高三化学专题复习《氧化还原反应》教案

氧化—还原反应专题教案【教学目标】知识与技能1．理解氧化和还原、氧化性和还原性、氧化剂和还原剂、氧化产物和还原产物等概念。

能判断氧化还原反应中物质的氧化性、还原性的强弱和电子转移方向和数目。

能应用氧化还原反应中电子得失规律解决一些化学问题。

2．能配平常见的氧化还原反应方程式（包括常规配平、缺项配平、离子方程式配平、简单的有机反应配平等）。

3．掌握化合、分解、置换、复分解等四种基本化学反应类型，并能进行判断分析。

氧化还原反应是高考每年必考的内容，从考查试题类型来说可以是氧化还原概念的应用、氧化还原方程式的配平和书写或有关氧化还原的化学计算等等。

近几年有深化加难的趋势。

过程与方法：通过氧化还原方程式配平的学习，提高知识的综合迁移能力；情感态度与价值观：（1）通过一般氧化还原反应方程式、特殊的氧化还原反应方程式的配平，理解事物的一般性和特殊性，加深具体情况具体分析的思想观念。

（2）通过一些配平技巧、配平的规律的学习，培养学生创造和发现化学学科的科学美、规律美，从中提高学习化学的兴趣。

【重点和难点】重点：使学生掌握用化合价升降法配平氧化还原反应方程式的原则和步骤。

难点：氧化还原反应方程式配平的技巧，熟练掌握氧化还原反应方程式配平。

教学中主要通过学生的练习来发现问题、让学生自己总结发现配平的规律，提高氧化还原反应方程式配平的能力。

教学方法和过程一、氧化—还原反应概念以K2Cr2O7与浓HCl为例分析K2Cr2O7 + HCl（浓）——KCl + Cr Cl3 + Cl2 + H2O问题1 判断上述反应是否氧化—还原反应？（复习氧化—还原反应概念）凡有元素化合价升降的化学反应就是氧化—还原反应（既是特征也是判断依据）。

【思考】在氧化—还原反应中被氧化元素化合价升高总数和被还原元素化合价降低总数有什么关系？（引出是氧化—还原反应的实质）【深化】凡是反应物中原子或离子有电子得失（或偏移）的反应就是氧化—还原反应。

问题2 什么是氧化剂、还原剂、氧化产物与还原产物、氧化性、还原性归纳氧化还原反应中的基本概念（1）氧化反应物质失去电子（化合价升高）的反应。

还原反应物质得到电子（化合价降低）的反应。

（2）所含元素化合价升高的反应物发生氧化反应（被氧化），是还原剂；所含元素化合价降低的反应物发生还原反应（被还原），是氧化剂。

（3）氧化性物质得电子的性质。

若某物质得电子能力强，则该物质氧化性较强；较难得电子的氧化剂，其氧化性较弱。

还原性物质失电子的性质。

若某物质失电子能力强，则该物质还原性较强；较难失电子的还原剂，其还原性较弱。

（4）氧化产物还原剂发生氧化反应后生成的物质。

还原产物氧化剂发生还原反应后生成的物质。

综合得出如下的氧化还原反应对立统一关系的两根推断线：记忆技巧实质判断依据元素变化反应物称为反应物性质失e —→升价—→被氧化—→还原剂—→还原性得e —→降价—→被还原—→氧化剂—→氧化性二、氧化—还原反应中电子得失情况的表示方法1．双线桥——表示电子得失的结果双线桥式要点：（1）两个箭号分别连接反应物中还原剂与氧化产物，反应物中氧化剂与还原产物（从反应物指向生成物）；（2）箭号起、止所指为同一种元素；（3）标出得与失电子及总数（氧化剂得电子总数等于还原剂失电子总数）。

2．单线桥——表示电子转移情况单线桥式：6eOH Cl CrCl KCl HCl O Cr K 2237227322141+↑++=+要点：（1）单箭号（在反应物之间）；（2）箭号起点为还原剂中被氧化（化合价升高或失电子）元素，终点为氧化剂中被还原（化合价降低或得电子）元素；（3）只标转移电子总数（最小公倍数n）e，不标得与失（氧化剂得电子总数等于还原剂失电子总数）。

【练习】学生讨论、分析、板演：说明：上述练习中的第（2）例（*号者）是一类特殊的氧化—还原反应，其特征是氧化—还原反应发生在同一物质中同一价态的同种元素之间。

这样的氧化—还原反应称为歧化反应。

三、氧化——还原反应方程式的配平1. 配平原则：氧化剂化合价降低总数与还原剂化合价升高总数相等，即得失电子守恒和质量守恒。

2. 配平的步骤：双线桥式标出化合价变化（或电子得失），双线桥式标出化合价变化（或电子得失），把自己多年教学笔记找出来对，引入自己的归纳：以一个分子为单位计，兼顾前后奇偶数，列变化、最小公倍数使升降（或电子得失）相等、配化学计量数：先参加氧化—还原反应的元素；再金属元素，非金属元素；最后氢元素、氧元素，必要时两边可添水配平。

3. 配平基本技能：①全变从左边配：氧化剂、还原剂中某元素化合价全变的，一般从左边反应物着手配平②自变从右边配：自身氧化——还原反应（包括分解、歧化）一般从右边着手配平（倒配法）例如：Cl2 + KOH ——KCl + KClO3 + H2O（右边变成Cl Cl15-+，变化为1、5互为化学计量数）Cu(NO3)2——CuO + NO2 + O2（右边NO、O2生成，价态变化为1、4，互为化学计量数）(NH4)2PtCl6——Pt + NH4Cl + HCl + N2（右边Pt ，N 2价态变化为4、6，互为化学计量数）③归中从左边配：归中反应（反歧化，化合型氧化——还原反应）一般从左边着手配平，例如：H 2S + SO 2 ——S + H 2O （左边：S SS 24-+•→，变化分别为2、4，互为化学计量数）KI + KIO 3 + H 2SO 4——I 2 + K 2SO 4 + H 2O（左边：I I I 152-+→、变化1、5，互为计量数） FeSO 4 + H 2SO 4 + O 2 →+Fe (SO )H O2432（左边Fe O 22+、变为1，4，互为化学计量）④部分变由两边配：一部分发生氧化——还原反应的物质化学计量数应为变与不变之和，例如：HCl + KMnO 4——KCl + MnCl 2 + Cl 2↑ + H 2O（HCl 化学计量数应为被氧化与未被氧化之和）Zn + HNO 3 ——Zn(NO 3)2 + NH 4NO 3 + H 2O（HNO 3化学计量应为被还原与未被还原的HNO 3之和）（5）检查等号两边各元素的原子总数是否相等，正负电荷总数是否相等。

注意的两个问题（1）在配平氧化还原反应方程时不仅要使方程式等号两边各元素的原子总数相等，而且正负电荷总数也要相等，例如：Fe Fe 2Fe 32+=++（错） 等号两边正负电荷总数不相等，应为Fe 2Fe 3Fe 32+=++Fe Cu Fe Cu 322++++=+（错） 同理应为2Fe C u 2Fe C u 322++++=+Fe Cl Fe 2Cl 223++-+=+（错）应为2Fe Cl 2Fe 2Cl 223++-+=+Fe 2I Fe I 322+-++=+（错）应为2Fe 2I 2Fe I 322+-++=+（2）检查一个氧化还原反应方程式是否写得正确，不仅要看等号两边各元素的原子个数及正负电荷总数是否相等，还要看氧化剂和还原剂的得失电子总数是否相等，例如①2KM nO 5H O 3H SO K SO 2M nSO 5O 8H O4222424422++=++↑+②2K M nO 7H O 3H SO K SO 2M nSO 6O 10H O4222424422++=++↑+③2K M nO 9H O 3H SO K SO 2M nSO 7O 12H O422424422++=++↑+上述三个化学方程式，从反应前后各元素的原子个数来看都已配平，但根据氧化剂和还原剂的得失电子总数相等的原则分析，则只有①的化学方程式正确，而②和③两个化学方程式都是错误的。

四、物质氧化性、还原性，常见的氧化剂、还原剂（一）物质的氧化性，还原性的相对强弱的判断1、从反应条件难易及反应剧烈程度来判断如（1）Cu 2H SO ()24+浓∆CuSO SO 2H O 422+↑+ （加热条件下反应） Cu 4H N O ()Cu(N O )2N O 2H O 33222+=+↑+浓（常温下剧烈反应）浓HNO 3氧化性>浓H 2SO 4氧化性（2）Cu 4H N O ()Cu(N O )2N O 2H O33222+=+↑+浓 （常温下剧烈反应） 3Cu 8H N O ()3Cu(N O )2N O 4H O3322+=+↑+稀（常温下反应慢）浓HNO 3氧化性 > 稀HNO 3注意：氧化性、还原性的强弱主要取决于它们得失电子的难易，不取决于它们得失电子的多少 HNO ()NO 5342++→浓得1eH NO ()NO532++→稀 得3e2、由元素在周期表中的位置判断：如元素处在元素周期表的左下方则还原性较强如元素处在元素周期表的右上方则氧化性较强3、通过金属活动性顺序判断金属原子失电子能力减弱，则还原性减弱，相应金属阳离子得电子能力增强，则氧化性增强应注意：2Fe C u 2Fe C u 322++++=+∴ 氧化性FeCu 32++>4、通过非金属活动性顺序判断非金属原子氧化性减弱SI Br Cl O F相应非金属离子还原性增强 ------22S I Br Cl O F5、通过实际氧化还原反应进行判断：6、通过元素的价态高低进行判断：具有最高价态元素的化合物一般可做氧化剂具有氧化性，如：含有S 6+的浓H 2SO 4含N 5+的HNO 3，含F e 3+的FeCl 3以及含有Mn 7+的KMnO 4等化合物都具有氧化性。

原因是这些最高价元素在氧化还原反应中，不能再失去电子（化合价再升高），而只能获得电子（化合价降低）发生还原反应。

具有最低价元素的化合物一般可做还原剂具有还原性。

如：含I 1-的HI 、含S 2-的H 2S 等化合物都具有还原性。

原因是这些最低价的元素在氧化还原反应中不能再结合电子（化合价再降低），而只能失去电子（化合价升高）发生氧化反应。

具有中间价态元素的物质既可以做氧化剂，又可做还原剂，例如：S 4+的H 2SO 3、含F e 2+的FeCl 2等物质既具有氧化性，又具有还原性。

原因是这些中间价态的元素在氧化还原反应里既可获得电子（化合价降低）发生还原反应，也可以失去电子（化合价升高）发生氧化反应。

（二）常用氧化剂、还原剂及其反应的主要产物1．常见的氧化剂在化学反应中易得电子被还原的物质。

（1）典型的非金属单质如：F 2、O 2、CI 2、Br 2、I 2、S ……（其氧化性强弱与非金属活动性基本一致）。

（2）有变价元素的高价态化合物如：47O Mn K +、35O I K +C 浓462SO +H 、35O N H +、24O +Mn 、24O N +……。

（3）金属阳离子如：Fe 3+、Cu 2+、(H +)…（在金属与酸、盐溶液的置换反应，如反应Fe ＋CuSO 4=FeSO 4＋Cu 中，实质上是Cu 2+离子氧化Fe 原子，Cu 2+作氧化剂，Fe 是还原剂）。