氧化還原反應(yīng)教學(xué)設(shè)計復(fù)習(xí)課.doc

氧化還原反應(yīng)教學(xué)設(shè)計（復(fù)習(xí)課）王金珠【目標(biāo)定位】考綱導(dǎo)引考點梳理1.了解氧化還原反應(yīng)的本質(zhì)是電子的轉(zhuǎn)移。2.了解常見的氧化還原反應(yīng)。1.氧化還原反應(yīng)。2.電子轉(zhuǎn)移的表示方法。3.常見的氧化劑和還原劑?！局R梳理】一、氧化還原反應(yīng)概念1. 氧化還原反應(yīng)： 2. 氧化劑： 還原劑： 氧化產(chǎn)物： 還原產(chǎn)物： 3.氧化還原的實質(zhì)： 4.電子轉(zhuǎn)移表示方法： 二、氧化還原反應(yīng)的規(guī)律及應(yīng)用1. 表現(xiàn)性質(zhì)規(guī)律同種元素具有多種價態(tài)時，一般處于最高價態(tài)時只具有氧化性、處于最低價態(tài)時只具有還原性、處于中間可變價時既具有氧化性又具有還原性。2. 性質(zhì)強弱規(guī)律氧化性：氧化劑還原劑 還原性：還原劑還原產(chǎn)物3. 反應(yīng)先后規(guī)律在濃度相差不大的溶液中，同時含有幾種還原劑時，若加入氧化劑，則它首先與溶液中最強的還原劑作用；同理，在濃度相差不大的溶液中，同時含有幾種氧化劑時，若加入還原劑，則它首先與溶液中最強的氧化劑作用。例如，向含有FeBr2溶液中通入Cl2，首先被氧化的是Fe2+4. 價態(tài)歸中規(guī)律含不同價態(tài)同種元素的物質(zhì)間發(fā)生氧化還原反應(yīng)時，該元素價態(tài)的變化一定遵循“高價低價中間價”的規(guī)律。5. 電子守恒規(guī)律在任何氧化還原反應(yīng)中，氧化劑得電子（或共用電子對偏向）總數(shù)與還原劑失電子（或共用電子對偏離）總數(shù)一定相等。三、氧化還原方程式的配平主要依據(jù)化合價升降法：在氧化還原反應(yīng)中升高的價數(shù)=降低的價數(shù)。其實質(zhì)是得失電子的守恒。三、氧化還原的綜合應(yīng)用題【要點精解】一、氧化還原反應(yīng)的本質(zhì)及特征1.氧化還原反應(yīng)的定義在反應(yīng)過程中有元素化合價變化的化學(xué)反應(yīng)叫做氧化還原反應(yīng)。在氧化還原反應(yīng)中，反應(yīng)物所含元素化合價升高的反應(yīng)稱為氧化反應(yīng)；反應(yīng)物所含元素化合價降低的反應(yīng)稱為還原反應(yīng)。氧化反應(yīng)和還原反應(yīng)對立統(tǒng)一于一個氧化還原反應(yīng)之中。2.氧化還原反應(yīng)的實質(zhì) 元素化合價的變化是電子轉(zhuǎn)移的外觀表現(xiàn)，電子轉(zhuǎn)移是氧化還原反應(yīng)的實質(zhì)。3. 氧化還原反應(yīng)的特征（判斷依據(jù)）反應(yīng)前后某些元素的化合價發(fā)生了變化。二、氧化劑和還原劑1.氧化劑和還原劑的相關(guān)概念氧化劑:得到電子(所含某元素化合價降低)的反應(yīng)物；還原劑：失去電子（所含某元素化合價升高）的反應(yīng)物。氧化反應(yīng)：失去電子（或元素化合價升高）的反應(yīng)；還原反應(yīng)：得到電子（或元素化合價降低）的反應(yīng)。氧化性：物質(zhì)得到電子的能力或性質(zhì)；還原性：物質(zhì)失去電子的能力或性質(zhì)。氧化產(chǎn)物：氧化產(chǎn)物是發(fā)生氧化反應(yīng)的物質(zhì)的生成物；還原產(chǎn)物：還原產(chǎn)物是發(fā)生還原反應(yīng)的物質(zhì)的生成物。說明：氧化劑和還原劑均是指反應(yīng)物，是一種化學(xué)物質(zhì)，而不是指某一種元素；氧化劑具有氧化性，氧化劑本身被還原，即發(fā)生還原反應(yīng)，轉(zhuǎn)化為還原產(chǎn)物；還原劑具有還原性，還原劑本身被氧化，即發(fā)生氧化反應(yīng)，轉(zhuǎn)化為氧化產(chǎn)物2.常見的氧化劑和還原劑（1）重要的氧化劑：活潑非金屬單質(zhì)：F2 、 Cl2、 Br2 、I2 、 O2、O3高價氧化物：MnO2、PbO2、 Bi2O5、 CO2（高溫）高價態(tài)酸：HNO3、HClO3、HClO4、濃H2SO4高價態(tài)鹽：KNO3（H+）、 KMnO4（酸性、中性、堿性）、 KClO3、FeCl3、K2Cr2O7（酸性、中性、堿性）過氧化物：H2O2、Na2O2、 CaO2、 BaO2、 K2O2其它：HClO、NaClO、漂白粉、NO2、KO2 弱氧化劑：能電離出H+的物質(zhì)、銀氨溶液、新制的Cu(OH)2（2）重要的還原劑：金屬單質(zhì)：IA、IIA、金屬活動性順序表靠前的金屬非金屬單質(zhì)：H2、C、Si變價元素中元素低價態(tài)氧化物：SO2、CO變價元素中元素低價態(tài)的酸、陰離子:H2S、 S2、HS、HBr、Br、HI、I、濃HCl、Cl-、H2SO3 、HSO3-變價元素中元素低價態(tài)時的鹽、堿:Na2SO3、Na2S、FeSO4、Na2S2O3、Fe(OH)2其它：S、Sn2+、NH33. 氧化還原反應(yīng)氧化還原反應(yīng)與四種基本類型反應(yīng)之間的關(guān)系化合反應(yīng)：有單質(zhì)參加的是氧化還原反應(yīng)。分解反應(yīng)：有單質(zhì)生成的是氧化還原反應(yīng)。置換反應(yīng)：全部是氧化還原反應(yīng)。復(fù)分解反應(yīng)：都是非氧化還原反應(yīng)。氧化還原反應(yīng)的基本類型：(1)自身氧化還原反應(yīng)：同一種物質(zhì)的分子內(nèi)，同種元素(不同價態(tài))或不同種元素的原子(離子)之間發(fā)生電子轉(zhuǎn)移的氧化還原反應(yīng)。說明：自身氧化還原反應(yīng)中氧化劑和還原劑必須是同一種物質(zhì)。(2)歧化反應(yīng)：同一種物質(zhì)分子內(nèi)同一種元素同一價態(tài)的原子(或離子)發(fā)生電子轉(zhuǎn)移的氧化還原反應(yīng)。如： C12 + 2NaOH = 2NaCl + NaCl0 + H20 3N02 + H20 = 2HN03 + NO說明：歧化反應(yīng)是自身氧化還原反應(yīng)的特例；歧化反應(yīng)的特點：某元素的中間價態(tài)在適宜條件下同時向較高和較低價態(tài)轉(zhuǎn)化。(3)歸中反應(yīng)：同種元素由不同價態(tài)(高價態(tài)和低價態(tài))轉(zhuǎn)變?yōu)橹虚g價態(tài)的氧化還原反應(yīng)。如：6HCl+KCl03KCl+3C12+3H20 2FeCl3+Fe3FeCl2 2H2S+S02=3S+2H20(4)部分氧化還原反應(yīng)：不同物質(zhì)之間，部分被氧化或部分被還原的氧化還原反應(yīng)。 Mn02+4HCl(濃)=MnCl2+2H20+C12 4. 電子轉(zhuǎn)移的表示方法（1）單線橋法。從被氧化（失電子，化合價升高）的元素指向被還原（得電子，化合價降低）的元素，標(biāo)明電子數(shù)目，不需注明得失。例：2e-MnO2+4HCl（濃）MnCl2+Cl2+2H2O （2）雙線橋法。得失電子分開注明，從反應(yīng)物指向生成物（同種元素）注明得失及電子數(shù)得2e-失2e-MnO2+4HCl（濃）MnCl2+Cl2+2H2O失5e得5e注意兩類特殊的化學(xué)反應(yīng)。歧化反應(yīng)，同種元素同價態(tài)在反應(yīng)中部分原子化合價升高，部分原子化合價降低。例：3Cl2+6KOHKClO3+5KCl+3H2O 失5e-得5e-歸中反應(yīng)。不同價態(tài)的同種元素的原子在反應(yīng)中趨于中間價態(tài)，解此類題最好將該元素的不同價態(tài)用數(shù)軸標(biāo)出，變化的區(qū)域只靠攏，不重疊。例：KClO3+6HCl3Cl2+ 6KCl +3H2O 三、氧化還原反應(yīng)的一般規(guī)律1. 性質(zhì)強弱的規(guī)律氧化性強弱順序是：氧化劑氧化產(chǎn)物；還原性強弱順序是：還原劑還原產(chǎn)物。2.守恒規(guī)律化合價有升必有降，電子有得必有失對于一個完整的氧化還原反應(yīng)，化合價升高總數(shù)與降低總數(shù)相等，失電子總數(shù)（或共用電子對偏離）與得電子總數(shù)（或共用電子對偏向）相等。3.價態(tài)表現(xiàn)性質(zhì)的規(guī)律元素處于最高價，只有氧化性；元素處于最低價，只有還原性；元素處于中間價態(tài)，既有氧化性又有還原性，但主要呈現(xiàn)一種性質(zhì)；物質(zhì)若含有多種元素，其性質(zhì)是這些元素性質(zhì)的綜合體現(xiàn)。簡單表述為“高價氧化低價還，中間價態(tài)兩頭轉(zhuǎn)”。4.轉(zhuǎn)化規(guī)律氧化還原反應(yīng)中，以元素相鄰價態(tài)間的轉(zhuǎn)化最容易；同種元素不同價態(tài)之間的氧化反應(yīng)，化合價的變化遵循“只靠攏，不交叉”（即價態(tài)歸中）；同種元素相鄰價態(tài)間不發(fā)生氧化還原反應(yīng)。即是:歧化律處于中間價態(tài)的元素同時升降;歸中律同種元素不同價態(tài)反應(yīng)時，化合價向中間靠攏，且一般符合鄰位轉(zhuǎn)化和互不換位規(guī)律。5. 反應(yīng)先后的一般規(guī)律在濃度相差不大的溶液中，同時含有幾種還原劑時，若加入氧劑，則它首先與溶液中還原性最強的還原劑作用；同理，同時含有幾種氧化劑時，若加入還原劑，則它首先與溶液中氧化性最強的氧化劑作用。說明:越易失電子的物質(zhì)，失后就越難得電子；越易得電子的物質(zhì)，得后就越難失電子。四、氧化還原反應(yīng)的應(yīng)用：（1）氧化性、還原性強弱的判斷1.氧化性、還原性的強弱取決于得、失電子的難易程度，與得、失電子數(shù)目的多少無關(guān)。如：Na - Na+, Al3Al3，但Na比Al活潑，失去電子的能力強，所以Na比Al的還原性強。從元素的價態(tài)考慮：最高價態(tài)只有氧化性，如Fe3、H2SO4、KMnO4等；最低價態(tài)只有還原性，如金屬單質(zhì)、Cl、S2等；中間價態(tài)既有氧化性又有還原性，如Fe2、S、Cl2等2.常用判斷方法(1)依據(jù)元素在同期表的位置判斷從左到右：金屬單質(zhì)的還原性依次減弱，非金屬單質(zhì)的氧化性逐漸加強。從上到下：金屬單質(zhì)的還原性依次增強，非金屬單質(zhì)的氧化性逐漸減弱。單質(zhì)氧化性：F2Cl2Br2I2S離子還原性：S2IBrClF單質(zhì)還原性：NaMgAl離子氧化性：Al3+Mg2+Na+(2)根據(jù)金屬的活動性順序表來判斷(3)通過氧化還原反應(yīng)比較：氧化劑還原劑 = 氧化產(chǎn)物還原產(chǎn)物氧化性：氧化劑氧化產(chǎn)物 還原性：還原劑還原產(chǎn)物(4)通過與同一物質(zhì)反應(yīng)的產(chǎn)物比較：如：2Fe+3Cl2 =2FeCl3 ，F(xiàn)e+S = FeS ，可得出氧化性Cl2 S。(5)反應(yīng)原理相似的不同反應(yīng)中，反應(yīng)條件要求越低，說明氧化劑或還原劑越強。如鹵素單質(zhì)與H2的反應(yīng)，按F2、Cl2、Br2、I2的順序反應(yīng)越來越難，反應(yīng)條件要求越來越高，則可得出氧化性F2Cl2 Br2 I2 。(6)對同一元素而言，一般價態(tài)越高，氧化性越強，如Fe3Fe2Fe；價態(tài)越低，氧化性越弱，如S2SSO2。（特例：氧化性HClOHClO2HClO3HClO4 ）(7)據(jù)原電池電極：負(fù)極金屬比正極金屬活潑（還原性強）；據(jù)電解池中放電順序，先得（或失）電子者氧化性（或還原性）強，其規(guī)律為：陽離子得電子順序（即氧化性強弱順序）：參考中規(guī)律。陰離子失電子順序（即還原性強弱順序）：S2-I-Br-Cl-OH-NO3- 、SO42-等。說明：氧化性與還原性受外界因素的影響。溫度：溫度高時，氧化劑的氧化性和還原劑的還原性均增強。如濃H2SO4具有強氧化性，熱的濃H2SO4比冷的濃H2SO4氧化性要強。濃度：濃度大時，氧化劑的氧化性和還原劑的還原性均增強。如濃H2SO4具有強氧化性，稀硫酸只有H+顯示弱氧化性。酸堿性：如KMnO4的氧化性隨溶液酸性的增強而增強。在酸性環(huán)境中，KMnO4的還原產(chǎn)物為Mn2；在中性環(huán)境中，KMnO4的還原產(chǎn)物為MnO2；在堿性環(huán)境中，KMnO4的還原產(chǎn)物為K2MnO4 。在使用高錳酸鉀作為氧化劑檢驗或除雜一些還原性物質(zhì)時，為了現(xiàn)象明顯，反應(yīng)快速。往往使用酸性高錳酸鉀溶液。（2）氧化還原反應(yīng)的相關(guān)計算原理是：氧化劑得到的電子總數(shù)等于還原劑失去的電子總數(shù)。說明：解這類題目不必都寫出完整并配平的氧化還原反應(yīng)方程式，關(guān)鍵是抓住本質(zhì)，厘清得失相等的關(guān)系。（3）氧化還原反應(yīng)方程式的配平1.配平的原則(1)電子守恒：氧化還原反應(yīng)過程中，氧化劑得電子總數(shù)目等于還原劑失電子總數(shù)目，即：“電子得失數(shù)相等”“化合價升降數(shù)相等”。(2)質(zhì)量守恒：反應(yīng)前后各元素的原子個數(shù)相等。(3)電荷守恒：對于離子方程式，等式兩邊“電荷總數(shù)相等”。2.配平的思路一般分兩部分:第一部分是氧化劑、還原劑、氧化產(chǎn)物、還原產(chǎn)物之間的配平化合價升降相等或電子得失數(shù)相等；第二部分是用觀察法配平其他物質(zhì)的化學(xué)計量數(shù)。 3.常見配平方法(1)化合價升降法(即電子得失法或氧化數(shù)法)這類方法既可以配平分子反應(yīng)式,也可以配平離子反應(yīng)式,它是氧化還原反應(yīng)的一般配平方法。化合價升降法的配平步驟是：寫出反應(yīng)物和生成物的化學(xué)式，分別標(biāo)出變價元素的化合價，得出升降數(shù)目。使化合價升高與化合價降低的總數(shù)相等（求最小公倍數(shù)法）。用觀察的方法配平其它物質(zhì)的化學(xué)計算數(shù)（包括部分未被氧化或還原的原子（原子團）數(shù)通過觀察法增加到有關(guān)還原劑或氧化劑的化學(xué)計量數(shù)上），配平后把單線改成等號。該基本步驟可簡記作：劃好價、列變化、求總數(shù)、配化學(xué)計量數(shù)。 (2)離子-電子法(半反應(yīng)法)此方法是將反應(yīng)式改寫為氧化和還原兩個半反應(yīng),先將半反應(yīng)配平,然后將這些半反應(yīng)加合起來,消去其中的電子,便完成了配平.此類方法比較適用于某些化合物中元素的氧化數(shù)比較難于確定的反應(yīng)方程式,適用于溶液中的氧化還原反應(yīng)的配平。 (3)自身氧化還原反應(yīng)方程式的逆向配平法自身氧化還原反應(yīng)是電子轉(zhuǎn)移發(fā)生于同一種物質(zhì)的同一種元素間或同一種物質(zhì)分子內(nèi)部不同種元素間的氧化還原反應(yīng)。從化學(xué)反應(yīng)方程式的生成物一側(cè)入手，從右向左進行配平。說明：在化合價升降法的基礎(chǔ)上采用逆向配平的方法。有助于培養(yǎng)辯證思維，是對傳統(tǒng)方法的創(chuàng)新。【教學(xué)反思】新課程理念是要在創(chuàng)設(shè)適當(dāng)教學(xué)情境下，從學(xué)生熟悉的生活事實入手、從學(xué)生熟知的事實入手，從化學(xué)的視角提取問題，引導(dǎo)學(xué)生進行深入研究。所設(shè)置的問題，要能夠引發(fā)學(xué)生思考。我在準(zhǔn)備這節(jié)課時，努力創(chuàng)設(shè)了適當(dāng)?shù)那榫?，在學(xué)生原有知識的基礎(chǔ)上，恰當(dāng)設(shè)問，引導(dǎo)學(xué)生：首先，氧化還原反應(yīng)統(tǒng)一于一個反應(yīng)中；其次，氧化還原反應(yīng)一定有化合價的變化；第三，任何一個化學(xué)反應(yīng)都有其微觀實質(zhì)，通過實驗觀察與思考，引導(dǎo)學(xué)生認(rèn)識到氧化還原反應(yīng)的本質(zhì)是電子轉(zhuǎn)移。 知識逐層深入，學(xué)生認(rèn)識逐漸提高。由于有恰當(dāng)情境，學(xué)習(xí)起來很有趣。 以學(xué)生的實際情況為出發(fā)點，為滿足學(xué)生需要設(shè)計，幫助學(xué)生發(fā)展思維的深刻性、嚴(yán)謹(jǐn)性，是這節(jié)課考慮比較多的。氧化還原反應(yīng)宏觀現(xiàn)象背后的微觀本質(zhì)是什么，微觀本質(zhì)的宏觀表現(xiàn)是什么，宏觀與微觀如何結(jié)合才能幫助學(xué)生較好地理解氧化還原反應(yīng)的本質(zhì)等都是令我深入思考的地方。 學(xué)科思想的體現(xiàn)。