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研究性学习教案化学反应分类的研究教学目标：1、培养学生概括、汇总与提炼的能力。 2、对所学知识化学反应类型、化学反应分类等相关知识进行巩固和深化，从面培养学生自我提炼和概括的能力。 3、初步培养学生书写课题研究案例或报告的能力。教学重点：如何书写课题研究案例或报告教学难点：归纳分析能力的培养方案设计：一、经验基础与课题的提出高一化学已经对物质的分类进行了系统的学习。在此基础上，学生对分类的过程、方法和意义已经有了初步的认识。分类即归类。在逻辑中，指把具有共同特点的个体对象归入一类，并把具有共同特点的类集合成类的思维过程和方法。通过分类，可以把无规律的事物分为有规律的，按照不同的特点分类事物，使事物更有规律！同时，学生在物质分类的学习经验基础上，已经懂得任何分类都要有标准（或依据），即便是对同一事物进行分类，如果分类的标准（或依据）不同，那么分类的结果是不一样的。随着学生所学化学知识的增多，从不同的角度对化学反应的认识也逐渐增多。如果能够用分类的思想进行概括、汇总与提炼，可以使众多概念变得条理化、清晰化。于是我们提出了化学反应分类的研究这一研究性学习课题，旨在通过学生对本课题的研究，一方面强化学生对化学反应的认识；另一方面提高学生的课题研究的综合能力。二、研究方向的指导首先明确分类标准对分类结果的决定做用，提示任何分类都要先以分类标准为指导：1、从反应物和生成物的种类及种数特点上分，可以把化学反应分为四大基本类型，即化合反应、分解反应、置换反应和复分解反应。化学合成：化合反应 简记为：A + B = C：二种以上元素或化合物合成一个复杂产物。（即由两种或两种以上的物质生成一种新物质的反应。） 化学分解：分解反应 简记为：A = B + C ：化合物分解为构成元素或小分子。 （即化合反应的逆反应。它是指一种化合物在特定条件下分解成两种或两种以上较简单的单质或化合物的反应。） 置换反应（单取代反应) 简记为：A+BC=B+AC ：表示额外的反应元素取代化合物中的一个元素。（即指一种单质和一种化合物生成另一种单质和另一种化合物的反应。） （置换关系是指组成化合物的某种元素被组成单质的元素所替代。置换反应必为氧化还原反应，但氧化还原反应不一定为置换反应。） 根据反应物和生成物中单质的类别，置换反应有以下4种情况： 较活泼的金属置换出较不活泼的金属或氢气 较活泼的非金属置换出较不活泼的非金属 非金属置换出金属 金属置换出非金属 复分解反应（双取代反应） 简记为：ABCD=ADCB ：在水溶液中（又称离子化的）两个化合物交换元素或离子形成不同的化合物。(即由两种化合物互相交换成分，生成另外两种化合物的反应。) 复分解反应的本质是溶液中的离子结合成难电离的物质（如水）、难溶的物质或挥发性气体，而使复分解反应趋于完成。酸、碱、盐溶液间发生的反应一般是两种化合物相互交换成分而形成的，即参加反应的化合物在水溶液中发生电离离解成自由移动的离子,离子间重新组合成新的化合物，因此酸、碱、盐溶液间的反应一般是复分解反应。复分解反应是离子或者离子团的重新组合，因为此类反应前后各元素的化合价都没有变化，所以复分解反应都不是氧化还原反应。2、从是否在水溶液中有离子参加或生成的角度，可将化学反应分为离子反应和非离子反应。有离子参加（或生成）的化学反应。离子反应的本质是某些离子浓度发生改变。常见离子反应多在水溶液中进行。根据反应原理，离子反应可分为复分解、盐类水解、氧化还原、络合4个类型；也可根据参加反应的微粒，分为离子间、离子与分子间、离子与原子间的反应等。极浓的电解质跟固态物质反应时，应根据反应的本质来确定是否属于离子反应。例如，浓硫酸跟铜反应时，表现的是硫酸分子的氧化性，故不属于离子反应；浓硫酸跟固体亚硫酸钠反应时，实际上是氢离子跟亚硫酸根离子间的作用，属于离子反应。此外，离子化合物在熔融状态也能发生离子反应.A、离子反应的概念在反应中有离子参加或有离子生成的反应称为离子反应。在中学阶段仅限于在溶液中进行的反应，可以说离子反应是指在水溶液中有电解质参加的一类反应。因为电解质在水溶液里发生的反应，其实质是该电解质电离出的离子在水溶液中的反应。 B、离子反应的特点离子反应的反应速率快，相应离子间的反应不受其它离子的干扰。 C、离子反应的类型（1）复分解反应在溶液中酸、碱、盐之间互相交换离子的反应，一般为非氧化还原反应。 （2）有离子参加的氧化还原反应置换反应的离子反应 金属单质与金属阳离子之间的置换反应，如Fe与CuSO4溶液的反应，实际上是Fe与Cu之间的置换反应。非金属单质与非金属阴离子之间的置换反应，如Cl2与NaBr溶液的反应，实际上是Cl2与Br之间的置换反应。 其它一些有离子参加的氧化还原反应 如MnO2与浓HCl反应制取Cl2；Cu与FeCl3溶液反应生成FeCl2、CuCl2；Cl2与NaOH溶液反应生成NaCl、NaClO和水等。 这些离子反应发生的条件是：比较强的氧化剂和较强的还原剂反应，生成氧化性较弱的氧化产物和还原性较弱的还原产物。因此掌握一些常见离子的氧化性或还原性的相对强弱，是判断这一类离子反应能否发生的重要依据。 （3）络合反应型：例如：Ag+2NH3Ag(NH3)2 离子反应本质：反应物的某些离子浓度减少。 离子反应发生条件 生成难溶的物质。如生成BaSO4、AgCl、CaCO3等。 生成难电离的物质。如生成CH3COOH、H2O、NH3H2O、HClO等。 生成挥发性物质。如生成CO2、SO2、H2S等。 只要具备上述三个条件中的一个，离子互换反应即可发生。这是由于溶液中离子间相互作用生成难溶物质、难电离物质、易挥发物质时，都可使溶液中某几种、自由移动离子浓度减小的缘故。若不能使某几种自由移动离子浓度减小时，则该离子反应不能发生。如KNO3溶液与NaCl溶液混合后，因无难溶物质、难电离物质、易挥发物质生成，Na、Cl、K、NO3浓度都不减少，四种离子共存于溶液中，故不能发生离子反应。 （1）非氧化还原型的离子反应条件： a离子交换型： 例如：Ag+ Cl= AgCl 离子交换后要有沉淀、气体、弱电解质三者之一生成才能发生反应。 b双水解反应型： 要生成更难溶解的物质或弱电解质才能发生离子反应。 c络合反应型： 例如：Ag+2NH3 Ag(NH3)2 生成比简单离子更稳定的络离子，离子反应才能进行。 （2）氧化还原型离子反应条件： 在电解质溶液中能满足“以强制弱”的氧化还原反应规律的反应，离子反应才能进行。 难点：离子在溶液中大量共存的规律。 即：向溶液中有关离子浓度减小的方向进行 判断原则：在溶液中所有离子之间不能发生任何类型的反应，否则离子不能共存。 （生成难电离的物质：H与OH;CH3COO与H；NH4与OH;H与F） （生成气体（挥发性物质）如：H与CO3²,S²,SO3²） 发生氧化还原: (H)KMnO4与I,S²Fe²与Fe³ 发生中和反应:Fe²,Al³,Cu²等是在溶液中显酸性的离子，OH,CO3² ;,HCO3,SO3²等在溶液里则显碱性，酸碱中和反应，则不可共存 强氧化性离子：MnO4 Cr2O7 ClO Fe² (H)NO3 强还原性离子：S² I Fe HS Sn S2O3 SO3² HSO3 因发生氧化还原反应无法大量共存 离子反应中，不可以拆开的物质有：单质、气体、沉淀、水、弱酸、弱碱、氧化物及绝大部分有机物（有机盐除外） 常见有色离子：Fe3+：棕黄色Fe2+：浅绿色Cu2+：蓝色MnO4-：紫色 典型双水解的条件;弱酸跟、弱碱根离子对应的酸碱容易从体系中脱离。即生成沉淀、气体或同时生成两种沉淀 D、 离子反应的书写（1）、定义：用实际参加反应的离子符号来表示离子反应的式子。 （2）、离子方程式的书写步骤：四步。 “一写”：首先以客观事实为依据写出反应的化学方程式； “二改”：把易溶于水、易电离物质改写成离子形式（最关键的一步）： “三删”：删去方程式两边未参加反应的离子； “四查”：检查离子方程式两边各元素的原子个数和电荷总数是否相等。 E离子方程式表示的意义： 离子方程式反映了离子反应的实质，它不仅能表示一定物质间的某个反应，而且可以表示同一类型的离子反应。 F离子反应的发生条件复分解型离子反应的条件离子反应器这类离子反应发生的条件与复分解反应的条件一致，分三种情况：（1）生成难溶的物质 （2）生成难电离的物质 常见的难电离的物质 反应规律：由强酸制弱酸，由强碱制弱碱。如： 盐酸Ca(ClO)2溶液HClOHClO 稀醋酸苯酚钠溶液CH3COOHC6H5OCH3COOC6H5OH NH4Cl溶液NaOH溶液NH4OHNH3H2O （3）生成挥发性物质 常见的挥发性物质有：SO2、CO2、NH3、H2S等。 其中SO2、CO2、NH3即是挥发性物质，也是难电离物质（H2SO4、H2CO3、 NH3H2O）进一步分解的产物，因此，从离子反应的本质上是相同的。 有些离子反应不是电解质在电离的条件下进行的，不能用离子方程式表示。如： 实验室制NH3，用固态铵盐与固体Ca(OH)2反应： 当有关离子浓度足够大时，生成微溶物的反应也能发生，常见的微溶物有CaSO4、Ag2SO4、MgCO3、Ca(OH)2等。 如：Ca2SO42CaSO4 由微溶物生成难溶物的反应也能发生，如：Ca(OH)2CO32CaCO32OH (微溶) (难溶) CaSO4CO32CaCO3SO42 (微溶)(难溶) 有离子参与的氧化还原反应的条件有些在溶液中进行的离子反应，是由于发生了氧化还原反应，使反应物的某些离子浓度减小。此类反应能否发生取决于有关离子的氧化性、还原性强弱，须满足由强变弱的原则，即由氧化性和还原性强的性质生成氧化性和还原性弱的物质。主要包括有离子参与的置换反应与其他有离子参与的氧化还原反应。 其他的离子反应，如盐类的水解、络合反应能发生的条件是反应物的某些离子结合成难电离的物质而引起反应物离子浓度的减小。 3、从反应中是否发生电子的转移（或是否有元素化合价的升降）的角度分为氧化还原反应和非氧化还原反应。氧化还原反应 (oxidation-reduction reaction, 也作redox reaction)是在反应前后元素的化合价具有相应的升降变化的化学反应。在反应过程中有元素化合价变化的化学反应叫做氧化还原反应。这种反应可以理解成由两个半反应构成，即氧化反应和还原反应。此类反应都遵守电荷守恒。在氧化还原反应里，氧化与还原必然以等量同时进行。两者可以比喻为阴阳之间相互依靠、转化、消长且互相对立的关系。有机化学中也存在氧化还原反应。氧化还原反应实质：发生了电子的转移。(即在离子化合物中是电子的得失，在共价化合物里是电子的偏离与偏向） 规律因为氧化还原反应中会发生电子转移，也就是元素的化合价会发生变化，可以得知： 复分解反应不是氧化还原反应 置换反应一定是氧化还原反应，化合和分解反应不一定是氧化还原反应。 有单质参加的化合反应一定是氧化还原反应感受氧化还原反应的实质有单质生成的分解反应一定是氧化还原反应，但有单质参与的反应不一定是氧化还原反应（如石墨变成金刚石）。复分解反应则一定不是氧化还原反应。 对于不属于上述四种基本反应类型的化学反应，有属于氧化还原反应的（例如一氧化碳还原氧化铜），也有不属于氧化还原反应的（例如氧气在一定条件下反应变成臭氧） 归中反应，歧化反应可以看作是特殊的氧化还原反应。 氧化反应： 还原剂（反应物）失e或共用电子对偏离化合价升高被氧化发生氧化反应生成氧化产物（具有还原性） 还原反应： 氧化剂（反应物）得e或共用电子对偏向化合价降低被还原发生还原反应生成还原产物（具有氧化性） 氧化还原反应的具体规律是： 1、守衡律：氧化还原反应中，得失电子总数相等，化合价升降总值守衡 2、强弱律：反应中满足：氧化性：氧化剂氧化产物 还原性：还原剂还原产物 3、价态律：元素处于最高价态，只具有氧化性；元素处于最低价态，只具有 还原性；处于中间价态，既具氧化性，又具有还原性 4、转化律：同种元素不同价态间发生归中反应时，元素的化合价只接近而不交叉，最多只能达到同种价态 5、优先律：在同一氧化还原反应中,氧化剂遇多种还原剂时,先和最强还原剂反应 永恒规律当某元素为最高价次时，它只能做氧化剂。 当某元素为最低价次时，它只能做还原剂。 当某元素为中间价次时，它既能做氧化剂，又能做还原剂迄今为止没有发现氟气(单质氟，即F2)具有还原性。 还原剂的还原性一定大于还原产物的还原性，氧化剂的氧化性一定大于氧化产物的氧化性。 概念反应的本质是电子有转移(或电子偏移），其特征为化合价的升降。化合价升高，即失电子的半反应是氧化反应；化合价降低，得电子的反应是还原反应。化合价升高的物质还原对方，自身被氧化，因此叫还原剂，其产物叫氧化产物；化合价降低的物质氧化对方，自身被还原，因此叫氧化剂，其产物叫还原产物。氧化还原反应的两个性质还原性：失电子的能力 氧化性；得电子的能力 例：一物质还原性很强=失电子的能力强 一个反应中，具有还原性的物质：1、还原剂2、还原产物 一个反应中，具有氧化性的物质：1、氧化剂2、氧化产物 金属性在本质上就是还原性，而还原性不仅仅表现为金属的性质。 非金属性在本质上就是氧化性，而氧化性不仅仅表现为非金属单质的性质。 一个粒子的还原性越强，表明它的氧化性越弱；粒子的氧化性越强，表明它的还原性越弱。 即在金属活动性顺序表中，排在前面的金属还原性强，排在后面的金属离子氧化性强 如：在元素周期表中，非金属性最强的非金属元素氟，它的氧化性最强，因此氟元素无正价。反之，金属性越强的元素，它的还原性也就越强。 一切氧化还原反应之中，还原剂的还原性还原产物的还原性 一切氧化还原反应之中，氧化剂的氧化性氧化产物的氧化性 还原性的强弱只与失电子的难易程度有关，与失电子的多少无关。 金属得电子不一定变为0价 例：2Fe+Cu=2Fe2+ + Cu2+，Fe3+Fe2+ 表示方法双线桥法表明反应前后同一元素原子间的电子转移情况 1.双线桥法的基本步骤 (1)标价态:正确标明氧化反应前后同一元素的化合价,判断其升降. (2)连双线:一条线由氧化剂中化合价降低的元素指向还原产物中的相应元素,另一条线由还原剂中化合价升高的元素指向氧化产物中的相应元素 (3)注得失:标出失去或得到的电子总数,注明该元素被氧化或被还原 2.注意事项 (1)箭头,箭尾指向化合价变化的同种元素 (2)必须注明得到或失去字样 (3)还原剂失去电子总数和氧化剂得到电子数总数相等 表示方法单线桥法表明反应前后不同元素原子间的电子转移情况 1.单线桥法的基本步骤 (1)标价态:正确标明氧化反应前后同一元素的化合价,判断其升降,进而确定得失电子的元素. (2)连单线:连接等式左边的氧化剂与还原剂,箭头指向氧化剂 (3)注得失:标出转移的电子的总数 2.注意事项 (1)不需标明得或失 (2)箭头表示电子转移的方向 配平方法电子守恒法1、配平原理 发生氧化还原反应时，还原剂失去电子、氧化剂得到电子。因为整个过程的本质好比是还原剂把电子给了氧化剂，在这一失一得之间，电子守恒。故根据还原剂失去电子的数目和氧化剂得到电子的数目相等，结合二者化合价的改变情况，可以分别把氧化剂、还原剂的计量数计算出来，这样整个氧化还原反应就顺利配平了。 2、方法和步骤 标出发生变化的元素的化合价，并确定氧化还原反应的配平方向。 在配平时，需要确定先写方程式那边物质的计量数。有时先写出方程式左边反应物的计量数，有时先写出方程式右边生成物的计量数。一般遵循这样的原则： 自身氧化还原反应 先配平生成物的计量数； 部分氧化还原反应 先配平生成物的计量数； 一般的氧化还原反应既可先配平生成物的计量数，也可先配平反应物的计量数。 列出化合价升降的变化情况。当升高或降低的元素不止一种时，需要根据不同元素的原子个数比，将化合价变化的数值进行叠加。 根据电子守恒配平化合价变化的物质的计量数。 根据质量守恒配平剩余物质的计量数。最终并根据质量守恒检查配平无误。 配平方法待定系数法1、配平原理 质量守恒定律告诉我们，在发生化学反应时，反应体系的各个物质的每一种元素的原子在反应前后个数相等。通过设出未知数（如x、y、z等均大于零）把所有物质的计量数配平，再根据每一种元素的原子个数前后相等列出方程式，解方程式（组）。计量数有相同的未知数，可以通过约分约掉。 2、方法和步骤 对于氧化还原反应，先把元素化合价变化较多的物质的计量数用未知数表示出来，再利用质量守恒把其他物质的计量数也配平出来，最终每一个物质的计量数都配平出来后，根据某些元素的守恒，列方程解答。 快速配平七步法: 步骤一:分析化合价升降 步骤二:交换升降价数的系数 步骤三:过桥(双线桥) 步骤四:找到没有参加氧化还原反应的元素,并加入系数中.除(氧、氢) 步骤五:配平氢 步骤六:检查氧是否平 步骤七:完善(加反应条件、加等号、加上下箭头、约公约数) 配平方法：化合价升降法 配平的注意事项1：“集合原子”应做到优先配平。 2：先拆后合的拆项配平法中，需要拆的项是那些在反应中化合价既升高又降低（既作氧化剂又作还原剂）的物质。 3：整体法配平法中，选择把哪第个化合价升降过程“捆绑”作为一个过程是关键，选择时一定要把在反应中存在固定物质的量之比的升降过程过程进行“捆绑”，不存在固定物质的量之比的升降过程就不能进行“捆绑”。如S+KNO3+CK2S+CO2+N2 4：离子反应配平：关键在于能否充分利用“电荷守恒” 5：缺项配平：注意两点：如果是化学后应方程式其缺项一般为：水、酸、碱。如果是离子反应方程式其缺项般为：水、H、OH。在离子反应方程式配平其缺项时如有两种可能如（H2O、H）或（H2O、OH），还应考虑离子共存的问题如： Cu+FeS2+囗_Cu2S+SO4+Fe+囗_ 可有两种选择：（14、5、12H2O、7、3、5、24H）或（14、