氧化还原反应教学设计复习课.doc

氧化还原反应教学设计（复习课）
王金珠
【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。
2.了解常见的氧化还原反应。
1.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>还原产物
3. 反应先后规律
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Cl2，首先被氧化的是Fe2+
4. 价态归中规律
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
主要依据化合价升降法：在氧化还原反应中升高的价数=降低的价数。其实质是得失电子的守恒。
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
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：①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；②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.常见的氧化剂和还原剂
（1）重要的氧化剂：
①活泼非金属单质：F2 、 Cl2、 Br2 、I2 、 O2、O3
②高价氧化物：MnO2、PbO2、 Bi2O5、 CO2（高温）
③高价态酸：HNO3、HClO3、HClO4、浓H2SO4
④高价态盐：KNO3（H+）、 KMnO4（酸性、中性、碱性）、 KClO3、FeCl3、K2Cr2O7（酸性、中性、碱性）
⑤过氧化物：H2O2、Na2O2、 CaO2、 BaO2、 K2O2
⑥其它：HClO、NaClO、漂白粉、NO2、KO2
⑦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：
①金属单质：IA、IIA、金属活动性顺序表靠前的金属
②非金属单质：H2、C、Si
③变价元素中元素低价态氧化物：SO2、CO
④变价元素中元素低价态的酸、阴离子:H2S、 S2—、HS—、HBr、Br—、HI、I—、浓HCl、Cl-、H2SO3 、HSO3-
⑤变价元素中元素低价态时的盐、碱:Na2SO3、Na2S、FeSO4、Na2S2O3、Fe(OH)2
⑥其它：S、Sn2+、NH3
3. 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：
(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 + H20 3N02 + H20 = 2HN03 + NO
说明：①歧化反应是自身氧化还原反应的特例；②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)转变为中间价态的氧化还原反应。如：
6HCl+KCl03＝KCl+3C12↑+3H20
2FeCl3+Fe＝3FeCl2
2H2S+S02=3S+2H20
(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+2H20+C12↑
4. 电子转移的表示方法
（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：

2e-——

MnO2+4HCl（浓）MnCl2+Cl2↑+2H2O
（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
得2e-——

失2e-——

MnO2+4HCl（浓）MnCl2+Cl2↑+2H2O

失5e
得5×e
注意两类特殊的化学反应。①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：

3Cl2+6KOHKClO3+5KCl+3H2O

失5×e-
得5e-
②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。例：

KClO3+6HCl3Cl2+ 6KCl↑ +3H2O

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。
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－ｅ＿ - Na+, Al－3ｅ――Al3＋，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，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、Cl2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：F2＞Cl2＞Br2＞I2＞S
离子还原性：S2＿＞I－＞Br－＞Cl－＞F－
单质还原性：Na＞Mg＞Al
离子氧化性：Al3+＞Mg2+＞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：还原剂＞还原产物
(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Cl2 ＞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H2的反应，按F2、Cl2、Br2、I2的顺序反应越来越难，反应条件要求越来越高，则可得出氧化性F2＞Cl2 ＞Br2 ＞I2 。
(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―＜S＜SO2。（特例：氧化性HClO＞HClO2＞HClO3＞HClO4 ）
(7)据原电池电极：负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②中规律。阴离子失电子顺序（即还原性强弱顺序）：S2->I->Br->Cl->OH->NO3- 、SO42-等。
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H2SO4具有强氧化性，热的浓H2SO4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H2SO4具有强氧化性，稀硫酸只有H+显示弱氧化性。
酸碱性：如KMnO4的氧化性随溶液酸性的增强而增强。在酸性环境中，KMnO4的还原产物为Mn2＋；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K2MnO4 。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，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”。
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：
①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。
②使化合价升高与化合价降低的总数相等（求最小公倍数法）。
③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)
此方法是将反应式改写为氧化和还原两个半反应,先将半反应配平,然后将这些半反应加合起来,消去其中的电子,便完成了配平.此类方法比较适用于某些化合物中元素的氧化数比较难于确定的反应方程式,适用于溶液中的氧化还原反应的配平。
(3)自身氧化还原反应方程式的逆向配平法
自身氧化——还原反应是电子转移发生于同一种物质的同一种元素间或同一种物质分子内部不同种元素间的氧化——还原反应。从化学反应方程式的生成物一侧入手，从右向左进行配平。
说明：在化合价升降法的基础上采用逆向配平的方法。有助于培养辩证思维，是对传统方法的创新。
【教学反思】
新课程理念是要在创设适当教学情境下，从学生熟悉的生活事实入手、从学生熟知的事实入手，从化学的视角提取问题，引导学生进行深入研究。所设置的问题，要能够引发学生思考。
我在准备这节课时，努力创设了适当的情境，在学生原有知识的基础上，恰当设问，引导学生：首先，氧化还原反应统一于一个反应中；其次，氧化还原反应一定有化合价的变化；第三，任何一个化学反应都有其微观实质，通过实验观察与思考，引导学生认识到氧化还原反应的本质是电子转移。
① 知识逐层深入，学生认识逐渐提高。由于有恰当情境，学习起来很有趣。
② 以学生的实际情况为出发点，为满足学生需要设计，帮助学生发展思维的深刻性、严谨性，是这节课考虑比较多的。氧化还原反应宏观现象背后的微观本质是什么，微观本质的宏观表现是什么，宏观与微观如何结合才能帮助学生较好地理解氧化还原反应的本质等都是令我深入思考的地方。
③ 学科思想的体现。氧化还原反应是比较枯燥的概念教学，而将实验引入概念教学，让学生在基于实验观察和分析的基础上来认识概念的本质，有利于发展学生思维，也有助于学生理解。当理论分析后，又设计实验来验证理论推想，将微观不可见的变成宏观可见事实，作为证据证明理论推想，不仅对于学生理解抽象的概念有帮助，而且对于学生理解“化学是一门实验科学”也大有好处。
④ 分类思想的体现。本章内容就是要让学生形成物质分类、反应分类学习研究的能力。本节内容不仅要让学生完善氧化还原反应的概念，也要使学生认识到化合价变化、电子转移是反应分类的标准之一，也是研究物质性质的重要思考角度，在认知能力上能够得到提高。