高中化學氧化還原反應教案[1]

1、2.基本概念之間的關系氧化還原反應氧化還原反應與四大基本反應類型的關系置換反應都是氧化還原反應；復分解反應都不是氧化還原反應；有單質生成的分解反應是氧化還原反應；有單質參加的化合反應也是氧化還原反應。從數(shù)學集合角度考慮：氧化還原反應的概念1.基本概念.氧化還原反應、氧化劑、還原劑、氧化產物、還原產物概念定義注意點氧化反應物質失去電子的反應物質失去電子的外部表現(xiàn)為化合價的升高還原反應物質得到電子的反應物質得到電子的外部表現(xiàn)為化合價的降低被氧化元素失去電子的過程元素失去電子的外部表現(xiàn)為化合價的升高被還原元素得到電子的過程元素得到電子的外部表現(xiàn)為化合價的降低氧化產物通過發(fā)生氧化反應所得的生成物氧化還

2、原反應中，氧化產物、還原產物可以是同一種產物，也可以是不同產物，還可以是兩種或兩種以上的產物。如反應4FeS2+11O2=2Fe2O3+8SO2中，F(xiàn)e2O3和SO2均既為氧化產物，又為還原產物。還原產物通過發(fā)生還原反應所得的生成物氧化劑得到電子的反應物常見氧化劑：(1)活潑的非金屬單質；如鹵素單質(X2)、O2、S等(2)高價金屬陽離子；如Fe3+、Cu2+等(3)高價或較高價含氧化合物；如MnO2、濃H2SO4、HNO3、KMnO4等(4)過氧化物；如Na2O2、H2O2等還原劑失去電子的反應物常見還原劑：活潑或較活潑的金屬；如K、Na、Zn、Fe等一些非金屬單質；如H2、C、Si等較低態(tài)

3、的化合物；CO、SO2、H2S、Na2SO3、FeSO4氧化性得到電子的能力物質的氧化性、還原性的強弱與其得失電子能力有關，與得失電子的數(shù)目無關。還原性失去電子的能力努力 奮進 加油 氧化劑有氧化性化合價降低得電子被還原發(fā)生還原反應生成還原產物還原劑有還原性化合價升高失電子被氧化發(fā)生氧化反應生成氧化產物例1金屬鈦（Ti）性能優(yōu)越，被稱為繼鐵、鋁制后的“第三金屬”。工業(yè)上以金紅石為原料制取Ti的反應為：aTiO2  bCl2  cC aTiCl4  cCO 反應TiCl4 2Mg  Ti 

4、; 2MgCl2 反應關于反應、的分析不正確的是（ ）TiCl4在反應中是還原產物，在反應中是氧化劑；C、Mg在反應中均為還原劑，被還原；在反應、中Mg的還原性大于C，C的還原性大于TiCl4；a1，bc2；每生成19.2 g Ti，反應、中共轉移4.8 mol e-。 A B C D標電子轉移的方向和數(shù)目（雙線橋法、單線橋法）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，標明電子數(shù)目，不需注明得失。例：2e-MnO2+4HCl（濃）MnCl2+Cl2+2H2O 雙線橋法。得失電子分開注明，從反應物指向生

5、成物（同種元素）注明得失及電子數(shù)。例：得2e-失2e-MnO2+4HCl（濃）MnCl2+Cl2+2H2O兩類特殊的化學反應歧化反應，同種元素同價態(tài)在反應中部分原子化合價升高，部分原子化合價降低。例：失5e得5×e3Cl2+6KOHKClO3+5KCl+3H2O 失5×e-得5e-歸中反應。不同價態(tài)的同種元素的原子在反應中趨于中間價態(tài)，解此類題最好將該元素的不同價態(tài)用數(shù)軸標出，變化的區(qū)域只靠攏，不重疊。例：KClO3+6HCl3Cl2+ 6KCl +3H2O 物質的氧化性強弱、還原性強弱的比較氧化性得電子性，得到電子越容易氧化性越強還原性失電子性，失去電子越容易還原性越強由

6、此，金屬原子因其最外層電子數(shù)較少，通常都容易失去電子，表現(xiàn)出還原性，所以，一般來說，金屬性也就是還原性；非金屬原子因其最外層電子數(shù)較多，通常都容易得到電子，表現(xiàn)出氧化性，所以，一般來說，非金屬性也就是氧化性。1.根據(jù)金屬活動性順序來判斷:一般來說，越活潑的金屬，失電子氧化成金屬陽離子越容易，其陽離子得電子還原成金屬單質越難，氧化性越弱；反之，越不活潑的金屬，失電子氧化成金屬陽離子越難，其陽離子得電子還原成金屬單質越容易，氧化性越強。2.根據(jù)非金屬活動性順序來判斷:一般來說，越活潑的非金屬，得到電子還原成非金屬陰離子越容易，其陰離子失電子氧化成單質越難，還原性越弱。3.根據(jù)氧化還原反應發(fā)生的規(guī)律

7、來判斷: 氧化還原反應可用如下式子表示：規(guī)律：反應物中氧化劑的氧化性強于生成物中氧化產物的氧化性，反應物中還原劑的還原性強于生成物中還原產物的還原性。4.根據(jù)氧化還原反應發(fā)生的條件來判斷: 如：Mn02+4HCl(濃) MnCl2+C12+2H20 2KMn04+16HCl(濃)=2MnCl2+5C12+8H2O 后者比前者容易(不需要加熱)，可判斷氧化性 KMn04>Mn025.根據(jù)反應速率的大小來判斷:如:2Na2SO3+O2=2Na2SO4（快）， 2H2SO3+O2=2H2SO4（慢）， ，其還原性: Na2SO4>H2SO3>SO26.根據(jù)被氧化或被還原的程度來判斷

8、:如：， 即氧化性:。又如:，即有還原性:。7.根據(jù)原電池的正負極來判斷：在原電池中，作負極的金屬的還原性一般比作正極金屬的還原性強。8.根據(jù)電解池中溶液里陰、陽離子在兩極放電順序來判斷。如:Cl-失去電子的能力強于OH-，還原性:。9.根據(jù)元素在周期表中位置判斷：(1)對同一周期金屬而言，從左到右其金屬活潑性依次減弱。如Na、Mg、A1金屬性依次減弱，其還原性也依次減弱。(2)對同主族的金屬而言，從上到下其金屬活潑性依次增強。如Li、Na、K、Rb、Cs金屬活潑性依次增強，其還原性也依次增強。（3）對同主族的非金屬而言，從上到下其非金屬活潑性依次減弱。如F、Cl、Br、I非金屬活潑性依次減弱

9、，其氧化性也依次減弱。10.根據(jù)（氧化劑、還原劑）元素的價態(tài)進行判斷：元素處于最高價只有氧化性，最低價只有還原性，處于中間價態(tài)既有氧化又有還原性。一般來說，同種元素價越高，氧化性越強；價越低還原性越強。如氧化性:Fe3+>Fe2+>Fe,S(+6價)>S(+4價)等，還原性:H2S>S>SO2，但是，氧化性：HClO4< HClO34< HClO24< HClO。注意：物質的氧化性、還原性不是一成不變的。同一物質在不同的條件下，其氧化能力或還原能力會有所不同。如：氧化性：HNO3（濃）HNO3（稀）；Cu與濃H2SO4常溫下不反應，加熱條件下反應

10、；KMnO4在酸性條件下的氧化性比在中性、堿性條件下強。原子的氧化性一般都強于分子的氧化性。如：氧化性等。例2常溫下，在下列溶液中發(fā)生如下反應16H+10Z-+2XO4-2x2+5Z2+8H2O 2A2+ +B22A3+2B- 2B-+Z2B2+2Z- 由此判斷下列說法錯誤的是（ ）A.反應Z2+2A2+2A3+2Z-可以進行。 B.Z元素在反應中均被還原C.氧化性由強到弱的順序是XO4-、Z2、B2、A3+D.還原性由強到弱的順序是A2+、B-、Z-、X2+常見氧化劑（1）非金屬性較強的單質：F2、Cl2、Br2、I2、O3、O2等 （2）變價元素中高價態(tài)化合物：KClO3、KMnO4、Fe

11、3+鹽、K2Cr2O7、 濃H2SO4、HNO3等 （3）其它HClO、MnO2、Na2O2、H2O2、NO2等 常見還原劑（1）金屬性較強的單質K、Na、Mg、Al、Fe、Zn （2）某些非金屬單質：H2、C、Si等 （3）變價元素中某些低價態(tài)化合物：H2S、HBr、HI、Fe2+及鹽，SO2等氧化還原反應方程式的配平方法1.配平原則：電子守恒、原子守恒、電荷守恒2.化合價升降法的基本步驟為：“一標、二等、三定、四平、五查”?！耙粯恕敝傅氖菢顺龇磻邪l(fā)生氧化和還原反應的元素的化合價，注明每種物質中升高或降低的總價數(shù)。“二等”指的是化合價升降總數(shù)相等，即為兩個互質(非互質的應約分)的數(shù)交叉相乘

12、?！叭ā敝傅氖怯酶櫡ù_定氧化產物、還原產物化學式前的系數(shù)?！八钠健敝傅氖峭ㄟ^觀察法配平其它各物質化學式前的系數(shù)?！拔宀椤敝傅氖窃谟醒踉貐⒓拥姆磻锌赏ㄟ^查對反應式左右兩邊氧原子總數(shù)是否相等進行復核(離子反應還應檢查電荷數(shù)是否相等)，如相等則方程式已配平，最后將方程式中“”改為“=”。例3對于反應KMnO4+HClKCl+MnCl2+Cl2+H2O（未配平），若有0.1mol KMnO4參加反應，下列說法正確的是（ ）A其轉移電子0.5mol            

13、60;  B生成Cl20.5molC參加反應HCl為16mol             DCl2是還原產物氧化還原反應的五條基本規(guī)律：（1）電子得失守恒規(guī)律：氧化劑得到電子總數(shù)=還原劑失去電子總數(shù)；（2）“以強制弱”規(guī)律：氧化劑+還原劑=較弱氧化劑+較弱還原劑；這是氧化還原反應發(fā)生的條件。（3）價態(tài)歸中規(guī)律：同一元素不同價態(tài)間發(fā)生的氧化還原反應，化合價的變化規(guī)律遵循：高價+低價中間價態(tài)，中間價態(tài)可相同、可不同，但只能靠近不能相互交叉（即價態(tài)向中看齊）。-6e-+6e

14、-5e-+5e- KClO3+6HCl =KCl+3Cl2+3H2O 而不是KClO3+6HCl=KCl+3Cl2+3H2O （4）歧化反應規(guī)律：發(fā)生在同一物質分子內、同一價態(tài)的同一元素之間的氧化還原反應，叫做歧化反應。其反應規(guī)律是：所得產物中，該元素一部分價態(tài)升高，一部分價態(tài)降低，即“中間價高價+低價”。具有多種價態(tài)的元素(如氯、硫、氮和磷元素等)均可發(fā)生歧化反應，如： Cl2十2NaOH=NaCl十NaClO十H20（5）優(yōu)先反應原理： 在溶液中如果存在多種氧化劑（還原劑），當向溶液中加入一種還原劑（或氧化劑）時，還原劑（或氧化劑）先把氧化性（或還原性）強的氧化劑（或還原劑）還原（或氧化）

15、。離子反應的類型4、 鞏固練習氧化還原反應一、選擇題1下面有關氧化還原反應的敘述不正確的是 ( )A在反應中不一定所有元素的化合價都發(fā)生變化B肯定有一種元素被氧化，另一種元素被還原C在氧化還原反應中，失去電子的物質，所含元素化合價降低D氧化還原反應的本質是電子的轉移2下列反應中，屬于氧化還原反應的是( )ACaCO3+2HClCaCl2+CO2+H2O BCaO+H2OCa(OH)2CFe+CuSO4FeSO4+Cu D 3CaH2常做生氫劑，其中氫元素是1價，化學方程式為：CaH22H2OCa(OH)22H2，其中水是 （ ）A還原劑 B既是氧化劑，又是還原劑C氧化劑 D既不是氧化劑，又不是

16、還原劑4在2KMnO4=2K2MnO4 + MnO2 + O2中，KMnO4所起的作用是：（ ）A氧化劑 B既不是氧化劑又不是還原劑C還原劑 D既是氧化劑又是還原劑2KNO3+S+3C=K2S+N2+3CO25黑火藥的爆炸反應為： ， 其中被還原的元素是 ( )AN BC CN和S DN和C6在下列生成二氧化硫的反應中，反應物中的含硫物質被氧化的是A 硫在空氣中燃燒 B 銅片與濃硫酸共熱C 紅熱的木炭與濃硫酸反應 D 亞硫酸鈉與稀硫酸反應7.下列微粒Al3+ Cl- N2 MnO4- CO2 H2O2 Fe2+ MnO42-既具有氧化性又具有還原性的是 ABCD8人體血紅蛋白中含有Fe2+離子

17、，如果誤食亞硝酸鹽，會使人中毒，因為亞硝酸鹽會使Fe2+離子轉化為Fe3+離子，生成高鐵血紅蛋白而喪失與O2的結合的能力，服用維生素C可緩解亞硝酸鹽的中毒，這說明維生素C具有（ ）A酸性 B堿性 C氧化性 D還原性9下列變化必須加入氧化劑才能實現(xiàn)的是（ ）A CuOCuSO4 BCO2CO CFeFe3O4 DKClO3O210.從海水中可以提取溴，主要反應為：2Br+Cl2=2Cl+Br2，下列說法正確的是A.溴離子具有氧化性 B.氯氣是還原劑C.該反應屬于復分解反應 D.氯氣的氧化性比溴單質強11根據(jù)以下四個反應：（1）H2S+I2=2H+2I-+S¯ （2）H2SO3+2H2S

18、=3S¯+3H2O（3）2I-+Br2=2Br-+I2 （4）H2SO3+I2+H2O=H2SO4+2HI確定Br-、I-、H2S和H2SO3還原性由強到弱的順序是AH2S>H2SO3>I->Br- BBr->I->H2SO3>H2SCH2SO3>H2S>Br->I- DI->Br->H2S>H2SO312G、Q、X、Y、Z均為氯的含氧化合物，我們不了解它們的化學式，但知道它們在一定條件下具有如下的轉換關系(未配平) (1)G Q+NaCl；  這五種化合物中氯的化合價由低到高的順序為( )AQGZYX BGYQZX CGYZQX DZXGYQ13