氧化還原反應-王芳通

人教版高中化學必修1

第二章化學物質及其變化第3節(jié)氧化還原反應（共3課時）

第1課時氧化還原反應的特征

隆德縣中學王芳通一、回顧初中階段化學反應的類型1.基本反應類型【導入問題1】我們在初中學習過哪些基本反應類型？能否各舉一個例子？反應類型實例表達式化合反應分解反應置換反應復分解反應

點燃C+O2==CO2A+B==AB

AB==A+B高溫CaCO3==CaO+CO2↑

A+BC==AC+BH2＋CuO=Cu＋H2O高溫

AB+CD==AD+CBCaCO3+2HCl=CaCl2+H2O+CO2↑

Fe2O3＋3CO==2Fe＋3CO2

高溫【問題2】屬于基本反應類型中的哪一種嗎？【問題3】

初中還學過哪些化學反應類型，其分類標準是什么？你能舉出一些例子嗎？反應2.氧化反應和還原反應反應類型得失氧的情況舉例氧化反應還原反應物質得到氧的反應物質失去氧的反應

分類依據：依據物質在反應中是否得氧和失氧的角度區(qū)分.結論：氧化反應和還原反應是并存的，這兩個對立的反應同時發(fā)生而且不可分離。這樣的反應稱為氧化還原反應。二、氧化還原反應

凡有得氧失氧的化學反應。（一種物質被氧化的同時另一種物質被還原的反應。）得氧,被氧化反應Fe+

CuSO4==FeSO4

＋Cu是氧化還原反應嗎？氧化還原反應定義1（原始定義）：【問題4】CuO+H2Cu+H2O△＋1+20化合價降低，被還原

0化合價升高，被氧化分析氧化還原反應CuO+H2

Cu+H2O

中各種元素的化合價在反應前后的變化情況,討論氧化還原反應與元素化合價的升降有什關系?！鳌締栴}5】Fe+

CuSO4

FeSO4

＋Cu+20

化合價降低，被還原0+2化合價升高，被氧化凡是有元素化合價發(fā)生變化（升降）的反應。注意：僅從得氧失氧判斷一個反應是否為氧化還原反應有一定的局限性。氧化還原反應定義2（特征定義）：化學反應反應前后元素化合價有變化的反應反應前后元素化合價無變化的反應化合價升高

化合價降低

氧化還原反應氧化反應還原反應從化合價升降的角度認識氧化還原反應非氧化還原反應【課堂練習】判斷下列化學反應(條件略)，那些是氧化還原反應，哪些是非氧化還原反應？A.2Na＋Cl2

＝2NaClB.Na2O＋H2O＝2NaOHC.2KMnO4＝K2MnO4

＋MnO2

＋O2↑ D.CaCO3=CaO+CO2↑E.Fe+CuSO4

=FeSO4

＋CuE.CuO＋H2=Cu＋H2OF.CaCO3＋2HCl＝CaCl2

＋CO2↑＋H2O

×√√√√××四大基本反應類型與氧化還原反應間的關系氧化還原反應

化合反應

復分解反應分解反應置換反應

人教版高中化學必修1

第二章化學物質及其變化第3節(jié)氧化還原反應（共3課時）

第2課時氧化還原反應本質氧化劑與還原劑

在氧化還原反應中為什么會發(fā)生化合價的升降？氧化還原反應的實質是什么呢？2Na＋Cl2

＝2NaCl2H2＋Cl2

＝2HCl【問題7】聯系上節(jié)課的內容，判斷以上兩個反應是否為氧化還原反應？【問題6】一些原子的結構示意圖【問題8】哪些原子易失電子？哪些原子易得電子？

2Na+Cl2=2NaCl

中電子得失的情況,并用原子結構示意圖表示這一變化過程。＋11Na＋17Cl＋17Cl-失去電子得到電子氯化鈉形成示意圖＋11Na+＋11＋17NaCl2Na＋Cl2

＝2NaCl００

＋１－１失電子，化合價升高，被氧化得電子，化合價降低，被還原NaCl的形成過程化合價升降的原因：

電子的得失＋1H＋17Cl電子偏離電子偏向＋1＋17HClHCl形成示意圖凡是有電子轉移（電子得失或電子對偏移）的化學反應都是氧化還原反應?；蟽r升降的原因：共用電子對的偏移氧化還原反應定義3（本質定義）：

H2

＋Cl2

＝2HCl００＋１－１電子對偏離，化合價升高，被氧化電子對偏向，化合價降低，被還原化學反應反應前后有電子轉移的反應反應前后無電子轉移的反應

原子失電子（或電子對偏離）

原子得電子（或電子對偏向）氧化反應還原反應氧化還原反應從電子的轉移（得失或偏移）認識氧化還原反應非氧化還原反應核心：抓住元素化合價的升降步驟：1.先標化合價，雙線橋從左指向右連接不同價態(tài)的同種元素；2.線上標明電子得失數；3.線上寫清楚被氧化還是被還原。A.雙線橋法：

【問題9】在氧化還原反應中,如何表示電子的轉移情況呢？2Na＋Cl2

＝2NaCl００

＋１－１失2×e-，化合價升高，被氧化得2×e-，化合價降低，被還原【課堂練習】用雙線橋法分析氧化還原反應1.Zn+H2SO4=ZnSO4+H2↑

2.C+2CuO2Cu+CO2↑規(guī)律：1.電子得失的總數相等

2.電子得失總數與化合價升降總數相等B.單線橋法：步驟：

1.單箭號

2.箭號起點為被氧化元素（失電子）元素。終點為被還原（得電子）元素

3.只標轉移電子總數，不標得與失MnO2+4HClMnCl2+Cl2↑+2H2O+4-1+202e-三、氧化劑和還原劑氧化劑：得到電子（或電子對偏向）的物質（所含元素化合價降低的物質）還原劑：失去電子（或電子對偏離）的物質（所含元素化合價升高的物質）氧化產物：被氧化后的產物還原產物：被還原后的產物氧化劑與還原劑

找出下列氧化還原反應的氧化劑、還原劑、氧化產物、還原產物。

1.C+2CuO2Cu+CO2↑

2.2Al+3H2SO4==Al2(SO4)3+3H2↑3.2Fe+3Cl22FeCl34.2KClO32KCl+3O2↑【課堂練習】

常見的氧化劑和還原劑氧化劑:

⑴某些非金屬單質：O2、Cl2、S、F2等⑵某些含氧酸：濃硫酸、HNO3、HClO⑶含高價金屬的鹽：KMnO4、FeCl3等還原劑:⑴活潑金屬單質：Al、Zn、Fe等⑵某些非金屬單質：C、H2等⑶含低價元素的化合物：CO、H2S等【課堂練習】2．下列反應中，SO2作還原劑的是（）

A．2H2S+SO2＝3S↓+2H2O B．SO2+2Mg＝2MgO+S C．Cl2+SO2+2H2O＝H2SO4+2HCl D．SO2+2NaOH＝Na2SO3+H2OC1．實現下列變化，一定要加入其它物質作氧化劑的是()

A．CaCO3→CO2 B．NaCl→NaNO3C．Zn→ZnCl2 D．CuO→CuSO4C

人教版高中化學必修2

第二章化學物質及其變化第3節(jié)氧化還原反應（共3課時）

第3課時氧化還原反應的規(guī)律及應用

四、氧化還原反應基本概念之間的關系還原劑失電子價升還原性氧化反應氧化產物氧化劑得電子價降氧化性還原反應還原產物反應物本質且相等特征且相等生成物性質反應1.守恒規(guī)律還原劑失電子總數=氧化劑得電子總數化合價降低總數=化合價升高總數【問題10】：配平Fe2O3+CO→Fe+CO2五、氧化還原反應的重要規(guī)律（1）根據金屬（非金屬）活動性順序判斷KCaNaMgAlZnFeSnPb(H)CuHgAgPtAu單質還原性逐漸減弱，對應陽離子的氧化性增強如：還原性Mg＞

Zn＞Cu氧化性Mg2+

＜

Zn2+

＜Cu2+①金屬活動性順序2.強弱規(guī)律氧化性：F2

＞

Cl2

＞

Br2

＞

I2

＞

S單質氧化性逐漸減弱，對應陰離子的還原性增強還原性：F-

＜

Cl-

＜

Br-＜

I-

＜

S2-②非金屬活動性順序（2）根據化學反應方向判斷氧化劑+還原劑=氧化產物+還原產物氧化性：

氧化劑

＞

氧化產物還原性：

還原劑

＞

還原產物【問題11】請指出化學反應Fe+CuCl2=FeCl2+Cu中有關物質的氧化性、還原性的強弱氧化性：CuCl2

＞FeCl2還原性：Fe＞Cu（3）根據化學反應條件的難易2KMnO4+16HCl==2KCl+2MnCl2+5Cl2↑+8H2OMnO2+4HClMnCl2+Cl2↑+2H2O由此可判斷出:氧化劑的氧化性強弱為

KMnO4>MnO2（4）根據化學反應結果

同一物質在相同條件下，被不同的氧化劑氧化的程度越大，氧化劑的氧化性越強。2Fe+3Cl2==2FeCl3點燃Fe+S==FeS氧化性：Cl2

＞S

3.價態(tài)規(guī)律（1）價態(tài)表現規(guī)律當元素處于最高價時，只具有氧化性；當元素處于最低價時，只具有還原性；當元素處于中間價態(tài)時既具有氧化性又具有還原性?？谠E：高價氧化，低價還原，中間價態(tài)兩邊轉。例如：Fe只具有還原性，Fe3+只具有氧化性，

Fe2+既具有氧化性又具有還原性。

2FeCl3+Fe==3FeCl2（2）價態(tài)歸中規(guī)律

“價態(tài)歸中”是指同種元素不同價態(tài)原子間發(fā)生氧化還原反應，總是從高價態(tài)與低價態(tài)反應后生成中間價態(tài)的物質?！爸豢繑n，不交叉，可重疊”

同種元素不同價態(tài)之間發(fā)生氧化還原反應遵循歸中規(guī)律【問題12】：分析化學反應2H2S+SO2==3S↓+2H2O的化合價變化情況H2S+H2SO4(