2+CO2↑+H2O KCl+AgNO3=AgCl↓+KNO3 ⑸3NO2+H2O=2HNO3+NO2H2S+SO2=3S+2H2O 氧化性：是指物質得電子の能力。處於高價態の物質一般具有氧化性。 還原性：是指物質失電子の能力，一般低價態の物質具有還原性。

【練習】1、指出下列氧化還原反應中の氧化劑、還原劑、氧化產物、還原產物。 ⑴4P+5O2点燃2P2O5⑵2KClO3催化剂 △ 2KCl+3O2 ⑶2KMnO4△K2MnO4+MnO2+O2↑⑷S+2KNO3+3C△2S+3CO2↑+N2↑⑸2H2S+SO2=3S+2H2O ⑹3NO2+H2O=2HNO3+NO ⑺4FeS2+11O2高温2Fe2O3+8SO2 ⑻Zn+2HCl=ZnCl2+H2↑MnO2+4HCl（濃）△MnCl2+Cl2↑+2H2O ⑼3Cu+8HNO3 （稀）=3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O 2.已知下列反應：①2Na+2H2O=2NaOH+H2↑②2F2+2H2O=4HF+O2 ③Cl2+H2O=HCl+HclO ④2NaCl+2H2O 电解 2NaOH+H2↑+Cl2↑⑤CaO+H2O=Ca(OH)2 ⑥CaCO3+H2O=Ca(HCO3)2 (1)其中水在反應中作氧化劑の反應是(填代號下同) . (2)其中水在反應中作還原劑の反應是 . (3)其中水在反應中既不作氧化劑也不作還原劑の反應是. 3.在K2Cr2O7+14HCl＝2KCl+2CrCl3+3Cl2↑+7H2O反應中，是氧化劑；是還原劑；元素被氧化；元素被還原；是氧化產物；是還原產物；電子轉移の總數是 . 3、氧化還原反應實質の表示方法 (1)雙線橋法 a、兩條線橋從反應物指向生成物，且對準同種元素 b、要標明"得"、"失"電子，且數目要相等。 c、箭頭不代表電子轉移の方向。 舉例： (2)電子轉移法即單線橋法 a、一條線橋表示不同元素原子得失電子の情況。 b、不需標明"得"、"失"電子，只標明電子轉移の數目。 c、箭頭表示電子轉移の方向。 d、單線橋箭頭從還原劑指向氧化劑。 舉例： 【鞏固】分別用雙線橋和單線橋表示下列氧化還原反應電子の轉移。 ⑴2Mg+O2点燃2MgO ⑵2KClO3MnO2 △ 2KCl+3O2 ⑶C+2CuO高温2Cu+CO2⑷Zn+H2SO4=ZnSO4+H2↑ 4、氧化還原反應與四種基本反應類型の關係 (1)置換反應都是氧化還原反應。 （2化合反應不都是氧化還原反應。有單質參加の化合反應是氧化還原反應。 （3分解反應不都是氧化還原反應，有單質生成の分解反應才是氧化還原反應。

氧化性还原性强弱比较习题

氧化还原反应（氧化性还原性强弱比较） A．基础训练 1.在3Cl2 +8NH3 =6NH4Cl +N2反应中，还原性最强的物质是( ) A、Cl2 B、NH3 C、NH4Cl D、N2 2.在反应KI +5KIO3 +3H2S =3I2 +3K2SO4 +3H2O 中，被氧化的碘元素和被还原的碘元素的质量比是 A、1：5 B、5：1 C、6：1 D、1：6 3.下列变化中，需加入氧化剂才能进行的是( ) A、Br－→Br2 B、Cr2O72－→Cr3＋ C、S2－→HS－ D、NO3－→NO 4.已知：2BrO3－+Cl2=Br2 +2ClO3－；5Cl2 +I2 +6H2O =2HIO3 +10HCl；ClO3－+5Cl－+6H+ =3Cl2+3H2O判断下列物质氧化能力强弱顺序为( ) A、ClO3－＞BrO3－＞IO3－＞Cl2 B、BrO3－＞Cl2＞ClO3－＞IO3－ C、BrO3－＞ClO3－＞Cl2＞IO3－ D、Cl2＞BrO3－＞ClO3－＞IO3－ 5.已知X2、Y2、Z2、W2四种物质的氧化能力为W2＞Z2＞X2＞Y2，下列氧化还原反应能发生的是 A、2NaW + Z2= 2NaZ + W2 B、2NaX + Z2 = 2NaZ + X2 C、2NaY + W2 = 2NaW + Y2 D、2NaZ + X2= 2NaX + Z2 6.用KClO3制氧气和用KMnO4制氧气，若制得相同质量的氧气，上述反应中转移的电子数之比为( ) A、1：1 B、1：2 C、2：1 D、2：3 7.在xR2＋+y H＋+O2 =m R3＋+n H2O 的离子反应中，m 的值为( ) A、2x B、4 C、y/2 D、2n 8.元素从化合物中被置换成单质时，该元素( ) A、一定被氧化 B、一定被还原 C、可能被氧化，也可能被还原 D、既不被氧化，也不被还原 B．提高训练9.下列反应需要加入氧化剂才能实现的( ) A、SO3→SO42－ B、HCl →Cl2 C、HCO3－→CO2↑ D、Cl2→C l O－ 10.根据硫元素的化合价判断，下列既有氧化性、又有还原性的物质是( ) A、SO2 B、H2S C、H2SO4 D、SO3 11.在3S+6KOH =2K2S +K2SO3 +3H2O 的反应中，被氧化的硫与被还原的硫的质量比( ) A、1∶3 B、3∶4 C、2∶1 D、1∶2 12.已知在某温度时发生如下3个反应：①C+CO2 =2CO；②C+H2O =CO +H2； ③CO +H2O =CO2 +H2，由此可判断在该温度下，C、CO、H2的还原性强弱顺序是( ) A、CO ＞C＞H2 B、CO＞H2＞C C、C＞H2＞CO D、C＞CO＞H2 13.下列反应中，水作氧化剂，且该反应属于置换反应的是( ) A、2Na + 2H2O = 2NaOH +H2↑ B、2F2 +2H2O = 4HF + O2 C、H2O+Cl2 =HCl =HClO D、2H2O2H2↑ +O2↑ 14.由相同条件下的三个反应：2A +B2 =2B +A2；2C +A2 =2A +C2；2B +D2 =2D +B2；可判断( ) A、氧化性：A2＞B2＞C2＞D2 B、还原性：C－＞A－＞B－＞D－ C、2A－+D2 =2D－+A2可进行 D、2C－+B2 =2B－+C2不能进行 15.对于反应14CuSO4 +5FeS2 +12H2O =7Cu2S +5FeSO4 +12H2SO4来说，下列结论正确的是( ) A、FeS2既是氧化剂，又是还原剂 B、只有CuSO4作氧化剂 C、被氧化的硫和被还原的硫质量比是3：7 D、被氧化的硫和被还原的硫质量比是1：1 16.现有下列三个反应：①2FeCl3+2KI=2FeCl2+2KCl+I2②2FeCl2+CL2=2FeCl3 ③2KMnO4+16HCl=2KCl+2MnCl2+5Cl2 +8H2O 若FeCl2溶液中含有I－杂质，氧化除去I－杂质可加入试剂( ) A、Cl2 B、盐酸 C、KMnO4 D、FeCl3

高中化学 氧化性还原性强弱的判断方法

怎么判断氧化性强弱 ? 1.根据化学方程式判断。2.根据元素周期表判断。3. 根据元素酸碱性强弱比较。4.根据原电池的电极反应判断，两种不同的金属构成的原电池的两极。负极金属是电子流出的极，正极金属是电子流入的极。其还原性：负极金属>正极金属。 ? 1.根据化学方程式判断（1）氧化剂（氧化性）+还原剂（还原性）。还原产物+氧化产物。氧化剂----还原产物。得电子，化合价降低，被还原，发生还原反应。还原剂---氧化产物。失电子，化合价升高，被氧化，发生氧化反应。氧化性：氧化剂>氧化产物。还原性：还原剂>还原产物。（2）可根据同一个反应中的氧化剂，还原剂判断。氧化性：氧化剂>还原剂。还原性：还原剂>氧化剂。 ? 2.根据元素周期表判断（1）同主族元素（从上到下）。非金属原子（或单质）氧化性逐渐减弱，对应阴离子还原性逐渐增强。金属原子还原性逐渐增强，对应阳离子氧化性逐渐减弱。（2）同周期主族元素（从左到右）。单质还原性逐渐减弱，氧化性逐渐增强。阳离子氧化性逐渐增强，阴离子还原性逐渐减弱。 ? 3.根据元素酸碱性强弱比较根据元素最高价氧化物的水化物酸碱性强弱比较。酸性越强，对应元素氧化性越强。碱性越强，对应元素还原性越强。 ? 4.根据原电池的电极反应判断 ?两种不同的金属构成的原电池的两极。负极金属是电子流出的极，正极金属是电子流入的极。其还原性：负极金属>正极金属。

氧化性、还原性强弱的比较 ?氧化性： ?是指物质得电子的能力。处于高价态的物质一般具有氧化性。 ?还原性： ?是指物质失电子的能力，一般低价态的物质具有还原性。 ?氧化性，还原性强弱的比较方法： ?(1)根据氧化还原反应方程式判断 ?氧化性：氧化剂的氧化性>氧化产物的氧化性 ?还原性：还原剂的还原性>还原产物的还原性 ?(2)根据金属（非金属）活动性顺序判断 ?①金属活动性顺序 ? ?②非金属活动性顺序 ? ?(3)根据与同一物质反应的难易（条件）判断： ?当不同氧化剂作用于同一还原剂时，如氧化产物价态相同，可根据反应条件高低来进行判断。 ?例： ? ? ?

氧化性还原性强弱的判断方法

氧化性还原性强弱的判 断方法 集团文件版本号：（M928-T898-M248-WU2669-I2896-DQ586-M1988）

氧化性，还原性强弱的判断方法 （一）根据氧化还原反应的方向判断? 氧化剂（氧化性）+还原剂（还原性）===还原产物+氧化产物? 氧化剂--得电子--化合价降低--被还原--发生还原反应--还原产物? 还原剂--失电子--化合价升高--被氧化--发生氧化反应--氧化产物? 氧化性：氧化剂>氧化产物? 还原性：还原剂>还原产物? 氧化性：氧化剂>还原剂还原性：还原剂>氧化剂 （二）根据元素活动性顺序比较? （1）金属活动顺序： K>Ca>Na>Mg>Al>Mn>Zn>Cr>Fe>Ni>Sn>Pb>(H)>Cu>Hg>Ag>Pt>Au? 从左到右，金属还原性逐渐减弱，对应阳离子氧化性逐渐增强 （2）非金属活动性顺序（常见元素）?：F---Cl---Br---I---S? 从左到右，原子（或单质）氧化性逐渐减弱，对应阴离子还原性增强? 氧化性：F 2>Cl 2 >Br 2 >Fe3+>I 2 >SO 2 >S 还原性：S2->SO 3 2->I->Fe2+>Br->Cl->OH->含氧 酸根>F- （三）根据反应条件判断，当不同氧化剂分别于同一还原剂反应时，如果氧化产物价态相同，可根据反应条件的难易来判断。反应越容易，该氧化剂氧化性就强。? （四）根据氧化产物的价态高低来判断? 当含有变价元素的还原剂在相似的条件下作用于不同的氧化剂时，可根据氧化产物价态的高低来判断氧化剂氧化性强弱。 （五）根据元素周期表判断? （1）同主族元素（从上到下）? 非金属原子（或单质）氧化性逐渐减弱，对应阴离子还原性逐渐增强。?

物质氧化性和还原性相对强弱的判断方法

物质氧化性和还原性相对强弱的判断方法 李瑞臣七台河市高级中学2006年3月 物质的氧化性、还原性的强弱与得失电子的难易程度有关，而与得失电子数目的多少无关。得电子能力越强，其氧化性就越强；而失电子能力越强，其还原性就越强。那么如何根据一些相关的信息判断物质氧化性和还原性相对强弱？可以从以下几个方面入手： 1．根据物质的活动性顺序进行判断： ①根据金属活动性顺序进行判断： K、Ca、Na、……、Zn、Fe、……、Cu、Hg、Ag 在金属活动性顺序表中，金属的位置越靠前，其还原性就越强；金属的位置越靠后，其阳离子的氧化性就越强。（注意：上面说的阳离子中Fe有+2、+3两种价态，其中+2价按正常位置排列，但+3铁的氧化性在Cu2+、Hg2+之间，即：氧化性Cu2+ < Fe3+ < Hg2+） ②根据非金属活动性顺序判断： 氧化剂的氧化性越强，则其对应的还原产物的还原性就越弱；还原剂的还原性越强，则其对应的氧化产物的氧化性就越弱。对单质而言，非金属单质的氧化性越强，对应阴离子的还原性越弱，非金属单质的氧化性越弱，对于阴离子的还原性越强；金属单质的还原性越强，对于阳离子的氧化性越弱，金属单质的还原性越弱，对于阳离子的氧化性越强。 2．根据化学方程式进行判断： 氧化性：氧化剂>氧化产物；

还原性：还原剂>还原产物。 例如：已知2FeCl2+Cl2=2FeCl3；2FeCl3+Cu=2FeCl2+CuCl2；则Fe3+、Cl2、Cu2+ 中氧化性由强到弱的顺序正确的是：Cl2＞Fe3+＞Cu2+ 3．根据氧化还原反应进行的难易程度（或剧烈程度）的不同进行判断：氧化还原反应越容易进行(表现为反应所需条件越简单)，则氧化剂的氧化性和还原剂的还原性就越强。 例如：2Na+2H2O＝2NaOH+H2↑，Mg+2H2O Mg(OH)2+H2↑ 前者比后者容易发生，可判断还原性：Na>Mg 再如：Cu+4HNO3(浓)=Cu(NO3)2+NO2↑+2H2O 3Cu+8HNO3(稀)=3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O 前者比后者反应剧烈，可判断氧化性：浓HNO3> 稀HNO3 4．根据使其它物质被氧化或被还原价态的不同进行判断 例如：Cu+Cl2CuCl2，2Cu+S Cu2S， 根据Cl2、S分别与Cu反应，使Cu被氧化的程度不同（Cu2+, Cu+），可判断出单质的氧化性：Cl2>S 5．根据元素的价态判断： 物质中元素具有最高价，则该元素只有氧化性；物质中元素具有最低价时，该元素只有还原性；物质中元素具有中间价时，该元素既有氧化性又有还原性。一般，对于同一种元素，价态越高，其氧化性就越强；价态越低，其还原性就越强（正价的卤素相反）。 例如：氧化性：Fe3+>Fe2+，H2SO4（浓）>H2SO3，（特例：HClO > HClO3 > HClO4） 还原性：Fe>Fe2+，S2->S>SO2 6．根据反应条件判断： 一般溶液的酸性越强或温度越高或浓度越大，则氧化剂的氧化性和还原剂的还原性就越强，反之则越弱。 如：①温度：氧化性热的浓H2SO4>冷的浓H2SO4 ②浓度：氧化性浓HNO3>稀HNO3；浓H2SO4>稀H2SO4 还原性浓盐酸>稀盐酸。 ③酸碱性：如KMnO4溶液的氧化性随溶液的酸性的增强而增强。一般来讲KMnO4、KCr2O7、KClO3氧化HCl中的Cl-，不能氧化NaCl中的Cl_。NO3-在酸 性条件下有强氧化性，氧化SO 32-、S2- 、Fe2+、I_ 。SO 3 2-、S2-在H+不共存。 当不同的氧化剂(或还原剂)作用于同一还原剂(或氧化剂)时，氧化产物(或还原产物)价态相同，可根据反应条件的难易进行判断，条件越简单，氧化性(或还原性)越强。 ①MnO2+4HCl(浓)MnCl2+Cl2↑+2H2O ②2KMnO4+16HCl(浓)=2KCl+2MnCl2+5Cl2↑+8H2O

【重点推荐】人教版高中化学必修一氧化还原反应

高中化学学习材料 （精心收集**整理制作） 【精品资源】临川一中新人教版化学必修1满分课堂--氧化还原反应 1.用化学方程式表示下列反应，并注明反应属于四种基本反应类型中的哪一种。 （1）三氧化硫跟水反应 （2）加热高锰酸钾制氧气 （3）氧化铁跟盐酸反应 （4）氧化铜跟铝在高温下生成氧化铝和铜 思路解析：基本反应类型是按反应物及生成物的基本形式来分类的，多种反应物生成一种产物为化合反应，反之为分解反应；一种单质与一种化合物反应生成一种新的单质和一种新的化合物称为置换反应，在溶液中离子间交换的反应则是复分解反应。 答案：（1）SO3+H2OH2SO4（化合反应） （2）2KMnO4△ K2MnO4+MnO2+O2↑（分解反应） （3）Fe2O3+6HCl2FeCl3+3H2O（复分解反应） （4）3CuO+2Al 高温 Al2O3+3Cu（置换反应） 2.下列不属于氧化还原反应的是（） A.3Cl2+6KOH====5KCl+KClO3+3H2O B.2NO2+2NaOH====NaNO3+NaNO2+H2O C.SnCl4+2H2O====SnO2+4HCl D.3CCl4+K2Cr2====2CrO2Cl2+3COCl2+2KCl 思路解析：分析一个化学反应是不是氧化还原反应，最常用的方法就是分析参加反应的元素中是否有化合价的变化。 答案：CD 3.氧化还原反应的实质是（） A.元素化合价发生变化 B.反应中有氧原子的得失 C.反应中有电子得失或电子的偏离 D.反应后生成新物质 思路解析：氧化还原反应的实质是元素的原子间有电子的得失或偏离。 答案：C 4.下列说法正确的是（） A.氧化还原反应的本质是元素化合价发生变化 B.还原剂是一种能够得到电子的物质 C.物质所含元素化合价升高的反应是还原反应 D.氧化反应和还原反应是同时发生的 思路解析：这是一组概念的考查，氧化还原反应的本质是元素原子间的电子得失或偏离；还原剂是在化学反应中失去了电子的物质；物质所含元素化合价升高的反应叫氧化反应。

氧化性、还原性强弱比较练习题

氧化性、还原性强弱比较练习题 1．（2014?浦东新区一模）反应Cu2++Zn→Cu+Zn2+可在溶液中进行完全，由该反应可判断Cu2+的氧化性强于（） A．Zn B．Cu C．Zn2+ D．Fe3+ 2.（2011?松江区模拟）在复杂体系中，确认化学反应先后顺序有利于解决化学问题．已知溶液中阳离子氧化性顺序为：Ag+＞Fe3+＞Cu2+＞H+＞Fe2+＞Na+，下列离子反应方程式错误的是（） A．2Ag++Fe→2Ag+Fe2+ B．2Fe3++Cu→Cu2++2Fe2+ C．2Fe3++3Zn→3Zn2++2Fe D．Cu2++2Na→Cu+2Na+ 3．下列对递变规律的描述正确的是（） A．氧化性：Na+＜K+＜Rb+＜Cs+ B．卤素氢化物的稳定性随核电荷数的递增依次增强 C．在卤素的氢化物中，HI的还原性最强 D．碱金属元素随核电荷数的递增，熔沸点依次升高 4．以下进行性质比较的实验，不合理的是（） A．比较Cu、Fe2+的还原性：铁加入硫酸铜溶液中 B．比较氯、溴单质的氧化性：溴化钠溶液中通入氯气 C．比较镁、铝金属性：氯化镁、氯化铝溶液中分别加入过量的NaOH溶液 D．比较碳、硫非金属性：测定同条件同物质的量浓度的Na2CO3、Na2SO4溶液的pH 5．已知反应：①2BrO3-+Cl2=Br2+2ClO3-②ClO3-+5Cl-+6H+=3Cl2+3H2O下列物质氧化能力强弱顺序正确的是（） A．ClO3-＞BrO3-＞Cl2 B．BrO3-＞Cl2＞C1O3- C．BrO3-＞ClO3-＞Cl2 D．Cl2＞BrO3-＞C1O3- 6．依据2Fe2++Cl2=2Fe3++2Cl，HClO+HCl=Cl2+H2O，2Fe3++Cu=2Fe2++Cu2+，Fe+Cu2+=Fe2++Cu 判断下列氧化剂的氧化性强弱顺序正确的是（） A．Fe3+＞HClO＞Cl2＞Fe2+＞Cu2+ B．HClO＞Cl2＞Fe3+＞Cu2+＞Fe2+ C．Cl2＞HClO＞Fe3+＞Cu2+＞Fe2+ D．Fe3+＞Cu2+＞Cl2＞HClO＞Fe2+ 7．已知：①2FeCl3+2KI=2FeCl2+2KCl+I2②2FeCl2+Cl2=2FeCl3，则下列微粒还原能力由大到小的顺序正确的是（） A．Fe2+＞Cl-＞I- B．I-＞Fe2+＞Cl- C．I-＞Cl-＞Fe2+ D．Cl-＞I-＞Fe2+ 8．Cl2、Br2、I2都具有氧化性，其氧化性Cl2＞Br2＞I2，Cl2能把溴从溴化物中置换出来，其余依此类推．向NaBr、NaI的混合液中，通入一定量氯气后，将溶液蒸干并充分灼烧，得

氧化性和还原性强弱的判断

氧化性和还原性强弱的判断 一、氧化性和还原性概念的判断方法 物质给出（失去）电子的性质称为还原性，还原剂是电子的给予体。物质接受（得到）电子的性质称为氧化性，氧化剂是电子的接受体。那么怎样才能判断物质能否给出或接受电子呢？由于给出或接受电子会引起化合价的变化，所以从物质中元素所处化合价高低就可以进行判断。规律是：元素处于最高价，不可能给出（失去）电子，只具有氧化性；元素处于最低价，不可能接受（得到）电子，只具有还原性；元素处于中间价态，既可能给出（失去）电子，又可能接受（得到）电子，故既有氧化性又有还原性，但反应时主要呈现一种性质。物质中若含有多种元素，其性质则是这些元素性质的综合体现。 例1. 下列变化需要加还原剂才能实现的是（ ） A M n O Mn B Cl Cl C H S SO D Fe Fe (422) 22 2-+-+→→→→ 分析：本题要求加还原剂才能实现，即物质本身作氧化剂，也就是说元素化合价从高价变为低价，不难发 现A 、D 选项是正确的。 二、氧化性和还原性强弱的判断依据 1. 根据元素在周期表中的位置确定 元素在周期表中越是位于左下方，其单质的还原性越强，其阳离子的氧化性越弱；元素在周期表中越是位于右上方，其单质的氧化性越强，其阴离子的还原性越弱。 2. 根据单质活动顺序确定 （1）金属活动性顺序（常见元素） 金属原子还原性（由强到弱）：K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au 对应阳离子氧化性（由弱到强）：K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn ++++++++223222 Pb H Cu Fe Hg Ag 2232++++++() （2）非金属活动顺序（常见元素） 非金属原子氧化性：F>Cl>Br>I>S 对应阴离子还原性：F Cl Br Fe I S ---+--<<<<<()22 3. 根据氧化还原方程式确定 通常情况下，氧化还原反应（电解除外）总是向着氧化性和还原性减弱的方向进行的——即“强强生弱弱”： 失电子，化合价升高，被氧化 强氧化剂+强还原剂→弱还原剂+弱氧化剂 （还原 产物）（氧化产物） 得电子，化合价降低，被还原 氧化性：氧化剂>氧化产物 还原性：还原剂>还原产物 这一规律正如较强的酸可以制取较弱的酸，较强的碱可以制取较弱的碱那样，较强的氧化剂可以制取较弱的氧化剂，较强的还原剂可以制取较弱的还原剂。

高中化学必修一氧化还原反应教案

学科教师辅导学案 教学内容 T ----- 氧化还原反应 】?化合反应：__________________________________________________________________________________________ 2. 分解反应：__________________________________________________________________________________________ 3. 直换反应：__________________________________________________________________________________________ 4. 复分解反应：________________________________________________________________________________________ 5. 各类反应各举一例，写出化学方程式。要求：均生成CO2 ①； ②； ③； ④o 考点一：氧化还原反应

1 .化学反应与元索化合价的变化 在某些化学反应中，元素得到电子,化合价；失去电子,化合价0元素化合价升高总数笠壬元素化合价降低的总数。 2. 定义：在反应过程中有元素的化学反应。 ①氧化反应：在氧化还原反应中，反应物所含某种或某些元素的反应称为氧化反应。 ②还原反应：在氧化还原反应中，反应物所含某种或某些元素的反应称为还原反应。 3. 氧化还原反应与四种基本反应类型的关系 【问题导思】 1、氧化反应或还原反应能单独存在吗? 2、氧化还原反应中元素化合价升高和降低总数有什么关系？ 3. 有单质参加或有单质生成的反应都是氧化还原反应吗？试举例说明。 5 .氧化还原反应概念的演变