第三节氧化还原反应教案

第三节氧化还原反应

红安三中王守金吴玖高

●教学目标

1.复习氧化还原反应的基础知识，以便进一步熟练化。

2.通过相关练习培养学生分析思维能力和形成规律性的知识归纳能力。

3.激发创新意识，培养勇于探索的优良品质。

●教学重点

氧化还原反应的一些基本规律。

●教学难点

对氧化还原反应基本规律的理解归纳能力。

●教学方法

设疑、启发、引导、讨论、归纳等。

●课时安排

一课时

●教具准备

投影仪、胶片、试管、药匙、Fe丝、Ag粉、CuSO4溶液。

●教学过程

［引言］之前我们学习了氧化还原反应的基本概念，其最终目的是知识的应用。对此若能形成规律性的认识，将有助于我们的分析判断。下面从复习基本概念入手，归纳氧化还原反应的基本规律。

［投影练习］1.下列反应中，属于非氧化还原反应的是（）

A.3Cl2+6KOH====5KCl+KClO3+3H2O

B.3Cu+8HNO3(稀)====3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O

C.3CuS+8HNO3====3Cu(NO3)2+2NO↑+3S↓+4H2O

D.NH4HCO3====NH3↑+H2O+CO2↑

［讲析］判断一个反应是否属氧化还原反应，需抓住其特征，观察反应前后有无元素化合价的改变，若有，说明电子发生了转移，属氧化还原反应，反之，为非氧化还原反应。

纵观四反应，A、B、C中都有单质参加或生成，元素化合价有所改变，为氧化还原反应。D 中元素化合价没有改变，为非氧化还原反应。所以选D。

2.用“双线桥”表示下列氧化还原反应，并指出氧化剂和还原剂，氧化产物和还原产物（1）Mg+H2SO4====MgSO4+H2↑

(2)2P+5Cl2 ==== 2PCl5

［学生板演］

［评价］

［投影展示］氧化还原反应中的多组概念及相关关系。

反应物化合价变化表现性质变化过程发生反应生成物

氧化剂

e－

还原剂降低

升高氧化性

还原性被还原

被氧化还原反应

氧化反应还原产物

氧化产物

［引导］从众多氧化还原反应的实例可以看出，被氧化和被还原的元素的化合价升降总数相等。这是为什么呢？

［学生回答］

［讲解］氧化还原反应的本质是电子的转移，在任何氧化还原反应中，氧化剂和还原剂得失电子总数必然相等，表现为元素化合价升降总数相等。此乃氧化还原反应的最本质的规律。［板书］四、氧化还原反应的一些规律

1.电子守恒规律

还原剂失电子总数====氧化剂得电子总数

［讲解］把握这一规律，可作定量计算，可用于氧化还原反应方程式的配平（以后陆续学到）。［投影练习］

试从化合价角度分析下列粒子的性质。在Fe3+、Fe2+、Al3+、H+、S、Cl-等粒子中只有氧化性的是，只有还原性的是，兼有氧化性和还原性的是。［学生讨论，分析］从元素化合价角度看，当粒子中元素化合价处于最高价时只能得电子化合价降低发生还原反应，表现氧化性，当处于最低价时只能失电子化合价升高发生氧化反应，表现还原性，显然，若处中间价，则既能得电子又能失电子，化合价既能降又能升，因此兼有氧化性和还原性。

［答案］只有氧化性的是：Fe3+、Al3+、H+只有还原性的是：Cl-

兼有氧化性和还原性的是：S、Fe2+

［讲述］以上为根据元素化合价推断粒子性质的规律，可称为利用价态规律。

［板书］2.利用价态规律

（1）表现性质规律

最高价时——只具氧化性

同种元素最低价时——只具还原性

中间价时——兼有氧化性和还原性

［投影］讨论分析下列氧化还原反应中电子转移的方向和数目，判断氧化产物和还原产物。（1）H2S+H2SO4（浓）====S↓+SO2↑+2H2O

（2）KClO3+6HCl（浓）====KCl+3Cl2↑+3H2O

［讨论结果］可能有如下两种情况

［设问］两种情况孰是孰非呢？

［引导］请同学们观察以上两反应中被氧化被还原的元素种类及价态有可特点？

［提问并回答］氧化还原发生在不同价态的同种元素之间。

［设疑］此种情况下有无规律可循呢？

［讲述］答案是肯定的，那么应遵循怎样的规律？老师画一幅示意图，请同学们文字剖析。［学生讨论］

［讲解］同种元素不同价态之间氧化还原时，价态变化是往中间价靠拢，至多变为同一价态，但不能跨越（即不能交叉），这一规律称价态归中规律。

［板书］（2）价态归中规律：同种元素不同价态之间发生氧化还原反应时，价态的变化“只靠拢，不交叉”。

［讲解］据以上规律判断：

H2S+H2SO4（浓）====S↓+SO2↓+2H2O反应中：氧化产物是S，还原产物为SO2。（Ⅱ）正确。KClO3+6HCl（浓）====KCl+3Cl2↑+3H2O反应中：氧化产物与还原产物均为Cl2，(Ⅱ)正确。［设疑］一些酸在反应中可以表现多重性质，如KClO3+6HCl（浓）====KCl+3Cl2↑+3H2O，反应中HCl既表现酸性，又表现还原性，请分析下列反应中酸的作用。

［投影］

（1）NaOH+HCl====NaCl+H2O,HCl 。

（2）H2S+H2SO4(浓)====S↓+SO2↑+2H2O,H2SO4。

（3）MnO2+4HCl(浓) ==== MnCl2+Cl2↓+2H2O,HCl 。

（4）Cu+2H2SO4(浓) ==== CuSO4+SO2↑+2H2O,H2SO4。

［答案］（1）HCl:酸性（2）H2SO4：氧化性（3）HCl：酸性和还原性（4）H2SO4：酸性和氧化性

［引导］同学们仔细观察上述反应，可以发现在（2）中H2SO4完全被还原，H2S完全被氧化，显然，被还原与被氧化的物质的分子数之比为1∶1。而在（3）中HCl部分被氧化，

（4）中H2SO4部分被还原那么被氧化与被还原的物质的量的比例应慎重考虑，找准关系；（3）中应为2HCl～MnO2,(4)中应为Cu～H2SO4，然后再作计算。

以上（3）（4）反应是分析氧化还原反应时常见的两种情况，同学们要多加留意以免出错。【投影练习】G、Q、X、Y、Z均为含氯的含氧化合物，我们不了解它们的化学式，但知道它们在一定条件下具有如下的转化关系（未配平）：

①G→Q+NaCl ②Q+H2O X+H2③Y+NaOH→G+Q+H2O

④Z+NaOH→Q+X+H2O这五种化合物中氯的化合价由低到高的顺序是（ B ）A．G、Q、Z、Y、X B．G、Y、Q、Z、X

C．G、Y、Z、Q、X D．Z、X、G、Y、Q

［转引］我们知道金属元素原子的最外层电子数较少，在化学反应时易发生失电子的变化，这称为金属元素的金属性。对其单质而言，失电子的性质称为还原性。通常就将金属元素的金属性说成金属的还原性，下面请同学们根据所学，设计合理实验方案，证明Fe、Cu、Ag 三种金属的还原性为Fe＞Cu＞Ag。

［学生活动］

［分析］据学生目前知识情况，可能设计出如下两种方案。

［投影］方案一：①将Fe、Cu、Ag分别与稀硫酸作用，能反应并产生无色气泡者为Fe，而Cu、Ag与稀硫酸不反应，可证明Fe比Cu、Ag的还原性强。

②将Cu与AgNO3溶液作用，Cu表面覆盖Ag,证明还原性Cu＞Ag。

或将Ag与CuSO4溶液作用，不反应，可证明还原性Ag＜Cu。

方案二：取Fe、Ag分别与CuSO4溶液作用，Fe表面析出Cu,Ag与之不反应，证明还原性顺序为：Fe＞Cu＞Ag。

［引导］请同学们对比两种方案，哪一种更为简约？

［提问并回答］方案一所需试剂多，所用仪器多，操作步骤多，需要时间多，方案二比较简约。

［学生实验］按第二方案分组进行。

［引导］根据实验所得结论，写出有关反应的化学方程式，标出电子转移的方向和数目，指出氧化剂、还原剂、氧化产物和还原产物。

［学生板演］

Fe——还原剂 CuSO4——氧化剂 FeSO4——氧化产物，Cu——还原产物。

［讲解］从上述反应可知，Fe能将Cu还原为Cu,说明Fe的还原性强于Cu,即在此氧化还原反应中，还原剂的还原性强于还原产物的还原性，相对应：氧化剂的氧化性强于氧化产物的氧化性。推而广之，对于氧化还原反应，从性质角度看从左往右是一个由强变弱的过程，具体归纳如下：

［板书］3.氧化还原反应的性质传递规律

氧化性：氧化剂＞氧化产物

还原性：还原剂＞还原产物

［小结］利用此传递规律，可判断物质氧化性或还原性的相对强弱。具体做法：先在反应物中找出氧化剂和还原剂，之后在生成物中找出氧化产物和还原产物，最后下结论。如上述反应中，氧化性：CuSO4＞FeSO4，还原性：Fe＞Cu。

［投影练习］

1.根据下列反应

①2H2S+SO2====3S↓+2H2O

②2FeCl2+Cl2====2FeCl3

③2FeCl3+2HI====2FeCl2+2HCl+I2

④I2+SO2+H2O====H2SO4+2HI

判断氧化性物质的氧化性由强到弱的顺序是（）

A.Cl2＞I2＞FeCl3＞SO2＞S

B.Cl2＞FeCl3＞I2＞SO2＞S

C.Cl2＞FeCl3＞SO2＞I2＞S

D.FeCl3＞Cl2＞I2＞SO2＞S

E.Cl2＞I2＞SO2＞S＞FeCl3

［分析］据氧化还原反应的性质传递规律，分析每一反应：反应①中氧化剂是SO2，氧化产物是S，则氧化性：SO2＞S，同理反应②中Cl2＞FeCl3,反应③中FeCl3＞I2,反应④中I2＞SO2，联系四个结论，可得氧化性顺序：Cl2＞FeCl3＞I2＞SO2＞S。所以，正确答案为B。

2. 常温时，下列三个反应都能向右进行：

2W－＋Ｘ2====2Ｘ－＋Ｗ2、2Ｙ－＋Ｗ2====2Ｗ－＋Ｙ2、2Ｘ－＋Z2====2Z－＋Ｘ2，由此得出的正确结果是（ C ）

A.X－、Ｙ－、Z－、Ｗ－中Z－的还原性最强

B.Ｘ2、Ｙ2、Z2、Ｗ2中Z2的氧化性最弱

C.2Z－＋Ｙ2====2Ｙ－＋Z2不能向右进行

D.还原性X－＞Ｙ－

3．已知 I－、Fe2＋、SO2、Cl－和H2O2均有还原性，它们在酸性溶液中还原性强弱顺序为，Cl

－＜Fe2＋＜H

2O2＜I －＜SO

2,则下列反应不能发生的是 ( C 、D )

A. 2Fe3＋＋ SO2＋ 2H2O = 2Fe2＋＋ SO42－＋ 4H＋

B. I2＋ SO2＋ 2H2O = H2SO4＋ 2HI

C. H2O2 + H2SO4 = SO2＋ 2H2O + O2

D. 2Fe2＋＋ I2 = 2Fe3＋ + 2I－

［讲述］氧化性和还原性强弱判断，除据以上性质传递关系以外，还有其他多种规律可循，我们在以后的学习中再作归纳。

［过渡］众所周知，自然界存在着“弱肉强食”的规律，化学反应中的“弱肉强食”现象也广泛存在着。

［投影思考］将足量Mg粉和Fe粉的混合物加入一定量稀硫酸中，反应情况如何？

［分析］Mg、Fe与稀硫酸的反应中，Mg、Fe是还原剂，H2SO4是氧化剂。此题中对H2SO4而言，还原剂有两种，而还原性强弱顺序是Mg＞Fe,故，Mg先与稀硫酸反应，遵循“弱肉强食”的规律。

［板书］4.反应先后规律：同等反应条件下，谁强谁先。

［总结］本节通过相关问题的分析，对氧化还原反应形成了一些规律性的认识，理解和掌握规律将有助于提高驾驭知识和解决问题的能力。希望同学们课后再作仔细研究。

［课堂练习］

1.当溶液中 XO4－与H2O2分子的个数比恰为2∶5时，溶液中的XO4－被还原为较低价态，则X 元素的化合价变为＿＿＿＿＿

2.在2H2S+SO2====3S↓+2H2O的反应中，还原产物和氧化产物的质量比是（）

A.１∶１

B.2∶１

C.１∶2

D.2∶3

解析：该反应中，氧化剂为SO2，还原剂为H2S，氧化还原产物同为硫，据S原子守恒可知，还原产物和氧化产物的质量比为1∶2。故选C。

3.近代化学常用CaH2作生氢剂，其化学方程式为：CaH2+2H2O====Ca(OH)2+2H2↑,下列叙述中不正确的是（）

A.CaH2既是氧化剂，又是还原剂

B.CaH2是还原剂，H2O是氧化剂

C.H2既是氧化产物，又是还原产物

D.此反应不属氧化还原反应

解析：CaH2中氢元素的化合价为-1价，H2O中氢元素为+1价，此反应为同一元素不同价态之间的氧化还原反应，遵循价态归中规律，显然CaH2是还原剂，H2O是氧化剂，氧化还原产物同为H2。故选AD。

●板书设计

第一节氧化还原反应（复习课）

四、氧化还原反应的一些规律

1.电子守恒规律

还原剂失电子总数=氧化剂得电子总数

2.利用价态规律

（1）表现性质规律

最高价时——只具氧化性

同种元素最低价时——只具还原性

中间价时——兼有氧化性和还原性

（2）价态归中规律：同种元素不同价态之间发生氧化还原反应时，价态的变化“只靠拢，不交叉”。

3.氧化还原反应的性质传递规律

氧化性：氧化剂＞氧化产物

还原性：还原剂＞还原产物

4.反应先后规律：同等反应条件下，谁强谁先。

●教学说明

氧化还原反应的有关规律是从氧化还原反应的基本概念引伸出的，可以说它既源于又高于基础知识，是应用氧化还原反应时的重难点内容。笔者认为在学生理解和掌握氧化还原反应基本概念的基础上，趁热打铁有利于规律的形成。当然，由于学生初学，了解的氧化还原反应实例较少，势必给教学带来难度。但如果能精心设计，化难为易未尝不可，如从学生熟悉的反应入手，通过实验分析归纳或采用示意图形式等变抽象为形象，便于学生理解可对比大自然的“弱肉强食”现象等。总之，要寻找接近学生又适合学生的深入浅出的办法进行启发、引导。