氧化还原反应教学设计(复习课)

1、学习必备欢迎下载氧化还原反应 教学设计 （复习课）【目标定位】考纲导引考点梳理1.了解氧化还原反应的本质是电子的转移。1.氧化还原反应。2.了解常见的氧化还原反应。2.电子转移的表示方法。3.常见的氧化剂和还原剂。【知识梳理】一、氧化还原反应概念1. 氧化还原反应：2. 氧化剂：还原剂：氧化产物：还原产物：3.氧化还原的实质：4.电子转移表示方法：二、氧化还原反应的规律及应用1. 表现性质规律同种元素具有多种价态时， 一般处于最高价态时只具有氧化性、 处于最低价态时只具有还原性、处于中间可变价时既具有氧化性又具有还原性。2. 性质强弱规律氧化性：氧化剂>还原剂还原性：还原剂>还原产

2、物3. 反应先后规律学习必备欢迎下载在浓度相差不大的溶液中， 同时含有几种还原剂时，若加入氧化剂， 则它首先与溶液中最强的还原剂作用；同理，在浓度相差不大的溶液中，同时含有几种氧化剂时，若加入还原剂，则它首先与溶液中最强的氧化剂作用。例如，向含有FeBr2 溶液中通入 Cl 2，首先被氧化的是 Fe2+4. 价态归中规律（此内容为选讲）含不同价态同种元素的物质间发生氧化还原反应时，该元素价态的变化一定遵循“高价低价 中间价 ”的规律。5. 电子守恒规律在任何氧化 还原反应中，氧化剂得电子 （或共用电子对偏向）总数与还原剂失电子（或共用电子对偏离）总数一定相等。三、氧化还原方程式的配平主要依据化

3、合价升降法：在氧化还原反应中升高的价数守恒。=降低的价数。其实质是得失电子的三、氧化还原的综合应用题【要点精解】一、氧化还原反应的本质及特征1. 氧化还原反应的定义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。 在氧化还原反应中，反应物所含元素化合价升高的反应称为氧化反应； 反应物所含元素化合价降低的反应称为还原反应。氧化反应和还原反应对立统一于一个氧化还原反应之中。2. 氧化还原反应的实质元素化合价的变化是电子转移的外观表现，电子转移是氧化还原反应的实质。3. 氧化还原反应的特征（判断依据）反应前后某些元素的化合价发生了变化。二、氧化剂和还原剂1. 氧化剂和还原剂的相关概念学习必备

4、欢迎下载氧化剂 : 得到电子 ( 所含某元素化合价降低 ) 的反应物；还原剂：失去电子（所含某元素化合价升高）的反应物。氧化反应：失去电子（或元素化合价升高）的反应；还原反应：得到电子（或元素化合价降低）的反应。氧化性：物质得到电子的能力或性质；还原性：物质失去电子的能力或性质。氧化产物：氧化产物是发生氧化反应的物质的生成物； 还原产物： 还原产物是发生还原反应的物质的生成物。说明：氧化剂和还原剂均是指反应物， 是一种化学物质，而不是指某一种元素；氧化剂具有氧化性，氧化剂本身被还原，即发生还原反应，转化为还原产物；还原剂具有还原性，还原剂本身被氧化，即发生氧化反应，转化为氧化产物2. 常见的氧

5、化剂和还原剂（ 1）重要的氧化剂：活泼非金属单质： F2 、 Cl 2、 Br 2 、I 2 、 O2、 O3高价氧化物： MnO2、PbO2、 Bi 2O5、 CO2（高温）高价态酸： HNO3、 HClO3、HClO4、浓 H2SO4高价态盐： KNO3（ H+）、 KMnO4（酸性、中性、碱性）、 KClO3 、FeCl3 、K2Cr2O7（酸性、中性、碱性）过氧化物： H2O2、Na2O2、 CaO2、 BaO2 、 K 2O2其它： HClO、 NaClO、漂白粉、 NO2、KO2弱氧化剂：能电离出H+的物质、银氨溶液、新制的Cu(OH)2（ 2）重要的还原剂：金属单质： IA 、I

6、IA 、金属活动性顺序表靠前的金属非金属单质： H2、 C、 Si变价元素中元素低价态氧化物：SO2、CO变价元素中元素低价态的酸、阴离子:H2S、 S2 、HI 、I、浓、HS、HBr、Br-233-HCl、 Cl、HSO 、HSO变价元素中元素低价态时的盐、碱:Na2SO3、 Na2S、FeSO4、Na2S2O3、Fe(OH)2学习必备欢迎下载其它： S、 Sn2+、NH33. 氧化还原反应氧化还原反应与四种基本类型反应之间的关系化合反应：有单质参加的是氧化还原反应。分解反应：有单质生成的是氧化还原反应。置换反应：全部是氧化还原反应。复分解反应：都是非氧化还原反应。氧化还原反应的基本类型：

7、(1) 自身氧化还原反应：同一种物质的分子内，同种元素 ( 不同价态 ) 或不同种元素的原子 ( 离子 ) 之间发生电子转移的氧化还原反应。说明：自身氧化还原反应中氧化剂和还原剂必须是同一种物质。(2) 歧化反应：同一种物质分子内同一种元素同一价态的原子 ( 或离子 ) 发生电子转移的氧化还原反应。如：C12 + 2NaOH = 2NaCl + NaCl0 + H203N02 + H20 = 2HN03 + NO说明：歧化反应是自身氧化还原反应的特例； 歧化反应的特点： 某元素的中间价态在适宜条件下同时向较高和较低价态转化。(3) 归中反应：同种元素由不同价态 ( 高价态和低价态 ) 转变为中

8、间价态的氧化还原反应。如：6HCl+KCl03KCl+3C12+3H202FeCl 3+Fe3FeCl22H 2S+S02=3S+2H0(4) 部分氧化还原反应：不同物质之间，部分被氧化或部分被还原的氧化还原反应。Mn02+4HCl(浓)=MnCl2 +2H0+C124. 电子转移的表示方法学习必备欢迎下载（ 1）单线桥法。从被氧化（失电子，化合价升高）的元素指向被还原（得电子，化合价降低） 的元素，标明电子数目， 不需注明得失。 例：MnO2+ 4HCl（浓） = MnCl2+Cl2 +2HO（ 2）双线桥法。得失电子分开注明，从反应物指向生成物（同种元素）注明得失及电子数例： MnO2+4

9、HCl（浓） = MnCl2+Cl2 +2HO说明：注意两类特殊的化学反应。歧化反应， 同种元素同价态在反应中部分原子化合价升高，部分原子化合价降低。例：3Cl 2+6KOH = KClO3+5KCl+3H2O归中反应。不同价态的同种元素的原子在反应中趋于中间价态， 解此类题最好将该元素的不同价态用数轴标出，变化的区域只靠拢，不重叠。三、氧化还原反应的一般规律1. 性质强弱的规律氧化性强弱顺序是： 氧化剂氧化产物； 还原性强弱顺序是： 还原剂还原产物。2. 守恒规律化合价有升必有降， 电子有得必有失 对于一个完整的氧化还原反应， 化合价升高总数与降低总数相等，失电子总数（或共用电子对偏离）与得

10、电子总数（或共用电子对偏向）相等。3. 价态表现性质的规律元素处于最高价，只有氧化性；元素处于最低价，只有还原性；元素处于中间价态，既有氧化性又有还原性，但主要呈现一种性质；物质若含有多种元素，其性质是这些元素性质的综合体现。 简单表述为“高价氧化低价还，中间价态两头转” 。4. 转化规律氧化还原反应中， 以元素相邻价态间的转化最容易； 同种元素不同价态之间的氧化反应，化合价的变化遵循“只靠拢，不交叉”（即价态归中）；同种元素相邻价态间不发生氧化还原反应。即是 : 歧化律处于中间价态的元素同时升降 ; 归中律同种元素不同价态反应时， 化合价向中间靠拢， 且一般符合邻位转化和互不换位规律。学习必

11、备欢迎下载5. 反应先后的一般规律在浓度相差不大的溶液中， 同时含有几种还原剂时， 若加入氧剂， 则它首先与溶液中还原性最强的还原剂作用；同理，同时含有几种氧化剂时，若加入还原剂，则它首先与溶液中氧化性最强的氧化剂作用。说明 : 越易失电子的物质，失后就越难得电子；越易得电子的物质，得后就越难失电子。四、氧化还原反应的应用：（ 1）氧化性、还原性强弱的判断1. 氧化性、还原性的强弱取决于得、失电子的难易程度，与得、失电子数目的多少无关。如： Na - Na +, Al 3 Al 3，但 Na比 Al 活泼，失去电子的能力强，所以 Na 比 Al 的还原性强。从元素的价态考虑：最高价态只有氧化性

12、，如Fe3 、H2SO4、KMnO4等；最低价态只有还原性，如金属单质、Cl 、 S2 等；中间价态既有氧化性又有还原性，如Fe2 、S、Cl 2 等2. 常用判断方法(1) 依据元素在同期表的位置判断从左到右：金属单质的还原性依次减弱，非金属单质的氧化性逐渐加强。从上到下：金属单质的还原性依次增强，非金属单质的氧化性逐渐减弱。单质氧化性： F2Cl 2Br 2I 2 S离子还原性： S2 I Br Cl F单质还原性： NaMgAl3+2+离子氧化性： Al Mg Na(2) 根据金属的活动性顺序表来判断(3) 通过氧化还原反应比较：氧化剂还原剂=氧化产物还原产物氧化性：氧化剂氧化产物还原性

13、：还原剂还原产物学习必备欢迎下载(4) 通过与同一物质反应的产物比较：如： 2Fe+3Cl2 =2FeCl3 ，Fe+S = FeS ，可得出氧化性 Cl 2 S。(5) 反应原理相似的不同反应中， 反应条件要求越低， 说明氧化剂或还原剂越强。如卤素单质与 H 的反应，按 F 、Cl 、 Br、 I2的顺序反应越来越难，反应条件要2222求越来越高，则可得出氧化性F2 Cl 2 Br2I2 。(6) 对同一元素而言，一般价态越高，氧化性越强，如 Fe3 Fe2 Fe；价态越低，氧化性越弱， 如 S2 SSO2。（特例： 氧化性 HClOHClO2HClO3HClO4 ）(7) 据原电池电极：负

14、极金属比正极金属活泼（还原性强）；据电解池中放电顺序，先得（或失）电子者氧化性（或还原性）强，其规律为：阳离子得电子顺序（即氧化性强弱顺序） ：参考中规律。阴离子失电子顺序（即还原性强弱顺序） ：2-2-等。S>I>Br>Cl >OH>NO、 SO34说明：氧化性与还原性受外界因素的影响。温度：温度高时，氧化剂的氧化性和还原剂的还原性均增强。如浓 H2 SO4具有强氧化性，热的浓 H2 SO4比冷的浓 H2SO4 氧化性要强。浓度：浓度大时，氧化剂的氧化性和还原剂的还原性均增强。如浓 H2 SO4具有强氧化性，稀硫酸只有 H+显示弱氧化性。酸碱性：如 KMnO4的

15、氧化性随溶液酸性的增强而增强。在酸性环境中， KMnO4的还2 原产物为 Mn ；在中性环境中， KMnO4的还原产物为 MnO2；在碱性环境中， KMnO4 的还原产物为 K2 MnO4 。在使用高锰酸钾作为氧化剂检验或除杂一些还原性物质时，为了现象明显，反应快速。往往使用酸性高锰酸钾溶液。（ 2）氧化还原反应的相关计算原理是：氧化剂得到的电子总数等于还原剂失去的电子总数。说明：解这类题目不必都写出完整并配平的氧化还原反应方程式， 关键是抓住本质，厘清得失相等的关系。（ 3）氧化还原反应方程式的配平1. 配平的原则(1) 电子守恒：氧化还原反应过程中，氧化剂得电子总数目等于还原剂失电子总数目

16、，即：“电子得失数相等”“化合价升降数相等”。(2) 质量守恒：反应前后各元素的原子个数相等。(3) 电荷守恒：对于离子方程式，等式两边“电荷总数相等”。学习必备欢迎下载2. 配平的思路一般分两部分 : 第一部分是氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物之间的配平化合价升降相等或电子得失数相等； 第二部分是用观察法配平其他物质的化学计量数。3. 常见配平方法(1) 化合价升降法 ( 即电子得失法或氧化数法 )这类方法既可以配平分子反应式 , 也可以配平离子反应式 , 它是氧化还原反应的一般配平方法。化合价升降法的配平步骤是：写出反应物和生成物的化学式，分别标出变价元素的化合价，得出升降数目。使化合价升高与化合价降低的总数相等（求最小公倍数法）。用观察的方法配平其它物质的化学计算数（包括部分未被氧化或还原的原子（原子团）数通过观察法增加到有关还原剂或氧化剂的化学计量数上） ，配平后把单线改成等号。该基本步骤可简记作：划好价、列变化、求总数、配化学计量数。(2) 离子 - 电子法 ( 半反应法 )此方法是将反应