陈艺茗化学教案.doc

中小学1对1课外辅导专家 学 生 教 案 学生姓名： 陈艺茗 年级： 高三 科目： 化学 辅导教师： 王燕云 上课时间： 8：00-10:00 日期： 7月24日 上课章节：氧 化 还 原 反 应重难点：1. 掌握氧化还原反应的本质；2. 会比较物质氧化性、还原性的强弱。主要内容：一 化学反应的分类：(针对无机部分)两种分类1.四大基本反应类型:A + B = AB化合反应 AB = A + B分解反应 A + BC = AC + B置换反应 AB + CD = AD + BC复分解反应2.氧化反应与还原反应（此处将氧化还原反应分开）此时单纯从得氧与失氧来分类定义:物质得到氧的反应称之为氧化反应,物质失去氧的反应称为还原反应S + O2 = SO2氧化反应CuO+H2=Cu+H2O还原反应 下列反应一定属于氧化还原反应的是（ ）A化合反应B分解反应C置换反应D复分解反应二 氧化还原反应：a 有化合价升降的化学反应的是氧化还原反应几种简单的氧化还原反应：CuO + H2 = Cu + H2O 2CuO + C = 2Cu + CO2 H2O + C = H2 + COb(本质定义) 有电子转移（得失或偏移）的反应都是氧化还原反应化合价的升降是由于电子的转移的结果。例举：2H2+O2=2H2O 结合一、二谈谈化合反应、置换反应、分解反应、复分解反应与氧化还原反应的关系？（依靠图形记忆）氧化还原反应中应注意的几个问题：1、 氧化剂氧化性的强弱，不是看得电子的多少，而是看得电子的难易；还原剂还原性的强弱，不是看失电子的多少，而是看失电子的难易。eg：氧化性：浓HNO3稀HNO3 还原性：NaAl2、有新单质参加或生成的反应不一定是氧化还原反应eg：C(金刚石）= C（石墨）；3O2 = 2O3(放电）；P4(白磷) = 4 P（红磷）3、任何元素在化学反应中，从游离态变为化合态，或由化合态变为游离态，均发生氧化还原反应（比如置换反应，化合反应，分解反应）4、 置换反应一定是氧化还原反应，复分解反应一定不是氧化还原反应；有单质参加的化合反应和有单质生成的分解反应全部属于氧化还原反应。5、元素具有最高价的化合物不一定具有强氧化性！ eg. H3PO4 、H2SiO3(或H4SiO4) 两酸均无强氧化性但硝酸有强氧化性。三 氧化剂和还原剂：氧化剂：由此联想到O2 ，但是氧化剂并不只是单纯的氧气， 氧化剂的定义：得到电子的物质，在反应时所含元素的化合价降低氧化剂具有氧化性，但是其本身被还原。升失还、降得氧。例如：Fe + S = FeS CuO + H2 = Cu + H2O 16HCl(浓) + 2KMnO4 = 2KCl + 2MnCl2 + 8H2O 中的氧化剂与还原剂？ 有没有即可以作氧化剂又可以作还原剂的物质?电解水，过氧化氢的分解 在下列物质间相互变化中，需要加入氧化剂才能实现的是（ ）A B C D 在氧化还原反应：中，被氧化与被还原的硫原子数比是（ ）A12B21C1132四 几种特殊氧化还原反应（） 歧化反应: 在反应中，若氧化作用和还原作用发生在同一分子内部处于同一氧化态的元素上，使该元素的原子（或离子）一部分被氧化，另一部分被还原。这种自身的氧化还原反应称为歧化反应.2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2归中反应: 归中反应就是指同种元素的不同化合物发生氧化还原反应，那种元素的化合价向中间靠拢.2H2S + SO2 = 3S +2 H2O 自身氧化还原反应: 是指氧化剂和还原剂都是同一物质的氧化还原反应，反应时物质里的不同元素或相同元素间发生了电子转移,像歧化反应就是一种常见的自身氧化还原反应. 2KClO3 = 2KCl + 3O2区分：歧化是同一种元素，自身则可以是同一种元素被氧化还原，也可以是不同种元素被氧化还原。下列反应中，氧化与还原在同一元素中进行的是（ ）A BFe+CuSO4=FeSO4+CuC D自身氧化时CDA歧化是A五 、氧化还原反应的配平（）1 氧化还原反应的表示方法a 单线桥法: 反应物之间的电子转移-氧化剂与还原剂之间的电子转移，无需标注电子得失，只需标注转移KClO3 + 6HCl = KCl + 3Cl2 + 3H2Ob 双线桥法: 反应物到产物之间的电子转移-氧化剂与还原产物之间，还原剂与氧化产物之间.主要表示化合价的变化,电子的转移及反应类型KClO3 + 6HCl = KCl + 3Cl2 + 3H2O例题: Cu + H2SO4(浓) Cu (SO4)2 + SO2 + H2O NO2 + H2O HNO3 + NO 2氧化还原反应的配平（1） 常规配平法：化合价升降总数相等 举例： S + HNO3 H2SO4 + NO2 + H2Oa 标变价：标出氧化剂、还原剂、氧化产物，还原产物中变价元素的化合价b 求总数：求得失电子数的最小公倍数c 配化学计量数例（1）Cl2 + NaOH NaCl + NaClO + H2O（2） NO2 + H2O HNO3 + NO（3） KNO3 + C S K2S + NO2 + CO2（2）缺项配平法：主要利用元素守恒及电子得失守恒来求（缺项一般是水，氢离子，氢氧根离子）例：（1）锌和某浓度的HNO3反应时，若参加反应的锌与HNO3的物质的量之比为2：5，则HNO3的还原产物可能是（ ）A. NH4NO3 B. N2O C. NO D. NO2（2） KMnO4 HCl MnCl 2 Cl 2 H2O（3） 某一反应体系有反应物和生成物共五种物质：O2、H2CrO4、Cr(OH)3、H2O、H2O2。已知该反应中H2O2只发生如下过程：H2O2 O2 六 物质氧化性、还原性强弱比较方法（）1、依据元素周期表比较 氧 化 性 还 氧 原 化 性 性 还 原 性 注意：元素的非金属，金属性与物质的还原性和氧化性有一定的差别。如元素非金属性：OCL,但单质氧化性：CL2O22、利用金属活动顺序表进行比较K Ca Na Mg A l Zn Fe Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au还 原 性 K+ Ca2+ Na+ Mg2+ A l3+ Zn2+ Fe2+ Sn2+ Pb2+ (H+) Cu2+ Hg2+ Ag+ 氧 化 性 F2 Cl2 Br2 Fe3+ I2S 氧化性比较 Fe3+ + Fe = Fe2+ 比较Fe3+ Fe Fe2+的氧化性及还原性？ Fe3+ 与I2能否发生反应？ Fe3+能否与Br2发生反应？3、依据性质强弱规律通式比较：(见上规律一）氧化剂 + 还原剂 = 还原产物 + 氧化产物（较强氧化性） （较强 还原性） （弱还原性） （弱氧 化性）氧化性强弱： 氧化剂 氧化产物 还原性强弱： 还原剂 还原产物（产物之性小于剂）氧化剂的氧化性越强，其还原产物的还原性越_还原剂的还原性越强，其氧化产物的氧化性越_eg.判断MnO4-、Cl2、Fe3+、Cu2+、Fe2+氧化性强弱： Fe+CuSO4=FeSO4 +Cu 2Fe2+Cl2=2Fe3+2Cl- 2MnO4-+10Cl-+16H+=2Mn2+5Cl2 +8H2O Cu+2Fe3+= Cu2+ +2Fe2+则：上述几种微粒氧化性强弱顺序为_4、根据外界条件（如温度，浓度，溶液的酸碱度）： a温度eg. 氧化性：热浓 H2SO4 _ 冷 H2SO4 ； 还原性 热HCL_冷HCLb依据溶液的浓度比较eg. 氧化性：浓 H2SO4 _ H2SO4 ； 浓HNO3 _稀HNO3c酸碱度eg.KMnO4的氧化性随着溶液酸性的增强而增强。一般地，在酸性环境中，KMnO4还原产物是Mn2+，在中性环境中，KMnO4还原产物是MnO2，在碱性环境中，KMnO4还原产物是K2MnO4由不同氧化剂与相同还原剂反应生成相同物质，条件越容易，氧化性越强；由不同还原剂与相同氧化剂反应生成相同物质，条件越容易，还原性越强。eg. (1)2KMnO4+16HCl=KCl+2MnCl2+5Cl2+8H2O (反应条件：常温)(2)MnO2+4HCl=MnCl2+Cl2+2H2O (反应条件：)(3)4HCl+O2=2Cl2+2H2O (反应条件：CuCl2/450)氧化性： KMnO4_ MnO2 _ O2 (填“”、“I-Br-Cl-OH_（还原性）阴极：易得电子的先放电： AU3+Ag+Fe3+Hg2+Cu2+H+（氧化性）8、放能规律 M1 - ne-=M1n+；H1= -a kJ/mol (a0)(1)金属 M2 - ne-=M2n+；H2= -b kJ/mol (b0)若a b ，则还原性：M1_ M2即：相同条件下，失去相同电子数目的两种金属，放能大的还原性强 N1 + ne-=N1n；H1= -c kJ/mol (c0)(2)非金属 N2 + ne-=N2n；H2 = -d kJ/mol (d0) 若c d ，则氧化性：N1_N2即：相同条件下，得到相同电子数目的两种非金属，放能大的氧化性强eg. 已知两反应： 2A+Cl2=2ACl； H1 kJ/mol 2B+Cl2=2BCl； H2kJ/mol若H1H2 ，则：还原性A _ B G、Q、X、Y、Z五种物质均为氯的含氧化合物，现在不了解它们的化学式，但知道它们在一定条件下具有如下的氧化还原反应（未配平）：G Q + NaCl 这五种化合物中氯的化合价由低到高的顺序是（ ）AQ G Z Y XBG Y Q Z XCG Y Z Q XDZ X G Y Q 根据下列反应方程式，判断指定的四种物质的氧化性由强到弱的顺序正确的是（ ）(1)Cl22KI2KClI2 (2)2FeCl2Cl22FeCl3(3)2FeCl32HI2FeCl22HClI2 (4)H2SI22HISASI2Fe3+Cl2 BCl2Fe3+I2S CFe3+Cl2SI2 DCl2I2Fe3+S 下列反应中，能说明氯的氧化性比硫强的反应是（ ）ABH2SNaCl2SNa2HCl2+=+CD七 氧化还原反应规律1、性质强弱规律氧化剂 + 还原剂 = 还原产物 + 氧化产物（较强氧化性） （较强 还原性） （弱还原性） （弱氧 化性）氧化性强弱： 氧化剂 氧化产物 还原性强弱： 还原剂 还原产物2、电子守恒规律恒等关系式：氧化剂得电子总数 = 还原剂失电子总数 即： n（氧）N得e = n (还) N失eeg.已知下列变化过程中，0.2 mol RxO42-离子参加反应时共转移0.4 mol电子。 RxO42- + MnO4-+ H+ RO2 + Mn2+ + H2O（1）x=_；（2）参加反应的H+ 的物质的量为_。3、优先反应规律同一种氧化剂与不同的还原剂相遇，氧化剂优先与还原性强的物质反应；同一种还原剂与不同的氧化剂相遇，还原剂优先与氧化性强的物质反应。eg. （1）Cl2通入到含同浓度的S2-、Br-、I- 的溶液中； 反应次序：_（2）Fe与同含浓度的Ag+、Fe3+、Cu2+溶液中。反应次序：_4、价态规律 最高价：只具氧化性同种元素具有多种化合价 中间价：既具氧化性又具还原性最低价：只具还原性-1 0 +1 +3 +5 +7eg.含氯元素化合物：HCl、Cl2、HClO、HClO2、HClO3、HClO4-2 0 +4 +6含硫元素化合物：H2S、 S、 SO2、H2SO45、歧化反应规律同物质中同一价态的同一元素，部分价态升高，部分价态降低的反应叫歧化反应其规律是：中间价 高价 + 低价具有多种价态的元素（如Cl、S、N、P等元素）均可发生歧化反应eg. Cl 2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O 3S+6NaOH=2Na2S+Na2SO3 +3H2O 3NO2+H2O=2HNO3+NOP + NaOH + H2O- Na2HPO4 + PH3 (试配平此反应式）6、归中规律(不交叉规律)含同种元素不同价态的物质间发生氧化还原反应，其结果是两种价态只能相互靠近，或最多达到相同价态，而决不会出现高价变低，低价变高的交叉现象。eg1. 试配平下列反应式： KClO3 + HCl - KCl + Cl2 + H2O KClO3 + HCl (浓）- KCl + ClO2 +Cl2+ H2Oeg2.已知G、Q、X、Y、Z均为含氯的含氧化合物，我们不了解它们的化学式，但知道它们在一定条件下具有如下的转换关系（未